Координационные соединения d-элементов. Теория и практика

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации 
Казанский национальный исследовательский 
технологический университет 

Т. П. Петрова, Е. Е. Стародубец 

КООРДИНАЦИОННЫЕ 
СОЕДИНЕНИЯ d-ЭЛЕМЕНТОВ

ТЕОРИЯ И ПРАКТИКА

Учебно-методическое пособие 

Под редакцией проф. А. М. Кузнецова 

Казань 
Издательство КНИТУ 
2022 

УДК 546(075) 
ББК Д116.6я7 

П30

Печатается по решению редакционно-издательского совета  
Казанского национального исследовательского технологического университета 

Рецензенты: 
канд. хим. наук, доц. Ю. И. Журавлева 
ст. науч. сотр. ФХСМС ИОФХ им. А. Е. Арбузова С. Н. Подъячев 

П30 

Петрова Т. П. 
Координационные соединения d-элементов. Теория и практика : учебно-
методическое пособие / Т. П. Петрова, Е. Е. Стародубец; под ред. 
А. М. Кузнецова; Минобрнауки России, Казан. нац. исслед. технол. 
ун-т. – Казань : Изд-во КНИТУ, 2022. – 92 с. 

ISBN 978-5-7882-3117-4

Рассмотрены основные аспекты теории координационных (комплексных) соединений 
d-элементов и химические реакции с их участием. Содержит примеры 
решения заданий, вопросы и задания для аудиторной и самостоятельной работы, 
а также справочные материалы. 
Предназначено для студентов, обучающихся по химико-технологическим 
направлениям подготовки. 
Подготовлено на кафедре неорганической химии. 

ISBN 978-5-7882-3117-4
© Петрова Т. П., Стародубец Е. Е., 2022
© Казанский национальный исследовательский 

технологический университет, 2022

УДК 546(075) 
ББК Д116.6я7

2 

В В Е Д Е Н И Е

Химия координационных соединений является составной частью 
курсов «Общая и неорганическая химия», «Неорганическая химия». 
До середины прошлого столетия координационные соединения назывались 
комплексными и являлись в основном объектом изучения в области 
неорганической химии. 

Активное исследование комплекс-

ных соединений и изучение возможностей 
их применения началось в XIX веке. 
В 1893 г. в немецком журнале Zeitschrift 
für anorganische Chemie появилась статья 
швейцарского химика Альфреда Вернера 
«О строении неорганических соединений», 
в которой автор изложил основные 
положения своей теории. 

Созданная им координационная 

теория позволила понять пространственное 
строение и некоторые свойства комплексных 
соединений, а также дала новый 
толчок развитию химии комплексных 
соединений. 
В настоящее время наиболее распространенными и хорошо изученными 
являются координационные (комплексные) соединения 
d-элементов. Основные аспекты теории и химии этих соединений рассматриваются 
в представленном пособии.
Пособие состоит из двух больших разделов – теоретического и 
практического. В теоретическом разделе рассматриваются основные понятия 
координационной теории (глава 1), подробно разбираются правила 
номенклатуры координационных соединений, разработанные Международным 
союзом теоретической и прикладной химии (ИЮПАК), а также 
изменения, внесенные в правила номенклатуры комплексов в 2005 г. 
(глава 2). В главах 3–6  теоретического раздела обсуждаются различные 
виды изомерии, характерные для комплексных соединений, разбираются 
основные положения современных теорий, объясняющих образование 
химической связи в координационных соединениях (теории валентных 
связей и кристаллического поля), раскрываются условия 

Альфред Вернер
(1866–1919)

термодинамической устойчивости этих соединений и рассматриваются 
основные способы их получения. В практическом разделе приведены 
примеры решения разноуровневых заданий по перечисленным теоретическим 
темам, после чего предлагаются вопросы и задания для аудиторной 
и самостоятельной работы. В конце пособия приведен необходимый 
для решения заданий справочный материал. 

