Sysop: 1 revizi

2011-04-12T15:42:58Z

1 revizi

Nová stránka

'''Komplexní sloučenina''' (nebo také ''koordinační sloučenina'') je [[chemická sloučenina]], která obsahuje alespoň jednu [[Kovalentní vazba#Koordinačně-kovalentní vazba|koordinačně-kovalentní vazbu]]. Často se jedná o sloučeniny [[přechodný kov|přechodných kovů]] s [[Lewisova báze|Lewisovými bázemi]]. Obor [[chemie]], který se zabývá těmito sloučeninami, se nazývá [[koordinační chemie]].
== Druhy kovových komplexů ==
* Klasické komplexy (Wernerovy komplexy) – [[ligand]]y jsou vázány ke kovu pomocí volného [[elektron]]ového páru. Mezi typické ligandy patří [[voda|H2O]], [[amoniak|NH3]], [[Chloridy|Cl−]], atd. Jde např. o [[Chlorid hexaamminkobaltitý|[Co(NH3)6]Cl3]]
* [[Organokovové sloučeniny|Organokovové]] komplexy – jako ligandy zde vystupují [[organická sloučenina|organické sloučeniny]], např. [[alkany]], [[alkeny]], [[fosfiny]], atd. Jde např. o [[ferrocen]].
* Bioanorganické komplexy – ligandy pocházejí z [[biologie|biologických]] systémů a obsahují, např. řetězce [[Aminokyseliny|aminokyselin]] nebo [[porfyriny]]. Jde např. o [[hemoglobin]].
* [[Klastr (chemie)|Klastry]] – tyto sloučeniny obsahují více atomů kovu, které jsou vázany přímou vazbou kov–kov. Jde např. o Ru3(CO)12.
== [[Koordinační číslo]] ==
Pro určení struktury koordinační sloučeniny je důležitá znalost [[koordinační číslo|koordinačního čísla]], což je počet σ vazeb mezi [[centrální atom|centrálním atomem]] a [[ligand]]y. Toto číslo odpovídá počtu ligandů pouze v případě jednovazných (''monodentátních'') ligandů. Hodnota koordinačního čísla běžných komplexů se pohybuje mezi dvěma a devíti, ale např. u [[lanthanoid]]ů můžeme pozorovat i vyšší koordinační čísla. Maximální koordinační číslo je dáno [[elektronová konfigurace|elektronovou konfigurací]] centrálního atomu, poměrem velikostí ligandu a centrálního atomu, vlivem náboje centrálního atomu a počtem volných vazebných orbitalů centrálního atomu.
Díky [[elektron]]ovým efektům jako je [[Jahn-Tellerův efekt]] jsou některá geometrická uspořádání stabilnější než jejich alternativy, např. pro některé sloučeniny je [[trigonální prisma]] výhodnější než [[oktaedr]]ická struktura.
''Struktura základních koordinačních čísel je popsána níže, rozsáhlejší článek pojednávající o tomto témto je [[koordinační číslo]]. Některé ligandy mají vžité zkratky, které se ve vzorcích používají, jejich význam je uveden na stránce o [[názvosloví koordinačních sloučenin]].''
'''''Koordinační číslo 2'''''
Toto číslo je známo pouze u komplexů Cu+, Ag+, Au+ a Hg2+, které mají plně zaplněné d-orbitaly. Struktura těchto komplexů je lineární. Typickým příkladem je kation diamminostříbrný [Ag(NH3)2]+, který je na obrázku.
[[Soubor:Diamminostříbrný kation.GIF|center|200px|Diamminostříbrný kationt]]
'''''Koordinační číslo 3'''''
Toto koordinační číslo je velmi vzácné. Je známé jen u některých komplexů s objemnými ligandy jako je například [Cu{SC(NH2)2}3]+. Z komplexů s jednoduššími ligandy je toto koordinační číslo známo pouze u trijodidortuťnatého kationtu [HgI3]- v kombinaci s vhodným kationtem (na obrázku). Tvar komplexu je rovnostranný trojúhelník. U některých komplexů je toto koordinační číslo pouze zdánlivé - například [CuCl3]- je ve skutečnosti polymerní koordinační číslo 4.
