Complex (chimie)

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare

Un complex (sau compus de coordonare ) în chimie și biochimie este produsul formării, adesea reversibilă , a unei legături covalente coordonate între un atom central sau ion (sau „ion coordonator”) și atomi, ioni sau molecule (numiți „ liganzi ”) sau „liganzi” sau „ioni coordonați”) care înconjoară atomul central. [1]

O definiție mai riguroasă a unui complex chimic este cea dată de IUPAC: „Un compus de coordonare este orice compus care conține o entitate de coordonare (sau coordonare). O entitate de coordonare este un ion sau o moleculă neutră compusă dintr-un atom central, de obicei a unui metal , de care este atașată o matrice înconjurătoare de alți atomi sau grupuri de atomi, fiecare dintre care se numește ligand . " [2] Această definiție permite o gamă mai largă de compuși de coordonare care altfel nu ar fi clasificați corect.

Metalele de tranziție, care în starea elementară au ocupat parțial nivelurile d sau f , formează o clasă mare de compuși, numiți complecși de coordonare sau compuși în care metalul central M (în stare neutră sau ionizată) formează legături covalente date (sau coordonare) ) cu o serie de atomi sau grupări chimice, numiți liganzi (sau liganzi, italianizând termenul englezesc „liganzi”), neutru sau cu sarcină opusă în raport cu atomul central. Metalul central acționează ca acid Lewis (acceptor de electroni, electrofil) împotriva liganzilor care se comportă ca baze Lewis (donatori de dublete de electroni, nucleofili).

Termenul ion complex indică ionul, cationul sau anionul , care conține atomul central complexat într- o soluție apoasă , un exemplu este ionul ruteniu (II) tris (bipiridină) prezentat în imaginea din dreapta, în timp ce pentru compusul de coordonare ne referim la un specii chimice neutre din punct de vedere electric , un complex neutru sau un compus ionic în care cel puțin unul dintre ioni este un ion complex (cum ar fi [Cu (OH 2 ) 6 ] Cl 2 , în care cationul, [Cu (OH 2 ) 6 ], se dovedește a fi un ion complex). În utilizarea obișnuită, termenii „compus de coordonare” (compusul neutru) și „complex” (unul sau mai mulți dintre ionii sau speciile neutre prezente în compus) sunt utilizați în mod interschimbabil. [3] [4]

Formula chimică a unui ion complex (nu un complex neutru) este indicată în mod obișnuit între paranteze pătrate, de exemplu: [Cu (OH 2 ) 6 ] 2+ . Compușii de coordonare includ complexe al căror atom central de metal este neutru, cum ar fi Ni (CO) 4 și compuși ionici , cum ar fi K 4 [Fe (CN) 6 ]. [5]

Există multe tipuri de complexe, variind de la metal simplu în soluție apoasă (prin urmare coordonat de molecule de apă) la complexe metal- enzime , care participă la diverse procese biochimice, la complexe organometalice, care joacă un rol foarte important ca catalizatori .

Câteva exemple de compuși de coordonare sunt după cum urmează:

  • [Fe (CN) 6 ] 4- ;
  • [Fe (OH 2 ) 6 ] 2+ ;
  • [Cu (OH 2 ) 6 ] 2+ ;
  • [Ni (NH3) 6] 2+;
  • Ni (Py) 2 (SCN) 2 ;
  • [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+ .

Compușii de coordonare sunt mult mai frecvenți în natură decât s-ar putea crede, multe proteine ​​și enzime care reglează funcțiile metabolice ale organismelor noastre și ale altor organisme se dovedesc a fi metaloproteine , molecule organice foarte mari, compuse din lanțuri lungi de aminoacizi, care conțin, de asemenea, o atom metalic prin legături de coordonare. [5]

Structura complexelor

Exemplu de compus de coordonare cu o legătură metal-metal.

Bazele Lewis legate de atomul central sau ionul metalic al unui complex, aparținând blocului d , sunt denumite liganzi (sau liganzi ) și pot fi ioni sau molecule. Atomul central care se află în centrul coordonării ligandului este cel mai frecvent un metal, în ciuda acestei afirmații valabile în general, un atom nemetal poate prelua același rol. [5] Fiecare ligand al unui complex are cel puțin o pereche solitară de electroni cu care se leagă de atomul central sau de ion prin intermediul unei legături covalente coordonate . Pentru a descrie acest tip de interacțiune, se spune că liganzii se coordonează cu metalul. Mediul chimic care se formează ca urmare a acestei interacțiuni este definit ca sfera de coordonare a ionului central. Numărul de situri în care liganzii interacționează cu atomul metalic central se numește numărul de coordonare (NC sau CN, din Coordination Number ), care poate fi determinat atât empiric, cât și experimental și variază în funcție de speciile atomului metalic și de tipologia liganzilor.

Acest număr variază în general de la 2 la 12; cele mai frecvente cazuri sunt 4 și 6.

Parametrii care influențează numărul de coordonare sunt:

  • dimensiunea și sarcina ionului central
  • tipul de lianți (lianții foarte mari și voluminoși reduc NC)
  • interacțiunile din cadrul complexului.

Atomul central este adesea, dar nu exclusiv, un metal de tranziție (adică un element al blocului d al tabelului periodic ).

De asemenea, sunt cunoscuți compuși de coordonare în care atomul metalic coordonat stabilește o legătură metal-metal cu un alt atom metalic, formând structuri mai complexe.

Lianți

În chimia coordonării, un ligand este o moleculă sau ion care poartă grupuri donatoare adecvate capabile să se lege (sau să se coordoneze covalent) cu un atom central. Gama de molecule care se pot lega de ioni metalici ca liganzi este diversă și include atomi anorganici, ioni și molecule, precum și molecule și ioni organici. [5] Numărul de molecule despre care se știe că formează o legătură de complexare, sau care ar putea să o facă, este extrem de mare atunci când se analizează compuși anorganici; în cazul compușilor organici, pe de altă parte, dacă caracteristicile moleculei nu sunt suficiente, aceasta poate fi convertită în alte molecule (molecule derivate) care pot forma acest tip de legături. Un exemplu este ciclopentadiena , care poate fi scăzută dintr-un ion H + și transformată în ion ciclopentadienil, obținând aromaticitate și fiind capabil să formeze compuși de coordonare, cum ar fi ferocenul .

Liganzii pot forma una sau mai multe legături cu atomul central; în al doilea caz sunt numiți „ agenți chelatori ” (prin analogie cu ghearele multor crustacei ). În funcție de legăturile pe care le formează un ligand cu atomul central, aceasta se numește „monodentat”, „bidentat” sau, în general, „polidentat”. [6]

Exemple de chelatori sunt etilen diamino-tetraacetat ( EDTA ) sau etilendiamină , bidentat. Lianții precum apa sau clorul formează o legătură unică cu atomul central și, prin urmare, sunt monodentați. EDTA este hexadent, ceea ce explică marea stabilitate a multor dintre complexele sale. Atât liganzii simpli, cât și cei polidentați pot forma legături cu mai mult de un ion metalic, formând astfel un singur complex cu ioni metalici multipli. În acest caz vorbim de un „ liant de punte ” și de formarea unui complex polimetalic. Dacă, pe de altă parte, este metalul care formează o legătură cu un alt metal coordonat, acesta se numește „ complex de clustere ”.

Când atomul central este legat de toți liganzii egali, se spune că complexul este „homoleptic”; dacă liganzii nu sunt toți la fel, se spune că complexul este „heteroleptic”. Exemple sunt [Fe (CN) 6 ] 3– și respectiv [Co (NH 3 ) 5 (NO 2 )] 2+ .

Numărul de coordonare și geometria complexului

În funcție de numărul de coordonare, complexul poate presupune geometrii diferite. Următorul tabel prezintă geometriile cele mai frecvent observate:

Un numar de
coordonare
Formă Geometrie Exemple și note
2 Liniar Linear-3D-balls.png [CuCI2] - [Ag (NH3) 2] +
3 Trigonal planar Trigonal-3D-balls.png foarte rar

[BeF 3 ] - , [HgI 3 ] -
4 Tetraedric Tetraedric-3D-bile.png destul de comun

[ReO 4 ] 2– , Ni (CO) 4
4 Pătrat plan Square-planar-3D-balls.png XeF 4 , [AuCl 4 ] - , [PtCl 4 ] 2–
5 Trigonal bipiramidal Trigonal-bipiramidal-3D-balls.png [CdCl 5 ] 3– , Fe (CO) 5
5 Piramidă cu bază pătrată Minge-pătrat-piramidal-3D.png [NbCl 4 (O)] -, [V (acac) 2 (O)]
6 Octahedral Octahedral-3D-balls.png cel mai comun

[Cr (H 2 O) 6 ] 3+ , [Fe (CN) 6 ] 3–
7 Bipiramidal pentagonal Pentagonal-bipiramidal-3D-balls.png rar

[Nb (O) (bou) 3 ] 3–
8 Antiprismatic pătrat [Mo (CN) 8 ] 4– , [ReF 8 ] 2–

Geometria regulată nu este întotdeauna respectată; de exemplu, se observă abateri atunci când liganzii nu sunt toți la fel și distanțele metal-ligand pot fi diferite sau când liganzii au cerințe speciale de spațiu steric sau pentru efecte electronice precum efectul Jahn-Teller . Mai mult decât atât, există cazuri în care două structuri diferite se pot converti cu ușurință, deoarece diferă puțin în ceea ce privește energia; de exemplu, acest lucru este destul de comun pentru structurile numerice de coordonare 4 și 5.

Sfera exterioară și sfera interioară

Complexul de sferă externă (sau complexul extern sau complexul cu spin înalt) este compusul obținut prin interacțiunea electrostatică a cationului central cu un anion care este legat fără a altera totuși sfera de coordonare. Complexele externe sunt acelea în care nu există o cuplare a electronilor impari ai atomului central. [7] De exemplu, [Co (NH 3 ) 6 ] (NO 2 ) 3 este un complex al sferei exterioare.

În schimb, dacă metalul central se leagă de un anion prin modificarea sferei sale de coordonare , se spune că s-a format un complex de sferă interioară (sau complex interior sau complex cu spin redus). Complexele interne sunt acelea în care sunt cuplați electronii impari ai atomului central. [7] În analogie cu exemplul anterior, ionul nitrit NO 2 - este, de asemenea, capabil să formeze complexul azotat [Co (NH 3 ) 3 (NO 2 ) 3 ] care reprezintă un complex al sferei interioare.

Legătura chimică în complexe

Legătura chimică din complexe apare practic din interacțiunile dintre orbitalii d ai atomului central și orbitalii s și p ai liganzilor. Legăturile rezultate au astfel de energii încât lungimile de undă vizibile determină tranziții electronice ; mulți ioni complexi (și în general mulți ioni ai metalelor de tranziție) sunt colorați din acest motiv. [8]

Apariția efectelor cromatice în compuși care conțin metale de tranziție (și, în acest caz, în complexe coordonate) sunt explicate de așa-numita „ teoria câmpului cristalin ” (sau TCC). [9]

Teoria legăturii Valence

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: legătura Valence .

Teoria legăturii de valență Linus Pauling a fost prima teorie (din anii 1930 ) privind formarea unei legături de legătură prin suprapunerea orbitalilor d ai metalului și orbitalilor hibrid sp n ai liganzilor. [10] În acest fel, legăturile date ar fi formate astfel încât să umple întregul ultim nivel al orbitalilor atomului central (10d 6p 2s) pentru un total de 18 electroni.

Teoria câmpului de cristal

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Teoria câmpului cristalin .

Teoria câmpului cristalin a fost introdusă de Hans Bethe și în 1929 și presupune că interacțiunea metal-ligand este electrostatică. [10] Funcțiile de undă ale orbitalilor d pot fi reprezentate grafic ca suprafețe limită cu 4 lobi orientați în raport cu axele x, y, z: acest lucru se întâmplă deoarece liganzii își asumă o geometrie tetraedrică în jurul atomului central și a câmpului electric generat de către liganzi, neavând simetrie sferică, provoacă o separare a nivelurilor de energie ale orbitalilor d. Această separare duce la o stabilizare a complexului.

Teoria câmpului ligand

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: teoria câmpului ligand .

Dovezile experimentale arată că interacțiunea legată de ligand nu poate fi explicată doar printr-un model pur electrostatic. De fapt, printre liganzii care dau complexe mai stabile se află monoxidul de carbon (ligand puternic de câmp) care nu are încărcări permanente sau dipoli . Prin urmare, necesitatea de a introduce un anumit caracter covalent în teorie este clară. Prin urmare, teoria câmpului ligandului se extinde tocmai pe cea a câmpului cristalin prin descrierea interacțiunii legate de ligand prin adăugarea unui anumit caracter covalent, descris prin intermediul modelului orbital molecular (MO). [10]

Echilibrul complexării

Indicând cu M un element metalic generic și cu L un ligand, echilibrele complexării sunt de obicei schematizate după cum urmează:

M + L ML M + L ML ;
ML + L ML 2 ML + L ML 2 ;
ML 2 + L ML 3 ML 2 + L ML 3 ;
ML n-1 + L ML n ML n-1 + L ML n ;

Prin adăugarea de membru în membru obținem expresia totală a echilibrului:

M + nL ML n M + nL ML n cu constantă de formare

Ca toate echilibrele multiple, se verifică egalitatea K f = K 1 K 2 K 3 ... K n , deci pK f = pK 1 + pK 2 + pK 3 + ... pK n

Reciprocitatea lui K f exprimă constanta de instabilitate K ins și este un alt mod de a reprezenta echilibrul (în acest caz, în funcție de disociere):

Foarte des, în practica de laborator, se întâmplă să se ocupe de liganzi susceptibili la variații ale pH-ului și de metale care tind să fie complexate de alte specii prezente în soluție . Aceste echilibre sunt reglementate cantitativ de o altă constantă care ia în considerare acești factori: constanta în cauză este constanta condițională de formare K ' f .

K ' f este legat de K f prin ecuația: K' f = K f · α · β

unde (pentru un pH dat) α = valoarea α, fracțiunea ligandului liber prezent în soluție și β = valoarea β, fracția metalului necomplexat prezent în soluție.

Izomerie complexă

Există diferite tipuri de izomerie . Cele mai importante tipuri sunt:

Izomeria geometrică

Apare atunci când aceleași lianți sunt dispuși diferit în jurul metalului. Principalele cazuri se referă la complexele numerice de coordonare plană de 4 pătrate cu formula generică ML 2 X 2 și la 6 complexe de număr de coordonare octaedrică de tip ML 4 X 2 și ML 3 X 3 .

În complexele plane pătrate, izomerul cis este definit ca fiind compusul de coordonare care poartă liganzi identici pe vârfurile adiacente ale pătratului. Când liganzii ocupă colțuri opuse ale pătratului avem izomerul trans . Unele complexe de platină sunt utilizate în chimioterapia anticanceroasă: numai izomerii de tip cis ai Pt (II) se pot lega de bazele ADN și își exercită acțiunea farmacologică relativă.

În complexele octaedrice de tip ML 4 X 2 , cei doi izomeri cis sau trans pot fi în mod similar, atunci când cei doi liganzi X ocupă poziții adiacente sau opuse, respectiv.

De asemenea, în complexele octaedrice de tip ML 3 X 3 sunt posibili doi izomeri geometrici diferiți. Când cei trei liganzi de același tip ocupă trei poziții învecinate corespunzătoare feței octaedrului, avem izomerul fac (= facial ). Când cei trei liganzi de același tip ocupă trei poziții în același plan care conține și metalul, avem izomerul mer (= sudic) .

Izomeria optică

Izomeria optică generează o pereche de complexe care reprezintă imaginea oglindă non- superpozabilă . Cele două forme izomerice reprezintă o pereche de enantiomeri care rotesc fiecare planul luminii polarizate într-un anumit mod (dreptaci sau stângaci). Configurația absolută a complexelor chirale este atribuită notând direcția de rotație asumată de liganzi de-a lungul unei axe ternare a unui octaedru regulat (mecanism de înfășurare a unui șurub sau a regulii de la dreapta ). Rotația din stânga a helixului constituită de liganzi indică izomerul Λ („izomer lambda”), rotația din dreapta a izomerului Δ („izomer delta”).

Izomeria legăturii

Structura celor doi izomeri de legătură [Co (NH 3 ) 5 (NO 2 )] 2+ și [Co (NH 3 ) 5 (ONO)] 2+ .

