Некоторые константы диссоциации (нестойкости) комплексов

Некоторые константы диссоциации ( нестойкости ) комплексов 33 [c.33]

Расчеты растворимости осадков при образовании комплексов связаны с некоторыми затруднениями. Обусловлено это тем, что для многих комплексных соединений пока не установлены константы диссоциации (константы нестойкости или устойчивости). Кроме того, комплексные ионы, аналогично многоосновным кислотам, образуются и диссоциируют ступенчато. Состояние равновесия между отдельными формами комплексных групп зависит от концентрации лиганда и кислотности раствора. [c.176]

Значительная диссоциация и соответственно близкие значения констант нестойкости галогенидных комплексов обусловливают трудности установления констант диссоциации. Поэтому, несмотря на большое значение этой группы комплексов, точных величин констант не имеется. Ниже приведены приближенные значения ступенчатых констант некоторых роданидных комплексов. Так, для роданидных комплексов железа при ионной силе fx. равной 0,1, найдено экспериментально [c.241]

Значения констант нестойкости некоторых комплексных ионов приведены в приложении 5. Чем ниже константа нестойкости комплекса, тем прочнее комплекс, тем меньше концентрация в растворе простых ионов, образующихся при диссоциации комплекса. [c.239]

Комплексные соединения, образуемые трилоном Б с различными ионами, — комплексонаты — имеют различную прочность, которую количественно принято выражать константой нестойкости. Константой нестойкости К называют константу диссоциации комплексного иона. Чем меньше ее величина, тем устойчивее комплекс. Прочность комплексного соединения удобнее выражать величиной, равной отрицательному логарифму константы нестойкости (р/С). В этом случае получаются целые. положительные числа чем больше значение рК, тем выше прочность соответствующего комплекса. В табл. 4 приведены значения констант нестойкости (р/С) для некоторых комплексонатов. [c.61]

Здесь ТГкомплекс константа нестойкости комплекса, а — первая константа диссоциации лимонной кислоты. При весьма малых концентрациях, когда [КН ] и постоянны, на основе этого уравнения легко оценить влияние изменений концентрации на коэффициент распределения. Например, lg прямо пропорционален —lg [КН ], если все другие концен-трацш постоянны. Это подтверждается экспериментальными данными (рис. 3. 6). В ионообменной хроматографии при разделении редких земель элюированием цитратными буферными растворами коэффициент распределения, от которого зависит объем элюата для некоторого компонента (гл. 6. 2), мoнieт регулироваться также изменением величины pH и концентрации лимонной кислоты в элюенте. [c.78]

Сопоставление общпх констант нестойкости (сы. табл. 13] с константами диссоциации некоторых кислот подтверждает точку зрения Хайндмэна о соответствии между силой водородных кислот и прочностью комплексных ионов, образуемых Ри (IV) с их анионами. Как видно из табл. 13, Рп (IV) образует наиболее прочные комплексы с карбопат-ионами. [c.79]

Диссоциация комплексных ионов с образованихем соответствующих простых ионов (илн ионов н молекул ) подчиняется закону действия масс н может быть охарактеризована некоторой ко 1стантой, называемой константой нестойкости комплекса. Так, например, в случае комплекса [А Нз)2]+ имеем [c.117]