[[Soubor:Trijodidortuťnatý aniont.GIF|center|100px|Trijodidortuťnatý aniont]]
'''''Koordinační číslo 4'''''
Toto koordinační číslo je druhé nejběžnější a odpovídá mu [[tetraedr]]ické a [[čtverec|čtvercové]] uspořádání koordinační sféry. Výběr mezi oběma geometriemi závisí do určité míry na elektronové konfiguraci centrálního atomu.
Jestliže jde o atom se sféricky symetrickou elektronovou konfigurací (elektrony jsou pravidelně uspořádány kolem jádra), pak se budou [[ligand]]y snažit uspořádat tak, aby byly co nejdále od sebe. Tomu odpovídá tetraedrické uspořádání. Tato situace nastává u komplexů s a p-prvků (např. [BF4]-) a u těch d-prvků, které buď dosáhly skupinového oxidačního čísla (všechny orbitaly prázdné, např. Mn+7 - MnO4-), nebo mají konfiguraci d5 příp. d10 (symetrické konfigurace, např. Fe+3, Cu+ - [Cu(py)4]+, Ni0 - [Ni(CO)4]).
Centrální atomy s jinou konfigurací budou preferovat čtvercové uspořádání komplexů. Platí to především pro konfiguraci d8 (Pd+2, Pt+2), která ve většině případů vede ke čtvercovému uspořádání (výjimku tvoří Ni2+, který tvoří běžně také tetraedrické komplexy). Čtvercové uspořádání ovšem vyžaduje alespoň jeden volný d [[orbital]] pro [[hybridizace|hybridizaci]] dsp2.
Jsou-li rozdíly v [[energie|energii]] mezi čtvercovým a tetraedrickým uspořádáním malé (např. u
některých komplexů Ni+2 nebo Cu+2), mohou existovat komplexy v obou geometriích nebo může mezi oběma docházet k vzájemné přeměně - (NH4)2[CuCl4] je čtvercový a Cs2[CuBr4] je přibližně tetraedrický. Čtverec a tetraedr jsou pak spíše extrémními možnostmi uspořádání ligandů a skutečný tvar leží někde mezi nimi. Tento jev se nazývá konformační izomerií a je o něm pojednáno níže.
[[Soubor:Tetraedr, čtverec.GIF|center|200px|Zleva tetraedr a čtverec]]
'''''Koordinační číslo 5'''''
Koordinační číslo 5 bylo dříve považovalo za vzácné. Dnes jsou známy komplexy s tímto koordinačním číslem od všech [[centrální atom|centrálních atomů]] s konfigurací od d1 do d9. Tomuto koordinačnímu číslu odpovídají dvě mezní struktury – [[čtvercová pyramida]] ([VO(acac)3]) a [[trigonální bipyramida]]. Jelikož energie přeměny jedné limitní struktury v druhou je často malá, má většina komplexů strukturu odpovídající přechodu mezi oběma geometriemi. Mnohé sloučeniny s pětivazným centrálním atomem se chovají způsobem, který označujeme jako fluxionální. To znamená, že existují ve dvou nebo více chemicky ekvivalentních
strukturách, které přecházejí jedna v druhou takovou rychlostí, že je nelze vzájemně
rozlišit fyzikálním měřením.
Určitou výjimkou u tohoto koordinačního čísla jsou komplexy (především Ni+2 a Co+2) s tzv. „ tripod“ [[ligand]]y, např. P(CH2CH2PR2)3, které si svou strukturou vynucují jednoznačně tvar trigonální bipyramidy.
[[Soubor:Čtvercová pyramida, trigonální bipyramida.GIF|200px|center|Zleva čtvercová pyramida a trigonální bipyramida]]
'''''Koordinační číslo 6'''''
Toto koordinační číslo je nejběžnější a odpovídá mu [[oktaedr]]ické a [[trigonální prizma|trigonálně prizmatické]] uspořádání koordinační sféry. Komplexy jsou výhradně oktaedrické. Právě na těchto komplexech [[Alfred Werner]] obhajoval svou teorii o koordinačních sloučeninách. Podařilo se připravit pouze několik trigonálně prizmatických komplexů - např. [Re(S2C2Ph2)3].
V reálných komplexech je oktaedr vždy nějakým způsobem [[deformace|deformován]]. I pokud se jedná o komplex s homogenní koordinační sférou (např. šest stejných ligandů ), dochází k deformacím vlivem tzv. [[Jahn-Tellerův efekt|Jahn – Tellerova efektu]]. Ten je způsoben nerovnoměrným rozložením elektronů centrálního atomu.
