Разрушение комплексных ионов

Разрушение комплексного иона

Под разрушением комплексного иона понимают его разложение в растворе на составные части. Так как процесс диссоциации комплекс-ного иона является равновесным, то к нему применимо правило сдвига химического равновесия (принцип Ле Шателье).

Так, в равновесии:

+ ⇄ Ag+ + 2NH3

увеличение концентрации NH3 в растворе приводит к увеличению концентрации комплексного иона, а удаление NH3, наоборот, вызывает разложение комплекса. Таким образом, добиться разру-шения комплексного иона можно путем связывания продуктов диссоциации либо в более прочные комплексы (имеющие меньшую величину ), либо в малорастворимые соединения.

Пример 1. Можно ли разрушить комплексный ион + добавлением к его раствору HNO3, если (+) = 6,8×10-8, (NH4+) = 5,6×10-10?

Решение.

При добавлении сильной кислоты HNO3 в растворе возникают конкурирующие равновесия:

Ag+ + 2NH3 ⇄ +

NH3 + H+ ⇄ NH4+

Таким образом, добавление HNO3 приводит к разрушению комплексного иона + и образованию иона NH4+.

Решение.

В данном случае в растворе конкурируют равновесия:

Ag+ + 2CN- ⇄ -,

2Ag+ + S2- ⇄ Ag2S¯

Величины DG0 этих процессов зависят от значений константы нестойкости (устойчивости) комплекса и произведения раствори-мости осадка (см. уравнения (6) и (7) в главе «Гетерогенные равновесия»). Однако эти соотношения учитывают только термоди-намический фактор образования осадка или комплекса, но не всегда удовлетворяют кинетике протекающих процессов. Поэтому, в общем случае, сопоставление величин и ПР не является вполне корректным. Такое сравнение допустимо только в том случае, если эти величины отличаются на много порядков.

В данном случае величина ПР сульфида серебра на тридцать порядков меньше константы нестойкости (-), поэтому можно с уверенностью утверждать, что добавление Na2S приведет к разрушению комплекса и образованию осадка Ag2S.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *