本章重点就是计算 一元弱酸弱碱解离平衡的计算;二元弱酸溶液

第五章酸碱平衡1/13/20231本章重点就是计算

一元弱酸弱碱解离平衡的计算；二元弱酸溶液中c(H+)的计算；盐溶液和缓冲溶液pH值的计算.

此外，还应掌握配合物的命名、配离子稳定常数及其应用。第五章酸碱平衡1/13/20232

目录

§5-1

酸碱质子理论概述

§5-2酸碱电子理论

§5-3

水的解离平衡和溶液的pH值*§5-4弱酸、弱碱的解离平衡*§5-5缓冲溶液

§5-6酸碱指示剂*§5-7配位化合物*§5-8配位反应与配位平衡1/13/20233

酸碱理论1.酸碱电离理论2.酸碱质子理论3.酸碱电子理论4.酸碱溶剂理论5.软硬酸碱理论1/13/202341.1884年，瑞典化学家S.A.Arrhenius

提出了酸碱解离理论，适用于水溶液体系。2.1923年，丹麦化学家J.N.Bronsted

和英国化学家T.M.Lowry

酸碱质子理论，适用水溶液、非水溶液及气体间反应，且可定量处理。3.1923，美国化学家G.N.Lewis

酸碱电子理论。在配位化学和有机化学中应用较广。概述1/13/20235电离理论在水溶液中解离产生的阳离子只有H+的物质是酸；在水溶液中解离产生的阴离子只有OH-的物质是碱；酸碱反应的实质是：H++OH-=H2O在水中全部电离的酸碱是强酸、强碱。HCl、HNO3在水中部分电离的酸碱是弱酸、弱碱。HAc、HNO2局限性：只限水溶液,水中无NH4OH,1/13/20236共轭酸碱对（conjugateacid-basepair)因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱。

1.酸碱定义：凡能释放质子的任何分子或离子都是酸；凡能结合质子的任何分子或离子都是碱。HAcAc-

HSO4-

SO42-§5－1酸碱质子理论概述1/13/20237

HPO42-为两性物质，H2O也是两性物质。判断一种物质是酸还是碱，要在具体环境中分析其发挥的作用。2.酸碱的强度水溶液中酸的强弱决定于它将质子给予水（碱）的能力。1/13/20238酸性：HAc>NH4+>HS-Kaθ1.8×10-55.67×10-107.1×10-15一种酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性越弱碱性：Ac-<NH3<S2-Kbθ5.6×10-101.8×10-51.41/13/202393.拉平效应与区分效应水溶液中HNO3,H2SO4,HClO4,,HCl均为强酸。即作为碱的水把这些酸都拉平到H3O+的水平.

如:HCl+H2O→H3O++Cl-

这种将各种不同强度的酸都拉平到溶剂化质子(如:H3O+)水平的效应称为拉平效应.具有拉平效应的溶剂叫拉平性溶剂.如:水是上述四种酸的拉平性溶剂.

H3O+是水溶液中能够存在的最强的酸的形式.1/13/202310

如将这些强酸放在比H2O难于接受质子的溶剂(如HAc)中,则四种酸就显出差别.Kaθ10-5.810-8.210-8.810-9.4HAc是区分性溶剂,能区分酸或碱强弱的效应称区分效应.1/13/202311

同理,水溶液中最强的碱是OH-,更强的碱(O2-,NH2-)都将被拉平到同一水平.只有更弱的碱(NH3,Ac-)才能分出强弱。

苯甲酸在水中是弱酸,但在乙二胺中却是强酸。这是因为乙二胺的碱性比水强,其接受质子的能力比水强.苯甲酸在乙二胺中更易失质子。溶剂的碱性越强，溶质表现出来的酸性越强，即区分强酸要选用弱碱。同理区分强碱要选用弱酸。1/13/202312练习：P1501、21.CN-;H2AsO4-;NO2-;F-;

H2PO4-;

IO3-;

