Равновесие ион металла лиганд

Функция ао указывает на характер распределения свободного (незакомплексованного) иона металла в растворе. Если комплексообразование в растворе отсутствует, то о принимает значение, равное единице, так как [М]т=[М]. Отсюда вытекает возможность графического изображения зависимости Ос от [М]т или [Ь]т в виде семейства кривых, характеризующих распределение компонентов (число кривых равно N+1). Такая зависимость хорошо иллюстрируется рис. 12.7. Функция ас используется и в недавно изданном атласе равновесий металл— лиганд в водном растворе с помощью этой функции можно сразу же оценить относительные доли каждой из форм, присутствующей в растворе [3]. [c.52]

Растения и животные содержат значительные количества катионов металлов и лигандов [1—5]. Жизненно важные катионы металлов, находящиеся в организме человека, и выполняемые ими функции кратко указаны в табл. 15.1 (понятие жизненно важный включает только те катионы металлов, которые присутствуют во всех здоровых тканях человека и диапазон концентраций которых довольно постоянен в каждой из тканей исключение таких катионов из организма приводит к воспроизводимым физиологическим аномалиям при последующем введении данного катиона металла прежние функции восстанавливаются), Основные лиганды, которые присутствуют в организме человека, перечислены в табл. 15.2. Из совместного рассмотрения данных, представленных в табл. 15.1 и 15.2, следует, что в процессе жизнедеятельности в организме человека важную роль играет ряд сложных равновесий металл — лиганд. Количество металла, которое может взаимодействовать с определенной функциональной группой лиганда (назовем ее В она может быть либо монодентатной, либо полидентатной), определяется выражением [c.276]

Как показало сравнение девяти систем металл — лиганд [10], ни один из этих экстраполяционных методов нельзя считать вполне надежным, так как значения термодинамических констант устойчивости, полученные экстраполяцией, очень различались между собой (наибольшее расхождение превышало 400%). График зависимости lg° от ионной силы для равновесия (1.25) иллюстрирует трудности, которые сопровождают любые экстраполяционные методы (рис. 1.3) [И]. [c.24]

Обычным приемом при исследовании равновесий в растворах является применение фоновых электролитов, таких, как перхлорат натрия, для поддержания постоянной ионной силы (см. разд. 1.5), а также растворов минеральных кислот или щелочей, позволяющих регулировать равновесия. Эти реагенты практически не поглощают в обычно используемой при исследовании равновесий области спектра от 200 до 800 нм. Эта область спектра соответствует рабочему диапазону большинства современных спектрофотометров, работающих в УФ- и видимой области. Основная часть равновесий в растворах, представляющих интерес для аналитической или неорганической химии, включает системы металл — лиганд в данной области спектра такие системы имеют интенсивное и характеристическое поглощение. [c.31]

Даже при умеренных концентрациях катионы металла или его анионные комплексы могут занимать заметную долю обменных участков ионита, находящегося в равновесии с раствором. Любое взаимодействие, приводящее к изменению относительного содержания свободных катионов или анионных комплексов в растворе, отражается па числе эквивалентов металла и лиганда, поглощенных ионитом. Определение отношения металл лиганд в фазе ионита в зависимости от концентраций взаимодействующих частиц в фазе раствора позволяет установить характер комплексов, присутствующих в фазе ионита, и дает некоторые сведения о составе преобладающих в растворе комплексов и их относительной устойчивости. Этот метод, [c.369]

Основное различие между протолитическим равновесием и равновесием с участием ионов металлов определяется тем, что ионы металлов обычно реагируют более чем с одним участком молекулы лиганда основной природы. Так, системы ион металла — лиганд могут быть описаны, если предположить ступенчатое образование комплексов МА, МАг. . . МА , где М — ион металла, А — лиганд и п — максимальное число лигандов, способных связываться с М. Для последовательного присоединения лигандов к ионам металла можно написать серию констант равновесия К1, К2 KJ . [МА]. [МАг] МА ] [c.23]

Несмотря на то что калориметрия успешно применяется во многих областях химии, этот метод еще не получил широкого распространения в исследовании реакций неорганических соединений в растворе. За последние 20 лет появилось много работ по определению констант равновесия взаимодействия металл—лиганд в водных растворах был предпринят ряд попыток установления механизмов неорганических реакций однако лишь в отдельных немногочисленных работах содержатся количественные данные для величин ДЯ и А5 реакций металл— лиганд. В литературе неоднократно отмечалось почти полное отсутствие систематических исследований в этой области. Только недавно некоторые группы исследователей приступили к накоплению термодинамических данных, представляющих интерес для неоргаников. [c.13]

Опубликованные значения ДЯс относятся к растворам с ионной силой р. от О до 4. Во многих случаях теплота ДЯс была определена при высоких значениях л, поскольку при той же ионной силе была измерена и константа устойчивости. В обширных обзорах [5—8] обсуждаются способы определения концентрационных констант равновесия (т. е. констант равновесия в растворе, где л имеет постоянное значение, большее нуля) при высокой концентрации электролита, считающегося инертным (так называемый метод постоянной ионной среды). Многие исследователи пользовались этим методом при изучении равновесий в растворе с целью преодоления трудностей, связанных с определением коэффициентов активности и вычислением термодинамической константы равновесия (т. е. константы равновесия при л = 0). Значения концентрационных констант равновесия, которые можно определить в растворе с постоянной ионной силой, пригодны дтя сравнения с другими константами, найденными при той же ионной силе в присутствии того же самого электролита. Однако с помощью значений концентрационной константы равновесия, энтальпии или энтропии, найденных при высокой ионной силе, очень трудно определить значения, относящиеся к стандартному состоянию с х = 0. В то же время лишь такие стандартные значения можно сопоставлять с другими термодинамическими данными при изучении энергии химической связи и строения комплексов. Методу постоянной ионной среды, применяемому для определения ДЯс, присущи три основных недостатка 1) дополнительно вводимый электролит в какой-то мере препятствует сольватации ионов металла, лигандов и комплекса, за счет чего система [c.16]

Система Н +/С1 представляет собой один из примеров неорганических систем, для которых метод термометрического титрования позволяет успешно исследовать прочность связей металл—лиганд. Прежде чем перейти к другим подобным системам, выясним критерии, определяющие вид термограммы. Форма термограммы, снимаемой методом термометрического титрования, зависит от следующих факторов 1) числа реакций, 2) соотношения между константами равновесия для этих реакций, 3) соотношения между теплотами реакций, 4) соотношения между концентрациями титранта и титруемого вещества, 5) скорости подачи титранта и 6) тепловых эффектов, обусловленных разностью температур титранта и раствора, потерями тепла в окружающую среду, теплотами разбавления и т. д. [c.36]

Область применения калориметрического метода определения констант равновесия можно также распространить и на системы металл—лиганд, в которых образуются сильные комплексы, а также на кислоты, значения р/С которых лежат в пределах 4—10. Один из возможных способов состоит в том, чтобы исследовать интересующую нас реакцию совместно с другой реакцией, для которой известны значения К и АЯ. Например, константу протонной ионизации НРОГ удалось определить путем совмещения этой реакции с реакцией между ионами Н и ОН , приводящей к образованию воды [72—74] (см. табл. 8). [c.54]

НО также и потому, что в гемопротеинах имеется необычайно тонкое равновесие между состояниями с максимальной и минимальной спиновой мультиплетностью. Можно предположить, что изменение спинового состояния железа определяется стереохимическими факторами. Изменение спинового состояния при переносе электрона между уровнями eg и t2g сопровождается изменением ионного радиуса катиона железа и изменением длин связей металл — лиганд. Как показано на примере простых неорганических комплексов [58], ионный радиус Fe(II) или Ре(И1) увеличивается примерно на 20% при переходе от низкоспинового состояния к высокоспиновому (табл. 3). Стереохимическое значение данного спинового состояния железопорфиринового комплекса, следовательно, заключается в том, что расположение катиона железа относительно плоскости координируемых атомов азота пиррольных колец порфирина зависит от длин связей железо — порфирин, изменяющихся по мере того, как меняется ионный радиус металла и взаимодействие металл-лиганд. Кроме того, поскольку связывание кислорода сопровождается изменением спинового состояния [105] и положение атома железа относительно плоскости порфирина должно коррелировать во времени и пространстве со связыванием молекулы кислорода, предполагается [103, 104], что изменение стереохимии железо-порфирина вызывает конформационные изменения, ответственные за кооперативное связывание кислорода. В этом и заключается биологическая роль электронной конфигурации атома железа в физиологической функции гемоглобина. [c.40]

Концентрационные константы равновесия можно определить, если известно среднее число координированных одним ионом металла лигандов п [c.126]

Радиохимическим методом изучена зависимость коэффициентов распределения 2г(1У), Н (IV) и КЬ (V) концентрации 1 10 М при извлечении из солянокислых растворов замещенными пиразолами от концентрации кислоты, природы разбавителя и структуры экстрагентов. Методом сдвига равновесия установлено соотношение металл — лиганд в экстрагируемых комплексах КЬ (V), Zr (IV) и Н1 (IV), Рис, 4, библ, 17 назв, [c.273]

Методом сдвига равновесия установлено, что при экстракции 1-10 М растворов серебра, ртути, золота из 0,1 М раствора хлорида натрия соединениями I—V в бензоле в экстрагируемых комплексах соотношение металла лиганд рав- [c.8]

Пусть амальгама металла М находится в растворе, содержащем ионы того же металла лиганд X и комплексы МХ, МХг, МХ . Как и ранее, будем предполагать, что между всеми видами ионов металла в растворе существует равновесие. Предположив, что ионы металла на электроде превращаются в атомы металла, одновременно приобретая 2 электронов, электродную реакцию, в которой участвует комплекс МХ , можно записать следующим образом [c.23]

В современных методах исследования комплексообразования ионоселективные мембранные электроды занимают столь же значительное место, что и металлические электроды. Ионоселективные электроды имеют несомненные принципиальные преимущества при изучении сложных равновесий, включающих несколько различных ионов металлов и лигандов. Тем не менее ограничивающим моментом может оказаться влияние всех участвующих в комплексообразовании компонентов на поведение и основные характеристики ионоселективных электродов. [c.116]

Равновесие реакции комплексообразования между ионами металла и подходящим лигандом при их определенном концентрационном соотношении,. Если лиганд обладает кислотно-основными свойствами, то устанавливается равновесие [c.113]

Данные об устойчивости комплексонатов железа (III) с НТФ весьма противоречивы так, в [348] для, [Fentph] " приводится значение lg/ ML=14,60 (при 20°С и (г = 0,1), а в [319]—21,37 (при 25 °С и (1 = 0,1) Встречаются значительные расхождения и для комплексонатов аминофосфоновых лигандов с другими катионами. Здесь уместно отметить, что для данного типа лигандов характерно медленное установление равновесий, особенно в гетерогенных системах. Например, для систем железо (III)— НТФ достижение равновесия раствор — осадок при комнатной температуре требует не менее 4 суток, а у некоторых комплексонатов алюминия— двух-трех недель [336]. Медленно устанавливаются равновесия и в гомогенных растворах. Пренебрежение указанным обстоятельством может приводить к значительным погрешностям в определении констант устойчивости. Другим источником ошибок может служить наличие почти у каждой системы металл — лиганд областей осадкообразования [c.197]

Однажды проблема констант устойчивости заинтересовала трех химиков. Первый из них сначала был химиком-неоргани-ком и занимался количественным описанием равновесий в системах металл — лиганд. Второй, химик-аналитик, работал в области спектрофотометрии и равновесий в растворах. Третий имел склонность к математике и интересовался построением моделей для ЭВМ. Результатом такого тройного союза, воодушевляемого доктором Д. Е. Роджерсом из химического отделения Саутгемптонского университета, стала настоящая книга. [c.8]

Применение конкурирующих ионов металлов. Довольно широко применяемый метод исследования равновесий, в котором используются данные по измерению pH, является одной из разновидностей более общего метода, основанного на введении в исследуемую систему второго иона металла. Как уже отмечалось в начале этой главы, возможность применения потенциометрического метода для исследования равновесий комплексообразования в системах металл — лиганд в основном определяется доступностью электрода, обратимого к одному из ионов. Если исследователи не располагают таким электродом, то иногда можно ввести в систему второй ион металла М", для которого имеется подходящий обратимый электрод, и затем потен-циометрически определить концентрацию М", не связанного в комплекс. Если константы устойчивости комплексов М" — лиганд известны или могут быть измерены, то, определив концентрацию свободного М" как функцию общей концентрации исследуемого иона металла М и общей концентрации лиганда, можно оценить константы устойчивости системы М — лиганд. Очевидно, что метод, основанный на измерении pH, представляет частный случай данного метода и поэтому ограничения первого распространяются и на метод, в котором используется конкуренция ионов металлов. [c.130]

