مجمع التنسيق

📅 آخر تحديث: ٢٣ يوليو ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ٢٣ يوليو ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 14 صور
الموسوعة الحرة
السيسبلاتين ، PtCl₂ ( NH₃ ) ₂ ، هو مركب تنسيقي من البلاتين (II) مع اثنين من روابط الكلوريد واثنين من روابط الأمونيا . وهو من أنجح الأدوية المضادة للسرطان. (Cl=أخضر، Pt=أزرق داكن، N=أزرق، H=أبيض)

المركب التناسقي هو مركب كيميائي يتكون من ذرة أو أيون مركزي ، عادةً ما يكون فلزيًا ويُسمى مركز التناسق ، ومجموعة من الجزيئات أو الأيونات المرتبطة به ، والتي تُعرف بدورها بالروابط أو عوامل التكوين المعقد. [ 1 ] [ 2 ] [ 3 ] العديد من المركبات المحتوية على فلزات ، وخاصة تلك التي تحتوي على فلزات انتقالية (عناصر مثل التيتانيوم التي تنتمي إلى المجموعة d من الجدول الدوري )، هي مركبات تناسقية. [ 4 ]

التسمية والمصطلحات

تُعدّ المركبات التناسقية شائعةً لدرجة أن بنيتها وتفاعلاتها تُوصف بطرقٍ عديدة، قد تكون مُربكةً أحيانًا. تُسمى الذرة داخل الرابطة التي ترتبط بذرة أو أيون الفلز المركزي بالذرة المانحة . في المركب النموذجي، يرتبط أيون الفلز بعدة ذرات مانحة، قد تكون متشابهة أو مختلفة. الرابطة متعددة التنسيق (متعددة الروابط) هي جزيء أو أيون يرتبط بالذرة المركزية عبر عدة ذرات من الرابطة؛ وتُعدّ الروابط التي تحتوي على رابطتين أو ثلاث أو أربع أو حتى ست روابط مع الذرة المركزية شائعة. تُسمى هذه المركبات بالمركبات المخلبية ؛ ويُطلق على تكوين هذه المركبات اسم التمخلب أو التكوين المعقد أو التناسق.

تشكل الذرة أو الأيون المركزي، بالإضافة إلى جميع الروابط، مجال التناسق . [ 5 ] [ 6 ] تشكل الذرات أو الأيون المركزي والذرات المانحة مجال التناسق الأول.

يشير التناسق إلى "الروابط التساهمية التناسقية" ( الروابط ثنائية القطب ) بين الليجاندات والذرة المركزية. في الأصل، كان المعقد يعني ارتباطًا عكسيًا للجزيئات أو الذرات أو الأيونات عبر هذه الروابط الكيميائية الضعيفة . وقد تطور هذا المعنى في كيمياء التناسق. تتشكل بعض معقدات الفلزات بشكل شبه غير قابل للانعكاس، ويرتبط العديد منها بروابط قوية للغاية. [ 7 ] [ 8 ]

يُطلق على عدد الذرات المانحة المرتبطة بالذرة أو الأيون المركزي اسم عدد التناسق . وأكثر أعداد التناسق شيوعًا هي 2 و4، وخاصة 6. الأيون المائي هو نوع من الأيونات المعقدة (أو ببساطة معقد)، وهو نوع يتكون بين أيون فلزي مركزي وواحد أو أكثر من الروابط أو الجزيئات أو الأيونات المحيطة التي تحتوي على زوج واحد على الأقل من الإلكترونات الحرة.

إذا كانت جميع الروابط أحادية السن ، فإن عدد الذرات المانحة يساوي عدد الروابط. على سبيل المثال، أيون الكوبالت (II) سداسي الهيدرات أو أيون الكوبالت (II) سداسي الماء  [Co(H₂O ) ₆ ] ²⁺ هو أيون معقد مائي يتكون من ست جزيئات ماء مرتبطة بأيون فلزي  Co. تعكس حالة الأكسدة وعدد التناسق عدد الروابط المتكونة بين أيون الفلز والروابط في الأيون المعقد. مع ذلك، فإن عدد التناسق لـ  Pt( en ) ²⁺² هو 4 (بدلاً من 2) لأنه يحتوي على رابطتين ثنائيتي السن، تحتويان على أربع ذرات مانحة إجمالاً.

أي ذرة مانحة ستمنح زوجًا من الإلكترونات. توجد بعض الذرات أو المجموعات المانحة التي يمكنها منح أكثر من زوج واحد من الإلكترونات. تُسمى هذه الذرات أو المجموعات ثنائية التنسيق (تمنح زوجين من الإلكترونات) أو متعددة التنسيق (تمنح أكثر من زوجين من الإلكترونات). في بعض الحالات، تمنح ذرة أو مجموعة زوجًا من الإلكترونات لذرتين معدنيتين مركزيتين متشابهتين أو مختلفتين، أو لذرتين مستقبلتين - عن طريق تقسيم زوج الإلكترونات - لتكوين رابطة ثلاثية المراكز ثنائية الإلكترونات . تُسمى هذه الروابط بالروابط الجسرية.

تاريخ

ألفريد فيرنر

عُرفت المركبات التناسقية منذ فجر الكيمياء الحديثة. ومن أوائل المركبات التناسقية المعروفة أصباغ مثل الأزرق البروسي . وقد فُهمت خصائصها جيدًا لأول مرة في أواخر القرن التاسع عشر، بعد عمل كريستيان فيلهلم بلومستراند عام 1869. طور بلومستراند ما يُعرف بنظرية سلسلة الأيونات المعقدة. عند دراسة معقدات الأمينات المعدنية، افترض أن جزيئات الأمونيا تُعادل شحنة الأيون بتكوين سلاسل من النوع [(NH₃ ) X ] X⁺ ، حيث X هو عدد التناسق لأيون المعدن. وقارن سلاسل الأمونيا النظرية التي وضعها بالهيدروكربونات من النوع ( CH₂ ) X . [ 9 ]

وبناءً على هذه النظرية، أدخل العالم الدنماركي سوفوس مادز يورغنسن تحسينات عليها. في نسخته من النظرية، ادعى يورغنسن أنه عندما يتفكك جزيء في محلول، هناك نتيجتان محتملتان: إما أن ترتبط الأيونات عبر سلاسل الأمونيا التي وصفها بلومستراند، أو أن ترتبط الأيونات مباشرة بالمعدن.