H4IO6-;[AL(OH-)2(H2O)4]+;[Zn(OH)(H2O)5]+2.HCOOH;

PH4+;HCLO;HS-;HCO3-;H2SO3;HP2O73-;HC2O4-;C2H4(NH2)(NH3)+；CH3（NH3）+

1/13/2023134.酸碱反应酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间质子的传递。

反应方向:强酸+强碱→弱酸+弱碱

Ac-1+H2OOH-1+HAcH+碱1酸2碱2酸1盐的水解1/13/202314质子论中没有“盐”的概念,电离理论中的所有反应(中和、水解、解离等），在质子论中都是酸碱反应。质子论不仅适用于水溶液，也适用于气相和非水溶液中的酸碱反应。缺陷：只限于质子的接受和放出，无法解释不含氢类化合物的反应，CaO+SO3→CaSO31/13/202315

1.定义：凡是可以接受电子对的分子或离子（有空轨道）称为酸；凡是可以给出电子对的分子或离子（有未共享的孤对电子）称为碱(Lewis酸碱)。

2.酸碱反应的实质：配位键的形成并生成酸碱配合物。

H++:OH-→H2O

Ag++:Cl-→AgCl

Cu2++4:NH3→[Cu(NH3)4]2+§5－2酸碱电子理论1/13/202316

凡金属离子都是酸，与金属离子结合的所有物质都是碱。所有盐、金属氧化物和其它大多数无机物都是酸碱配合物。属于广义酸碱理论,对酸碱的认识过于笼统。不能用来比较酸碱的相对强弱。1/13/202317一、水的解离平衡水的离子积：Kwθ=

Kθ=c(H3O+)·c(OH-)常温下：Kwθ=

1.0×10-14§5-3水的解离平衡和溶液的pH1/13/202318二、溶液的pH值

Kwθ是平衡常数，与浓度无关。因此无论水溶液是中性、酸性或碱性，在一定温度下Kwθ＝c(H3O+)·c(OH－)

始终成立。中性溶液c(H3O+)＝1.0×10-7mol·dm-3＝c(OH-)酸性溶液c(H3O+)＞1.0×10-7mol·dm-3＞c(OH-)碱性溶液c(H3O+)＜1.0×10-7mol·dm-3＜c(OH-)

c(H3O+)越大，溶液的酸性越强

c(OH-)越大，溶液的碱性越强1/13/202319

问题：强酸与酸性强是否等同？酸性增强中性碱性增强01234567891011121314

pH仅适用于表示c(H3O+)或c(OH-)在1mol·L-1以下的溶液酸碱性。1/13/202320一、一元弱酸、弱碱的解离平衡二、多元弱酸的解离平衡三、盐溶液的酸碱平衡§5.4弱酸弱碱的解离平衡1/13/202321一、一元弱酸、弱碱的解离平衡1.解离常数Kiθ起始浓度(mol·L-1)c0

0

0平衡浓度(mol·L-1)c0–c(H3O+)c(H3O+)c(H3O+)1/13/2023221/13/202323起始浓度/mol·L-1

0.10

0平衡浓度/mol·L-10.1-xx

x例：求0.1mol·L-1HAc溶液中的c(H3O+)。解：设平衡时溶液中H3O+的浓度为xmol·L-11/13/2023241/13/2023252.解离度αα：弱酸弱碱在溶液中解离的百分数1/13/202326百分数计算式的两种写法

(1）把%看成一种单位的符号，%表示每100份样品中某物质所占份数。等式中只需在一边出现。（国际通用）。

（2）把%看成表示数字的符号。某数后面加%相当于被100除。（本书表示）1/13/2023273.解离常数与解离度的区别与联系

Kiθ与α都是用来衡量弱电解质解离程度大小的物理量。

(1)区别：Kiθ是化学平衡常数的一种形式，不受浓度影响，一定温度下，对某一弱电解质是常数（因弱电解质解离的热效应不大，所以温度对Kiθ的影响较小，一般条件下不考虑）。1/13/202328α是转化率的一种形式，随浓度变化。同一弱电解质α与c1/2成反比，浓度越稀，α越大；(2)联系：相同浓度的不同弱电解质，α与（Kiθ）1/2成正比，Kiθ越大，α越大。1/13/202329二、多元弱酸的解离平衡(1)第一步电离出的H3O+对第二步有抑制作用(2)S2-对H3O+的结合力大。所以，c(HS-)≈c(H3O+)，(H3O+)以第一步为主。1/13/202330