При химических взаимодействиях в растворах всегда образуются смеси электролитов и присутствуют различные ионы. Одни из них образуются в результате диссоциации сильных электролитов, другие — слабых электролитов. Некоторые ионы вступают в реакцию, при этом образуются новые малодиссоциированные соединения, малорастворимые осадки, комплексные соединения или продукты реакций окисления — восстановления. Таким образом, в процессе титрования растворы представляют собой сложные системы, в которых в ряде случаев имеется несколько химических равновесий, в том числе и автопротолиз растворителя. Концентрация ионов зависит от общего состояния системы в каждый момент титрования. Поскольку состояние системы определяется термодинамическими константами, характеризующими химические равновесия, эти величины могут служить критериями применимости методов. К ним относятся константы диссоциации кислот, оснований, амфолитов (в неводных растворах также константы диссоциации солей), константы автопротолиза растворителей, константы нестойкости комплексов, произведения активностей осадков, окислительновосстановительные потенциалы и т. д. Термодинамические величины характеризуют полноту протекания реакций, а следовательно, и значения равновесных концентраций ионов. Теоретические кривые титрования дают возможность устанавливать, при каких значениях указанных констант кривые кондуктометрического титрования имеют излом, позволяющий найти точку эквивалентности. При этом реакции не обязательно должны протекать практически до конца, так как смещение ионных равновесий происходит в продолжение всего процесса титрования. Поэтому в основу кондуктометрических определений могут быть положены реакции в какой-то мере обратимые, что недопустимо в ряде случаев при использовании классических химических методов и некоторых физико-химиче-ских методов анализа. [c.38]

Для многих комплексов константы всех стадий равновесия неизвестны и экспериментально установлено лишь их произведение Снестойк- Расчеты, относящиеся к равновесиям диссоциации комплексов, обычно выполняются с использованием данных об их константах нестойкости, однако при этом следует учитывать, что последние являются произведениями ряда констант отдельных стадий. Такой подход вполне допустим при условии, что не сделано никаких ошибочных предположений об относительных концентрациях различных частиц в равновесном растворе. Так, например, было бы неправильно считать, что в равновесном водном растворе А (КНз)2 выполняется соотношение [КНз] = 2[Ag ], подобно тому как для водного раствора НзЗ в воде недопустимо считать [Н " ] = 2 [8 ]. Константы нестойкости некоторых комплексов при- [c.411]

Существенно новым в методике применения ионного обмена для исследования диссоциации комплексных соединений является предложенный недавно В, И. Парамоновой [13] метод кривых относительного поглощения комплексообразователя катионитом и анионитом. Этот метод позволяет полуколичественно определить области существования различных продуктов диссоциации комплексных соединений, установить их знак заряда в растворе, а в некоторых случаях и их состав, определить существование нейтральных комплексных моле1 ул и их концентрацию в растворе, а также определить константы нестойкости многих комплексов (в некоторых случаях и ступенчатые). [c.131]

Исходя из величин констант равновесия реакций образования пероксооксалатных комплексов уранила [1 ] и учитывая константы нестойкости оксалатных комплексов уранила [9], а также константы кислотной диссоциации перекиси водорода [10—13], можно оценить значение констант устойчивости некоторых пероксооксалатных комплексов уранила. [c.30]

Применяя для промьвки колонки раствор цитрата аммония при рН = 5,0, можно разделить барий и стронций. Все три иона, образующиеся при ступенчатой диссоциации лимонной кислоты, или два иона—при диссоциации винной кислоты, способны образовать комплексные ионы с разделяемыми катионами. При pH—7, например, лимонная кислота оказывается почти полностью диссоциированной до трехзарядных анионов. Процесс образования комплексов зависит от величины pH и концентрации ионов аммония. Комплексы, получаемые с различными катионами, имеют разные значения констант нестойкости при одном и том же значении величины pH. В качестве комплексообразователей, кроме лимонной и винной кислот и их солей, можно также применять молочную, сульфосалициловую, щавелевую кислоты и их соли, а также некоторые др гие вещества. Опыты показывают, что наиболее эффективного разделения ионов можно достигнуть при адсорбции смеси катионов в верхней части колонки (что гарантирует от проскока), применяя последующее последовательное извлечение ионов путем промывки колонки подходящими комплексообразующими реагентами. Улучшения разделения можно достигнуть, уменьшая скорость промывки, изменяя размер частиц сорбента, повышая температуру, изменяя высоту колонки, увеличивая обменную емкость сорбента (например, путем замены одного сорбента другим с более высокой обменной способностью). [c.111]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология