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.