Acest tip de izomerism apare cu liganzi ambidenți, adică se pot lega de metal în două moduri diferite. Cel mai cunoscut exemplu este dat de ionul nitrit (NO 2 - ) care se poate lega cu oxigen sau azot:

  • [Co (NH3) 5 (NO 2)] 2+ conține un co - legătură NO 2 și este denumit izomerul nitro;
  • [Co (NH 3 ) 5 (ONO)] 2+ conține o legătură Co-ONO și se numește izomer nitrit .

Alți liganzi ambidențiali obișnuiți sunt ionul tiocianat (SCN - ) și sulfitul (SO 3 - ).

Reactivitatea complexelor

Complexele pot da naștere la diferite tipuri de reacții , care pot fi clasificate după cum urmează:

Reacții de substituție ale liganzilor

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Reacția de substituție a ligandului .

În aceste reacții, un ligand deja prezent în sfera de coordonare este înlocuit cu un alt ligand prezent în soluție. Procesul poate avea loc cu diferite mecanisme și viteze . Cele mai studiate cazuri se referă la patru și șase complecși numerici de coordonare.

Reacții de rearanjare a ligandului

În acest caz, aceiași liganzi coordonați sunt prezenți înainte și după reacție, dar geometria coordonării sau stereochimia complexului pot varia. Sunt posibile diverse mecanisme, în funcție de faptul că aceste reacții au loc cu sau fără ruperea legăturilor metal-ligand. În acest din urmă caz ​​vorbim de „complexe fluxionale” sau „non-rigide stereochimic”.

Reacții asupra liganzilor

În acest caz, o reacție chimică are loc pe liant în timp ce este coordonată cu metalul. Aceste reacții sunt deosebit de frecvente în chimia organometalică (de exemplu, reacții de inserție), dar există și în chimia complexă clasică (de exemplu, reacții de mucegai și sinteză de macrocicluri ).

Reacții de transfer electronic

Aceste reacții se caracterizează prin transferul unuia sau mai multor electroni între două specii chimice. Sunt posibile două mecanisme:

  1. reacții ale sferei externe, în care în timpul transferului de electroni sfera de coordonare a celor două complexe nu este modificată;
  2. reacții interne ale sferei, unde transferul electronului are loc după ce s-a format o legătură de punte între cei doi centri metalici.

Nomenclatura complexelor

Complexele pot avea următoarele caracteristici:

  • Număr de diferiți liganzi / agenți de complexare:
    • complexe cu un singur liant specii se numesc homoleptice ;
    • complexul cu diferite specii de liganzi se numește heteroleptice .
  • Tip de liganzi: Liganzii sunt clasificați în raport cu numărul de dublete de electroni (și, prin urmare, de legături) pe care le pot folosi pentru a se lega de atomul central. Dacă un ligand formează o singură legătură cu atomul central, ligandul se numește monodentat (CO, NH 3 , CN - , OH - , H 2 O etc), dacă se formează doi, se numește bidentat (dien, en, acac. ..) și așa mai departe. Liganzii polidentați sunt definiți ca agenți de chelare și complexele care prezintă liganzi polidentați sunt de asemenea definiți ca compuși chelați. Un complex chelat este mai stabil decât un complex analog care conține doar liganzi monodentați. Această creștere a stabilității este cunoscută sub numele de efect chelat.
  • Încărcarea netă a complexului: un complex poate fi neutru sau încărcat electric (ion complex); în mod evident, sarcina sa va fi dată de suma sarcinilor metalului central și ale lianților. Formula unui complex este închisă între paranteze pătrate, scriind mai întâi metalul central și apoi liganzii. În exemplele următoare notăm cu M metalul central și cu L liganzii. Există trei opțiuni de încărcare:
    • sarcină pozitivă;
    • sarcină neutră;
    • sarcină negativă.
Exemple de complexe încărcate și neutre.
Tipologie Formulă Taxe parțiale
cation complex [Co (NH 3 ) 6 ] 3+ (M = Co 3+ , L = 6 NH 3 )
anion complex [PtCl 6 ] 2 - (M = Pt 4+ , L = 6 Cl - )
complex neutru [Fe 3 (CO) 12 ] (M = 3 Fe, L = 12 CO)
complex neutru [Cr (H2O) 3 CI 3] (M = Cr 3+ , L = 3 H 2 O, L = 3 Cl - )

