В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы Н+ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН- — носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда ÖКв = αН+ = αОН-; кислым, когда αН+ > αОН- и щелочным, когда αН+ < αОН-
Для хар-ки кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр — водородный показатель, или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = -lg αН+
Водородный показатель определяет характер реакции раствора.
Например, при 295 К она нейтральна при рН = 7 ( αН+ = 10-7 моль/л). При рН < 7 ( αН+ > 10-7 моль/л) реакция раствора кислая, при рН > 7( αН+ < 10-7- моль/л). — щелочная. Значение рН 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (22°С). С изменением температуры меняются Кв и концентрация ионов Н+ в нейтральном растворе. Так, при 353 К Кв = 25,1 • 10-14 и в нейтральном растворе активность ионов водорода будет αН+ = 5*10-7 моль/л и рН 6,3.
По уравнению Кв = αН+ αОНможно по известным значениям активное ионов Н+ рассчитать активность ионов ОН: αОН- = Кв /αН+.
По аналогии рН введен показатель рОН: pОH = -lg αОН- и показательрКв, равный pКв = -lg Кв Þ рКв = рН + рОН
Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов Н+ выше (рН ниже). Для оснований подобная зависимость имеет обратный характер.
Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме рН сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слез - 7,4 ± 0,1, слюны - 6,35 - 6,85, желудочного сока - 0,9 - 1,1... Отклонение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает рН почвы, на экологию водоема - рН воды.
ИНДИКАТОРЫ в химии (лат. indicator указатель) — вещества, изменяющие свой цвет в присутствии тех или иных химических соединений в исследуемой среде (в растворе, в воздухе, в клетках, в тканях), а также при изменении pH или окислительновосстановительного потенциала среды; широко применяются в биохимических, клинических и санитарно-гигиенических лабораториях.
Кислотно-основные индикаторы представляют собой сложные органические соединения, изменяющие окраску (двухцветные лакмоид: в щелочной среде он имеет синюю окраску, а в кислой — красную И.) или ее интенсивность (одноцветные может служить фенолфталеин, бесцветный в кислой среде и малиновый в щелочной.) в зависимости от pH среды.
Окислительно-восстановительные, или редоксиндикаторы, представляют собой органические красители, цвет которых в окисленном и восстановленном состоянии различен. Такие И. применяют при оксидиметрическом титровании
Комплексонометрические индикаторы (металлоиндикаторы) представляют собой хорошо растворимые в воде органические красители, способные образовывать с ионами металлов окрашенные комплексные соединения. Эти И. применяются для установления точки эквивалентности при комплексонометрическом титровании (см. Комплексонометрия).
Адсорбционные индикаторы — это органические красители, адсорбирующиеся
на поверхности осадков, образующихся при титровании по методу осаждения, и изменяющие свой цвет при достижении точки эквивалентности. Напр., тропеолин 00 при титровании хлоридов р-ром азотнокислого серебра меняет окраску в точке эквивалентности с желтой на розовую.
Хемилюминесцентныe (флюоресцентные) индикаторы — органические соединения (например, люменол, люцегинин, силаксен и др.), обладающие способностью люминесцировать при естественном освещении или при облучении ультрафиолетовым светом.
10. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции обмена в растворах электролитов.
В насыщенных водных растворах малорастворимых соединений устанавливается равновесие:
PbCl2(кристалл.) ↔Pb2+(насыщ.р-р) + 2 Cl–(насыщ.р-р)
которое описывается константой равновесия, называемой произведением растворимости (ПР). Величина ПР равна:
ПР = [Pb2+] [Cl–]2
Понятие ПР используется только при описании гетерогенных равновесий в насыщенных растворах малорастворимых сильных электролитов и их твердых фаз. Растворимость вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. Насыщенный раствор находится в равновесии с кристаллической фазой.
ПР связано с изменением энергии Гиббса процесса уравнением:
ΔGоT = – RT lnПР |
(1) |
которое используется для расчетов ПР по термодинамическим данным |
|
Чем меньше величина ПР, |
тем в меньшей степени осуществляется переход |
вещества в раствор.
Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е.ПК > ПР.
При увеличении концентрации одного из ионов ТРЭ в его насыщенном растворе (например, путем введения хорошо растворимого электролита, содержащего тот же ион) произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Когда установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок.
Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие образования малодиссоциирующих (слабые электролиты и комплексные ионы) или малорастворимых веществ (осадки и газы).
Реакции обмена в растворах электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионно-молекулярного и сокращенного ионно-молекулярного. Для составления этих уравнений необходимо знать характер электролитической диссоциации участников реакции.
Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.
Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц
Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).
11. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
Гидролиз – взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате чего изменяется реакция среды, или из раствора выделяется какой-либо продукт, или происходит и то, и другое одновременно.
Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой частично гидролизуются и дают щелочную реакцию среды.
Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, частично гидролизуются и дают сильную реакцию среды.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, в растворе существовать не могут, так как необратимо гидролизуются.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не могут подвергаться гидролизу, так как ионы, образующие эту соль, не могут образовывать прочные ионные связи ни с ионами H, ни с ионами OH, реакция среды остается нейтральной.
- константа гидролиза. НА – кислота, МОН – основание; МА – образованная ими
соль.
Значение константы гидролиза характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу.
Количественно гидролиз можно охарактеризовать при помощи константы гидролиза (КГ) и степени гидролиза (h).
Константа гидролиза (KГ) - это отношение ионного произведения воды (Kw) к константе диссоциации слабого основания или слабой кислоты, образующих данную соль.
Частное от деления одной постоянной величины на другую есть также величина постоянная. Поэтому KГ - величина постоянная, которая характеризует способность соли подвергаться гидролизу. Значение KГ зависит от природы соли, температуры и не зависит от концентрации раствора.
Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.
Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу соли, образованные этой кислотой.
Чем слабее кислота и основание, образующие соль, тем в большей степени протекает гидролиз соли.
Степень гидролиза (h) - отношение количества гидролизованной соли к общему количеству растворенной соли, обычно выражаемое в процентах.
Степень гидролиза зависит от многих факторов:
1.В первую очередь, она зависит от химической природы составляющих данную соль ионов.
Чем слабее кислота (основание), образующие соль, тем выше степень гидролиза.
2.Степень гидролиза сильно меняется c изменением температуры раствора соли. Действительно, процесс гидролиза является эндотермическим, поэтому:
Чем выше температура, тем больше степень гидролиза.
3.Степень гидролиза зависит от концентрации раствора:
Чем меньше концентрация раствора соли, тем больше степень гидролиза.
Степень гидролиза может быть выражена через константу гидролиза
12. Теория окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.
Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.
Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.
При определении степени окисления условно предполагают, что в соединении валентные электроны полностью переходят к более электроотрицательным атомам. В действительности же при образовании ковалентных связей происходит только смещение электронной пары от одного атома к другому. Таким образом, степень окисления – это условный заряд, который принял бы атом, если бы отдал или принял соответствующее число электронов.
В целом молекула электронейтральна, поэтому сумма положительных и отрицательных зарядов должна равняться нулю.
Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.
Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.
Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)
Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
Окислителями могут быть:
1.Простые вещества - неметаллы: галогены F2,Cl2, Br2, I2, кислород O2, сера S.
2.Положительно заряженные ионы металлов Fe3+, Au3+, Hg2+, Cu2+, Ag+.
3.Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления KMn+7O4, K2Cr2+6O7, NaBi+5O3 и др.
4. Атомы неметаллов в положительной степени окисления HN+5O3, концентрированная H2S+4O4, HCl+1O, KCl+5O3, NaBr+1O и др.).
Типичными восстановителями являются:
1.Простые вещества - металлы. У металлов на внешнем уровне находится 1, 2, 3 электрона, которые они легко отдают М0 −nē → Мn+,
где n – число отданных электронов, равное 1, 2, 3, М – металл (Na, Ca, Mg, Al и
др.)
2.Простые вещества - неметаллы (углерод, водород, кремний, бор).
3.Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2-, I-, Br-, Cl- и др.).
4.Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn2+, Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cu+ и др.).
Соединения, содержащие элементы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4, PbO2), или только восстановителями (KI, Na2S, NH3). Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем.
Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.
Существуют 2 метода составления уравнений окислительно-
восстановительных реакций:
а) метод электронного баланса, основанный на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе этого метода лежит закон сохранения электрического заряда.
б) метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса), основанный на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее уравнение. В основе этого метода лежат законы сохранения массы и закон сохранения электрического заряда.
В периодах периодической системы с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства групп веществ понижаются, а окислительные – возрастают. В группах периодической системы с повышением порядкового номера элемента возрастают восстановительные свойства веществ, а окислительные – убывают.
Окислителями могут быть соединения высших, а восстановителями – низших степеней окисления, присущих данному элементу.
Алгоритм применения метода электронного баланса
1.Составить схему реакции
2.Определить окислитель и восстановитель
3.Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
4.Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления
13. Ионно-электронный метод (метод полуреакций). Классификация окислительно-восстановительных реакций.
В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители.
При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).
1.Составить схему реакции
2.Записать уравнение в ионном виде
3.Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.
4.Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя
5.Просуммировать обе полуреакции
6.Записать молекулярное уравнение
Вкислых средах избыток кислорода в исходных веществах по сравнению с продуктами связывается ионами водорода с образованием молекул воды
Внейтральных и щелочных средах избыток кислорода связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов
При недостатке кислорода в кислой и нейтральной среде присоединение кислорода осуществляется за счёт молекул воды и сопровождается образованием ионов водорода
При недостатке кислорода в щелочной среде присоединение кислорода происходит за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды
14. Электрохимические процессы. Электродный потенциал. Стандартные электродные потенциалы. Водородный электрод.
Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами.
Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:
-процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванические элементы, аккумуляторы);
-процессы превращения электрической энергии в химическую (Электролиз).
Электродный потенциал
Согласно современным представлениям, в металле одновременно имеются: нейтральные атомы, ионы и свободные электроны. В узлах кристаллической металла решетки расположены ионы находящиеся в равновесии со свободными электронами. При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Наиболее важной является реакция поверхностных ионов металла, находящихся в узлах решетки, с полярными молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода.
Любой металл хотя бы в ничтожной степени растворяется в воде, что обусловлено возрастанием энтропии при растворении (∆S>0)
Реакция между металлом и водой будет гетерогенной, поэтому будет протекать на границе раздела фаз.
Если металлическую пластинку погрузить в воду, то под действием полярных молекул воды ионы металла отрываются от кристаллической решетки металла, с его поверхности и гидротированными (окруженными дополнительными молекулами воды) переходят в жидкую фазу.
Появление избытка положительно заряженных ионов металла в воде приводит к тому, что жидкая фаза заряжается положительно («+»).
В металле остаются электроны, заряд которых уже не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле. Избыток электронов на металлической пластинке создает отрицательный заряд («-»).
Стандартный водородный электрод
Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую тонким слоем рыхлой пористой платины (для увеличения поверхности электрода) и опущена в водный раствор H2SO4 с активностью ионов водорода равным 1 моль/л и при давлении равным 1(100 кПа).
Через раствор серной кислоты пропускают водород под атмосферным давлением 100 кПа. Часто поглощенного платиной водорода переходить в атомное состояние, поэтому в поверхностном слое платины устанавливается равновесие водорода с собственными катионами.
При контакте платины с молекулярным водородом происходить адсорбция водорода на платине. Адсорбционный водород взаимодействуя с молекулами воды, переходит в раствор в виде ионов, оставляя в платине электроны. При этом платина заряжается «-», а раствор положительно «+». Возникает скачек потенциала между платиной и раствором. Наряду с перепадом ионов в раствор идет обратный процесс восстановления ионов водорода с образованием молекул водорода. Равновесие на водородном электроде можно представить: 2 H+ + 2 e- ↔ H20
Абсолютное значение потенциала водородного электрода неизвестно, но его условно считают равным нулю. Это и есть потенциал водородного электрода.
Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению:
Mt+n + n e- = Me0
то получим ряд напряжения металлов. В этот ряд всегда помещают водород, что позволяет видеть какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его
способность к окислительно–восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Ионы металлов являются окислителями, а металлы в виде простых веществ – восстановителями. При этом ,чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет простое вещество – металл.
Потенциал электродного процесса
2 H+ + 2 e- ↔ H20
В нейтральной среде (рН=7) равен Ц0 = -0,059•7=-0,41 В. Активные металлы в начале ряда, имеющие потенциал значительно больше, чем -0,41 В, вытесняют водород из воды. Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, обладающие замкнутым действием.
Металлы, расположенные между магнием и водородом, вытесняют водород из растворов кислот. При этом на поверхности некоторых металлов так же образуются защитные пленки, тормозящие реакцию. Так, оксидная пленка на алюминии делает этот металл делает этот метал стойким не только в воде, но и в растворах некоторых кислот. Свинец не растворяется в серной кислоте при ее концентрации ниже 80%, так как образующаяся при взаимодействии свинца с серной кислотой соль PbSO4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку. Явление глубокого торможения окисления металла, обусловлено наличием на его поверхности оксидных и солевых пленок, называется пассивностью, а состояние металла при этом – пассивным состоянием.
Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным положением в ряду напряжений.
15. Электрохимический ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Гальванический элемент и его Э.Д.С. Влияние условий на протекание окислительно-восстановительных процессов.
Металлы подразделяются на три группы:
–активные, имеющие значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов от наиболее отрицательного (у лития) до потенциала алюминия (Li-Аl);
–средней активности (Аl-Н2);
–малоактивные (Н2-Аu).
Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем выше его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его катиона в растворе.
Металл способен вытеснять из растворов солей только те металлы (т.е. окисляться их катионом), которые стоят в этом ряду правее него.
Металлы, расположенные левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот, т.е. окисляться катионом водорода кислоты.
Наиболее распространенные окислители металлов:
–катион водорода (протон) в молекулах воды и «кислотах – неокислителях»: разбавленной H2SO4, галогеноводородных кислотах, Н3РО4, Н2S, НСΝ, органических кислотах и некоторых других;
–вода в щелочной среде;
–элементы в высших степенях окисления, входящие в состав «кислот – окислителей»: S+6 в концентрированной H2SO4, N+5 в HNO3 любой концентрации.
