In der Chemie, einem Koordinationskomplex oder Metallkomplex, ist ein Atom oder Ion (gewöhnlich metallisch), verpfändet zu einer Umgebungsreihe von Molekülen oder Anionen, die der Reihe nach als ligands oder Komplexbildner bekannt sind. Viele metallenthaltende Zusammensetzungen bestehen aus Koordinationskomplexen.

Nomenklatur und Fachsprache

Koordinationskomplexe sind so durchdringend, dass die Struktur und Reaktionen auf viele Weisen manchmal verwirrend beschrieben werden. Das Atom innerhalb eines ligand, der zum Hauptatom oder Ion verpfändet wird, wird das Spender-Atom genannt. Ein typischer Komplex wird zu mehreren Spender-Atomen gebunden, die dasselbe oder verschieden sein können. Polygezähnt (vielfach verpfändet) bestehen ligands aus mehreren Spender-Atomen, von denen mehrere zum Hauptatom oder Ion gebunden werden. Diese Komplexe werden chelate Komplexe genannt, die Bildung solcher Komplexe wird chelation, complexation, und Koordination genannt.

Das Hauptatom oder Ion, zusammen mit dem ganzen ligands umfassen den Koordinationsbereich. Die Hauptatome oder das Ion und die Spender-Atome umfassen den ersten Koordinationsbereich.

Koordination verweist auf die "Koordinate covalent Obligationen" (zweipolige Obligationen) zwischen dem ligands und dem Hauptatom. Ursprünglich hat ein Komplex eine umkehrbare Vereinigung von Molekülen, Atomen oder Ionen durch solche schwachen chemischen Obligationen einbezogen. In Bezug auf die Koordinationschemie hat sich diese Bedeutung entwickelt. Einige Metallkomplexe werden eigentlich irreversibel gebildet, und viele werden zusammen durch Obligationen gebunden, die ziemlich stark sind.

Geschichte

Koordinationskomplexe waren - obwohl nicht verstanden in jedem Sinn - seit dem Anfang der Chemie, z.B preußische blaue und kupferne Schwefelsäure bekannt. Der Schlüsseldurchbruch ist vorgekommen, als Alfred Werner 1893 vorgeschlagen hat, dass Co (III) sechs ligands in einer octahedral Geometrie erträgt. Seine Theorie erlaubt, den Unterschied zwischen koordiniertem und ionischem in einer Zusammensetzung, zum Beispiel Chlorid im Kobalt ammine Chloride zu verstehen und viele der vorher unerklärlichen isomers zu erklären.

1914 hat Werner den ersten Koordinationskomplex, genannt hexol in optischen isomers aufgelöst, die Theorie stürzend, dass nur Kohlenstoff-Zusammensetzungen chirality besitzen konnten.

Strukturen

Die Ionen oder Moleküle, die das Hauptatom umgeben, werden ligands genannt. Ligands werden allgemein zum Hauptatom durch eine Koordinate covalent Band gebunden (Elektronen von einem einsamen Elektronpaar in ein leeres Metall Augenhöhlen-schenkend) und werden gesagt, zum Atom koordiniert zu werden. Es gibt auch organischen ligands wie alkenes, dessen Pi-Obligationen koordinieren können, um Metall orbitals zu entleeren. Ein Beispiel ist ethene im Komplex, der als das Salz von Zeise, K [PtCl (CH)] bekannt ist.

Geometrie

In der Koordinationschemie wird eine Struktur zuerst durch seine Koordinationszahl, die Zahl von ligands beschrieben, der dem Metall (mehr spezifisch, die Zahl von Spender-Atomen) beigefügt ist. Gewöhnlich kann man den beigefügten ligands aufzählen, aber manchmal sogar kann das Zählen zweideutig werden. Koordinationszahlen sind normalerweise zwischen zwei und neun, aber die große Anzahl von ligands ist für den lanthanides und actinides ziemlich üblich. Die Zahl von Obligationen hängt von der Größe, Anklage und Elektronkonfiguration des Metallions und des ligands ab. Metallionen können mehr als eine Koordinationszahl haben.

Normalerweise wird die Chemie von Komplexen durch Wechselwirkungen zwischen s und p molekularem orbitals des ligands und des d orbitals von den Metallionen beherrscht. Der s, p, und d orbitals des Blechkanisters passen 18 Elektronen an (sieh 18-Elektronen-Regel). Die maximale Koordinationszahl für ein bestimmtes Metall ist so mit der elektronischen Konfiguration des Metallions verbunden (um, die Zahl von leerem orbitals spezifischer zu sein), und zum Verhältnis der Größe des ligands und des Metallions. Große Metalle und kleiner ligands führen zu hohen Koordinationszahlen, z.B [Mo (CN)]. Kleine Metalle mit großem ligands führen zu niedrigen Koordinationszahlen z.B. Pt [P (CMe)]. Wegen ihrer großen Größe neigen lanthanides, actinides, und früher Übergang-Metalle dazu, hohe Koordinationszahlen zu haben.

Verschiedene ligand Strukturmaßnahmen ergeben sich aus der Koordinationszahl. Die meisten Strukturen folgen den Punkten auf einem Bereich-Muster (oder, als ob das Hauptatom in der Mitte eines Polyeders war, wo die Ecken dieser Gestalt die Positionen des ligands sind), wo Augenhöhlenübergreifen (zwischen ligand und Metall orbitals) und ligand-ligand Repulsionen dazu neigt, zu bestimmter regelmäßiger Geometrie zu führen. Die am meisten beobachtete Geometrie wird unten verzeichnet, aber es gibt viele Fälle, die von einer regelmäßigen Geometrie, z.B wegen des Gebrauches von ligands von verschiedenen Typen abgehen (der auf unregelmäßige Band-Längen hinausläuft; die Koordinationsatome folgen Punkten auf einem Bereich-Muster nicht), wegen der Größe von ligands, oder wegen elektronischer Effekten (sieh z.B, Jahn-Erzähler-Verzerrung):

• Geradlinig für zwei-Koordinationen-
• Für drei-Koordinationen-planarer Trigonal
• Vierflächig oder quadratisch planar für vier-Koordinationen-
• Trigonal bipyramidal oder für fünf-Koordinationen-pyramidales Quadrat
• Octahedral (orthogonal) oder trigonal prismatisch für sechs-Koordinationen-
• Fünfeckiger bipyramidal für sieben-Koordinationen-
• Für acht-Koordinationen-antiprismatisches Quadrat
• Tri-verkorkt trigonal prismatisch (Triaugmented Dreiecksprisma) für neun Koordination.

Einige Ausnahmen und Bestimmungen sollten bemerkt werden:

• Die idealisierten Beschreibungen 5-, 7-, 8-, und 9-Koordination sind häufig geometrisch von alternativen Strukturen mit ein bisschen verschiedenen Winkeln von L-M-L (ligand-metal-ligand) undeutlich. Das klassische Beispiel davon ist der Unterschied zwischen Quadrat pyramidal und trigonal bipyramidal Strukturen.
• Wegen spezieller elektronischer Effekten wie (zweite Ordnung) Jahn-Erzähler-Stabilisierung wird bestimmte Geometrie hinsichtlich der anderen Möglichkeiten z.B für einige Zusammensetzungen stabilisiert die trigonal prismatische Geometrie wird hinsichtlich octahedral Strukturen für den sechs-Koordinationen-stabilisiert.

Isomerism

Die Einordnung des ligands wird für einen gegebenen Komplex befestigt, aber in einigen Fällen ist es durch eine Reaktion veränderlich, die einen anderen stabilen isomer bildet.

Dort bestehen Sie viele Arten von isomerism in Koordinationskomplexen, ebenso in vielen anderen Zusammensetzungen.

Stereoisomerism

Stereoisomerism kommt mit denselben Obligationen in verschiedenen Orientierungen hinsichtlich einander vor. Stereoisomerism kann weiter klassifiziert werden in:

Cis-Trans isomerism und Gesichtssüdländer isomerism

Cis-Trans isomerism kommt in octahedral und planaren Quadratkomplexen (aber nicht vierflächig) vor. Wenn zwei ligands gegenseitig angrenzend sind, wie man sagt, sind sie cis, wenn

gegenüber einander, trans. Wenn drei identische ligands ein Gesicht eines Oktaeders besetzen, wie man sagt, ist der isomer, oder fac Gesichts-. In einem fac isomer sind irgendwelche zwei identischen ligands angrenzend oder cis an einander. Wenn diese drei ligands und das Metallion in einem Flugzeug sind, wie man sagt, ist der isomer Südländer oder mer. Ein mer isomer kann als eine Kombination eines trans und eines cis betrachtet werden, da er sowohl trans als auch cis Paare von identischem ligands enthält.

Image:Cis-dichlorotetraamminecobalt (III).png|cis-[CoCl (NH)]

Image:Trans-dichlorotetraamminecobalt (III).png|trans-[CoCl (NH)]

Image:Fac-trichlorotriamminecobalt (III).png|fac-[CoCl (NH)]

Image:Mer-trichlorotriamminecobalt (III).png|mer-[CoCl (NH)]

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Optischer isomerism

Optischer isomerism kommt vor, wenn ein Molekül nicht superposable mit seinem Spiegelimage ist. Es ist so genannt, weil die zwei isomers jeder optisch energisch sind, d. h. lassen sie das Flugzeug des polarisierten Lichtes in entgegengesetzten Richtungen rotieren. Das Symbol Λ (Lambda) wird als ein Präfix verwendet, um die linkshändige Propeller-Drehung zu beschreiben, die durch drei bidentate ligands, wie gezeigt, gebildet ist. Ebenfalls wird das Symbol Δ (Delta) als ein Präfix für die rechtshändige Propeller-Drehung verwendet.

Image:Delta-tris (oxalato) ferrate (III) - 3D-Balls.png |Λ-[Fe (Ochse)]

Image:Lambda-tris (oxalato) ferrate (III) - 3D-Balls.png |Δ-[Fe (Ochse)]

Image:Delta-cis-dichlorobis (ethylenediamine) Kobalt (III).png |Λ-cis-[CoCl (en)]

Image:Lambda-cis-dichlorobis (ethylenediamine) Kobalt (III).png |Δ-cis-[CoCl (en)]

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Struktureller isomerism

Struktureller isomerism kommt vor, wenn die Obligationen selbst verschieden sind. Es gibt vier Typen von strukturellem isomerism: Ionisierung isomerism, solvate oder Hydrat isomerism, Verbindung isomerism und Koordination isomerism.

1. Ionisierung isomerism - die isomers geben verschiedene Ionen in der Lösung, obwohl sie dieselbe Zusammensetzung haben. Dieser Typ von isomerism kommt vor, wenn das Gegenion des Komplexes auch ein Potenzial ligand ist. Zum Beispiel pentaaminebromidocobalt (III) Sulfat [gibt Co (NH) Br] ist AUCH rotes Violett und in der Lösung, einen jäh hinabstürzenden mit dem Barium-Chlorid, die Anwesenheit des Sulfat-Ions bestätigend, während pentaaminesulphatecobalt (III) Bromid {Co (NH) SO] Br rot ist und negativ für das Sulfat-Ion in der Lösung prüft, aber stattdessen einen jäh hinabstürzenden von AgBr mit dem Silbernitrat gibt.
2. Solvate oder Hydrat isomerism - die isomers haben dieselbe Zusammensetzung, aber unterscheiden sich in Bezug auf die Zahl des Lösungsmittels ligand Moleküle sowie das Gegenion im Kristallgitter. Zum Beispiel [Cr (HO)] ist Kl., [Cr (HO) Kl.] Kl. violett. HO, ist und [Cr (HO) Kl.] blau-grün Kl. 2HO ist dunkelgrüner
3. Verbindung isomerism kommt mit ambidentate ligands vor, der in mehr als einem Platz binden kann. Zum Beispiel, ist NICHT ein ambidentate ligand: Es kann zu einem Metall entweder am N Atom oder an einem O Atom binden.
4. Koordination isomerism - das kommt vor, wenn sowohl positive als auch negative Ionen eines Salzes komplizierte Ionen sind und sich die zwei isomers im Vertrieb von ligands zwischen dem cation und dem Anion unterscheiden. Zum Beispiel [Co (neuer)] [Cr (CN)] und [Cr (NH)] [Co (CN)]

Elektronische Eigenschaften

Viele der Eigenschaften von Metallkomplexen werden durch ihre elektronischen Strukturen diktiert. Die elektronische Struktur kann durch ein relativ ionisches Modell beschrieben werden, das formelle Anklagen den Metallen und ligands zuschreibt. Diese Annäherung ist die Essenz der Kristallfeldtheorie (CFT). Kristallfeldtheorie, die von Hans Bethe 1929 eingeführt ist, gibt einem Quant mechanisch gestützten Versuch des Verstehens von Komplexen. Aber Kristallfeldtheorie behandelt alle Wechselwirkungen in einem Komplex als ionisch und nimmt an, dass dem ligands durch negative Punkt-Anklagen näher gekommen werden kann.

Hoch entwickeltere Modelle umarmen covalency, und diese Annäherung wird durch die Ligand-Feldtheorie (LFT) und Molekulare Augenhöhlentheorie (MO) beschrieben. Feldtheorie von Ligand, eingeführt 1935 und gebaut aus der molekularen Augenhöhlentheorie, kann eine breitere Reihe von Komplexen behandeln und kann Komplexe erklären, in denen die Wechselwirkungen covalent sind. Die chemischen Anwendungen der Gruppentheorie können im Verstehen von Kristall oder ligand Feldtheorie, durch das Erlauben einfach helfen, Symmetrie hat Lösungen der formellen Gleichungen gestützt.

Chemiker neigen dazu, das einfachste Modell zu verwenden, das erforderlich ist, die Eigenschaften von Interesse vorauszusagen; aus diesem Grund ist CFT ein Liebling für die Diskussionen, wenn möglich, gewesen. MO und LF Theorien sind mehr kompliziert, aber stellen eine realistischere Perspektive zur Verfügung.

Die elektronische Konfiguration der Komplexe gibt ihnen einige wichtige Eigenschaften:

Farbe

Metallkomplexe ließen häufig sensationelle Farben durch elektronische Übergänge durch die Absorption des Lichtes verursachen. Aus diesem Grund werden sie häufig als Pigmente angewandt. Die meisten Übergänge, die mit farbigen Metallkomplexen verbunden sind, sind entweder d-d Übergänge oder Anklage-Übertragungsbänder. In einem d-d Übergang ist ein Elektron in einem d Augenhöhlen-auf dem Metall durch ein Foton zu einem anderen d Augenhöhlen-der höheren Energie aufgeregt. Ein Anklage-Übertragungsband hat Promotion eines Elektrons von einem metallbasierten Augenhöhlen-in einen leeren mit Sitz in ligand Augenhöhlen-(Metal-to-Ligand Anklage-Übertragung oder MLCT) zur Folge. Das gegenteilige kommt auch vor: Erregung eines Elektrons in einem mit Sitz in ligand Augenhöhlen-in einen leeren metallbasierten Augenhöhlen-(Ligand zur Metallanklage-Übertragung oder LMCT). Diese Phänomene können mithilfe von der elektronischen Spektroskopie beobachtet werden; auch bekannt als UV-Kraft. Für einfache Zusammensetzungen mit der hohen Symmetrie können die d-d Übergänge mit Tanabe-Sugano Diagrammen zugeteilt werden. Diese Anweisungen gewinnen vergrößerte Unterstützung mit der rechenbetonten Chemie.

Magnetismus

Metallkomplexe, die allein stehende Elektronen haben, sind magnetisch. Wenn sie nur monometallische Komplexe denken, entstehen allein stehende Elektronen, weil der Komplex eine ungerade Zahl von Elektronen hat, oder weil Elektronpaarung destabilisiert wird. So, monomeric Arten von Ti (III) haben ein "D-Elektron" und muss (Absatz) magnetisch, unabhängig von der Geometrie oder der Natur des ligands sein. Ti (II), mit zwei D-Elektronen, bildet einige Komplexe, die zwei allein stehende Elektronen und andere mit niemandem haben. Diese Wirkung wird durch die Zusammensetzungen TiX [(CH) PCHCHP (CH)] illustriert: Wenn X = Kl., der Komplex paramagnetisch ist (Konfiguration der hohen Drehung), wohingegen, wenn X=CH, es diamagnetic (Konfiguration der niedrigen Drehung) ist. Es ist wichtig zu begreifen, dass ligands ein wichtiges Mittel zur Verfügung stellen, die Boden-Zustandeigenschaften anzupassen.