لم تُنشر النسخة الأكثر قبولًا من نظرية بلومستراند حتى عام 1893 على يد ألفريد فيرنر . وقد تضمن عمل فيرنر تعديلين هامين على هذه النظرية. أولهما وصفه للاحتمالين من حيث الموقع في مجال التناسق. فقد ادعى أنه إذا شكلت الأيونات سلسلة، فسيحدث ذلك خارج مجال التناسق، بينما ترتبط الأيونات التي ترتبط مباشرة بالفلز داخله. [ 10 ] إلا أن فيرنر، في أحد أهم اكتشافاته، دحض معظم نظرية السلسلة. فقد اكتشف الترتيبات الفراغية للروابط التي تشارك في تكوين مركب الكوبالت سداسي التناسق. وتتيح نظريته فهم الفرق بين الرابطة المنسقة وأيون موازنة الشحنة في المركب، مثل أيون الكلوريد في كلوريدات الكوبالتامين، كما تفسر العديد من المتصاوغات التي كانت غير قابلة للتفسير سابقًا.

في عام 1911، قام فيرنر لأول مرة بفصل مركب التنسيق هيكسول الكوبالت/الأمونيا إلى متصاوغات ضوئية ، مما أدى إلى دحض النظرية القائلة بأن المركبات الكربونية فقط هي التي يمكن أن تمتلك خاصية الكيرالية . [ 11 ]

الهياكل

بنية الهكسول

تُسمى الأيونات أو الجزيئات المحيطة بالذرة المركزية بالليجاندات . تُصنف الليجاندات إلى نوعين: L و X (أو مزيج منهما)، وذلك بناءً على عدد الإلكترونات التي تُساهم بها في الرابطة بين الليجاند والذرة المركزية. تُساهم ليجاندات L بإلكترونين من زوج إلكتروني حر ، مما يُؤدي إلى رابطة تساهمية تناسقية . أما ليجاندات X فتُساهم بإلكترون واحد، بينما تُساهم الذرة المركزية بالإلكترون الآخر، مُشكلةً بذلك رابطة تساهمية عادية . يُقال إن الليجاندات مُرتبطة بالذرة. بالنسبة للألكينات ، يُمكن أن ترتبط روابط باي بذرات المعادن. ومن الأمثلة على ذلك الإيثيلين في المركب [ PtCl₃ ( C₂H₄ )] ⁻ ( ملح زايس ).

الهندسة

في كيمياء التناسق، يُوصف التركيب أولًا برقم التناسق ، وهو عدد الروابط المرتبطة بالفلز (وتحديدًا، عدد الذرات المانحة). عادةً ما يُمكن عدّ الروابط، ولكن قد يُصبح العدّ مُبهمًا أحيانًا. تتراوح أرقام التناسق عادةً بين اثنين وتسعة، ولكن وجود أعداد كبيرة من الروابط ليس بالأمر النادر في اللانثانيدات والأكتينيدات. يعتمد عدد الروابط على حجم وشحنة وتوزيع الإلكترونات لأيون الفلز والروابط. قد يكون لأيون الفلز أكثر من رقم تناسق واحد.

عادةً ما تهيمن التفاعلات بين المدارات الجزيئية s و p لذرات مانحة الإلكترونات في الروابط، والمدارات d لأيونات الفلز، على كيمياء معقدات الفلزات الانتقالية. تستوعب مدارات s و p و d للفلز 18 إلكترونًا (انظر قاعدة 18 إلكترونًا ). وبالتالي، يرتبط الحد الأقصى لعدد التناسق لفلز معين بالتوزيع الإلكتروني لأيون الفلز (وتحديدًا، عدد المدارات الفارغة) وبنسبة حجم الروابط إلى حجم أيون الفلز. تؤدي الفلزات الكبيرة والروابط الصغيرة إلى أعداد تناسق عالية، مثل [ Mo(CN) 8 ] 4− . بينما تؤدي الفلزات الصغيرة ذات الروابط الكبيرة إلى أعداد تناسق منخفضة، مثل Pt [ P(CMe3 ) ] 2. ونظرًا لكبر حجمها، تميل اللانثانيدات والأكتينيدات والفلزات الانتقالية المبكرة إلى امتلاك أعداد تناسق عالية.

تتبع معظم البنى نمط النقاط على الكرة (أو كما لو كانت الذرة المركزية في منتصف متعدد السطوح حيث تمثل زوايا هذا الشكل مواقع الروابط)، حيث يؤدي تداخل المدارات (بين مدارات الروابط ومدارات المعدن) وتنافر الروابط إلى تكوين أشكال هندسية منتظمة معينة. ترد أدناه أكثر الأشكال الهندسية شيوعًا، ولكن هناك العديد من الحالات التي تنحرف عن الشكل الهندسي المنتظم، على سبيل المثال بسبب استخدام روابط من أنواع مختلفة (مما ينتج عنه أطوال روابط غير منتظمة؛ فلا تتبع ذرات التنسيق نمط النقاط على الكرة)، أو بسبب حجم الروابط، أو بسبب التأثيرات الإلكترونية (انظر، على سبيل المثال، تشوه جان-تيلر ).

غالباً ما تكون الأوصاف المثالية للتنسيق 5 و7 و8 و9 غير واضحة هندسياً من حيث الشكل مقارنةً بالبنى البديلة ذات زوايا LML (الرابطة-المعدن-الرابطة) المختلفة قليلاً، على سبيل المثال الفرق بين البنية الهرمية المربعة والبنية الهرمية الثلاثية المزدوجة. [ 12 ]

لتمييز التنسيقات البديلة للمركبات الخماسية التنسيق، ابتكر أديسون وآخرون [ 16 ] مؤشرًا هندسيًا يُسمى مؤشر τ. يعتمد هذا المؤشر على الزوايا المحيطة بمركز التنسيق، ويتراوح بين 0 للهرم المربع و1 للهرم الثلاثي ثنائي القاعدة، مما يسمح بتصنيف الحالات بينهما. وقد وُسِّع هذا النظام لاحقًا ليشمل المركبات الرباعية التنسيق بواسطة هاوزر وآخرون [ 17 ] ، وكذلك أوكونيوسكي وآخرون [ 18 ].

في الأنظمة ذات عدد الإلكترونات d المنخفض ، وبسبب التأثيرات الإلكترونية الخاصة مثل استقرار جان-تيلر ( من الدرجة الثانية)، [ 19 ] يتم تثبيت بعض الأشكال الهندسية (التي لا تتبع فيها ذرات التنسيق نمط النقاط على الكرة) بالنسبة إلى الاحتمالات الأخرى، على سبيل المثال بالنسبة لبعض المركبات، يتم تثبيت الشكل الهندسي الموشوري الثلاثي بالنسبة إلى الهياكل ثمانية السطوح للتنسيق السداسي.

الكيمياء الفراغية

توجد أنواع عديدة من التماكب في المركبات التناسقية. [ 20 ] وكما هو الحال في الكيمياء العضوية ، تنقسم المتماكبات إلى نوعين: المتماكبات الفراغية (وتسمى أيضًا المتماكبات الفراغية) والمتماكبات المرآتية. المتماكبات المرآتية هي صور معكوسة غير قابلة للتطابق. أما المتماكبات الفراغية فهي جميع أنواع المتماكبات الأخرى.

التماكب المتماثل من نوع سيس-ترانس والتماكب الوجهي-الطولي

يحدث التماكب الهندسي (cis-trans) في المركبات ثمانية السطوح والمربعة المستوية (ولكن ليس في المركبات رباعية السطوح). عندما يكون ليجاندان متجاورين، يُقال إنهما متناظران هندسيًا (cis) ، وعندما يكونان متقابلين، يُقال إنهما متناظران هندسيًا (trans ). عندما تشغل ثلاثة ليجاندات متطابقة وجهًا واحدًا من ثماني السطوح، يُقال إن المتماكب وجهي ( fac ). في المتماكب الوجهي ، يكون أي ليجاندين متطابقين متجاورين هندسيًا ( cis) . إذا كانت هذه الليجاندات الثلاثة وأيون المعدن في مستوى واحد، يُقال إن المتماكب طولي ( mer) . يمكن اعتبار المتماكب الطولي مزيجًا من المتماكبين المتناظرين هندسيًا (trans) والمتناظرين هندسيًا (cis) ، لأنه يحتوي على أزواج من الليجاندات المتطابقة من كلا النوعين.

التماثل الضوئي

يحدث التماثل الضوئي عندما لا يتطابق المركب مع صورته المرآوية. ويُسمى كذلك لأن كلًا من المتماثلين نشط ضوئيًا ، أي أنهما يُديران مستوى الضوء المستقطب في اتجاهين متعاكسين. في الجزيء الأول الموضح، يُستخدم الرمز Λ ( لامدا ) كبادئة لوصف الالتواء الحلزوني الأيسر الذي تُشكّله ثلاثة روابط ثنائية السن. أما الجزيء الثاني فهو الصورة المرآوية للأول، حيث يُستخدم الرمز Δ ( دلتا ) كبادئة للالتواء الحلزوني الأيمن. والجزيئان الثالث والرابع هما زوج مماثل من المتماثلين Λ وΔ، وفي هذه الحالة مع رابطتين ثنائيتي السن ورابطتين أحاديتي السن متطابقتين. [ 21 ]

أنواع أخرى من التماثل

يحدث التماثل البنيوي عندما تختلف الروابط نفسها. ويُعرف أربعة أنواع من التماثل البنيوي: تماثل التأين، وتماثل المذيب أو الماء، وتماثل الرابطة، وتماثل التناسق.

  1. التماكب التأيني - تُعطي المتماكبات أيونات مختلفة في المحلول على الرغم من تشابه تركيبها. يحدث هذا النوع من التماكب عندما يكون الأيون المقابل للمركب ربيطة محتملة. على سبيل المثال، كبريتات خماسي أمين برومو كوبالت (III) [ Co(NH₃ ) ₅Br ] SO₄ لونها أحمر بنفسجي، وتُعطي في المحلول راسبًا مع كلوريد الباريوم، مما يؤكد وجود أيون الكبريتات. بينما بروميد خماسي أمين كبريتات كوبالت (III) [ Co(NH₃ ) ₅SO₄ ] Br لونه أحمر، وتكون نتيجة اختباره سلبية لأيون الكبريتات في المحلول، ولكنه يُعطي راسبًا من AgBr مع نترات الفضة . [ 22 ]
  2. التماكب المائي أو التميؤ المائي - تتشابه المتماكبات في تركيبها، لكنها تختلف في عدد جزيئات المذيب التي تعمل كروابط، أو التي تشغل مواقع في البلورة. أمثلة: [ Cr(H₂O ) ₆ ] Cl₃ بنفسجي اللون، و [ CrCl ( H₂O ) ₅ ] Cl₂ · H₂O أزرق مخضر، و [ CrCl₂ (H₂O ) ₄ ] Cl · 2H₂O أخضر داكن . انظر ماء التبلور . [ 22 ]
  3. يحدث التماثل الرابطي مع الروابط التي تحتوي على أكثر من ذرة مانحة محتملة، والمعروفة بالروابط ثنائية السن . [ 23 ] على سبيل المثال، يمكن للنيتريت أن يرتبط عبر الأكسجين أو النيتروجين. [ 24 ] أحد أزواج متماثلات رابطة النيتريت له البنيتان (NH3 ) 5CoNO2 + 2 ( متماثل النيترو) و (NH3 ) 5CoONO2 + ( متماثل النيتريتو). [ 23 ]
  4. يحدث التماثل التناسقي عندما تكون الأيونات الموجبة والسالبة للملح أيونات معقدة، ويختلف المتماثلان في توزيع الروابط بين الكاتيون والأنيون. على سبيل المثال، [ Co(NH₃ ) ₆ ] [ Cr (CN) ₆ ] و [ Cr(NH₃ ) ₆ ] [ Co (CN) ₆ ] . [ 22 ]

الخصائص الإلكترونية

تُحدد البنية الإلكترونية العديد من خصائص معقدات الفلزات الانتقالية. ويمكن وصف هذه البنية بنموذج أيوني نسبيًا يُنسب شحنات رسمية إلى الفلزات والروابط. ويُمثل هذا النهج جوهر نظرية المجال البلوري . تُقدم نظرية المجال البلوري، التي وضعها هانز بيث عام ١٩٢٩، محاولةً لفهم المعقدات من منظور ميكانيكا الكم . إلا أن هذه النظرية تُعامل جميع التفاعلات في المعقد على أنها أيونية، وتفترض إمكانية تقريب الروابط بشحنات نقطية سالبة.

تتبنى النماذج الأكثر تطوراً الروابط التساهمية، ويُشرح هذا النهج من خلال نظرية المجال الليجاندي (LFT) ونظرية المدارات الجزيئية (MO). تستطيع نظرية المجال الليجاندي، التي طُرحت عام ١٩٣٥ والمبنية على نظرية المدارات الجزيئية، التعامل مع نطاق أوسع من المركبات المعقدة، كما يمكنها تفسير المركبات التي تكون فيها التفاعلات تساهمية . ويمكن للتطبيقات الكيميائية لنظرية الزمر أن تُسهم في فهم نظرية البلورات أو نظرية المجال الليجاندي، من خلال توفير حلول بسيطة قائمة على التناظر للمعادلات الرسمية.

يميل الكيميائيون إلى استخدام أبسط نموذج ممكن للتنبؤ بالخصائص المطلوبة؛ ولهذا السبب، تُعدّ نظرية المجال البلوري (CFT) الخيار المفضل في المناقشات كلما أمكن ذلك. أما نظريات المدارات الجزيئية (MO) ونظرية المجال البلوري (LF) فهي أكثر تعقيدًا، لكنها توفر منظورًا أكثر واقعية.