–катион менее активного металла в растворе его соли
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-
восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
Если окислительно-восстановительная система включает в себя малорастворимое вещество, то его концентрация, будучи также величиной постоянной, не включается в логарифмический член уравнения Нернста.
Для металлических электродов, то есть для окислительно-восстановительных систем, представляющих собой металл, контактирующий с раствором, содержащим катионы этого же металла
Если окислительно-восстановительная система включает в себя малорастворимый в воде газ (H2, O2, N2 и т.д.), то в уравнение Нернста входит не концентрация этого газа, а его парциальное давление.
Сила, позволяющая перемещаться электронам по цепи в гальваническом элементе, называется электродвижущей силой (E), которая в данном случае означает то же, что и напряжение, и потенциал. Поэтому Э.Д.С. измеряется в вольтах.
1 вольт (В) = 1 кулон (Кл) = 1 джоуль (Дж).
ЭДС гальванического элемента определяется многими факторами:
—проводимым в элементе химическим процессом;
—концентрацией участников процесса (как реагентов, так и продуктов);
—температурой.
Если гальванический элемент работает в стандартных условиях, то его Э.Д.С. называется стандартной и обозначается Е°.
Гальванический элемент является прибором, который позволяет при посредстве химической реакции получить электрическую энергию. А происходит это потому, что один металл готов отдать свои электроны другому, тот же, в свою очередь, их принять.
16. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения.
Основные положения «Координационной теории» Вернера:
Соединения, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными, или координационными.
1.В любом комплексном соединении есть внутренняя и внешняя сфера.Внутренняя сфера называется «комплексным ионом» и заключается в квадратные скобки. В химических реакциях или в кристаллической структуре комплексный ион выступает как самостоятельная единица: K3[Fe(CN)6] ↔ 3K+ +
[Fe(CN)6]3
2.Центральный атом внутренней сферы называется комплексообразователем (КО) или ядром комплекса. Роль комплексообразователя выполняют чаще всего катионы металлов, напр. [Fe(CN)6]3─, [Co(NH3)6]2+, реже нейтр.атомы - Ni(CO)4 или анионы - [NH4]+.
3.Ионы или молекулы, которые координируются вокруг центрального атома во внутренней сфере, называются лигандами (от латинского liganda - «то, что связано») или аддендами (от латинского addenda - «то, что добавлено»).
4.Координационное число – это число лигандов, которое удерживается комплексообразователем. Координационное число обычно бывает больше, чем степень окисления КО:
Координационное число (к.ч.) зависит от: 1) природы КО и лигандов; 2) размеров КО и лигандо.
5.Число мест во внутренней сфере, которые занимает один лиганд, называется координационной емкостью лиганда. Монодентатный лиганд связан с комплексообразователем только одним из своих атомов: NH3, OH─.
Бидентатный лиганд – двумя атомами: CO32-, SO42-, C2O42- и т.д. Полидентатные лиганды связаны с комплексообразователем тремя и более атомами (например, ЭДТА занимает 6 мест во внутренней сфере).
6.Заряд комплексного иона численно равен алгебраической сумме зарядов всех составляющих его ионов. С другой стороны, заряд внутренней сферы равен по абсолютному значению и противоположен по знаку заряду внешней сферы.
В целом, комплексные соединения – электронейтральны.
Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы (комплексные ионы), способные к самостоятельному существованию.
Комплексообразователь – частица (атом, ион или молекула), координирующая (располагающая) вокруг себя другие ионы или молекулы. Комплексообразователь обычно имеет положительный заряд, является d- элементом, проявляет амфотерные свойства, имеет координационное число 4 или Вокруг комплексообразователя располагаются (координируются) молекулы или кислотные остатки – лиганды (адденды).
Лиганды – частицы (молекулы и ионы), координируемые комплексообразователем и имеющие с ним непосредственно химические связи (например, ионы: Cl–, I–, NO3–, OH–; нейтральные молекулы: NH3, H2O, CO).
Лиганды не связаны друг с другом, так как между ними действуют силы отталкивания. Когда лигандами являются молекулы, между ними возможно молекулярное взаимодействие. Координация лигандов около комплексообразователя является характерной чертой комплексных соединений Координационное число – это число химических связей, которые комплексообразователь образует с лигандами.
Значение координационного числа комплексообразователя зависит от его природы, степени окисления, природы лигандов и условий (температура, концентрация), при которых протекает реакция комплексообразования. Координационное число может иметь значения от 2 до 12.
Комплексообразователь и окружающие его лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса. Частица, состоящая из комплексообразователя и окружающих лигандов, называется комплексным ионом.
17. Устойчивость комплексных соединений. Понятие о двойных солях. Биологическая роль комплексных соединений.