Existují v podstatě tři typy deformací pravidelného okatedru: protažení nebo stlačení ve směru dvou protilehlých vrcholů, protažení nebo stlačení ve směru dvou protilehlých stěn a vzájemná rotace dvou protilehlých stěn. Poslední deformace vede v krajním případě až k tvaru trigonální prizma.
[[Soubor:Oktaedr, trigonální prizma.GIF|center|200px|Zleva oktaedr a trigonální prizma]]
'''''Koordinační číslo 7'''''
Tomuto koordinačnímu číslu odpovídají tři základní prostorová uspořádání : [[pentagonální bipyramida]] ([ZrF7]3- a [HfF7]3-) a [[očepičkované trigonální prizma]] ([NbF7]2- a [TaF7]2-) a [[očepičkovaný oktaedru]] ([NbF6O]) (sedmý ligand je umístěn nad některou ze stěn trigonálního prizmatu a oktaedru).
Podobně jako u všech dalších vyšších koordinačních čísel je rozdíl energií mezi těmito uspořádaními velmi malý a o konkrétním tvaru rozhodují především sterické požadavky ligandů.
[[Soubor:Sedmvrchol.GIF|center|250px|Zleva pentagonální bipyramida, očepičkované trigonální prizma a očepičkovaný oktaedr]]
'''''Koordinační číslo 8'''''
Nejpravidelnějším uspořádáním pro koordinační číslo 8 je [[krychle]], přesto se s tímto tvarem u komplexů prakticky nesetkáme. Díky vzájemnému odpuzování ligandů dochází k deformacím, které vedou na tvar [[dodekaedr]]u ([ZrF8]4- a [Mo(CN)8]4- nebo [[čtvercový antiprizmat|čtvercového antiprizmatu]] ([TaF8]3- a [ReF8]2-) (krychle s horní stěnou pootočenou o 45°). Rozdíl energií mezi těmito uspořádaními je velmi malý a o konkrétním tvaru rozhodují především sterické požadavky ligandů.
[[Soubor:Osmvrchol.GIF|center|250px|Zleva‎ dodekaedr a tetragonální antiprizma]]
'''''Koordinační číslo 9'''''
Většina komplexů s tímto koordinačním číslem má tvar trojbokého hranolu, kde nad každou ze tří svislých stěn je umístěn další ligand (na obrázku) ([ReH9]2-) (jde v podstatě o trigonální prizma, které má nad každou ze svých stěn ještě jeden ligand). Existují i jiná uspořádání, ale mnohá z nich jsou velmi nepravidelná.
[[Soubor:Devětvrchol.GIF‎|center|100px|Polyedr]]
'''''Koordinační čísla větší než 9'''''
Tato koordinační čísla nejsou běžná a vyskytují se především u lehčích [[lanthanoid]]ů a [[aktinoid]]ů. Tedy u atomů s dostatečně velkým atomovým poloměrem. Navíc je nutné soudit, že k dosažení takto vysokých koordinačních čísel jsou nutné f-orbitaly. Pro koordinační číslo 10 existuje komplex [La(H2O)4edta], pro koordinační číslo 11 [La(dapbah)(NO3)3], pro koordinační číslo 12 [Ce(NO3)6]3-. Vyšší koordinační čísla již nejsou ani mezi lanthanoidy a aktinoidy častá, ale vyskytují až do koordinačního čísla 16.
== [[Izomerie koordinačních sloučenin]] ==
U komplexních sloučenin je [[izomerie]] velmi častým jevem. Jsou to sloučeniny se stejným chemickým složením, ale rozdílnou strukturou. Můžeme rozlišit několik základních typů tohoto jevu:
''Podrobnější informace naleznete v článku o '''[[Izomerie koordinačních sloučenin|Izomerii koordinačních sloučenin]]'''.''
'''''Konformační izomerie''''' přichází v úvahu pro každé [[koordinační číslo]] vyšší než 3 a jakoukoliv jemu odpovídající geometrii. Izomery se navzájem liší pouze svou [[stereochemie|stereochemií]]. Např. existuje [NiBr2(PEtPh2)2], který byl připraven jako zelený [[tetraedr]]ický i jako žlutý [[čtverec|čtvercový]] komplex. Konformační izomery musí mít srovnatelnou stabilitu a aby je bylo možné od sebe oddělit, musí existovat dostatečně vysoká energetická bariéra pro jejich vzájemnou přeměnu.
