Введение

            Наиболее общий подход к рассмот­рению электронной структуры компле­ксов связан с расчетами полных волно­вых функций комплекса как единого целого, а не только центрального иона по мето­ду МО. В области координационных соединений обобщения, полученные на основе метода МО, названы теорией поля лигандов. Главная особенность ее состоит в том, что ввиду обычно высо­кой симметрии координационного узла МО молекулы или иона координацион­ного соединения классифицируются по представлениям симметрии и принципиальную схему их образова­ния из орбиталей лигандов можно зачастую построить, не проводя конкретных расчетов.
            В то время как теория кристаллического поля (ТКП) чрезвычайно ценна как модель описания свойств координационных соединений, она в принципе не может учесть ряда важных эффектов определяющих природу химической связи в координационных соединениях.
            Данная работа посвящена обзору основных положений теории МО применительно к координационным соединениям и дополнена рядом примеров и необходимым иллюстративным материалом.
1. Применение теории МО к координационным соединениям с лигандами, имеющими сигма-орбитали
          Рассмотрим вначале наиболее простой, но весьма распростра­ненный случай комплексов, образуемых лигандами L типа (СН₃)₃Р, NH₃, H₂O, ОН^-, Н^-, которые используют для связывания с цент­ральным атомом металла неподеленную гибридную пару электро­нов или пару электронов на s-орбитали (гибрид-ион). Начнем рас­смотрение с наиболее характерного типа координации — октаэдрического. Координационные связи в комплексе МL₆^k+, где М — пе­реходный металл, образуются при донировании электронов с сигма-орбиталей лигандов на вакантные 3d-, 4s-, 4p- орбитали металла (возьмем атом металла третьего периода). Чтобы рассчитать ва­лентные МО комплекса, выберем координатные оси, как показано на рис. 1, расположив вдоль них лиганды.
            Полный базис валентных АО состоит из 15 орбиталей: девяти — металла, шести — лигандов. Только такие комбинации лигандных АО будут обобщаться в форме МО с различными орбиталями металла, которые преобразуются по одинаковым представлениям симметрии в точечной группе О_А. Нетрудно подо­брать соответствующие комбинации сигма-АО лигандов (называемые групповыми орбиталями). Рис. 2,а иллюстрирует выбор групповой орбитали е_g-симметрии, комбинирующейся с d_x²_{- y}² - орбиталью металла. Из рис. 2,б ясно, почему любая комбинация сигма-АО лигандов дает нуле­вое перекрывание с rf-орбиталями металла типа t_2g.
            На рис. 3 дана корреляционная диаграмма МО октаэдрического комплекса. Она строится исходя из правил качественной теории МО. Имеются также многочисленные прямые расчеты электронного строения разнообразных комплексов МL₆^k+, выполненные в различных вариантах приближений, которые дают согласующуюся с диаграммой картину энергетических уровней.
            Из рис. 3 следует, что в комплексе, об­разованном сигма-лигандами и центральным атомом переходного ме­талла, имеется шесть связывающих (a_1g, t_1u, 1e_g) и три несвязыва­ющих (t_2g) валентных электронных уровня, на которых можно раз­местить 18 электронов. Если каждый из шести лигандов октаэдрического комплекса вносит по 2 сигма-электрона, это означает, что устойчивой конфигурацией центрального иона или атома будет 6-электронная.
2. Привенение теории МО к координационным соединениям с лигандами, имеющими р- и пи-орбитали
            В общем случае, лиганды L, например галогены, могут образовывать связи с центральным ио­ном также за счет своих р-АО, оси которых ориентированы перпен­дикулярно связям М—L. При этом создается возможность пи-связывания двух типов. На рис. 4, а — в показаны два вида групповых пи-орбиталей лигандов. Групповые орбитали первого типа способны  образовать пи-МО комплекса при перекрывании с р-АО металла. Групповые орбитали лигандов (рис. 4, в) способны к перекры­ванию с t_2g-АО металла. Учет пи-связывания приводит к включению этих орбиталей в комплексах типа [CoF₆]^3- и других в связывающие и антисвязывающие комбинации с орбиталями лигандов, тогда как в комплексах типа [Co(NH₃)₆]³⁺   t_2g- орбитали имели несвязыва­ющий характер. Именно этот эф­фект объясняет возможность обра­зования дативных связей металла с лигандами, обусловливающих передачу электронной плотности с заполненных t_2g-АО металла на вакантные р-, а также пи*-орбитали лиганда.
