Phức chất - Hóa học ( sưu tầm )

Chương 5 – Phức chất
________________________________________________________________
177
CHƯƠNG 5 - PHỨC CHẤT
5.1. KHÁI NIỆM
5.1.1. Ion phức
Trong phân tử hợp chất trung hoà, theo quan niệm của hoá trị cổ điển
(Hoá trị của một nguyên tố là khả năng của một nguyên tử của nguyên tố đó có
thể kết hợp với bao nhiêu nguyên tử của nguyên tố khác) thì các nguyên tử đã
bão hoà hoá trị gọi là phân tử trung hoà, không thể kết hợp thêm nguyên tử của
bất kỳ nguyên tố nào nữa, như SO2, SO3, KCl, H2SO4 ... Nhưng cũng có những
hợp chất được xem là bão hoà hoá trị như HgI2, KI, CuSO4, NH3 ... lại phản ứng
với nhau tạo ra hợp chất mới.
Ví dụ: HgI2 + 2KI → K2[HgI4]
Trong dung dịch nước hợp chất này điện ly:
K2[HgI4] 2K+
+ [HgI4]2-
Hoặc : CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4
và [Cu(NH3)4]SO4 → [Cu(NH3)4]2+
+ SO4
2-
Những ion [HgI4]2-
, [Cu(NH3)4]2+
và những ion tương tự được tạo thành
bằng cách kết hợp các ion hay nguyên tử kim loại hoặc không kim loại với các
phân tử trung hoà hoặc các anion gọi là ion phức.
Ví dụ: Pb4+
+ 6Cl-
= [PbCl6]2-
5.1.2. Phức chất
Phức chất là những hợp chất hoá học mà phân tử có chứa ion phức dương
hoặc âm có khả năng tồn tại trong dung dịch, cũng như tồn tại trong tinh thể, kết
hợp với các ion trái dấu (gọi là cầu ngoại).
Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3
5.1.3. Ion trung tâm (ký hiệu là M)
Trong ion phức có một ion hay một nguyên tử trung hoà chiếm vị trí trung
tâm gọi là ion trung tâm hay nguyên tử trung tâm hoặc gọi là chất tạo phức.
Ví dụ: Trong [HgI4]2-
nguyên tử trung tâm là Hg2+
5.1.4. Phối tử (ký hiệu là L)
Trong ion phức có những ion (anion) hay những phân tử trung hoà liên
kết trực tiếp xung quanh, sát ngay nguyên tử trung tâm gọi là phối tử.
Những phối tử là anion thường gặp như F-
, Cl-
, I-
, OH-
, CN-
, SCN-
, NO2-
,
S2O3
2-
, C2O4
2-
... Những phối tử là phân tử thường gặp như H2O, NH3, Co, NO,
pyriđin (C5H5N), etylenđiamin (H2N-CH2-CH2-NH2) ...
Ví dụ: [HgI4]2-
: I-
là phối tử

________________________________________________________________
178
5.1.5. Cầu nội - Cầu ngoại
- Nguyên tử trung tâm và phối tử tạo thành cầu phối trí nội của phức, gọi
tắt là cầu nội. Cầu nội thường được viết trong dấu ngoặc vuông ([cầu nội]) trong
công thức của phức.
Cầu nội có thể là cation như [Al(H2O)6]3+
... hoặc là anion như [SiF6]2-
...
hoặc có thể là phân tử trung hoà điện không phân ly trong dung dịch như
[Pt(NH3)2Cl2] ...
- Những ion không tham gia vào cầu nội, ở khá xa nguyên tử trung tâm và
liên kết kém bền vững với nguyên tử trung tâm (có vai trò làm trung hoà điện
tích với ion phức), hợp thành cầu ngoại của phức.
Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3
cầu nội cầu ngoại
2.1.6. Sự phối trí - Số phối trí - Dung lượng phối trí
* Sự sắp xếp các phối tử xung quanh ion trung tâm gọi là sự phối trí.
* Số phối trí là tổng số liên kết mà phối tử liên kết trực tiếp với nguyên tử
trung tâm.
Mức oxi hoá của ion trung tâm hoặc những ô lượng tử hoá trị còn trống sẽ
quyết định số phối trí.
Ví dụ: Mức oxi hoá M+n
: +1 +2 +3 +4
Số phối trí đặc trưng: 2 4 (6) 6 (4) 8
(số phối trí trong ngoặc đơn ít gặp)
+ Số phối trí 2: đặc trưng với Ag+
, Cu+
...
+ Số phối trí 4: đặc trưng với Cu2+
, Zn2+
, Pd2+
, Pt2+
...
+ Số phối trí 6: đặc trưng với Pt4+
, Cr3+
, Co3+
, Fe3+
...
Những số phối trí vừa nêu ứng với sự bão hoà cực đại cầu phối trí. Nhưng
trong dung dịch không phải bao giờ cũng đủ điều kiện cho sự bão hoà phối trí,
khi đó số phối trí nhỏ hơn.
Một cách tổng quát, số phối trí phụ thuộc vào: điện tích ion trung tâm, bản
chất phối tử, trạng thái tập hợp, nồng độ phối tử, điều kiện nhiệt động.
Ví dụ: Với 1 ion trung tâm Cu2+
và phối tử H2O thì ion Cu2+
có số phối trí
là 4 ([Cu(H2O)4]SO4) nhưng với phối tử etylenđiamin (En:H2N-(CH2)2-NH2) thì
Cu2+
lại có số phối trí là 6 ([Cu(En)3]2+
). Vì phân tử “En” chiếm 2 vị trí phối trí
nhờ 2 đôi điện tử hoá trị chưa chia xẻ trên nitơ.
* Dung lượng phối trí: là số liên kết mà một phối tử liên kết với ion trung
tâm.
Ví dụ: Phối tử En có dung lượng phối trí là 2.

________________________________________________________________
179
5.1.7. Phối tử đơn càng - đa càng
Dựa vào số nguyên tử mà phối tử có thể phối trí quanh nguyên tử trung
tâm, người ta chia phối tử ra làm 2 loại là phối tử đơn càng (một càng) và phối
tử đa càng (nhiều càng).
- Phối tử đơn càng: là phối tử chỉ có khả năng tạo ra một liên kết với ion
trung tâm như H2O, NH3, Cl-
, NO2-
...
- Phối tử đa càng: là những phối tử tạo được 2 hay nhiều liên kết với ion
trung tâm như C2O4
2-
, En ...
Ví dụ: H3N NH3 2+
Cu NH3: phối tử đơn càng
H3N NH3
H2C - H2N NH2 - CH2 2+
Cu En: phối tử đa càng
H2C - H2N NH2 - CH2
5.1.8. Phức vòng càng - Phức đa nhân
* Những hợp chất amin hay aminoaxit có mạch C ≥ 2 như En, H2N-
CH2-COOH ... dễ dàng cuốn mạch tạo vòng, rồi dùng điện tử hoá trị trên nitơ,
oxi hoặc hoá trị tự do để liên kết với ion trung tâm, tạo nên phức vòng càng.
Ví dụ: O
O C
M ( liên kết nhờ hoá trị tự do trên oxi)
O C
O
NH2 CH2
M (liên kết nhờ đôi điện tử hoá trị trên nitơ)
NH2 CH2 ( : liên kết cho - nhận)
* Phức đa nhân là phức mà cầu nội có nhiều ion trung tâm. Những ion
trung tâm trong cầu nội liên kết trực tiếp với nhau hoặc qua phối tử hoặc cầu
liên kết OH-
, NH2
-
, -O-O- ...
Ví dụ: [(NH3)5 - Co - NH2 - Co - (NH3)5]Cl5
decamin-amino-dicobantiumclorua

________________________________________________________________
180
5.1.9. Nội phức
Cũng thuộc nhóm phức vòng càng nhưng ion trung tâm được 2 hay nhiều
vòng càng “ôm chặt”.
Ví dụ: H2C - H2N NH2 - CH2
Cu
O = C O O C = O
Nội phức rất bền vì ion trung tâm bị bao quanh bởi phối tử vòng càng.
Nhiều thuốc thử vòng càng rất nhạy và đặc trưng với cation kim loại chuyển
tiếp.
Ví dụ: Ni2+
tạo phức màu đỏ đặc trưng với đimetyl glyoxim trong dung
dịch NH3 loãng.
O H O
H3C C = N N = C CH3
Ni
H3C C = N N = C CH3
O H O
5.1.10. Danh pháp của phức chất
Năm 1960, Hội hoá học lý thuyết và thực hành quốc tế đã công bố danh
pháp về hoá học phối trí trên cơ sở danh pháp của A.Vecnơ.
- Đối với hợp chất chứa cation phức thì gọi tên như sau: Đầu tiên gọi tên
phối tử là gốc axit bằng cách thêm đuôi “o”, sau đó gọi tên phối tử là phân tử
trung hoà bằng cách giữ nguyên tên gọi thông thường của nó (Ngoại lệ là
ammoniac gọi là “ammin”, nước gọi là “aquơ”). Trước tên gọi phối tử đặt số từ
Hy Lạp đi, tri, tetra, penta, hexa, … để chỉ số lượng phối tử. Sau các phối tử gọi
đến tên nguyên tử trung tâm, sau đó đến tên các anion ở cầu ngoại. Nguyên tử
trung tâm được gọi tên bằng tiếng Latinh và kèm theo chữ số La Mã đặt trong
dấu ngoặc đơn để chỉ mức oxy hoá của nguyên tử trung tâm.
Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3 : hexaammincoban (III) clorua
[Co(NH3)5Cl]SO4 : cloropentaammincoban (III) sunfat
[Cr(En)2(H2O)2]Cl3 : đietilenđiamminđiaquơcrom (III) clorua
- Đối với hợp chất chứa anion phức thì gọi tên như sau: Đầu tiên gọi tên
các phối tử theo trật tự giống như ở cation phức. Tiếp đó gọi đến tên của nguyên
(đi, tri…)tên phối tử + tên nguyên tử trung tâm (mức oxy hoá ) + tên anion

________________________________________________________________
181
tử trung tâm bằng tiếng Latinh, thêm đuôi “at”. Cuối cùng là tên của cation cầu
ngoại.
Ví dụ: NH4[Co(NH3)2(NO2)4] : tetranitrođiammincobantat (III) amoni
K3[Fe(CN)6] : hexaxianoferat (III) kali
K4[Fe(CN)6] : hexaxianoferat (II) kali
Các quy tắc nói trên được tuân theo ngay cả khi gọi tên phức chất là chất
không điện ly. Trong trường hợp này không cần nhấn mạnh mức oxy hoá của
nguyên tử trung tâm.
Ví dụ: [Co(NH3)3(NO2)3] : trinitrotriammincoban
[Pt(NH3)2Br4] : tetrabromođiamminplatin
5.2. LIÊN KẾT TRONG PHỨC
Lý thuyết hiện đại về liên kết hoá học đều dựa vào cơ học lượng tử. Theo
thuyết lượng tử, để tạo ra liên kết hoá học các cấu tử phải sắp xếp lại vỏ electron
của mình và tạo ra vỏ electron phân tử.
Hiện nay có 3 thuyết lượng tử về liên kết hoá học trong phức.
5.2.1. Thuyết liên kết hoá trị (VB)(Thuyết Pauling)
Thuyết liên kết hoá trị được áp dụng có kết quả khi giải thích liên kết hoá
học trong các hợp chất. Về sau, Pauling áp dụng nó trong lĩnh vực phức chất của
các kim loại chuyển tiếp. Đây là thuyết lượng tử đầu tiên giải thích bản chất của
liên kết trong phức chất.
5.2.1.1. Cơ sở của thuyết VB
- Liên kết trong phức được hình thành giữa cặp electron tự do của phối tử
và orbital trống của nguyên tử trung tâm là liên kết cho - nhận. Phối tử là chất
cho, ion trung tâm là chất nhận, mà thực chất là sự xen phủ của 1AO có 2
electron hoá trị và 1AO trống.
- Số liên kết phải bằng số phối trí của nguyên tử trung tâm.
- Sự xen phủ các orbital càng lớn thì liên kết càng bền. Muốn vậy, các
orbital của nguyên tử trung tâm phải lai hoá để tạo thành một hệ thống các AO
tương đồng nhau tham gia vào sự tạo thành liên kết. Để có thể tham gia lai hoá
các AO ban đầu phải có năng lượng gần nhau.
- Số phối trí của ion trung tâm bằng số AO lai hoá tham gia tạo thành liên
kết. Tuỳ thuộc vào kiểu lai hoá mà phức chất có cấu trúc này hay cấu trúc khác.
(đi,tri…)tên phối tử + tên nguyên tử trung tâm + đuôi“at”(mức oxy hoá )
+ tên cation

________________________________________________________________
182
5.2.1.2. Các kiểu lai hoá quan trọng và cấu hình phức tương ứng
Số phối trí Dạng lai hoá Cấu trúc phức Ví dụ
2 sp Đường thẳng [Ag(NH3)2]+
3 sp2
, d2
s Tam giác phẳng BCl3
4
sp3
, d3
s Tứ diện [Cd(NH3)4]2+
dsp2
, sp2
d Vuông phẳng [PtCl4]2-
5
dsp3
Lưỡng chóp tam giác [Fe(CO)5]
d4
s Chóp tứ phương
6
d2
sp3
, sp3
d2
Bát diện [Co(NH3)6]3+
d4
sp, d5
p Lăng trụ tam giác
5.2.1.3. Chất thuận từ - Chất nghịch từ
* Chất thuận từ: là chất còn chứa electron độc thân trong orbital và là chất
cho đường sức từ trường ngoài đi qua tốt hơn trong chân không. Khi ở trong từ
trường ngoài nó định hướng song song với đường sức từ trường ngoài.
Chất nghịch từ: là chất không còn electron độc thân trong orbital, là chất
cản đường sức từ trường ngoài mạnh hơn trong chân không. Khi đặt chất nghịch
từ vào từ trường ngoài thì bị đẩy ra khỏi từ trường và định hướng vuông góc với
từ trường ngoài.
5.2.1.4. Một số ví dụ
Xét các dạng lai hoá khác nhau khi hình thành phức.
* Lai hoá sp: [Ag(NH3)2]+
Ag+
có số phối trí là 2, cấu hình phức là đường thẳng.
Xét 47
Ag: 4d10
5s1
→ Ag+
: 4d10
5s0
5p0
.
Lai hoá sp ( tạo 2(AO)sp
Ag+
: ↑↓ ↑↓↑↓ ↑↓↑↓
4d10
5s0
5p0
NH3 NH3
Sau khi có 2(AO)s p, sẽ xen phủ với 2(AO) chứa đôi electron trên N trong
NH3, hay nói cáchkhác, cation [Ag(NH3)2]+
tạo thành do 2 liên kết cho nhận
giữa cặp electron tự do của NH3 và2(AO) lai hoá sp trống của ion Ag+
.
* Lai hoá sp3
: số phối trí 4, tạo phức tứ diện, vuông phẳng.

________________________________________________________________
183
• Xét phức [Ni(Cl)4]2-
28Ni : 3d8
4s2
3d8
4s0
4p0
Ni2+
: 3d8
4s0
4p0
↑↓ ↑↓↑↓ ↑ ↑
Vì phối tử Cl-
thuộc phối tử trường yếu (do có bán kính lớn), nghĩa là
tương tác yếu với ion trung tâm, không đủ năng lượng để buộc (đẩy) các
electron độc thân của ion trung tâm ghép đôi, chúng vẫn ở trạng thái độc thân
trong ion phức (không tham gia liên kết) và làm cho phức có mức năng lượng
cao, gọi tắt là phức spin cao.
Để tạo liên kết với phối tử thì (AO)4s và 3(AO)4p cùa ion trung tâm lai
hoá với nhau tạo 4(AO)sp3
hướng về 4 đỉnh cùa hình tứ diện đều.
3d 4s 4p
Ni2+
: ↑↓ ↑↓↑↓ ↑ ↑
Lai hoá sp3
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
⇒ Phức [NiCl4]2-
có cấu hình tứ diện đều, thuận từ, spin cao.
• Xét phức [Ni(CN)4]2-
Ni2+
: 3d8
4s0
4p0
Phối tử CN-
thuộc trường mạnh vì CN-
tương tác mạnh với Ni2+
, đẩy 2
electron độc thân của Ni2+
ghép đôi với nhau, tạo 1(AO)3d trống. Khi đó
1(AO)3d + 1(AO)4s và 2(AO)4p lai hoá với nhau tạo 4(AO) lai hoá dsp2
.
dsp2
Ni2+
: ↑↓↑↓ ↑↓↑↓
CN-
CN-
CN-
CN-
4(AO)dsp2
nằm trên một mặt phẳng, hướng về 4 đỉnh một hình vuông.
⇒ Phức [Ni(CN)4]2-
không có electron độc thân nên nghịch từ, spin thấp.
Nhận xét: Phức [Ni(Cl)4]2- và phức [Ni(CN)4]2-
đều có ion trung
tâm Ni2+
với cấu hình 3d8
4s0
, tuỳ theo phối tử có thể xác định từ tính của phức
và đoán được cấu trúc của phức. Nếu phức nghịch từ thì cấu trúc là vuông
phẳng, nếu phức thuận từ thì cấu trúc là tứ diện.
* Lai hoá d2
sp3
: số phối trí 6, phức bát diện.
• Xét phức [Co(NH3)6]3+
27Co: 3d7
4s2
Co3+
: 3d6
4s0
4p0
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑

________________________________________________________________
184
Phối tử NH3 liên kết với Co3+
là trường phối tử mạnh, có đủ năng lượng
để đẩy các electron độc thân của Co3+
ghép đôi với nhau tạo 2(AO)3d trống.
Sau khi các electron độc thân ghép đôi, các AO trống lai hoá tạo 6(AO)d2
sp3
hướng về 6 đỉnh của hình bát diện đều, xen phủ với 6 phối tử NH3.
d2
sp3
3d 4s 4p
Co3+
: ↑↓ ↑↓↑↓
NH3 NH3 NH3 NH3NH3NH3
⇒ Phức [Co(NH3)6]3+
: nghịch từ, spin thấp, có cấu trúc bát diện.
* Lai hoá sp3
d2
: số phối trí 6, phức bát diện.
• Xét phức [CoF6]3-
sp3
d2
27Co: 3d7
4s2
3d 4s 4p 4d
Co3+
: 3d6
4s0
4p0
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
F-
F-
F-
F-
F-
F-
Phối tử F-
thuộc trường yếu, không đủ năng lượng để đẩy các electron độc
thân của ion Co3+
ghép đôi. Do vậy, ion Co3+
dùng 1(AO)4s + 3(AO)4p và
2(AO)4d tham gia lai hoá tạo 6(AO)sp3
d2
và tham gia liên kết với các phối tử F-
.
⇒ Phức [CoF6]3-
có tính thuận từ, spin cao, cấu trúc bát diện.
Nhận xét: [Co(NH3)6]3+
và [CoF6]3-
- Cả 2 phức đều có cấu hình bát diện nhưng với trường phối tử khác
nhau thì ion Co3+
lai hoá khác nhau: phức [Co(NH3)6]3+
lai hoá 2(AO)d bên
trong 4s nên gọi là lai hoá trong (d2
sp3
) để phân biệt với lai hoá ngoài (sp3
d2
) là
kiểu sử dụng 2(AO)d bên ngoài 4s như phức [CoF6]3-
.
- Về khả năng phản ứng của phức bát diện: Xét điều kiện thuận lợi cho
sự trao đổi các phối tử của phức với các ion hay phân tử khác trong dung dịch.
+ Đối với phức lai hoá ngoài: do (AO)4d trải rộng ra trong không
gian, ở xa nhân ion trung tâm nên liên kết giữa phối tử và hạt tạo phức yếu, phối
tử có thể tách ra khỏi ion phức nhường chỗ cho các hạt khác trong dung dịch.
+ Trong trường hợp (AO)d bên trong còn trống, có thể xảy ra sự kết
hợp ion hay phân tử trong dung dịch vào phức và sau đó là sự tách phối tử ra
khỏi phức. Khả năng trao đổi phối tử của phức lai hoá trong thấp hơn so với
phức lai hoá ngoài.

________________________________________________________________
185
5.2.1.5. Ưu - nhược điểm của thuyết liên kết hoá trị
* Ưu điểm: Phương pháp liên kết hoá trị là rõ ràng, dễ hiểu, cho phép giải
thích được các cấu hình không gian khác nhau của phức chất dựa trên khái niệm
về sự lai hoá các orbital nguyên tử.
Phương pháp liên kết hoá trị cũng nói lên tính chất cho - nhận của liên
kết, khả năng tạo thành các liên kết ⇒ Giải thích được tính chất từ của phức (tuy
chưa chi tiết).
* Nhược điểm:
- Phương pháp chỉ hạn chế ở cách giải thích định tính.
- Không cho phép giải thích và tiên đoán về quang phổ của hợp chất.
- Về tính chất từ của phức chỉ biết số electron độc thân chứ không cho
biết gì hơn.
- Không có những đặc trưng định lượng về độ bền liên kết
2.2.2. Thuyết trường tinh thể
5.2.2.1. Nội dung
Thuyết trường tinh thể lần đầu tiên được các nhà vật lý sử dụng để giải
thích màu và từ tính của các tinh thể muối. Mãi đến năm 1950 - 1952 mới được
áp dụng để nghiên cứu phức chất.
Thuyết trường tinh thể xuất phát từ các luận điểm cơ bản sau:
- Phức chất vô cơ tồn tại một cách bền vững là do tương tác tĩnh điện giữa
ion trung tâm và các phối tử.
- Khi xét ion trung tâm, người táet cấu trúc electron chi tiết của nó (chủ
yếu là orbital d), còn đối với phối tử thì coi như là những điện tích điểm (nếu là
ion) hoặc là những lưỡng cực điểm (nếu là phân tử trung hoà). Các phối tử tạo
nên 1 trường tĩnh điện bên ngoài đối với ion trung tâm và phối tử này khác phối
tử kia chỉ ở đại lượng của trường đó mà thôi.
- Các phối tử nằm xung quanh ion trung tâm ở trên các đỉnh của một hình
đa diện, tạo nên những phức chất có đối xứng nhất định.
Như vậy, thực chất của thuyết trường tinh thể là xem liên kết giữa ion
trung tâm và phối tử có bản chất tương tác tĩnh điện.
5.2.2.2. Thông số tách năng lượng ( ký hiệu: ∆ = -10Dq)
Để có khái niệm về thông số tách, ta xét các orbital d của ion trung tâm ở
trạng thái tự do và sau khi tạo phức.
Khi M ở trạng thái tự do, các electron d chiếm một trong 5 orbital d có
mức năng lượng như nhau gọi là mức năng lượng suy biến.
Khi M ở trong môi trường phối tử có trường điện âm đối xứng cầu thì xảy
ra tương tác tĩnh điện giữa trường điện âm này với các electron d trong nguyên

________________________________________________________________
186
tử trung tâm làm cho năng lượng các orbital d tăng lên, rồi sau đó tách thành 2
mức tuỳ theo trường bát diện hay tứ diện.
* Sự biến đổi năng lượng các orbital d trong phức bát diện.
z
y
x
Các orbital d trong ion trung tâm gồm : dxy , dxz , dyz , d 2
z
và d 22
yx −
. Khi
ion trung tâm được bao quanh bởi phối tử, sẽ xảy ra sự đẩy tĩnh điện giữa các
electron d. Các orbital d 2
z
và d 22
yx −
ở gần hơn các phối tử cùng nằm trên các trục
tương ứng nên có năng lượng cao, còn 3 orbital dxy, dxz và dyz nằm trên đường
phân giác của các trục x, y, z tương ứng ở xa phối tử hơn nên có năng lượng
thấp hơn (do chịu lực đẩy yếu hơn).
Như vậy, trong một trường phối tử bát diện, 5 orbital suy biến trong
nguyên tử tự do dược tách thành 2 mức: eg (suy biến bậc 2) cao hơn mức t2g
(suy biến bậc 3 - bội 3)
E
d 2
z
d 22
yx −
eg (dγ)
E2 3/5∆o = 0,6∆o
∆o
E1 2/5∆o = 0,4∆o
dxydxzdyz t2g (d ε)
Sự tách mức n.lượng
Ion tự do
Sự tách mức năng lượng các orbital d trong phức bát diện.
- Hiệu năng lượng giữa 2 mức gọi là năng lượng tách.
∆o = Eeg - Et2g ( o: viết tắt của octàedre: bát diện)
Người ta xem năng lượng trung bình của 5(AO)d nằm khoảng giữa 2 mức
eg và t2g và được xem bằng không thì có:
3E1 + 2E2 = 0 3E1: năng lượng của 3 orbital d ở mức E1
E2 - E1 = ∆o 2E2: năng lượng của 2 orbital d ở mức E2
Các (AO)d có
năng lượng
trung bình

________________________________________________________________
187
⇒ E1 = -
5
2
∆o = - 0,4∆o
E2 =
5
3
∆o = 0,6∆o
- Đơn vị đo năng lượng tách: kcal/mol, kJ/mol, cm-1
1eV = 8068 cm-1
=23,60 kcal/mol; 1cal = 4,184 J
* Sự biến đổi năng lượng của các orbital d trong phức tứ diện:
z
y
Trong trường hợp này, ngược lại với phức bát diện, các phối tử ở gần các
orbital dxy, dxz và dyz hơn nên các orbital này bị các phối tử đẩy mạnh lên mức
năng lượng cao hơn (E2), còn các orbital d 2
z
và d 22
yx −
ở mức năng lượng thấp
(E1).
E
dxydxzdyz
E1 t2g (d ε)
2/5∆T
E2 ∆T
3/5∆T
d 2
z
d 22
yx −
eg (dγ)
Ion tự do Sự tách mức n.lượng
Sự tách năng lượng các orbital d trong phức tứ diện.
Như vậy, sự tách mức năng lượng của các orbital d trong phức tứ diện sẽ
ngược với sự tách mức trong phức bát diện. Nghĩa là, 3 orbital dxy, dxz và dyz bị
Các (AO)d có
năng lượng
trung bình
x

________________________________________________________________
188
đẩy lên mức năng lượng cao là mức t2g với độ tăng là 2/5∆T=0,4∆T, còn 2 orbital
d 2
z
và d 22
yx −
ở mức năng lượng thấp là mức eg với độ giảm là 3/5∆T=0,6∆T.
- Năng lượng tách: ∆T = Et2g - Eeg (T: tetraedre: tứ diện)
∆T có giá trị nhỏ hơn ∆o.
5.2.2.3. Các yếu tố ảnh hưởng thông số tách
Thông số tách năng lượng ∆ phụ thuộc vào cấu hình của phức, bản chất
của ion trung tâm và bản chất của phối tử.
• Phức chất bát diện có thông số tách năng lượng ∆o lớn hơn thông số tách
năng lượng ∆T của phức tứ diện. Nếu có cùng phối tử và cùng ion trung tâm thì
∆T =
9
4
∆o.
• Ion trung tâm:
- Điện tích: ion có điện tích lớn thì có ∆ lớn vì điện tích lớn thì hút
mạnh phối tử về phía nó và electron của phối tử đẩy mạnh các electron d gây
nên tách các mức năng lượng lớn. Ví dụ: [Cr(H2O)6]2+
và [Co(NH3)6]2+
có ∆o bé
hơn [Cr(H2O)6]3+
và [Co(NH3)6]3+
tương ứng.
- Kích thước: kích thước ion lớn thì các orbital dễ biến dạng nên thông
số tách tăng, do bán kính lớn của ion trung tâm tạo điều kiện cho các phối tử đến
gần và do đó electron của phối tử gây tách lớn mức năng lượng các orbital d của
ion trung tâm.
• Phối tử:
- Phối tử có kích thước bé mà điện tích âm lớn thì càng dễ đến gần ion
trung tâm hơn và tác dụng mạnh lên các orbital của ion trung tâm, làm tăng ∆.
- Những phối tử chỉ có một cặp electron tự do (NH3, CO ...) dễ đến gần
ion trung tâm hơn phối tử có nhiều cặp electron tự do. Do đó những phối tử có
một cặp electron gây trường mạnh làm tăng ∆.
Ảnh hưởng của phối tử được xếp theo chiều tăng của trường lực tác dụng
(tức là tăng ∆), gọi là dãy phổ hoá học (vì ∆ được xác định bằng phương pháp
quang phổ).
I-
< Br-
< Cl-
≈ SCN-
< NO3
-
< F-
: phối tử trường yếu
OH-
< HCOO-
< C2O4
2-
< H2O< NCS-
< EDTA4-
< NH3 : phối tử trường
trung bình
En< dipy< NO2
-
< CN-
≈ CO : phối tử trường mạnh
En: etylen điamin : NH2CH2CH2NH2
EDTA: axit etylen điamin tetraaxetic

________________________________________________________________
189
- OOC - CH2 CH2 - COO -
N - CH2- CH2 - N
- OOC - CH2 CH2 - COO -
* Chú ý: SCN-
: thioxianato ≠ NCS-
: iso thioxianato
5.2.2.4. Ảnh hưởng của trường phối tử đến cấu hình electron d của ion
trung tâm
Các electron d của ion trung tâm dưới ảnh hưởn của trường phối tử sẽ sắp
xếp lại trên các orbital d sao cho có lợi về năng lượng theo 2 cách:
• Xếp tất cả các electron d lên các orbital ở mức năng lượng thấp, theo
nguyên lý bền vững.
• Phân bố đều lên tất cả các orbital d ứng với quy tắc Hun.
Hai cách này còn tuỳ thuộc vào cấu hình electron d của ion trung tâm:
- Ion trung tâm có số electron d bé hơn hoặc bằng số orbital ở mức
năng lượng thấp thì phân bố đều các electron lên các orbital đó.
- ion trung tâm có số electron d lớn hơn số orbital ở mức năng lượng
thấp thì phải xét sự tương quan giữa năng lượng tách và năng lượng P tiêu tốn
trong quá trình ghép đôi electron.
Khi ∆< P thì xếp các electron phân bố đều lên các orbital.
Khi ∆>P thì xếp các electron cặp đôi vào các orbital ở mức năng lượng
thấp.
* Giải thích: Ví dụ xét phân tử ơhức với ion trung tâm có 2 electron d và
2 orbital có hiệu năng lượng ∆. Có 2 khả năng về sự phân bố electron ở các
orbital trên:
- Nếu 2 electron được phân bố trên 2 orbital khác nhau thì năng lượng
toàn bộ của chúng có giá trị: 2E0 + ∆
- Trong trường hợp ngước lại, 2 electron được ghép chung vào orbital có
năng lượng thấp thì năng lượng toàn bộ là: 2E0 + P
Vì sự phân bố electron được thực hiện theo khả năng nào có lợi về mặt
năng lượng. Nếu 2E0 + ∆ < 2E0 + P ⇒ ∆ < P thì 2 electron phân bố trên 2 orbital
khác nhau. Còn nếu 2E0 + ∆ > 2E0 + P ⇒ ∆ > P thì 2 electron ghép đôi với nhau.
* Tóm lại, với trường phối tử yếu, gây ra giá trị thông số tách không lớn,
nghĩa là ∆ < P thì electron d phân bố đồng đều lên các orbital ở 2 mức năng
lượng, tạo ra phức thuận từ, spin cao. Với trường phối tử mạnh gây ra năng
lượng tách lớn: ∆ > P thì electron d được ghép đôi và phân bố tối đa vào orbital
ở mức năng lượng thấp là có lợi về mặt năng lượng.
* Ví dụ: • Xét phức [Fe(H2O)6]2+
và [Fe(CN)6]4-
,

________________________________________________________________
190
cho ∆ OH2
= 124,1 kJ/mol; ∆ −
CN
= 394,2 kJ/mol và P +2
Fe
= 210,2 kJ/mol
26Fe: 3d6
4s2
.
Fe2+
: 3d6
+ [Fe(H2O)6]2+
có ∆ OH2
= 124,1 < P = 210,2 ⇒ 6 electron d phân bố
đều trên 5 orbital d.
[Fe(H2O)6]2+
: là phức bát diện
↑ ↑ eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑ ↑ t2g
Vậy phức [Fe(H2O)6]2+
có cấu hình t2g
4
eg
2
, là phức thuận từ, spin cao.
+ [Fe(CN)6]4-
có ∆ −
CN
= 394,2 > P = 210,2 nên các electron d được
ghép đôi và phân bố ở mức t2g của phức bát diện.
eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑↓ t2g
Vậy phức [Fe(CN)6]+ có cấu hình t2g
6
eg
0
, là phức nghịch từ, spin thấp.
BT: Xét cấu hình và từ tính của 2 phức: [CoF6]3-
và [Co(NH3)6]3+
.
Với P 63
3dCo + =64,3kcal/mol, ∆ −
F
=37,1kcal/mol, ∆ 3NH =65,8kcal/mol.
* Chú ý: Trong phức bát diện, đối với những ion trung tâm cấu hình
electron là d1
, d2
, d3
, d8
, d9
, d10
thì cấu hình electron của phức không phụ thuộc
vào giá trị ∆. Đối với các ion trung tâm có cấu hình electron là d4
, d5
, d6
, d7
thì
số electron độc thân phụ thuộc vào tương quan giữa ∆ và P, nghĩa là phụ thuộc
vào trường mạnh hay trường yếu.
5.2.2.5. Năng lượng bền hoá bởi trường tinh thể
Khi tạo thành phức, sự sắp xếp lại các electron d của ion trung tâm liên
quan đến năng lượng ghép đôi P và năng lượng tách ∆. Độ bền của phức một
phần phụ thuộc vào tổng năng lượng P+∆. Tổng năng lượng này gọi là năng
lượng bền hoá cúa phức. Năng lượng bền hoá càng lớn thì phức càng bền, khả
năng phản ứng của phức thấp.
Năng lượng bền hoá chủ yếu phụ thuộc vào 2 yếu tố:
+ Cấu hình không gian của phức: bát diện hay tứ diện.

________________________________________________________________
191
+ Cấu hình electron d của ion trung tâm: số electron d ở các mức năng
lượng cao hay thấp.
* Năng lượng bền hoá bởi trường phối tử bát diện yếu:
-Trường phối tử yếu: ∆ < P thì các electron d sắp xếp đều lên các orbital.
Năng lượng bền hoá được tính theo công thức sau:
Ebh =[Σnt2g(-4Dq) + Σneg (6Dq)] với n là số electron.
Đối với phức bát diện trường yếu, số electron độc thân trong phức bằng số
electron độc thân trong ion tự do chưa tạo phức nên không tính đến năng lượng
bền hoá.
* Năng lượng bền hoá trường phối tử bát diện mạnh.
Trường phối tử mạnh nên ∆ > P ⇒ từ cấu hình d4÷10
có sự ghép đôi
electron d vào mức năng lượng thấp trước.
Năng lượng bền hoá được tính theo công thức:
Ebh =[Σnt2g(-4Dq) + Σneg (6Dq) + xP] x: số cặp electron ghép đôi mới.
+ Xét cấu hình d3
: t2g
3
eg
↑ ↑ ↑
↑ ↑ ↑ t2g
Cả 3 electron độc thân trong phức xếp vào mức t2g ⇒ không tính Ebh.
: t2g
4
→ có 1 cặp electron
eg
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑ ↑ t2g
Ở mức t2g có sự ghép đôi 1 cặp electron d.
Ebh= 4(-4Dq) + 0(6Dq) + 1.P = -16Dq + P
: t2g
5
→ có 2 cặp electron
eg
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑ t2g
Ebh= 5(-4Dq) + 0(6Dq) + 2.P = -20Dq + 2P
* Từ cấu hình d6÷10
thì đã có sự ghép đôi electron khi ion trung tâm ở
trạng thái tự do. Ví dụ: Ebh= -24Dq + 2P

________________________________________________________________
192
* Ví dụ 1: Tính năng lượng bền hoá của phức [Fe(H2O)6]2+
và [Fe(CN)6]4-
, cho Fe2+
: 3d6
, ∆ OH2
= 124,1 kJ/mol; ∆ −
CN
= 394,2 kJ/mol và P +2
Fe
= 210,2
kJ/mol.
Giải: + [Fe(H2O)6]2+
có ∆ OH2
= 124,1 < P = 210,2 ⇒ 6 electron d phân
bố đều trên cả 2 mức năng lương t2g và eg theo quy tắc Hund.
Cấu hình electron trong phức: t2g
4
eg
2
.
↑ ↑ eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑ ↑ t2g
Ebh= 4(- 4Dq) + 2(6Dq) = - 4Dq
Xem -10Dq = ∆o ⇒ Ebh= - 4Dq = 0,4∆o
Vậy Ebh= 0,4 . 124,1 = 49,64 kJ/mol
+ [Fe(CN)6]4-
có ∆ −
CN
= 394,2 > P = 210,2 nên có sự ghép đôi
electron ở mức t2g. Cấu hình electron trong phức: t2g
6
eg
0
.
eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑↓ t2g
Ebh= 6(- 4Dq) + 0(6Dq) + 2.P = - 24Dq + 2P
= 2,4∆o + 2P = 2,4 . 394,2 + 2 . 210,2 = 1366,48 kJ/mol
* Ví dụ 2: Xác định từ tính, phức spin cao hay thấp, năng lượng bền hoá
của 2 phức: [CoF6]3-
và [Co(NH3)6]3+
.
Cho: P 63
3dCo + =64,3kcal/mol, ∆ −
F
=37,1kcal/mol, ∆ 3NH =65,8kcal/mol.
Giải: Co3+
: 3d6
, phức bát diện.
+ [CoF6]3-
: có P > ∆ −
F
nên không có sự ghép đôi electron ở mức t2g.
↑ ↑ eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑ ↑ t2g
Cấu hình electron: t2g
4
eg
2
.
Phức thuận từ, spin cao.
Ebh= 4(- 4Dq) + 2(6Dq) = -4Dq = 0,4∆o −
F
= 0,4.37,1 =14,84 kcal/mol
+ [Co(NH3)6]3+
có ∆ 3NH > P nên có sự ghép đôi electron ở mức t2g

________________________________________________________________
193
eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑↓ t2g
Cấu hình electron: t2g
6
eg
0
.
Phức nghịch từ, spin thấp.
Ebh= 6(- 4Dq) + 0(6Dq) + 2.P = - 24Dq + 2P
= 2,4∆o + 2P = 2,4 . 65,8 + 2 . 64,3 = 286,52 KCal/mol
5.2.2.6. Thuyết trường tinh thể giải thích từ tính và màu của phức
* Giải thích từ tính.
Theo thuyết trường tinh thể thì từ tính của phức là do trong phức, ion
trung tâm có electron độc thân hay không. Nếu có electron độc thân thì thuận từ
và ngược lại.
* Giải thích màu.
Những phức mà ion trung tâm có cấu hình electron d1÷9
thì có màu: Khi
chiếu ánh sáng vào phức thì phức sẽ hấp thụ những tia sáng có năng lượng
tương với năng lượng của thông số tách, electron nhảy từ mức năng lượng thấp
lên mức năng lượng cao, hấp thụ ánh sáng có tần số ν tương ứng và gây màu.
Chất màu là những chất hấp thụ những bức xạ nhìn thấy có bước sóng
3960 - 7600Å, vị trí đám hấp thụ xác định màu của phức. Ví dụ: phức
[Ti(H2O)6]3+
thì ion Ti3+
có cấu hình electron là 3d1
và electron được xếp mức
t2g
1
eg
0
(mức thấp). Khi hấp thụ sóng có bước sóng λ= 500 nm (5.10-7m) gây ra
màu tím.
- Tính năng lượng lượng tách: năng lượng tách bằng năng lượng tia sáng
được hấp thụ:
∆ = E = hν =hc/λ và tính cho 1 mol thì:
∆ = NA.
λ
hc
= 7
23837
10.5
10.02,6.10.3.10.62,6
−
−
= 239 kJ/mol
Màu được hấp thụ Màu trông thấy
Tím Vàng - lục
Lam Vàng
Lục - lam Da cam
Vàng - lục tím
- Những phức mà ion trung tâm có cấu hình d10
(Cu+
, Ag+
, Zn2+
) không
màu, do tất cả các (AO)d đã xếp đầy nên không có electron nhảy từ mức thấp
lên mức cao.
2.2.2.7. Ưu - nhược điểm của thuyết trường tinh thể.
Thuyết trường tinh thể là thuyết cho phép giải thích tốt từ tính, quang phổ
hấp thụ (màu) ... Tuy nhiên nó vẫn còn một số mặt hạn chế:
- Trong số 3 giả thuyết cơ sở của thuyết trường tinh thể, thì giả thuyết thứ
hai hạn chế rất nhiều việc áp dụng thuyết vào đối tượng khảo sát. Theo giả