Основная область научных исследований — химия переходных металлов. Разработал стереохимию комплексов с кратной связью металл — лиганд. Открыл стерео-специфические реакции цис-эффект, реакцию протонизации с дислокацией лиганда, хелатную изомерию. Один из создателей модели транс-влтпия в гексако-ординационных комплексах переходных металлов и ( с-влияния лигандов в комплексах непереходных элементов. На основе реакций перераспределения лигандов открыл равновесия изомеров комплексов фосфора, мышьяка, сурьмы, ниобия, тантала и иода. Развил стереохимию второй координационной сферы. Обобщил данные о кислотно-основных взаимодействиях фторидов в неводных средах. Получил ряд новых классов тугоплавких веществ, в том числе высокотемпературные аналоги фос-фонитрилхлоридов. [c.87]

При образовании комплекса основной вклад вносится АЯ , главным образом за счет различия в энергиях разрывающихся связей металл — кислород и образующихся новых связей металл — лиганд. Экспериментальным исследованием изменения энтальпии для различных реакций, приведе лных выше, так же как и для большого числа других, было показано, что различие энтальпии между внутрикомплексными и обычными системами нельзя приписать вообще только эффекту образования циклоз. Следовательно, хелатный эффект должен быть главным образом энтропийным эффектом, и из измеренных значений констант равновесия и энтальпий можно вычислить значения AS . Общий вывод, как и следовало ожидать, заключается в том, что увеличению числа хелатных связей соответствует возрастающее положительное значение AS при образовании комплексов. [c.185]

Калориметрические данные в сочетании со значениями свободной энергии реакций в водных и неводных растворах позволяют получить полезные сведения о соотношениях, существующих между величинами энтальпии и энтропии реакции и константой равновесия. Такие сведения часто очень нужны для интерпретации закономерностей, наблюдаемых для устойчивости ряда комплексов. Однако не всегда понимают, что на основании одних только значений ДЯс и Д5с для реакции в растворе, как правило, нельзя сделать почти никаких выводов об истинных причинах наблюдаемой в ряду зависимости, поскольку эти значения содержат члены, которые трудно выделить и еще труднее оценить количественно. Например, теплоты гидратации многих двухзарядных ионов металлов имеют величину порядка 500 ккал/моль (см. табл. 3). Во всякой реакции, где лиганд замещает молекулу воды, важную роль играет некоторая неизвестная доля этой теплоты гидратации, причем эта доля может оказаться неодинаковой для различных ионов металлов. Поскольку наблюдаемые значения ДЯ образования комплексов металлов в водном растворе обычно в 10—100 раз меньше теплоты гидратации, они могут оказаться намного меньшими, чем неопределенность в значениях теплот гидратации. Иногда закономерности в значениях ДЯс оказываются достаточно явными, и на их основании удается обнаружить интересные корреляции для данного ряда ионов в данном растворителе однако сами по сеЗе эти значения совершенно недостаточны для того, чтобы судить об относительной или абсолютной прочности связей металл—лиганд. Не располагая сведениями о величинах ДЯ% или ДЯдо для термодинамических циклов, описанных в разд. II, бессмысленно обсуждать такие вопросы, как, например, наличие или отсутствие п-связи, резонанс, стери-ческие факторы и т. д. В настоящее время имеется очень мало количественных данных, позволяющих проводить вычисление энергетических членов, указанных в разд. II. Несомненно, эта область исследований должна развиваться в будущем, так как значения энергетнческихсоставляющих ДЯс необходимы для изучения энер- [c.63]

Атомы молибдена в дианионном комплексе XV6 (R = Og ) находятся в искаженном октаэдрическом окружении, в котором молекула цистеина выступает в качестве тридентатного лиганда. Связь Мо —О в транс-положении относительно атома серы несколько длиннее, чем связь Мо—О в транс-положении относительно атома азота (соответственно 195 и 191 пм). Хотя это различие невелико, оно может быть структурным проявлением лабилизующего влияния цистеинового лиганда на кислородный мостик. Такой эффект, как предполагается (разд. 15.2.2), определяет более высокую скорость восстановления ацетилена молибдено-цистеиновы-ми комплексами по сравнению с гистидиновыми комплексами. В соединении XVa (R = СО2С2Н5) атомы молибдена имеют одинаково искаженные тригональные бипирамидальные окружения. Длина связи Мо —S значительно короче, чем в случае дианиона XV6 (R = СО2 ) (238,5 и 249 пм соответственно). Было высказано предположение, что транс-влияние, на этот раз определяемое мос-тиковым кислородом дианиона, индуцирует удлинение связи Мо —S. Однако различная стереохимия этих двух молибденовых комплексов делает сомнительными подобные соображения. Кристаллические комплексы XII—XV диамагнитны, но в некоторых случаях водные растворы дают слабые сигналы ЭПР, указывающие на наличие небольшого количества парамагнитных частиц. Интенсивность сигнала ЭПР, отношение металл лиганд и даже выход реакции комплексообразования зависят от pH. Спенс и сотр. [116] обнаружили, что в области pH 4—6 Mo(VI) образует комплексы с L -цистеином состава Мо цистеин от 1 1 до 1 3. При pH 7,5 в фосфатном буфере заметного комплексообразования не обнаружено, происходит медленное восстановление с образованием Mo(V) с одновременным образованием комплекса Mo(V) — цистеин состава 1 2. Попытки получить комплекс 1 2 путем введения избытка лиганда в раствор комплекса состава 1 1 оказались безуспешными, откуда следует, что в растворе между этими комплексами нет динамического равновесия. [c.303]

Методом сдвига равновесия установлено, что соотношение металл лиганд в экстрагируемом комплексе при извлечении ниобия (V) из 4 М H2SO4 3,5-ди-н-гексил-4-н-пентилпира-золом в бензоле равно 1 1 (анионный комплекс ниобия катион пиразолия). [c.38]

Методом сдвига равновесия установлено, что соотношение металл — лиганд в экстрагируемых комплексах при извлечении 2г (IV), НГ (IV) и ЫЬ (V) из 10 М раствора соляной кислоты 1-бензил-3,5-ди-н-гексил-4-н-пентилпиразолом равно 1 2 (М Р2). [c.44]

М растворов ниобия (V) из сернокислых растворов 3,4,5-три-и 1,3,4,5-тетразамещенными пиразолами. Рассчитаны кажущиеся константы образования сернокислых солей пиразолов. Показана зависимость коэффициентов распределения N5 (IV) от ко1щеитрации серной кислоты, природы разбавителя и структуры экстрагентов. Методом сдвига равновесия установлено соотношение металл — лиганд в экстрагируемом комплексе НЬ (V). Рис. 6, библ. 18 назв, [c.273]

Л1етодом сдвига равновесия установлено, что в экстрагируемых комплексах Ag (1), Hg (II), Au (III) из 0,1 Ai Na(i i 3,4,5-тризамещенными пиразолами соотношение металл лиганд равно 1 I, а при экстракции Ag (I), Hg (И) из [c.10]

И лиганды 8-2-аминопропанол и з-г з-эфедрин (СвН5СН(ОН)СН(СНз)ЫН(СНз)) с отношением металл-лиганд 1 2 [68]. Авторы наблюдали три полосы со знаками +, —, +, причем спектр КД в случае комплекса с эфедрином был значительно интенсивнее, чем спектр соединения с 2-аминопропанолом. Молекулы воды, занимая положения 5 и 6, стабилизировали бы б-конформацию для обоих лигандов. В комплексе с эфедрином при этой конформации азот координируется стереоспецифически в к-конфигурации, и это, как полагают авторы, является причиной значительно больших эффектов Коттона, наблюдаемых в этом комплексе. К сожалению, какие соединения присутствуют в растворе, точно установлено не было. Даже хелатные соединения этих лигандов не очень устойчивы, а поскольку было использовано только одно соотношение металл—лиганд (1 2) и раствор был щелочным, не исключена возможность присутствия в растворе полиядерных комплексов с (х-гидроксо-мости-ками. Представляется очень неразумным публиковать спектры КД для подобных систем, предварительно тщательно не исследовав равновесие, существующее в растворе. Джиллард опу.бликовал также спектры КД водного раствора, содержащего медь(П) и /-пропилендиамин [66]. И в этом случае точный состав молекул в растворе не был известен. Две положительные полосы КД, наблюдаемые в области (1— -полосы поглощения, обусловлены главным образом конформациями хелатных колец. [c.270]

Посвящена применению полярографии в каталиметрии с целью проведения электродных индикаторных каталитических реакций и измерения их скорости по силе тока. Рассмотрены три наиболее распространенных типа электрокаталитических процессов разряд ионов металлов при катализе лигандом, выделение водорода и восстановление окислителей. Приведена подробная классификация по субстрату и катализатору. В анализе механизма процессов учитывались промежуточные реакции комплексообразования. Даны константы скорости объемного и поверхностного комплексообразования, протонизации, димеризации и OB взаимодействия, устойчивости комплексов и равновесия протонизации лигандов. [c.14]

