工科基礎(chǔ)化學(xué)第三章課件

1、第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 可溶弱電解質(zhì)的單相離子平衡 3.1.2 水的解離平衡和溶液的pH 3.1.4 緩沖溶液 3.1.3 弱酸、弱堿的解離平衡 3.1.1 酸堿理論概述 3.1.1 酸堿理論概述 3.1.1.3 酸堿電子理論的基本概念 3.1.1.2 酸和堿的相對強(qiáng)弱 3.1.1.1 阿累尼烏斯電離理論和酸 堿質(zhì)子理論3.1.1.1 阿累尼烏斯電離理論和酸堿質(zhì)子理論一、阿累尼烏斯電離理論1、定義：認(rèn)為，電解質(zhì)在水溶液中能夠電離，電離時(shí)產(chǎn)生的陽離子全部是H+離子的化合物叫酸，電離時(shí)生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。2、這一理論的意義和優(yōu)缺點(diǎn) (1) a、在化學(xué)組成上揭示了酸

2、堿的本質(zhì)，解釋了一些實(shí)驗(yàn)事實(shí)。 b、找到了衡量酸、堿、強(qiáng)度的定量標(biāo)準(zhǔn)，因此是人類對酸堿認(rèn)識的一大飛躍。（2）此理論只限于在水溶液中，有很大局限性，無法解釋非水溶液中的酸堿性問題。 如：液氨 2NH3（l） NH4+NH2- 顯堿性 阿累尼烏斯電離理論無法解釋1、酸堿質(zhì)子理論的基本概念 酸：凡是能釋放出質(zhì)子（H+）的任何分子或離子。 （質(zhì)子的給予體） 堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結(jié)合的分子或離子。 （質(zhì)子的接受體） 二、 酸堿質(zhì)子理論（1）質(zhì)子理論中的酸堿即可以是分子，也可以是離子如：酸：H2SO4,HSO4-,NH4+,HPO42-,HCO3-. 堿：Cl-,NH3,SO42-,CO32-,OH-

3、,HPO42-（2）有的離子即可以是酸，也可以是堿。稱為兩性物質(zhì)如：HSO4-、HS-、H2O、HPO42-、H2PO4-等按質(zhì)子理論，酸與堿并不是孤立的，酸給出質(zhì)子成為堿，堿接受質(zhì)子成為酸。 如：H2PO4 -H+HPO42- 酸 堿注意: 稱其酸堿，一定要有對應(yīng)關(guān)系。 在共軛酸堿對中，酸越強(qiáng)，共軛堿越弱，反之亦然（3）質(zhì)子理論中沒有鹽的概念 在電離理論中酸堿反應(yīng)是生成了鹽和水，而質(zhì)子論的酸堿反應(yīng)是質(zhì)子傳遞過程，由兩種酸、堿通過質(zhì)子傳遞生成了另外兩種新酸、新堿。如：NH3+HCl NH4+Cl-堿1 酸2 酸1 堿2 2、質(zhì)子理論的優(yōu)缺點(diǎn)： （1）優(yōu)點(diǎn)：質(zhì)子理論定義酸堿不受溶液限制，可以是水

4、溶液，也可以是非水溶液，克服了電離理論的缺點(diǎn)。而且質(zhì)子理論還可將電離理論中的電離作用、中和作用、水解作用等各類離子反應(yīng)歸納為質(zhì)子傳遞式酸堿反應(yīng)，加深了人們對酸堿的認(rèn)識。（2）局限性：質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，必須含H+,不能解釋不含氫的一類化合物，如“SO2,SO3,BF3”等。區(qū)分效應(yīng)：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相對強(qiáng)弱區(qū)分開來，稱為溶劑的“區(qū)分效應(yīng)”。 例如：H2O可以區(qū)分HAc，HCN酸性的強(qiáng)弱。拉平效應(yīng)：溶劑將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應(yīng)”。 酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。 3.1.1.2 酸和堿的相對強(qiáng)弱HCl HAc HCN 水對強(qiáng)酸起