________________________________________________________________
194
thuyết này thì không chú ý đến cấu trúc electron của phối tử, mà phối tử chỉ là
nguồn điện trường không đổi đối với ion trung tâm (là điện tích điểm hoặc
lưỡng cực điểm). Do đó, thuyết không mô tả được liên kết đồng hoá trị, nghĩa là
không mô tả được những hiệu ứng trao đổi giữa các electron của phối tử và của
ion trung tâm.
- Thuyết trường tinh thể không thể mô tả được các liên kết kép, nghĩa là
có mặt đồng thời liên kết σ và liên kết π. Khả năng tạo thành liên kết σ phụ
thuộc vào cấu tạo electron của phối tử.
Do vậy, thuyết này không thể xét đến những phức chất như cacbonyl,
nitrozyl, đa số muối nội phức ...
2.2.3. Thuyết trường phối tử ( thuyết orbital phân tử - MO)
2.2.3.1. Nội dung:
Trong thuyết trường phối tử, thực chất đây là phương pháp orbital phân tử
MO, người ta xét cấu trúc chi tiết vỏ electron hoá trị của cả ion trung tâm (M) và
phối tử (L) khi tạo phức.
Theo thuyết MO, xét liên kết orbital phân tử nhiều tâm giải toả, nghĩa là
electron liên kết chuyển động trong orbital phân tử toàn hệ.
Tư tưởng cơ bản của phương pháp MO là:
- Đa số electron của M và L không tham gia tạo thành MO mà quay xung
quanh nhân riêng biệt, chỉ có những electron hoá trị mới tham gia tạo thành MO.
- Mỗi hàm sóng phân tử là tổ hợp tuyến tính các hàm sóng nguyên tử:
ψ = ∑=
i
i
iiC
1
ϕ
Ci: hệ số
ϕi: hàm sóng (là AO) thứ i.
- Sự tổ hợp tuyến tính mà dẫn đến sự xen phủ sâu, rộng của các orbital
làm mật độ electron tăng lên thì tạo ra MOlk
liên kết có mức năng lượng thấp,
nếu dẫn đến làm giảm mật độ electron giữa 2 nhân thì tạo ra orbital phân tử phản
liên kết (MO*) có mức năng lượng cao hơn.
2.2.3.2. Ví dụ:
Khảo sát phức [Co(NH3)6]3+
: phức bát diện
- Xét ion trung tâm: Co3+
- 3d6
4s0
4p0
Khi đặt ion Co3+
- 3d6
vào trường phối tử bát diện thì năng lượng các
orbital biến đổi: 4s nâng lên mức a1g
4p nâng lên mức t1u
3d tách thành 2 mức eg và t2g.
- Xét sự tổ hợp tuyến tính giữa các orbital của M và L.
+ Orbital 4s ở mức a1g với AO có đôi electron chưa chia xẻ (ghép đôi)
của 6 phối tử. Vì (AO)s có đối xứng cầu nên có thể xen phủ mọi hướng với
orbital khác tạo ra liên kết σ . Ở đây tạo ra 2 orbital phân tử liên kết (σ4s
2
) và
phản liên kết (σ4s
*
) → Xem giản đồ.

________________________________________________________________
195
+ 3 orbital 4px, 4py và 4pz ở mức t1u, tổ hợp với các AO của phối tử
tạo ra 6 orbital phân tử MO gồm 3MO liên kết σ4Px
2
, σ4Py2
, σ4Pz
2
và 3MO phản
liên kết σ4Px
*
, σ4Py
*
, σ4Pz
*
.
+ 2 orbital d ở mức eg là d 2
z
và d 22
yx −
, tổ hợp với các orbital phối tử tạo
2 orbital phân tử liên kết σ2
2
dz
, σ2
)( 22
yxd −
và 2 MO phản liên kết σ 0*
2
dz
, σ 0*
)( 22
yxd −
.
* Ba orbital dxy, dxz, dyz định hướng xung quanh đường tiến vào của phối
tử, không có đủ mật độ electron để tạo liên kết, nên đóng vai trò orbital phân tử
không liên kết - ký hiệu: πklk
.
* Ta có giản đồ năng lượng như sau:
E
σ4Px
*
, σ4Py
*
, σ4Pz
*
t1u σ4s
*
4p a1g
4s σ
*
2
dz
, σ
*
)( 22
yxd −
eg
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
3d6
t2g πklk
↑↓↑↓ ↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓↑↓ σ
2
2
dz
, σ
2
)( 22
yxd −
↑↓↑↓↑↓ σPx, σPy, σPz
↑↓ σs
⇒ Cấu hình electron trong phức bát diện [Co(NH3)6]3+
: σs
2
σp
6
σd
4
πklk6
.
- Trong giản đồ năng lượng, cách biệt năng lượng giữa σ4s
*
và σ4s, giữa
σPxyz
*
và σPxyz lớn vì tương tác giữa (AO)4s, (AO)4p của M với L lớn. Còn cách
biệt năng lượng giữa σ*
2
dz
, σ*
)( 22
yxd −
và σ 2
dz
, σ )( 22
yxd −
nhỏ hơn nhiều do tương tác
giữa 3d với L yếu hơn.
* Phương pháp MO giải thích tính bền của phức bát diện, chủ yếu là do sự
sắp xếp electron vào orbital π không liên kết: khi cả 3 orbital πklk
có chứa 1 hoặc
2 electron là phức bền nhất. Nên cấu hình bền của phức bát diện là:
12
σ (πklk
)3
: mỗi orbital π có 1 electron.
12
σ (πklk
)6
: mỗi orbital π có 2 electron.
Phức bát diện có cấu hình khác không bền.
2.3. TÍNH CHẤT CỦA PHỨC CHẤT
2.3.1 Sự phân ly( điện ly) của phức trong dung dịch nước.
Trong dung dịch nước, phức chất cũng phân ly thành cầu nội và cầu ngoại
tương tự như hợp chất đơn giản phân ly thành cation và anion.
Ví dụ: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+
+ Cl-
[Ni(NH3)6]Cl2 [Ni(NH3)6]2+
+ 2Cl-
Na[Al(OH)4] Na+
+ [Al(OH)4]-

________________________________________________________________
196
Sự điện ly của phức tạo ion phức là sự điện ly sơ cấp. Tiếp theo đó, ion
phức tiếp tục điện ly thành ion trung tâm và phối tử. (điện ly thứ cấp)
[Ag(NH3)2]+
[Ag(NH3)]+
+ NH3 nấc 1
với hằng số cân bằng của quá trình phân ly :
k1 =
+
+
])([
][
23
33
.
NHAg
NHAgNH
C
CC
=kkb1
[Ag(NH3)]+
Ag+
+ NH3 nấc 2
với k2 = kkb2 =
+
+
][ 3
3
.
AgNH
NHAg
C
CC
Cộng quá trình điện ly nấc 1 và nấc 2 ta có :
[Ag(NH3)2]+
Ag+
+ 2NH3 với kkb1,2 =
+
+
])([
2
23
3.
NHAg
NH
Ag
C
CC
kkb1,2 = kkb1 + kkb2 = 6,8. 10-8
ở điều kiện chuẩn.
Hằng số kkb càng lớn thì phức càng phân ly mạnh, ion phức càng kém
bền. Do vậy hằng số kkb (hay k) gọi là hằng số không bền chỉ độ bền của ion
phức trong dung dịch.
Đại đa số ion phức là chất kém điện ly, quá trình phân ly chuyển dịch
mạnh về phía trái (phía của quá trình tạo phức). Để chỉ khả năng tạo phức của
ion trung tâm , người ta dùng hằng số cân bằng của quá trình ngược lại đó gọi là
hằng số bền kb, là nghịch đảo của kkb.
kb =
kbk
1
Hằng số kb càng lớn thì phức càng bền.
Kb= c
utioph
b
támtrungion
a
cuphion
CC
C
′′′
′′
⋅ )
Ví dụ:
Ag+
+ 2NH3 [Ag(NH3)2]+
Kb = 2
])([
3
23
NHAg
NHAg
CC
C
⋅+
+
- Khi sự điện ly đạt được cân bằng ta có:
∆G0
= - RTln Kb = ∆H0
- T∆S
Trong biểu thức trên, khi Kb càng lớn thì ∆G0
càng bé và phức được tạo
ra càng nhiều.
*Độ bền của phức và độ tan của kết tủa.
Sự tạo phức có ảnh hưởng đến độ tan của của các muối ít tan.
- Xét sự hoà tan của ↓AgCl trong dung dịch NH3:
Ta có: AgCl(r) Ag+
dd + Cl- dd TAgCl = 1,8.10-10
(1)
Ag+
dd +2NH3 dd [Ag(NH3)2]+
Kb = 1.108
(2)
Cộng (1) và (2) ta có :

________________________________________________________________
197
AgCl(r) +2NH3 dd [Ag(NH3)2]+
dd + Cl-
dd (3)
Hằng số cân bằng (3) :
K = 2
])([
3
23
.
NH
ClNHAg
C
CC −+
Nhân tử và mẫu của K vớiĠ :
K = +
Ag
C . −
Cl
C ×
+
+
AgNH
NHAg
CC
C
.2
])([
3
23
= TAgCl × Kb = 1,8.10-10
×1.108
=1,8.10-2
Nếu hoà tan AgCl trong dung dịch NH3 1M, gọi độ tan của kết tủa đó
dưới dạng ion phức là x ( tính bằng mol/l) ta có:
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+
+ Cl-
Cbđ (mol/l) 1 0 0
Ccb (mol/l) 1- 2x x x
K = 2
])([
3
23
.
NH
ClNHAg
C
CC −+
= 2
2
)21( x
x
−
=1,8 .10-2
⇒
)21( x
x
−
= 0,13 ⇒ x = 0,1 (mol/l)
Vậy +
])([ 23NHAg
C = 0,1 M
Như vậy, +
])([ 23NHAg
C cân bằng với kết tủa AgCl là khá lớn, nghĩa là AgCl
tan đáng kể trong dung dịch NH3.
- Tương tự với AgI (TAgI = 8,3.10-17
), tìm được độ tan của AgI trong
dung dịch NH3 1M là 9.10-5
, nghĩa là AgI không tan trong dung dịch NH3 .
Nhưng nếu thêm I-
vào dung dịch [Ag(NH3)2]+
thì xuất hiện kết tủa AgI.
Vậy, hằng số cân bằng của phản ứng giữa kết tủa và phối tử tạo phức phụ
thuộc vào quan hệ giữa tích số tan của chất ít tan và hằng số bền của phức chất.
Một chất rất ít tan chỉ có thể tan khi tạo thành những phức chất rất bền.
2.3.2 Tính oxy hoá - khử của phức chất.
Trong phản ứng oxy - hoá khử luôn có 2 cặp oxy - hoá khử liên hợp và
phản ứng xảy ra theo chiều cặp oxy- hoá khử nào có thể khử cao thì dạng oxy -
hoá của nó bị khử trước.
Ví dụ: 2Na[Au(CN)2] + Zn Na2[Zn(CN)4] + 2Auo
Với 0
/2
ZnZn +ϕ = - 0,76 V 0
/ AuAu+ϕ = 0,956 V
Do đó Au+
bị khử : Au+
+ 1e-
= Auo
Qui luật này vẫn đúng với phức, chỉ khác là ion trung tâm bị phối tử bao
vây nên khó tham gia phản ứng hơn.
Ví dụ : CoCl3 và phức [Co(NH3)6]Cl3 thì trong không khí
+3
Co Cl3 dễ
chuyển về
+2
Co Cl2 hơn so
+3
Co với trong phức.

________________________________________________________________
198
Sự tạo thành phức chất càng bền càng làm thế điện cực chuẩn của kim
loại càng thấp.
Ví dụ: [Ag(NH3)2]+
+ e = Ag + 2NH3 E0
= 0,37 V
[Ag(CN)2]-
+ e = Ag + 2CN-
E0
= -0,29 V
2.3.3 Tính axit - bazơ của phức.
Theo quan điểm axit-bazơ của Bronted: “ Axit là chất có khả năng cho
proton, Bazơ là chất có khả năng nhận proton” thì tuỳ theo bản chất của phối tử
mà phức thể hiện tính axit hay bazơ khi ở trong nước.
Ví dụ:
* [Pt(NH3)6]4+
+H2O [Pt(NH3)5(NH2)]3+
+H3O+
phức amiacat phức amit
Trong biến đổi này 1 phân tử NH3 mất 1 proton:
NH3 + H2O NH2
-
+ H3O+
* [Pt(NH3)5(NH2)]3+
+ H2O [Pt(NH3)6]4+
+ OH-
⇒ Phức amiacat và phức amit tạo thành cặp axit- bazơ liên hợp
- Trong phức chất khi, tạo liên kết cho nhận, một phần mật độ e-
của phối
tử chuyển dịch về phía ion trung tâm cho nên trong nội bộ của phối tử nhiều
nguyên tử sẽ có sự phân bố lại mật độ e-
. Nếu trong phối tử nhiều nguyên tử có
nguyên tử H thì H sẽ có trội điện tích dương và trở nên axit hơn. Bởi vậy, H2O ở
trong cầu nội phức, so với H2O bình thường trong dung dịch, thể hiện tính axit
càng mạnh hơn khi tác dụng cực hoá của ion trung tâm càng mạnh, tức là ion có
điện tích càng lớn và bán kính càng bé.

Phức chất - Hóa học ( sưu tầm )

Recommandé

Recommandé

Contenu connexe

Tendances

Tendances (20)

Similaire à Phức chất - Hóa học ( sưu tầm )

Similaire à Phức chất - Hóa học ( sưu tầm ) (20)

Phức chất - Hóa học ( sưu tầm )