Законы электролиза (м. Фарадей)

1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества пропорционально количеству протекшего через раствор электричества и практически не зависит от других факторов.

2. Равные количества электричества выделяют при электролизе из различных химических соединений эквивалентные количества веществ.

3. Для выделения из раствора электролита одного грамм-эквивалента любого вещества нужно пропустить через раствор 96500 кулонов электричества.

Исходя из этой формулы, можно производить ряд расчетов, связанных с процессом электролиза, например:

1. Вычислять количества веществ, выделяемых или разлагаемых определенным количеством электричества;

2. Находить силу тока по количеству выделившегося вещества и времени, затраченному на его выделение;

3. Устанавливать, сколько времени потребуется для выделения определенного количества вещества при заданной силе тока.

Пример 1

Сколько граммов меди выделится на катоде при пропускании через раствор сернокислой меди СuSO₄ тока силой 5 ампер в течение 10 минут?

Решение:

Определим количество протекшего через раствор электричества:

Q = I • t,

где I – сила тока в амперах;

t – время в секундах.

Q = 5A • 600 с = 3000 кулонов

Эквивалент меди (ат. масса 63,54) равняется 63,54 : 2 = 31,77 . Следовательно, 96500 кулонов выделяют 31,77 г меди. Искомое количество меди:

m = (31,77 • 3000) / 96500 » 0,98 г

Пример 2

Сколько времени нужно пропускать через раствор кислоты ток силой 10 ампер, чтобы получить 5,6 л водорода (при н. у.)?

Решение:

Находим количество электричества, которое должно пройти через раствор, чтобы из него выделилось 5,6 л водорода. Так как 1 г-экв. водорода занимает при н. у. объем 11,2л, то искомое количество электричества

Q = (96500 • 5,6) / 11,2 = 48250 кулонов

Определим время прохождения тока:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 с = 1 ч 20 мин 25 с

Пример 3

При пропускании тока через раствор серебряной соли на катоде выделилось за 10 мин. 1 г серебра. Определите силу тока.

Решение:

1 г-экв. серебра равен 107,9 г. Для выделения 1 г серебра через раствор должно пройти 96500 : 107,9 = 894 кулона. Отсюда сила тока

I = 894 / (10 • 60) » 1,5A

Пример 4

Найти эквивалент олова, если при токе 2,5 ампера из раствора SnCl₂ за 30 мин. выделяется 2,77 г олова.

Решение:

Количество электричества, прошедшее через раствор за 30 мин.

Q = 2,5 • 30 • 60 = 4500 кулонов

Так как для выделения 1 г-экв. требуется 96500 кулонов, то эквивалент олова.

Э_Sn = (2,77 • 96500) / 4500

Лекция 12. Координационные соединения.

В простейшем случае под координационными понимают соединения, образующиеся при взаимодействии более простых неизменных частиц (атомов, ионов или молекул), каждая из которых способна существовать независимо в обычных условиях. Соответственно реакции, в результате которых образуются координационные соединения, носят название реакций комплексообразования.

Например, ион Cu²⁺ взаимодействует в растворе с молекулами NH₃ по обратимой реакции с образованием сложного катиона:

Cu²⁺ + 4NH₃ [Cu(NH₃)₄]²⁺,

а ион Fe²⁺ легко присоединяет цианид-ионы, образуя сложный анион:

Fe²⁺ + 6CN^ [Fe(CN)₆]^4.

Кроме того, две молекулы BF₃ и NH₃ могут взаимодействовать с образованием более сложной частицы:

BF₃ + NH₃ [B(NH₃)F₃].

Образовавшиеся соединения в результате таких реакций приобретают новые свойства, в частности, например, совершенно иную окраску, растворимость и способность взаимодействовать с различными реагентами.

Координационные соединения используются практически во всех областях химии и во многих технологических процессах (рис.).

Рис. Схема, иллюстрирующая современные пути использования координационных соединений в промышленности и научных исследованиях

Координационными называют соединения, содержащие в одном из агрегатных состояний группу ионов или нейтральных молекул (лигандов), в определенном порядке размещенных (координированных) вокруг центрального атома (иона) – комплексообразователя, в качестве которого в большинстве случаев выступает атом металла.

