1. Анионные К₂[HgI₄] тетрайодомеркурат (II) калия.

2. Катионные [Ag(NH₃)₂]Cl хлорид диамминсеребра (I).

3. Катионо-анионные [Cr(nh3)6][Co(cn)6] гексацианокобальтат(III) гексамминхрома (III).

4. Нейтральные комплексы (неэлектролиты).

[PtCl₂(NH₃)₂] диамминдихлороплатина (II).

Устойчивость комплексных соединений в растворе –

это вопросы химической связи в комплексных соединениях.

Многообразие свойств комплексных соединений вызвало к жизни, помимо теории Вернера, ещё ряд теорий, объясняющих природу связи между комплексообразователем и лигандами:

1. Теория валентных связей - рассматривая строение электронных оболочек атомов, объясняет природу ковалентной и донорно-акцепторной связей в комплексах, а также определённые значения координационных чисел.

2. Метод молекулярных орбиталей более тонко учитывает электронные взаимодействия в комплексах, показывает механизм образования многоцентровой делокализованной электронной системы.

3. Электростатическая теория, развившаяся в теорию кристаллического поля, рассматривает взаимодействие комплексообразователя и лигандов как заряженных частиц, с учётом конфигурации валентных орбиталей.

4. Объединённая теория – теория поля лигандов –наиболее полно освещает характер связи в комплексных соединениях и причины их устойчивости.

Все эти теории согласны в следующем: СВЯЗИ МЕЖДУ СОСТАВНЫМИ ЧАСТЯМИ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ СИЛЬНО РАЗЛИЧАЮТСЯ ПО СВОЕЙ ПРОЧНОСТИ.

Первичная диссоциация комплексных соединений протекает по типу сильных электролитов, т.е. нацело:

[ Ag(NH₃)₂]NO₃ [Ag(NН₃)₂]⁺ + NO₃¯

Связь между комплексообразователем и лигандами значительно прочнее, тем не менее, в растворе имеет место вторичная диссоциация, равновесие которой смещено в сторону комплексного иона, это диссоциация слабого электролита:

[ Ag(NH₃)₂]⁺ Ag⁺ + 2 NH₃

В соответствии с законом действия масс, это равновесие характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:

С(Ag⁺) · C²(NH₃)

К_н =

C([Ag(NH₃)₂]⁺)

Как следует из определения константы равновесия, в выражение константы нестойкости входят равновесные концентрации комплексного иона, комплексообразователя и лигандов.

К_н характеризует прочность данного комплексного иона: чем больше К_н , тем меньше его устойчивость.

Речь идёт об устойчивости только ВНУТРЕННЕЙ СФЕРЫ !

К₃[Fe(CN)₆]

С(Fe³⁺) · C⁶(CN¯)

K_н =

C([Fe(CN)₆]^3-)

На самом деле диссоциация комплексных ионов всегда протекает по стадиям, аналогично диссоциации многоосновных кислот. К_н учитывает суммарную устойчивость внутренней сферы.

Иногда прочность комплексного иона характеризуют константой устойчивости:

1

К _у =

К_н