Быстрая скорость обмена центра.чьных ионов — хорошее доказательство того, что два ко. шлекса. лабильны, по мед.чонный обмен не обязательно означает, что они инертны. Реакции, в которых происходит общий химический обмен, как в реакции (3.1), очень обычны, но они не полностью удовлетворяют опреде. гению лабильности. Отсутствие реакции не может рассматриваться как доказательство инертности комплекса ото может быть просто результатом неблагоприятного равновесия. Более того, некоторые кажущиеся просты.ми реакции замещения могут быть достаточно сложными и ступень реакции, определяющая скорость, может не быть мерой лабильности связи металл — лиганд. Однако следует подшить, что ско )ость реакции замещения будет по крайней. мере такой же быстрой, как и общая скорость, и, таким образом, очень быстрые реакции являются надежныд указаниед на лабильность кодшлекса. [c.129]

Расчет образования протонированных и смешанных гидроксо-комплексов. Используя условную константу устойчивости, определяемую уравнением (6), мы учитывали только те побочные реакции, которые оказывают влияние на концентрацию лиганда или иона металла. При обычных расчетах в аналитической практике с успехом применяют эти константы. Однако в случае хелатных комплексов следует учитывать образование комплексов металлов, содержащих протонированные лиганды они участвуют также в аналитической реакции. Аналогично этому смешанные гидроксо-комплексы образуются тоже почти во всех сложных системах. Например, в ходе титрования раствором ЭДТА могут образоваться комплексы М(Н ) в кислой среде и М(ОН) в щелочной среде. Так как соотношение металл лиганд в этих комплексах составляет 1 1, как и в комплексе МУ, то с точки зрения стехиометрии для аналитика не имеет значения образование протонированных или смешанных гидроксо-комплексов. Тем не менее, так как наличие этих комплексов непременно смещает равновесия, надо учитывать их при расчетах условных констант равновесия в тех случаях, когда константы используются в расчетах вместе с измерениями, проведенными в присутствии этих частиц. Следовательно, в таких случаях надо вывести значения а, относящиеся к цротонированным или смешанным комплексам [c.37]

Аминополикарбоновые кислоты (ЭДТА, нитрилотриацетат) используются для маскирования поливалентных металлов в нейтральной и щелочной средах. Если известно количество металла, который надо замаскировать, то по условным константам равновесия можно легко рассчитать минимальное количество маскирующего лиганда. Расчет упрощается благодаря тому, что эти лиганды образуют хелаты, в которых соотношение металл лиганд = 1 1, т. е. не возникает осложнений при поста-дийном образовании комплекса. Демаскирование тоже проходит без трудностей, если аминополикарбоновые кислоты осадить сильной минеральной кислотой или окислить перманганатом. [c.43]

Потенциометрические измерения позволяют определить активность или равновесную концентрацию компонентов, участвующих в реакции комплексообразования, или по изменению потенциала подходящего электрода проследить за их изменением, обусловленным этой реакцией. Существует несколько возможностей потенциометрического изучения процесса комплексообразования. В зависимости от применяемых электродов потенциалоп-ределяющими компонентами могут быть ионы металла-комплек-сообразователя, лиганда или частиц, находящихся в равновесии [c.107]

Здесь М и L — катионы металла и лиганды (заряды для простоты опущены). Равновесный состав комплексов зависит от природы ионов и концентраций. Константа равновесия каждой из стадий называется ступенчатой константой устойчивости Произведения сту1генчатых констант, например = Рг, Х1Х2>Сз = Рз называют общими константами устойчивости. Если наибольшее число лигандов (координационное число) равно п, то полная константа устойчивости Х,Х2. .. х = Р . [c.167]

В отличие от Си(ЫНз)4 ион o(NH3)g образуется труднее. Но если такой комплекс поместить в кислый раствор, то реакция, приводящая к образованию NH , длится несколько суток. Следовательно, координированные группы NH3 нелегко отделяются от металла. Комплексы, способные, подобно u(NHj)4 , к быстрому замещению лигандов, называются лабильными, а те комплексы, в которьк, как в Со(ЫНз) , замещение лигандов идет медленно, называются инертными. Различие между лабильными и инертными комплексами определяется тем, насколько быстро устанавливается равновесие в реакциях замещения лигандов, а не положением этого равновесия. Например, хотя комплекс Со(ЫНз) инертен в кислых водных растворах, консланта равновесия показывает, что этот комплекс не является термодинамически устойчивым в таких условиях [c.384]