第五章酸碱平衡

重点内容：(1)酸碱的质子理论；(2)水溶液中的酸碱质子转移反应及其平衡移动的规律(水的解离平衡，弱酸、弱碱的解离平衡，盐的酸碱平衡）；(3)缓冲溶液；(4)酸碱的电子理论；(5)配合物的配位平衡和配合物的稳定性。第五章酸碱平衡15.1

酸碱质子理论概论5.1.1酸碱的基本概念1884年，瑞典Arrhenius提出了电解质溶液理论（电离理论），要点为：（1）酸碱的定义。电解质在水溶液中能够电离，电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸；电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。2（2）酸碱反应。实质是H+和OH-化合生成的H2O的反应。

（3）酸碱的强度。酸碱作为电解质可分为强电解质和弱电解质两类。强电解质（强酸、强碱和大部分盐）在水溶液中能完全电离。弱电解质（弱酸、弱碱）在水溶液中部分电离。3★评述优点：酸碱的电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质，明确指出H+是酸的特征，OH-是碱的特征。很好地解释了酸碱反应的中和热都相同等实验事实，从而揭示了中和反应的实质就是H+和OH-反应而生成水。

缺点：它把酸碱仅限于水溶液中，无法说明物质在非水溶液中酸碱性问题。另外，电离理论把碱限制为氢氧化物，因而对氨水表现碱性这一事实也无法解释。45.1.2酸碱的质子理论的基本概念酸碱质子理论的要点：（1）酸碱的定义。凡能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子的物种就是酸(acid)；

任何能与质子结合的分子或离子的物种就是碱（base)。

5质子理论强调酸与碱的相互依赖关系，酸H++碱，这种关系称为共轭关系，相应的一对酸和碱，称为共轭酸碱对。如：HClH++Cl-H2PO4-H++HPO42-

NH4+H++NH3

[Fe(H2O)6]3+H++[Fe(OH)(H2O)5]2+6写出下列酸的共轭碱[Al(OH)(H2O)5]2+,HF,HIO3[Al(OH)2(H2O)4]2+,F－,IO3－写出下列碱的共轭酸S2－,C2H4(NH2)2,C2O42－HS－,C2H4(NH2)NH3+,HC2O4－7(2)酸碱反应。酸碱反应的实质就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。如：HCl+NH3=NH4++Cl-(3)解离作用，中和作用，水解作用统统包括在酸碱反应的范围内，都可看成是质子传递的酸碱反应。8解离作用：

如：HCl在水溶液中解离出质子，解离出来的质子又被水所接受。

HCl(aq)(A1)H+(aq)+Cl-(aq)(B1)

+）H+(aq)+H2O(l)(B2)H3O+(aq)(A2)

HCl(aq)+H2O(l)

Cl-(aq)+H3O+(aq)

(A1)(B2)（B1）(A2)9NH3在水溶液中的解离反应:

H2O(l)(A1)H+(aq)+OH-(aq)(B1)+)NH3(aq)(B2)+H+(aq)NH4+(aq)(A2)

H2O(l)+NH3(aq)

OH-(aq)+NH4+(aq)

(A1)(B2)

(B1)(A2)10水的自身解离反应H2O(l)+H2O(l)+OH-(aq)+H3O+(aq)

(A1)(B2)

(B1)(A2)在酸的解离反应中，H2O是碱，在碱的解离反应中，H2O又是酸，水是两性物质。11b.水解反应：盐的水解反应是水与离子酸、离子碱的质子传递反应。如：Ac-(aq)+H2O(l)OH-(aq)+HAc(aq)

(B1)(A2)(B2)(A1)

NH4+(aq)+

H2O(l)H3O+(aq)+NH3(aq)

(A1)(B2)

(A2)(B1)12c.中和反应：

也是质子转移反应。HAc(aq)+NH3(aq)

NH4+(aq)+Ac-(aq)

(A1)(B2)

(A2)(B1)13注意：质子理论不仅适用于水溶液，还适用于气相的和非水溶液中的酸碱反应。如：在苯液中

HCl+NH3

NH4++Cl-

(A1)(B2)

(B1)(A2)14★评述优点：质子理论加深了人们对酸碱的认识，扩大了酸和碱的范畴，解决了一些非水溶剂或气体间酸碱反应，并把水溶液中进行的各种离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。缺点：限于质子的给予和接受的反应，对于无质子参与的反应就无能为力了。155.2水的解离平衡和pH5.2.1水的解离平衡水的自身解离反应为:

H2O(l)+H2O(l)OH-+H3O+

(A1)(B2)

(B1)(A2)这是一个可逆反应，在一定温度下,该质子转移反应达平衡，此时生成物浓度的乘积与反应物浓度的乘积之比为一定值。16根据热力学中对溶剂和溶质的标准态的规定,水的自身解离反应的标准平衡常数为:Kw

称为水的离子积常数17H2O(l)H+(aq)

+OH-(aq)

rH

m

（298.15K)=55.84kJ·mol-125℃时，Kw

=1.010-14100℃时，Kw

=5.4310-13

水的离解反应是比较强烈的吸热反应。根据Lechaterlier原理，T升高，Kw

明显地增大。185.2.2溶液的pH值1.pH值定义:

对应的有：1920Kw

={c(H3O+)}·{c(OH-)}上式两边分别取负对数，得-lgKw

=-lgc(H3O+)-lgc(OH-)在25℃时令pKw

=-lgKw

=-lg（1.010-14）=14.00pH+pOH=pKw

=14.00

212.pH是表示水溶液酸碱性的一种标度溶液的酸碱性与pH值的关系为：c(H3O+)>c(OH-),

pH<7<pOH，酸性溶液

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

pH=7=pOH，中性溶液

c(H3O+)<c(OH-),

pH>7>pOH，碱性溶液

pH值愈小，溶液中酸性愈强，碱性愈弱；pH值愈大，溶液中酸性愈小，碱性愈强。22例：将pH为2.00的强酸和pH为13.00的强碱溶液等体积混合，计算溶液的pH值。23解：强酸溶液，

pH=2.00，c(H+)=1.0×10-2

mol·L-1,强碱溶液，

pOH=1.00，c(OH-)=0.10mol·L-1,

pOH=1.35，pH=12.65

245.3弱酸、弱碱的解离平衡弱酸和弱碱：指酸、碱的基本存在形式为中性分子。或者说它们大部分以分子形式存在于水溶液中，与水发生质子转移反应，只有部分解离为阳离子和阴离子。离子酸和离子碱：盐大多数为强电解质，在水中完全解离为阳、阴离子，其中有些阳离子或阴离子与水也能发生质子转移反应，或者给出质子或者接受质子。25一元弱酸

（或单质子酸）：只能给出一个质子的酸。如：HAc,HNO2,HCN,HF等。一元弱碱（或单质子碱）：只能接受一个质子的碱。如NH3。多元弱酸（或多质子酸）：能给出多个质子的酸。如H2S,H3PO4,H2SiO3,H2SO3等。多元弱碱（或多质子碱）：能接受多个质子的碱。如Al(OH)3。265.3.1一元弱酸、弱碱的解离平衡

1.一元弱酸溶液的解离平衡（1）弱酸的解离常数HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)

称为HAc解离平衡，当达到平衡时有

27Kaθ为弱酸的解离常数。讨论：弱酸解离常数的数值表明了酸的相对强弱。在相同的温度下，解离常数大的酸是较强的酸。解离常数具有一般平衡常数的特性，它与浓度无关，与温度有关。28例：求298.15K、标准态下HAc的Ka，并计算0.10mol·L-1HAc水溶液中各离子的浓度。解：

HAc(aq)

H+

(aq)+Ac－

(aq)fGm（298.15K)-396.46

0-369.31/kJ·mol-1rGm（298.15K)

=

fGm

(Ac－

,aq)-fGm

(HAc,aq)=27.15kJ·mol-1ln

Ka

=-

rGm

(298.15K)

/RT=-10.95Ka

=1.810-529在HAc水溶液中存在下列平衡：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)H2O(l)+H2O(l)OH-+H3O+设HAc解离出来的H3O+浓度为

xmol·L-1,水解离出来的H3O+浓度为ymol·L-1；则溶液中

c(H3O+)=x+ymol·L-130

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)平衡时0.10-xx+yx(mol·L-1)31H2O(l)+H2O(l)OH-（aq)

+H3O+(aq)平衡时/mol·L-1

yx+y

Kw

=c(H3O+)·c(OH-)=(x+y)·y=10-14

由于Ka

(HAc)>>Kw

,所以x>>y,

因此，x+yx

解得，x=1.310-3，y=7.710–12;

所以，c(HAc)=(0.10-1.310-3)

mol·L-1=0.10mol·L-1c(Ac-)=c(H3O+)=1.310-3mol·L-1c(OH-)=7.710–12mol·L-132（2）解离度是弱酸（弱碱）已解离的分子数与分子总数之比，常以表示。在定容反应中已解离的弱酸（弱碱）的浓度与原始浓度之比.讨论：解离度是表征弱电解质解离程度大小的特征常数，在温度、浓度相同条件下，越小，电解质越弱。33（3）稀释定律例

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)开始/mol·L-1c000平衡/mol·L-1c0(1-)c0c0

{Ka（HA）/c0}<10-4，α2/1-α

<10-4

1-α≈1Ka（HA）={c0α2}34浓度、解离度和解离常数间的关系称稀释定律。c(H3O+)=c0=352.一元弱碱溶液的解离平衡

B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH-(aq)

Kbθ为一元弱碱的解离常数。

36B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH-(aq)开始/mol·L-1c000平衡/mol·L-1c0(1-)c0

c0

Kbθ与解离度的关系如下c(OH-)=c0=375.3.2多元弱酸的解离平衡例如:

H2CO3的解离是分步进行的:①H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3-(aq)②HCO3-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32-(aq)38结论：①多元弱酸的解离是分步进行的，一般当K

a1>>K

a2>>K

a3…。溶液中的氢离子浓度主要来自于酸的第一步解离反应，因此计算氢离子浓度时，可以只考虑第一步解离反应，按一元弱酸的解离平衡来处理。②在二元弱酸溶液中，此时酸根离子浓度近似等于K

a2

，与酸的原始浓度无关。39例：在H2S和HCl混合溶液中c(H3O+)=0.30mol·L-1,c(H2S)=0.10mol·L-1。求c(S2-)=？解：H2S第一步的解离反应为：H2S(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HS-

(aq)40H2S第二步的离解反应为：HS-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+S2-

(aq)将上面两个反应相加得：H2S(aq)+2H2O(l)2H3O+(aq)+S2-(aq)41根据多重平衡规则425.3.3盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐(离子酸)强酸弱碱盐在水溶液中完全解离生成的阳离子,在水溶液中发生质子转移的反应，阴离子与水不发生反应，它们的水溶液显酸性。例如：

NH4Cl(s)NH4+(aq)

+Cl-(aq)43NH4+(aq)+H2O(l)NH3

(aq)+H3O+(aq)

(酸)(共轭碱)该质子转移反应的平衡常数表达式为：Ka

（NH4+）为离子酸NH4+的解离常数,又称为NH4+的水解常数Kh

（NH4+)。44NH3在水中发生解离反应：NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)（1）

而水的自身解离平衡为：H2O(l)+H2O(l)OH-（aq)

+H3O+(aq)（2）（2）-（1）得：NH4+(aq)+H2O(l)NH3

(aq)+H3O+

(aq)（3）

NH4+与NH3

是一对共轭酸碱，那么Kb

(NH3)与Ka

（NH4+）有没有什么关系？45根据多重平衡规则，有46结论：任何共轭酸碱对均存在以下的关系式

Ka

Kb=Kw

将上式两边取负对数，并令

-lgK

a

=pK

a

-lgKb=pK

b

得:

pK

a

+pK

b

=pKw

在25℃下，有

pK

a

+pK

b

=pKw

=14.00

47例：麻黄素（C10H15ON）是一种碱。其Kb

=1.4×10-4。写出它的解离反应方程式;计算其共轭酸的Ka

。48解:

C10H15ON(aq)+H2O(l)

