Типи найбільш поширених комплексів

Виключний інтерес для аналітичної хімії представляють комплекси, у яких лігандами є молекули амоніаку. Схильність солей до утворення комплексів з амоніаком настільки велика, що рівновага повністю зміщується в бік утворення комплексу. Так, наприклад, у розчині, що містить [Cu(NH₃)₄]²⁺, міститься лише один йон Cu²⁺ на 1·10¹¹ комплексних йонів. Малорозчинні аргентум галогеніди також розчиняються у розчині амоніаку з утворенням безбарвних розчинних комплексів, що містять йон [Ag(NH₃)₂]⁺.

Йон Ni²⁺ утворює з амоніаком два комплексних йона. При додаванні до розчину, що містить йони Ni²⁺, невеликої кількості розчину амоніаку в осад випадає нікель гідроксид Ni(OH)₂ світло-зеленого кольору. При внесенні деякого надлишку розчину амоніаку осад розчиняється, розчин набуває темно-синього забарвлення, що містить йони [Ni(NH₃)₄]²⁺, а з великим надлишком амоніаку утворюється йон [Ni(NH₃)₆]²⁺ і розчин забарвлюється у блакитний колір.

Кобальт з амоніаком утворює ряд комплексних сполук. Якщо до розчину, що містить кобальт (ІІ) хлорид і амоній хлорид, додати розчин амоніаку, то Со²⁺ зразу ж окиснюється до Со³⁺ киснем повітря і утворюється комплекс [Со(NH₃)₆]Сl₃ жовтого кольору. З маточного розчину виділяється інший комплекс – [Со(NH₃)₅Н₂О]Сl₃ рожевого кольору. У цьому комплексі одна молекула води заміщує одну молекулу амоніаку; координаційне число кобальту залишається рівним 6. У обох цих комплексах хлорид-іони знаходяться в зовнішній координаційній сфері і можуть бути осаджені йонами Аg⁺. При нагріванні до 100°С комплекс [Со(NH₃)₅Н₂О]Cl₃ втрачає молекулу води; при цьому утворюється комплекс [Со(NH₃)₅Cl]Cl₂ червоно-пурпурового забарвлення. У цьому комплексі тільки два йона Cl^– осаджуються йонами Аg⁺, а третій йон Cl^– міцно зв’язаний у внутрішній координаційній сфері. Існує також комплекс [Со(NH₃)₄Cl₂]Cl, у якому за допомогою Аg⁺ виявляється тільки один йон Cl^–.

Солі Хрому утворюють з амоніаком теж декілька комплексних йонів, які сильно відрізняються забарвленням:

§ [Сr(NH₃)₆]³⁺ – жовтий;

§ [Сr(NH₃)₅Cl]²⁺ – пурпурово-червоний;

§ [Сr(NH₃)₄Cl₂]⁺ – зелений;

§ [Сr(NH₃)₂Cl₄]^– – темно-зелений.

На відміну від йонів Со²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Cr²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, які легко утворюють комплекси з амоніаком, йони Аl³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺ амоніачних комплексів не утворюють.

Однозарядні йони металів у більшості випадків зв’язують дві, двозарядні – чотири, тризарядні – шість молекул амоніаку. Елемент, що має змінні ступені окиснення, утворює комплекси, у яких координаційне число комплексоутворювача збільшується із збільшенням ступеня окиснення.

Для аналітичної хімії являють інтерес цілий ряд галогенокомплексів з галогеном у внутрішній координаційній сфері з різними катіонами у зовнішній координаційній сфері:

[BF₄]^–; [SnCl₆]^2–; [PtCl₆]^2– та ін.

Надзвичайно стійкими є комплексні ціаніди: [Ag(CN)₂]^–; [Cu(CN)₂]^–; [Cu(CN)₄]^3–; [Au(CN)₂]^–; [Fe(CN)₆]^3–; [Fe (CN)₆]^4– та ін.

Стійкість комплексів характеризується константою рівноваги дисоціації комплексного йона. Наприклад:

[Ag(CN)₂]^– D Ag⁺+2CN^–

Така константа рівноваги K називається константою нестійкості комплексного йона. Величина, обернена константі нестійкості, називається константою стійкості комплексу.

До складу комплексних йонів можуть входити і аніони кисневмісних кислот. Наприклад:

У першому випадку займає одне координаційне місце у Со³⁺, а у другому – два місця. У обох випадках координаційне число йона-комплексоутворювача дорівнює 6.