4 

К О О Р Д И Н А Ц И О Н Н Ы Е  С О Е Д И Н Е Н И Я
d - Э Л Е М Е Н Т О В  

Комплексные (координационные) соединения широко распространены 
в живой и неживой природе, применяются в промышленности, 
сельском хозяйстве, науке, медицине. Так, хлорофилл – это комплексное 
соединение магния с порфиринами, а гемоглобин – комплексное 
соединение железа (II) с порфириновыми циклами. Многочисленные 
минералы, как правило, представляют собой координационные соединения 
металлов. Значительное число лекарственных препаратов содержит 
комплексы металлов в качестве фармакологически активных 
веществ, например инсулин (комплекс цинка), витамин B12 (комплекс 
кобальта), платинол (комплекс платины) и т. д. Наиболее распространенными 
и хорошо изученными являются координационные (комплексные) 
соединения d-элементов. 

1 .  О С Н О В Н Ы Е  П О Н Я Т И Я

Существуют различные определения комплексного (координационного) 
соединения. Рассмотрим одно из них, которого будем придерживаться 
при дальнейшем изложении материала. 
Комплексными называют соединения, в узлах кристаллической 
решетки которых находятся комплексы, способные к самостоятельному 
существованию в растворе. К примеру, комплексное соединение 
[Pt(NH3)6]Cl4 при растворении в воде образует комплекс: 

Теория, отражающая строение комплексных соединений, была 
предложена в 1893 году швейцарским химиком Альфредом Вернером 
на основании критического рассмотрения многочисленных экспе-

риментальных данных, полученных его предшественниками. Согласно 
этой теории, комплексное соединение состоит из внешней и внутренней 
сферы – комплекса. Например: 

Комплекс [Pt(NH3)6]4+ обозначают квадратными скобками. Он
состоит из иона металла – центральный атом, или ион-комплексообра-
зователь, Pt4+ и окружающих его частиц NH3, называемых лигандами. 
Слово лиганд происходит от латинского глагола ligare, означающего 
«связывать». В состав внутренней сферы комплексного соединения могут 
входить различные лиганды, например [Co(NH3)4Cl2]Cl. Число лигандов, 
окружающих центральный атом, называют координационным 
числом (КЧ). Так, в соединении K[Ag(CN)2] координационное число 
комплексообразователя – иона серебра – равно двум, в [Co(NH3)4Cl2]Cl 
координационное число иона кобальта (III) равно шести. Это справедливо 
при условии, если каждый лиганд образует только одну σ-связь 
с центральным атомом. В комплексе тория [Th(OH2)2(ox)4] каждый оксалат-
ион (ох, С2О4
2–) за счет двух атомов кислорода образует две 
σ-связи с ионом тория. С учетом двух молекул воды суммарное координационное 
число тория равно десяти. 
Лигандами могут быть анионы различных кислот (F–, Cl–, Br–, I–, 
CN–, NO2
– и др.), гидроксид-ионы OH–, полярные молекулы (H2O, NH3, 
CO и др.) и сложные органические молекулы. В зависимости от иона 
металла координационное число может принимать значения от 2 до 9. 
Более высокие координационные числа в комплексах встречаются 
редко. Координационное число 2 реализуется в комплексах, в которых 
комплексообразователем являются d-элементы I группы, например 
[Cu(NH3)2]+, [Ag(NH3)2]+, [CuCl2]–, [AgCl2]–, [Cu(CN)2]–, [Ag(CN)2]–

и т. д. Для комплексов координационное число 3 нетипично, координационное 
число 5 редко встречается в комплексах. Наиболее распространенными 
в химии комплексных соединений являются координационные 
числа 4 и 6. 

Комплексы образуют все положительно заряженные ионы, но 

наиболее они важны и многочисленны для переходных d-элементов. 

Комплексы классифицируют: 
1) по заряду:  
– катионные; лиганды – нейтральные молекулы (аммиак, вода 

и др.), например [Cu(NH3)2]+, [Ni(OH2)6]2+; 

– анионные; лигандами являются анионы кислот или гидроксид-

ионы: [Ag(CN)2]–, [Zn(OH)4]2–; 

– нейтральные комплексы не имеют заряда, например [Ni(CO)4], 

[Pt(NH3)2Cl2]. 

