工程化学教案第三章

1、工程化学教案第三章7?工程化学教案第三章溶液与离子平衡主讲教师：董文魁、许力、李静萍等使用教材：许力等编著，工程化学，兰州大学出版社授课对象：非化学类各专业学生第三章 溶液与离子平衡(讲授时数：4学时)一.学习目的和要求1 .掌握溶液的通性，包括气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压四个方面的内容。2 .掌握酸碱的质子理论、同离子效应、弱电解质的解离平衡和配离子的解离平衡，能熟练计算各类溶液的PH值，能计算含配离子的溶液中各种物质的浓度。3 .掌握有关溶度积和溶解度的基本计算、溶度积规则及其应用。4 .了解有关分散系统方面的基本知识。二.本章节重点、难点各类溶液的pH值的计算有关溶度积和溶解度

2、的基本计算、溶度积规则及其应用3. 学时分配1 .稀溶液的通性(1学时)。2 .弱电解质的解离平衡(3学时)。4. 教学内容：第一节溶液浓度的表示方法一、质量分数：质量分数又称作百分浓度或质量百分数，其定义是溶液中溶质的质量与溶液的质量之比，可以表示为W ( B) = m ( B) m其中W(B)代表溶质的质量分数， m表示溶液(溶剂+溶质)的质量，m (B)表示溶质B 的质量。W(B)是量纲为1的量，也常表示为百分数，例如在 50.0g含7.70g氯化钾的水溶 液中，氯化钾的质量分数为：W(NaCl) =7.70/50.0 X 100% =15.4 %二、物质的量浓度：物质的量浓度是普通工程

3、化学中最常用的浓度表示方法，也是我们最熟悉的一种浓度表示方法。其定义为：在 1L溶液中所含溶质的物质的量，常用的单位为mol L-1,SI单位为mol m3物质的量浓度的表示式为：c ( B) = n ( B) / V式中，V为溶液的总体积，n (B)为溶质B的物质的量，c (B)为溶质B的物质的量浓 度。三、摩尔分数：将溶质和溶剂均以物质的量计量，摩尔分数的定义为：溶液中溶质的物质的量与溶液中溶质和溶剂的总物质的量的比。溶质的摩尔分数可表示为：x ( B) =n ( B) / n n(A) + n ( B)式中，n (B)是溶质的物质的量，n (A)是溶剂的物质的量，x (B)是溶质的摩尔分

4、 数，是量纲为1的量。四、质量摩尔浓度：普通工程化学中，质量摩尔浓度的使用也比较频繁，质量摩尔浓度的定义为，1kg溶剂中所含溶质的物质的量，用符号 m表示，单位为 mol kg-1。质量摩尔浓度的表示式为：m ( B) = n(B) /m (A)式中m (B)为溶质B的质量摩尔浓度，n (B)溶质B的物质的量，m (A)是溶剂A的 质量。需要引起注意的是分母m (A)专指溶剂的质量而不是溶液的总质量。一个溶液的浓度可以同时采用这四种方法表示，当已知溶剂和溶质的质量、分子量以及溶液的密度或体积时，这四种浓度之间就可以进行互相换算。例3-1在25c时，质量分数为15.4%的氯化钠水溶液的密度p =

5、1.109g cm-3。计算该溶 液的摩尔分数、质量摩尔浓度和物质的量浓度。解100g溶液中含氯化钠15.40g ,水的质量就是m ( H2Q =100.0g-15.40g = 84.60g =8 4.60 X 103kg溶液中氯化钠和水的物质的量就分别是：n (NaCl) =15.40g/58.44g - mol-1 = 0.264moln ( H2。=84.6g/18.02g- mol 1 = 4.964 mol溶液的体积为：V= m p = 100.0g X 1.109g cm3 = 90.17 cm 3 = 90.17 X 10-3L故溶液中氯化钠的摩尔分数，质量摩尔浓度和物质的量浓度

6、分别为：x (NaCl) =n (NaCl) /(n (NaCl) + n (H。尸 0.264mol/(0.264mol+4.694mol)=0.0532m (NaCl) =n (NaCl) /m ( H2。=0.264mol/(84.6 x 103kg ) = 3.12molkg-1c (NaCl) =n (NaCl) /V=0.264mol90.17 / 103L = 2.92mol - L-1溶液中氯化钠的摩尔分数，质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为：0.0532、3.12mol -kg-1、-12.92mol L 。第二节稀溶液的通性一、难挥发的非电解质稀溶液在难挥发的非电解质稀溶液中

7、，实验证明存在这样一条定律：难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降和溶液的渗透压仅与一定量的溶剂所溶解的溶质的物质数量成正比，而与溶质的本性无关。正是由于这些性质仅与质的数量有关，所以这条定律也叫稀溶液定律或稀溶液的依数性定律，这些性质被称为稀溶液的依数性。1 .溶液的蒸气压下降以水为例，在一定温度下达到如下相平衡时，HO(l)蒸发凝聚H2O(g)HO(g)所具有的压力p (H2Q即为该温度下水的饱和蒸气压，简称蒸气压。例如在100c时，水的饱和蒸气压 p (H2O) = 101.325kPa在同一温度下，分子间作用力越大，饱和蒸气压越低，对于同一物质，温度越高，饱和 蒸气压

8、越大。A p=p (A) - x (B)式中A p表示溶液蒸气压的下降，p (A)表示纯溶剂的I&和蒸气压，x (B)表示溶质B的摩尔分数。公式的物理意义为：溶液蒸气压的下降与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关，比例系数就是纯溶剂的饱和蒸气压。该定律是1887年法国物理学家拉乌尔(F M-Raoult )根据实验得出的，所以这个定律被称作拉乌尔定律。2 .溶液的沸点上升和凝固点下降A Tbp = Kbp m （ B）A Tfp = Kfp m （ B）式中，A Tbp和A Tfp分别表示沸点的上升值和凝固点的下降值，Kbp和Kfp分别称做溶剂的摩尔沸点上升常数和溶剂的摩尔凝固点下

9、降常数。（SI单位为K- kg - mol-1）, m （B）是溶质的质量摩尔浓度（SI单位为mol kg-1）。例3-2将2.76g甘油溶于200克水中，测得凝固点为 272.721K,求甘油的相对分子质 量。解设甘油的摩尔质量为MA Tfp = Kfp m（甘油）（273K-272.721K） = 1.86（K- kg - mol-1） X m（甘油）m（甘油）=0.279K/1.86K- kg - mol-1 = 0.15mol- kg-1200g水中含甘油 2.76g, 1000g水中含甘油的质量为2.76 g X 1000g /200g = 13.8g =13.8 X 10-3kg即

10、0.15mol的甘油的质量为 13.8X10-3kg甘油的摩尔质量 M为M=13.8X 10-3kg/ 0.15mol=92X10-3kg - mol-1=92g - mol-1所以甘油的相对分子量为92。例3-3将2.6g尿素CO（NH） 2,溶于50克水中，计算此溶液的凝固点和沸点。解尿素CO（NH） 2的摩尔质量是 60g - mol-12.77 尿素的物质的量：n=2.6g/60g - mol-1 =0.043mol1kg 溶剂中尿素的物质的量：n=0.043mol/50g x 1000g=0.86mol尿素的质量摩尔浓度：m（尿素）=0.86mol - kg-1A Tbp = Kbp

11、 - m（尿素）=0.52K - kg - mol-1 x 0.86mol - kg-1=0.45KA Tfp = Kfp - m（尿素）=1.86K - kg - mol-1 x 0.86mol kg-1=1.60K溶液的沸点上升了 0.45K ,也就是上升了 0.45 C溶液的凝固点下升了 1.60K,也就是下降了 1.60 C所以溶液的沸点为 100 C+0.45 C = 100.45 C溶液的凝固点为 0C -1.60 c = -1.60 C3 .溶液的渗透压1886年荷兰物理学家范特霍夫(J HVant Hoff )根据实验结果发现非电解质稀溶液 的渗透压可以用一个与理想气体状态方程

12、非常相似的公式来计算，其数学表达式如下：兀 V = n ( B) RT或兀=c ( B) RT式中，兀代表溶液的渗透压 (SI单位是Pa), V是溶液的体积(SI单位是m3), n(B)是溶 质的物质的量(SI单位是mol), c(B)是溶液的物质的量浓度(SI单位是mol m3), R是摩尔 气体常数(SI单位是J mol-1 K1), T是热力学温度(SI单位是K)。例3-4试计算0.100mol L-1的葡萄糖溶液具有的渗透压。解将单位换算成SI单位，代入渗透压计算公式兀=c ( B) RT=0.100 X 10-3mol - m-3X8.314J - mol -1 - K-1 X298