Система комплексообразователь – лиганды называется внутренней координационной сферой, обычно отделяемой квадратными скобками от внешней координационной сферы:

K₄[Fe(CN)₆], [Cr(NH₃)₆]Cl₃, [PtCl₂(NH₃)₂], [Cr(CO)₆].

Внешнюю координационную сферу составляет определенное количество противоположно заряженных частиц, а иногда и дополнительное количество молекул. Например, в тригидрате гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆]·3H₂O роль комплексообразователя выполняет железо(II), а в роли лигандов выступают шесть одинаковых цианогрупп CN^–. Вместе атом железа(II) и шесть цианогрупп образуют внутреннюю координационную сферу комплекса, что в написанной формуле обозначено квадратными скобками. Во внешней сфере в данном случае находятся четыре иона калия, компенсирующие отрицательный заряд внутренней сферы [Fe(CN)₆]^4–, и три молекулы воды.

К важнейшим параметрам координационных соединений относятся заряд комплекса, координационное число и дентатность лигандов (координационная емкость).

Рис. Терминологическое описание строения координационных соединений

Заряд комплекса (комплексной частицы) определяется алгебраической суммой зарядов центрального атома – комплексообразователя и координированных вокруг него лигандов.

Например, для [Pt⁴⁺Cl₆^–]^z заряд z = 4 + 6·(–1) = –2; для [Ag⁺(CN)₂^–]^z заряд z = 1 + 2·(–1) = –1 и т.д.

О заряде комплексной частицы можно также судить по суммарному заряду частиц во внешней сфере комплекса: он равен суммарному заряду во внешней сфере с противоположным знаком. Например, для К₄[Fe(CN)₆] заряд комплексной частицы z = –4·1 = –4.

Координационное число (КЧ) определяется количеством лигандов, непосредственно присоединенных к центральному атому. КЧ зависит от характеристик как центрального атома – комплексообразователя, так и лигандов, а также от характера и направленности связей между ними в пространстве. Между значениями координационного числа и степенью окисления элемента-комплексообразователя существует определенная зависимость (табл. 9.1).

Таблица. Наиболее распространенные координационные числа (в скобках приведены координационные числа, реализуемые относительно реже).

Степень окисления центрального атома	Координационные числа	Примеры
+1 +2 +3 +4	2 (3) 4 (6) 6 (4) 6 (8)	[Ag(NH3)2]+, [Cu(CN)2], [IBr2] [Zn(NH3)4]2+, [PtCl4]2, [Pd(NH3)2Cl2]0, [ZnI4]2, [Cu(NH3)4]2+, [Fe(H2O)6]2+, [Mg(H2O)6]2+, [Ni(H2O)6]2+. [Co(NH3)6]3+, [Cr(OH)6]3[AlF6]3, [Fe(CN)6]3 [PtCl6]2,

Известны комплексообразователи, которые обладают практически постоянным координационным числом в комплексах разных типов, например, Co(III), Cr(III) или Pt(IV) с КЧ 6 и B(III), Pt(II), Pd(II), Au(III) с КЧ 4. Тем не менее большинство комплексообразователей имеет переменное координационное число. Например, для Al(III) возможны КЧ 4 и КЧ 6 в комплексах [Al(OH)₄]^- и [Al(H₂O)₂(OH)₄]^-.

Координационные числа 3, 5, 7, 8 и 9 встречаются сравнительно редко. Есть всего несколько соединений, в которых КЧ равно 12 – например, таких как K₉[Bi(NCS)₁₂].

Дентатность лигандов. Лиганды характеризуются дентатностью, под которой подразумевается число связей между лигандом и центральным атомом – комплексообразователем. Различают моно-, би- и, в общем случае, полидентатные лиганды.

К числу монодентатных лигандов, т.е. занимающих одно координационное место во внутренней сфере комплекса, относятся H₂O, NH₃, С₂Н₅ОН, другие полярные молекулы , однозарядные анионы CN^–, Hal^–, OH^– и т.п.

Бидентатными, занимающих два координационных места, являются еn (этилендиамин NH₂–CH₂–CH₂–NH₂), Gly (глицинат NH₂–CH₂–COO^–), двухзарядные анионы SO₄^2–, CO₃^2–, C₂H₄^2–, SО₃^2– и др.

Имеется большое количество полидентатных лигандов органической природы. Примерами могут служить тридентатный диэтилентриамин NH₂–CH₂–CH₂–NH–CH₂–CH₂–NH₂ и тетрадентатный лиганд НООС–CH₂–NH–CH₂–CH₂–NH–CH₂–СООН. Важными тетрадентатными лигандами являются порфирины, фталоцианины и их различные структурные аналоги.

С учетом дентатности координационное число комплексообразователя равно произведению числа лигандов во внутренней координационной сфере комплекса на их дентатность.

Таблица. Классические подходы к классификации координационных соединений

Классификационный признак	Типы	Примеры
Класс химического соединения	Соли Кислоты Основания	[Co(NH3)5Br]SO4, Pt(NH3)5Cl]Cl3 H[AuCl4], H2[SiF6] [Pt(NH3)4SO4](OH)2, [Ag(NH3)2]OH
Заряд комплексной частицы	Катионные Анионные Катион-анионные Нейтральные	[Cr(NH3)]Cl3 K4[Fe(CN)6] [Cr(NH3)6][Fe(CN)6] [PtCl2(NH3)2]
Природа координируемого лиганда	Аквакомплексы Гидроксокомплексы Аммиакаты (аммины) Ацидокомплексы Анионгалогенаты Катионгалогены Гидридные комплексы Карбонильные -комплексы Хелаты Полиядерные комплексы	[Be(H2O)4]SO4, [Cr(H2O)6]Cl3 К2[Zn(OH)4], Na[Al(OH)4] [Cu(NH3)4](OH)2, [Co(NH3)6]Cl2 K3[Co(NO2)6], K4[Fe(CN)6] Cs[I(I)2], NH4[ICl4] [ICl2][SbCl6], [BrF2][AsF6] Na[AlH4], К[BH4] [Cr(CO)6], [Mo(CO)6] [Fe(C5H5)2], [Cr(C6H6)] [Cr(en)2(Cl)2]Cl K4[Re2Cl8]K4[Cl4Re–ReCl4]

Номенклатура координационных соединений

Современная номенклатура комплексных соединений основана на рекомендациях IUPAC (Международный союз общей и прикладной химии).

Названия лигандов. Названия анионных лигандов получают концевую гласную -о, которой сопровождается название соответствующего аниона или корня названия аниона (табл.).

Таблица. Названия анионных лигандов

Лиганд	Название	Лиганд	Название
CH3COO- CN- CO32- C2O42- Cl- H+	ацетато циано карбонато оксалато хлоро гидридо	NO NO2- O22- OH- SO32- SO3S2-	нитрозо нитро пероксо гидроксо сульфито тиосульфато

Некоторые анионные лиганды имеют специальные названия, например O^2- - оксо, S^2- - тио, HS^- - меркапто.

Для названий нейтральных лигандов используются номенклатурные названия веществ без изменений (N₂ - диазот, N₂H₄ - гидразин, C₂H₄ - этилен и т.д.), за исключением: H₂O - аква, NH₃ - амин, NO - нитрозил, CO - карбонил, SO₂ - диоксосера, PF₃ - трифторофосфор.

Название комплексных анионов составляется из перечисления лигандов, корня латинского наименования центрального атома (иона) и суффикса –ат (табл.); в скобках римской цифрой обозначается степень его окисления или заряд координационного иона (по Штоку).

Например: [BF₄]^- - тетрафтороборат(III)-ион, [Al(H₂O)₂(OH)₄]^- - тетрагидроксодиакваалюминат(III)-ион, [VS₄]^3- - тетратиованадат(V)-ион, [Fe(CN)₆]^3- - гексацианоферрат(III)-ион, [Ag(SO₃S)₂]^3- - бис(тиосульфато)аргентат(I)-ион. Названия соединений, содержащих комплексные анионы, строятся следующим образом: K₂[HgI₄] – тетраиодомеркурат(II) калия, H[Sb(OH)₆] - гексагидроксостибат(V) водорода, K₂[CuCl₄] – тетрахлорокупрат(II) калия, [Cr(H₂O)₆]Cl₃ – хлорид гексааквахрома(III).

Таблица. Названия комплексных катионов некоторых элементов.

Элемент	Название	Элемент	Название
B Al Ti V Cr Mn Fe Co Ni	борат алюминат титанат ванадат хромат манганат феррат кобальтат никелат	Cu Zn Ag Sn Au Hg Pb Bi	купрат цинкат аргентат станнат аурат меркурат плюмбат висмутат

Названия комплексных катионов состоят из числа и названия лигандов и названия комплексообразователя.

Например, [Ag(NH₃)₂]⁺ - катион диамминсеребра(I), [Cr₂(NH₃)₉(OH)₂]⁴⁺ - катион дигидроксононаамминдихрома(III), [Mn(H₂O)₆]²⁺ - катион гексааквамарганца(II), [Pt(en)₂]²⁺ - катион бис(этилендиамин)платины(II). Названия соединений, содержащих комплексный катион, строятся следующим образом: [Hg₂(H₂O)₂](NO₃)₂ – нитрат диаквадиртути(II), [Mn(H₂O)₆] SO₄ - сульфат гексааквамарганца(II), [Ag(NH₃)₂]OH - гидроксид диамминсеребра(I), [Cr₂(NH₃)₉(OH)₂]Cl₄ - хлорид дигидроксононаамминдихрома(III).

Названия нейтральных комплексов, или комплексов без внешней координационной сферы, состоят из одного слова. Сначала указывается число и названия лигандов (для лигандов каждого вида отдельно), затем название центрального атома в именительном падеже. Например: [Al₂Cl₆] – гексахлородиалюминий, [Co₂(CO)₈] – октакарбонилдикобальт, [Fe(C₅H₅)₂] – бис(циклопентадиенил)железо, [Mo₆Cl₁₄] – 14-хлорогексамолибден, [Ni(CO)₄] – тетракарбонилникель, [Zn(py)₂Cl₂] –дихлоробис(пиридин)цинк.

Изомерия координационных соединений

Все многообразие координационных соединений обусловлено образованием изомеров – соединений, одинаковых по составу, но различающихся расположением лигандов вокруг центрального иона. Рассмотрим основные виды изомерии координационных соединений.

Гидратная изомерия обусловлена различным расположением молекул воды и анионных лигандов между внутренней и внешней координационными сферами.

Например, CrCl₃∙6H₂O в растворах существует, по крайней мере, в трех изомерных формах: [Cr(H₂O)₆]Cl₃ – трихлорид гексааквахрома (III) (фиолетовый цвет раствора), [CrCl(H₂O)₅]Cl₂∙H₂O – моногидрат дихлорид пентааквахлорохрома (III) (светло-зеленый), [CrCl₂(H₂O)₄]Cl∙2H₂O – дигидрат хлорид тетрааквадихлорохрома (III) (темно-зеленый). Количественный состав внешней координационной сфер по хлору можно наблюдать в простейшем эксперименте. Данные изомеры реагируют с раствором AgNO₃ с образованием разных количеств AgCl: при действии AgNO₃ фиолетовое соединение выделяет в осадок весь хлор, светло-зеленое – ²/₃, а темно-зеленое – только ¹/₃ хлора, имеющегося в соединении.

Ионизационная изомерия характерна только для комплексов катионного типа и вызвана различным распределением ионов между внешними и внутренними сферами комплексных соединений и, как следствие этого, различным характером электролитической диссоциации в растворах. Например, для соединения CoBrSO₄∙5NH₃ известны два изомера: [CoBr(NH₃)₅]SO₄, имеющий красно-фиолетовый цвет и [CoSO₄(NH₃)₅]Br – красного цвета.

Координационная изомерия проявляется в различном распределении лигандов во внутренних координационных сферах комплексов и присуща соединениям, состоящим из комплексного катиона и комплексного аниона, центральные ионы которых различны. Примерами координационных изомеров являются комплексы [Pt(NH₃)₄]∙[PdCl₄] и [Pd(NH₃)₄]∙[PtCl₄], [Co(NH₃)₆]∙[Cr(CN)₆] и [Cr(NH₃)₆]∙[Co(CN)₆] (при взаимодействии с AgNO₃ первое соединение дает осадок Ag₃[Cr(CN)₆], а второе – осадок Ag₃[Co(CN)₆]) и др. К координационным изомерам относятся также соединения, образованными ионами одного и того же металла, но в разных степенях окисления. Примерами тому могут служить комплексные частицы [PtPy₄]∙[PtCl₆] и [PtPy₄Cl₂]∙[PtCl₄].

Наряду с координационной изомерией, в химии координационных соединений существует понятие координационной полимерии, отражающее явление, при котором одному и тому же аналитическому составу соединения соответствует несколько веществ, отличающихся молекулярной массой или типом электролитической диссоциации. Например, комплексы [Pt(NH₃)₂Cl₂], [Pt(NH₃)₃Cl]∙[PtNH₃Cl₃], [Pt(NH₃)₃Cl]₂∙[PtCl₄], [Pt(NH₃)₄]∙[PtNH₃Cl₃]₂, [Pt(NH₃)₄]∙[PtСl₄] имеют один и тот же аналитический состав Pt(NH₃)₂Cl₂, но их молекулярные массы в 2 – 3 раза превышают молекулярную массу наиболее легкого комплекса. Эти соединения называют координационными полимерами.

Структурная изомерия наблюдается у комплексных частиц, в которых при одинаковых лигандах наблюдается разная конфигурация координационной сферы.

Например, комплекс следующего строения:

в твердом состоянии имеет плоское строение, а в неводных растворах существует равновесие между плоской и тетраэдрической конфигурацией. Обе конфигурации сильно отличаются по спектральным и магнитным свойствам: плоские комплексы низкоспиновые, а тетраэдрические – высокоспиновые.

Связевая изомерия проявляется у некоторых лигандов, например, у ионов CN^–, SCN^–, NO₂^–, имеющих несколько донорных атомов. Координация NO₂^– возможна как через атом азота, так и через атом кислорода. Комплексы первого типа называются нитро-, а второго – нитритокомплексами. Координация роданида возможна через азот и серу, а координация цианида – через азот и углерод. Такие лиганды называют амбидентатными, а комплексы, отличающиеся только способом присоединения амбидентатного лиганда, называют связевыми изомерами. Наиболее известна связевая нитрито-нитро-изомерия: при реакциях обмена комплексов кобальта(III) с нитрит-ионами вначале получаются нитрито-изомеры (напр., [Co(NH₃)₅ONO]²⁺, транс-[Co(NH₃)₂Py₂(ONO)₂]⁺ или цис-[Co(NH₃)₄(ONO)₂]⁺), имеющие розовую окраску. Со временем как в растворах, так в кристаллическом состоянии они переходят в желто-коричневые нитро-изомеры [Co(NH₃)₅NO₂]²⁺, транс-[Co(NH₃)₂Py₂(NO₂)₂]⁺ или цис-[Co(NH₃)₄(NO₂)₂]⁺.

Геометрическая изомерия состоит в различном пространственном расположении лигандов вокруг центрального иона в координационном полиэдре. Она преимущественно изучена на комплексах с координационным числом 4 (плоскоквадратные) и 6 (октаэдрические).

Например, катион дигидроксотетраамминкобальта(III) [Co(NH₃)₄(OH)₂]⁺ имеет два изомера:

цис-изомер транс-изомер

Оптическая изомерия характеризуется способностью соединения вращать плоскость поляризации плоскополяризованного света. Два изомера отличаются друг от друга направлением вращения плоскости поляризации: один называют правым, другой – левым изомером. Правые и левые изомеры оказываются зеркальными отображениями друг друга и не могут быть совмещены в пространстве.

Из двух геометрических изомеров диэтилендиаминбромохлороникеля (II) только цис-изомер может существовать в виде двух оптических модификаций. Изомеры такого рода называются энантиомерами:

L-изомер D-изомер

Равновесия в растворах координационных соединений

В растворах координационных соединений могут происходить разнообразные превращения, определяемые природой как комплексной частицы, так и растворителя. В водных растворах координационные соединения подвергаются электролитической диссоциации. При этом различают первичную диссоциацию (по типу сильных электролитов):

[Ag(NH₃)₂]Cl → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^–

(внешнесферное равновесие),

и вторичную диссоциацию (по типу слабых электролитов):

[Ag(NH₃)₂]⁺ [Ag(NH₃)]⁺ + NH₃,

[Ag(NH₃)]⁺ Ag⁺ + NH₃,

в суммарном виде:

[Ag(NH₃)₂]⁺ Ag⁺ + 2NH₃

(внутрисферное равновесие).

Ионы внешней сферы, образующиеся в растворе в результате первичной диссоциации, можно легко обнаружить обычными методами химического анализа. Составные же части комплексного иона химическими методами не обнаруживаются.

Например, если в раствор красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆] добавить щелочь, то выпадения бурого осадка Fe(OH)₃ не происходит, т.к. в растворе ионы Fe³⁺ присутствуют в ничтожном количестве из-за вторичной диссоциации комплексного иона.

Для описания устойчивости координационных соединений в водных растворах используют константу устойчивости К – величину, характеризующую глубину протекания равновесия образования комплекса.

Термин «константа устойчивости» применяется потому, что большей величине константы соответствует большая концентрация комплекса при равновесии, она является мерой ассоциации частиц и применяют ее обычно для описания равновесия образования комплексов. Например, для равновесия:

M^z+ + L ML^z+,

константа устойчивости определяется как отношение концентрации комплексной частицы к произведению равновесных концентраций исходных иона металла и лиганда:

.

Как следует из представленного выражения, размерность величин констант равновесия К, обратна размерности концентрации.

Реакции с участием координационных соединений

В лабораторной практике часто ставится задача определения состава соединения и его отнесения к двойным или комплексным солям. Например, при охлаждении водного раствора, содержащего хлориды калия и магния, кристаллизуется карналлит – двойная соль состава KCl∙MgCl₂∙6H₂O, которая в водном растворе диссоциирует согласно уравнению:

KCl∙MgCl₂∙6H₂O → [K(H₂O)₆]⁺ + [Mg(H₂O)₆]²⁺ + 3Cl^-.

Точно так же при растворении в воде двойной соли – алюмоцезиевых квасцов состава CsAl(SO₄)₂∙12H₂O происходит полная диссоциация:

CsAl(SO₄)₂∙12H₂O → [Cs(H₂O)₆]⁺ + [Al(H₂O)₆]³⁺ + 2SO₄^2-.

И в растворе, и в кристаллах (в узлах кристаллической решетки) у этого соединения обнаруживаются аквакомплексы [Cs(H₂O)₆]⁺ и [Al(H₂O)₆]³⁺. Поэтому координационную формулу этого соединения следует записывать как [Cs(H₂O)₆][Al(H₂O)₆](SO₄)₂, а называть его сульфатом гексаакваалюминия-гексааквацезия. Что же касается карналлита, его точное название хлорид гексааквамагния-калия, а формула – K[Mg(H₂O)₆]Cl₃.

В то же время при охлаждении водного раствора, содержащего хлориды калия и меди(II), кристаллизауется соединение, которое и в кристаллическом состоянии, и в растворе содержит комплексный анион [CuCl₄]^2-, полная константа образования К₄ которого равна 1,6∙10⁵. Следовательно, формулу кристаллизующегося в этом случае соединения надо записывать как K₂[CuCl₄] – тетрахлорокупрат(II) калия.

Таким образом, различие между комплексными соединениями и двойными солями состоит в том, что последние не координируют или очень слабо координируют анионные лиганды, и носит чисто количественный характер – они отличаются по значениям полных констант образования.

Простейшими способами получения координационных соединений являются реакции присоединения, замещения и отщепления лигандов. Реакции присоединения являются наиболее часто используемым методом получения комплексных частиц, например:

Cu²⁺ + 4NH₃ [Cu(NH₃)₄]²⁺,

Fe³⁺ + 6F^- [FeF₆]^3-.

В действительности, реакции присоединения являются реакциями замещения в комплексных аквакатионах слабо связанных с комплексообразователем молекул воды (для водных растворов):

[Cu(H₂O)₄]²⁺ + 4NH₃ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4H₂O,

[Fe(H₂O)₆]³⁺ + 6F^- [FeF₆]^3- + 6H₂O.

Образование координационных соединений в растворах возможно также и из нерастворимых солей катиона – комплексообразователя. Например, при добавлении водного раствора аммиака к белому осадку хлорида серебра(I) образуется бесцветный устойчивый ион диамминсеребра(I), при этом осадок AgCl растворяется:

AgCl_(тв) + 2NH₃∙H₂O [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^- + 2H₂O.

В этом случае концентрация ионов Ag⁺, присутствующих в насыщенном растворе AgCl за счет фазового равновесия

AgCl_(тв) Ag⁺ + Cl^-,

будет уменьшаться из-за их связывания в прочные комплексные катионы диамминсеребра(I) с К₂, равной 1,6∙10⁷. В результате произведение концентраций Ag⁺ и Cl^- становится ниже значения произведения растворимости AgCl (1,78∙10^–10), и осадок растворяется.

Голубой осадок гидроксида меди(II) под действием водного раствора аммиака также переходит в растворимое координационное соединение интенсивного синего цвета:

Cu(OH)₂ + 4NH₃∙H₂O [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^- + 4H₂O,

так как ион меди(II) образует устойчивый комплексный катион [Cu(NH₃)₄]²⁺ с константой образования К₂, равной 7,9∙10¹². Процесс образования комплекса отвечает следующим реакциям:

Cu(OH)_2(тв) Cu²⁺ + 2OH^-,

Cu²⁺ + 4NH₃∙H₂O [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4H₂O.

В растворе, содержащем комплексные катионы [Cu(NH₃)₄]²⁺, концентрация ионов Cu²⁺ весьма мала и недостаточна для достижения значения произведения растворимости гидроксида меди(II) (ПР = 5,6∙10^-20). Но при добавлении к раствору [Cu(NH₃)₄]²⁺ раствора сульфида аммония выпадает черный осадок CuS (ПР = 1,4∙10^-36), и комплексный ион разрушается:

[Cu(NH₃)₄]²⁺ Cu²⁺ + 4NH₃,

Cu²⁺ + S^2- CuS_(т),

в суммарном виде:

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + (NH₄)₂S + 4H₂O CuS_(т) + 6NH₃∙H₂O.

Таким образом, концентрация ионов Cu²⁺, образующихся при диссоциации комплекса – иона тетраамминмеди(II), является достаточной для достижения произведения растворимости сульфида меди(II). Сульфид-ионы связывают ионы меди в осадок, практически нерастворимый в воде, концентрация Cu²⁺ понижается, и равновесие диссоциации [Cu(NH₃)₄]²⁺ смещается вправо, что приводит в конечном счете к разрушению комплекса.

Образование одного более устойчивого координационного соединения может привести в полной диссоциации и разрушению другого, менее устойчивого комплекса. Например, реакция:

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2KCN K[Ag(CN)₂] + KCl + 2NH₃,

является практически необратимой из-за большого значения константы образования дицианоаргентат(I)-иона. Полные константы образования катиона диамминсеребра(I) и дицианоаргентат(I)-иона равны соответственно 1,6∙10⁷ и 7,1∙10¹⁹. Это значит, что комплексный ион [Ag(CN)₂]^- прочнее, чем [Ag(NH₃)₂]⁺.

Приведенные примеры явно иллюстрируют тот факт, что возможность образования координационного соединения в значительной мере зависит от значения полной константы образования К_n. Чем оно больше, тем меньше в растворе свободных ионов комплексообразователя, тем прочнее, устойчивее к воздействию других веществ будет данный комплекс.