Равновесия в растворах координационных соединений

В растворах координационных соединений могут происходить разнообразные превращения, определяемые природой как комплексной частицы, так и растворителя. В водных растворах координационные соединения подвергаются электролитической диссоциации. При этом различают первичную диссоциацию (по типу сильных электролитов):

[Ag(NH₃)₂]Cl → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^–

(внешнесферное равновесие),

и вторичную диссоциацию (по типу слабых электролитов):

[Ag(NH₃)₂]⁺ [Ag(NH₃)]⁺ + NH₃,

[Ag(NH₃)]⁺ Ag⁺ + NH₃,

в суммарном виде:

[Ag(NH₃)₂]⁺ Ag⁺ + 2NH₃

(внутрисферное равновесие).

Ионы внешней сферы, образующиеся в растворе в результате первичной диссоциации, можно легко обнаружить обычными методами химического анализа. Составные же части комплексного иона химическими методами не обнаруживаются.

Например, если в раствор красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆] добавить щелочь, то выпадения бурого осадка Fe(OH)₃ не происходит, т.к. в растворе ионы Fe³⁺ присутствуют в ничтожном количестве из-за вторичной диссоциации комплексного иона.

Для описания устойчивости координационных соединений в водных растворах используют константу устойчивости К – величину, характеризующую глубину протекания равновесия образования комплекса.

Термин «константа устойчивости» применяется потому, что большей величине константы соответствует большая концентрация комплекса при равновесии, она является мерой ассоциации частиц и применяют ее обычно для описания равновесия образования комплексов. Например, для равновесия:

M ^{z +} + L ML ^{z +},

константа устойчивости определяется как отношение концентрации комплексной частицы к произведению равновесных концентраций исходных иона металла и лиганда:

.

Как следует из представленного выражения, размерность величин констант равновесия К, обратна размерности концентрации.