Kompleksiniai junginiai žmogaus organizme

Kompleksiniai junginiai Hemoglobinas žmogaus organizme, chlorofilas, vitaminas B12 ir daug kitų svarbių junginių yra vadinami kompleksiniais arba koordinaciniais junginiais. Šiuose junginiuose jonai arba neutralios molekulės donorinėmis – akceptorinėmis (kovalentinėmis koordinatinėmis) jungtimis susijungia su metalo jonais. Šios jungtys struktūrinėse formulėse žymimos . Paprastų kompleksų pavyzdžiai; [Ag(NH3)2]+; [Cu(NH3)4]2+; [Fe(CN)6]3-; [Pt(NH3)Cl2] ir t.t. Kompleksų susidarymui reikalingos dvi medžiagų rūšys: a) Jonas ar molekulė turinti mažiausiai vieną porą elektronų prieinamą donoriniam – akceptoriniam ryšiui. b) Metalo jonas ar atomas turintis laisvų orbitalių ir pakankamą trauką elektronams, kad sudarytu koordinacinį – kovalentinį ryšį. Vadovaujantis rūgščių-bazių apibrėžimais, galima sakyti, kad kompleksinis junginys susidaro kai Liuiso bazė (ligandas) nepadalinta elektronu pora susijungia su Liuiso rūgštimi (metalo jonu). Labiausiai linkę sudaryti kompleksinius junginius yra pereinamųjų ir vidinių pereinamųjų metalų, jonai. Nors, šiuo metu yra sintezuoti praktiškai visų metalų kompleksiniai junginiai. Dauguma kompleksinių junginių yra ryškios spalvos. Kompleksinių junginių teorijos pradininkas yra šveicarų mokslininkas Alfred Werner . Teorija sukurta 1890-1900 metais, tačiau daugeliu požiūrių ji išliko vertinga iki šių dienų. Už darbus šioje srityje 1913 metais A.W. suteikta Nobelio premija. Prie koordinacinių junginių kartais priskiriami klatratai. Jie susidaro vienos medžiagos molekulėms užpildant tuštumas tarp kitos medžiagos molekulių. Šie junginiai sujungti ne cheminėmis, bet Van-der-Valso jungtimis. Pvz.: ledo kristalų gardelių tuštumos gali būti užpildytos H2S, CH4 ar inertinių dujų molekulėmis. Taip yra gauti ksenono klatratiniai hidratai 4Xe23H2O. (Apie vandenilinius variklius, kur vandenilio saugojimui naudojami metalų hidratai). Nors klatratai neturi daug bendro su KJ, bet prie jų priskiriami dėl sudėtingumo. Terminai Kompleksinį junginį sudaro vidinė ir išorinė sferos. Vidinė arba koordinacinė sfera paprastai yra atomai, kurie formulėje apibrėžiami laužtiniai skliaustais. Ją sudaro centrinis metalo jonas ir ligandai. Metalo jonas ar atomas komplekse yra vadinamas centriniu metalo jonu ar atomu (dar vadinamas kompleksadariu); grupės prisijungusios prie jo vadinamos ligandais. Ligandai gali jonai (CN-; Cl-; SCN-) arba neutralios molekulės (H2O, NH3, CO) ir kt. Ligando viduje esantis atomas, kuris tiesiogiai jungiasi koordinacine kovalentine jungtimi su metalo atomu yra vadinamas donoru. Centrinio atomo koordinacinis skaičius yra prie jo prisijungusių atomų donorų skaičius. Junginyje [Ag(NH3)2]+ sidabro jono koordinacinis skaičius yra 2; [Cu(NH3)4]2+ vario jono koordinacinis skaičius yra 4; [Fe(CN)6]3- geležies jono koordinacinis skaičius yra 6. Kiekviename šių pavyzdžių koordinacinis skaičius yra lygus ligandų skaičiui koordinacinėje