'''''Geometrická izomerie''''' vzniká u komplexů, jejichž koordinační číslo je větší než 3. S geometrickou izomerií se nejčastěji setkáváme u čtvercových a [[oktaedr]]ických
komplexů. V těch mohou ligandy (resp. jejich donorové atomy) obsadit sousední ([[cis]]) nebo protilehlé vrcholy ([[trans]]). U oktaedrických komplexů typu [Ma3b3] mohou navíc existovat dvě geometrické formy lišící se polohou trojice donorových atomů. Ty mohou obsadit buď vrcholy jedné stěny oktaedru (faciální uspořádání), nebo tři polohy na „obvodu“ oktaedru (meridionální uspořádání). Čtvercové komplexy se čtyřmi různými ligandy pak mohou existovat ve třech geometricky izomerních formách.
[[Soubor:Geometrická izomerie.JPG|center|600px|Geometrické izomery komplexních sloučenin]]
'''''Optická izomerie''''' vzniká u [[optická aktivita|opticky aktivních]] látek. Optické [[izomer]]y (tzv. [[enantiomer]]y nebo [[antipod]]y) můžeme očekávat u takových látek, v jejichž struktuře není žádný prvek symetrie kromě identity (nemají osu, rovinu ani střed symetrie). Takové látky, které nazýváme [[chiralita|chirální]] nebo asymetrické, se mohou vyskytovat ve dvou formách, které se k sobě mají jako předmět a jeho obraz v [[zrcadlo|zrcadle]] (nebo jako levá a pravá ruka). Takové dva izomery vypadají na první pohled zcela stejně, ovšem nelze je žádným otáčením a posunováním ztotožnit.
Významnou vlastností chirálních látek je jejich schopnost otáčet rovinu [[polarizované světlo|polarizovaného světla]]– jsou tzv. opticky aktivní. Enantiomery mají téměř všechny fyzikální a chemické vlastnosti stejné. Liší se pouze tím, že otáčejí rovinu polarizovaného světla (světlo, jehož vlny „kmitají“ jen v jednom směru) každý na jinou stranu. Podle toho se označují jako levotočivé (dříve označované l nebo -) a pravotočivé (d nebo +). Obě formy se také
mírně liší v indexu lomu a schopností absorbovat záření. Směs obou enantiomerů v molárním poměru 1 : 1 neotáčí rovinu polarizovaného světla a nazývá se racemická směs ([[racemát]]). Absolutní konfiguraci lze určit jedině kompletní [[rentgenostrukturní analýza|rentgenostrukturní analýzou]].
Optické izomery existují u čtvercových, [[tetraedr]]ických a [[oktaedr]]ických komplexů. U čtvercových komplexů je optická izomerie vzácná a může nastat pouze v případě vhodně nesymetrických ligandů. U tetraedrických komplexů by bylo možné očekávat větší rozšíření optické izomerie, protože každý tetraedrický komplex se čtyřmi různými [[ligand]]y musí být opticky aktivní. Takovéto komplexy je však obtížné připravit a tak i v tomto případě byly připraveny opticky aktivní látky pouze s vhodnými bidentátními ligandy. Nejčastěji se ovšem optická aktivita projevuje u oktaedrických komplexů. V podstatě každý oktaedrický komplex typu [M(aa)3] nebo cis-[M(aa)2L2] (kde aa je bidentátní ligand) může existovat ve dvou [[zrcadlo]]vě převrácených formách.
Pokud je ligand v takovém komplexu sám o sobě opticky aktivní (např. 1,2-propandiamin), pak se počet možných optických izomerů samozřejmě zvyšuje. Izomerům se v takovém případě říká [[diastereoizomer]]y. Ty už se mohou lišit i jinými vlastnostmi, např. rozpustností, stabilitou,…
[[Soubor:Optická chiralita.JPG|center|600px|Opticky aktivní látky]]
'''''Ionizační izomerie''''' vzniká, jestliže izomery poskytují v roztoku různé ionty. Příkladem dvojice ionizačních izomerů jsou [Pt(NH3)4Cl2]Br2 a [Pt(NH3)4Br2]Cl2 nebo [Co(NH3)5(SO4)]Br a [Co(NH3)5Br]SO4.
