Reakcje zależne od koenzymu wit. 

B

12

• Zw. metaloorganiczne zawierające wiązania metal-

węgiel

• Wit. B

12 

– koenzym niezbędny do niektórych 

przemian enzymatycznych, polegających na 

rozerwaniu wiązania Co-C – generowanie rodników 

potrzebnych do przenoszenia grup

• Pierścień korynowy podobny do porfirynowego – 

brak atomu C łączącego pierścień A i D, 

hybrydyzacja sp3, a nie sp2 co daje 9 centrów 

chiralnych, skoordynowany atom kobaltu III, cztery 

ekwatorialne azotowe ligandy donorowe (pierścień 

benzimidazolowy), jon cyjankowy i szósty 5’-

deoksyadenozylową – atak C 5’ ATP wypiera grupę 

trifosforanową tworząc wiązanie Co-C

Przegrupowania

W

 

wielu przemianacn bioiogicznych nie następuje zmiana stopnia utlenienia substratu. 

Konieczna jest często obecność witaminy B

12

 lub jednej z jej pochodnych

 

Reakcje katalizowane przez enzymy zależne od B

12

Reakcje katalizowane 

jonami metali 

• Akwajony  katalizują  różnorodne  reakcje 

organiczne  w  roztworze.  Rzeczywiście, 

dla 

każdej 

reakcji 

katalizowanej 

protonami (specyficzna kataliza kwasowa 

–  hydroliza  estrów)  można  znaleźć 

reakcję analogiczną, katalizowaną jonami 

metalu. Reakcje enzymatyczne są zwykle 

109  razy  szybsze  niż  reakcje  nie 

katalizowane,  a  znanych  jest  wiele 

reakcji  katalizowanych  jonami  metali, 

których przyspieszenie jest 106-krotne. 

W 

wielu 

reakcjach 

katalizowanych 

jonami 

metali 

przyspieszenie,  które  może  być  10

6

-krotne,  wynika  przede 

wszystkim  z  wartości  członu  ∆S*.  Hydroliza  estrów,  amidów  i 
peptydów 

przebiega 

zwykle 

przez 

etap 

tworzenia 

tetraedrycznej  formy  przejściowej,  która  następnie  rozpada 
się na produkty:

Powstanie  ujemnego  ładunku  na  atomie  tlenu  grupy 
karboksylowej  wymusza  zorientowanie  cząsteczek 
rozpuszczalnika  w  pobliżu  tego  ładunku.  Proces  ten 
wnosi  pewien  udział  do  sumarycznej  dużej  ujemnej 
wartości 

∆

S* reakcji dwucząsteczkowej (ok. - 80 J • K

-1

 

• mol

-1

). W procesach katalizowanych jonami metali

jon  metalu  skutecznie  „solwatuje"  powstający 
ładunek  ujemny,  co  czyni  wartość 

∆

S*  mniej 

ujemną. 

. 

Reakcje katalizowane przez jony 

metali, spełniające funkcje kwasów 

Lewisa

Związki 

kompleksowe

 

Podstawy chemii kompleksów stworzył Alfred Werner na początku 
XX wieku, gdy zajmował się grupą bardzo trwałych związków, jakie 
tworzy amoniak z CoCl

3

.

- Zaproponował dla nich poprawne struktury geometryczne,  
- Wprowadził pojęcie ligandów otaczających centralny atom 
metalu. Założył, że liczba grup związana z jonem kobaltu nie musi 
być równa jego wartościowości. 

Obecnie przyjmuje się, że wiązanie koordynacyjne powstaje w 
wyniku oddania wolnej pary elektronowej ligandu (donora 
elektronów) na puste orbitale atomu centralnego (akceptora 
elektronów). Tak utworzone wiązanie ma charakter kowalencyjny 
i od zwykłych wiązań atomowych różni się jedynie sposobem 
opisu. 

Atom centralny stanowi najczęściej kation metalu 
przejściowego, np. Ag

+

, Cu

2+

, Al

3+

, Zn

2+

 itp. 

Istnieje również wiele związków kompleksowych, w których 
atom centralny jest pierwiastkiem niemetalicznym (np: NH

4

+

 

, SO

4

2-

 czy PO

4

3-

).

W klasycznych kompleksach atomem centralnym jest 
jednak kation metalu otoczony ligandami – zasadami 
Lewisa. Duży ładunek i niewielkie rozmiary jonu metalu 
będą sprzyjać tworzeniu kompleksu podobnie jak niezbyt 
wielka elektroujemność liganda. 

Typy ligandów
Ligandami są drobiny o charakterze donorowym, tj. aniony 
proste i złożone oraz cząsteczki elektrycznie obojętne, 
zawierające co najmniej jeden atom mający wolne pary 
elektronowe.
Przykładem ligandów są
- aniony proste i złożone OH

-

, F

-

, Cl

-

, CN

-

 

- cząsteczki zawierające wolne pary elektronowe: NH

3

, H

2

O, 

aminy, kwasy organiczne, aminokwasy.

Ligandy oddające jedną parę elektronową noszą nazwę 
ligandów jednokleszczowych lub jednofunkcyjnych. 
Ligandy zawierające dwa lub więcej atomów, z których każdy 
może jednocześnie utworzyć dwuelektronowe wiązanie 
donorowe z tym samym atomem metalu, noszą nazwę 
ligandów wielokleszczowych (wielofunkcyjnych) lub 
chelatowych, gdyż chwytają one niejako kation miedzy dwa 
lub więcej atomów donorowych.

Związek kompleksowy chelatowy 

(chelat) 

Liczba ligandów otaczających bezpośrednio jon 
centralny nazywa się liczbą koordynacyjną - zwykle 
wynosi ona 2, 4, 6, 8.
Ponieważ ładunek drobiny kompleksowej jest algebraiczną 
sumą ładunków jonu centralnego oraz ligandów, więc może 
ona być kationem [Cu(NH

3

)

2

]

+

 lub anionem [Zn(CN)

4

]

2-

 lub 

cząsteczką elektrycznie obojętną Ni(CO)

4

, PtCl

2

(NH

3

)

2

.

Liczba koordynacyjna to coś więcej niż dogodne kryterium 
klasyfikowania związków koordynacyjnych. Kompleksy danego 
metalu przejściowego o jednakowej liczbie koordynacyjnej 
mają często zbliżone właściwości magnetyczne i widma 
elektronowe.

Nazewnictwo związków kompleksowych

Pisząc wzór jonu kompleksowego najpierw podaje się symbol 
atomu centralnego, a następnie wymienia się symbole 
ligandów. 
Jeśli kompleks zawiera kilka rodzajów ligandów o 
rozmieszczeniu decyduje kolejność alfabetyczna. 
Ligandy zawierające kilka atomów wpisuje się w nawiasach 
okrągłych.
Wzór zamyka się w nawias kwadratowy, a w prawym górnym 
rogu podaje jego ładunek np.
[CuBr

2

Cl

2

]

2-

  lub  [Co(NH

3

)

4

(SO

4

)]

+

Podając nazwę jonu kompleksowego wymienia się najpierw 
ligandy. Ich ilość określają greckie przedrostki: di, tri, tetra, 
penta, heksa, … 
W przypadkach złożonych stosuje się też przedrostki bis, tris, 
tetrakis…. Nazwy ligandów będących anionami mają z reguły 
rdzeń łaciński z końcówką „-o”. Końcówki tej nie stosuje się 
przy ligandach, które nie mają ładunku elektrycznego. 
Nazwy większych cząsteczek - ligandów nie ulegają zmianie: 
pirydyna, mocznik, eter dietylowy 

Najczęściej występujące ligandy:

F

-

fluoro

NCS

-

tiocyjanian
o

Cl

-

chloro

NC

-

cyjano

Br

-

bromo

SO

4

2-

siarczano

O

2-

okso

H

2

O

akwa

H

-

hydro

NH

3

amina

HO

-

hydrokso

NO

nitrozyl

S

2-

tio

CO

karbonyl

Po określeniu ligandów podaje się nazwę atomu centralnego ze 
stopniem utlenienia (nomenklatura Stocka) i końcówką „-an” jeśli 
jon kompleksowy jest anionem:
[Co(NH

3

)

6

]

2+

 

- heksaaminakobalt(II)  / kation 

heksaaminakobaltu(II)
[Co(NH

3

)

6

](OH)

2 

- wodorotlenek heksaaminakobaltu(II)

[CuCl

4

]

2-

            

 - tetrachloromiedzian(II)  / anion 

tetrachloromiedzianowy(II)
H

2

[CuCl

4

]          

 - kwas tetrachloromiedziowy(II)

K

2

[CuCl

4

]          

 - tetrachloromiedzian(II) potasu

[Co(NH

3

)

6

][CuCl

4

]   - tetrachloromiedzian(II) heksaaminakobaltu(II)

Kompleksy o ładunku elektrycznym zero zachowują na końcu 
nazwę pierwiastka w mianowniku:
[Cr(CO)

6

]        - heksakarbonylchrom

Ligandy mostkowe (zawierające atom tworzący dwa wiązania 
koordynacyjne z dwoma metalami) oznacza się literą μ:
[(NH

3

)

5

Cr-OH-Cr(NH

3

)

5

]Br

5

  - bromek μ-hydrokso 

bis[pentaaminachromu(III)]
Niekiedy kompleksy występują pod nazwami zwyczajowymi:
sól Reineckego NH

4

[Cr(NCS)

4

(NH

3

)

2

],  emetyk K[SbO(C

4

H

4

O

6

)],  

cisplatyna [PtCl

2

(NH

3

)

2

].

Stałe trwałości kompleksów

Jeśli kompleks powstaje w wyniku przyłączenia ligandów w 
kolejnych reakcjach:

M + L  ML                

ML + L  ML

2

                 

ML

2

 + L  ML

3

 

to dla każdego procesu można zapisać stałą równowagę reakcji: 

K

1

, K

2

, K

3

, nazywaną stopniową stałą trwałości kompleksu.

 

]

L

[

]

M

[

]

ML

[

K

1





]

L

[

]

ML

[

]

ML

[

K

2

2





]

L

[

]

ML

[

]

ML

[

K

2

3

3





Ogólnie:
M + nL  MLn
       

Stała równowagi reakcji sumarycznej nosi nazwę 
skumulowanej stałej trwałości.

Kompleksy labilne i inertne (bierne)

W zdecydowanej większości kompleksów wymiana ligandów w 
roztworze jest procesem szybkim, limitowanym jedynie 
procesami dyfuzji (szybkość mieszania składników). 
Ich stałe szybkości reakcji są w przedziale 10

4

 ÷10

10

 sek

-1

Zamiana ligandów w kompleksach kobaltu(III), chromu(III), 
irydu(III), platyny(II) jest wolna. Stałe szybkości są w przedziale 
10

-3

 ÷ 10

-6

 sek

-1

. Stan równowagi w takich układach może 

ustalać się po bardzo długim czasie.

Kompleksy, w których reakcje wymiany w sferze 
koordynacyjnej jednych ligandów na inne przebiegają szybko, 
nazywamy kompleksami labilnymi, natomiast gdy procesy te są 
powolne lub nie zachodzą w ogóle noszą nazwę kompleksów 
inertnych (biernych). 
Podane nazwy mają „charakter kinetyczny”, a więc określają 
wyłącznie szybkość reakcji (czas dochodzenia do stanu 
równowagi) a nie trwałość kompleksu. 

Struktury związków kompleksowych

Istnieje określony związek między geometrią cząsteczki a liczbą 
koordynacyjną. 
Poniżej przedstawione będą najczęściej występujące liczby 
koordynacyjne i odpowiadające im typowe struktury 
cząsteczek:

Liczba koordynacyjna 2
Liczba ta występuje rzadko, głównie w przypadku kationów Cu

+

, 

Ag

+

 i Au

+

, a także Hg

2+

. Struktura cząsteczki jest liniowa.

Przykład: [H

3

N-Ag-NH

3

]

+

, [NC-Ag-CN]

-

, [Cl-Au-Cl]

-

.

Liczba koordynacyjna 3
W przypadku kompleksów o liczbie koordynacyjnej 3 
najważniejsza jest struktura trójkątna płaska i struktura 
piramidy trygonalnej. Przykłady to płaskie kompleksy HgI

3-

 i 

[Cu(CN)

3

]

2-

 oraz piramidalny kompleks SnCl

3-

.

Hg

I

I

I

-

Sn

Cl

Cl

Cl

-

Liczba koordynacyjna 4
Jest to jedna z najważniejszych liczb koordynacyjnych, której 
odpowiadają struktury: tetraedryczna lub kwadratowa 
płaska. Dominują kompleksy tetraedryczne, tworzone prawie 
wyłącznie przez metale nieprzejściowe i metale przejściowe nie 
znajdujące się w pobliżu prawej strony bloku d.
Jako przykłady struktur tetraedrycznych można wymienić; 
Li(H

2

O)

4

+

, BeF

4

2-

, BH

4

-

, AlCl

4

-

 i Ni(CO)

4

.

Liczba koordynacyjna 5
Występuje rzadziej niż liczby 4 i 6, ma jednak istotne 
znaczenie. 
Dwie najbardziej symetryczne odpowiadające jej struktury to 
bipiramida trygonalna i piramida tetragonalna
Te dwie struktury zwykle nieznacznie różnią się energią - każda 
z nich może przekształcić się w pozostałą w wyniku zmian 
kątów między wiązaniami. Ze względu na to struktury wielu 
kompleksów o liczbie koordynacyjnej 5 nie pokrywają się 
dokładnie z jedną z wymienionych struktur, lecz kompleksy te 
mają pewną strukturę pośrednią.
Przykład:  [Ni(CN)

5

]

3-

 

Liczba koordynacyjna 6
Jest to liczba niezwykle ważna, gdyż prawie wszystkie kationy 
tworzą kompleksy o liczbie koordynacyjnej 6. 
Większość ma strukturę regularnego lub nieznacznie 
odkształconego ośmiościanu. 
Do nielicznych wyjątków należy [Cu(NH

3

)

4

]

2+

 lub [Cu(H

2

O)

4

]

2+

 

wiązanie piątej i szóstej cząsteczki amoniaku (wody) jest 
bardzo słabe
(zdeformowany ośmiościan).

Wyższe liczby koordynacyjne
Liczby koordynacyjne 7, 8 i 9 występują nierzadko w przypadku 
niektórych większych kationów. Każdemu z takich przypadków 
odpowiada kilka możliwych struktur, nie różniących się na ogół 
znacznie trwałością. Kompleksy o dużych liczbach 
koordynacyjnych nie są wiec z reguły sztywne 
stereochemicznie.
Liczbie koordynacyjnej 7 odpowiada struktura bipiramidy 
pentagonalnej.  
Liczbie koordynacyjnej 8 odpowiada struktura sześcianu 
(występuje rzadko), antypryzmatu kwadratowego lub 
dwunastościanu. 
Licznie koordynacyjnej 9 odpowiada jedna symetryczna 
konfiguracja słupa trygonalnego.

Struktura elektronowa metali przejściowych a zdolność 
tworzenia kompleksów

Wielkość liczby koordynacyjnej większości związków 
kompleksowych można tłumaczyć dążeniem do osiągnięcia 
przez atom centralny konfiguracji gazu szlachetnego. Kationy 
metali dysponują zwykle wolnymi orbitalami ns i np, a kationy 
metali przejściowych mają również nie zapełnione orbitale (n-
1)d.
Jon centralny koordynuje tyle ligandów, aby łączna liczba 
elektronów jonu centralnego i elektronów dostarczonych przez 
ligandy osiągnęła wartość charakterystyczną dla gazu 
szlachetnego kończącego dany okres pierwiastków.

I tak w pierwiastkach od potasu do kryptonu elektrony 
zewnętrzne mogą zajmować pięć orbitali 3d, orbital 4s oraz trzy 
orbitale 4p. W następnych szeregach metali przejściowych 
dostępne orbitale są podobne, lecz główna liczba kwantowa 
wzrasta o 1 lub 2.

Orbitale d metali przejściowych zdolne są do hybrydyzacji z 
orbitalami s oraz trzema orbitalami p powłoki walencyjnej, z 
utworzeniem orbitali wiążących. W zależności od ilości 
elektronów orbitali d uzyskujemy różne hybrydy. Dwoma 
powszechnie stosowanymi zestawami hybryd są: dsp

2

 i d

2

sp

3

.

Jeżeli nie ma wolnych orbitali d, mogą się tworzyć orbitale 
wiążące typu sp

3

, sp

2

 i sp zgodnie z kwantową teorią wiązań.

W zależności od rodzaju hybryd biorących udział w tworzeniu 
kompleksu uzyskujemy różne rodzaje struktur cząsteczek. 
- sp - liniowa 
- sp

2

 - trygonalna 

- sp

3

 - tetraedryczna 

- dsp

2

 - kwadratowa płaska 

- d

2

sp

3

 - oktaedryczna

Barwa związków kompleksowych

Cechą wyróżniającą związki kompleksowe metali przejściowych 
jest ich barwa. 
W zwykłych związkach przejścia elektronowe są związane z 
absorpcją energii w zakresie nadfioletu. Drgania oscylacyjne, 
czy rotacyjne cząsteczek są wzbudzane promieniowaniem o 
mniejszej energii (zakres podczerwieni). W efekcie 
promieniowanie widzialne jest nieabsorbowane i większość 
substancji jest biała.

Zabarwienie kompleksów metali przejściowych dobrze 
tłumaczy teoria pola krystalicznego. Ligandy rozmieszczone w 
określony sposób wokół metalu centralnego oddziaływują w 
różny sposób na pięć zdegenerowanych orbitali typu d. W 
wyniku tego następuje zróżnicowanie ich energii i stają się 
możliwe przejścia elektronowe d-d. 

Przejścia z niższego na wyższy poziom orbitalu d odbywa się z 
absorpcją światła z zakresu 400 – 700 nm i związek staje się 
barwny.
Wartość rozszczepienia energetycznego Δ orbitali d będzie 
zależna od charakteru ligandów. 
Będzie wzrastać wraz ze zmianą ligandu w następującej 
kolejności:

I

-

  <  Br

-

  <  Cl

-

  <  F

-

  <  OH

-

  <  H

2

O  < NH

3

  <  SO

3

2-

  <  NO

2

-

  < 

 CN

-

Im dalej w prawą stronę, tym większe Δ i tym bardziej pasmo 
absorpcji przesuwa się od czerwieni (mała energia widma) do 
błękitu (duża energia widma). 
Obserwowana barwa odpowiednio się zmienia. 
Na przykład [V(H

2

O)

6

]

4+ 

pochłania promieniowanie czerwone - 

do obserwatora dociera więc barwa niebieska; kompleks 
[V(CN)

6

]

2-

 absorbuje w fiolecie -  pojawia się żółta barwa 

roztworu.
Powyższa kolejność ligandów jest znana pod nazwą szeregu 
spektrochemicznego.

Chelaty

Grupą związków kompleksowych o znacznej trwałości są 
chelaty – kompleksy w których ligand tworzy z metalem kilka 
wiązań koordynacyjnych. Zależnie od ich liczby mówimy o 
ligandach 2, 3, .... 6 kleszczowych (greckie chele – kleszcze, 
szpony). 

