КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ Диссоциация комплексных ионов

Рациональное использование комплексообразования в аналитической химии стало возможным с тех пор как было показано, что процесс этот обратимый и подчиняется закону действия масс. В дальнейшем были определены константы диссоциации, или, как их обычно называют, константы нестойкости многих комплексных ионов. Используя эти константы, можно путем подсчетов, аналогичных тем, которые были разобраны для случая слабых кислот и оснований, установить концентрации компонентов диссоциации комплекса найти пути снижения или увеличения этих концентраций в той же мере, в какой это необходимо по условиям анализа наконец, связать любое равновесие комплексообразования с любым другим равновесием, в котором участвуют простые ионы или молекулы, образующие комплексный ион. Значения констант нестойкости (К) ряда комплексных ионов и показателей нестойкости (р/С = —приведены в табл. IV. Чем больше показатель и чем меньше константа нестойкости комплексного соединения, тем оно устойчивее, тем меньше частиц, его составляющих, находится в равновесном растворе. [c.109]

Ионы многопротонных кислот встречаются во многих различных реакциях, нашедших применение в аналитической химии. Например, в реакциях растворения труднорастворимых сульфидов металлов принимает участие ион 5" а в реакциях комплексообразования часто используют свойства четырехпротонной этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА), которая реагирует с ионами металлов, образуя прочные комплексные соединения. В реакциях этого рода аналитика интересуют концентрации того аниона, который реагирует с ионами металла, при различных значениях pH. В расчетах концентраций очень полезно знать коэффициенты побочных реакций (разд. 1-4). Они позволяют легко вычислять значения действительных констант равновесия сложных реакций, так называемых условных констант. Коэффициенты побочных реакщш, рассчитанные для конечных продуктов диссоциации многопротонных кислот, представляют собой просто обратные величины их мольных долей. Так как единственным фактором, определяющим в таких случаях значения мольных долей, является концентрация ионов Н3О+, т.е. pH среды, то полезно представлять вычисленные данные в виде таблиц или графиков. [c.129]

КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ 46. Диссоциация комплексных ионов [c.206]

Если под раствором имеется осадок какого-либо труднорастворимого электролита, то концентрация его ионов определяется величиной произведения растворимости (V 6). Как только для одного из иих она почему-либо уменьшится, соответственная часть осадка переходит в раствор. Поэтому, вводя в жидкость над осадком те или иные вещества, образующие с одним из его ионов комплексные соединения, можно во многих случаях достичь растворения осадка за счет комплексообразования. Добиться, этого тем легче, чем больше отвечающая данному осадку величина произведения растворимости. Например, Ag l (ПР = 1 10 ) легко растворяется в избытке аммиака, тогда как Agi (ПР = 4 10 ) в нем практически нерастворимо. Последнее обусловлено тем, что отвечающая произведению растворимости Agi концентрация Ag- меньше, чем то соответствует диссоциации сравнительно нестойкого комплексного иона [.4g(NH3)2]. Однако, заменяя аммиак на K N, можно добиться растворения и Agi, так как в этом случае та же самая концентрация Ag уже достаточна для образования гораздо более устойчивого комплексного иона [Ag( N)2]. Растворение осадков в результате комплексообразования часто используется аналитической химией. [c.413]