Устойчивость комплексных соединений

Устойчивость комплексных соединений определяется как внешними условиями (температура, природа растворителя, ионная сила, состав раствора), которые учитываются при расчёте условной константы устойчивости, так и фундаментальными факторами. Такими факторами являются: природа центрального атома и донорных атомов лигандов, структура лигандов и стерические факторы.

Природа центрального атома и лигандов

Согласно теории Льюиса, комплексообразование можно рассматривать как один из видов кислотно-основных равновесий, в котором роль кислоты играет центральный ион (акцептор электронов), а роль основания –лиганды(доноры электронов). В соответствии с теорией Льюиса все кислоты и основания условно делятся на два класса: жёсткие и мягкие кислоты и основания. При оценке жёсткости и мягкости кислот и основанийучитывается их химический состав, электронное строение и сравнительная устойчивость образуемых ими кислотно-основных комплексов. Согласно принципужёстких и мягких кислот и основанийкислотно-основные взаимодействия протекают таким образом, что жёсткие кислоты предпочтительно связываются с жёсткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими основаниями. Примеры жёстких и мягких кислот и оснований приведены в табл. 5 и 6:

Таблица 5. Классификация кислот Льюиса

Таблица 6. Классификация оснований Льюиса

Применительно к комплексообразованию мягкость кислоты или основания Льюиса означает его склонность к образованию связей преимущественно ковалентного, а жёсткость – преимущественно ионного характера. Типичные жёсткие кислоты (катионы – комплесообразователи) имеют малый атомный или ионный радиус, высокую электроотрицательность, с трудом поляризуются (Н⁺,Mn²⁺,Cr³⁺,Fe³⁺,Co³⁺) и трудно восстанавливаются.

Наиболее жёсткие катионы имеют электронную структуру инертного газа и не имеют вакантных энергетически низко расположенных d-орбиталей. Катионы с частично заполненными

d-орбиталями занимают промежуточное положение. При прочих равных условиях жёсткость катиона возрастает с увеличением его заряда. Так, Fe³⁺ является более жёсткой кислотой Льюиса, чем Fe²⁺.

Лиганды с высокоотрицательными донорными атомами являются жёсткими основаниями (H₂O,OH^-,NH₃,Cl^-), тогда как поляризуемые лиганды – мягкие основания (SCN^-, CN^-, RS^-,RSH).

Мягкие кислоты имеют большие размеры и легко поляризуются (Ag⁺,Pd²⁺,Pt²⁺,Pt⁴⁺,Cd²⁺).Мягкие кислоты Льюиса имеют электроны на d-орбиталях, способные к образованию p-связей в результате перекрывания с вакантными d-орбиталями мягких лигандов. Наиболее устойчивые комплексы образуются между жёсткой кислотой и жёстким основанием или мягкой кислотой и мягким основанием.

Поскольку реакции комплексообразования подразумевают взаимодействие кислот и оснований Льюиса, с увеличением основных свойств лигандов устойчивость комплексов повышается.

Например, среди однотипных соединений: [Ag(NH₃)₂]⁺ (β₂=1,5×10⁷) и [Ag(CN)₂]^- (β₂=1×10²¹) более стойким является второе.

Хелатный эффект

Комплексы хелатообразующих реагентов по сравнению с комплексами их монодентатных аналогов обладают повышенной устойчивостью (так называемый хелатный эффект). Например, комплексы этилендиамина устойчивее, чем аммиака, причём устойчивость хелатного цикла зависит от числа атомов в нём; наиболее устойчивы пяти – и шестичленные циклы. Так, для [Cd(NH₃)₄]²⁺ константа устойчивости β₄=3,63×10⁶ ,а этилендиаминового комплекса кадмия почти в 10⁶ раз больше- β₄=1,91×10¹². Объясняется это тем, что при координации этилендиамина

NН₂-CH₂-CH₂-NH₂ во внутренней сфере образуется пятичленный цикл. Мерой хелатного эффекта обычно служит разность общих констант устойчивости хелатного комплекса и его нециклического аналога Δlgβ. При этом монодентатный и полидентатный лиганды должны иметь одинаковые донорные атомы и по возможности близкую структуру, а комплексы – иметь одинаковое число донорных атомов и геометрию внутренней координационной сферы. Величины хелатного эффекта для некоторых комплексов приведены в табл.7.

Таблица 7.Хелатный эффект для комплексов некоторых

полиаминов Δlgβ (N – дентатность лигандов)

В табл.7 указаны следующие полиамины:en- H₂N-CH₂-CH₂-NH₂ ,

den - H₂N-CH₂-CH₂-NH-CH₂-CH₂-NH₂, tren - N(CH₂-CH₂-NH₂)₃,

trien - H₂N-CH₂-CH₂-NH-CH₂-CH₂-NH-CH₂-CH₂-NH₂,

penten - [CH₂-N(CH₂-CH₂-NH₂)₂]₂.

