酸碱电子理论ppt课件.ppt

6 酸碱电子理论与配合物酸碱电子理论与配合物概述概述6.2 配合物的组成和命名配合物的组成和命名6.1 酸碱电子理论酸碱电子理论 lewis 酸酸：凡是可以接受电子对的分子、：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子离子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等 lewis 碱碱：凡是给出电子对的离子或分子：凡是给出电子对的离子或分子， 如 :X, :NH3, :CO, H2O: 等lewis酸与lewis碱之间 以配位键配位键结合生成 酸碱加合物6.1 酸碱电子理论酸碱电子理论BF3 + FCu2+ + 4 NH31.配合物的组成 配合物是Lewis酸碱的加合物，例如，Ag(NH3)2+是Lewis酸Ag+和NH3的加合物6.2 配合物的组成和命名配合物的组成和命名 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叫做配合物Lewis酸称为形成体(中心离子)；Lewis碱称为配位体 形成体通常是金属离子和原子，也有少数是非金属元素，例如：Cu2+，Ag+，Fe3+，Fe，Ni，B，P 配位体通常是非金属的阴离子或分子，例如：F，Cl，Br，I，OH，CN，H2O，NH3，CO 配位原子：与形成体成键的原子。

单基配位体：配位体中只有一个配位原子 多基配位体：具有两个或多个配位原子的 配位体例如：乙二胺（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 配位数：配位原子数 单基配体：形成体的配位数等于配位体的数目； 多基配体：形成体的配位数等于配位体的数目与基数的乘积Cu2+的配位数等于4例如：2+Ca(EDTA)2或CaY2Ca2+的配位数为6，配位原子分别是4个O，2个N 从溶液中析出配合物时，配离子常与带有相反电荷的其他离子结合成盐，这类盐称为配盐配盐的组成可以划分为内层和外层配离子属于内层，配离子以外的其他离子属于外层外层离子所带电荷总数等于配离子的电荷数形成体配位原子配体配位数K3 Fe ( C N ) 6 外层内层2. 配合物的化学式和命名配酸：酸配碱：氢氧化配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根加“化”字，复杂酸根加“酸”字配合物的命名原则：配合物的命名原则：配体名称列在中心元素之前，配体数目用倍数词头二、三、四等数字表示（配体数为 一时省略），不同配体名称之间以“”分开，在最后一个配体名称之后缀以“合”字形成体的氧化值用带括号的罗马数字表示(氧化值为 0 时省略)。

配体数配体数 配体名称配体名称 合合 形成体名称（氧化态值）形成体名称（氧化态值）以二、以二、三、四三、四表示表示不同不同配体配体“”分开分开以罗马数以罗马数字字、 表示表示配体次序： 先离子后分子，例如：KPtCl3NH3：三氯氨合铂()酸钾； 同是离子或同是分子，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列，例如：Co(NH3)5H2OCl3：氯化五氨水合钴()； 配位原子相同，少原子在先；配位原子相同，且配体中含原子数目又相同，按非配位原子的元素符号英文字母顺序排列，例如：PtNH2NO2(NH3)2：氨基硝基二氨合铂()； 先无机后有机，例如：KPtCl3(C2H4)：三氯乙烯合铂()酸钾硫酸四氨合铜()乙二胺四乙酸根合钙()三硝基三氨合钴()五羰(基)合铁(三)氯化五氨水合钴()硝酸羟基三水合锌()五氯氨合铂()酸钾氢氧化四氨合铜()六氯合铂()酸六异硫氰根合铁()酸钾3.分类简单配合物：一个中心离子，每个配体均为单基配体如螯合物：一个中心离子与多基配体成键形成环状结构的配合物如Cu(en)22+ ， CaY2 多核配合物：含两个或两个以上的中心离子如(H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)44+。

羰合物：CO为配体如Fe(CO)5，Ni(CO)4 烯烃配合物：配体是不饱和烃如： PdCl3(C2H4) 多酸型配合物：配体是多酸根如：(NH4)3P(Mo3O10)6H2O 4 缓冲溶液缓冲溶液* 4.4 缓冲范围和缓冲能力缓冲范围和缓冲能力 4.3 缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算 4.2 缓冲溶液缓冲溶液 4.1 同离子效应同离子效应同离子效应：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) 4.1 同离子效应同离子效应Ac(aq) NH4Ac(aq) (aq) +平衡移动方向例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度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 缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。

加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HCl加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOH实验：50ml纯水pH = 7 pH = 3 pH = 11 pH = 4.73 pH = 4.75 4.2 缓冲溶液缓冲溶液 缓冲作用原理加入少量强碱：溶液中大量的A与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变加入少量强酸： 溶液中较大量的HA与外加的少量的OH生成A和H2O，当达到新平衡时,c(A)略有增加, c(HA)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变 弱酸弱酸盐：由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA) ,c0(A)代替c(HA) ,c(A) 4.3 缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算平衡浓度例HAcNaAc，H2CO3NaHCO32. 弱碱 弱碱盐 NH3 H2O NH4Cl3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液溶液为酸性或中性例2：例1：如 NaHCO3Na2CO3 , NaH2PO4Na2HPO4溶液为碱性应按水解平衡精确计算例1：例2：结论：缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA) ，c(B)及 c(A)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。

缓冲溶液的缓冲能力是有限的；决定的，缓冲溶液的pH值主要是由或例题： 求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0. 50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值反应继续反应解：先反应再计算例题：若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3 (aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？解：加入 HCl 前：4.缓冲溶液的缓冲性能的计算加入 HCl 后：加HCl前浓度/(molL-1)0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x0.150 0.200加HCl后初始浓度/(molL-1)0.150-0.0020 0.200+0.0020平衡浓度/(molL-1) NH3(aq) + H2O (l) (aq) +OH(aq)* 4.4 缓冲范围和缓冲能力缓冲范围和缓冲能力 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应； 缓冲溶液的选择和配制原则： 或 尽可能接近所需溶液的pH值；欲配制的缓冲溶液的 pH 值应选择的缓冲组分 若 或 与所需pH不相等，依所需pH调整 例题：今有 2.0L0.10molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10molL-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？解：缓冲组分应为 Na2HPO4 Na3PO4反应前 n/mol 20.10 0.10 x 0 ,小于所需pH值，说明 应过量，则 2.0L Na3PO4 应全部用上，设需0.10molL-1 NaH2PO4 xL。

反应后 n/mol 0.20 0.10 x 0 0.20 x平衡浓度/(molL-1)初始浓度/(molL-1)例：欲用等体积的 NaH2PO4 溶液和 Na2HPO4 溶液配制 1.00LpH=7.20 的缓冲溶液，当将50.00mL的该缓冲溶液与5.00mL 0.10molL-1 HCl混合后，其 pH值变为 6.80，问 缓冲溶液中NaH2PO4 和 Na2HPO4 的浓度是多大？如果该缓冲溶液是由0.500molL-1 H3PO4和1.0molL-1 NaOH配制，应分别取多少毫升？解得 x = 0.12 能配制2.12L缓冲溶液(2L Na3PO4 + 0.12L NaH2PO4)。