C10H15ONH+(aq)+OH-(aq)492.弱酸强碱盐(离子碱)弱酸强碱盐在水溶液中完全解离产生的阳离子往往不发生水解，而阴离子在水中发生水解反应，它们的水溶液显碱性。例如：NaAc(s)Na+(aq)+Ac-(aq)50Ac-在水溶液中发生质子转移反应：Ac-(aq)+H2O(l)HAc(aq)+OH-(aq)

其平衡常数表达式为：显然Ac-与HAc是一对共轭酸碱，应有：513.多元弱酸强碱盐在水中解离产生的阴离子是多元离子碱，这些阴离子与水之间的质子转移反应分步进行。例如：

Na2CO3(s)2Na+(aq)+CO32-(aq)52CO32-在水溶液中发生质子转移：CO32-(aq)+H2O(l)HCO3-(aq)+OH-(aq)(1)HCO3-(aq)+H2O(l)H2CO3(aq)+OH-(aq)(2)533.酸式盐

解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,Na2HPO4溶液解离小于水解,显弱碱性。54*4.弱酸弱碱盐554.盐溶液的酸碱性的一般规律

pH≈7pH＜7pH＞7

Ka

=

Kb

Ka

＞

Kb

Ka

＜

Kb

强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐酸式盐酸式盐弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐565.影响盐类水解的因素（1）浓度：

稀释定律同样适用于盐类水解反应；T一定，盐浓度越小，水解度α越大。（2）温度：盐的水解反应是吸热反应，根据平衡移动原理，T升高，对水解反应起促进作用。575.4缓冲溶液（buffursolution)5.4.1同离子效应(commonioneffect)

1.例子例：（1）计算25℃时，0.10mol·L-1HAc的解离度。（2）在0.10mol·L-1HAc的水溶液中，加入NH4Ac晶体，使NH4Ac的浓度为0.10mol·L-1

计算HAc的解离度。58

解（1）

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)平衡时0.10-xxx(mol·L-1)590.10-x0.10,x=1.3×10-3c(H3O+)=x=1.3×10-3mol·L-160（2）

NH4Ac(aq)→NH4+(aq)+

Ac-(aq)浓度/mol·L-1

0.10

0.10HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)平衡浓度/mol·L-1

0.10-xx0.10+x610.10±x0.10,x=1.8×10-5c(H3O+)=x=1.8×10-5mol·L-1例题的说明:在弱酸溶液中，加入与弱酸溶液含有相同离子的强电解质（弱酸盐或强酸），弱酸的解离平衡向生成弱酸分子的方向移动。62同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)

2.同离子效应Ac–(aq)

NH4Ac(aq)(aq)+平衡移动方向635.4.2缓冲溶液1.几个实验现象实验①：

纯水的pH=7.00，在50ml纯水中加入0.05ml,1.0mol·L-1HCl溶液，则溶液中c(H3O+)为：pH=3.00

(c(H3O+)=1×0.05/50.05=0.001mol·L-1)实验②：在50ml纯水中加入0.05ml,1.0mol·L-1NaOH溶液，则溶液中c(OH-)为：pH=14-pOH=11.00(c(OH-)=1×0.05/50.05=0.001mol·L-1)64实验③：

在50ml含有0.10mol·L-1NaAc

和0.10mol·L-1HAc的混合溶液中加入0.05ml1.0mol·L-1HCl溶液，则溶液中pH还是原来的4.74。实验④：

在50ml含有0.10mol·L-1NaAc和0.10mol·L-1HAc的混合溶液中加入0.05ml1.0mol·L-1NaOH溶液，则溶液中pH由原来的4.74升至4.75。65现象①②说明：纯水不具有保持pH值相对稳定的性能。现象③④说明：在弱酸-弱酸盐组成的溶液中，加入少量的强碱或强酸溶液时，溶液的pH值变化很少，具有保持pH值相对稳定的性能。2.缓冲溶液①定义：这种具有保持pH值相对稳定的性能的溶液，称为缓冲溶液。②缓冲溶液的组成：足够浓度的共轭酸碱对。663.缓冲原理以

HAc-NaAc溶液为例:

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)67在HAc-NaAc溶液中c(HAc)和c(Ac

-)的浓度均较大。当加入少量的强酸或强碱溶液时，由于c(HAc)和c(Ac-)的浓度均较大，所以只有少量的Ac-与强酸反应或少量的HAc与强碱反应，这时c(HAc)与c(Ac-)的比值几乎保持不变，因此，

c(H3O+)几乎不变，这样就保持了HAc–NaAc组成的混合溶液中pH值相对稳定。685.4.3缓冲溶液的pH值的计算HA-NaA组成的混合溶液，存在下列反应：①

NaA(s)→Na+(aq)+A-(aq)②HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A-(aq)平衡浓度/mol·L-1

c(HA)-xxc(A-)+x当Ka(HA)不太大（<10-4)，c(HA)与

c(A-)不太小时，认为：c(HA)-x≈c(HA)，c(A-)+x≈c(A-)69将上式两边分别取负对数:70在25℃下，有

pK

a

+pK

b

=pKw

=14.0071例0.1mol·L-1的HAc500mL与0.2mol·L-1的NaAc250mL配成缓冲溶液，计算溶液的pH值。

解：

Ka(HAc)=1.8×10-572例：将50ml0.30mol·L-1NaOH与100ml0.45mol·L-1HAc溶液混合，假设混合后的总体积为混合前体积之和。计算所得缓冲溶液的pH值。

73解：题设反应是酸碱中和反应，且为酸过量反应，即反应后形成了一缓冲溶液。

OH-(aq)+HAc(aq)H2O(l)+Ac-(aq)反应后/

mol·L-100.200.1074注意：①缓冲溶液的pH的影响因素：主要取决于K。②溶液适当稀释时，pH保持相对稳定。③缓冲溶液的缓冲能力是有限的。④当共轭酸碱浓度比值接近1时，溶液的缓冲能力最强。755.4.4缓冲溶液的选择与配制（1）选择缓冲溶液应注意以下几点：①溶液所需控制的pH值应与弱酸或弱碱的pK值相近。例1．欲配制pH=5.0的缓冲溶液应选择体系NaAc-HAc体系，pKa(HAc)

=4.74例2．欲配制pH=9.0的缓冲溶液，应选择NH3-NH4Cl体系,p

Kb

(NH3)

=4.74,pH=9.26②缓冲溶液应不与反应物或生成物发生反应76（2）选定了缓冲溶液的pH值之后，根据亨德森方程来计算所需的酸与其共轭碱的量。

例：欲配制1.0LpH=5.00,c(HAc)=0.20mol·L-1的缓冲溶液，需要NaAc·3H2O晶体多少克？需要2.0mol·L-1HAc多少毫升?77解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)pH=5.0078所需

n(NaAc·3H2O)=0.36mol

NaAc·3H2O的摩尔质量为137g/mol所需

NaAc·3H2O晶体为137g/mol0.36mol=49g需要HAc的体积为:

V=0.201.0/2.0=0.10L

795.5酸碱指示剂1.酸碱指示剂的用途802.酸碱指示剂显色原理

酸碱指示剂为弱的有机酸（碱），它与其共轭碱（酸），具有不同的结构，它们在可见光范围内发生了吸收光谱的改变，因而呈现不同的颜色。如HIn+H2OIn-+H3O+

酚酞：CCOOOHOH+CCO-OO-O-8182分析：①若溶液的酸性增强，

HIn的解离平衡向左移动，c(HIn)增大，当c(HIn)/c(In-)比值大于等于10，溶液中的pH≤PKa(HIn)-1，指示剂90%以上以HIn形式存在，溶液呈现HIn的颜色。②若溶液的碱性增强，

HIn的解离平衡向右移动，c(In-)增大，当c(In-)

/c(HIn)比值大于等于10，pH≥PKa

(In-)+1，指示剂90%以上以In-形式存在，溶液呈现In-的颜色。③当c(In-)=c(HIn),pH=pKa(HIn),呈现两者混合颜色，称为理论变色点。指示剂的变色范围:

pH=pKa(HIn)

1835.6酸碱的电子理论与配合物概述5.6.1酸碱电子理论(1923年，Lewis)1.要点(1)酸碱定义：在反应过程中，能接受电子对的任何分子、原子团或离子称为酸（又称为路易斯酸）；能给出电子对的任何分子、原子团或离子称为碱（又称为路易斯碱）。在酸碱反应过程中电子发生转移，碱性物质提供电子对，酸性物质接受电子对。84(2)酸碱反应实质:形成配位共价键，其生成物则称为酸碱加合物(配合物)。

A+:BA:B

酸碱酸碱配合物(加合物)85••••BF3

+

F－••Cu2++4NH3酸碱酸碱加合物862.优点:电子理论更加扩大了酸碱的范围。由于在化合物中配位键普遍存在，因此，Lewis酸碱的范围极为广泛。无论在固态、液态、气态或溶液中，大多数无机化合物都可看作是Lewis酸碱的加合物。特别是对研究配合物，电子理论十分重要。3.缺点:由于它对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。875.6.2配合物组成和命名1.配合物的概念根据Lewis酸碱电子理论，配合物是酸和碱的加合物，Lewis碱被称为配位体，Lewis酸被称形成体，配位体给出电子对投入到形成体的空轨道，二者以配位键结合。是形成体与一定数目的配位体以配位键按一定的空间构型结合形成的离子或分子。882.配合物的组成（1）形成体（中心离子或原子）配合物的中心离子或原子是形成体，占据配合物的中心位置，形成体有空的价电子轨道，可以接受配位体的孤对电子。如：铁、铜、银、铂等，B、Si也可以。（2）配位体

配位体围绕着形成体（中心原子），按一定的空间构型与中心离子（或原子）成键。如：F-、Br-、OH-、CN-、SCN-、NCS-、NH3、H2O、CO等，它们均有孤对电子。89（3）配位原子在配位体中与形成体直接成键的原子。配位体中只有一个配位原子的为单基（或单齿）配位体。配位体中有两个或多个配位原子的为多基（或多齿）配位体。例：乙二胺90（4）配位数：与形成体成键的配位原子的数目。配位体为单基配体时，形成体的配位数等于配位体的数目。配位体为多基配体时，形成体的配位数等于每个配体的基数与配体数的乘积。91

（5）内界和外界

配离子称内界，配离子以外的其它离子属于外界。外界离子的电荷等于中心离子和配位体总电荷的代数和。如：赤血盐（六氰合铁(Ⅲ)酸钾）：外界内界K3[Fe(CN)6]中心离子配位原子配位体配位体数92例：[Cu(NH3)4]SO4内界外界

[Cu

(NH3)

4

]2+SO42-

中

配

配

配外

心

位

位

位界

离

原

体

体

离

子

子

数

子93例题：1.配合物[Fe(en)3]Cl3，其配位体是_________，中心离子的配位数是_____________。2.配合物[Co(NH3)4(H2O)2]Cl3，其中心离子是_________，配位体是______________

3.[PtCl2(NH3)2]的配位体是________，配位原子是_________。943.配合物的分类①简单配合物：只有一个中心离子，每个配体只有一个配位原子与中心离子成键。95②螯合物：环状的配合物称为螯合物。在螯合物分子或离子中，每个配位体至少有两个或两个以上的配位原子同时与中心离子成键。如：[Cu(en)2]2+

。H2CCuH2CCH2CH2NH2H2NH2NNH22+96乙二胺四乙酸根离子，有6个配位原子：乙二胺四乙酸(简写为H4EDTA)是难溶于水的四元酸，它的二钠盐(Na2H2EDTA)较易溶于水，通常作为螯合剂，二者均以符号EDTA表示，与许多金属离子形成螯合物，如[Ca2

EDTA]2-，为六齿配位体。4–••••••••••••97③多核配合物：其分子或离子含有两个或两个以上的中心离子。

④羰合物：它是CO分子与某些d区元素形成的配合物。⑤烯烃配合物：这类配合物的配位体是不饱和烃类。⑥多酸型配合物：这类配合物是一些复杂的无机含氧酸及其盐类。984.配合物的化学式和命名(1)配合物的化学式书写配合物的化学式应遵循两条原则：①含配离子的配合物，其化学式中阳离子写在前，阴离子写在后。99②配位个体的化学式，先列出形成体的元素符号，再依次列出阴离子和中性配体；无机配体列在前面，有机配体列在后面，将整个配位个体的化学式括在方括号内。在括号内同类配体的次序，以配位原子元素符号的英文字母次序为准。例：K[PtCl3NH3]K[PtCl3（C2H4）][Co(NH3)5H2O]Cl3100（2）配合物的命名配合物的命名的方法基本上遵循一般无机化合物的命名原则。若配合物为配离子化合物，则命名时阴离子在前，阳离子在后。101配离子是指方括号[]中的物质，其命名次序:

配位体数(二、三等表示）—配位体名称（不同配位体名称之间以圆点（·）分开）—“合”—中心离子名称—中心离子的氧化值（加括弧，用罗马数字或带正，负号的阿拉伯数字表示）

例如:[Ag(NH3)2]+——二氨合银（Ⅰ）离子

[Co(NH3)6]3+——六氨合钴（Ⅲ）离子

[PtCl6]2-——六氯合铂（Ⅳ）离子102若为配阳离子的配合物，酸根是简单离子的叫某化某。酸根是复杂离子的叫某酸某。

[Cu(NH3)4]SO4——硫酸四氨合铜（Ⅱ）[Co(NH3)5H2O]Cl3——

氯化五氨•水合钴（Ⅲ）103含配阴离子的配合物的命名

内外界之间缀以“酸”字K2[PtCl6]——六氯合铂（Ⅳ）酸钾K4[F2(CN)6]——六氰合铁（Ⅱ）酸钾

若外界不是金属原子而是H原子，则在词尾加一“酸”字。

H2[PtCl6]——六氯合铂（Ⅳ）酸

H4[Fe(CN)6]——六氰合铁（Ⅱ）酸

104注意：①如有两种或两种以上的配体时，首先写阴离子，再写中性分子，中间加圆点“•”分开。当阴离子不止一种时，则先写简单的，再写复杂的。例如:

[PtCl3NH3]-——三氯•氨合铂（Ⅱ）离子

105②当中性分子不止一种时，则按配位原子元素符号的英文字母顺序排列。[Co(NH3)5H2O]3+——五氨•水合钴（Ⅲ）离子。③配位体中既有无机配体又有有机配体，则将无机配体排列在前，有机配体排列在后。[CoCl(SCN)(en)2]+——一氯•硫氰酸根•二乙二胺合钴（Ⅲ）离子106没有外界的配合物

中心原子的氧化值可不必标明

Ni(CO)4——四羰基合铂107

（A）氯化·五氨·水合钴（III）（B）氯化五氨合·水钴（III）（C）氯化五氨·水合钴（III）（D）氯化水·五氨合钴（III）例：[Co(NH3)5(H2O)]Cl3的正确命名是108例：K[PtCl3(NH3)]的正确命名是

（A）氨·三氯合铂（II）酸钾（B）三氯·氨合铂（II）酸钾（C）三氯·氨合铂（II）化钾（D）三氯化氨合铂（II）酸钾（E）氨·三氯合铂（II）化钾1095.7配位反应与配位平衡1.配合物解离（不稳定）常数如：[Ag(NH3)2]+(aq)[Ag(NH3)]+(aq)+NH3(aq)

[Ag(NH3)]+(aq)Ag+(aq)+NH3(aq)总的解离反应：

[Ag(NH3)2]+(aq)Ag+(aq)+2NH3(aq)上述反应是可逆的，在一定条件下，可达到平衡状态，这种平衡称为配位平衡。其平衡常数为：110Kd1Kd2是配离子的分步解离常数。Kd是配离子总的解离常数，又叫配合物的不稳定常数。1112.配合物稳定常数对[Ag(NH3)2]+

来说，其生成反应为：

Ag+(aq)

+NH3(aq)

[Ag(NH3)]+(aq)

[Ag(NH3)]+(aq)+NH3(aq)

[Ag(NH3)2]+(aq)总生成的反应：

Ag+(aq)+2NH3(aq)[Ag(NH3)2]+(aq)112Kf1、Kf2分别为配离子的分步生成常数。Kf是配离子总的生成常数。又叫做配合物的稳定常数或累积稳定常数。根据多重平衡规则，显然有：

Kf=1/KdKf1=1/Kd2