Etylenodiamina i jej 

kompleks

Hemoglobina

Znaczenie związków kompleksowych

Trudno przecenić znaczenie związków kompleksowych 
w otaczającym nas świecie. Większość związków 
metali po rozpuszczeniu w wodzie daje akwajony (co 
pomijamy często w zapisie reakcji). Reakcje 
fotosyntezy, transport tlenu w organizmach żywych 
czy gospodarka jonami K

+

, Na

+

, Mg

2+

, Ca

2+

 zachodzą 

dzięki związkom kompleksowym. Katalizują one wiele 
procesów biochemicznych i chemicznych (w tym 
procesy technologiczne).

Związki kompleksowe odgrywają również istotną rolę 
w chemii analitycznej: służą do wykrywania, 
rozdzielania, zatężania lub maskowania jonów. 
Niektóre z nich to odczynniki specyficzne, reagujące z 
jednym określonym jonem, jak np. : dimetyloglioksym 
(DMG) używany do wykrywania Ni

2+

.

CHEMIA KOORDYNACYJNA 

ZWIĄZKÓW BIONIEORGANICZNYCH

• W  układach  biologicznych  jony  metali  najczęściej  łączą 

się  z  donorowymi  lgandami,  zgodnie  z  preferencjami 

określonymi  przez  teorię  twardych  i  miękkich  kwasów  i 

zasad. W tabeli zestawiono twarde i miękkie jony metali, 

uwzględniając 

zarówno 

metale 

występujące 

w 

organizmie  żywym,  jak  i  niektóre  inne,  stosowane  jako 

sondy  biologiczne  i  składniki  leków.  Jako  „miękkie" 

określa  się  cząstki  duże  i  łatwo  polaryzowalne,  jako 

„twarde"  —  cząstki  małe  i  trudniej  polaryzowalne.  Jony 

metali  uważa  się  za  kwasy  Lewisa.  W  tabeli  podano 

również twarde i miękkie zasady Lewisa, atomy ligandów 

ulegających  skoordynowaniu  z  metalami.  W  środowisku 

biologicznym  te  ligandy  są  dostarczane  przez  boczne 

łańcuchy  białek,  zasady  kwasów  nukleinowych,  małe 

składniki  cytoplazmy,  kofaktory  organiczne  i  oczywiście, 

przez wodę. 

Zgodnie z ogólną regułą, twarde kwasy 

wiążą  się  preferencyjnie  z  twardymi  zasadami,  a 

miękkie  kwasy  z  miękkimi  zasadami;  istnieją 

jednak wyjątki

. 

Litowce i berylowce, np. Ca2+, wiążą się najczęściej z 

karboksylanowymi atomami tlenu, Fe3+ — z karboksylanowymi i 

fenoksylowymi donorami tlenowymi, a Cu2+ — z atomami azotu 

histydyny (tabl. 2.1). Dobrą ilustracją koncepcji twardych i miękkich 

kwasów i zasad w chemii bionieorganicznej są białka metalotioneinowe 

(rys. 2.1). Blisko 30-35% amino kwasów tej klasy białek to reszty 

cysteiny, których grupy sulfhydrylowe wiążą się łatwo z miękkimi 

jonami metali, np. Cd2+, Hg2+, Pb2+ i Tl + . Jedną z biologicznych 

funkcji metalotioneiny jest ochrona komórek przed toksycznym 

działaniem tych jonów metali.

W  jaki  sposób  jony  metali  dostają  się  do  komórek  i  jak  są 

magazynowane?  Jest  to  przedmiot  intensywnych  badań  w 
chemii  bionieorganicznej,  nie  można  tu  jednak  zastosować 
klasyfikacji opartej na funkcjach metali. Najlepiej zbadanym z 
tego  punktu  widzenia  metalem  jest  żelazo.  W  organizmach 
ssaków  żelazo  jest  wiązane  i  transportowane  przez  białko 
surowicy,  transferynę,  a  magazynowane  przez  ferrytynę. 
Niemal sferyczny, wydrążony szkielet ferrytyny może wiązać 
do  4500  jonów  Fe

