20.2: مركبات التنسيق والتسميات

في معظم مركبات عناصر المجموعة الرئيسية، تتحد إلكترونات التكافؤ للذرات المعزولة لتكوين روابط كيميائية تفي بقاعدة الثمانيات. على سبيل المثال، تتداخل إلكترونات التكافؤ الأربعة للكربون مع إلكترونات من أربع ذرات هيدروجين لتكوين CH₄. يترك إلكترون التكافؤ الواحد الصوديوم ويضيف إلى إلكترونات التكافؤ السبعة للكلور لتكوين وحدة الصيغة الأيونية NaCl (الشكل 1 أ). لا ترتبط المعادن الانتقالية عادة بهذه الطريقة. تشكل الروابط التساهمية المنسقة بشكل أساسي، وهو شكل من أشكال تفاعل حمض لويس حيث يساهم كل من الإلكترونين في الرابطة من قبل مانح (قاعدة لويس ، على سبيل المثال جزيء الأمونيا) في مستقبل الإلكترون (حمض لويس ، على سبيل المثال أيون الكوبالت) (الشكل 1 ب). غالبًا ما يكون حمض لويس في معقدات التنسيق، والذي يُطلق عليه اسم أيون معدني مركزي (أو ذرة)، معدنًا انتقاليًا أو معدنًا انتقاليًا داخليًا. يمكن أن تكون الجهات المانحة لقاعدة لويس، والتي تسمى الروابط، مجموعة متنوعة من المواد الكيميائية- الذرات أو الجزيئات أو الأيونات. الشرط الوحيد هو أن يكون لديهم واحد أو أكثر من أزواج الإلكترونات، والتي يمكن التبرع بها للمعدن المركزي. في أغلب الأحيان، يتضمن ذلك ذرة مانحة (ذرة نيتروجين ، الشكل 1 ب) مع زوج وحيد من الإلكترونات يمكن أن يشكل رابطة تنسيق للمعدن.

الشكل 1 (أ) تتضمن الروابط التساهمية مشاركة الإلكترونات، وتتضمن الروابط الأيونية نقل الإلكترونات المرتبطة بكل ذرة رابطة، كما هو موضح بالإلكترونات الملونة. (ب) مع ذلك، فإن تنسيق الروابط التساهمية تتضمن إلكترونات من قاعدة لويس يتم التبرع بها إلى مركز معدني. تشكل الأزواج الوحيدة من ستة جزيئات من الأمونيا روابط إلى أيون الكوبالت لتكوين مركب ثماني السطوح.

تتكون كرة التنسيق من أيون أو ذرة معدنية مركزية بالإضافة إلى الروابط المرتبطة بها. تضم الأقواس في الصيغة مجال التنسيق؛ الأنواع الموجودة خارج الأقواس ليست جزءًا من مجال التنسيق. رقم التنسيق لأيون أو ذرة المعدن المركزي هو عدد الذرات المانحة المرتبطة به. رقم التنسيق لأيون الفضة في [Ag(NH₃)₂]⁺ هو اثنان؛ بالنسبة للأيون النحاسي (II) في [CuCl₄]²⁻، رقم التنسيق هو أربعة؛ بينما بالنسبة لأيون الكوبالت (II) في [Co(H₂O)₆]²⁺ فإن رقم التنسيق هو ستة.

تسمية المعقدات

تم تصميم تسمية المعقدات وفقًا لنظام اقترحه ألفريد ويرنر، الكيميائي السويسري والحائز على جائزة نوبل، والذي وضع عمله المتميز منذ أكثر من 100 عام الأساس لفهم أوضح لهذه المركبات. يتم استخدام القواعد الخمس التالية لتسمية المجمعات:

1. إذا كان مركب التنسيق أيونيًا، فقم بتسمية الكاتيون أولاً ثم الأنيون ثانيًا، وفقًا للتسمية المعتادة.
2. قم بتسمية الروابط أولاً، متبوعة بالمعدن المركزي. قم بتسمية الروابط أبجدياً. تتم تسمية الروابط السلبية (الأنيونات) بإضافة - o إلى اسم جذع المجموعة. بالنسبة لمعظم الروابط المحايدة، يتم استخدام اسم الجزيء. الاستثناءات الأربعة الشائعة هي aqua (H₂O), ammine (NH₃), carbonyl (CO), و nitrosyl (NO). على سبيل المثال، اسم [Pt(NH₃)₂Cl₄] مثل ديأمينيتيتراكلوربلاتينوم (IV).
3. في حالة وجود أكثر من رابط واحد من نوع معين، تتم الإشارة إلى الرقم بواسطة البادئات دي- (للاثنين)، تري- (للثلاثة)، تترا- (للأربعة)، بنتا- (للخمسة)، و هكسا- (للستة). في بعض الأحيان، يتم استخدام البادئات بيس- (للاثنين)، و تريس- (للثلاثة)، و تتراكيس- (للأربعة) عندما يشتمل اسم الرابطة بالفعل على دي- أو تري- أو تترا- أو عندما يبدأ اسم الرابطة بحرف متحرك. على سبيل المثال، يستخدم أيون بيس (بيبيريديل) أوسميوم (II) بيس- للإشارة إلى وجود رابطين مرتبطين بـ Os، ويحتوي كل رابط بيبيريديل على مجموعتين بيريدين (C₅H₄N).

عندما يكون المركب إما كاتيونًا أو جزيئاً محايدًا، يتم تهجئة اسم ذرة المعدن المركزي تمامًا مثل اسم العنصر ويتبعه رقم روماني بين قوسين للإشارة إلى حالة الأكسدة الخاصة به.

عندما يكون المركب عبارة عن أنيون، تتم إضافة اللاحقة -ات إلى ساق اسم المعدن، متبوعًا بالتعيين الرقمي الروماني لحالة الأكسدة الخاصة به. في بعض الأحيان، يتم استخدام الاسم اللاتيني للمعدن عندما يكون الاسم الإنجليزي محرجاً. على سبيل المثال، يتم استخدام فيرات بدلاً من ايرونات، و بلومبات instead ليدات, و stannate بدلاً من تينات.

يتم تحديد حالة أكسدة المعدن بناءً على شحنات كل رابط والشحنة الكلية لمركب التنسيق. على سبيل المثال، في [Cr(H₂O)₄Cl₂]Br، فإن كرة التنسيق (بين قوسين) بها شحنة 1+ لموازنة أيون البروميد. روابط المياه محايدة، ورابطات الكلوريد أنيونية بشحنة 1− لكل. لتحديد حالة أكسدة المعدن، يتم تعيين الشحنة الإجمالية مساوية لمجموع الروابط والمعدن: +1 = −2 + x، وبالتالي فإن حالة الأكسدة (x) تساوي +3.

هذا النص مقتبس منOpenstax, Chemistry 2e, Chapter 19.2 Coordination Chemistry of Transition Metals.

المركبات التناسقية هي فئة محايدة،تتألف من أيونات معقد محايد أو أيونات معقد مشحون،و أيونات مضادة عكسية-الشحنة. أيون المعقد،هو أيون مركزي فلزي مربوط بجزيئات أو أيونات تسمى ربيطات. الربيطات،هي مركبات تحتوي على زوج أو أكثر من الإلكترونات.

تؤدي دور قاعدة لويس بمنحها زوجًا من الإلكترونات للأيون الفلزي،الذي يؤدي دور حمض لويس لتشكيل رابطة تساهمية. و هي تشكل مجتمعة،كرة تناسق. عام 1893،طرح ألفرد فيرنر نظرية التناسق،لتفسير السبب الذي يجعل جزيئات مستقرة معينة،تتفاعل وتخالف نظرية التكافؤ لتكون مركبات تناسقية.

بدراسة مركبات عديدة من الكوبالت والأمونيا،افترض فيرنر أن الذرة المركزية،تُظهر نوعين من تفاعلات التكافؤ. التكافؤ الأولي،وهو عدد الأكسدة للفلز المركزي،بينما التكافؤ الثانوي،هو عدد الربيطات المرتبطة به،ويُسمى أيضًا العدد التناسقي. بالتالي،إذا انخفض عدد الربيطات،تستطيع الأيونات المقابلة أن ترتبط مباشرة بالأيون الفلزي،فتحافظ على التكافؤ الثانوي.

تُستخدم نظرية فيرنر حول التناسق،هذه الأيام،لكتابة صيغ كيميائية للمركبات التناسقية. يبدأ برمز الأيون الفلزي،ثم إدراج جميع الربيطات بالترتيب الأبجدي. يوضع أقواسًا مربعة حول أيون المركب،وتدرج الأيونات المقابلة في الآخر.

تستخدم رموزًا رقمية للدلالة على عدد الربيطات والأيونات المقابلة المشاركة. لتسمية المركبات التناسقية بطريقة ممنهجة،يبدأ بتسمية الأيون المعقد. نبدأ بإدراج الربيطات أبجديًا.

تنتهي ربيطة الأيون السالب بالحرف o،بينما يُشار إلى الربيطة المحايدة باسمها الجزيئي،مع بعض الشواذ مثل الماء والأمين. تستخدم أحرف الابتداء اليونانية مثل للإشارة إلى عدد الربيطات. إذا وجد مقطع ابتداء في اسم الربيطة،بالفعل،تُغير الحروف الابتدائية إلى بيس،تراي،أو تتراكيس مع وضع اسم الربيطة بين قوسين.

بعد ذلك يوضع اسم الفلز وحالة الأكسدة،باستخدام الأرقام الرومانية بين قوسين. في حالة معقّد أيوني سالب،يضاف إلى اسم الفلز المقطع الختامي أخيرًا،يُسمى المركب التناسقي بإضافة اسم الأيون الموجب أولًا،يتبعه اسم الأيون السالب. وهكذا يُسمى المركبان التناسقيان كوبالت(III)ووبروميد وأمونيوم-دياكواتتراكلوروكوبالتيت(III)