sferoje. Dažniausi koordinaciniai skaičiai yra 2, 4, 6. KS gali būti iki 12. Tačiau ne visada yra, kad koordinacinis skaičius yra lygus ligandų skaičiui koordinacinėje sferoje. Kai kurie ligandai, pvz.: etilendiaminas turi du donorinius atomus, todėl junginyje [Co(H2NCH2CH2NH2)3]3+, kobalto koordinacinis skaičius yra 6, nes trys ligandai turi po du donorinius atomus. Kada ligandas susijungia su centriniu metalo jonu dviem ar daugiau donoriniais atomais, jis vadinamas bi- arba polidentatiniu ligandu (arba chelatiniu ligandu). Susidaręs kompleksas vadinamas chelatiniu junginiu arba kompleksu. Pvz.: KJ klasifikacija 1. Pagal išorinės sferos pobūdį • kompleksinės rūgštys – H2[SiF6]; H[AuCl4] • kompleksinės bazės – [Ag(NH3)2]OH; [Cu(NH3)4](OH)2 • kompleksinės druskos – K4[Fe(CN)6]; [Cu(NH3)3] 2. Pagal ligandų pobūdį: • akvakompleksai – ligandai vandens molekulės: [Co(H2O)6]SO4; [Cu(H2O)4](NO3)2 • hidroksokompleksai – ligandai hidroksido jonai: K3[Al(OH)6]; Na[Cr(OH)4] • amoniakatai – ligandai amoniako molekulės: [Co(NH3)6]Cl2; [Ag(NH3)2]Cl • acidokompleksai – ligandai rūgščių anijonai – cianidai, oksalatai, halogenidai, karbonatai: K4[Fe(CN)6]; k2[HgI4]. 3. Pagal kompleksinio jono pobūdį: • kompleksas yra katijonas:[Ni(NH3)4]Cl2  [Ni(NH3)4]2+ + 2Cl- • kompleksas yra anijonas: K4[Fe(CN)6]  4K+ + [Fe(CN)6]4- K2[HgI4]  2K+ + [HgI4]2- • kompleksas neutralus: [Pt(NH3)4Cl2]  Pt2+ + 4NH3 + 2Cl- [Ni(CO)4]  Ni + 4CO 4. Pagal vidinę kompleksinio jono struktūrą: • monobranduoliniai – vienas centrinis atomas; • polibranduoliniai – keli kompleksadariai: [(NH3)5Cr–OH–Cr(NH3)5]Cl5 5. Cikliniai ir necikliniai: kai ligandas užima vieną koordinacinę vietą – paprasti; kai yra polidentatiniai ligandai, kurie su centriniu atomu jungiasi keliomis jungtimis – cikliniai. Kompleksinių junginių pavadinimų sudarymo taisyklės 1. Pirmiausiai įvardijamas katijonas, po jo – anijonas. 2. Kompleksinio jono pavadinime pirmiau nurodomi ligandai, o po jų centrinis atomas. Ligandai išvardijami abėcėlės tvarka. • Anijoninių ligandų pavadinimai turi baigtis balse “o”: pvz.: F- - fluoro; CN- – ciano; NO2- – nitro (M-N jungtis); ONO- – nitrito (M-O jungtis); NO3- – nitrato; OH—hidrokso; O2- – okso; NH2- – amino; CO3- – karbonato. • Neutraliųjų ligandų pavadinimai sutampa su molekulės pavadinimu: C2H4 – etileno; N2H4 – hidrazino; PF3 – trifluorofosfato, išskyrus – H2O – akva-; NH3 – amino; CO – karbonilo; NO – nitrozilo. 3. Jei yra daugiau nei vienas atskiro tipo ligandas, jų skaičius nurodomas priešdėliu di-, tri-, tetra-, penta-, heksa- ir t.t. Jei ligandas yra polidentatinis, naudojamasi priešdėliu bis-, tris-, tetrakis- ir t.t. 4. Jei kompleksas yra katijonas, centrinio atomo pavadinimas yra kaip elemento kilmininko linksniu, po jo nurodomas oksidacijos laipsnis (romėniškais skaitmenimis). Kai kompleksas neutralus – metalo pavadinimas duodamas vardininko linksniu, gale – oks.l. Kai kompleksas yra anijonas – prie metalo jono lotyniško pavadinimo