La formazione e la dissociazione dei ioni complessi avvengono attraverso una serie di equilibri simili a quelli degli acidi poliprotici. Questi processi sono regolati da costanti di equilibrio, con reazioni che possono essere combinate per ottenere costanti globali.
Alcuni esempi di ioni complessi sono gli ioni metallici in soluzione, che formano complessi con leganti, come nel caso del complesso diamminoargento [Ag(NH3)2]+. Le reazioni di dissociazione per questo tipo di complessi possono essere rappresentate dalle equazioni:
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Ag(NH3)2+ ⇌ Ag(NH3)+ + NH3
Ag(NH3)+ ⇌ Ag+ + NH3
Per alcuni complessi sono note le costanti di dissociazione di ogni singolo stadio, mentre per altri è nota solo la costante di dissociazione globale.
Per calcolare la concentrazione delle specie presenti in una soluzione di 0.020 M dell’ione complesso tetraamminorame(II) [Cu(NH3)4]2+, conosciuta la costante di formazione Kform= 1.0 · 10-12, possiamo utilizzare l’I.C.E. chart. Risolvendo l’equazione otteniamo la concentrazione dell’ione complesso a equilibrio.
Nel caso di un’altra soluzione ottenuta aggiungendo 0.1 moli di ZnCl2 e 1.0 moli di NH3 in acqua per formare 1.0 L di soluzione, dove Kform vale 2.0 · 10-9, possiamo calcolare la concentrazione dell’ione Zn2+ utilizzando l’I.C.E. chart e risolvendo l’equazione corrispondente.
Per calcolare quante moli di AgI si scioglieranno in 1 litro di una soluzione 1.0 M di NH3, con le costanti Kps= 8.5 x 10-17 e Kform= 6.0 · 10-8, è necessario affrontare un equilibrio simultaneo, coinvolgendo la reazione di dissoluzione di AgI e la dissociazione del complesso. La quantità di ammoniaca consumata nella formazione dello ione complesso è così piccola che la sua concentrazione rimane praticamente invariata.
In conclusione, la formazione e la dissociazione di ioni complessi seguono una serie di equilibri regolati da costanti specifiche, con procedimenti specifici per calcolare le concentrazioni delle specie presenti in soluzione in base alle costanti di formazione e dissociazione.Come calcolare la solubilità del cloruro di bario in acqua
Quando abbiamo un eccesso di ammoniaca, la maggior parte dell’argento in soluzione si trova sotto forma di ione complesso, e solo una piccola quantità è presente come ione argento.
Dall’equazione (*), possiamo dedurre che per ogni mole di AgI che si scioglie in soluzione, una mole di ione complesso e una mole di ioduro vanno in soluzione. Pertanto, la solubilità molare dello ioduro di argento è uguale a quella dello ioduro e la concentrazione dell’ione complesso è anche uguale.
Per risolvere il problema, dobbiamo trovare il valore di [Ag+] da (
*) e sostituirlo nella (
) per calcolare [I–].Sostituendo [NH3] = 1.0 M in (***) otteniamo:
[Ag+][NH3]2/ [Ag(NH3)2+] = [Ag+] 1.02/ [Ag(NH3)2+] = 6.0 · 10-8
Quindi, [Ag+] = 6.0 · 10-8 ([Ag(NH3)2+])
Sostituendo questo valore di Ag+ nella (**), otteniamo:
Kps = 8.5 · 10-17 = [Ag+][I–] = 6.0 · 10-8 ([Ag(NH3)2+])
Essendo ([Ag(NH3)2+]) uguale a [I–], otteniamo:
6.0 · 10-8 [I–][I–] = 8.5 · 10-17
Da cui, [I–] = 3.7 · 10-5 M, che corrisponde alla solubilità di AgI.
Un altro metodo per risolvere il problema consiste nel dividere un’espressione della costante di equilibrio per l’altra, poiché [Ag+] compare sia nella (
) che nella (
*). Quindi otteniamo:[Ag+][I–] /[Ag+][NH3]2/[ Ag(NH3)2+] = [ Ag(NH3)2+][I–]/ [NH3]2 = 8.5 · 10-17/ 6.0 · 10-8= 1.4 · 10-9
Questo risultato equivale all’espressione della costante di equilibrio dell’equazione (*). Poiché [NH3]= 1.0 M e [Ag(NH3)2+]= [I–, otteniamo:
1.4 · 10-9= [I–][I–]/(1.0)2
Da cui, [I–] = 3.7 · 10-5M