常温常压下，H2S气体在水中的饱和浓度是0.1mol·L-1。求溶液中的c(H3O+)和c(S2-)。起始浓度(mol·L-1)0.1

00平衡浓度(mol·L-1)0.1-x

xx解：设平衡时溶液中H3O+的浓度为xmol·L-11/13/2023311/13/202332对二元弱酸H2A来说，Ka1θ>＞Ka2θ(一般差5个数量级)溶液中的c(H3O+)由第一级电离决定，c(HA-)≈c(H3O+)，比较二元弱酸的强弱，只需比较Ka1θ即可；c(A2-)≈Ka2θ。P118例：5-4三元弱酸的解离同二元弱酸相似。1/13/202333三、盐溶液的酸碱平衡1.弱酸强碱盐(NaAc)2.强酸弱碱盐(NH4Cl)3.弱酸弱碱盐(NH4Ac)4.酸式盐(NaHCO3)5.影响盐类水解的因素及应用1/13/2023341.弱酸强碱盐K1θ=KWθK2θ=1/KaθK3θ=K1θK2θKbθ(Ac-1)=KWθ/Kaθ

盐的水解：是指盐的组分离子跟水电离出的H3O+或OH-结合生成弱电解质的反应。是中和反应的逆反应。─（离子碱）水解显碱性1/13/202335Kbθ(Khθ)-水解常数（化学平衡常数）

Kbθ=KWθ/Kaθ→KaθKbθ＝KWθ

成盐的酸越弱，即Kaθ越小，Kbθ值越大，盐的水解程度越大，盐溶液的碱性越强。例：比较0.1mol·L-1的NaAc和NaCN溶液pH值的高低[Kaθ(HCN)=4.93×10-10]。1/13/202336始态浓度c0

00平衡浓度c0-xxx1/13/2023371/13/202338

例：求0.01mol·L-1

NaCN溶液的pH和盐的水解度（298K）。解：设平衡时OH-1的浓度为xmol·L-1平衡浓度mol·L-10.01-XXX

1/13/202339多元弱酸强碱盐的水解是分步进行的。

Na2S→2Na++S2-

1/13/202340Kb1θ>＞Kb2θ(一般差5个数量级)，以第一步水解为主，c(HS-)≈c(OH-)，溶液显碱性。P123

例5－61/13/2023412.强酸弱碱盐NH4Cl溶液─水解显酸性1/13/202342

多元弱碱强酸盐的水解许多水合金属离子如:[Fe(H2O)6]3+,[Al(H2O)6]3+等多是半径小电荷高的多元弱碱强酸盐，水溶液显酸性。[Fe(H2O)6]3+(aq)

＋H2O(l)=[Fe(OH)(H2O)5]2+(aq)

+H3O+(aq)Kaθ(1)＝7.7×10－3一级水解为主，溶液呈棕黄色1/13/2023433.弱酸弱碱盐NH4Ac,NH4CN,NH4F1/13/202344强酸强碱盐不水解─溶液中性NaCl、Na2SO4、NaNO3等1/13/2023454.酸式盐

物料平衡（massormaterialbalance)在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度，等于各有关组分平衡浓度之和。物料平衡式（massormaterialbalanceequatian)例：浓度为cmol·dm-3的H3PO4溶液

c(H3PO4)+c(H2PO4-)+c(HPO42-)+c(PO43-)=c

浓度为cmol·dm-3的Na2SO3溶液

c(Na+)=2c;c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3)=c1/13/202346例：浓度为cmol·dm-3的NaCN溶液

c(H3O+)+c(Na+)=c(CN-)+c(OH-)

