Аналогично для ступенчатых констант нестойкости Кн1, Кн2

ML_n = ML_n-1 + L,

ML_n-1 = ML_n-2 + L,

Полная константа нестойкости комплекса равна произведению всех ступенчатых констант нестойкости.

Константа устойчивости комплекса (как полная, так и ступенчатая) есть величина, об­ратная константе нестойкости комплекса:

Если растворы сильно разбавлены, то коэффициенты активности равны 1 и равновесные активности равны равновесным концентрациям. В этом случае константа устойчивости комплекса равна его концентрационной константе устойчивости.

Чем больше величина константы нестойкости, тем сильнее комплексный ион диссоциирует в растворе и тем менее он устойчив.

Знание констант устойчивости комплексов дает возможность рассчитывать равновесные концентрации ионов в растворе, оценивать полноту протекания реакции комплексообразования, ее направление в системе конкурентных комплексообразовательных процессов, проводить сравнительную оценку прочности комплексов и т.д. При этом количественная оценка процесса комплексообразования является основанием для принятия конкретного решения. Если в организме ощущается недостаток каких-либо металлов (например, дефицит железа при малокровии), то при лечении в организм вводят комплексные соединения железа умеренной прочности (в составе фарм. препаратов: Феррум Лек (глюконат железа), Ферронат (фумарат железа)). В случае отравления организма соединениями металлов, для лечения используют антидот-нетоксичные лиганды (некоторые комплексоны, унитиол и т.д.), которые связывают металлы в устойчивые растворимые комплексы, выводящиеся из организма естественным путем.

2.2. Влияние различных факторов на процессы комплексообразования.

Влияние рН среды сказывается, прежде всего, на тех процессах комплексообразования, в которых участвуют ионы водорода или же в побочных реакциях лигандов с участием ионов водорода. При этом происходит смещение диссоциации комплексного иона.

Например, аммиачный комплекс серебра [Ag(NH₃)₂]⁺ в кислой среде разрушается с образованием осадка хлорида серебра AgCl:

[Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^- + 2H₃O⁺ → AgCl + 2NH₄⁺ + 2H₂O,

тогда же, как в щелочной и нейтральных средах он устойчив.

Часто реакции комплексообразования проводят в слабощелочной среде, при этом увеличивается полнота связывания иона металла в комплекс и подавляется взаимодействие лигандов с ионами водорода. Однако в сильнощелочных средах усиливается гидролиз металлов, что может привести к образованию основных солей и гидроксидов металлов.

Влияние концентрации лигандов. При увеличении концентрации лиганда L равновесие образования комплекса смещается вправо, при этом концентрация ионов металла в растворе уменьшается. Это особенно важно в тех случаях, когда образуются малоустойчивые комплексные соединения. Например, Co²⁺ обнаруживают реакцией с SCN^-, получая комплекс [Co(SCN)₄]^2- с маленькой величиной lgβ=2,1. Поэтому для надежного эффекта применяют достаточно большой избыток (5-10 кратный) лиганда – тиоцианата калия или аммония.

В совмещенных равновесиях, когда в растворе присутствуют несколько лигандов, реакция образования комплексных ионов идет в соответствии с величинами констант нестойкости комплексов. В первую очередь образуются соединения с меньшими константами нестойкости, т.е. более прочные комплексы.

Влияние посторонних ионов. Оно особенно значимо в тех случаях, когда в раствор вводятся посторонние ионы, способные с ионом металла образовывать малорастворимые в воде осадки, что может привести к разрушению комплексов. Например, при введении в раствор аммиаката серебра [Ag(NH₃)₂]⁺ ионов иода I^- возможно выпадение осадка AgI, так как Ks(AgI) = 8,3 10^-17 очень мала и той концентрации ионов серебра, которая обусловлена диссоциацией комплекса, достаточно для образования осадка AgI:

[Ag(NH₃)₂]⁺ [Ag NH₃]⁺ + NH₃ Ag⁺ + 2NH₃

Ag⁺ + I^- AgI

Влияние ионной силы раствора заключается в том, что при этом изменяются величины ƒ (коэффициентов активности), а, следовательно, изменяются равновесные активности ионов – участников реакций, а значит, меняется соотношение между равновесными концентрациями реагентов.

Влияние температуры. Как известно, числовые значения констант химического равновесия зависят от температуры, поэтому с изменением последней равновесие комплексообразования смещается в ту или иную сторону.