Дисоціація комплексних сполук
У самому великому сенсі, категорія «дисоціація», яка використовується в фізико-хімічної термінології, визначає характер протікання розпаду складних з`єднань на елементи, що входять до складу цих сполук. Особливо виділяють велектролітичні дисоціацію, під якою розуміється процес розпаду складних з`єднань на іони, під впливом молекул розчинника. І ще одним, досить самостійним за своїми властивостями, видом дисоціації є дисоціація комплексних сполук.
Особливість цього процесу обумовлена тим, що сфери комплексних сполук вкрай різняться між собою за ступенем стійкості елементів. Тут мається на увазі, перш за все, розбіжність зовнішньої і внутрішньої сфер речовини. Його частинки, які розташовуються у зовнішній сфері, дуже слабо пов`язані з комплексним іоном тому, що їх зв`язок забезпечується тільки за допомогою електростатичних сил. Як результат - вони абсолютно легко відчіплюються основної речовини у водному розчині.
Така дисоціація комплексних сполук отримала назву первинної. Її відрізняють деякі особливості. Головною з них виступає те, що вона протікає у зовнішній сфері і завершується практично повністю, і цим схожа з процесом, який являє собою електролітична дисоціація комплексних сполук. Є й інший варіант її протікання. Наприклад, якщо ми спостерігаємо зворотній процес, при якому відбувається розпад внутрішньої сфери, то такий процес називається вторинна дисоціація комплексних сполук.
Характерною властивістю вторинної дисоціації є те, що між комплексним елементом речовини, лигандами і центральним іоном складається стан рівноваги. Прикладом може служити така реакція. Візьмемо розчин, в якому міститься комплексний іон [Ag (NH3) 2] +. Якщо на нього впливати краплею будь-якого хлориду, то очікуваного осаду ми не виявимо. Справа в тому, що, як правило, при взаємодії хлоридів зі звичайними з`єднаннями срібла з`являється осад у вигляді хлориду срібла. Стає зрозумілим, що в даному випадку, кількість іонів, яке міститься в розчині аміаку, замало. Воно таке, що навіть при внесенні в розчин надлишкових іонів хлориду, не дозволяє досягти рівня розчинності срібла. Однак, якщо потім в отриманий розчин додати іони калію, то в осаді ми отримаємо йодид срібла. Даний факт свідчить, що іони срібла, хоча і в малій кількості, але все-таки в цьому розчині присутні. Випадає осад, наявність якого говорить про те, що концентрація розчину цілком достатня для утворення осаду. Такий стан пояснюється тим, що рівень розчинності йодиду срібла набагато менше, ніж у хлориду срібла.
Згідно даним прикладом, можна зробити висновок про те, що дисоціація комплексних сполук в розчинах ґрунтується на закономірності дії електронних мас елементів, а тому може бути описана якоїсь константою рівноваги, що відбиває ступінь нестійкості іона. Дані константи дуже різні для різних іонів комплексних сполук. Причина такого розмаїття пояснюється тим, що вираження констант включають в себе концентровані іони і молекули. Ступені цієї концентрації можуть бути самими різними. Тому вони і визначають різноманітність констант нестійкості іонів.
Для такого явища, як дисоціація комплексних сполук, властива закономірність, яка полягає в тому, що чим менше рівень концентрації одержуваних в ході реакцій продуктів розпаду, тим більше стійким виступає саме комплексне з`єднання, а, отже, значення нестійкості іонів буде нижче. Частинки, які в розчинах проявляють більш високу стійкість, мають нижчими величинами константи нестійкості.
Як правило, в реальних розчинах має місце так звана ступінчаста дисоціація комплексу, тому що співвідношення присутніх в розчині комплексів різному. У цьому випадку значення сукупної константи нестійкості обчислюють шляхом множення значень констант всіх комплексів, представлених в цьому розчині.