浓度为cmol·dm-3的CaCl2溶液

c(H3O+)+2(Ca2+)=c(OH-)+c(Cl-)

浓度为cmol·dm-3的H3PO4溶液

c(H3O+)=c(OH-)+c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)电荷平衡(chargebalance）-根据电中性原理，单位体积溶液中，阳离子所带正电荷的量(mol)等于阴离子所带负电荷的量(mol)。1/13/202347质子平衡式PBE(protonbalanceequation)酸失去的质子和碱得到的质子的物质的量相等。(1)由物料平衡和电荷平衡求质子平衡式浓度为cmol·dm-3的NaCN溶液物料平衡：c(Na+)=c;c(HCN)+c(CN-)=c

(1)

电荷平衡：c(H3O+)+c(Na+)=c(CN-)+c(OH-)

(2)

质子平衡式：(1)式代入(2)式中

c(H3O+)+c=c-c(HCN)+c(OH-)

c(H3O+)+c(HCN)=c(OH-)1/13/202348(2)由溶液中得失质子的关系列出质子条件质子参考水准：溶液中大量存在的并与质子转移直接有关的酸碱组分。弱酸HB的水溶液：HB和H2Oc(H3O+)=c(OH-)+c(B-)

所有得质子后产物浓度的总和=所有失质子后产物浓度的总和1/13/202349浓度为cmol·dm-3的Na2HPO4溶液(H2O,HPO42-]c(H3O+)+c(H2PO4-)+2c(H3PO4)=c(OH-)+c(PO43-)浓度为cmol·dm-3的NH4H2PO4溶液?c(H3O+)+c(H3PO4)=c(NH3)+c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)1/13/202350酸式盐溶液中c(H3O+)的求算NaHCO3→Na++HCO3-c(H3O+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)1/13/2023511/13/2023521/13/202353求：0.1mol·dm-3

NaHCO3溶液的pH值。1/13/202354水解为主NaH2PO4、Na2HPO4水溶液显酸（碱）性？1/13/2023555.影响水解的因素(1)平衡常数

水解产物弱酸的Kaθ或弱碱的Kbθ越小，对应盐的水解程度越大。如水解产物为难溶或挥发性弱电解质，则水解可近乎完全。

Al2S3+H2O→2Al(OH)3↓+3H2S↑（双水解）泡沫灭火器：Al3++HCO32-→1/13/202356(2）温度盐的水解一般是吸热过程，△H>0

温度升高，水解平衡常数增大，即盐的水解度增大。如：FeCl3的水解，加热，水解液颜色由常温的黄色→棕红→棕红沉淀。1/13/202357（3）盐的浓度

水解常数Khθ一定时，盐的起始浓度c0越小，水解度α越大，即稀溶液的水解度比较大。1/13/202358（4）溶液的pH值

因盐的水解常使溶液显示酸性或碱性,所以控制溶液的酸碱性,可促进或抑制水解反应。KCN

为阻止剧毒物HCN的生成，在配制KCN溶液时，应先在水溶液中加入适量强碱KOH，以抑制水解。实验室配Na2S溶液，将一定量的Na2S与NaOH同时溶于水，再稀释至所需浓度。1/13/202359

*实验室配SnCl2溶液，先将固体用盐酸溶解（加热）后，再加水冲稀至所需浓度。保存时加Sn粒防氧化。1/13/202360复习(只列式不算数）：1.0.1mol·dm-3HAc溶液中c(H3O+)的近似计算式和最简计算式2.0.1mol·dm-3Na2S溶液的c(H3O+)浓度3.0.1mol·dm-3Na2HPO4溶液的c(H3O+)浓度1/13/2023611.0.1mol·dm-3HAc溶液中c(H3O+)的近似计算式和最简计算式1/13/2023622.0.1mol·dm-3Na2S溶液的c(H3O+)浓度1/13/2023633.0.1mol·dm-3Na2HPO4溶液的c(H3O+)浓度1/13/202364起始浓度/mol·L-1

0.1

0

0平衡浓度/mol·L-10.1-x

x

x§5－5缓冲溶液一、同离子效应1/13/202365起始浓度/mol·L-1

0.10

0.1平衡浓度/mol·L-10.1-xx

0.1+x1/13/202366纯HAc稀溶液,α%=1.34%HAc中加NaAc,α%=0.018%α降低了74.5倍。

结论：在弱电解质的溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质，使弱电解质解离度降低的效应，称同离子效应。1/13/202367二、缓冲溶液

1.定义与组成

在100L纯水（pH=7）中，加入1.0L

1.0mol·L-1的HCl或NaOH溶液，则纯水的pH值由7→3或7→11，变化了4个单位。说明纯水不能抵抗外加少量酸碱的影响。在100L

0.1mol·L-1HAc和0.1mol·L-1

NaAc组成的混合溶液（pH=4.76）中，加入同量1.0L的HCl或NaOH溶液或用水冲稀，则溶液的pH值仍在4.7左右，几乎不变。1/13/202368

定义：能够抵抗外加少量酸、碱或稀释的影响。而自身的pH值基本不变的溶液，称为缓冲溶液。组成

弱酸和它的盐HAc-NaAc弱碱和它的盐NH3·H2O-NH4Cl多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐

NaH2PO4-Na2HPO4,NaHCO3-Na2CO31/13/2023692.缓冲原理

量大量少量大外加少量强碱，H3O++OH-→2H2O，平衡右移,HAc电离补充减少的H3O+，即HAc是抗碱成分；外加少量强酸，H3O++Ac-→HAc+H2O,平衡左移，Ac-可消掉多余的H3O+，即Ac-是抗酸成分。1/13/202370

缓冲溶液的缓冲能力是有限的，当加入大量的酸或碱时，溶液中的HAc、Ac-消耗尽，抗酸、抗碱能力趋于消失，就不再具有缓冲能力。若稀释程度太大，对HAc的解离度有影响，c(HAc)/c(Ac-)将改变，有时还需考虑水的解离。1/13/202371三、缓冲溶液pH值的计算始态浓度/mol·L－1C酸C

盐平衡浓度/mol·L－1C酸-x

x

C

盐+x1/13/202372例：求0.1mol·dm-3NH3·H2O和0.2mol·dm-3NH4Cl组成的缓冲溶液的pH。解：设平衡时溶液中的H3O+的浓度为xmol·L-11/13/202373四、缓冲溶液的选择和配制

每种缓冲溶液起缓冲作用的pH范围是一定的。其值主要取决于Kaθ或Kbθ及c酸/c盐或c碱/c盐,当浓度比值接近于1时,缓冲溶液pH≈pKaθ(pOH≈pKbθ)。

缓冲范围：pH=pKiθ±1（在这一范围缓冲有效）

缓冲能力：使缓冲溶液pH改变1.0所需的强酸或强碱的量。

1/13/202374所以，欲配制某一pH值的缓冲溶液时，可选择一种pKaθ与所需pH相近的弱酸及其盐（或者pKbθ与所需pOH相近的弱碱及其盐）如：配制pH=5.0的缓冲溶液,选HAc-Ac-

配制pH=9.8的缓冲溶液,选NH3-NH4+

练习：欲配制250mL的pH=5.0的缓冲溶液，问在12.0mL

6.0mol·L-1的HAc溶液中应加入NaAc·3H2O（M=136.08g）多少克？1/13/202375

人体血液pH=7.4±0.03,靠H2CO3-NaHCO3NaH2PO4-Na2HPO4,HHb-KHb,HHbO2-KHbO2等维持。1/13/202376

§5.6酸碱指示剂测定溶液酸碱性的方法：酸度计（较精确），pH试纸或酸碱指示剂(粗测）。1.酸碱指示剂定义：借助于颜色的改变来指示溶液pH值的物质叫酸碱指示剂。一般为有机弱酸或弱碱。

红色H+

橙色OH-

黄色3.1－4.41/13/2023771/13/202378[HIn]/[In-]≥10，溶液显HIn的颜色-红色；[In-]/[HIn]≥10，溶液显In-的颜色-黄色。此时pH=pKaθ±1─指示剂的变色范围。几种常见酸碱指示剂：甲基橙3.1-4.4红-橙-黄石蕊5.0-8.0红-紫-蓝酚酞8.0-10.0

无色-粉红-红

P151:111/13/202379pH值在4.4-8.0之间

用单一指示剂只能确定溶液的pH值范围，但不能确定溶液的酸碱性。

pH试纸是将滤纸经多种指示剂的混合溶液浸透、晒干制成。该试纸在不同的pH值溶液中显示不同的颜色。将显示色与标准比色卡比较，即可判断溶液的pH值。思考：某溶液使甲基橙显黄色，使酚酞显无色，则该溶液pH值？1/13/202380物质pH

牛奶

6.5纯水

7.0健康人的唾液6.5-7.4

血液

7.34-7.45

海水

8.0洗手皂

9.0-10.0家用氨水除垢剂11.5

漂白水12.5家用碱液

13.5铅酸蓄电池的酸液胃酸 柠檬汁 可乐 食醋 橙汁或苹果 啤酒 咖啡 茶 酸雨 癌症病人的唾液一些常见物质的pH值

<1.02.05.5<5.64.5-5.7物质 pH

1/13/202381酸度计－准确测定溶液的pHpHS-25pHSJ-3FpH-SPpHdz-21/13/202382§5－7配位化合物一、配合物的概念与组成1.配合物的概念实验:(1)CuSO4+NaOH→Cu(OH)2↓

CuSO4+BaCl2→BaSO4↓深蓝溶液NaOHNa2S加热BaCl2无沉淀CuS↓无NH3↑BaSO4↓1/13/202383结论：Cu2+和NH3结合生成了一种非常稳定，难以电离的复杂离子-[Cu(NH3)4]2+(配离子)，对应的化合物是[Cu(NH3)4]SO4(配位化合物，简称配合物)。1/13/202384CoCl3·6NH3-橙黄色晶体⑴水溶液呈中性或弱酸性，加强碱无氨气；⑵加AgNO3，Cl-全部沉淀；⑶水溶液中很难检出Co3+；

结论：Co3+与NH3结合生成了一种稳定复杂的离子[Co(NH3)6]3+1/13/202385再如:[Co(NH3)5Cl]Cl2

;Ni(CO)4;K3[Fe(CN)6]

这些复杂离子在形成过程中，既没有电子得失和氧化数的变化，也没有形成共用电子对的共价键。而是由离子Cu2+、Co3+、Fe3+或原子Ni与分子NH3、CO或离子CN-等以配位键(成键两原子的共用电子对由一方提供)形式结合而成。1/13/202386多数配离子既能存在于晶体中，也能存在于溶液中。如：[Cu(NH3)4]2+。配合物的定义：由中心离子或原子（形成体）与一定数目的分子或离子（配位体）以配位键结合而成的具有一定空间构型的复杂离子--配合单元(配离子),含配合单元的化合物叫配合物。1/13/202387

KCl·MgCl2·6H2O;KAl(SO4)2·12H2O（晶体和水溶液中均无复杂离子）

复盐：由两种或两种以上同种晶型的简单盐类所组成的化合物。

LiCl·CuCl2·3H2O—配合物（晶体中存在复杂离子：CuCl3-)

配合物与复盐的区别⑴晶体或溶液中有无复杂离子⑵复杂离子中有无配位键1/13/2023882.配位化合物的组成[Cu(

NH3

)4]SO4中心离子配位原子配位体配体数内界（配阳离子）配位键离子键外界1/13/202389K3[Fe(CN)6]配(阴)离子中性配合物Ni(CO)4(无外界)一般配合物图示如下：[中心离子（配位体）配体数]外界离子内界（配离子）中心原子1/13/202390多为过渡金属离子：Cu2+、Ag+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Co2+、Ni2+、Au3+、Pt2+、Pt4+等少数为原子：Fe、Cr、Ni等另有少部分高氧化态非金属元素:Si(Ⅳ)、P(Ⅴ)等（1）中心离子或原子--能接受配位体孤对电子的离子或原子特征:具有空的价电子轨道1/13/202391（2）配位体和配位原子--能提供孤电子对的分子或离子称配位体。例：NH3、H2O、CO、Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-、en、EDTA等--配体中能提供孤电子对直接与形成体相连的原子为配位原子。如：NH3中的N。1/13/202392常用配位原子（10个）

CNOFH-PSClBrI配体类型单齿配体：一个配体中只含一个配位原子

NH3、OH-、X-、CN－、CO、SCN-等1/13/202393多齿配体：一个配体中含2个或2个以上配位原子草酸根（C2O42-）-OOC-COO-双齿乙二胺（en)NH2-CH2-CH2-NH2双齿乙二胺四乙酸根（EDTA或Y）六齿部分配体名称：硝基：NO2-；亚硝酸根：ONO-；硫氰酸根：SCN-；异硫氰酸根：NCS-；羰基：CO；羟基：-OH；NH2:氨基1/13/202394（3）配位数与一个中心离子或原子直接结合的配位原子数单齿配体：配位数=∑配位体数

Cu(NH3)42+Fe(CN)63-

CoCl3(NH3)3配位数466多齿配体：配位数=∑配位体数×配位原子数

Cu(en)22+CoCl2(en)2+

FeY-Fe(C2O4)33-配位数46661/13/202395（4）配离子的电荷

--中心离子电荷+配体总电荷

[Fe(CN)6]4-

[Co(NH3)2Cl4]-

配离子电荷-4-1

配体电荷-6-4中心离子电荷+2+3中心离子常见配位数:2、4、6、8;少量3、5、7中心离子电荷:+1+2+3+4常见配位数:24(6)6(4)6(8)1/13/202396二、配合物的化学式和命名配合物的命名基本遵循一般无机化合物的命名原则1.整体命名：先阴离子，后阳离子配离子为阳离子外界是简单阴离子（OH-、Cl-），“某化某”

[Ag(NH3)2]OH[Pt(NH3)6]Cl4

外界是复杂阴离子，“某酸某”

[Cu(NH3)4]SO41/13/202397配离子为阴离子外界为氢离子“某酸”H2[PtCl6]

外界为其它阳离子“某酸某”K4[Fe(CN)6]2.配离子的命名配体数→配体名称→合→中心离子（氧化数）汉字大写罗马数字1/13/202398⑴先阴离子（先无机后有机，先简后繁）后中性分子（先无机后有机）。[Co(NH3)2Cl4]-⑵同类配体，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列。NH3、H2O。⑶同类配体中，若配位原子相同，含原子数少的配体在前。NH3、NH2OH。[Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)Py]+命名规则：1/13/202399⑷若配位原子相同，配体原子数也相同，则按结构式中与配位原子相连原子的元素符号在英文字母中的顺序排列。

[Pt(NH2)(NO2)(NH3)2]⑸若配位原子不清楚，以书写顺序为序。1/13/2023100由化学式写名称（不同配体间用·分开）例：K2[Co(SO4)2]

二硫酸根合钴（Ⅱ）酸钾

[CrCl2(NH3)4]·Cl·2H2O

二水一氯化二氯·四氨合铬（Ⅲ）

Cis-[PtCl2(Ph3P)2]（trans-反式）

顺式二氯·二（三苯基膦）合铂（Ⅱ）

[Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)Py]Cl

一氯化一硝基·一氨·一羟胺·一吡啶合铂（Ⅱ）1/13/2023101H[PtCl3(NH3)][Ag(NH3)2]OH[CrCl2(H2O)4]ClK[PtCl3(C2H4)][Co(ONO)(NH3)5]SO4Na3[Ag(S2O3)2][Pt(NH2)(NO2)(NH3)2]Fe(CO)5三氯·一氨合铂(Ⅱ)酸氢氧化二氨合银(Ⅰ)一氯化二氯·四水合铬(Ⅲ)三氯·一乙烯合铂(Ⅱ)酸钾硫酸一亚硝酸根·五氨合钴(Ⅲ)二硫代硫酸根合银(Ⅰ)酸钠一氨基·一硝基·二氨合铂(Ⅱ)五羰基合铁1/13/2023102由名称写化学式书写与命名顺序:配体一致,其余相反.三氯化五氨·一水合钴(Ⅲ)[Co(NH3)5(H2O)]Cl3四异硫氰酸根·二氨合铬(Ⅲ)酸铵(NH4)[Cr(NCS)4(NH3)2]硫氰酸一氯·一硝基·二乙二胺合钴(Ⅲ)[CoCl(NO2)(en)2]SCN三草酸根合锰(Ⅱ)离子[Mn(C2O4)3]4-1/13/2023103常见化合物俗名[Cu(NH3)4]2+铜氨配离子[Ag(NH3)2]+银氨配离子K3[Fe(CN)6]铁氰化钾（赤血盐）K4[Fe(CN)6]亚铁氰化钾（黄血盐）注意：“氨”（NH3）、“胺”(NH2CH2CH2NH2)、“铵”(NH4Cl)1/13/2023104三、配合物的分类1.简单配合物--由单齿配体与中心离子配位而形成的配合物例：[Cu(NH3)4]SO4

[Ag(NH3)2]Cl2.螯合物--多齿配体与中心离子形成的具有环状结构的配合物。

一个环上有几个原子称为几原子环。五或六元环最稳定。1/13/2023105

螯合剂：能与中心离子形成螯合物的配体叫螯合剂。一般常见螯合剂是含有N、O、S、P等配位原子的有机化合物。en,EDTA,C2O42-,NH2CH2COO-。

螯合剂必须具备的条件：(1)含2个或2个以上的配位原子；(2)任两个配位原子间最好间隔2-3个其它原子.1/13/2023106乙二胺:简写enH2N-CH2-CH2-NH2乙二胺四乙酸根离子:EDTAoredta4-orH2Y2-or

H4Y1/13/2023107EDTA：Cu2+＋H2Y2-=CuY2-+2H+6个配位原子与金属离子形成5个稳定的五元环。CaY2-的结构1/13/20231083.多核配合物一个配位原子同时与两个中心离子结合所形成的配合物。气相AlCl34.羰合物某些d区元素以一氧化碳为配体形成的配合物。Ni(CO)4;Fe(CO)51/13/20231095.烯烃配合物部分d区元素与不饱和烃（乙烯、丙稀等）形成的配合物。例：乙烯合银(Ⅰ)离子[AgC2H4]+

三氯乙烯合钯（Ⅱ）离子[PdCL3(C2H4)]-1/13/20231106.多酸型配合物

H2Cr2O7,H4P2O7--同多酸：同种中心离子形成的多核含氧酸。

同多酸的酸性比简单含氧酸的酸性强，存在于酸性溶液中。碱性溶液中即分解为简单酸根离子。

H3[P(Mo3O10)4]---杂多酸：由不同酸根组成的配合酸。1/13/2023111§5-8配位反应与配位平衡一、配合物的解离常数与稳定常数二、稳定常数的应用

1.计算配合物溶液中有关离子的浓度

2.判断配离子之间转化的可能性

3.解释配位平衡与酸碱反应三、配合物的稳定性1/13/2023112一、配合物的解离常数与稳定常数1/13/20231131/13/20231141/13/2023115二、稳定常数的应用1.计算配合物溶液中有关离子的浓度

例1