2) по типу лигандов: 
– аквакомплексы; лигандами являются молекулы воды, напри-

мер [Cr(OH2)6]3+, [Zn(OH2)6]2+; в аквакомплексах формулу молекулы 
воды записывают как OH2, тем самым указывая, что координация 
лиганда осуществляется через атом кислорода; 

– амминокомплексы; лиганды – молекулы аммиака, например 

[Ni(NH3)6]2+, [Ag(NH3)2]+; 

– гидроксокомплексы; в качестве лигандов выступают гидрок-

сид-ионы, например [Zn(OH)4]2–, [Cr(OH)6]3–; 

– ацидокомплексы; лиганды – анионы кислот, например: 

[CuBr4]2–, [Co(NO2)6]3–, [Fe(CN)6]3–; 

– карбонилы – комплексы с монооксидом углерода СО в качестве 

лиганда; в карбонилах степень окисления комплексообразова-
теля равна нулю, например [Ni(CO)4], [Fe(CO)5], [Cr(CO)6]. 

Если комплекс (внутренняя сфера) имеет заряд, то в комплексном 

соединении имеется внешняя сфера – ионы с зарядом, противоположным 
по знаку заряду внутренней сферы. Если внутренняя сфера 
нейтральная, то комплексное соединение не имеет внешней сферы. 

Лиганды по числу связей, которые они образуют с ионом ком-

плексообразователя, подразделяют на монодентатные, бидентатные, 
тридентатные и т. д. (dentate – зубчатый). Молекулы воды, аммиака, хлорид-, 
иодид-, бромид-, цианид-ионы образуют с ионом металла одну  
σ-связь и являются монодентатными лигандами; молекула этилендиа-
мина NH2 – CH2 – CH2 – NH2  (cокращенно еn) является бидентатным 
лигандом, так как образует две σ-связи с ионом комплексообразователя; 
этилендиаминтетраацетат-ион С2Н4N2(CH2COO)4

4–  (cокращенно Edta4–) 

является гексадентатным лигандом. Атомы лигандов, непосредственно 
связанные с центральным атомом, называют донорными атомами. 
В молекуле воды донорным является атом кислорода, в аммиаке – 
азота, в этилендиамине – два атома азота, в этилендиаминтетраацетат-
ионе – атомы кислорода и азота. Лиганд с более чем одним донорным 
атомом является полидентатным. Полидентатные лиганды образуют 
циклы с комплексообразователем, которые называют хелатами (от греческого 
слова chelate – коготь, клешня). Например, хелатный комплекс 
меди (II) с этилендиамином [Cu(en)2]2+ содержит два пятичленных 
цикла:  

Число координационных мест, которое занимает координированный 
лиганд около иона-комплексообразователя, называют координационной 
емкостью. Так, координационная емкость этилендиамина в комплексе [
Cu(en)2]2+ равна двум. 
3) по числу атомов комплексообразователя. Комплекс, который
содержит более одного атома комплексообразователя, называют поли-
ядерным. Например, к полиядерным относятся комплексы Fe3(CO)12, 
Co2(CO)8, Rh4(CO)12, [Rh2Cl9]3–.

2 .  Н О М Е Н К Л А Т У Р А  К О М П Л Е К С Н Ы Х
С О Е Д И Н Е Н И Й  

Названия комплексных соединений приводятся в соответствии 
с номенклатурой, разработанной Международным союзом теоретической 
и прикладной химии (ИЮПАК). При составлении номенклатурного 
или систематического названия комплексного иона используют 
следующие правила: 

– сначала указывают название лиганда, затем – комплексообра-
зователя; 
– к названию анионных лигандов добавляют окончание -о, например 
хлоро для Cl–, бромо для Br–; некоторые лиганды имеют специальные 
названия: «аква» для воды, «аммин» для аммиака, «карбонил» 
для СО; 
– число простых лигандов F–, Cl–, Br–, I–, H–, CN–, H2О, NH3 указывают, 
используя греческие приставки (моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, 
гекса- и т. д.); если в название самого лиганда входит приставка моно-, 
ди-, три- и т. д. (например этилендиамин), то для того, чтобы избежать 
неоднозначности, вместо приставок ди-, три-, тетра- используют соответственно 
приставки бис-, трис-, тетракис- (bis-, tris-, tetrakis-);  
– степень окисления комплексообразователя обозначают римской 
цифрой в круглых скобках после его названия; 
– в названии анионного комплекса к латинскому названию ком-
плексообразователя добавляют суффикс -ат; 
– в названии комплекса, содержащего несколько видов лигандов,
сначала перечисляют отрицательно заряженные, затем нейтральные и 
в последнюю очередь положительно заряженные лиганды, если они 
есть; если в комплексе несколько нейтральных лигандов, то их перечисляют 
в алфавитном порядке; 
– в катионных комплексах русское название комплексообразова-
теля указывают в родительном падеже; 
– в нейтральных комплексах русское название комплексообразо-
вателя указывают в именительном падеже, название комплекса состоит 
из одного слова; 
– в комплексах, содержащих лиганды с разными донорными атомами, 
например NCS– или NO2
–, название комплекса зависит от способа 
координации лиганда. При известном различии в координации тиоцианат-
иона NCS– следует использовать название – тиоцианато-S (связь 
лиганда через атом серы) или тиоцианато-N (связь лиганда через атом 
азота). Если нитрит-ион NO2
– координируется через атом азота, то его 
называют нитро, если через атом кислорода, то лиганд называют нит-
рито;  
– в полном названии комплексного соединения сначала указывают 
название аниона, затем название катиона. 
В данном пособии мы будем использовать номенклатурные правила, 
приведенные выше. Вместе с тем правила номенклатуры неорга-

нических соединений, одобренные ИЮПАК, периодически пересматриваются. 
В 2005 году опубликованы новые рекомендации ИЮПАК 
по номенклатуре неорганических соединений. Рассмотрим некоторые 
из них. 

Формулу комплекса составляют, придерживаясь следующей по-

следовательности:  

– символ центрального атома (комплексообразователя) приводят 

первым; 

– химические символы лигандов в пределах формулы комплекса 

приводят в алфавитном порядке (латинский алфавит). Однобуквенный 
символ всегда предшествует двухбуквенному символу с одинаковой 
начальной буквы. Так, лиганд СО предшествует Cl, потому что одно-
буквенный символ предшествует двухбуквенному символу. Порядок 
размещения лигандов не зависит от их заряда. При упорядочивании лигандов 
учитывают также нижний индекс, указывающий на число атомов 
данного элемента. К примеру, порядок перечисления азотсодержащих 
лигандов следующий: 

 

N3–, NH2

–, NH3, NO2

–, NO2

2–, NO3

–, N2O2

–, N3

–. 

 

Если в комплексе несколько лигандов с различной начальной буквой – 
NH3, Cl–, Br–, NO2

–, то их располагают в порядке Br–, Cl–, NH3, NO2

–, так 

как начальные буквы лигандов В, С, N соответствуют алфавитному порядку 
латинского алфавита. Формула комплекса, содержащая все четыре 
лиганда, будет [PtBrCl(NH3)(NО2)]–; 

– формулу лиганда в комплексе записывают таким образом, 

чтобы донорный атом был близким к комплексообразователю. Например, 
в аквакомплексе донорным является атом кислорода, и формулу 
аквакомплекса записывают [Ni(OH2)6]2+; 

– заряд комплексного иона указывается за квадратной скобкой 

в виде правого верхнего индекса соответствующей арабской цифрой 
перед знаком «+» или «−». Степень окисления комплексообразователя 
может быть указана римской цифрой в виде верхнего индекса после 
символа элемента, например: 

 

[PtCl6]2–, [Cr(OH2)6]3+, [CrIII(NCS)4(NH3)2]–, 

[CrIIICl3(OH2)3], [Fe–II(CO)4]2–.