Величина Δlgβ положительна, если стандартная свободная энергия комплексообразования ΔG^о < 0. На практике хелатный эффект имеет как энтальпийную, так и энтропийную составляющие. В самом первом приближении изменение энтропии при химической реакции определяется изменением числа частиц. При этом увеличение числа частиц означает увеличение энтропии. Для монодентатного лиганда изменение суммарного числа частиц в растворе в результате комплексообразования не происходит: [Zn(Н₂O)₄]²⁺ + 4NH₃ D [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 4H₂O .

Поэтому можно считать, что приблизительно ΔS_р-ции = 0.

Если лиганд полидентатный, то суммарное число частиц в ходе реакции увеличивается, и в этом случае ΔS_р-ции > 0:

[Zn(OH₂)₄]²⁺ + 2NH₂(CH₂)₂NH₂ D [Zn(NH₂(CH₂)₂NH₂)₂]²⁺ + 4H₂O.

Но эти рассуждения можно считать достаточно приблизительными, так как не учитываются: сольватация комплекса, размер цикла и что образующаяся при комплексообразовании вода не остаётся в свободном виде и включается в общую, достаточно упорядоченную структуру воды. Однако увеличение энтропии комплексообразования при переходе от монодентатных к аналогично построенным полидентатным лигандам наблюдается почти всегда (табл.8):

Таблица 8. Константы устойчивости и термодинамические параметры комплексов кадмия(II) с аминами при 25^оС

В соотвествии с правилом Чугаева наиболее устойчивыми являются пяти- и шестичленные хелатные циклы, и наибольший выигрыш энтропии наблюдается именно у них. Особенно значителен энтропийный эффект, если при образовании комплекса замыкается несколько циклов. Так, комплексы металлов с ЭДТА содержат пять хелатных циклов и поэтому исключительно устойчивы.

Изменение стандартной энтальпии системы в результате комплексообразования: ΔН^о = ΔН^о₁ + ΔН^о₂ .

ΔН^о₁ характеризует энергию образования координационных связей центрального атома с донорными атомами лиганда. ΔН^о₂ характеризует изменение энергии лигандов в результате комплексообразования. ΔН^о₁ < 0, поскольку образование связей металл – лиганд энергетически выгодно.

ΔН^о₂ > 0, так как ориентация лигандов вокруг центрального атома и связанное с ней их взаимное отталкивание, деформация лигандов и пр. требуют затраты энергии. Если монодентатный и полидентатный лиганды достаточно близки по своей природе, то в первом приближении можно считать, что энергия образования связей для нециклического и хелатного комплексов равны ΔН^о_{1 нецикл} = ΔН^о_{1 цикл}. Но соответствующие стерические составляющие ΔН^о_{2 нецикл} и ΔН^о_{2 цикл} могут различаться. Одной из причин этого различия является то обстоятельство, что для ориентации монодентатных лигандов вокруг центрального атома надо затратить больше энергии, чем для ориентации полидентатных лигандов, поскольку в полидентатном лиганде его функциональные группы уже ориентированы друг относительно друга. Таким образом ΔН^о_{2 нецикл} > ΔН^о_{2 цикл,} и,

следовательно, в итоге ΔН^о_цикл - ΔН^о_нецикл < 0.

Стерические факторы

Чем меньше радиус иона-комплексообразователя, и чем выше его заряд, тем более прочные комплексы он образует. Так, для [Co(NH₃)₆]²⁺ lgβ₆ =4,39 , а для [Co(NH₃)₆]³⁺ lgβ₆=35,21.

Комплексный ион [Co(NH₃)₆]²⁺ обратимо распадается в воде:

[Co(NH₃)₆]²⁺ + 6H₂O D [Co(H₂O)₆]²⁺ + 6NH₃ .В то же время комплексный ион [Co(NH₃)₆]³⁺ практически не разрушается водой.

Устойчивость комплексных соединений также зависит от пространственного окружения донорных атомов. Введение заместителей в положения, близкие к донорным атомам, может затруднить образование комплекса. Особенно сильно проявляются стерические затруднения в комплексах с хелатообразующими лигандами. Например, такой эффект наблюдается при использовании 2-алкилпроизводных 8-оксихинолина(HL):

Он может образовывать с двухзарядными ионами внутрикомплексные соединения тетраэдрической конфигурации состава МL₂ ,а с трёхзарядными - октаэдрические комплексы МL₃ . Однако для ионов малого радиуса, в частности Al³⁺, образование комплексов ML₃ невозможно ввиду стерических затруднений, создаваемых группой в положении 2. В этом случае образуются лишь заряженные, растворимые комплексы ML²⁺и ML₂⁺. На этом основано применение в аналитической химии 2-замещённых

8-оксихинолинов для осаждения ионов Cr³⁺,Fe³⁺,Zn²⁺ в присутствии Al³⁺.

Пространственные затруднения возникают и при образовании комплексов с вынужденной конфигурацией. Так, линейный триэтилентетрамин образует с ионами Cu²⁺ более устойчивый хелат, чем разветвлённый:

В первом случае возможна более благоприятная для Cu²⁺ плоская квадратная конфигурация, во втором требуется не характерная для Cu²⁺ тетраэдричекая структура. Для Zn²⁺, наоборот, предпочтительнее тетраэдрическая конфигурация, поэтому с разветвлённым амином комплекс Zn²⁺ более устойчив.