            Другая особенность образования связей центрального атома металла с лигандами, обладающими р-рбиталями, состоит в том, что последние образуют отдельную систему р_пи-орбиталей t_2u -сим­метрии. Они вместе с сигма-орбиталями той же симметрии могут вза­имодействовать с р-АО (t_1u) центрального атома металла. Посколь­ку сигма-перекрывание намного больше, чем пи-перекрывание, можно в первом приближении пренебречь пи-взаимодействием и относить р_пи-ряд лигандных орбиталей t_1u -симметрии к несвязывающему типу.
            Это дает возможность рассматривать комплексы с заполненными электронами р-рбиталями (галогены) в рамках схемы на рис. 3.
            Наиболее важен эффект обобществления d-AO центрального атома металла с вакантными пи*-орбиталями таких лигандов (С = О, С = N) в карбонильных и цианидных комплексах. На рис. 5 показана структура одной из t_2g -МО гексакарбонила хрома, образующейся при перекрывании d_xy-AO металла с антисвязывающими пи*-МО оксида углерода. На рис. 6 дана корреляционная диаграмма МО гексакарбонила хрома, построенная с учетом пи- и пи*- орбиталей лиганда.
            Для большей ясности сигма-орбитали различных типов (рис. 3) представляются в виде одного общего уровня. Расщепления, вызыва­емые взаимодействиями АО металла с пи-орбиталями лигандов, которые можно скомбинировать в групповые орбитали, пользуясь правилами теории групп, сравнительно малы. Как и в случае лиган­дов с р-орбиталями, можно рассматривать эти взаимодействия (за исключением t_2g-пи-взаимодействия) как второстепенные по сравне­нию с взаимодействиями d-сигма типа. В то же время эффект приме­шивания пи*-орбиталей лиганда к орбиталям металла t_2g -ряда играет важную роль, он приводит к увеличению расщепления t_2g—е_g - уровней. Шесть СО-групп гексакарбонила хрома вносят 12 электронов неподеленных электронных пар, 24 пи-электрона, а атом хрома дает шесть электронов, т. е. всего имеется 42 электрона, заполняющих 21 связывающие МО (рис. 6).
3. Применение теории МО для описания строения пи-комплексов и металлоценов
            Особенная и чрезвычайно широкая область координационных соединений металлов представлена пи-комплексами — соединения­ми, в которых центральный атом образует многоцентровые связи с лигандами в результате обобществления своих d-орбиталей с делокализованными пи-орбиталями лигандов. Прототипом пи-комплексов являются более простые алкеновые комплексы металлов, первый представитель которых —  хлороплатинат К [С₂Н₄ •PtCl₃] — в виде кристаллогидрата был получен В. Цейзе еще в 1827 г. при кипячении в этиловом спирте платинохлористоводородной кислоты с последующим добавлением к раствору КСl.
            Природа связи в соли Цейзе XXV объясняется так называемой синергической моделью Дьюара—Чатта—Дункансона (1953), близ­кой по своей основной идее к описанию связывания в гексакар-бониле хрома (рис.7). Электронная плотность с высшей заполненной пи-МО этилена переносится на вакантную (sp_n) орбиталь металла (прямое донирова­ние XXVIa). Упрочнение связи достигается также за счет эффекта обратного донирования (дативной связи) — частичного переноса электронов с заполненной d-орбитали металла на вакантную пи*-МО этилена. Строгие расчеты хорошо согласуются с общей схемой XXVI формирования связи в пи-комплексе XXV и других подобных ему структурах. Отвлечение электронной плотности со связыва­ющей и частичное заселение антисвязывающей орбиталей этилено­вого фрагмента в XXV должно приводить к разрыхлению связи С = С в комплексе. Действительно, если частота валентного колеба­ния этой связи в молекуле этилена равна 1623 см^-1, а длина связи 0,1337 нм, то в соли Цейзе частота колебания связи понижается до 1511 см^-1 , а длина связи возрастает до 0,1354 нм.
              Еще более значительные изменения происходят в этиленовых тг-комплексах (рис.8.). Учитывая типы взаимодействий XXVIa,б, определяющих свя­зывание в пи-комплексах, можно подойти к решению вопроса о конформационной предпочтительности пи-комплексов. Например, для железокарбонильного комплекса XXVIII можно представить две альтернативные конформации, учитывая бисфеноидную геометрию фрагмента Fe (CO)₄ и предпочтительность экваториального положе­ния алкена (рис. 9.):
            На рис. 11 показана диаграмма орбитальных взаимодействий фрагментов для двух рассмотренных ориентации. Поскольку октаэдрическая симметрия уже не сохраняет­ся, t_2g -ряд соответствующим образом расщеплен.
            Можно видеть, что взаимодействия, реализующие связь ме­талл—лиганд, отвечают схеме Дьюара—Чатта—Дункансона. Одна­ко оба типа связывающих эффектов — прямое и обратное дониро­вание — возможны только в конформации XXVIIIa, тогда как в ко­нформации XXVIII6, отличающейся поворотом одного из фрагмен­тов в экваториальной плоскости на 90°, исчезает d-пи^* -перекрывание. Это приводит к отсутствию обратного донирования, ослабляет связывание и дестабилизирует конформацию XXVIII6. По данным спектроскопии ЯМР, энергетический барьер для враще­ния фрагмента Fe (CO)₄ в XXVIIIa, связанный с прохождением через XXVIIIб, составляет 42—65 кДж/моль.
            Аналогичная схема связывания осуществляется и в пи-комплексах, образуемых более сложными сопряженными алкенами, таких, как, например, металлкарбонильные комплексы XXIX—XXXII (рис. 10.).
            Рис. 12 показывает схему орбитальных взаимодействий фраг­ментов в комплексе.             
            Особое внимание в ряду пи-комллексов привлекли так называ­емые металлоцены, или соединения с сэндвичевой структурой. Пер­вым известным металлоценом, полученным в 1951 г. Т. Кили и П. Посоном, стал ферроцен XXXIII (M-Fe), послуживший прото­типом для многих синтезированных впоследствии его аналогов. Аналогичное сэндвичевое строение было доказано и для хромоцена — дибензолхрома XXXIV и его аналогов. Объяснение природы связывания в молекуле ферроцена было дано впервые М. Дяткиной и Е. Шусторовичем (1959). Было пока­зано, что только пи-орбитали лигандов играют существенную роль в стабилизации сэндвичевой структуры комплекса.
            На рис. 13 показаны происхождение и последовательность валентных энергетических уровней в ферроцене XXXIII (M = Fe), а также в дибензолхроме XXXIV (М = Сг), получаемые на основа­нии теории орбитальных взаимодействий и подтвержденные данны­ми многочисленных полу эмпирических и неэмпирических расчетов.
            Восемнадцать валентных электронов ферроцена (восемь от цент­рального атома d⁶s²) заполняют все нижние уровни вплоть до е_2g. Связи между металлом и кольцами обусловливаются МО а_1g и е_1g. Вид некоторых МО ферроцена показан на рис. 14.
            Электронное строение других металлоценов XXXIII и XXXIV описывается той же схемой МО, что и представленная на рис. 13. Тип связывания, реализованный в металлоценах XXXIII, XXXIV и обусловленный d—пи-взаимодействиями, осуществляется и для более сложных ценовых, так называемых трехпалубных струк­тур.
            Аналогичный характер имеют орбитальные взаимодействия, определяющие устойчивость сэндвичевых комплексов лантаноидов и актиноидов. Поскольку для этих элементов активными валент­ными орбиталями являются орбитали f-типа с квантовым числом 1=3, подходящие по симметрии пи-орбитали циклического лиганда должны обладать уже не одной узловой плоскостью (как е₁ и е₂-МО циклопентадиена, комбинирующие с d-AO металла), а двумя. Это возможно лишь для циклических полиенов больших размеров, на­пример для циклооктатетраена.
4. Правило 18 электронов