Formula chimică: [metal + liant (i)] m

Denumirea compușilor de coordonare constă din două părți scrise împreună în care apar mai întâi liganzii și apoi atomul metalic urmat de numărul de oxidare, conform următoarelor reguli:

n-numele legăturii (legăturilor) + numele metalului + (nr. metalului)

  1. Liganzi:
    • Nume:
      • Liganzii anionici care se termină în -ato, -ito și -ile păstrează finalul;
      • Ligatoarele care se termină în -uro schimbă finalul în -o;
      • Liganzi neutri păstrează același nume ca și moleculele lor respective , cu următoarele excepții 4: H 2 O (apos), NH3 (amino), CO (carbonil) și NO (nitrozil).
    • Numele liganzilor este precedat de un prefix:
      • În majoritatea cazurilor oferă un prefix grecesc (mono, di, tri, tetra, penta, hex, ...) care indică numărul;
      • Când aveți de-a face cu liganzi polidentați (de exemplu, etilendiamină, oxalat) și cu cei care conțin deja un prefix numeric în numele lor sau au un nume mai lung de 5-6 litere, atunci numele lor, plasat între paranteze, va fi precedat de prefixele bis (2), tris (3), tetrakis (4), pentakis (5), esakis (6) și liganzii sunt scrise între paranteze rotunde.
    • Ordin:
      • Când există mai multe lianțe diferite, acestea trebuie scrise în ordine alfabetică, fără a lua în considerare prefixul grecesc.
  2. Metal:
    • Starea de oxidare a metalului:
      • Dacă metalul complexat are mai mult de un număr de oxidare, acesta este plasat la final în paranteze în cifre romane (convenția Stock). Alternativ, este posibilă plasarea sarcinii nete, pozitive sau negative, a ionului complex în cifre arabe (convenția Ewens-Bassett, dar nu este recomandată de IUPAC).
    • Încărcarea complexului:
      • Dacă complexul are o sarcină negativă, m <0, sufixul -ate este adăugat la denumirea metalului și, în final, este urmat de numărul de oxidare scris între paranteze. În unele cazuri, numele latin este folosit în locul denumirii italiene a metalului:
        • Dacă un al doilea element metalic încărcat pozitiv este prezent ca contra ion, așa cum este reprezentat de formula chimică: metal 2 [metal 1 + liant (i)], regula nomenclaturii va deveni: n-liant (i) + denumirea metalului 1 - ate + (nr de metal 1 ) + denumirea metalului 2 , denumirea complexului va preceda denumirea cationului care acționează ca un contraion;
        • Dacă nu există contraion, numele complexului este precedat de termenul ion.
      • Dacă complexul are o sarcină neutră, m = 0, numele metalului nu dobândește niciun sufix;
      • Dacă complexul are o sarcină pozitivă, m> 0, numele metalului nu dobândește niciun sufix:
        • Dacă are un contraion, așa cum este reprezentat de formula chimică: [metal + ligand (s)] m + anion, regula nomenclaturii va deveni: finalizare n-anion + nume n-ligand + nume metal + ( fără metal), numele anionului va preceda numele complexului;
        • Dacă nu există contraion, numele complexului este precedat de termenul ion.
Numele lianților
Tip Liant Formula chimica Numele liantului
Anionici hidrură H - hidro
floruro F - fluor
clorură Cl - clor
bromură Br - brom
iodură Eu - eu dau
cianură : CN - cian
hidroxid OH - hidroxi
carbonat CO 3 2- carbonat
oxalat (Ox) C 2 O 4 2- oxalat
tiocianat : SCN - tiocianat
izotiocianat : NCS - izotiocianat
oxid (Oxo) SAU 2- os
peroxid O 2 2- perosso
superperoxid O 2 - superperosso
azido (azide) N 3 - azidă (azot)
azotură N 3- nitro
cianat : OCN - cianat
etilendiaminetetraacetat (EDTA) ( - O 2 CCH 2 ) 2 NCH 2 CH 2 N (CH 2 CO 2 - ) 2 etilendiaminetetraacetat
acetilacetonat acac- (CH 3 COCHCOCH 3 ) - acetilacetonat
metil (Eu) CH 3 - metil
etil (Et) CH 3 CH 2 - etil
nitrit NU 2 - nitrit
sulfit SO 3 2- sulfit
fenil Ph - fenil
acetat (MeCOO-) CH 3 COO - acetat
glicinat H 2 NCH 2 COO-, gl - glicinat
salicilat sal - salicilat
ciclopentadienil C 5 H 5 - ciclopentadienil
Neutru apă H 2 O aquo
amoniac NH 3 amino
amină NH2 amină
monoxid de carbon CO carbonil
monoxid de azot NU nitrozil
dinitrogen N 2 dinitrogen
dioxigen SAU 2 dioxigen
etilendiamină (ro) H 2 NCH2 CH2 NH2 etilendiamina
dietilenetriamină (dien) dietilenetriamina
trietilenetetraamină (trien) trietilenetetraamină
piridină (py) piridină
bipiridină (bpy sau bipy) bipiridină
terpiridină (terpy) terpiridină
fosfină PH 3 fosfină
trifenilfosfină PPh 3 trifenilfosfină
trimetilfosfină PMe 3 trimetilfosfină
trietilfosfină PEt 3 trietilfosfină
trifluorofosfină PF 3 trifluorofosfină
metilamină NH 2 Me metilamină
difosfan (difos) difosfan
diarsano (diars) diarsano
glicodimetil eter (glime) glicodimetil eter
uree OC (NH2) 2 uree
etenă C 2 H 4 etenă
acetonitril CH 3 CN acetonitril
Tabel de exemple în care se aplică nomenclatura complexelor.
Formula chimica Numele complexului
[NiCh 4] 2- ion tetracloronichel (II)
[CuNH 3 Cl 5 ] 3- ion aminopentaclorocuprat (II)
[Cd (ro) 2 (CN) 2 ] dicianobisetilendiaminocadmiu (II)
[Fe (NH3) 6] CI 3 clorură de hexaminofer (III)
K 3 [Fe (CN) 6 ] hexacianoferat de potasiu (III)
[Ni (H 2 O) 6] SO 4 hexaquonickel (II) sulfat