3+

  .  Szczegółowy  przebieg  procesu 

przenikania  żelaza  przez  strukturę  ferrytyny  nie  jest  znany  i 
stanowi  przedmiot  badań.  Miedź  jest  transportowana  przez 
białko  surowicy  —  ceruloplazminę.  Wiadomo,  że  podobne 
białko,  albumina,  wiąże  i  transportuje  jony  metalu. 
Metalotioneina  jest  białkiem  bogatym  w  cysteinę  i 
występującym  w  dużych  ilościach,  gdy  komórki  zawierają 
nadmiar pewnych jonów metali, także toksycznych, np. Cd

2+

 i 

Pb

2+

  .  Metalotioneina  spełnia  więc  funkcję  ochronną;  może 

również uczestniczyć w kontroli transportu, magazynowania i 
stężenia jonów metalu w warunkach normalnych.

Transport i magazynowanie 

jonów metali

EDTA

Iloczyn rozpuszczalności

Pojęcie iloczynu rozpuszczalności stosuje się do 
substancji, których rozpuszczalność nie przekracza 
0,01 mola w litrze.

Iloczyn rozpuszczalności trudno rozpuszczalnej 
substancji określa się jako iloczyn stężeń jonów tej 
substancji pozostającej w równowadze z osadem. 

Rozpatrzmy to na przykładzie soli AgCl.
Po wprowadzeniu do wody ilości AgCl w ilości 

przekraczającej rozpuszczalność tej soli w roztworze 

ustala się stan równowagi dynamicznej. 
Stan równowagi reakcji rozpuszczania i reakcji 

wytrącania osadu można przedstawić za pomocą formy 

matematycznej prawa działania mas:

Wyżej wymieniona reakcja ma dwie stałe równowagi 
reakcji: reakcji strącania i reakcji rozpuszczania 
osadu. Nas oczywiście interesuje stała reakcji 
rozpuszczania osadu. 

Równanie

 

 

przekształcamy, otrzymując zależność:

K

rozp

  [AgCl] = [Ag

+

]  [Cl

-

]  

Ponieważ [AgCl] jest wielkością stałą (stanowi fazę stałą) 
iloczyn 

K

rozp

  [AgCl] jest też wielkością stałą i oznaczany jest jako 

iloczyn rozpuszczalności (K

so

) soli AgCl, a więc ostatecznie:

K

so

 = [Ag

+

]  [Cl

-

] 

 

 

Uogólniając iloczyn rozpuszczalności związku M

a

X

b

 

wynosi:

K

so

 = [M

b+

]

a

 [X

a-

]

b

Ponieważ iloczyn rozpuszczalności wyprowadza się z 
teorii równowag dynamicznych reakcji 
odwracalnych, zatem wielkość ta dotyczy tylko 
roztworów nasyconych i jest wielkością stałą 
dla określonego rozpuszczalnika i elektrolitu 
trudno rozpuszczalnego w danej 
temperaturze.

Niekiedy iloczyn rozpuszczalności jest 
przedstawiany w postaci wykładniczej:

pK

so

 = - log K

so

 

 

Z równania ogólnego: 

K

so

 = [A

+

]  [B

-

]

wynika że po podstawieniu dużego stężenia B

-

 przy 

stałej wartości K

so

, musi zmaleć stężenie A

+

, a zatem 

wzrasta ilość wytrącanego osadu. 
Z tego wynika, że rozpuszczalność trudno 
rozpuszczalnych elektrolitów ulega zmniejszeniu po 
wprowadzeniu do roztworu elektrolitu z jonem 
wspólnym.
Ma to praktyczne zastosowanie przy przemywaniu 
powstałego osadu nie np. wodą destylowaną, tylko 
roztworem wspólnego jonu. 
Strącanie jonu będzie całkowite wówczas, kiedy 
dodamy przynajmniej stechiometryczną ilość 
odczynnika strącającego. W praktyce dodaje się 
nadmiar odczynnika szczególnie wtedy, gdy wytrącamy 
osady o dużych iloczynach rozpuszczalności. Nadmiar 
odczynnika powoduje pełniejsze wytrącenie kationu, na 
skutek prawa działania mas i przesunięcia równowagi 
reakcji w stronę tworzenia osadu.