            Анализ корреляционной диаграммы МО типового октаэдричес-кого комплекса ML₆, в котором М — атом переходного металла (см. рис. 3), показывает, что в комплексе имеется девять низ­колежащих валентных МО (шесть связывающих и три несвязыва­ющих), которые могут быть заселены 18 электронами. Диаграмма на рис. 11.13 относится к простейшему случаю лигандов L, образу­ющих двухцентровые двухэлектронные связи. Как и в случае сигма-лигандов с р- и пи-орбиталями (например, С1^-, СО, ...), именно двухцентровые двухэлектронные связи М—L определяют общую стабильность комплекса и можно ограничиться подсчетом электро­нов только на орбиталях этих связей. Из рис. 6 вытекает, что число электронов на таких орбиталях вместе с электронами на несвязывающих d-орбиталях металла также равно 18. Можно, та­ким образом, подойти к формулировке общего, весьма важного в химии координационных соединений «правила 18 электронов»: в устойчивых комплексах переходных металлов ML, общее число электронов на связях М—L и несвязыва­ющих электронов металла равно 18.
            Это правило можно трактовать как стремление цент­рального атома металла иметь замкнутую электронную оболочку соответствующего атома инертного газа. Мо­жно представить и другое общее объяснение, позволя­ющее одновременно предсказать важные исключения из данного правила. На рис. 18,а приведена обобщенная диаграмма орбитальных взаимодействий валентных р-, s-, d-орбиталей (общее число которых равно 9) с n симметризованными сигма-орбиталями лигандов L в комплексе ML_n. Подходящие по симметрии n-орбитали централь­ного атома (можно рассматривать их как соответст­вующие d^x s^y p^z  -гибридные орбитали) образуют с орбиталями лиганда n связывающих и n антисвязывающих МО, а (9 — n) d-орбиталей металла, имеющих отличную симметрию, образуют несвязывающий уровень. Очеви­дно, что на связывающих и несвязывающих уровнях можно разместить 18 электронов.
            При практическом использовании правила 18 электронов прене­брегают всеми другими орбитальными взаимодействиями, кроме сигма-связывания, и каждый лиганд рассматривается как вносящий два электрона в валентную оболочку комплекса. Таким образом, объ­единяются и обычные сигма-лиганды (NR₃, РRз, Н₂О, CH₃^-), и сигма-лиганды
с р—d-донорным эффектом (Сl^-, ОН^-), и сигма-лиганды с d-пи^* -акцеп­торными свойствами (СО, CNR, CR₂, NO⁺). Кроме того, пи-лиганды рассматриваются аналогичным образом как льюисовские основа­ния, причем число вносимых ими электронов приравнивается к чис­лу электронов на связывающих и несвязывающих пи-МО. Это число можно оценить соглас­но рис.15.
           Для металла подсчитываются все электроны на s-, р-, d-оболочках и учитывается общий заряд комплекса.
           Нетрудно проверить выполнение правила 18 электронов для большинства рассмотренных выше пи-комплексов, например фер­роцена (M = Fe), хромоцена (М = Сг). В отличие от последнего в валентной оболочке рутеноцена в структуре D_6h-симметрик (M = Ru) содержалось бы не 18, а 20 электро­нов (Ru — d⁶s², 8 электронов и по 6 электронов от каждого бензольного кольца). Чтобы иметь в валентной оболочке 18 электронов, структура рутеноцена должна быть искажена таким образом, чтобы одно из бензольных колец участвовало в связыва­нии лишь двумя пи-связями. Именно такая структура XXXVIII найдена для перметильного производного рутеноцена (рис. 16). В отличие от неполярного симметричного хромоцена IX молекула XXXVIII характеризуется достаточно высоким дипольным моментом 2,03 D в растворе. Другой аналогичный пример — искажение пятичленного циклопентадиенового кольца в сэндвичевом вольфрамдикар-бонильном комплексе XXXIX (рис. 16), позволяющее вывести одну пи-связь (два электрона) из общего связывания. Атом вольфрама вносит шесть, два карбонильных лиганда — четыре, плоский циклопен-тадиенильный фрагмент — пять, а деформированный — три элект­рона.
            Необычная структура карбонила кобальта Со₂(СО)₈ также объясняется тем, что в ней достигается 18-электронная конфигура­ция валентной оболочки. Мостиковые карбонильные группы об­разуют многоцентровые связи, при формальном рассмотрении они отдают по одному электрону на оболочку каждого атома кобальта. Диамагнетизм Со₂(СО)₈ свидетельствует о спаривании электронов кобальта и образовании связи Со—Со. Действительно, расстояние Со—Со составляет, по данным рентгеноструктурных исследований, всего 0,25 нм. Аналогичным образом, в комплексе XJLII сле­дует ожидать наличия двойной связи Rh=Rh (рис. 17).
            Правило 18 электронов имеет немало исключений, и его следует рассматривать только как один из факторов, способствующих об­разованию стабильной структуры координационного соединения. Отклонения от правила связаны часто с пространственными ограни­чениями, не допускающими координации центральным атомом не­обходимого для заполнения 18-электронной оболочкой числа лигандов. Например, ясно, что ион V³⁺ (d²) должен координировать восемь двухэлектронных лигандов, чтобы заполнить валентную оболочку полностью. Однако пространственные возможности до­пускают только октаэдрическую координацию. Особенно важным отклонением от требований правила 18 элект­ронов являются плоскоквадратные тетракоординированные и плос­кие трикоординированные комплексы. Как следует из схемы ор­битальных взаимодействий, приведенной на рис. 18, а—в, в обоих этих случаях р_z -АО центрального атома остается отключенной от связывания с лигандами, так как ее узловая плоскость совпадает с плоскостью, в которой располагаются оси сигма-орбиталей лигандов L. Из рисунка следует, что при этом образуется в сумме только восемь связывающих и несвязывающих орбиталей комплекса, на которых могут разместиться лишь 16 электронов. Следовательно, в случае плоских тетра- и трико-ординированных структур переходных металлов устой­чивой является 16-электронная конфигурация.
            Действительно, рассмотрим электронную конфигурацию цент­рального атома Pt в соли Цейзе XXV. Этиленовый пи-лиганд и три сигма-лиганда С1^- дают каждый по два электрона, т. е. всего восемь электронов, в валентную оболочку. Учитывая заряд комплексного аниона —1, заряд центрального иона (или число окисления цент­рального атома) определяют как — 1 —(—3)= +2. Ион Pt²⁺(d⁸) дает в валентную оболочку восемь электронов. Общая сумма валентных электронов, определяемая таким образом, равна 16 (8 + 8). Шестнад­цать электронов содержатся также в валентных оболочках плоских трикоординированных комплексов [Fe (SiNMe₂)₃], XXVII, и др.
                                             
                       
                                                                   Рис. 1.
                          
                                                                 
                                                                    Рис. 2.
             
                                                                    Рис.4.
                                          
                                                               Рис. 5.
         
        
                                                                     Рис. 3.
            
                                                                         Рис. 6.
                 
                                                                          Рис. 7.
   
                                Рис. 8.                                                                      Рис. 9.
                           
                                                                       Рис. 10.
         
                                                                       Рис. 11.
     
                                                                     Рис. 12.
           
                                                                    Рис. 13.
                               
                                                                     Рис. 14.
 
                                                                        Рис. 15.
                              
                                                                         Рис. 16.
                      
                                                                               Рис. 17.
             
 
                                                                         Рис. 18.