'''''Hydrátová izomerie''''' vzniká při rozdílné přítomnosti vody vázané uvnitř a mimo koordinační sféru. Typickým příkladem je CrCl3.6H2O, který existuje ve třech formách: [Cr(H2O)6]Cl3 (fialový), [Cr(H2O)5Cl]Cl2'''.'''H2O (světle zelený) a [Cr(H2O)4Cl2]Cl'''.'''2 H2O (temně zelený).
'''''Vazebná izomerie''''' vzniká, když se v komplexu váže [[ligand]] s větším počtem donorových atomů, které přitom nemůže použít současně (ambidentátní ligandy). Při tom může teoreticky nastat situace, že se váže v jinak stejných sloučeninách jiným donorovým atomem. Případy, kdy jsou takové izomery izolovatelné, jsou řídké a omezují se v podstatě na komplexy NO2- a SCN-. Příklady vazebných izomerů jsou dvojice [Co(en)2(NO2)2]+, [Co(en)2(ONO)2]+ a [Pd(PPh3)2(NCS)2], [Pd(PPh3)2(SCN)2]. Abychom odlišili způsob vazby ligandů, uvádí se koordinovaný donorový atom ve vzorci jako první. Odlišují je též od sebe odlišným názvem nebo vyznačením donorového atomu. NO2- nazývá se nitro, ONO- nitrito, NCS- N-thiokyanato a SCN- S-thiokyanato.
'''''Koordinační izomerie''''' vzniká ve sloučeninách složených z komplexního [[kationt]]u i [[aniont]]u, který se může měnit rozdělením ligandů mezi oběma ionty, např. [Co(en)3][Cr(CN)6] a [Cr(en)3][Co(CN)6] nebo [PtII(NH3)4][PtIVCl6] a [PtIV(NH3)4Cl2][PtIICl4]. Izomery se v tomto případě liší fyzikálně-chemickými vlastnostmi.
'''''Polymerační izomerie''''' není izomerií v pravém slova smyslu. Některé komplexy existují ve formách jednoduchých (monomerních) a také jako dimery nebo trimery. Takové látky mají stejný sumární vzorec, ale liší se [[molekulová hmotnost|molekulovou hmotností]]. Např. látka sumárního vzorce [Pt(NH3)2Cl2] existuje ve dvou monomerních formách (cis a trans), ale také jako dimer [Pt(NH3)4][PtCl4] a trimer [Pt(NH3)3Cl]2[PtCl4].
== [[Barevnost komplexů]] ==
[[Soubor:Diagram chromaticity.JPG|right|Diagram chromaticity]]
Látka je obecně barevná, pokud je schopna své vnitřní energetické přechody, vyžadující jisté množství [[energie]], dodáné v podobě kvanta [[viditelné světlo|viditelného světla]], vyzářit v podobě viditelného světla. Energie světelného kvanta E je dána rovnicí :
: E = hν
kde h je Planckova konstanta a ν [[frekvence]].
Pokud je látka schopna absorbovat určitou oblast vlnových délek viditelného světla (určitou „barvu“), pak se na bílém světle jeví zbarvena tzv. doplňkovou (komplementární) barvou, v jejímž spektru absorbované vlnové délky chybí. Doplňková barva se určuje pomocí [[diagram chromaticity|diagramu chromaticity]] (na obrázku), doplňková barva (námi viditelná) je naproti barvě absorbované. Barevné komplexní sloučeniny tedy musí absorbovat vlnové délky viditelného světla, tedy v rozsahu asi 380 – 770 nm. Energie tohoto záření ovšem nepostačuje na přechod elektronu do orbitalu s vyšším [[kvantové číslo|kvantovým číslem]] (např. 3d→ 4p), proto je nutné předpokládat méně energeticky náročné elektronové přechody. Ukázalo se (zjednodušeně řečeno), že takovými vhodnými přechody mohou být tzv. d-d přechody elektronů mezi různými energetickými hladinami rozštěpených d-orbitalů , které zavedla [[teorie krystalového pole]]. Existuje relativně jednoduchá souvislost mezi [[vlnová délka|vlnovou délkou]] nebo energií absorbovaného záření a [[síla ligandového pole|silou ligandového pole]] komplexů – tedy energetickým rozdílem mezi rozštěpenými d-orbitaly. Čím vyšší síla ligandového pole, tím vyšší energii vyžaduje přeskok [[elektron]]u a tím kratší vlnovou délku světla komplex absorbuje. Změna zbarvení komplexu vlivem různých ligandů je základem dříve zmíněné [[spektrochemická řada|spektrochemické řady]], kde jsou [[ligand]]y seřazeny v podstatě podle klesající vlnové délky světla absorbovaného příslušnými komplexy. Závěrem je třeba zmínit, že barva komplexu není dána pouze absorbováním záření při d-d přechodech elektronů [[centrální atom|centrálního atomu]]. Energii viditelného záření mohou odpovídat i přechody elektronů centrálního atomu do prázdných orbitalů ligandu nebo naopak (absorpční pásy přenosu náboje, tzv. CT-přechody „ charge transfer).
== [[Stabilita komplexních sloučenin]] ==
=== Konstanta stability (komplexity) ===
Stabilitou komplexních sloučenin se rozumí jejich odolnost vůči rozpadu na volný [[centrální atom]] a [[ligand]]y. Lze ji také chápat jako snadnost vzniku komplexu z centrálního atomu ligandu (platí zcela obecně, že stabilnější sloučeniny snadněji vznikají). Stabilita komplexních sloučenin se nečastěji studuje a posuzuje v jejich vodných roztocích. V tomto případě ale při vzniku komplexu jde spíše o náhradu molekul vody komplexního aquaiontu za jiný ligand. Rozpad komplexu je naopak náhrada ligandu molekulou vody.
:[M(H2O)x]+xL↔[MLx]+xH2O
Tuto skutečnost je dobré mít na paměti i když se voda v běžném zápisu konstanty stability vypouští. Tato rovnice se v běžném zjednodušeném tvaru uvádí :
: M+xL↔MLx
Číselně lze celkovou stabilitu komplexu vyjádřit jako převrácenou hodnotu rovnovážné konstanty disociační reakce. Komplexy ve skutečnosti nedisociují najednou stejně jako najednou nevznikají. Mohou odštěpovat (nebo vázat) ligandy postupně po jednom a vzniklé „meziprodukty“ mohou být také stabilní. Pro jednotlivé stupně odštěpování ligandů lze samozřejmě také vyjádřit konstanty stability. Jako příklad výpočtu konstanty stability (viz obrázek) použijeme postupnou koordinaci chloridových aniontů na železitý kationt. Celková konstanta stability se poté spočítá jako součin jednotlivých dílčích (konsekutivních) konstant (hranaté závorky ve výrazu znamenají rovnovážné koncentrace).:
[[Soubor:Konsekutivní konstanta stability.JPG|center|587px|Výpočet konsekutivní konstanty stability]]
Pro jeden konkrétní komplex vždy platí, že konsekutivní konstanty stability postupně klesají s množstvím ligandů, tedy K1 > K2 >…> Kn Tento pokles je celkem snadno pochopitelný. Konsekutivní konstanty stability se týkají vždy odštěpení pouze jednoho ligandu z komplexu. Čím více ligandů bude vázáno na centrální atom (čím větší bude n), tím snadněji se jeden z nich může odštěpit. Vysvětlení lze podat i tak, že čím je více ligandů k odštěpení, tím roste pravděpodobnost, že se jeden z nich skutečně odštěpí a tím je tedy menší příslušná konsekutivní konstanta stability.
=== Faktory ovlivňující stabilitu komplexů ===
Hodnoty konstant stability komplexů jsou ovlivňovány řadou faktorů, které lze zhruba shrnout do tří následujících skupin.
