普通化學：第三章 酸堿平衡

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1、無機化學無機化學第三章第三章 酸堿平衡酸堿平衡3.1 3.1 溶液的通性溶液的通性 3.2 3.2 酸堿質(zhì)子理論概述酸堿質(zhì)子理論概述 3.3 3.3 水的水的解解離平衡和離平衡和pHpH值值 3.4 3.4 弱酸、弱堿的解離平衡弱酸、弱堿的解離平衡 3.5 3.5 緩沖溶液緩沖溶液 3.6 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡難溶電解質(zhì)的多相離子平衡 3.7 3.7 酸堿電子理論與配合物概述酸堿電子理論與配合物概述 3.8 3.8 配位反應與配位平衡配位反應與配位平衡無機化學無機化學3.1 非電解質(zhì)溶液的通性非電解質(zhì)溶液的通性 3.1.1 3.1.1 溶液的蒸汽壓下降溶液的蒸汽壓下降3.1.3.1

2、.溶液的沸點上升和凝固點下降溶液的沸點上升和凝固點下降3.1.3.1.溶液的滲透壓溶液的滲透壓 3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學溶有不同溶質(zhì)的溶液通常具有不同的性質(zhì)，如顏色、酸堿性、導電性等。但有些性質(zhì)，卻是所有的溶液所共有的，如蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降以及滲透壓。這些性質(zhì)與溶質(zhì)的本性無關，僅與溶質(zhì)的粒子（分子或離子）數(shù)有關，因而稱其為溶液的通性。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學由難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降以及滲透壓與一定量溶劑中溶質(zhì)的物質(zhì)的量（即溶質(zhì)的粒子數(shù)）成正比，與溶質(zhì)的本性無關，這就是稀溶液定律（Law of Dilute Sol

3、ution），又稱依數(shù)性定律（Law of Collingative Properties）。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學依數(shù)性定律僅適用于非電解質(zhì)稀溶液，當溶質(zhì)是電解質(zhì)時，由于解離出的離子之間、離子與溶劑分子之間相互作用力的增大，上述定律的定量關系就被破外了。顯然，溶質(zhì)的解離對于電解質(zhì)溶液的性質(zhì)具有決定性作用。但是，電解質(zhì)或濃溶液的蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降以及滲透壓的數(shù)值仍是隨溶質(zhì)的粒子（分子或離子）數(shù)的增多而增大的，這就是溶液的“通性”。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學3.1.1 溶液的蒸汽壓下降將純液體放在留有空間的密閉容器中，在一定溫度下，經(jīng)過一定時間，

4、由于液體的蒸發(fā)和蒸汽的凝結，便會在液體與其蒸汽之間建立起液氣平衡。平衡狀態(tài)時的蒸汽叫飽和蒸汽，所產(chǎn)生的壓力稱為飽和蒸汽壓，簡稱為蒸汽壓（Vapor Pressure）。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學以水為例，在一定溫度下，液氣間的相平衡可表示為：其平衡常數(shù)為此處 就是該溫度下純水的蒸汽壓。100時，。H2O(g)H2O(l)蒸發(fā)凝結K=p(H2O)/pp(H2O)p(H2O)=101325Pa3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 實驗證明，純液體中溶解了任何一種難揮發(fā)的物質(zhì)時，難揮發(fā)物質(zhì)溶液的蒸汽壓總是低于純?nèi)軇┑恼羝麎骸＿@里所謂的溶液的蒸汽壓實際是指溶液中溶劑的蒸汽壓。同一

5、溫度下，純?nèi)軇┱羝麎号c溶液蒸汽壓之差，叫做溶液的蒸汽壓下降（Vapor-pressure Lowering）。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學蒸汽壓下降的原因：1 溶劑中溶解了任何一種難揮發(fā)的物質(zhì)后，溶劑表面被一定數(shù)量的溶質(zhì)粒子占據(jù)著，因此，在單位時間內(nèi)從溶液中蒸發(fā)出來的溶劑分子數(shù)比從純?nèi)軇┲姓舭l(fā)出來的溶劑分子數(shù)少；2 溶質(zhì)粒子（分子、離子）與溶劑分子間的作用力大于溶劑分子間的作用力。因此，達到平衡時難揮發(fā)物質(zhì)溶液的蒸汽壓就低于純?nèi)軇┑恼羝麎骸ｏ@然，溶液濃度越大，溶液的蒸汽壓下降得越多。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 1887年法國物理學家拉烏爾根據(jù)實驗結果得出如下規(guī)律：

6、在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸汽壓下降與染指在溶液中的摩爾分數(shù)成正比，而與染指本性無關。這個規(guī)律稱為拉烏爾定律。其數(shù)學表達式為：p=px(B)3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 式中p表示溶液的蒸汽壓下降值，p表示純?nèi)軇┑恼羝麎?，x(B)表示溶質(zhì)B的摩爾分數(shù)。必須指出，任何溶劑或溶液的蒸汽壓都因溫度的不同而不同。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學3.1.2 3.1.2 溶液的沸點上升和凝固點下降溶液的沸點上升和凝固點下降 當某一液體的蒸汽壓等于外界壓力時，液體就會沸騰，此時的溫度稱為沸點（Boiling Point）。而某物質(zhì)的凝固點（Freezing Point）是該