šaknies pridedama priesaga -atas, po to nurodomas oksidacijos laipsnis. Pavyzdžiai: Kompleksas yra katijonas: [Co(NH3)6]Cl3 – heksaaminokobalto (III) chloridas [Pt(NH3)4Cl2]2+ – tetraamindichloroplatinos (IV) jonas [Cr(H2O)4Cl2]Cl – tetraakvadichlorochromo (III)chloridas [Co(H2NCH2CH2NH2)3]2(SO4)3 – tris(etilendiamino)kobalto (III) sulfatas Kompleksas neutralus: [Pt(NH3)2Cl4] – diamintetrachloroplatina (IV) [Co(NH3)3(NO2)3] – triamintrinitrokobaltas (III) [Ni((H2NCH2CH2NH2)2Cl2] – dichlorobis(etilendiamino)nikelis (II) Kompleksas yra anijonas: K3[Co(NO2)6] – kalio heksanitrokobaltatas (III) [PtCl6]2- – heksachloroplatinato (IV) jonas Na2[SnCl6] – natrio heksachlorostanatas (IV) 5. Geometrinių izomerų pavadinimai pradedami priešdėliais “cis” arba “trans”. 6. Tilteliniai ligandai žymimi graikų alfabeto raide “”. Dviteltilinės grupės žymimos priešdėli “di-”. Sudarant pavadinimą tilteliniai ligandai vardijami ta pačia tvarka kaip ir kiti, be to atskiriami trumpu brūkšneliu : [Nh3)5Co-NH2-Co(NH3)4H2O]Cl5 – pentaaminokobalto (III)--amidotetraaminoakvakobalto (III) chloridas – di--hidroksotetraoksalodichromato (III) jonas. Kai kurie kompleksiniai junginiai yra išlaikę savo istorinius pavadinimus susijusius su spalva arba junginį susintetinusio mokslininko vardu. Pvz.: K3[Fe(CN)6] – raudonoji kraujo druska; K4[Fe(CN)6] – geltonoji kraujo druska; K3[Co(NO2)6] – Fišerio druska; K2[Pt(CN)4 – Gmelino druska ir kt. Kompleksų jonizacija Tarp išorinės sferos ir kompleksinio jono yra joninis ryšys, todėl tirpale koordinaciniai junginiai elgiasi kaip stiprūs elektrolitai – lengvai ir pilnai jonizuojasi skildami į išorinės ir vidinės sferos jonus: K4[Fe(CN)6]  4K+ + [Fe(CN)6]4- Kompleksinis jonas tirpale elgiasi kaip silpnas elektrolitas – jo jonizacija yra grįžtama: [Fe(CN)6]4-  [Fe(CN)5]3- + CN- [Fe(CN)5]3-  [Fe(CN)4]2- + CN- Suminė jonizacijos lygtis: [Fe(CN)6]4-  Fe2+ + 6CN- Esant pusiausvyrai galima taikyti veikiančiųjų masių dėsnį ir apskaičiuoti jonizacijos konstantą: ; Jei jonizacija vyksta keliomis stadijomis, tai KC  K1 + K2 +...+ Kn KC yra vadinama kompleksinio junginio nepatvarumo konstanta. Kuo didesnė skaitinė KC reikšmė, tuo KJ patvaresnis ir atvirkščiai, kuo nepatvarumo konstanta mažesnė, tuo kompleksas ne patvaresnis. KC galima išreikšti: pKC  -lg KC pvz.: KC  410-8, tai pKC  18 – lg4 (kuo didesnė pKC reikšmė, tuo stabilesnis KJ). Kompleksų struktūra 1893 m. A.Verneris pasiūlė idėja: “kai jonai ar molekulės yra koordinuojami prie metalo jono, jie išsidėsto apie jį apibrėžta geometrine struktūra”. Šią idėją jis pritaikė aiškindamas hidratų (CoCl26H2O), amoniakatų (CoCl26NH3) ir dvigubų druskų (PtCl42KCl) savybes. Šiems junginiams A. Verneris priskyrė formules : [Co(H2O)6]cl2; [Co(NH3)6]Cl3 ir K2[PtCl6] ir nurodė, kad šių kompleksų savybes nulemia 6 ligandų išsidėstymas oktaedro forma apie centrinį atomą. Dabartiniai rentgeno kristalografiniai tyrimai tai patvirtino. KJ geometrinė struktūra pagrindinai