13、K=2.48 X 10 5Pa=248kPa由计算知0.100mol - L-1的葡萄糖溶液的渗透压是248kPa。上面我们系统地介绍了在难挥发、非电解质的稀溶液中存在的四个性质：蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压，从它们的定量计算公式我们可清楚地看出稀溶液的这四个性质仅与一定量溶剂中所含溶质的物质的量成正比，而与溶质的本性无关，这也是将这四条性质称为稀溶液的依数性，将存在的规律称为稀溶液或稀溶液依数定律的原因。但是，稀溶液定律给出的依数性与溶液浓度的定量关系不适合于浓溶液和电解质溶液。因为在浓溶液中，溶质的微粒数较多，溶质微粒之间的相互影响以及溶质微粒与溶剂分子之间的相互影响大大地加强

14、了，而在电解质溶液中存在溶质的解离现象。这些复杂的因素使稀溶液定律的定量关系产生了偏差。下面我们仅对强电解质溶液作进一步的分析。二、电解质溶液为了定量描述强电解质稀溶液的性质，反映由于离子氛的存在使离子不能完全发挥其应有的效能的现象，引入了活度的概念，其计算公式是：a = y - c式中a称为活度，又叫有效浓度，就是将溶液浓度乘上一个校正因子以后获得校正后的 浓度，丫叫做校正因子，c是溶液浓度，实际上是指在溶液能有效地自由运动的离子的浓度。活度因子丫反映了电解质溶液中离子牵制作用的大小，丫越大表示离子可自由运动的程度越大。一般情况下，丫 v 1。只有当溶液浓度很稀，离子相互牵制作用很微弱时，活

15、度因 子丫才接近于1,活度与浓度数值趋于相等。在一般准确度要求不是很高的普通工程化学计 算中，一般都可以近似认为丫 = 1。第三节弱电解质的解离平衡一、酸和碱酸碱质子理论认为：凡是能释放出质子(H+)的任何物质都是酸；凡是能与质子( H) 结合的任何物质都是碱。也就是说酸是质子( H+)的给予体，碱是质子(H+)的接收体，酸 碱质子理论对酸碱的判断仅以 H+为依据。例如：HAc(aq) = H +(aq)+Ac -(aq)酸 NH+(aq) = H +(aq)+NH3(aq)碱HPO-(aq) = H +(aq) + HPO 42-(aq)Fe(H2O)6 3+(aq) = H +(aq)+

16、Fe(OH)(H2O)512+方程式中的(aq)是拉丁字(aqua )的缩写，表示水合的意思。例如H+实际上在水溶液中不能独立存在，而是以水合质子的形成存在，一般简写为HC+,或简化写成HI (aq)。方程式左边的 HAc、H2PO-、NH+、Fe (HO) 6 3+都能给出质子，都是酸。从上述例子发现酸可以分为分子酸，阳离子酸和阴离子酸三类，酸失去质子的反应是可逆的，所以酸失去质子，剩余下的部分可以与质子结合，就是碱，碱也能以分子、阴离子和阳离子的形式出现，方程式右边的 Ac, HPd+, NH, Fe (OH (H2Q 5 2+都是碱。上述例子同时也表明了 酸碱之间存在的相互依存，相互转化

17、的关系(酸给出质子后又生成相应的碱，而碱结合质子后又生成相应的酸)，这种关系可以用下面的通式表示：酸=质子+碱工程化学教案第三章酸碱质子理论把酸碱之间这种相互依存，相互转化的关系叫做酸碱的共轲关系。酸失去质子后形成的碱叫该酸的共轲碱。(NH是NH+的共轲碱)，碱结合质子后形成的酸叫该碱的共轲酸(NH+是NH的共轲酸)，相应的一对酸碱称为共轲酸碱对。例如NaAc的水解反应如下Ac-(aq) + H 20(1) = OH - ( aq) + HAc(aq)同理弱碱的解离 NH3 (aq) +H20(1) = NH 4+(aq)+OH-(aq),用质子理论分析也应属于酸碱 反应，其本质是质子的转移(

18、质子从 H20转移NH上)。用酸碱质子理论来分析问题，可以大 大简化问题的处理过程，因此后面对 pH值计算问题的处理，均以酸碱质子理论为依据。二、弱电解质的解离平衡常数和溶液的pH值4 .水的解离平衡常数水的解离平衡可表示为：H2O(1)+H 20(1) = H 30+(aq)+0H (aq)在一定温度下，该质子反应达平衡时，根据热力学基本原理存在：Kw = c(H 3C+)/c c(OH-)/c若不考虑K的单位，由于c=1mol L-1,通常简写为K= c(H 3C+) - c(CH-)进一步简写为K= c(H +) - c(OH-)即在一定温度下，水达到离解平衡时，溶液中氢离子和氢氧根离子

19、的浓度的乘积是个常 数。所以K又被称作水的离子积常数。W是水(Water)的缩写。水的解离是吸热的，所以 K的数值随温度的升高而升高，在25c时，K=1.009 x 10-145 .弱酸和弱碱的解离平衡常数常温下 pKa+pKb=14这就是互为共轲酸碱对的酸解离平衡常数碱解离平衡常数之间存在的定量关系，它们的乘积等于水的离子积常数，这也进一步反映了酸碱质子理论中酸与碱之间的相互依存关系， 如果某酸的酸性很强，其共轲碱的碱性应该是较弱，反之亦然。溶液的酸碱性是反映溶液的基本性质的重要参数，在水溶液中通常用pH值来表示溶液酸碱性的大小，其定义为：pH=-lgc(H 3O+)/c不考虑单位时，又可简

20、写为：pH=-lgc(H 3O+)进一步简写为：pH=-lgc(H +)与pH值对应白还有 pOH®,即pOH=-lgc(OH-)/c简写为 pOH=-lgc(OH-)常温下在水溶液中 c (H) - c (OH) =Kw=1.00X10-14所以-lgc(H +)-lgc(OH -)=-lgKw=14.00即 pH+pOH=pKw=14.00pH值愈小，溶液白酸性愈强；pH值愈大，溶液的碱性愈强，溶液的酸碱性与pH值的关系如下：pH<7<pOH,c(H+)>c(OH-),溶液显酸性pH=7=pOH,c(H+)=c(OH-),溶液显中性pH>7>pOH,

21、c(H+)<c(OH-),溶液显碱性4 .弱电解质解离平衡的近似计算(1)解离平衡的精确计算与近似计算下面以c (H()的计算为例进行说明，计算各种溶液的c(H+)值是普通工程化学中最为常见的一个问题，c(H+)的计算属于前面介绍的关于平衡计算中的一类，c(H+)的计算遵循关于平衡计算的基本原理，关键在于找出平衡条件下的各类物质的浓度，然后代入解离平衡常数关系式进行相关计算，求出H+离子浓度，进而求出pH值。浓度为ca的一元弱酸溶液的 H镭子浓度的近似计算公式为：c(H+) = (Ka - ca)1/2式中Ka是弱酸的解离平衡常数，ca是弱酸的起始浓度或弱酸的总浓度。上述近似计算不是任何

22、场合都可以使用的，若弱酸的解离度比较大，就会出现比较大的误差，经验表明当 ca/Ka>500时，采用近似计算产生的误差w2%因此一般就以 ca/Ka>500作为近似计算的必要条件。若不满足这个近似计算条件，就只能按精确计算的要求进行计算。例如，磷酸溶液pH值的计算就不能采用近似计算法。在普通工程化学计算中要求快速，准确，采用近似计算基本可以满足工程计算的要求，下面对于各种类型溶液的pH值等问题的求解均采用近似计算的方法，所选的例题与习题均满足近似条件。(2) 一元弱酸弱碱的解离平衡前面已经分析了弱酸的近似计算过程，其结果为c (H+)(Ka . ca) 1/2若其解离度“为(定义为

23、已解离弱酸与总弱酸浓度的比值)则：a =c (H+) /c (总)(Ka - ca) 1/2/ca=(Ka/ca) 1/2这个关系式叫做稀释定律，意义是弱酸的解离度近似与其浓度的平方根成反比，浓度越稀，解离度越大。同理一兀弱碱中有c (OH)(Kb - cb) 1/2例3-7计算0.10mol L-1NH - HO溶液中的浓度和pH值，已知NT - H2O的Kb值为1.8X 10-5解代入一元弱碱的 OH浓度近似计算公式c (OH) =(Kb . cb) 1/2=(1.8 x 10-5x 0.10) 1/2(mol L-1)=1.3 x 10-3 ( mol L-1)pOH=-lgc(OH-尸

24、-lg1.3 X10-3=2.9pH=14-pOH=11.1(3)强酸弱碱盐和强碱弱酸盐NHCl是一个强酸弱碱盐，水溶液呈酸性，用酸碱质子理论分析是因为NH+是一个弱质子酸，在水溶液中存在下列质子转移反应(Cl-不参与反应)。NH+(aq) = NH 3(aq)+H + (aq)即然NH+属于一元弱酸，溶液中c(H+)的计算仍然可套用一元弱酸c(H+)的近似计算公式。c(H+尸(Ka ca)1/2但查表时，有时Ka(NH+)的数据不全，则可先查阅 Kb(NH)的数据，再来计算Ka(NH+)。因为 Ka (NH+)和 Kb (NH)之间存在Ka(NH+) Kb(NH)=Kw,所以c(H+)的计算

25、公式变为c(H+) = (Kw/Kb(NH3) ca) 1/2,写成通式即为c(H+) = (Kw/Kb(共轲碱)- ca) 1/2同理强碱弱酸盐溶液的c(OH-)计算公式为：1/2c (OH)(Kb - cb)或 c (OH)(Kw/Ka(共轲酸) cb) 1/2例3-8求0.10mol L-1NHC1溶液中的H+浓度和pH值已知 NH+ (aq)的 Ka=5.6 X10-10解 c(H+)= (Ka - ca)1/2=(5.6 x 101° x 0.10) 1/2(mol L-1)=7.5 x 10-6(mol L-1)若已知 Kb(NH3)=1.8 X 10-5,则c(H+)=

26、 (Kw/Kb(NH 3) - ca) 1/2=(1.1 XI 0-14/ (1.8 X 105X0.10) )1/2(mol L 1)=7.5 X 10-6(mol - L -1)pH=-lg(7.5 X106)=5.1(4)多元弱酸的解离平衡多元弱酸中离子主要来自于多元弱酸的第一步解离，满足近似计算条件 ca/Ka1 >500时，可采用下面公式计算氢离子浓度c (H+) =(Ka1 - ca) 1/2若是二元弱酸，第一步解离产生的酸式酸根离子浓度约等于其氢离子浓度，第二步解离产生的弱酸酸根离子浓度约等于二级解离常数。例39计算0.10mol L-1H2s溶液中H+和S2-离子浓度解

27、c (H)(Ka1(H2S) - ca(H2S) 1/2= (0.10 X9.1 x 10-8)1/2 (mol - L-1)=9.5 x 10-5 ( mol L-1)c (S2-)Ka2(H2S)=1.1 x 10-12 (mol L-1)5 .缓冲溶液中的解离平衡凡是能抵抗少量外加酸、碱和稀释的影响，溶液pH值在一定范围内不发生显著变化的溶液叫做缓冲溶液。下面来讨论为什么缓冲溶液对少量的酸、碱和稀释具有缓冲作用。(1)同离子效应在一定温度下，向 HAc溶液中加入NaAc晶体，根据化学平衡原理，由于Ac-浓度增大，使平衡向生成 HAc的方向移动，结果使 HAc的解离度降低。向 NH水溶液中

28、入NH4C1晶体， 同样根据化学平衡原理，由于NH+浓度增大，使平衡向生成 NHHO的方向移动，结果使NH在水中的解离度降低。所以我们把这种在弱电解质溶液中加入含有和构成该弱电解质中的一 种离子完全相同的易溶强的电解质时，引起该弱电解质解离度降低的效应叫同离子效应。(2)缓冲溶液pH的计算与控制缓冲溶液pH或pOH值的近似计算公式为：pH- pKa-lgc(共轲酸)/c(共轲碱)pO+ pKb-lgc(共轲碱)/c(共轲酸)从缓冲溶液的pH计算公式可以定量地看出缓冲溶液的本质：缓冲溶液的本质是由大量 的共轲酸和共轲碱组成的混合溶液，因此共轲酸碱对在缓冲溶液中又叫缓冲对。在缓冲溶液中共轲酸和共轲

29、碱的浓度都比较大，氢离子浓度比较小，在缓冲体系中加入少量的强酸、强碱或进行少量的稀释，c (共轲酸)和c (共轲碱)的比值变化不大，c (共轲酸)/c (共轲碱)基本保持不变，所以溶液中以c (H+)当然也不会有太大的变化。例 3-10 若在 50.00mL 的 0.150mol L-1NH (aq)和 0.200mol L-1NHCl 缓冲溶液中加入 一滴HCl溶液(0.100mL, 1.00mol L-1)。问加入HCl溶前后溶液的pH值各为多少？已知-5Kb(NH0=1.8 X 10解力口 HCL之前 pH= pKa (NH+) - lg(c(NH 4+)/c(NH 3)=-lg(Kw/

30、K(NH 3)-lg(c(NH 4+)/c(NH 3)=-lg( 1.0 XI 0-14/ (1.8X10-5) ) - lg(0.200/0.150)=9.26-0.12=9.14加入HCl溶液之后，近似认为溶液总体积是缓冲溶液和HCl溶液混合前的体积之和即：V=50.00mL+0.10mL=50.10mL加入HCl溶液之后，近似认为加入的酸(H+)与缓冲溶液中的碱(NH)发生了完全反应 (中和反应非常彻底)生成了共轲酸(NH+),即生成NHCl的物质的量等于加入盐酸的加入量，混合后溶液中 NH+的初始浓度为 +c(NH4 尸 n(NH4)/V=(0.200mol - L -1 X50.00

31、mL+1.00mol - L -1 X0.1 mL)/50.10mL=0.202mol - L -1NH3的初始浓度为：c(NH3)n(NH3)/V=(0.150mol L-1 x 50.00mL - 1.00mol L-1 x 0.1mL)/50.10mL-1=0.148mol - L代入缓冲溶液pH近似计算公式：pH' =-lg(Kw/Kb(NH 3)-lg(c(NH 4+)/c(NH 3)=-lg( 1.0X10-14/( 1.8 X10-5)- lg(0.202/0.148) =9.12混合前溶液的pH值是9.14 ,混合后溶液的pH值是9.12。从计算中可以看出 pH变化不

32、大，缓冲溶液具有缓冲能力。(3)缓冲溶液pH的选择三、配离子的解离平衡1、配位化合物(简称配合物)配合物是由中心离子 (或原子)和几个中性分子或负离子结合形成的有一定稳定性的复杂化合物。中心离子(或原子)占据着配合物中心位置，又称为配合物的形成体。在形成体周围与中心离子(或原子)相结合的分子或负离子称为配位体。能提供配位体的试剂叫配位剂。中心离子与配位体以配位键的形式结合形成了配离子，称为内界，距中心离子较远的其它离子称为外界。内界与外界之间，常以离子键的结合，如 Cu (NH) 4 SO、K3 Fe (CN 6等。在配位体中与中心离子(原子)直接结合的原子叫配原子，与中心离子结合的配位 原子

33、总数叫中心离子(原子)的配位数。当金属离子和负离子配位体形成电中性内界或金属原子与中性分子配位体形成配合物时，就只有内界，没有外界。如Pt(NH3)2Cl2、Co(NH3)3c卜、Fe(CO)6等。(1)配位键配位键是形成共价键的一对电子由一个原子单方面提供形成的化学键。配合物的中心离 子（或原子）与配位体之间存在配位键，这是配合物区别于其它类型化合和的一个重要特征。 有些复盐如光卤石 KCl MgCl2 6屋O,虽然组成也比较复杂，但分子内没有配位键，所以不 是配合物。（2）中心离子中心离子（或原子）通常是金属离子（或原子），它们都含有空轨道，在配位键的形成中作为电子对的接收体，如CiT,

34、Ag+, Co, Fe等。（3）配位体与配原子配位体中都含有能够为配位键提供弧对电子的原子，这个直接与中心离子 （原子）相结合的原子叫配位原子， 配原子在配位键的形成中作为电子对的给予体，含有一个配位原子的配位体称为单齿配位，例如：F-、：OH-、：SCN、CO:等，“：”表示弧对电子。含有两个或两个以上配位原子体称为多齿配位，例如乙二胺（缩写en）H2N -CH2-CH2-NH2中含有两个配原子。乙二胺四乙酸根（缩写 EDTA离子中含有六个配原子，若多齿配体中 有两个以上的原子与中心离子结合，而且配位原子之间还间隔 23个非配原子时，则将形成环状结构，这类环状配合物称为螯合物或内配合物，因此

35、这类多齿配体也叫螯合剂。乙二胺中有2个N原子与Pt2+结合形成二乙胺合钳（II ）离子Pt （en） 2 2+中含有两个五元环结 构，是一个典型的螯合物，具有五元或六元环结构的螯合物物一般都非常稳定。（4）配位数中心离子（或原子）在与单齿配位形成的配合物中配位数等于单齿配位体的数目。而在与多齿配体形成的配合物中，配位数中小于多齿配位的数目，等于配原子的个数。某些中心离子形成配离子时，常常具有不变的配位数，称特征配位数。如Ag+的特征配位数是2, Cu2+的特征配位数是 4, Cr3+的特征配位数是 6。当然，影响配位数的因素较多， 配位数有时也有变化。例如Cu+的配位数可以为 2, 3, 4。

36、3 .配合物的命名配合物的命名原则服从一般无机化合物的命名原则，如果化合物的酸根是简单离子，在内界和外界之间以“某化某”来命名。在内界中，以“合”字将配位体与中心离子联系起来， 其顺序是配位体数一配位体名称一合一中心离子（中心离子电荷数），其中中心离子的电荷数用罗马数字表示，当内界有多种配体时，先命名阴离子，后命名中性分子，先命名简单离 子，后命名复杂离子，内界配体则按英文字母顺序排列。4 .配离子的解离平衡K稳称为配离子的稳定常数，对于配位数相同的同类型配离子来说，K稳越大配离子越稳定。配离子的解离平衡和其它化学平衡一样，利用其稳定常数(或不稳定常数)可以计算配离子溶液中各种离子的浓度。5

37、.配离子解离平衡的移动与应用配离子在水溶液中是非常稳定的，改变配离子平衡时的条件，平衡将发生移动，在需要时，可以将配离子分解掉或转化成更稳定的其它类型的化合物。相反，利用配离子的稳定性，也可以将某些沉淀溶解。在配离子中加入另外一种配位体，一种配离子一般还可转化成为另一种更稳定的配离子，即平衡向生成更难解离的配离子方向移动。例如在 Ag (NH) 2+中加入CN,转化的过程 可表不为：Ag (NH) 2 +(aq)+2CN-(aq) =Ag (CN 2 -(aq)+2NH3(aq)反应进行的程度可以利用两个配离子的稳定常数求出整个反应的平衡常数后进行判断。 对于上述反应：K=c( Ag(CN)2

38、 -) (c(NH3) 2/c( ：Ag(NHs) 2 +) (c(CN-) 2将等式边的分子和分母同时乘以(C(Ag +)则有K=c( Ag (CN 2 -) c(Ag+) (c(NH" 2 /(c(CN -) 2- c(Ag+) c( Ag (NH) 2 +)=K稳(Ag (CN 2 -)/K 稳(Ag (NH) 2 +)K=(1.26 X 1014)/( 1.12 X 107)=1.13 X 107由计算可以发现，反应Ag (NH) +向Ag (CN 2 -转化的趋势很大。由计算还可得 出一个简便的判断配离子之间转化方向的判断依据，即对于同种类型的配离子而言，K稳值小的配离子可

39、以转化为K稳值大的配离子，两个K稳相差越大，转化越完全。配离子的解离平衡还可因氧化还反应而发生移动，在平衡系统Ag (CN 2 - (aq) = Ag+(aq)+2CN -(aq)中加入Zn,因为存在氧化还原反应：2Ag+(aq)+Zn(s)=2Ag(s)+Zn 2+(aq),平衡向配离子的解离方向移动。四、难溶电解质的溶解平衡1 .溶度积我们都知道绝对在水中不溶解的电解质是不存在的，难溶电解质是指在水中的溶解极度小的一类电解质。 难溶电解质的溶解过程是一可逆过程。 例如在一定温度下，把难溶电解质AgCl放入水中，则AgCl固体表面的Ag+和Cl-离子受到水分子的作用，会离开晶体表面而溶 入水

40、中，这个过程叫 溶解。同时，进入溶液的Ag+和Cl-由于不断运动，其中有些又接触到AgCl固体表面又形成晶体(也叫沉淀)析出，这个过程称为结晶。在一定条件下，当溶解与结晶的速率相等时，便建立了固相和液相中离子之间的动态平衡，这时的溶液是饱和溶液，达成的平衡叫做多相离子平衡，又称为溶解平衡。AgCl(s)溶解结晶平衡常数表达式为：Ksp(AgCl)=(c(Ag +)/c) (c(Cl -)/c)上式表明，在难溶电解质的饱和溶液中，当温度一定时，其离子浓度的乘积为常数，这 个常数Ksp叫溶度积常数，简称溶度积 。若用通式AnBm(s)表示难溶电解质的分子式，则难溶电解质的溶解平衡为：AnBm(s)

41、nAm(aq)+mBn- (aq)溶度积为 Ksp=(c (A，c ) )n (c ( B7c ) ) m由于c=1mol L-1,不考虑Ksp单位时，可简写为Ksp=c(Am) n - c(Bn-)m,为了计算方便，下面均采用简写表达式。溶度积和其它平衡常数一样，也随温度的变化而变化，一般情况下，温度升高，溶度积 增大。溶解度和溶度积都能表示难溶电解质的溶解能力，在这里把溶解度定义为在难溶解质的饱和溶液中含有的已溶解的难溶电解质的浓度，单位为mol L-1。在实验室若测出了难溶电解质的溶解度，可以换算出溶度积，相反，知道了难溶电解质的溶度积也可以求出其溶解度。对于AgCl、BaSO、CaCO

42、等AB型化合物，设其在水中的溶解度为s (AB) mol - L-1,则s (AB)和Ksp的关系可表示如下：AB(s) = A +(aq)+B - (aq)Ksp(AB尸s(AB)1/2则 s(AB) = (Ksp(AB)例如：已知 Ksp(AgCl)=1.8 X 10-10，则AgCl的溶解度为s(AgCl)=(Ksp(AgCl)1/2=( 1.8X10-10)1/2(mol - L -1)=1.3 X 10-5(mol L-1)对于Ag2CrO4、Ag2CO、PbCl2等A2B型AB型的难溶电解质，设其在水中的溶解度为s( A2B)或s (AR) mol - L-1,则s (AR)和Ks

43、p的关系可表示如下：AB(s) =A 2-(aq)+2B -(aq)Ksp(AB2)=c(A 2-) c(B-)2=s(AB2) - ：2s(AB2) 2=4s(AB2)31/3s(AB2)=(1/4Ksp(AB 2)例如：Mg(OH)2的Ksp=1.2 X 10-11，则Mg(OH»在水中的溶解度s(Mg(OH)2)=(1/4Ksp(Mg(OH) 2)1/3=1.4 X 10-4( mol , L-1)从上的分析结果可以看出，不同类型的电解质的溶解度与其Ksp之间的关系式是不一样的。对于同一类型的难溶电解质，可以通过溶度积的大小来比较它们的溶解度的大小。即在同一温度下，相同类型电解

44、质的溶度积越大，溶解度也越大。对于不同类型的难溶电解质， 则不能进行类似的比较。需要说明的是，上述溶度积与溶解度的换算是一种近似的计算，忽略了难溶电解质的离子与水的作用等情况。2.溶度积规则及其应用(1)溶度积规则在平衡状态下，Ksp=c(Am+)n c(Bn-)m难溶电解质 AnBm(s)在水溶液中存在着难溶电解质的溶解平衡：AnBm(s) = nA m+(aq)+mBn-(aq)若平衡条件发生了改变，平衡就会发生移劝，根据热力学平衡移动的原理：Q=(c(Am+)/c) n - (c(B n-)/c) m=Ksp, AG=0,饱和溶液，处于平衡状态；Q=(c(Am+)/c) n (c(B n

45、-)/c) m<Ksp, AG>0,溶液未饱和，无沉淀析出；Q=(c(Am+)/c) n - (c(B n-)/c) m>Ksp, AG<0,有沉淀析出，直至饱和为止。简记为：Q=c(Am+)n c(Bn-)m=Ksp,饱和溶液处于平衡状态；Q=c(Am+) n c(B n-) m<Ksp,无沉淀析出；Q=c(Am+) n c(Bn-) m>Ksp,有沉淀析出。以上规则称为溶度积规则，溶度积规则在生产和科研上有着广泛的应用。(2)同离子效应AgCl在水溶液中达到沉淀的溶解平衡以后，向此系统中加入 NaCl固体，由于Cl-离子 浓度的增大，会使 c (Ag+)

46、 - c (Cl-) > Ksp (AgCl),平衡就会向生成 AgCl沉淀的方向移动， 直到重新达到平衡为止，当达到新的平衡时，溶液中Ag+离子的浓度减小了，也就是降低了AgCl的溶解度。这种在沉淀的溶解平衡系统中，加入含有和构成该沉淀的一种离子完全相 同的易溶强电解质时，引起该沉淀在水中的溶解度降低的效应叫同离子效应。(3)沉淀的生成利用溶度积规则，若 Q>Ksp,则有沉淀生成析出，可以判断沉淀是否能够生成。(4)分步沉淀若溶液中含有两种离子，当在溶液中逐滴加入一种试剂时，有一种离子先生成沉淀，且当这种离子沉淀完全以后，另一种离子才开始形成沉淀的现象叫分步沉淀现象。要进行分步沉

47、淀，要求两种离子形成的沉淀的溶解度值相差比较大，若溶液中含有多种离子，也有分步沉淀现象出现。相反，当两种沉淀的溶解度相差不大时，就会出现两种离子同时形成沉淀的共同沉淀的现象。注：在普通工程化学中认为某个离子在水溶液中的浓度小于等于1.0 X 10-5 mol - L-1时，这个离子就已经沉淀完全了。(5)沉淀的转化由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程叫沉淀的转化，要进行沉淀的转化，和分步沉淀一样，要求两种沉淀的溶解度相差较大，例如：锅炉的锅垢中主要成份是CaSQ,由于锅垢的导热能力很小，阻碍传热，既浪费燃料还可能引起锅炉或蒸气管的爆裂，造成事故，所以必 须清除。但CaSO既不溶于水又不易溶于酸，因而难以被清除，如采用N&CO溶液处理，则可使 CaSO (在水中溶解度大，Ksp (CaSO4.93 x 10-5)转化为疏松且可溶于酸的CaC在水中溶解度小，Ksp(CaCO)=3.36 x 10-9)而除去其转化反应方程式如下CaSO(s)+CO32-(aq) = CaCO 3(s)+SO42