7、物質(zhì)的液相蒸汽壓和固相蒸汽壓相等時的溫度。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 實驗表明，溶液的沸點總是高于純?nèi)軇?，而凝固點則低于純?nèi)軇?。這是由于溶液的蒸汽壓比純?nèi)軇┑牡?，只有在更高的溫度下才能使蒸汽壓達到與外壓相等而沸騰，這就是沸點上升（Boiling Point Elevation）的原因所在。同樣，由于溶液的蒸汽壓下降，低于冰的蒸汽壓，只有在更低的溫度下才能使溶液與冰的蒸汽壓相等，這就是溶液凝固點下降（Freezing Point Depression）的原因。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學拉烏爾根據(jù)實驗歸納出如下規(guī)律：難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的沸點上升和液凝固點下降與溶

8、液的質(zhì)量摩爾濃度bB成正比，而與溶質(zhì)的本性無關。其數(shù)學表達式為：tbp=KbpbBtfp=KfpbB3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 式中 分別為溶劑的沸點上升和液凝固點下降常數(shù)。Kbp Kfp例 2.6g尿素CO(NH2)2溶于50g水中，計算次溶液的沸 點 和 凝 固 點。Kbp=0.52kgmol-1 Kfp=1.86kgmol-13.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 2.6g尿素的物質(zhì)的量為：n=0.043 mol 1kg溶劑中尿素的質(zhì)量摩爾濃度 b=0.86 溶液的沸點 100+0.45=100.45 溶液的凝固點 0 1.60=1.60 答：溶液的沸點為100.45

9、，溶液的凝固點為 1.60。解：尿素CO(NH2)2的摩爾質(zhì)量為60gmol-1 molkg-1tbp=KbpbB=0.52 0.86=0.45 tfp=KfpbB=1.86 0.86=1.60 3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學3.1.3溶液的滲透壓溶液的滲透壓 此處所水的滲透（Osmosis）須通過一種膜才能進行，這種膜上的微孔只能允許溶劑分子通過，而不允許溶質(zhì)分子通過，這種膜叫做半透膜（Semipermeable membrane）。半透膜有兩類：天然半透膜，如動物膀胱、腸衣、細胞膜等；人工半透膜，如硝化纖維素等。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 若被半透膜隔開的兩種溶

10、液的濃度不同，則可發(fā)生滲透現(xiàn)象。實驗表明，當作用于較濃溶液上的壓力比另一側溶液的壓力高出一定數(shù)值時，即可出現(xiàn)在單位時間內(nèi)，從兩個相反的方向穿過半透膜的溶劑分子數(shù)相等的狀態(tài)，即系統(tǒng)在膜兩側達到平衡狀態(tài)。作用于較濃溶液上的額外壓力叫做滲透壓（Osmotic pressure，書上圖3.2）。在一定溫度下，溶液越濃，滲透壓就越大。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 如果外加在較濃溶液上的壓力超過了滲透壓，則會使?jié)馊芤褐械娜軇┫蛳∪芤褐袛U散，這種現(xiàn)象叫做反滲透（Reverse osmsis）。反滲透為海水淡化、工業(yè)廢水或污水處理和溶液濃縮等提供了一個重要的方法。3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化

11、學無機化學 1886年范特霍夫發(fā)現(xiàn)非電解質(zhì)稀溶液的滲透壓可用與氣體狀態(tài)方程式完全相似的方程式來計算，稱范特霍夫方程式。即 或 V=MBmBRT=VnBRT3.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 式中，為溶液的滲透壓，V為純?nèi)軇┑捏w積，R=上式表明在一定體積和溫度下，溶液的滲透壓只與溶液中所含的物質(zhì)的量有關，而與溶質(zhì)本性無關。利用稀溶液的沸點上升、凝固點下降以及滲透壓還可以計算物質(zhì)的相對分子質(zhì)量。8.314 Pam 3mol-1K-13.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學 例 血紅素1.0g，溶于水配制成溶液。此溶液在20時的滲透壓為366Pa，計算 血紅素的相對分子質(zhì)量。3.1 非電解

12、質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學解 答 略.MB=VmBRT=6.66103 gmol-13.1 非電解質(zhì)溶液的通性無機化學無機化學3.2.13.2.1 歷史回顧歷史回顧 3.2.23.2.2 酸堿質(zhì)子理論的基本概念酸堿質(zhì)子理論的基本概念3.2.33.2.3 酸的相對強度和堿的相對強度酸的相對強度和堿的相對強度3.23.2酸堿質(zhì)子理論概述酸堿質(zhì)子理論概述3.2 酸堿質(zhì)子理論概述無機化學無機化學3.2.1 歷史回顧酸堿理論的發(fā)展：1884年，S.Arrhenius 提出酸堿電離理論；1923年，J.N.Brnsted 、T.M.Lowry 分別提出酸堿質(zhì)子理論；1923年，Lewis 提出酸堿電子理

13、論。3.2 酸堿質(zhì)子理論概述無機化學無機化學3.2.2 酸堿質(zhì)子理論的基本概念 酸：凡是能釋放出質(zhì)子（H+）的分子或離子。堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結合的分子或離子。即：酸 質(zhì)子的給予體；堿 質(zhì)子的接受體。兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。3.2 酸堿質(zhì)子理論概述無機化學無機化學酸 H+堿3.2 酸堿質(zhì)子理論概述共軛堿共軛酸共軛酸堿對無機化學無機化學(1)酸堿解離反應是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應如HAc在水溶液中的解離反應是由給出質(zhì)子的半反應和接受質(zhì)子的半反應組成的。HAc(aq)H+Ac(aq)H+H2O(l)H3O+(aq)HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)3.2酸堿質(zhì)子理

14、論概述無機化學無機化學(2)水的自身解離反應也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應：H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)3.2酸堿質(zhì)子理論概述 水是兩性物質(zhì)。無機化學無機化學(3)鹽類水解反應也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應。例如 NaAc水解：H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)NH4Cl水解:H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)Ac+H2O OH+HAcNH4+H2O H3O+NH33.2 酸堿質(zhì)子理論概述無機化學無機化學(4)非水溶液中的酸堿反應 例如NH4Cl的生成：液氨中的酸堿中和反應：H+H+3.2 酸堿質(zhì)子理論概述酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)無機化

15、學無機化學3.2.3 酸的相對強度和堿的相對強度1.酸和堿的強度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強弱。3.2 酸堿質(zhì)子理論概述2.酸和堿的強度與酸堿的本性和溶劑的性質(zhì)有關。酸堿本性無機化學無機化學 溶劑性質(zhì)區(qū)分效應區(qū)分效應：用一個溶劑能把酸或堿的相對強弱區(qū)分開來，稱為溶劑的“區(qū)分效應”。例如，H2O可以區(qū)分HAc，HCN酸性的強弱。拉平效應拉平效應：溶劑將酸或堿的強度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應”。水對強酸起不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將HClO4，HCl，HNO3等強酸的質(zhì)子全部奪取過來。3.2 酸堿質(zhì)子理論概述無機化學無機化學選取比水的堿性弱的堿，如冰醋酸為溶劑對水中的強酸可

16、體現(xiàn)出區(qū)分效應。例如上述強酸在冰醋酸中不完全解離，酸性強度依次為：HI HClO4 HCl H2SO4 HNO33.2 酸堿質(zhì)子理論概述酸越強其共軛堿越弱，堿越強其共軛酸越弱。無機化學無機化學3.3.13.3.1 水的解離平衡水的解離平衡 3.3.23.3.2 溶液的溶液的pHpH值值 3.3 水的解離平衡與溶液的pH值3.3 水的解離平衡與溶液的pH值無機化學無機化學 3.3.13.3.1 水的解離平衡水的解離平衡 H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)或 H2O(l)H+(aq)+OH(aq)K K WW 水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。3

17、.3 水的解離平衡與溶液的pH值無機化學無機化學25純水：100純水：3.3 水的解離平衡與溶液的pH值H2O(l)H+(aq)+OH(aq)無機化學無機化學3.3.2 溶液的pH值3.3 水的解離平衡與溶液的pH值無機化學無機化學3.4.13.4.1 一元弱酸、弱堿的解離平衡一元弱酸、弱堿的解離平衡3.4.23.4.2 多元弱酸的解離平衡多元弱酸的解離平衡3.4.33.4.3 鹽溶液的酸堿平衡鹽溶液的酸堿平衡 3.43.4 弱酸、弱堿的解離平衡弱酸、弱堿的解離平衡3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學3.4.1 一元弱酸、弱堿的解離平衡 1一元弱酸的解離平衡 H2O(l)+HAc(aq)

18、H3O+(aq)+Ac-(aq)初始濃度/molL-1 0.10 0 0平衡濃度/molL-1 0.10 x x x x=1.3103（molL-1）無機化學無機化學 解離度(a)c(H3O+)=c(Ac)=1.3103 molL-1 c(HAc)=(0.101.3103)molL-10.10 molL-1c(OH)=7.71012 molL-1 3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學稀釋定律：在一定溫度下（稀釋定律：在一定溫度下（Ka為定值），某弱電解質(zhì)為定值），某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。解離度與Ka 的關系：HA(aq)H+(aq)+A(

19、aq)初始濃度 c 00平衡濃度c ca ca ca3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學2.一元弱堿的解離平衡一元弱堿的解離平衡例：已知25時，0.200molL-1氨水的解離度為 0.95%，求c(OH),pH值和氨的解離常數(shù)。解：NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)c0 0.200 0 0ceq 0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學 一元弱酸(弱堿)溶液H+和pH值計算公式：3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學3.4.23.4.2 多元弱酸溶液的解離平衡多元弱酸溶液的解離平衡(分步

20、解離）3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學例5-4(p121)：計算0.010 molL-1H2CO3溶液中的 H3O+、H2CO3、HCO3、CO32、OH濃度及溶液的pH值（已知Ka1=4.210-7,Ka2=4.710-11）。Ka1/Ka2 103 解:H2CO3+H2O=H3O+HCO3-Ka1平衡濃度:0.01-x x x無機化學無機化學結論結論：多元弱酸的解離是分步進行的。一般 ，溶液中的 H+主要來自于弱酸的第一步解離，計算 c(H+)或 pH 時可只考慮第一步解離。二元弱酸中，c(B2-)K2，而與弱酸的初始濃度無關。二元弱酸溶液中，c(H3O+)2 c(B2-)?；焖?/p>

21、中的二元弱酸，H3O+主要來自強酸。若 c(弱酸)一定，則c(酸根離子)與 c2(H3O+)成反比。3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學3.4.33.4.3 鹽溶液的酸堿平衡鹽溶液的酸堿平衡1 強酸弱堿鹽（離子酸）(1)+(2)=(3)則3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學 多元弱酸(弱堿)溶液H+和pH值計算公式：3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學2.弱酸強堿鹽（離子堿）一元弱酸強堿鹽（NaAc,NaCN等）的水溶液呈堿性，因為弱酸陰離子在水中發(fā)生水解反應。3.4 弱酸弱堿的解離平衡例：N

22、aAc水溶液無機化學無機化學 多元弱酸強堿鹽也呈堿性，它們在水中解離產(chǎn)生的陰離子都是多元離子堿，它們的水解是分步進行的。例如Na2S、Na3PO4等的水解。無機化學無機化學3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學例：計算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/(molL-1)0.10 x x x3.4 弱酸弱堿的解離平衡解：無機化學無機化學3.酸式鹽 酸式鹽溶液的酸堿性取決于其解離與水解趨勢的相對大小，即取決于其酸常數(shù)和堿常數(shù)的相對大小。3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學 NaH2PO4 溶液解離大于水解，顯弱酸性；相反，Na2HPO4 溶液解離小于水解，顯弱堿性。思考

23、：其相關常數(shù)等于多少？3.4 弱酸弱堿的解離平衡 酸式鹽溶液H+和pH值計算公式：無機化學無機化學*4.弱酸弱堿鹽3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學5.影響鹽類水解的因素 鹽的濃度：鹽的濃度：c鹽,水解度增大。溫度：溫度：水解反應為吸熱反應，0，T,水解度增大。溶液的酸堿度：溶液的酸堿度：加酸可引起鹽類水解平衡的移動，例如加酸能抑制下述水解產(chǎn)物的生成：有些鹽類,如Al2S3,(NH4)2S可以完全水解。3.4 弱酸弱堿的解離平衡無機化學無機化學3.5.13.5.1 同離子效應同離子效應 3.5.23.5.2 緩沖溶液緩沖溶液 3.5.33.5.3 緩沖溶液緩沖溶液pHpH值的計算值的計

24、算*3.5.43.5.4 緩沖范圍和緩沖能力緩沖范圍和緩沖能力 3.53.5 緩沖溶液緩沖溶液3.5 緩沖溶液無機化學無機化學Ac(aq)Ac(aq)同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。3.5.13.5.1 同離子效應同離子效應 HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NH4Ac(aq)NH4+(aq)+3.5 緩沖溶液平衡移動方向例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入NH4Ac(s)，使 NH4Ac的濃度為 0.10 molL-1，計算該溶液的pH值和 HAc的解離度。x=1.810-5 c(H+)=1.810

25、-5 molL-1 pH=4.74，=0.018%0.10 x 0.10比較：0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)c0/(molL-1)0.10 0 0.10ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+x 無機化學無機化學 50mLHAcNaAc(均為0.10molL-1)pH=4.74緩沖溶液：緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(即加入少量強酸或強堿，不會引起溶液的pH值顯著變化)。3.5.23.5.2 緩沖溶液緩沖溶液加入1滴(0.05ml)1molL-1 HCl加入1滴(0.05

26、ml)1molL-1 NaOH實驗：50ml純水pH=7 pH=3 pH=11pH=4.73 pH=4.753.5 緩沖溶液無機化學無機化學 緩沖作用原理緩沖作用原理3.5 緩沖溶液無機化學無機化學 加入少量強堿：溶液中較大量的HA與外加的少量的OH生成A和H2O，當達到新平衡時，c(A)略有增加，c(HA)略有減少，變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。3.5 緩沖溶液無機化學無機化學溶液中大量的A與外加的少量的H3O+結合成HA，當達到新平衡時，c(HA)略有增加，c(A)略有減少，變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。加入少量強酸：3.5 緩沖溶液無機化學無機

27、化學 3.5.33.5.3 緩沖溶液緩沖溶液pHpH值的計算值的計算 弱酸弱酸鹽 例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3式中c(HA)、c(A)為平衡濃度，但由于存在同離子效應，通常用初始濃度c0(HA)、c0(A)代之。3.5 緩沖溶液無機化學無機化學2.弱堿弱堿鹽 例：NH3 H2O NH4Cl3.5 緩沖溶液無機化學無機化學3.由多元弱酸酸式鹽組成的緩沖溶液如 NaHCO3 Na2CO3 ,NaH2PO4 Na2HPO4 溶液為酸性或中性3.5 緩沖溶液無機化學無機化學 溶液為堿性應按水解平衡精確計算。3.5 緩沖溶液無機化學無機化學3.5 緩沖溶液無機化學無機化學 結論：結論：緩沖溶

28、液的pH值主要是由pKa決定的，并與 有關；緩沖溶液的緩沖能力是有限的；緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關，c(HA)與 c(A)或c(BH+)與 c(B)較 大時,緩沖能力強。3.5 緩沖溶液無機化學無機化學例：求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0.50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值。解：先反應再計算反應繼續(xù)反應3.5 緩沖溶液無機化學無機化學3.5 緩沖溶液無機化學無機化學例：若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3(aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl組成的緩沖溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl，求加

29、入HCl前后溶液的pH值各為多少？解：加入 HCl 前:4.緩沖溶液的緩沖性能的計算3.5 緩沖溶液無機化學無機化學加入 HCl后:NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)加HCl前濃度/(molL-1)0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x0.150 0.200加HCl后初始濃度/(molL-1)0.150-0.0020 0.200+0.0020平衡濃度/(molL-1)3.5 緩沖溶液無機化學無機化學*3.5.43.5.4 緩沖范圍和緩沖能力緩沖范圍和緩沖能力 緩沖溶液的選擇和配制緩沖溶液的選擇和配制原則：所選擇的緩沖溶液，除了參與和 H+或 OH

30、 有關的反應以外，不能與反應系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應；所選體系pKa或pKb應盡量接近所要求的pH值；調(diào)節(jié) 使配制溶液的pH值與要求相等。3.5 緩沖溶液無機化學無機化學欲配制的緩沖溶液的 pH 值應選擇的緩沖體系 pKa 3.5 緩沖溶液 例 今有 2.0L0.10molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10molL-1的NaH2PO4 溶液，僅用這兩種溶液（不可再加水）來配制pH=12.50的緩沖溶液，能配制多少升這種緩沖溶液？解：pKa3(H3PO4)=12.35，緩沖組分應為Na2HPO4 Na3PO4。設需0.10molL-1 NaH2PO4 x L反應前 n/mol

31、20.10 0.10 x 0反應后 n/mol 0.20 0.10 x 0 0.20 x初始濃度/(molL-1)平衡濃度/(molL-1)解得 x=0.12，能配制2.12 L緩沖溶液(2L Na3PO4 +0.12L NaH2PO4)。無機化學無機化學練習：欲用等體積的 NaH2PO4 溶液和 Na2HPO4 溶液配制 1.00 L pH=7.20 的緩沖溶液，當將50.00mL的該緩沖溶液與5.00mL 0.10molL-1 HCl混合后，其 pH值變?yōu)?6.80，問 緩沖溶液中NaH2PO4 和 Na2HPO4 的濃度是多大？如果該緩沖溶液是由0.500molL-1 H3PO4和1.0

32、molL-1 NaOH配制，應分別取多少毫升？3.5 緩沖溶液無機化學無機化學解：3.5 緩沖溶液無機化學無機化學3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.6 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.6.1 溶解度和溶度積 3.6.2 沉淀的生成和溶解 3.6.3 兩種沉淀之間的平衡無機化學無機化學3.6.1溶解度和溶度積溶解度和溶度積 3.6.1.1溶解度溶解度3.6.1.2溶度積溶度積3.6.1.3溶解度和溶度積的關系溶解度和溶度積的關系3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.1.1溶解度溶解度 在一定溫度下，達到溶解平衡時，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的質(zhì)量，叫

33、做溶解度通常以符號 S 表示。水溶液以每 100g 水所含溶質(zhì)質(zhì)量來表示?？扇芪镔|(zhì)：可溶物質(zhì)：溶解度大于g/100g 的物質(zhì)；難溶物質(zhì)：難溶物質(zhì)：溶解度小于0.1g/100g 的物質(zhì)；微溶物質(zhì)：微溶物質(zhì)：溶解度介于可溶與難溶之間者。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.1.2 溶度積溶度積 在一定溫度下，將難溶電解質(zhì)晶體放入水中時，就發(fā)生溶解和沉淀兩個過程。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 對于一般難溶電解質(zhì)，其溶解平衡式可表示為：對于一般難溶電解質(zhì)，其溶解平衡式可表示為：AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)溶解平衡常數(shù)表達式為：溶解平衡常數(shù)表

34、達式為：Ksp(AnBm)=c(Am+)nc(Bn-)m此溶解平衡常數(shù)稱為溶度積常數(shù)此溶解平衡常數(shù)稱為溶度積常數(shù)3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學3.6.1.3溶度積和溶解度的關系溶度積和溶解度的關系 已知溶度積Ksp ,計算溶解度S AB型型 對于對于AB2型型 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學例 25oC，AgCl的溶解度為1.9210-3 gL-1，求 同溫度下AgCl的溶度積。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學例 25oC，3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 解題的一般步驟解題的一般步驟 寫出化學方程式；用溶解度 S 表示出平衡

35、濃度(關鍵步驟)；寫出 Ksp 的表達式；將已知數(shù)據(jù)代入后，求值或解方程。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 AgCl和和Ag2CrO4的的Ksp和和S的數(shù)值大小關系的數(shù)值大小關系：AgClKsp1.610-10S1.2610-5Ag2CrO4Ksp9.610-12S1.3410-4兩者的兩者的Ksp和和S的數(shù)值大小關系并不一致，原因是的數(shù)值大小關系并不一致，原因是其正負離子的個數(shù)比不一致。其正負離子的個數(shù)比不一致。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學正負離子的個數(shù)比一致的難溶鹽，Ksp 和 S 的數(shù)值大小 關系一致。KspSCaCO38.710-99.310-5Ag

36、Br5.010-137.110-7AgI1.010-161.010-8減小減小減小減小3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.2沉淀的生成與溶解沉淀的生成與溶解 3.6.2.1溶度積規(guī)則溶度積規(guī)則3.6.2.2同離子效應和鹽效應同離子效應和鹽效應3.6.2.3pH值對溶解度的影響值對溶解度的影響沉淀的酸溶解沉淀的酸溶解3.6.2.4配合物的生成對溶解度的影響配合物的生成對溶解度的影響 沉淀的配位溶解沉淀的配位溶解3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 (1)J 平衡向左移動，沉淀析出；(2)J=處于平衡狀態(tài)，飽和溶液；(3)J 平衡向右移動，無沉淀析出；若原來有沉淀

37、存在，則沉淀溶解。3.6.2.1 溶度積規(guī)則沉淀溶解平衡的反應商判據(jù)，即溶度積規(guī)則：3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.2.2同離子效應和鹽效應同離子效應和鹽效應 同離子效應 在難溶電解質(zhì)溶液中加入與其含有相同離子的易溶強電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的作用。鹽效應 在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的作用。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 同離子效應同離子效應醋酸醋酸/醋酸鈉體系醋酸鈉體系 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 同離子效應同離子效應氨水氨水/氯化銨體系氯化銨體系 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡

38、無機化學無機化學 同離子效應對沉淀反應的影響同離子效應對沉淀反應的影響同離子效應不僅會使弱電解質(zhì)的解離度降低，而且會使難溶電解質(zhì)的溶解度降低。BaSO4(s)=Ba2+(aq)+SO42-(aq)加入BaCl2 或Na2SO4 平衡移動方向3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學例例 計算BaSO4在298.15K、0.10molL-1Na2SO4溶液中 的溶解度(s)。并與在純水中的溶解度進行比較。解 BaSO4=Ba2+SO42-平衡濃度 S S+0.1 S（S+0.1）=1.0810-10S=1.0810-9 molL-1 相當于在純水中的溶解度(1.0410-5 molL-1)

39、的萬分之一。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 同離子效應在實際中的應用同離子效應在實際中的應用 利用同離子效應，可以使某種離子沉淀的更完全。因此在進行沉淀反應時，為確保沉淀完全沉淀完全，離子濃度小于10-5 molL-1時，可以認為沉淀基本完全），可加入適當過量的沉淀劑。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學(1)當 時，增大，S(PbSO4)顯著減小，同離子效應占主導；(2)當 時，增大，S(PbSO4)緩慢增大，鹽效應占主導。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.2.3pH值對溶解度的影響值對溶解度的影響沉淀的酸溶解沉淀的酸溶解難溶金屬氫氧化物

40、溶于酸3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 Al(OH)3的的SpH圖圖3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 難溶弱酸鹽的越大，對應弱酸的越小，難溶弱酸鹽越易被酸溶解。對于很小的難溶弱酸鹽，例如CuS、HgS等，即使采用濃鹽酸也不能有效地降低c(S2-)而使之溶解。難溶弱酸鹽CaCO3溶于鹽酸、FeS溶于鹽酸；難溶氫氧化物如Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2等都 可以用強酸溶解，是由于其生成難電離的H2O;有的不太難溶的氫氧化物如Mg(OH)2、Mn(OH)2等甚至能溶于銨鹽，是由于生成弱堿NH3H2O之故。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學金

41、屬氫氧化物沉淀的金屬氫氧化物沉淀的pH值值分子式分子式 Ksp開始沉淀開始沉淀pH值沉淀完沉淀完pH值Mg(OH)2 5.6110-128.3710.87Co(OH)25.9210-156.899.38Cd(OH)27.210-156.99.4Zn(OH)2310-175.78.24Fe(OH)24.8710-175.88.34Pb(OH)21.4310-154.086.6Fe(OH)32.7910-391.152.813.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 金屬硫化物的溶解金屬硫化物的溶解 難溶金屬硫化物（MS）的多相離子平衡為：MS(s)+H2O(l)=M2+(aq)+OH-(a

42、q)+HS-(aq)其平衡常數(shù)表示式為：K=c(M2+)c(OH-)c(HS-難溶金屬硫化物在酸中的沉淀溶解平衡：MS(s)+2H3O+(aq)=M2+(aq)+H2S(aq)+2H2O(l)Kspa=c(M2+)c(H2S)c(H3O)+23.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3 HgS 金屬硫化物金屬硫化物3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 金屬硫化物的溶解方法金屬硫化物的溶解方法HAc稀稀HCl濃濃HClHNO3王水王水MnS溶溶ZnSFeS不溶不溶溶溶CdS不溶不溶不溶不溶溶溶PbS不溶不溶不溶不

43、溶溶溶溶溶CuSAg2S不溶不溶不溶不溶不溶不溶溶溶HgS不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶溶溶3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學例題 25下,于0.010molL-1FeSO4溶液中通入H2S(g),使其成為飽和溶液(c(H2S)=0.10molL-1)。用HCl調(diào)節(jié)pH值，使c(HCl)=0.30molL-1。試判斷能否有FeS生成。解:越大,硫化物越易溶。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.2.4沉淀的配位溶解沉淀的配位溶解難溶物在配位劑的作用下生成配離子而溶解 發(fā)生加合反應溶解 AgCl(s)+Cl-(aq)=AgCl2-(aq)HgI2(s)+2I-

44、(aq)=HgI42-(aq)發(fā)生取代反應溶解:AgCl(s)+2NH3(aq)=Ag(NH3)2+(aq)+Cl-(aq)AgBr(s)+2S2O32-(aq)=Ag(S2O3)23-(aq)+Br-(aq)3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學3.6.2.4沉淀的配位溶解沉淀的配位溶解c(Cd2+)c(S2)c(Cd2+)c(S2)3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學例 計算298K下，AgBr(s)在0.010molL-1 Na2S2O3溶液中 的溶解度 解 Ksp(AgBr)=5.310-13,Kf(Ag(S2O3)23-=2.91013 AgBr(s)+2S2O

45、32-=Ag(S2O3)23-(aq)+Br-(aq)平衡時c 0.010-2x x x K=Ksp(AgBr)Kf(Ag(S2O3)23-=5.310-13 2.91013 =15.4 x2 =15.4 x=4.410-3 (0.010-2x)2 即在0.010molL-1 Na2S2O3溶液中AgBr的溶解度為 4.410-3molL-13.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 氧化還原溶解 3CuS(s)+2NO3-(aq)+8H+(aq)=3Cu2+(aq)+2NO(g)+3S(s)+4H2O(l)Ksp(CuS)=1.210-36 氧化配位溶解 3HgS(s)+2NO3-(a

46、q)+12Cl-(aq)+8H+=3HgCl42-(aq)+3S(s)+2NO(g)+4H2O(l)Ksp(HgS)=6.410-533.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 沉淀溶解的方法沉淀溶解的方法 酸（堿或鹽）溶解 配位溶解 氧化還原溶解 氧化 配位（王水）溶解3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.3兩種沉淀之間的平衡兩種沉淀之間的平衡分步沉淀分步沉淀沉淀的轉(zhuǎn)化沉淀的轉(zhuǎn)化3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6.3.1分步沉淀分步沉淀 1.010-3 molL-1 I-1溶液 加入0.0010molL-1AgNO3溶液 1.010-3 mol

47、L-1 Cl-1溶液 先析出AgI(s)沉淀，后析出AgCl(s)沉淀 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 分步沉淀的次序分步沉淀的次序 沉淀類型相同,被沉淀離子濃度相同,Ksp小者先沉淀,Ksp 大者后沉淀;沉淀類型不同,要通過計算確定。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學 與被沉淀離子濃度有關與被沉淀離子濃度有關3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學問問 有一溶液中含有0.10molL-1Li+和0.10molL-1 Mg2+，滴加溶液（忽略體積變化）（1）哪種離子最先被沉淀出來？（2）當?shù)诙N沉淀析出時

48、，第一種被沉淀 的離子是否沉淀完全？兩種離子有無可能分開？3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學解：查表Ksp(LiF)=1.810-3,Ksp(MgF2)=7.410-11 Li+被沉淀為LiF所需F-濃度：c1(F-)=molL-1=1.810-2 molL-1Mg2+被沉淀為MgF2 所需F-濃度 c2(F-)=molL-1=2.710-5 molL-1c1(F-)c2(F-)，Mg2+先被沉淀出來。當LiF析出時c1(F-)=1.810-2 c(Mg2+)=molL-1=2.310-7 molL-1Mg2+已沉淀完全，兩種離子有可能分離開。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機

49、化學無機化學 3.6.3.2沉淀的轉(zhuǎn)化沉淀的轉(zhuǎn)化把一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程，叫做沉的轉(zhuǎn)化。Pb(NO3)2 PbCl2 PbI2 (無色溶液)(白色沉淀)(黃色沉淀)PbCO3 PbS (白色沉淀)(黑色沉淀)3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學沉淀的轉(zhuǎn)化沉淀的轉(zhuǎn)化3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學問問 用Na2CO3溶液處理AgI沉淀，使之轉(zhuǎn) 化為Ag2CO3沉淀。（1）這一反應的標準平衡常數(shù)是多少？（2）如果在1.0L Na2CO3溶液中要溶解 0.010mol AgI，Na2CO3的最初濃度應為多少？這種轉(zhuǎn)化能否實現(xiàn)？3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化

50、學無機化學解：Ksp(AgI)=8.310-17 Ksp(Ag2CO3)=8.310-12 2AgI(s)+CO32-(aq)=Ag2CO3(s)+2I-(aq)Ksp(AgI)2 K=Ksp(Ag2CO3)2 =8.310-22 0.0102 c(CO32-)=8.310-22 c(CO32-)=1.21017 molL-1 Na2CO3的最初濃度應為(1.21017+1/20.010)=1.21017 molL-1。由于Na2CO3的飽和濃度遠小于1.21017 molL-1，因此這種轉(zhuǎn)化難以實現(xiàn)。3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學問題：如果用Ca(OH)2溶液來處理MgCO

51、3沉淀，使之轉(zhuǎn)化為Mg(OH)2 （1）這一反應的標準平衡常數(shù)是多少？（2）若在1.0L Ca(OH)2溶液中溶解 0.045 mol MgCO3則Ca(OH)2的最初濃度應為多少？3.6 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡無機化學無機化學3.73.7 酸堿電子理論與配合物概述酸堿電子理論與配合物概述3.7.13.7.1 酸堿電子理論酸堿電子理論3.7.23.7.2 配合物的組成和命名配合物的組成和命名3.7 酸堿電子理論與配合物概述無機化學無機化學3.7.1 酸堿電子理論 lewis 酸酸：凡是能夠接受電子對的分子、離子或原子：凡是能夠接受電子對的分子、離子或原子。如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

52、lewis 堿堿：凡是能夠給出電子對的離子或分子：凡是能夠給出電子對的離子或分子。如:X,:NH3,:CO,H2O:等。lewis酸與lewis堿之間通過配位鍵配位鍵結合，生成酸堿配合物。3.7 酸堿電子理論與配合物概述無機化學無機化學Cu2+4 NH33.7 酸堿電子理論與配合物概述BF3 +F無機化學無機化學 3.7.23.7.2 配合物的組成和命名配合物的組成和命名 1.配合物的組成 配合物是Lewis酸堿的加合物。Lewis酸稱為形成體形成體(中心離子)；Lewis堿稱為配位體配位體。形成體與一定數(shù)目的配位體以配位鍵配位鍵按一定的空間構型結合形成的離子或分子叫做配合物配合物。3.7 酸

53、堿電子理論與配合物概述無機化學無機化學 形成體形成體通常是金屬離子和原子，也有少數(shù)是非金屬元素。例如：Cu2+，Ag+，F(xiàn)e3+，F(xiàn)e，Ni，B等。配位體配位體通常是非金屬的陰離子或分子。例如：F，OH，CN，H2O，NH3，CO，en等。配位原子配位原子與形成體成鍵的原子。單基配位體單基配位體配位體中只有一個配位原子。多基配位體多基配位體具有兩個或多個配位原子的配位體。例如：en，C2O42-，EDTA等。乙二胺（en）3.7 酸堿電子理論與配合物概述無機化學無機化學 乙二胺四乙酸根 EDTA（Y4）4 乙二酸根（草酸根 C2O42-）2O OC CO O 3.7 酸堿電子理論與配合物概述無

54、機化學無機化學 配位數(shù) 成鍵配位原子數(shù)目。例如：Zn(NH3)42+，Zn2+的配位數(shù)為4；Cu(en)22+，Cu2+的配位數(shù)為42+3.7 酸堿電子理論與配合物概述Ca(EDTA)2或CaY2：Ca2+的配位數(shù)為6無機化學無機化學無機化學無機化學 從溶液中析出配合物時，配離子常與帶有相反電荷的其他離子結合成鹽，這類鹽稱為配鹽配鹽。配鹽的組成可以劃分為內(nèi)層內(nèi)層和外層外層。配離子屬于內(nèi)層，配離子以外的其他離子屬于外層。外層離子所帶電荷總數(shù)等于配離子的電荷數(shù)。3.7 酸堿電子理論與配合物概述無機化學無機化學2.配合物的化學式和命名配酸：酸 配堿：氫氧化 配鹽：先陰離子后陽離子，簡單酸根加“化”字

55、，復雜酸根加“酸”字。3.7 酸堿電子理論與配合物概述無機化學無機化學配合物內(nèi)界的命名原則：配合物內(nèi)界的命名原則：1 配體數(shù)配體數(shù) 配體名稱配體名稱 合合 形成體名稱（氧化態(tài)值）形成體名稱（氧化態(tài)值）以中文數(shù)以中文數(shù)字表示字表示不同配體不同配體“”分開分開以羅馬數(shù)以羅馬數(shù)字表示字表示例例:Cu(NH3)42+二氨合銅二氨合銅()離子離子 PtCl2(NH3)2 二氯二氯 二氨合鉑二氨合鉑()配體名稱：配體名稱：NH2-氨基；氨基；NO2-硝基；硝基；OH-羥基；羥基；CO 羰基；羰基；SCN-硫氰酸根；硫氰酸根；NCS-異硫氰酸根。異硫氰酸根。3.7 酸堿電子理論與配合物概述 配體命名順序：1

56、、先無機后有機 KPtCl3(C2H4)三氯乙烯合鉑()酸鉀 2、先離子后分子 KPtCl3NH3 三氯氨合鉑()酸鉀 3、均為離子或分子時，按配位原子元素符號的英文字母順序排列 Co(NH3)5H2OCl3 氯化五氨水合鈷()4、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)目也相同，按非配位原子的元素符號英文字母順序排列：PtNH2NO2(NH3)2 氨基硝基二氨合鉑()。硫酸四氨合銅（）六異硫氰根合鐵（）酸鉀六氯合鉑（）酸氫氧化四氨合銅（）五氯氨合鉑（）酸鉀硝酸羥基三水合鋅（）(三)氯化五氨水合鈷（）五羰（基）合鐵三硝基三氨合鈷（）乙二胺四乙酸根合鈣（）3.分類簡單配合物：一個中

57、心離子，每個配體均為單基配體。如Fe(CN)64-,Co(NH3)5(H2O)3+。螯合物：一個中心離子與多基配體形成具有環(huán)狀結構的配合物。如Cu(en)22+，CaY2。多核配合物：含兩個或兩個以上的中心離子。如(H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)44+。羰合物：CO為配體。如Fe(CO)5，Ni(CO)4。烯烴配合物：配體是不飽和烴。如：PdCl3(C2H4)。多酸型配合物：配體是多酸根。如：(NH4)3P(Mo3O10)6H2O。無機化學無機化學 3.83.8 配位反應與配位平衡配位反應與配位平衡3.8.1 配離子的解離常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)*3.8.2 配體取代反應和電子轉(zhuǎn)移反應*3.8.

58、3 關于配合物穩(wěn)定性的進一步討論3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學3.8.1 配合物的解離常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù) 配合物的解離反應是分步進行的，每步均有其解離常數(shù)。例如：3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學配合物的生成反應是配合物解離反應的逆反應：3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學例 室溫下，0.010mol的AgNO3(s)溶于1.0L 0.030molL-1的NH3H2O中（設體積不變），計算該溶液中游離的Ag+、NH3和Ag(NH3)2+的濃度。解：很大，且c(NH3)大，預計生成Ag(NH3)2+的反應完全，生成了0.010mol

59、L1 Ag(NH3)2+。c(Ag(NH3)+很小，可略而不計。3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學*3.8.23.8.2 配體取代反應和電子轉(zhuǎn)移反應1.配體取代反應 一種配體取代了配離子內(nèi)層的另一種配體，生成新的配合物的反應稱為配體取代反應。例：血紅色的Fe(NCS)2+中加入NaF反應如下：3.8 配位反應與配位平衡例：將0.020molL-1 ScCl3溶液與等體積的0.020molL-1的EDTA(Na2H2Y)混合,反應生成ScY。計算溶液的pH值。配體取代的發(fā)生伴隨著溶液pH值的改變：無機化學無機化學3.8 配位反應與配位平衡無機化學無機化學2.配合物的電子轉(zhuǎn)移反應 有些配合物的生成反應伴隨著電子的轉(zhuǎn)移。例如：這是氧化還原反應。3.8 配位反應與配位平衡 螯合物的穩(wěn)定性螯合物的穩(wěn)定性螯合效應：螯合物比具有相同配位原子的簡單配合物穩(wěn)定。*3.83.8 關于配合物穩(wěn)定性的進一步討論無機化學無機化學3.8 配位反應與配位平衡