Cтраница 1
Акво-ионы, оксо-соли и комплексы. Скандий легко образует гексаакво-ион [ Sc ( H2O) 6 ] 3, который легко гидролизуетоя. [1]
Акво-ионы же-леза ( П) [ Fe ( H2O) 6 ] 2 практически бесцветны, поэтому растворы солей железа ( И) обычно не окрашены. [2]
Акво-ионы кадмия [ Cd ( H2O) n ] 2 в водных растворах бесцветны. [3]
Акво-ионы кобальта ( П) октаэдрической конфигурации [ Со ( Н2О) 6 ] 2 окрашены в розовый цвет, поэтому разбавленные водные растворы солей кобальта ( П) также имеют розовую окраску. Однако при упаривании водных растворов солей кобальта ( П) их фиолетовая окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта ( П) тетраэдрической структуры. [4]
Если акво-ионы металлов побочных групп представляют собой химическое соединение в большей степени, чем гидратиро-ванные ионы щелочных или щелочноземельных металлов, то можно ожидать, что первые имеют наибольшую теплоту гидратации. Конечно, нельзя надеяться на то, что эта закономерность всегда справедлива, но ее можно применять, когда сравниваемые ионы имеют одинаковые заряд и радиусы. С таким ограничением это кажется справедливым, хотя не является причиной какого-нибудь значительного эффекта. Наконец, в табл. 10 сравниваются вычисленные значения теплот гидратации с теплотой образования некоторых ионов типичных амминов металлов в водном растворе. Часть данных принадлежит автору, другая часть взята из опубликованных калориметрических исследований. Можно видеть, что теплота образования амминов, которая, конечно, зависит от числа связанных молекул аммиака, увеличивается с устойчивостью аммиачного комплекса, о в целом очень мала по сравнению с теплотой гидратации. [5]
Если акво-ионы металлов побочных групп представляют собой химическое соединение в большей степени, чем гидратиро-ванные ионы щелочных или щелочноземельных металлов, то можно ожидать, что первые имеют наибольшую теплоту гидратации. Конечно, нельзя надеяться на то, что эта закономерность всегда справедлива, но ее можно применять, когда сравниваемые ионы имеют одинаковые заряд и радиусы. С таким ограничением это кажется справедливым, хотя не является причиной какого-нибудь значительного эффекта. Наконец, в табл. 10 сравниваются вычисленные значения теплот гидратации с теплотой образования некоторых ионов типичных амминов металлов в водном растворе. Часть данных принадлежит автору, другая часть взята из опубликованных калориметрических исследований. Можно видеть, что теплота образования амминов, которая, конечно, зависит от числа связанных молекул аммиака, увеличивается с устойчивостью аммиачного комплекса, но в целом очень мала по сравнению с теплотой гидратации. [6]
Можно предположить, что акво-ионы ( тем более, когда температура уменьшается) построены в соответствии с максимальным координационным числом, но что собственно комплексный ион ( если пренебречь, конечно, всеми молекулами воды, связанными во второй оболочке) в других случаях имеет число молекул воды, соответствующее характеристическому координационному числу или, возможно, промежуточному числу между двумя координационными числами. [7]
Большинство комплексов, включая акво-ионы переходных металлов, обнаруживают два определенных типа поглощения света. Поглощение первого типа происходит главным образом в видимой области спектра, хотя то можно распространить на ПК - и УФ-области, и состоит из одной или более довольно четко разрешенных полос низкой интенсивности. В этой области можно наблюдать одну или более полос или же часто лишь постепенное увеличение поглощения с уменьшением длины волны, так что максимум выходит за пределы этой области. [8]
Для тяжелых переходных элементов в низших и средних валентных состояниях акво-ионы либо мало изучены, либо не характерны; некоторые металлы, например Zr, Hf и Re, по-видимому, вообще не образуют простых катионных комплексов. Как правило, в химии водных растворов этих элементов большее значение имеют анионные оксо - или галогенидные комплексы, хотя у некоторых металлов, таких, как Ru, Rh, Pd и Pt, известны также и катионные комплексы. [9]
Если роль иона металла в ферменте состоит главным образом в его поляризующем действии, то можно ожидать, что и простые акво-ионы металлов будут оказывать такое же каталитическое действие. [10]
Это почти исключительно химия комплексных соединений. Акво-ионы Ru ( II), Ru ( III), Rh ( III) и Pd ( II) существуют в растворах анионов, неспособных к образованию комплексов, а именно СЮ, BF, CFsS03 или я-толуол-сульфоната. Обычно акво-ионы не играют большой роли. [11]
Об образовании комплексов трехвалентных металлов в водных растворах известно очень мало. Так как акво-ионы легко гидролизуются, они не образуют комплексов с аммиаком и аминами. Гал-латы и алюминаты можно рассматривать как гидроксо-комплексы. Наиболее важным галогенидным комплексом, по-видимому, является весьма устойчивый фторидный комплекс алюминия. [12]
Гидролиз этого типа, ведущий в большинстве случаев к образованию полиядерных комплексов и в конечном счете - к осаждению, играет при количественной интерпретации равновесий комплексообразования весьма важную роль. Так как акво-ионы металлов могут терять протоны, их можно рассматривать как кислоты. [13]
В случае акво-ионов, содержащих более двух молекул воды, процесс оляции может продолжаться до образования ионов высокого молекулярного веса. Этот процесс идет самопроизвольно при действии оснований на акво-ионы металла в водных растворах и может продолжаться вплоть до начала выпадения продуктов реакции в виде осадка. Рост полимера может продолжаться даже после осаждения, особенно если осадок выдержать в маточном растворе при несколько повышенной температуре. [14]
Так, отмеченная в литературе относительная легкость образования в растворах ионов Ni ( CN) iT, PdClJT и PdBrj - показывает, что в системах K2Ni ( CN) 4 4KCN или K3PdCl4 4КС1 обмен может происходить на основе ассоциативного механизма. Правда, в случае палладиевых систем обмен может происходить через промежуточно образующиеся акво-ионы, причем относительная вероятность каждого механизма зависит от экспериментальных условий и, в частности, от концентрации свободных ионов хлора. Как уже было указано на стр. [15]