apibrėžiama metalo koordinaciniu skaičiumi ir gali būti nustatyta remiantis valentinių ryšių teorija. Daugeliu atveju nepadalintos elektronų poros “d” orbitalėse turi minimalią įtaką geometrinei struktūrai, nes jos nėra išoriniame sluoksnyje. Lentelėje pateikti duomenys apie geometrinės struktūros ir hibridizacijos ryšį su koordinaciniu skaičiumi. Geom. forma K. Nr. Hybr. Pavyzdžiai Linijinė 2 sp [Ag(NH3)2]+ [Cu(CN)2]- Trikampė plokščia 3 sp2 [HgCl3]- Tetra- edrinė 4 sp3 arba sd3 [Zn(CN)4]2- [FeCl4]- [CoBr4]2- Plokščia kvadratinė 4 dsp2 [Ni(CN)4]2- [Cu(NH3)4]2- Plokščia piramidi- nė 5 d2sp2 arba d4s [VOCl4]2- [Ni(Br)3{C2H5)3 P}2] Trigoninė bipirami- dinė 5 dsp3 arba d3sp [Fe(CO)5] [Mn(CO)4NO] Oktaedri- nė 6 d2sp3 [Co(NH3)6]3+ [PtCl6]2- [MoF6]- Kompleksinių junginių izomerija Viena priežasčių, dėl kurių koordinacinių junginių chemija labai sudėtinga, yra jų izomerinių formų įvairovė ir atsiradimo būdai. Vienodos kiekybinės sudėties bet skirtingos struktūros medžiagos vadinamos izomerais. Kadangi skiriasi struktūra, jų savybės irgi skiriasi. Izomerus galima suskirstyti į dvi pagrindines kategorijas: struktūrinius ir stereoizomerus. Struktūriniai: • Jonizaciniai izomerai (joniniai) • Hidratiniai izomerai (solvatiniai) • Koordinaciniai izomerai • Ryšio (jungties) izomerai Stereoizomerai: • Geometriniai (poziciniai) izomerai • Optiniai izomerai Struktūriniai izomerai Jonizacinė izomerija Šie izomerai atsiranda dėl jonų, esančių koordinacinės sferos viduje ir išorėje, pasikeitimų. [Co(NH3)5Br]2+ SO42- [Co(NH3)SO4]+ Br- pentaaminobromokobalto (II)sulfatas (violetinis) pentaaminosulfatokobalto (II) bromidas (raudonas) Sulfato tirpalas reaguoja su BaCl ir susidaro baltos bario sulfato nuosėdos. Bromido tirpalas nereaguoja su BaCl. Šių medžiagų ekvimoliniai tirpalai turi skirtingą elektrinį laidumą. Sulfato tirpalas geriau praleidžia elektros srovę, nes jo jonai turi 2+ ir 2- krūvius – didesnius už 1+ ir 1- krūvius bromido tirpale. Kiti pavyzdžiai: [Pt(NH3)Cl2]Br2 ir [Pt(NH3)Br2]Cl2 [Pt(NH3)4SO4](OH)2 ir [Pt(NH3)4(OH)2]SO4 [Co(NH3)5NO2]SO4 ir [Co(NH3)5SO4]NO2 Hidratinė izomerija Jonizaciniai ir hidratiniai izomerai yra labai panašūs. Kai kuriuose kristalohidratiniuose kompleksuose vanduo gali atsirasti koordinacinės sferos viduje arba išorėje. [Cr(H2O)6)Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2H2O [Cr(H2O)4Cl2)Cl2H2O heksaakvachromo (III) chloridas pentaakvachlorochromo (III tetraakvadichlorochromo (III) chlorido (violetinis) chlorido hidratas (mėlynai-žalias) dihidratas (žalias) Šių trijų hidratinių izomerų tirpalams reaguojant su AgNO3 susidaro atitinkamai 3,.2 ir 1 mol AgCl nuosėdų vienam komplekso moliui. Koordinatinė izomerija Koordinacinė izomerija atsiranda junginiuose turinčiuose kompleksinių anijonų ir kompleksinių katijonų. Šiuose junginiuose vyksta ligandų pasikeitimas tarp anijono ir katijono. [Pt(NH3)4][PtCl6] – tetraaminoplatinos (II) heksachloroplatinatas (IV) [Pt(NH3)4Cl2][PtCl4] – tetraaminodichloroplatinos (IV) tetrachloroplatinatas (II) Ryšio (jungties) izomerija Kai kurie ligandai gali jungtis su metalo jonu keliais būdais. Pvz.: –CN- (ciano) ir –NC- (izociano) –NO2- (nitro) ir –ONO- (nitrito) (donorinis atomas kairėje pusėje) [Co(NH3)5ONO]Cl2 [Co(NH3)5NO2]Cl2 pentaaminonitritokobalto (III) chloridas pentaaminonitrokobalto (III) chloridas (raudonas, suyra rūgštyse) (geltonas, stabilus rūgštyse) Stereoizomerai Junginiai turintys tuos pačius atomus ir tą pačią atomų susijungimo tvarką, bet besiskiriantys erdviniu atomų išsidėstymu apie centrinį atomą vadinami stereoizomerais. Stereoizomerai gali būti tik kompleksuose kurių koordinacinis skaičius yra 4 arba didesnis. Geometrinė izomerija Stereoizomerai, kurie nėra optiniai izomerai, vadinami geometriniai arba pozicijos izomerais. Geometriniai izomerai vadinami cis- ir trans- izomerais. cis-diaminodichloroplatina trans-diaminodichloroplatina (šviesiai geltona) (tamsiai geltona) cis-dichlorotetraaminokobalto (III)jonas trans - dichlorotetraaminokobalto (III)jonas (violetinis) (žalias) Optiniai izomerai Cis-diamino-cis-diakva-cis-dibromochromo (III) jonas egzistuoja dviejose formose, kurios yra panašios viena į kitą kaip kairė ir dešinė rankos. Šios dvi formos yra nepersidengiantys vienas kito veidrodiniai atspindžiai ir vadinamos optiniai izomerais arba enantiomerais. Optiniai izomerai pasižymi identiškomis fizinėmis ir cheminėmis savybėmis. Jie skiraisi tuo, kad skirtingai suka šviesos spindulio poliarizacijos plokštumą. Vieni suka į kairę (žymimi l – levorotatory), kiti į dešinę (žymimi d – dextrorotatory). l-tris(etilendiamino)kobalto (III) jonas d-tris(etilendiamino)kobalto (III)jonas Kompleksiniai junginiai gyvose sistemose Hemoglobinas yra deguonį pernešantis baltymas raudonuosiuose kraujo kūneliuose eritrocituose. Hemoglobino buvimas nusprendžią ir šių ląstelių spalvą. Porfinas Hemas Vykstant koordinacijai su metalu, du H+ jonai. Susidarę kompleksai yra vadinami porfirinais. Geležies – porfirino kompleksas yra vadinamas hemu. Fe jono oksidacijos laipsnis heme yra +2; jis yra susijungęs su keturiais N atomais porfino grupėje ir su N atomu ligande kuris susijęs su baltymu. Nesant O2, šeštasis ligandas yra H2O molekulė, kuri prisijungia priešingoje baltymui pusėje, tuo užbaigdama oktaedrinį kompleksą. Šiomis sąlygomis hemoglobino molekulė vadinama deoksihemoglobinu ir yra tamsios veninio kraujo spalvos. H2O ligandas lengvai pakeičiamas O2 ir susidaro šviesiai raudonas oksihemoglobinas esantis arteriniame kraujyje. Kiekviena hemoglobino molekulė gali prisijungti iki keturių O2 molekulių. Chlorofilas, žalių augalų pigmentas, yra Mg kompleksinis junginys. Augalai atrodo žali, nes chlorofilas absorbuoja geltoną spalvą. Energija, atsiradusi absorbuojant šviesą, naudojama foto sintezėje. chlorofilas Vitamino B12 struktūroje yra korino žiedas, kuris šiek tiek skiriasi nuo porfirino. Kobalto atomas susijungęs su 4 N atomais korino žiede ir kitais dviem ligandais žiedo viršuje ir apačioje. korinas vitaminas B12 . Vitaminas B12 turi didelę biologinę reikšmę. Jo trūkumas sukelia anemiją – raudonųjų kraujo ląstelių trūkumą. Nedideli vitamino B12 reikialingi normaliam organizmo metabolizmui. Ryšių KJ teorijos Bet kuri KJ ryšių teorija turi paaiškinti 4 svarbiausias savybes: stabilumą, struktūrą, spalvą ir magnetines savybes. Pirmoji sukurta teorija buvo valentinių ryšių teorija. Naujausi modeliai naudoja ligandų lauko teoriją, kuri tiria elektrostatinę sąveiką tarp centrinio metalo jono ir ligandų, ir molekulinių orbitalių teorija. Valentinių ryšių teorija Valentinių ryšių teorija aiškina metalo – ligandų ryšį kaip kovalentinį-koordinatinį ryšį, kuris susidaro donoro atomui persidengiant su centrinio metalo hibridine orbitale. Elektronų pora pasidalijama tarp ligando ir metalo, ir kiekviena elektronų pora užima ir ligando orbitalę, ir vieną iš keleto ekvivalentiškų hibridizuotų metalo orbitalių. Ligandas yra Liuiso bazė, metalas – Liuiso rūgštis. Oktaedriniame komplekse [Co(NH3)6]3+ šešios elektronų poros iš šešių ligandų užima hibridines metalo jono orbitales. Šešios ekvivalentiškos hibridinės metalo jono orbitalės atsiranda hibridizuojantis dviems d, vienai s ir trims p orbitalėms: d2sp3 hibridizacija. Visuose oktaedriniuose kompleksuose yra d2sp3 hibridizacija: [SnCl3]2-; [Co(H2O)6]2-; [Co(CN)6]3-; [Fe(CN)6]3-. Artimiau panagrinėsime [Co(NH3)6]3+ joną. Neutralus kobalto atomas ramybės būsenoje turi konfigūraciją: 1s22s22p63s23p63d74s2. Kiekvienoje orbitalėje gali būti du priešingo spino elektronai. Pagal Hundo taisyklę, prieš susiporuodami elektronai iš pradžių užima orbitales po vieną: Co atomas Susiformuojant Co3+ jonui, atomas praranda tris elektronus (du iš 4s ir vieną iš pilnai užpildytos 3d orbitalės) ir susidaro struktūra turinti keturis nesuporuotus elektronus Co3+ jonas Yra nustatyta, kad priartėjus ligando elektronų porai, nesuporuoti elektronai 3d orbitalėse susiporuoja, atsiradusios dvi tuščios d orbitalės hibridizuojasi su 4s ir trimis 4p orbitalėmis sudarydamos šešias d2sp3 hibridines orbitales nukreiptas į oktaedro kampus. Šios hibridinės orbitalės priima elektronus iš ligandų. Susiformavus komplekso struktūrai, visi elektronai tampa identiški ir jų negalima atskirti. Co (II) oktaedriniai kompleksai [Co(CN)6]4- turi vienu elektronu daugiau nei Co (III) kompleksai, todėl vykstant d2sp3 hibridizacijai, šis elektronas perkeliama į 4d orbitalę. Ryšys su juo silpnas ir jis yra lengvai atiduodamas. Tai paaiškina, kodėl Co (II) kompleksai lengvai oksiduojasi iki Co (III) kompleksų. Kompleksuose su tetraedrine struktūra keturios ryšio orbitalės susidaro hibridizuojantis vienai s ir trims p orbitalėms (sp3 hibridizacija). Tai analogiška ryšių susidarymui metano molekulėje. Skirtumas tik tas, kad elektronus duoda vien tik ligandas: Esant plokščiai keturkampei struktūrai (Ni(CN)4]2-) – hibridizacija dsp2. Kai kurių kompleksų savybių negalima tinkamai paaiškinti hibridizacija ir koordinaciniu – kovalentiniu ryšiu. Pavyzdžiui, Fe (II) kompleksų magnetinis momentas rodo, kad [Fe(CN)6]4- neturi nesuporuotų elektronų , o [Fe(H2O)6]2+ turi keturis. Remiantis kovalentinio ryšio teorija, abiejose kompleksuose neturėtų būti nesuporuotų elektronų. Todėl kompleksas [Fe(CN)6]4- atitinka šią teoriją, o kompleksas [Fe(H2O)6]2+ – neatitinka. Jei remtis teiginiu, kad kompleksas [Fe(H2O)6]2+ susijungęs elektrostatine trauka taro Fe2+ir neigiamo H2O molekulės poliaus, tada galima paaiškinti 4 nesuporuotų elektronų buvimą. Kaip paprastame Fe (II) jone, d orbitalėse yra nesuporuoti elektronai. Ligandų elektronai neužima šių orbitalių nes ryšys yra joninis. Skirtingas ryšys [Fe(CN)6]4- ir [Fe(H2O)6]2+ kompleksuose nėra netikėtas, nes cianido jonai lengviau atiduoda elektronų porą pasidalijimui su metalo jonu, nei H2O molekulės. Todėl cianidai sudaro stabilesnius kompleksus. Nors koncepcija, kad kompleksuose yra 2 skirtingi ryšių tipai paaiškina magnetines savybes, bet nepaaiškina tokių savybių kaip struktūrinė konfigūracija ir spalvos. Ligandų lauko teorija Pilnai joninis kompleksų cheminio ryšio modelis yra vadinamas ligandų lauko teorija (LLT). Pagal LLT, pagrindinė kompleksinio jono ar molekulės susiorientavimo priežastis yra elektrostatinė sąveika tarp teigiamo metalo jono ir neigiamų jonų ar polinių molekulių neigiamų polių (elektronų poros). Kompleksų spalva ir jų magnetinės savybės atsiranda dėl elektrostatinių stūmos jėgų tarp ligandų elektronų porų ir elektronų metalo d orbitalėse. Dvi iš penkių d orbitalių yra išsidėsčiusios išilgai ašių. Jų galai nukreipti į oktaedro, aplink metalą, kampus. Šios dvi orbitalės vadinamos eg orbitalėmis. Kitos trys orbitalės dxy, dxz ir dyz, kurių galai nukreipti tarp ligandų oktaedro kampuose, yra vadinamos t2g orbitalėmis. Šeši ligandai priartėja prie metalo jono išilgai ašių, ligandų elektronų poros stumia elektronus metalo d orbitalėse. Stūmos jėgos tarp ligandų elektronų porų ir elektronų eg orbitalėse yra didesnis, nei tarp ligandų elektronų poros ir elektronų t2g orbitalėse, nes eg orbitalės nukreiptos tiesiai į ligandų elektronų poras, o t2g orbitalės – į taškus tarp jų. Tokiu būdu metalo jono elektronai oktaedrinio komplekso eg orbitalėse turi didesnes potencines energijas nei t2g orbitalėse. Energijos skirtumą galima pavaizduoti sekančiai: Energijos skirtumas tarp eg ir t2g orbitalių yra vadinamas ligandų lauko sklaida (LLS) ir žymima  arba 10Dq. LLS dydis priklauso nuo ligandų prigimties. Skirtingi ligandai turi skirtingą elektronų koncentraciją orbitalėse nukreiptose į centrinį atomą. Ligandai turintys mažą elektronų tankį, sukuria mažą ligandų lauko sklaidą (maža 10Dq reikšmė), o turintys didelį tankį – didelę sklaidą. Ligandų sukuriama ligandų lauko sklaida išreiškiama spektrocheminėse serijose. Trumpa spektrocheminė serija: J-

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!