In bi- und polymetallischen Komplexen, in denen die individuellen Zentren eine ungerade Zahl von Elektronen haben, oder die hohe Drehung sind, ist die Situation mehr kompliziert. Wenn es Wechselwirkung (entweder direkt oder durch ligand) zwischen den zwei (oder mehr) Metallzentren gibt, können sich die Elektronen (antimagnetische Kopplung paaren, auf eine Diamagnetic-Zusammensetzung hinauslaufend), oder sie können einander (eisenmagnetische Kopplung) erhöhen. Wenn es keine Wechselwirkung, die zwei gibt (oder mehr), benehmen sich individuelle Metallzentren als ob in zwei getrennten Molekülen.

Reaktionsfähigkeit

Komplexe zeigen eine Vielfalt von möglichen Wiedertätigkeiten:

• Elektron überträgt
• :A allgemeine Reaktion zwischen Koordinationskomplexen, die ligands einschließen, sind innere und Außenbereich-Elektronübertragungen. Sie sind zwei verschiedene Mechanismen der Elektronübertragung redox Reaktionen, die größtenteils vom verstorbenen Henry Taube definiert sind. In einer inneren Bereich-Reaktion handelt ein ligand mit zwei einsamen Elektronpaaren als ein Überbrücken ligand, ein ligand, zu dem beide Koordinationszentren verpfänden können. Dadurch werden Elektronen von einem Zentrum bis einen anderen übertragen.
• (Degenerierte) ligand tauschen aus
• :One wichtiger Hinweis der Reaktionsfähigkeit ist die Rate des degenerierten Austausches von ligands. Zum Beispiel ändert die Rate des Austausches von Koordinatenwasser in [M (HO)] Komplexe mehr als 20 Größenordnungen. Komplexe, wo die ligands veröffentlicht werden und Rückprall werden schnell, als labil klassifiziert. Solche labilen Komplexe können thermodynamisch ziemlich stabil sein. Typische labile Metallkomplexe entweder haben niedrige Anklage (Na), Elektronen in d-orbitals, die in Bezug auf den ligands (Zn) antiverpfänden, oder haben an covalency Mangel (Ln, wo Ln jeder lanthanide ist). Der lability eines Metallkomplexes hängt auch von der hohen Drehung gegen Konfigurationen der niedrigen Drehung ab, wenn solcher möglich ist. So, hohe Drehung Fe (II) und Co (III) bilden labile Komplexe, wohingegen Entsprechungen der niedrigen Drehung träge sind. (III) von Cr kann nur im Staat der niedrigen Drehung (Quartett) bestehen, das wegen seines hohen formellen Oxydationsstaates, Abwesenheit von Elektronen in orbitals träge ist, die das M-L-Antiabbinden, plus einige "ligand Feldstabilisierung sind, die" mit der d3 Konfiguration vereinigt ist.
• Assoziative Prozesse
• :Complexes, die ungefüllten oder halbgefüllten orbitals häufig haben, zeigen die Fähigkeit, mit Substraten zu reagieren. Die meisten Substrate haben einen Unterhemd-Boden-Staat; d. h. sie haben einsame Elektronpaare (z.B, Wasser, Amine, Äther), so brauchen diese Substrate einen leeren Augenhöhlen-, um im Stande zu sein, mit einem Metallzentrum zu reagieren. Einige Substrate (z.B, molekularer Sauerstoff) lassen einen Drilling Staat niederlegen, der resultiert, den Metalle mit halbgefülltem orbitals eine Tendenz haben, mit solchen Substraten zu reagieren (es muss gesagt werden, dass das Dioxygen-Molekül auch einsame Paare hat, so ist es auch fähig, um als eine 'normale' Basis von Lewis zu reagieren).

Wenn die ligands um das Metall, die Blechkanister-Hilfe in (stochiometrisch oder katalytisch) Transformationen von Molekülen sorgfältig gewählt werden oder als ein Sensor verwendet werden.

Klassifikation

Metallkomplexe, auch bekannt als Koordinationszusammensetzungen, schließen alle Metallzusammensetzungen, beiseite von Metalldämpfen, plasmas, und Legierung ein. Die Studie der "Koordinationschemie" ist die Studie "der anorganischen Chemie" des ganzen Alkalis und alkalischer Erdmetalle, Übergang-Metalle, lanthanides, actinides, und metalloids. So ist Koordinationschemie die Chemie der Mehrheit des Periodensystems. Metalle und Metallionen, bestehen in den kondensierten Phasen mindestens, nur umgeben durch ligands.

Die Gebiete der Koordinationschemie können gemäß der Natur des ligands in breiten Begriffen klassifiziert werden:

• Klassisch (oder "Werner Complexes"): Ligands in der klassischen Koordinationschemie binden zu Metallen, fast exklusiv, über ihre "einsamen Paare" von Elektronen, die auf den Hauptgruppenatomen des ligand wohnen. Typische ligands sind HO, NH, Kl., CN, en

:Examples: [Co (EDTA)], [Co (neuer)] Kl., [Fe (CO)] K

• Organometallic Chemie: Ligands sind (alkenes, alkynes, alkyls) sowie "organischer" ligands wie phosphines, hydride, und CO organisch.

:Example: (CH) Fe (CO) CH

• Bioinorganic Chemie: Ligands sind diejenigen, die durch die Natur, besonders einschließlich der Seitenketten von Aminosäuren und vieler cofactors wie porphyrins zur Verfügung gestellt sind.

:Example: Hämoglobin

:Many natürlicher ligands sind besonders einschließlich Wassers "klassisch".

• Traube-Chemie: Ligands sind alle obengenannten auch schließen andere Metalle als ligands ein.

: Beispiel Ru (Colorado)

• In einigen Fällen gibt es Kombinationen von verschiedenen Feldern:

:Example: [FeS (Scysteinyl)], in dem eine Traube in einer biologisch aktiven Art eingebettet wird.

Mineralogie, Material-Wissenschaft und Chemie des festen Zustands - weil sie sich für Metallionen wenden - sind Teilmengen der Koordinationschemie im Sinn, dass die Metalle durch ligands umgeben werden. In vielen Fällen sind diese ligands Oxyde oder Sulfide, aber die Metalle werden dennoch koordiniert, und die Grundsätze und Richtlinien, die unten besprochen sind, gelten. Im Hydrat sind mindestens einige der ligands Wassermoleküle. Es ist wahr, dass sich der Fokus der Mineralogie, Material-Wissenschaft und Chemie des festen Zustands vom üblichen Fokus der Koordination oder anorganischen Chemie unterscheidet. Der erstere wird in erster Linie mit polymeren Strukturen, Eigenschaften betroffen, die aus einem Kollektiv Effekten von vielen hoch miteinander verbundenen Metallen entstehen. Im Gegensatz konzentriert sich Koordinationschemie auf Reaktionsfähigkeit und Eigenschaften von Komplexen, die individuelle Metallatome oder kleine Ensembles von Metallatomen enthalten.

Ältere Klassifikationen von isomerism

Traditionelle Klassifikationen der Arten von isomer sind archaisch mit dem Advent der modernen Strukturchemie geworden. In der älteren Literatur begegnet man sich:

• Ionisierung isomerism beschreibt den möglichen isomers, der aus dem Austausch zwischen dem Außenbereich und inneren Bereich entsteht. Diese Klassifikation verlässt sich auf eine archaische Klassifikation des inneren und Außenbereichs. In dieser Klassifikation kann der "Außenbereich ligands," wenn Ionen in der Lösung, mit dem "inneren Bereich ligands" geschaltet werden, um einen isomer zu erzeugen.
• Solvation isomerism kommt vor, wenn ein innerer Bereich ligand durch ein lösendes Molekül ersetzt wird. Diese Klassifikation ist veraltet, weil sie Lösungsmittel als verschieden seiend von anderem ligands betrachtet. Einige der Probleme werden unter Wasser der Kristallisierung besprochen.

Das Namengeben von Komplexen

Das grundlegende Verfahren, für einen Komplex zu nennen:

Wenn

1. man ein kompliziertes Ion nennt, werden die ligands vor dem Metallion genannt.
2. Schreiben Sie die Namen des ligands in alphabetischer Reihenfolge. (Numerische Präfixe betreffen die Ordnung nicht.)
3. * erhalten Vielfache vorkommende monogezähnte ligands ein Präfix gemäß der Zahl von Ereignissen: di - tri-, tetra-, penta-, oder hexa. Polygezähnte ligands (z.B, ethylenediamine, Oxalat) erhalten bis-, tris - tetrakis-usw.
4. * enden Anionen in ido. Das ersetzt den endgültigen 'e', wenn das Anion mit '-ate endet' z.B wird Sulfat sulfato. Es ersetzt 'ide': Zyanid wird cyanido.
5. * wird Neutralen ligands ihr üblicher Name mit einigen Ausnahmen gegeben: NH wird ammine; HO wird Wasser oder aquo; CO wird carbonyl; NICHT wird nitrosyl.
6. Schreiben Sie den Namen des zentralen Atoms/Ions. Wenn der Komplex ein Anion ist, wird der Name des Hauptatoms in enden - hat gegessen, und sein lateinischer Name wird wenn verfügbar (abgesehen von Quecksilber) verwendet.
7. Wenn der Oxydationsstaat des Hauptatoms angegeben werden muss (wenn es einer von mehreren möglich, oder Null ist), schreiben Sie es als eine Römische Ziffer (oder 0) in Parenthesen.
8. Nennen Sie cation dann Anion als getrennte Wörter (wenn anwendbar, als im letzten Beispiel)

Beispiele:

: [NiCl]  tetrachloridonickelate (II) Ion

: [CuNHCl]  amminepentachloridocuprate (II) Ion

: [Cd (en) (CN)]  dicyanidobis (ethylenediamine) Kadmium (II)

: [Co (NH) Kl.] SO  pentaamminechloridocobalt (III) Sulfat

Die Koordinationszahl von ligands, der mehr als einem Metall beigefügt ist (ligands überbrückend), wird durch eine Subschrift zum griechischen Symbol μ gelegt vor dem Ligand-Namen angezeigt. So wird der dimer von Aluminium trichloride von AlCl (μ-Cl) beschrieben.

Anwendung von Koordinationszusammensetzungen

1. Sie werden in der Fotografie verwendet, d. h. AgBr bildet einen auflösbaren Komplex mit Natrium thiosulfate in der Fotografie.
2. K [wird Ag (CN)] verwendet, um von Silber und K [zu elektroplattieren, Au (CN)] wird für den Goldüberzug verwendet.
3. Einige ligands oxidieren Co zum Ion von Co.
4. Säure von Ethylenediaminetetraacetic (EDTA) wird für die Bewertung von Ca und Mgin hartes Wasser verwendet.
5. Silber und Gold werden durch das Behandeln von Zink mit ihren Zyanid-Komplexen herausgezogen.

Siehe auch

• Koordinationsgeometrie
• Einschließung setzt zusammen
• Chemie von Organometallic befasst sich mit einer speziellen Klasse von Koordinationszusammensetzungen, wo organische Bruchstücke zu einem Metall mindestens durch ein C Atom verpfändet werden.
• IUPAC Nomenklatur der anorganischen Chemie
• Hinzufügung zum Pi ligands
• Die cis Wirkung
• Fotochemische Generation von Fp
• Metallaprism

Links

• Das Namengeben der Koordination setzt zusammen
• Übergang-Metallkomplex färbt
• De Vito, D.; Weber, J.; Merbach, A. E. "Hat Volumen und Energieprofile für den Wasseraustausch auf dem t Rhodium (III) und Iridium (III) Hexaaquaions berechnet: Abschließende Beweise für mich Mechanismus" Anorganische Chemie, 2005, Band 43, Seiten 858-863.
• Zumdahl, Steven S. Chemical Principles, die Fünfte Ausgabe. New York: Houghton Mifflin, 2005. 943-946, 957.
• Harris, D., Bertolucci, M., Symmetrie und Spektroskopie. 1989 New York, Veröffentlichungen von Dover