5、不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將HClO4，HCl，HNO3等強(qiáng)酸的質(zhì)子全部奪取過來。選取比水的堿性弱的堿，如冰醋酸為溶劑對水中的強(qiáng)酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應(yīng)。例如上述強(qiáng)酸在冰醋酸中不完全解離，酸性強(qiáng)度依次為：HIHClO4HClH2SO4HNO3Lewis 酸：凡是可以接受電子對的分子、離子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。Lewis 堿：凡是給出電子對的離子或分子，如 ：X, :NH3, :CO, H2O: 等。Lewis酸與Lewis堿之間 以配位鍵結(jié)合生成酸堿加合物。 3.1.1.3 酸堿電子理論BF3 + FCu2+ + 4 NH3優(yōu)缺點(diǎn)優(yōu)點(diǎn)：由于電子理論中酸堿反應(yīng)生成了酸

6、堿配合物，因此有配位鍵存在的化合物即是酸堿配合物，所以一切鹽類，金屬氧化物及其它大多數(shù)無機(jī)化合物、有機(jī)化合物都是酸堿配合物，應(yīng)用非常廣泛。缺點(diǎn)：由于包括范圍過于廣泛，從而不易掌握酸堿的本質(zhì)特征，而且沒有一個(gè)衡量酸堿強(qiáng)弱的標(biāo)準(zhǔn)，不能定量計(jì)算。小結(jié)：三個(gè)理論不要做比較，包含各個(gè)理論解決的范圍不同。 水溶液中用電離理論較方便，在非水溶劑中成氣 態(tài)反應(yīng)中，質(zhì)子理論應(yīng)用較廣，而電子理論主要應(yīng)用于配位化學(xué)上。 3.1.2 水的解離平衡和溶液的pH二、 溶液的pH一、 水的解離平衡一、 水的解離平衡 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq)或 H2O (l) H+ (aq) +

7、 OH(aq)25純水：c(H+)= c(OH)=1.010-7molL-1cc)OH()OH(3-+=ccKw 水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。Kw=1.010-14KwT ， Kw100純水：=10-12Kw二、 溶液的pH酸性H+OH-; 堿性H+10-7 H+10-7 H+=10-7溶液中氫離子濃度的負(fù)對數(shù)叫pH值 pH=-lgH+ p0H=-lgOH-lgH+ + (-lgOH-) = -lg1.010-14pH + pOH =14pH值的測定:(1)酸度計(jì) （2）pH試紙 3.1.3 弱酸、弱堿的解離平衡二、 多元弱酸的解離平衡一、 一元弱酸、弱堿的解離平衡 1.一元弱酸的解離平衡

8、一、 一元弱酸、弱堿的解離平衡HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A(aq)=( )HAKa 越大，酸性越強(qiáng)。Ka初始濃度/molL-1 0.10 0 0平衡濃度/molL-1 0.10 x x xHAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq)例：計(jì)算25時(shí)，0.10 molL-1 HAc溶液中的H3O+, Ac, HAc,OH濃度及溶液的pH。解：x10.0 x2-=1.810-5當(dāng)c/ Ka 500時(shí)，誤差可達(dá)5%以下，可近似計(jì)算。0.10-X0.1010.0 x21.810-5解離度(a)c(H3O+) = c(Ac) = 1.3103 molL-1 c(HAc

9、)=(0.10-1.3103)molL-10.10molL-1c(OH) =7.71012 molL-1 = c (H3O+)c(OH)KW與 的關(guān)系：HA(aq) H+(aq) + A(aq) 平衡濃度/molL-1 c c c c初始濃度/molL-1 c 0 0Ka2. 一元弱堿的解離平衡 NH3H2O NH4+OH-例：已知25時(shí)， 0.200molL-1氨水的解離度為 0.95%，求c(OH), pH和氨的解離常數(shù)。 越大,堿性越強(qiáng)。Kb3109.1%95.0200.0)OH(-=cmolL-1molL-1c0 /molL-1 0.200 0 05108.1-=327.11)109.

10、1lg(14pOH14pH-=-=-=解：ceq /molL-1 0.200(1 0.95%) 0.2000.95% 0.2000.95% 由此可知：Ka、Kb互成反比，如果酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱，反之，酸越弱，其共軛堿就越強(qiáng)。小結(jié)： (1) Ka、Kb同樣是一種化學(xué)平衡常數(shù)，它符合 化學(xué)平衡的基本規(guī)律。 (2) Ka、Kb值越大，說明其酸（堿）強(qiáng)度越大。 (3) Ka、Kb與濃度無關(guān)，只隨溫度變化。3. Ka、Kb二者的關(guān)系二、多元弱酸的解離平衡結(jié)論： 多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般 。溶液中的 H+主要來自于弱酸的第一步解離，計(jì)算 c(H+)或 pH 時(shí)可只考慮第一步解離。 對于二元弱

11、酸 ，當(dāng) 時(shí)，c(酸根離子) ，而與弱酸的初始濃度無關(guān)。共軛酸堿對的 KaKb =Kw 3.1.4 緩沖溶液 3.1.4.4 緩沖范圍和緩沖能力 3.1.4.3 緩沖溶液pH的計(jì)算 3.1.4.2 緩沖溶液 3.1.4.1 同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。 HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) +Ac(aq) 3.1.4.1 同離子效應(yīng)Ac(aq) NH4Ac(aq) (aq) +平衡移動方向例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的濃度為 0.10 m

12、olL-1，計(jì)算該溶液的 pH和 HAc的解離度。x = 1.810-5 c(H+) = 1.810-5 molL-1 0.10 x 0.100.10 molL-1 HAc溶液：pH = 2.89， = 1.3%解： HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq) ceq / (molL-1) 0.10 x x 0.10 + xc0/ (molL-1) 0.10 0 0.10 pH = 4.74， = 0.018%50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH = 4.74 緩沖溶液：具有能保持本身pH相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強(qiáng)酸或

13、強(qiáng)堿而顯著改變pH的溶液)。加入1滴1molL-1 HCl加入1滴1molL-1 NaOH實(shí)驗(yàn)：50ml純水pH = 7 pH = 4.73 pH = 4.75 3.1.4.2 緩沖溶液弱酸極其共軛堿或弱堿極其共軛酸所組成的溶液pH = 3 pH = 11 緩沖作用原理:主要是依據(jù)同離子效應(yīng)的作用平衡體系中:加入H+，平衡左移，消耗H+； 加入OH-，平衡右移，生成H+。這樣，加入少量酸堿，溶液的pH值不會發(fā)生顯著變化。作為緩沖溶液的條件: 首先混合液中存在一個(gè)弱電解質(zhì)的電離平衡，另外,要有大量的同離子酸根. 常見的緩沖溶液包括:1)弱酸及其鹽 HAc-NaAc , H2CO3-NaCO32)

14、弱堿及其鹽 NH3H2O-NH4Cl3)多元弱酸的酸式鹽及其對應(yīng)的次級鹽 NaH2PO4-Na2HPO4 , NaHCO3-Na2CO3 弱酸弱酸鹽：由于同離子效應(yīng)的存在，通常用初始濃度c0(HA) ,c0(A)代替c(HA) ,c(A) 。3.1.4.3 緩沖溶液pH的計(jì)算平衡濃度例HAcNaAc，H2CO3NaHCO32. 弱堿 弱堿鹽（NH3 H2O NH4Cl） 3.由多元弱酸酸式鹽 組成的緩沖溶液例1：如 NaHCO3Na2CO3 , NaH2PO4Na2HPO4弱酸弱酸鹽弱堿弱堿鹽小結(jié)：結(jié)論：緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關(guān)，c(HA) ，c(B)及 c(A)或c(BH+)較

15、大時(shí),緩沖能力強(qiáng)。緩沖溶液的緩沖能力是有限的；決定的，緩沖溶液的pH主要是由或例題：欲配置1LpH=5的緩沖溶液，如果要求HAc濃度為0、20mol，需1 mol/L的HAc、NaAc各多少升？解： pH=pKa-lgC酸/C鹽5=4.75-lg0.20/ C鹽C鹽=0.36mol/l又因?yàn)?C1V1=C2V2對于HAC: 0.21=1VHAC VHAC=0.2(L) 對于NaAC: 0.361=1VNaAC VNaAC=0.36(L)4.緩沖溶液的計(jì)算例2 :100ml 0.2mol/LHAc溶液中加入等體積的和0.2mol/L的NaA c溶液，混合后計(jì)算溶液的pH值。若往上述溶液中加入1.

16、0 ml 0.1mol/L HCl溶液,計(jì)算此時(shí)溶液的pH值?（已知HAc的Ka=1.7510-5，及pKa=4.76）解：HAc和NaAc溶液組成緩沖溶液（1）因等體積混合，c（HAc）= c（NaAc）=0.2/2=0.1mol/L（2）加入少量HCl時(shí)，認(rèn)為H+幾乎全部與Ac-結(jié)合生成HAc例： 求 30mL 2.0molL-1 NH3溶液和 10mL 2.0 molL-1 HCl的混合后溶液的pH值。（已知NH3的pKb=4.76）反應(yīng)解：先反應(yīng)再計(jì)算 3.1.4.4 緩沖范圍和緩沖能力 所選擇的緩沖溶液，除了參與和 H+或 OH 有關(guān)的反應(yīng)以外，不能與反應(yīng)系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應(yīng)；

17、 緩沖溶液的選擇和配制原則： 或 盡可能接近所需溶液的pH值；欲配制的緩沖溶液的 pH 值應(yīng)選擇的緩沖組分 若 或 與所需pH不相等，依所需pH調(diào)整 第二節(jié) 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡 2.3 兩種沉淀之間的平衡 2.2 沉淀的生成與溶解 2.1 溶解度和溶度積 2.1 溶解度和溶度積2.1.3 溶度積和溶解度間的關(guān)系2.1.2 溶度積2.1.1 溶解度 在一定溫度下，達(dá)到溶解平衡時(shí)，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的質(zhì)量，叫做溶解度通常以符號 S 表示。 對水溶液來說，通常以飽和溶液中每 100g 水所含溶質(zhì)質(zhì)量來表示，即以：g /100g水表示。2.1.1 溶解度 在一定溫度下，將難溶電解質(zhì)晶體放入水

18、中時(shí)，就發(fā)生溶解和沉淀兩個(gè)過程。2.1.2 溶度積在一定條件下，當(dāng)溶解和沉淀速率相等時(shí)，便建立了一種動態(tài)的多相離子平衡。溶度積常數(shù)：一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中，離子濃度系數(shù)次方的積為一常數(shù)，為溶度積常數(shù)。簡稱溶度積,表示為比如：一般沉淀反應(yīng)：(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmn-+可簡寫為：溶解沉淀 說明：1.溶度積常數(shù)為溫度的函數(shù)，溫度一定，則Ksp一定；2.能夠反應(yīng)電解質(zhì)的溶解能力，Ksp越大，則電解質(zhì)的溶解能力越強(qiáng)。2.1.3溶度積和溶解度間的關(guān)系nSmS溶度積和溶解度的相互換算溶度積與溶解度都可以用來表示物質(zhì)的溶解能力，它們之間可以相互換算(aq)mB(aq)nA (s)

19、BAnmmn-+例 ：25oC，AgCl的溶解度為1.9210-3 gL-1，求同溫度下AgCl的溶度積。)L/(mol1-SS平衡濃度解：已知 Mr(AgCl)=143.31313Lmol1034.1Lmol3.1431092.1 -=S)aq(Cl(aq)Ag AgCl(s) -+說明：由溶度積轉(zhuǎn)換的濃度單位為：molL-11021080.1)Cl()Ag()AgCl(-+=SccKsp 2 )L/(mol1xx-平衡濃度42331.7)CrOMr(Ag=1215Lg102.2Lg 331.7105.6-=S5312105.6 ,4101.1-=xx)aq(CrO(aq)2Ag (s)Cr

20、OAg4422-+解：例：25oC，已知 (Ag2CrO4)=1.110-12，求同溫下S(Ag2CrO4)/gL-1。22-4(Ag)c(2+=4)CrO)CrOAg(c)CrOAg()AgCl(42SSKspKspKsp 2.2 沉淀的生成與溶解2.2.3 沉淀的溶解平衡2.2.2 同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)2.2.1 溶度積規(guī)則沉淀溶解平衡的反應(yīng)商判據(jù),即溶度積規(guī)則：2.2.1 溶度積規(guī)則(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmn-+ Q 平衡向左移動，沉淀析出； Q = 處于平衡狀態(tài)，飽和溶液； Q 平衡向右移動，無沉淀析出； 若原來有沉淀存在，則沉淀溶解。KspKspKsp例：BaCO3的

21、生成。 加 BaCl2 或 Na2CO3 加酸(aq)CO(aq)Ba (s)BaCO2323-+利于 BaCO3 的溶解。23 )(CO QQc-KspKsp例：150ml 0.02mol/LMgCl2溶液中加入50ml的 0.1mol/L NaOH溶液，有何現(xiàn)象？解：溶液混合瞬間離子濃度分別為： C（Mg2+）=n1/V=0.02150/（150+50） =0.015 mol/L C（OH-） =n2/V=0.02150/（150+50） =0.025 mol/L 則溶液中有關(guān)離子的乘積為： Q = C（Mg2+） C2（OH-）=0.015 （0.025） =9.410-6查表知Ksp（

22、Mg（OH）2）=5.6110-12由溶度積規(guī)則，由于Q Ksp，則有白色沉淀析出2.2.2 同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)1.同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)溶液中加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的作用。鹽效應(yīng)： 在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的作用。2.鹽效應(yīng) 2.2.3 沉淀的溶解平衡1.沉淀的生成 根據(jù)溶度積規(guī)則，要使某物質(zhì)析出沉淀，必須使Q Ksp； 環(huán)境保護(hù)中常用可溶性氫氧化物或其它沉淀劑來去除工業(yè)廢水中的Cr3+，Zn2+，Pb2+等有害離子。 通常:當(dāng)溶液中被沉淀離子濃度小于10-5(mol/l)時(shí)，認(rèn)為沉淀完全了?？梢酝ㄟ^控制溶液的pH

23、值，使得QKsp，則有沉淀生成，例如：某工廠排放的廢水中含有96mg/L的Zn2+，用化學(xué)沉淀法應(yīng)控制PH值為多少時(shí)才能達(dá)到排放標(biāo)準(zhǔn)（5mg/L）？解：用化學(xué)沉淀法使Zn2+生成Zn(OH)2,從而使Zn2+濃度減小，以達(dá)排放標(biāo)準(zhǔn)。 5mg/L換算成物質(zhì)的量濃度為：7.710-5mol/L,此時(shí)利用溶度積規(guī)則估算應(yīng)控制OH-濃度及PH值： (C(OH-)/C)2(C(Zn2+)/ C) Ksp(Zn(OH)2)POH6.00 即：PH8.00即PH值不小于8.00時(shí)才能達(dá)到排放標(biāo)準(zhǔn)2.826.85pH可將pH值控制在 2.82 6.85 之間Fe3+沉淀完全Ni2+開始沉淀例題：在含有0.10

24、molL-1 Fe3+和 0.10molL-1 Ni2+的溶液中，欲除掉Fe3+，使Ni2+仍留在溶液中，應(yīng)控制pH值為多少?解：c(Fe3+)10-52.沉淀的溶解若想使沉淀溶解，必須滿足溶度積規(guī)則QKsp，因?yàn)闇囟炔蛔?，sp是一常數(shù)，只能設(shè)法減小Q，即降低有關(guān)離子濃度。22Mn(OH) Mg(OH) 例如：上。加入銨鹽溶解，道理同(s)Mn(OH)2)aq(2OH)aq(Mg (s)Mg(OH)22+-+-+)aq(OHNH )aq(OH)aq(NH234+ (1)生成弱電解質(zhì)許多難溶物能在酸或銨鹽溶液中溶解生成水。比如金屬離子的氫氧化物。使QQKsp122101.5)Mg(OH)(=-K

25、sp o c0.05066o6 105.4 105.4 105.4050.0 )L(mol/1c+-平衡濃度Mg(OH) )2(2Q沉淀析出，為了不使423(aq)OH (aq)NH O(l)H (aq)NH+-+25.0101.5)Mg()(Mg(OH)OH(1222-+-=ccKspKsp許多難溶物能在酸溶液中溶解，生成弱酸，如CaF2，CaCO3，CaC2O4等弱酸鹽。 以CaO3為例，溶解反應(yīng)為： CaCO3 Ca2+ CO32- + 2H+H2CO3(2)生成配合物)aq(SH)aq(CdCl (aq)Cl4)aq(2HCdS(s)224+-+(aq)Cl(aq)Ag(NH (aq)

26、2NHAgCl(s)233-+許多難溶物可能不溶于酸溶液，但可以使之生成配離子而溶解。如：降低了Cd2+的濃度，因Qcc)(Ag)Ag(I2Cl1+cc)I()(AgI)Cl()(AgClspsp-ccKKc 與被沉淀離子濃度有關(guān)借助于某種試劑，將一種難溶物向另一種難溶物轉(zhuǎn)變的過程，稱之為沉淀的轉(zhuǎn)化。例：將碘化鉀溶液加入到白色的氯化銀沉淀中，振蕩后，白色沉淀會部分甚至全部轉(zhuǎn)化成黃色沉淀。其轉(zhuǎn)化過程為：2.3.2 沉淀的轉(zhuǎn)化) ( Ag)( Cl+-+-=)(Ag)( Icc ccK)( AgI)( AgClspspKK=AgCl（S） Ag+Cl- + I-AgIAgCl（S）+I- AgI+

27、Cl-結(jié)論：沉淀類型不同，計(jì)算反應(yīng)的 。沉淀類型相同, 大（易溶)者向 小（難溶)者轉(zhuǎn)化容易， 二者 相差越大，轉(zhuǎn)化越完全，反之 小者向 大者轉(zhuǎn)化困難；spKspKspKspKspK3.3.1 配位化合物的基本概念3.3.4 配合物在水溶液中的穩(wěn)定性 3.3.2 配位化合物的組成3.3.3 化學(xué)式的書寫和配合物的命名3.3.5 配位反應(yīng)的應(yīng)用3.3 配位化合物的離子平衡本節(jié)內(nèi)容.1 配位化合物的基本概念讓我們先看一個(gè)實(shí)驗(yàn)：Cu(OH)2沉淀Cu(NH3)42+溶液CuSO4溶液Cu(OH)2沉淀Cu(NH3)42+溶液CuSO4溶液NH3水NH3水 配位化合物可看成是由中心離子與配位體以配位鍵

28、結(jié)合而成的一類化合物。1. 配位化合物 CuSO4 + 4 NH3 Cu(NH3)4SO4 3NaF + AlF3 Na3AlF6 SiF4 + 2 HF H2SiF6Ni + 4 CO Ni(CO)4 由一方單獨(dú)提供電子而由雙方共同使用所形成的共價(jià)鍵我們稱之為配位鍵正離子（多）中性原子（少）金屬元素（多）非金屬元素（少） 其中能夠提供空軌道的原子或離子統(tǒng)稱為中心體，也稱形成體。 大多數(shù)金屬離子特別是過度金屬離子,能夠提供空軌道，都可以作為中心離子, 例如:Cu2+、Fe3+、Co3+、Ag+、Pt4+2. 中心體、配位體和配位原子2. 中心體、配位體和配位原子 能夠提供孤電子對的分子或離子(

29、如NH3分子、CO分子和CN離子)叫做配位體(Ligand), 配位體中與中心原子直接鍵合的原子叫配位原子(如配位體NH3中的N原子，配位體CN-和CO中C原子)。 配位體負(fù)離子：X- SCN- C2O42- CN- 中性分子：H2O NH3 CO en.單多齒配位體 因含有的配位原子數(shù)目不同分為單齒配位體 和多齒配位。 單齒配體： 一個(gè)配體只提供一個(gè)配位原子 多齒配體： 一個(gè)配體能提供多個(gè)配位原子乙二胺（en）乙二胺四乙酸根 EDTA（Y4）乙二酸根（草酸根）O OC CO O2 4 配合物中直接與中心體結(jié)合的配位原子的總數(shù). 配位數(shù)例如： 螯合物(Chelate)是中心離子與多齒配位體形成

30、的一種環(huán)狀結(jié)構(gòu)的配合物。能和中心離子形成螯合物的，含有多齒配體的配合劑叫螯合劑(Chelating agent)。常見的螯合劑是含有N、O、S、P等配位原子的有機(jī)化合物，如en、Y4+ 等大多數(shù)螯合物具有五元環(huán)或六元環(huán)非常穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)，具有特殊的顏色，且不溶于水。生成顏色更深的螯合物。. 螯合物和螯合劑2+1,10-菲咯啉與Fe2+形成的螯合物，其中存在3個(gè)五元環(huán) 卟啉環(huán)與Mg2+離子的配位是通過4個(gè)環(huán)氮原子實(shí)現(xiàn)的。葉綠素分子中涉及包括Mg原子在內(nèi)的4個(gè)六元螯環(huán)3.3.2 配位化合物的組成外界 內(nèi)界只 有 內(nèi) 界 配合物通常是由內(nèi)結(jié)合外界兩部分組成的，內(nèi)界為配合物的特征部分，是中心離子和配位體結(jié)

31、合而形成的一個(gè)相對穩(wěn)定的整體，在配合物的化學(xué)式中，一般用方括號標(biāo)明，不在內(nèi)界的其它離子距離中心體較遠(yuǎn)，構(gòu)成外界中心體 提供空軌道 電子對接受體 Lewis酸配位體 提供孤對電子 電子對給予體 Lewis堿 中心體 中心離子或原子(central ion or central atom) 配位體 中性分子或陰離子配合物內(nèi)外界之間的命名配酸：酸配堿：氫氧化配鹽：先陰離子后陽離子，簡單酸根加 “化”字，復(fù)雜酸根加“酸”字。.3 化學(xué)式的書寫和配合物的命名配合物的命名原則：配體數(shù) 配體名稱 合 中心體名稱（氧化數(shù)）以二、三、四表示不同配體“”分開以羅馬數(shù)字、 表示配體次序： 先無機(jī)后有機(jī)，例如：KPt

32、Cl3(C2H4)：三氯乙烯合鉑()酸鉀。 先陰離子后陽離子，最后中性分子，例如：KPtCl3NH3：三氯氨合鉑()酸鉀； 同類配體，按配位原子元素符號的英文字母順序排列，例如：Co(NH3)5H2OCl3：氯化五氨水合鈷()； 配位原子相同，少原子在先；配位原子相同，且配體中含原子數(shù)目又相同，按非配位原子的元素符號英文字母順序排列，例如：PtNH2NO2(NH3)2：氨基硝基二氨合鉑()； 硫酸四氨合銅()乙二胺四乙酸根合鈣()離子三硝基三氨合鈷()五羰(基)合鐵(三)氯化五氨水合鈷()硝酸羥基三水合鋅()五氯氨合鉑()酸鉀氫氧化四氨合銅()六氯合鉑()酸命名下列配合物和配離子： （1）(N

33、H4)3SbCl6; （2）Co(en)3Cl3 （3）Cr(H2O)4Br2Br2H2O(1) 六氯合銻酸銨（）(2) 三氯化三（乙二胺）合鈷（）(3) 二水合溴化二溴四水合鉻（）SolutionQuestion 2 在一定溫度下，當(dāng)某配離子生成反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，平衡常數(shù)就是配離子的穩(wěn)定常數(shù)，記做Kf或K穩(wěn)；解離反應(yīng)的平衡常數(shù)為不穩(wěn)定常數(shù)，用Kd或K不穩(wěn)表示.4. 配合物在水溶液中的穩(wěn)定性(1) 平衡常數(shù) 解離常數(shù) 穩(wěn)定常數(shù)Kf越大，配離子越穩(wěn)定 只能在配位體數(shù)目相同的配位體之間進(jìn)行。 SolutionQuestion 11 使用 值的大小比較配位實(shí)體的穩(wěn)定性時(shí), 應(yīng)注意什么? 對同類型的配位體而言, Kf 增大,其穩(wěn)定性 也增大。(2) 逐級穩(wěn)定常數(shù) Cu2+離子實(shí)際存在的形式是Cu(H2O)42+, 這意味著NH3分子配位時(shí)不是進(jìn)入Cu2+離子的空配位層, 而是取代原來配位層中的H2O分子, 而且是分步進(jìn)行的:Cu(H2O)42+ + NH3 Cu(H2O)3NH32+ + NH3 Cu(H2O)2(NH3)22+ NH3 Cu(H2O)(NH3)32+ + NH3 Cu(H2O)3NH32+ + H2O Cu(H2O)2(NH3)22+ + H2