يُضفي التوزيع الإلكتروني للمركبات عليها بعض الخصائص المهمة:

تخليق مركب النحاس(II)-تترافينيلبورفيرين، وهو مركب فلزي، من تترافينيلبورفيرين وأسيتات النحاس(II) أحادي الهيدرات

لون معقدات الفلزات الانتقالية

تتميز معقدات الفلزات الانتقالية بألوانها الزاهية الناتجة عن انتقالات إلكترونية بفعل امتصاص الضوء، ولذلك تُستخدم بكثرة كأصباغ . معظم الانتقالات المرتبطة بمعقدات الفلزات الملونة هي إما انتقالات d-d أو نطاقات نقل الشحنة . في انتقال ad-d، يُثار إلكترون في  مدار ad على ذرة الفلز بواسطة فوتون إلى مدار d آخر ذي طاقة أعلى، ولذلك تحدث انتقالات d-d فقط في معقدات مدارات d الممتلئة جزئيًا (d1-9 ) . أما في المعقدات ذات التكوين d0 أو d10 ، فيظل نقل الشحنة ممكنًا حتى وإن لم تحدث انتقالات d-d. يتضمن نطاق نقل الشحنة انتقال إلكترون من مدار فلزي إلى مدار فارغ مرتبط بالرابطة ( نقل الشحنة من الفلز إلى الرابطة أو MLCT). ويحدث العكس أيضًا: إثارة إلكترون من مدار مرتبط بالرابطة إلى مدار فلزي فارغ ( نقل الشحنة من الرابطة إلى الفلز أو LMCT). يمكن رصد هذه الظواهر باستخدام مطيافية الإلكترون، والمعروفة أيضًا باسم مطيافية الأشعة فوق البنفسجية والمرئية . [ 25 ] بالنسبة للمركبات البسيطة ذات التناظر العالي، يمكن تحديد انتقالات d-d باستخدام مخططات تانابي-سوجانو . وتحظى هذه التحديدات بدعم متزايد من الكيمياء الحاسوبية .

ألوان مركبات التنسيق المختلفة كمثال
 Fe 2+Fe 3+ثاني أكسيد الكربونCu 2+Al 3+Cr 3+
أيون مائي[Fe(H₂O ) ₆ ] ²⁺ محلول أخضر باهت[Fe(H₂O ) ₆ ] ³⁺ محلول أصفر /بني[Co( H₂O ) ₆ ] ²⁺ محلول وردي[Cu( H₂O ) ₆ ] ²⁺ محلول أزرق[Al(H₂O ) ₆ ] ³⁺ محلول عديم اللون[Cr( H₂O ) ₆ ] ³⁺ محلول أخضر
(OH) − ، مخفف[Fe(H₂O ) ₄ ( OH) ₂ ] راسب أخضر داكن[Fe(H₂O ) ₃ ( OH) ₃ ] راسب بني[Co(H₂O ) ₄ ( OH) ₂ ] راسب أزرق/أخضر[Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] راسب أزرق[Al(H₂O ) ₃ ( OH) ₃ ] راسب أبيض[Cr(H₂O ) ₃ ( OH) ₃ ] راسب أخضر
(OH) − ، مركز[Fe(H₂O ) ₄ ( OH) ₂ ] راسب أخضر داكن[Fe(H₂O ) ₃ ( OH) ₃ ] راسب بني[Co(H₂O ) ₄ ( OH) ₂ ] راسب أزرق/أخضر[Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] راسب أزرق[Al(OH) 4 ] − محلول عديم اللون[Cr(OH) 6 ] 3− محلول أخضر
NH3 ، مخفف[Fe(NH₃ ) ₆ ] ²⁺ راسب أخضر داكن[Fe( NH₃ ) ₆ ] ³⁺ راسب بني [Co(NH₃ ) ₆ ] ²⁺ محلول بلون القش[Cu(NH₃ ) ₄ ( H₂O ) ₂ ] ²⁺ محلول أزرق داكن[ Al(NH₃ ) ₃ ] ³⁺ راسب أبيض[Cr( NH₃ ) ₆ ] ³⁺ محلول بنفسجي
الأمونيا المركزة​[Fe(NH₃ ) ₆ ] ²⁺ راسب أخضر داكن[Fe( NH₃ ) ₆ ] ³⁺ راسب بني [Co(NH₃ ) ₆ ] ²⁺ محلول بلون القش[Cu(NH₃ ) ₄ ( H₂O ) ₂ ] ²⁺ محلول أزرق داكن[ Al(NH₃ ) ₃ ] ³⁺ راسب أبيض[Cr( NH₃ ) ₆ ] ³⁺ محلول بنفسجي
(CO 3 ) 2-FeCO 3 راسب أخضر داكنFe2 (CO3 ) 3 راسب بني + فقاعاتراسب وردي من ثاني أكسيد الكربون (CoCO 3)راسب أزرق/أخضر من كربونات النحاس (CuCO3 )

ألوان مركبات اللانثانيدات

تتشابه معقدات اللانثانيدات ظاهريًا مع معقدات الفلزات الانتقالية في كونها ملونة. مع ذلك، فإن ألوان أيونات اللانثانيدات الشائعة (Ln³⁺) باهتة، ولا تتأثر تقريبًا بطبيعة الرابطة. تعود هذه الألوان إلى انتقالات الإلكترونات في المدار 4f. ولأن مدارات 4f في اللانثانيدات "مُدمجة" في نواة الزينون ومحمية من الرابطة بواسطة مدارات 5s و5p، فإنها لا تتأثر بالروابط بشكل كبير، مما يؤدي إلى انقسام مجال بلوري أصغر بكثير مما هو عليه في الفلزات الانتقالية. يقترب طيف امتصاص أيون Ln³⁺ من طيف الأيون الحر، حيث تُوصف الحالات الإلكترونية بتفاعل الدوران المداري . وهذا يختلف عن الفلزات الانتقالية حيث ينقسم المجال البلوري في الحالة الأرضية. تكون امتصاصات أيونات اللانثانيدات الثلاثية (Ln³⁺ ) ضعيفة لأن انتقالات ثنائي القطب الكهربائي ممنوعة تكافؤيًا ( ممنوعة لابورت )، ولكنها قد تزداد شدةً نتيجةً لتأثير مجال الربيطة منخفض التناظر أو الاختلاط مع حالات إلكترونية أعلى ( مثل مدارات d). تتميز نطاقات امتصاص ff بحدة فائقة، وهو ما يتناقض مع تلك الملاحظة في المعادن الانتقالية التي تتميز عمومًا بنطاقات عريضة. [ 26 ] [ 27 ] قد يؤدي هذا إلى تأثيرات غير عادية للغاية، مثل تغيرات لونية ملحوظة تحت أنواع مختلفة من الإضاءة.

المغناطيسية

تُعتبر المعقدات المعدنية التي تحتوي على إلكترونات غير مزدوجة بارامغناطيسية . قد يعود ذلك إلى وجود عدد فردي من الإلكترونات إجمالاً، أو إلى عدم اكتمال اقتران الإلكترونات. لذا، فإن جزيئات Ti(III) الأحادية تحتوي على إلكترون واحد من نوع d، ويجب أن تكون بارامغناطيسية ، بغض النظر عن الشكل الهندسي أو طبيعة الروابط. أما Ti(II)، الذي يحتوي على إلكترونين من نوع d، فيُشكّل بعض المعقدات التي تحتوي على إلكترونين غير مزدوجين، وأخرى لا تحتوي على أي منهما. ويتضح هذا التأثير من خلال المركب TiX₂ [ ( CH₃)₂PCH₂CH₂P ( CH₃ ) ₂ ] ₂ : فعندما يكون X = Cl ، يكون المعقد بارامغناطيسيًا ( تكوين ذو دوران مغزلي عالٍ )، بينما عندما يكون X = CH₃ ، يكون ديامغناطيسيًا ( تكوين ذو دوران مغزلي منخفض ). وتُعدّ الروابط وسيلة مهمة لتعديل خصائص الحالة الأرضية .    

في المركبات ثنائية ومتعددة الفلزات، حيث تحتوي المراكز الفردية على عدد فردي من الإلكترونات أو تكون ذات دوران مغزلي عالٍ، يكون الوضع أكثر تعقيدًا. إذا كان هناك تفاعل (مباشر أو عبر الرابطة) بين مركزي الفلز (أو أكثر)، فقد تتزاوج الإلكترونات ( اقتران مضاد للمغناطيسية ، مما ينتج عنه مركب ثنائي المغناطيسية)، أو قد تعزز بعضها بعضًا ( اقتران مغناطيسي ). عندما لا يكون هناك تفاعل، يتصرف مركزا الفلز (أو أكثر) كما لو كانا في جزيئين منفصلين.

التفاعل

تُظهر المركبات مجموعة متنوعة من التفاعلات المحتملة: [ 28 ]

  • انتقال الإلكترونات
    يمكن أن يحدث انتقال الإلكترون بين أيونات المعادن عبر آليتين متميزتين، هما انتقال الإلكترون في المجال الداخلي وانتقال الإلكترون في المجال الخارجي . في تفاعل المجال الداخلي، يعمل الرابط الجسري كقناة لانتقال الإلكترون.
  • تبادل الليجاند (المتدهور)
    يُعدّ معدل التبادل المتماثل للروابط أحد المؤشرات المهمة للتفاعلية. فعلى سبيل المثال ، يتفاوت معدل تبادل جزيئات الماء المنسقة في معقدات [M(H₂O ) ₆ ] ₙ⁺ على مدى عشرين رتبة مقدارية. تُصنّف المعقدات التي تُطلق فيها الروابط ثم تعود بسرعة على أنها غير مستقرة. قد تكون هذه المعقدات غير المستقرة مستقرة ديناميكيًا حراريًا. تتميز المعقدات المعدنية غير المستقرة النموذجية إما بشحنة منخفضة (Na⁺)، أو بوجود إلكترونات في مدارات d مضادة للترابط مع الروابط (Zn²⁺ ) ، أو بانعدام الرابطة التساهمية (Ln³⁺ ، حيث Ln هو أي عنصر من اللانثانيدات). كما تعتمد عدم استقرار المعقد المعدني على التكوينات ذات الدوران العالي مقابل التكوينات ذات الدوران المنخفض، إن وُجدت. وهكذا، يُشكّل كل من Fe(II) وCo(III) ذو الدوران العالي معقدات غير مستقرة، بينما تكون نظائرها ذات الدوران المنخفض خاملة. لا يمكن أن يوجد الكروم (III) إلا في حالة الدوران المنخفض (الرباعي)، وهو خامل بسبب حالة الأكسدة الرسمية العالية، وعدم وجود إلكترونات في المدارات المضادة للترابط M-L، بالإضافة إلى بعض "استقرار مجال الربيطة" المرتبط بتكوين d 3 .
  • العمليات الترابطية
    غالباً ما تكون المركبات التي تحتوي على مدارات فارغة أو نصف ممتلئة قادرة على التفاعل مع المواد المتفاعلة. تمتلك معظم المواد المتفاعلة حالة أساسية أحادية؛ أي أنها تحتوي على أزواج إلكترونية حرة (مثل الماء والأمينات والإيثرات)، لذا تحتاج هذه المواد إلى مدار فارغ لتتمكن من التفاعل مع مركز معدني. بعض المواد المتفاعلة (مثل الأكسجين الجزيئي) لها حالة أساسية ثلاثية ، مما يجعل المعادن ذات المدارات نصف الممتلئة تميل إلى التفاعل مع هذه المواد المتفاعلة (تجدر الإشارة إلى أن جزيء الأكسجين الجزيئي يحتوي أيضاً على أزواج إلكترونية حرة، لذا فهو قادر أيضاً على التفاعل كقاعدة لويس "عادية").

إذا تم اختيار الروابط المحيطة بالمعدن بعناية، يمكن للمعدن أن يساعد في التحولات ( القياسية أو التحفيزية ) للجزيئات أو أن يستخدم كمستشعر.

تصنيف

تشمل المركبات الفلزية المعقدة، والمعروفة أيضًا باسم المركبات التناسقية، جميع المركبات الفلزية تقريبًا. [ 29 ] يُعنى علم "كيمياء التناسق" بدراسة "الكيمياء غير العضوية" لجميع الفلزات القلوية والقلوية الترابية ، والفلزات الانتقالية ، واللانثانيدات ، والأكتينيدات ، وأشباه الفلزات . وبالتالي، فإن كيمياء التناسق هي كيمياء غالبية عناصر الجدول الدوري. توجد الفلزات وأيوناتها، في الحالة المكثفة على الأقل، محاطة فقط بروابط.

يمكن تصنيف مجالات كيمياء التنسيق وفقًا لطبيعة الروابط، بشكل عام:

  • المركبات الكلاسيكية (أو " مركبات فيرنر "): في كيمياء التناسق الكلاسيكية، ترتبط الليجاندات بالفلزات، بشكل شبه حصري، عبر أزواج الإلكترونات الحرة الموجودة على ذرات العناصر الرئيسية في الليجاند. ومن الليجاندات النموذجية: H₂O ، NH₃ ، Cl⁻ ، CN⁻ ، en . وتُوصَف بعض أبسط هذه المركبات في مركبات الفلز المائية ، ومركبات الفلز الأمينية .
أمثلة : [Co( EDTA )] − ، [Co(NH3 ) 6 ] 3+ ، [ Fe ( C2O4 ) 3 ] 3-
  • الكيمياء العضوية المعدنية : الروابط هي روابط عضوية (الألكينات، والألكاينات، والألكيلات) بالإضافة إلى روابط "شبه عضوية" مثل الفوسفينات والهيدريد وأول أكسيد الكربون.
مثال: (C 5 H 5 )Fe(CO) 2 CH 3
مثال: يحتوي الهيموجلوبين على الهيم ، وهو مركب بورفيرين من الحديد
مثال: يحتوي الكلوروفيل على مركب بورفيرين من المغنيسيوم
العديد من الروابط الطبيعية هي "كلاسيكية"، وخاصة الماء.
  • كيمياء التجمعات : تشمل الروابط كل ما سبق بالإضافة إلى أيونات أو ذرات معدنية أخرى أيضًا.
مثال Ru 3 (CO) 12
  • في بعض الحالات توجد مجموعات من مجالات مختلفة:
مثال: [Fe 4 S 4 (Scysteinyl) 4 ] 2− ، حيث يتم تضمين مجموعة في نوع نشط بيولوجيًا.

علم المعادن ، وعلم المواد ، وكيمياء الحالة الصلبة  - كما تنطبق على أيونات المعادن  - هي فروع من كيمياء التناسق، حيث تُحاط المعادن بروابط. في كثير من الحالات، تكون هذه الروابط أكاسيد أو كبريتيدات، لكن المعادن تبقى مرتبطة بها، وتنطبق عليها المبادئ والتوجيهات المذكورة أدناه. في الهيدرات ، تكون بعض الروابط على الأقل جزيئات ماء. صحيح أن تركيز علم المعادن، وعلم المواد، وكيمياء الحالة الصلبة يختلف عن التركيز المعتاد لكيمياء التناسق أو الكيمياء غير العضوية. يهتم الأول بشكل أساسي بالبنى البوليمرية، والخصائص الناجمة عن التأثيرات الجماعية للعديد من المعادن المترابطة بشكل وثيق. في المقابل، تركز كيمياء التناسق على تفاعلية وخصائص المركبات التي تحتوي على ذرات معدنية منفردة أو مجموعات صغيرة من الذرات المعدنية.

تسمية المركبات التناسقية

الإجراء الأساسي لتسمية مجمع هو:

  1. عند تسمية أيون معقد، يتم تسمية الروابط قبل أيون المعدن.
  2. تُعطى أسماء الروابط بالترتيب الأبجدي. ولا تؤثر البادئات العددية على الترتيب.
    • تتلقى الروابط أحادية السن المتعددة البادئة وفقًا لعدد مرات حدوثها: ثنائي- ، ثلاثي- ، رباعي- ، خماسي- ، أو سداسي- .
    • تستقبل الروابط متعددة الأسنان (مثل الإيثيلين ديامين، والأكسالات) روابط ثنائية ، وثلاثية ، ورباعية ، وما إلى ذلك.
    • تنتهي الأنيونات بالحرف o . يحل هذا الحرف محل الحرف e الأخير عندما ينتهي الأنيون بـ "-يد" أو "-ات" أو "-يت"، على سبيل المثال، يصبح الكلوريد كلوريدو والكبريتات سلفاتو . سابقًا ، كان يتم تغيير "-يد" إلى "-o" (مثل الكلورو والسيانو )، ولكن تم تعديل هذه القاعدة في توصيات الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية لعام 2005 ، وأصبحت الصيغ الصحيحة لهذه الروابط الآن هي كلوريدو وسيانيدو . [ 30 ]
    • تُعطى الروابط المحايدة اسمها المعتاد، مع بعض الاستثناءات: NH3 يصبح أمينًا ؛ H2O يصبح أكوا أو أكوا ؛ CO يصبح كربونيل ؛ NO يصبح نيتروزيل .
  3. اكتب اسم الذرة/الأيون المركزي. إذا كان المركب أنيونًا، فسينتهي اسم الذرة المركزية بـ "-ات" ، وسيتم استخدام اسمها اللاتيني إن وجد (باستثناء الزئبق).
  4. يجب تحديد حالة الأكسدة للذرة المركزية (عندما تكون واحدة من عدة حالات ممكنة، أو صفر)، ويجب كتابتها كرقم روماني (أو 0) محاط بأقواس.
  5. يجب أن يسبق اسم الكاتيون اسم الأنيون. (إن وجد، كما في المثال الأخير)

أمثلة:

معدنتم التغيير إلى
الكوبالتكوبالتات
الألومنيومألومينات
الكرومالكرومات
الفاناديومفانادات
نحاسالنحاسيات
حديدالحديديات
[Cd(CN) 2 (en) 2 ] → ثنائي سيانيدو ثنائي (إيثيلين ديامين) كادميوم (II)
[CoCl(NH₃ ) ₅ ] SO₄ → خماسي أمين كلوريد الكوبالت (III) كبريتات
[Cu(H2O ) 6 ] 2+ → أيون سداسي أكوا النحاس (II)
[CuCl 5 NH 3 ] 3− → أمين خماسي كلوريدوكوبرات (II) أيون
K 4 [Fe(CN) 6 ] → سداسي سيانيدو حديد البوتاسيوم (II)
[NiCl 4 ] 2− → أيون رباعي كلوريد النيكل (II) (تمت إزالة استخدام الكلورو من اصطلاح تسمية IUPAC) [ 30 ]

يُشار إلى عدد التناسق للروابط المرتبطة بأكثر من فلز واحد (الروابط الجسرية) برمز سفلي للرمز اليوناني μ يُوضع قبل اسم الرابطة. وهكذا، يُوصف ثنائي كلوريد الألومنيوم الثلاثي بالصيغة Al₂Cl₄ ( μ₂ - Cl ) ₂ .

يمكن لأي مجموعة أنيونية أن تُثبَّت إلكترونيًا بواسطة أي كاتيون. يمكن تثبيت معقد أنيوني بواسطة كاتيون الهيدروجين، ليصبح معقدًا حمضيًا قادرًا على التفكك لإطلاق الهيدروجين الكاتيوني. يُطلق على هذا النوع من المركبات المعقدة اسمٌ يُضاف إليه المقطع "ic" بعد اسم الفلز المركزي. على سبيل المثال، يُسمى المركب H₂[Pt(CN)₄] حمض رباعي سيانو البلاتينيك ( II ) .

ثابت الاستقرار

تُوصَف ألفة أيونات المعادن للروابط بواسطة ثابت استقرار، يُسمى أيضًا ثابت التكوين، ويُرمز له بالرمز K<sub> f</sub> . وهو ثابت التوازن لتكوينه من المعدن والروابط المكونة له، ويمكن حسابه وفقًا لذلك، كما في المثال التالي لحالة بسيطة:

xM (aq) + yL (aq) ⇌ zZ (aq)
كو=[Z]z[م]x[ل]y{\displaystyle K_{f}={\frac {[{\text{Z}}]^{z}}{[{\text{M}}]^{x}[{\text{L}}]^{y}}}}

حيث  تمثل x و y و z المعاملات القياسية لكل نوع. يرمز M إلى المعدن/أيون المعدن، و L إلى قواعد لويس، و Z إلى الأيونات المعقدة. تتفاوت ثوابت التكوين بشكل كبير. تشير القيم الكبيرة إلى أن المعدن لديه ألفة عالية للرابطة، بشرط أن يكون النظام في حالة توازن. [ 31 ]

أحيانًا، يكون ثابت الاستقرار بصيغة مختلفة تُعرف بثابت عدم الاستقرار. يُعبّر عن هذا الثابت كمقلوب ثابت التكوين، ويُرمز له بـ K<sub> d</sub> = 1/K<sub> f</sub> . [ 32 ] يُمثل هذا الثابت التفاعل العكسي لتفكك الأيون المعقد إلى مكوناته الفردية من الفلز والرابطة. عند مقارنة قيم K<sub> d</sub> ، كلما زادت القيمة، زاد عدم استقرار الأيون المعقد.

نتيجةً لتكوّن هذه الأيونات المعقدة في المحاليل، فإنها تلعب دورًا رئيسيًا في ذوبان المركبات الأخرى. فعند تكوّن أيون معقد، يُمكنه تغيير تركيزات مكوناته في المحلول. على سبيل المثال:

Ag + (aq) + 2  NH 3 ⇌ Ag(NH 3 ) + 2
AgCl (s) + H2O ( l) ⇌ Ag + (aq) + Cl − ( aq)

إذا حدث هذان التفاعلان في وعاء التفاعل نفسه، فإن ذوبانية كلوريد الفضة ستزداد بوجود هيدروكسيد الأمونيوم (NH₄OH)، لأن تكوين معقد ثنائي أمين الفضة (I) يستهلك جزءًا كبيرًا من أيونات الفضة الحرة في المحلول. وبحسب مبدأ لو شاتيليه ، فإن هذا يؤدي إلى انزياح تفاعل التوازن الخاص بذوبان كلوريد الفضة، والذي ينتج عنه أيون الفضة، نحو اليمين.

يمكن حساب الذوبانية الجديدة بمعرفة قيم K<sub> f</sub> و K<sub> sp </sub> للتفاعلات الأصلية. تُحسب الذوبانية أساسًا بدمج حالتي التوازن المنفصلتين في تفاعل توازن واحد، وهذا التفاعل المدمج هو الذي يحدد الذوبانية الجديدة. لذا ، يُرمز إلى ثابت الذوبانية الجديد K<sub> c</sub> بالرمز التالي:

كج=كsصكو{\displaystyle K_{c}=K_{sp}K_{f}}

تطبيق مركبات التنسيق

وبما أن المعادن لا توجد في المحلول إلا على شكل مركبات تنسيقية، فإن هذا يترتب عليه أن هذه الفئة من المركبات مفيدة في مجموعة متنوعة من الطرق.

الكيمياء الحيوية غير العضوية

في الكيمياء الحيوية اللاعضوية والكيمياء الحيوية العضوية المعدنية ، تؤدي المركبات التناسقية وظائف هيكلية أو تحفيزية. ويُقدّر أن 30% من البروتينات تحتوي على أيونات معدنية. ومن الأمثلة على ذلك فيتامين ب 12 ذو اللون الزاهي ، ومجموعة الهيم في الهيموجلوبين ، والسيتوكرومات ، ومجموعة الكلورين في الكلوروفيل ، والكاربوكسي ببتيداز ، وهو إنزيم محلل مائي مهم في عملية الهضم. ومن الإنزيمات الأيونية المعقدة الأخرى الكاتالاز ، الذي يُحلل بيروكسيد الهيدروجين الناتج عن نفايات الخلية . كما تُستخدم المركبات التناسقية الاصطناعية للارتباط بالبروتينات، وخاصة الأحماض النووية (مثل دواء سيسبلاتين المضاد للسرطان ).

صناعة

يُعدّ التحفيز المتجانس أحد التطبيقات الرئيسية لمركبات التنسيق في إنتاج المواد العضوية. وتشمل هذه العمليات الهدرجة ، والهدرجة الكربونية ، والأكسدة . فعلى سبيل المثال، ينتج عن مزيج من كلوريد التيتانيوم الثلاثي وثلاثي إيثيل الألومنيوم محفزات زيغلر-ناتا ، المستخدمة في بلمرة الإيثيلين والبروبيلين لإنتاج بوليمرات ذات أهمية تجارية كبيرة، مثل الألياف والأغشية والبلاستيك.

يمكن استخلاص النيكل والكوبالت والنحاس باستخدام عمليات المعالجة المائية التي تتضمن أيونات معقدة. وتُستخلص هذه المعادن من خاماتها على شكل مركبات أمينية . كما يمكن فصل المعادن باستخدام الترسيب الانتقائي وذوبانية الأيونات المعقدة. ويُستخدم السيانيد بشكل رئيسي لاستخلاص الذهب والفضة من خاماتهما.

تُعد مركبات الفثالوسيانين فئة مهمة من الأصباغ.

تحليل

في وقت من الأوقات، كانت تُستخدم مركبات التنسيق لتحديد وجود المعادن في العينة. وقد حلت طرق التحليل الآلية محل التحليل غير العضوي النوعي إلى حد كبير، مثل مطيافية الامتصاص الذري (AAS) ومطيافية الانبعاث الذري للبلازما المقترنة حثيًا (ICP-AES) ومطيافية الكتلة للبلازما المقترنة حثيًا (ICP-MS).

انظر أيضاً

مراجع

  1. ↑ لورانس، جيفري أ. (2010). مقدمة في كيمياء التناسق . وايلي. doi : 10.1002/9780470687123 . ISBN 9780470687123.
  2. ↑ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " معقد ". doi : 10.1351/goldbook.C01203
  3. ↑ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " كيان التنسيق ". doi : 10.1351/goldbook.C01330
  4. ↑ غرينوود، نورمان ن.؛ إيرنشو، آلان (1997). كيمياء العناصر ( الطبعة الثانية). باتروورث-هاينمان. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN  978-0-08-037941-8.
  5. ↑ "تعريف مجال التنسيق" . chemistry-dictionary.com .
  6. ↑ "ما هو المركب التناسقي؟" . قسم الكيمياء بجامعة بيردو.
  7. ↑ كوتون، فرانك ألبرت؛ جيفري ويلكنسون؛ كارلوس أ. موريلو (1999). الكيمياء اللاعضوية المتقدمة . جون وايلي وأولاده. ص 1355. ISBN  978-0-471-19957-1.
  8. ↑ ميسلر، غاري ل.؛ دونالد آرثر تار (1999). الكيمياء غير العضوية . برنتيس هول. ص 642. ISBN  978-0-13-841891-5.
  9. ↑ "مركب التناسق - تاريخ مركبات التناسق" . موسوعة بريتانيكا . تم الاطلاع عليه بتاريخ 7 يوليو 2021 .
  10. ↑ "مركب تنسيقي" .
  11. ^ فيرنر، أ. (مايو 1911). "Zur Kenntnis des asymmetrischen Kobaltatoms.I" . Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft (باللغة الألمانية). 44 (2): 1887–1898 . دوى : 10.1002/cber.19110440297 .
  12. ↑ ويلز، أ. ف. (1984) الكيمياء اللاعضوية البنيوية، الطبعة الخامسة، منشورات أكسفورد للعلوم، رقم ISBN 0-19-855370-6
  13. ↑ أنجيلو ر. روسي؛ روالد هوفمان (1975). "التناسق الخماسي للمعادن الانتقالية". الكيمياء اللاعضوية . 14 (2): 365-374 . doi : 10.1021/ic50144a032 .
  14. ↑ روالد هوفمان؛ باربرا ف. باير؛ إيرل ل. موترتيز؛ أنجيلو ر. روسي (1977). "التناسق السباعي: استكشاف مداري جزيئي للبنية، والكيمياء الفراغية، وديناميكيات التفاعل". الكيمياء غير العضوية . 16 (3): 511-522 . doi : 10.1021/ic50169a002 .
  15. ↑ جيريمي ك. بوردت؛ روالد هوفمان؛ روبرت سي. فاي (1978). "التناسق الثماني". الكيمياء غير العضوية . 17 (9): 2553-2568 . doi : 10.1021/ic50187a041 .
  16. ↑ أديسون، أ. و.؛ راو، ن. ت.؛ ريديك، ج.؛ فان راين، ج.؛ فيرشخور، ج. س. (1984). "تخليق وبنية وخواص طيفية لمركبات النحاس (II) المحتوية على روابط مانحة من النيتروجين والكبريت؛ البنية البلورية والجزيئية لبيركلورات أكوا[1،7-ثنائي( N- ميثيل بنزيميدازول-2′-يل)-2،6-ديثيا هيبتان]النحاس (II)". مجلة الجمعية الكيميائية، معاملات دالتون (7): 1349-1356 . doi : 10.1039/dt9840001349 .
  17. ↑ يانغ، ل.؛ باول، د. ر.؛ هاوزر، ر. ب. (2007). "التغير البنيوي في معقدات النحاس (I) مع روابط بيريديل ميثيل أميد: تحليل بنيوي باستخدام مؤشر هندسي جديد رباعي التناسق، τ 4 ". دالتون ترانس. (9): 955-964 . doi : 10.1039/b617136b . PMID 17308676 . 
  18. ↑ أوكونيوسكي، أ.؛ روسياك، د.؛ تشويناكي، ج.؛ بيكر، ب. (2015). "بوليمرات التنسيق والبنى الجزيئية بين معقدات هاليدات الزئبق (II) مع 1-بنزويل ثيوريا مختارة". بولي هيدرون . 90 : 47-57 . doi : 10.1016/j.poly.2015.01.035 .
  19. ↑ كاوب، مارتن (2001). ""البنى والروابط غير المتوافقة مع نظرية تنافر أزواج إلكترونات غلاف التكافؤ في الأنظمة d0". Angew . Chem. Int. Ed. Engl. 40 (1): 3534–3565 . doi : 10.1002/1521-3773(20011001)40:19 < 3534::AID-ANIE3534 > 3.0.CO ; 2-# . PMID 11592184 . 
  20. ↑ فون زيليفسكي، أ. "الكيمياء الفراغية لمركبات التناسق" جون وايلي: تشيتشستر، 1995. ISBN 0-471-95599-X.
  21. ↑ ميسلر، غاري ل.؛ دونالد آرثر تار (1999). "9". الكيمياء غير العضوية . برنتيس هول. ص 315، 316. ISBN  978-0-13-841891-5.
  22. 1 2 3 هيهي، جيمس إي، الكيمياء غير العضوية (الطبعة الثالثة، هاربر آند رو 1983)، ص 524-525 ISBN 0-06-042987-9
  23. 1 2 جولي، ويليام ل. (1984). الكيمياء اللاعضوية الحديثة . ماكجرو هيل. ص 357-359 . ISBN  0-07-032760-2.
  24. ↑ هيهي، جيمس إي، الكيمياء غير العضوية (الطبعة الثالثة، هاربر آند رو 1983)، ص 513-524، رقم ISBN 0-06-042987-9
  25. ↑ هاريس، د.؛ بيرتولوتشي، م. (1989). التناظر والتحليل الطيفي . منشورات دوفر. ISBN 9780486661445.
  26. ↑ كوتون، ف. ألبرت ؛ ويلكنسون، جيفري ؛ موريلو، كارلوس أ.؛ بوخمان، مانفريد (1999)، الكيمياء اللاعضوية المتقدمة ( الطبعة السادسة)، نيويورك: وايلي-إنترساينس، ISBN  0-471-19957-5
  27. ↑ كوتون، سيمون (2006). كيمياء اللانثانيدات والأكتينيدات . جون وايلي وأولاده المحدودة.
  28. ↑ آر جي ويلكنز، حركية وآلية تفاعلات معقدات الفلزات الانتقالية، الطبعة الثانية، دار نشر VCH، فاينهايم، 1991. رقم ISBN 1-56081-125-0
  29. ↑ استثناء: أبخرة المعادن والبلازما والسبائك.
  30. 1 2 "تسمية الكيمياء غير العضوية - توصيات الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية لعام 2005" (ملف PDF) . الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية . القسم 1.6.4 (ص 10-11). مؤرشف من الأصل (ملف PDF) بتاريخ 22-12-2014 . تم الاطلاع عليه بتاريخ 06-03-2016 .
  31. ↑ "توازن الأيونات المعقدة" . مؤرشف من الأصل بتاريخ 2015-03-08 . تم الاطلاع عليه بتاريخ 2015-04-22 .
  32. ↑ ستريتون، توم. "الذوبانية وتوازن الأيونات المعقدة" (ملف PDF) . مؤرشف من الأصل (ملف PDF) بتاريخ 20 سبتمبر 2018. تم الاطلاع عليه بتاريخ 22 أبريل 2015 .

للمزيد من القراءة

  • دي فيتو، د.؛ ويبر، ج.؛ ميرباخ، أ. إي. "حسابات حجم وطاقة تبادل الماء على أيونات الروديوم ( III) والإيريديوم (III) السداسية المائية: دليل قاطع على آلية I a ". الكيمياء غير العضوية، 2004، المجلد 43، الصفحات 858-863. doi : 10.1021/ic035096n
  • زومدال، ستيفن س. المبادئ الكيميائية، الطبعة الخامسة. نيويورك: هوتون ميفلين، 2005. 943-946، 957. OCLC 77760970 
  • هاريس، د.، بيرتولوتشي، م.، التناظر والتحليل الطيفي . 1989 نيويورك، منشورات دوفر.