* '''''Vliv centrálního atomu''''' na stabilitu komplexu nelze postihnout jednoduchým způsobem. Pro silně elektropozitivní prvky z 1. až 3. skupiny (včetně [[lanthanoidy|lanthanoidů]]) platí poměrně přesně, že stabilita komplexu roste s rostoucím [[náboj]]em a s klesajícím [[poloměr]]em centrálního atomu. To je způsobeno převažujícím iontovým charakterem interakce [[centrální atom|centrálního atomu]] s [[ligand]]y u těchto prvků. Pro komplexy přechodných kovů už tak jednoduchá závislost na [[oxidační číslo|oxidačním čísle]] a poloměru atomu neexistuje, protože se u nich mnohem výrazněji projevuje kovalentnost koordinační vazby a navíc se zde uplatňuje stabilizace elektronové konfigurace ligandovým polem (Stabilizační energie ligandového pole) Pro téměř všechny vysokospinové komplexy kovů v oxidačním stavu +2 platí pořadí stability komplexů dané tzv. Irwingovou – Williamsovou řadou: Mn < Fe < Co < Ni < Cu > Zn Pořadí stability nízkospinových komplexů se od této řady významně liší. Např. stabilita kyanokomplexů M2+ sleduje řadu V < Cr > Mn < Fe > Co > Ni > Zn Jak je možné snadno ověřit, odpovídá tato řada velmi dobře stabilizačním energiím ligandového pole (nezapadá pouze Mn).
* '''''Vliv ligandu''''' nejvýrazněji ovlivňující stabilitu komplexu je jeho [[dentacita]] (vaznost). Ligandy se dvěma nebo více donorovými atomy, které mohou s centrálním atomem uzavřít cyklická uspořádání, vykazují tzv. [[chelátový efekt]], tj. významné zvýšení stability komplexů ve srovnání s monodentátními ligandy. Mezi nejstálejší komplexy patří [[chelát]]y s pěti a šestičlennými kruhy, v nichž úhly nejlépe odpovídají vazebným úhlům. Přitom bylo prokázáno, že pětičetné kruhy jsou stálejší v případě jednoduchých vazeb v kruhu, šestičlenné jsou výhodnější v přítomnosti dvojných vazeb. Menší kruhy pak již obvykle nejsou příliš stabilní díky vysokému pnutí. Z hlediska ligandu je pro stabilitu komplexu velmi významná [[bazicita]] ligandu.
* '''''Vliv kombinace centrálního atomu a ligandu''''' vysvětluje skutečnosti, že některé [[centrální atom]]y preferují určitý typ [[ligand]]u pro tvorbu stabilních komplexů. Byla tak zavedena koncepce tvrdých a měkkých [[Lewisova kyselina|Lewisových kyselin]] (centrálních atomů) a [[Lewisova báze|Lewisových bazí]] (ligandů). Za tvrdé kyseliny se považují [[kov]]y z prvních tří skupin periodické soustavy, z ostatních kovů především [[hliník]]. Jsou to kovy velmi elektropozitivní, s relativně malým iontovým poloměrem, u kterých existují tendence k tvorbě převážně iontových vazeb. Měkkými kyselinami jsou naopak především těžké d-prvky z druhé a třetí periody v nízkém oxidačním stavu, tedy prvky poměrně dost zaplněnými d-orbitaly, které budou jevit ochotu svůj relativní přebytek elektronů sdílet ve spíše kovalentní vazbě. Tvrdé báze jsou především ty ligandy, které mají relativně malé, ale silně elektronegativní donorové atomy (O, N, F). Z běžných ligandů jsou to [[amoniak]], alifatické [[amin]]y, [[voda]], [[hydroxid]]ový anion, [[ether]]y, anionty kyslíkatých kyselin a [[fluoridy]]. Měkkými bázemi pak jsou především ligandy s těžšími donorovými atomy (S, P, As), π-donorové ligandy ([[acetylen]], [[benzen]]), [[kyselina kyanovodíková|kyanidy]], CO a těžší [[halogen]]idy.
== Související články ==
* [[Koordinační chemie]]
* [[Ligand]]
* [[Centrální atom]]
* [[Koordinační vazba]]
* [[Koordinační číslo]]
* [[Izomerie koordinačních sloučenin]]
* [[Barevnost komplexů]]
* [[Stabilita komplexních sloučenin]]
* [[Magnetické vlastnosti koordinačních sloučenin]]
== Literatura ==
* Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 2. díl, 1. vydání 1961
* N. N. Greenwood - A. Earnshaw, Chemie prvků 2. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9
* Jursík F.: Anorganická chemie kovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8 ([http://vydavatelstvi.vscht.cz/knihy/uid_isbn-80-7080-504-8/pages-img/anotace.html elektronická verze])

{{Článek z Wikipedie}}
[[Kategorie:Koordinační chemie]]

Komplexní sloučenina - Historie editací

Sysop: 1 revizi

Sysop: 1 revizi