Notă

  1. ^ Silvestroni , pp. 863-864 .
  2. ^ Nomenclatura chimiei anorganice Recomandările IUPAC 2005 , p. 145 .
  3. ^ Peter William Atkins, Loretta Jones și Leroy Leverman, Capitolul 9C: Compuși de coordonare , în Principiile chimiei , IV, Zanichelli, p. 766, ISBN 978-8808320971 .
  4. ^ (EN) Mark Weller, Tina Overton, Jonathan Rourke și Fraser Armstrong, Chimie anorganică, ediția a șaptea, Oxford University Press, Oxford, ISBN 978-0199641826 .
  5. ^ a b c d ( EN ) Geoffrey A. Lawrance, 2-Liganzi , în Introducere în chimia coordonării , Wiley, p. 15, ISBN 978-0-470-51930-1 .
  6. ^ Silvestroni , p. 868 .
  7. ^ a b Silvestroni , p. 869 .
  8. ^ Silvestroni , p. 861 .
  9. ^ Silvestroni , pp. 870-873 .
  10. ^ a b c Silvestroni , p. 864 .

Bibliografie

  • TW Graham Solomons, Organic Chemistry , ediția a II-a, Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 583-596, ISBN 88-08-09414-6 .
  • Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .
  • Peter William Atkins, Loretta Jones și Leroy Leverman, Capitolul 9C: Compuși de coordonare , în Principii de chimie , IV, Zanichelli, p. 766, ISBN 978-8808320971 .
  • ( EN ) Mark Weller, Tina Overton, Jonathan Rourke și Fraser Armstrong, Chimie anorganică , ediția a șaptea, OUP Oxford, ISBN 978-0199641826 .
  • ( EN ) Geoffrey A. Lawrance, 2-Liganzi , în Introducere în chimia coordonării , Wiley, p. 15, ISBN 978-0-470-51930-1 .

Elemente conexe

Alte proiecte

linkuri externe

Chimica Portale Chimica : il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia