酸堿平衡§5.7配位化合物§5.6酸堿電子理論§5.5酸堿指示劑§5.4緩沖溶液§5.3弱酸、弱堿的解離平衡§5.2水的解離平衡和溶液的pH§5.1酸堿質(zhì)子理論概述§5.8配位反應(yīng)與配位平衡酸堿平衡§5.7配位化合物§5.6酸1

§5.1酸堿質(zhì)子理論概述

5.1.3酸和堿的相對(duì)強(qiáng)弱

5.1.2酸堿質(zhì)子理論的基本概念*5.1.1歷史回顧§5.1酸堿質(zhì)子理論概述5.1.3酸和堿的2*5.1.1歷史回顧（電離理論、質(zhì)子理論、電子理論）最早從性質(zhì)上認(rèn)識(shí)酸堿,使石蕊變紅,有酸味的是酸；使石蕊變藍(lán),有澀味的是堿。當(dāng)酸堿相混合時(shí),性質(zhì)消失。當(dāng)氧元素發(fā)現(xiàn)后,人們開始從組成上認(rèn)識(shí)酸堿,以為酸中一定含有氧元素；鹽酸等無氧酸的發(fā)現(xiàn),又使人們認(rèn)識(shí)到酸中一定含有氫元素(含有特定元素)。

最早酸堿理論是阿侖尼烏斯酸堿電離理論,它認(rèn)為：

在水溶液中電離出的陽離子全部是H+的化合物是酸,電離出的陰離子全部是OH-的化合物是堿。

酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是：酸電離出的H+和堿電離出OH-的結(jié)合生成難電離的水。

H++OH-

→H2O*5.1.1歷史回顧（電離理論、質(zhì)子理論、電子理論）3阿侖尼烏斯理論在水溶液中是成功的。但其在非水體系中的適用性，卻受到了挑戰(zhàn)。

如下反應(yīng)：

2H2O=OH-+H3O+(水的自偶電離)NaOH+HCl=NaCl+H2O

2NH3=NH2-+NH4+(液氨的自偶電離)NaNH2+NH4Cl=NaCl+2NH3

NH3(g)+HCl(g)

=NH4Cl(s)它們都是酸堿反應(yīng)，但都不符合酸和堿定義。因此阿侖尼烏斯酸堿理論有其局限性。阿侖尼烏斯理論在水溶液中是成功的。但其在非水41、定義

酸：凡是能釋放出質(zhì)子(H+)的分子或離子。（質(zhì)子的給予體）如:HNO3、HCl、H2O、NH4+、H2PO4-等

堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結(jié)合的分子或離子。（質(zhì)子的接受體）如:NH3、H2O、H2PO4-、[Al(H2O)5(OH)]2+等

5.1.2酸堿質(zhì)子理論的基本概念2、特點(diǎn)

①酸堿可以是分子,也可是陰陽離子。②有的物質(zhì)既可是酸也可是堿，為兩性物質(zhì)。③無鹽的概念，它們是離子酸或離子堿。

1、定義5.1.2酸堿質(zhì)子理論的基本概念2、特點(diǎn)①5酸H++堿-++AcHHAc

-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+++34NHHNH[]+++2333NHCHHNHCH

++++252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H[][]++++422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H[][]3、酸堿共軛對(duì)酸H++堿-++AcHHAc-6例：HAc的共軛堿是Ac－，Ac－的共軛酸是HAc，HAc和Ac－為一對(duì)共軛酸堿。4、兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的分子或離子。

酸H++堿又：NH3的共軛酸是NH4+,NH4+的共軛堿是NH3,NH3和

NH4+為一對(duì)共軛酸堿。例：HAc的共軛堿是Ac－，Ac－的共軛酸是HAc，4、兩7①

酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。②水是兩性物質(zhì)，它的自身解離反應(yīng)也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F－(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)5、酸堿反應(yīng)：本質(zhì)是兩個(gè)酸堿共軛對(duì)之間質(zhì)子的轉(zhuǎn)移反應(yīng)。HCl+H2O→H3O++Cl-酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)①酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。②水是兩性物質(zhì)，它的自身解8③

鹽類水解反應(yīng)也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。例如NaAc水解：酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+NH4Cl水解：酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+Ac－+H2OOH－+HAc+H2OH3O++NH3③鹽類水解反應(yīng)也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。9④非水溶液中的酸堿反應(yīng)，也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。例如NH4Cl的生成：H+液氨中的酸堿中和反應(yīng)：H+(1)

(2)

(2)

)1(堿酸堿酸④非水溶液中的酸堿反應(yīng)，也是離子H+液氨中10

區(qū)分效應(yīng)：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開來，稱為溶劑的“區(qū)分效應(yīng)”。例如：H2O可以區(qū)分HAc，HCN酸性的強(qiáng)弱。

拉平效應(yīng)：溶劑將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應(yīng)”。

酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。

5.1.3酸和堿的相對(duì)強(qiáng)弱HCl>HAc>HCN區(qū)分效應(yīng)：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相拉平效應(yīng)：溶劑將酸11

但水對(duì)強(qiáng)酸起不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將HClO4，HCl，HNO3等強(qiáng)酸的質(zhì)子全部奪取過來。

選取比水的堿性弱的堿，如冰醋酸為溶劑對(duì)水中的強(qiáng)酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應(yīng)。例如上述強(qiáng)酸在冰醋酸中不完全解離，酸性強(qiáng)度依次為：HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3但水對(duì)強(qiáng)酸起不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將H12酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；13§5.2水的解離平衡和溶液的pH5.2.2溶液的pH5.2.1水的解離平衡§5.2水的解離平衡和溶液的pH5.2.2溶液的145.2.1水的解離平衡

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)或簡(jiǎn)寫

H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)—水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。25℃純水：[H+]=[OH－]=1.0×10-7mol·L-1100℃純水：=1.0×10-14=5.43×10-13T，[OH][H

]-+=cc[H]=-+或[OH]5.2.1水的解離平衡H2O(l)+H2O(l15[OH]lgpOH-=-令[H]lgpH

-=+5.2.2溶液的pH101.0[OH][H]14×==--+根據(jù)14lg[OH]lg[H]lg

=-=---+即14ppOHpH==+

酸度：溶液中H+的濃度的大小。

常用體積摩爾濃度C或pH表示。注意：體積摩爾濃度C

和pH的相互換算。[OH]lgpOH-=-令[H]lgpH-=+516§5.3弱酸、弱堿的解離平衡5.3.3鹽溶液的酸堿平衡5.3.2多元弱酸的解離平衡5.3.1一元弱酸、弱堿的解離平衡§5.3弱酸、弱堿的解離平衡5.3.3鹽溶液的酸17

1.一元弱酸的解離平衡5.3.1一元弱酸、弱堿的解離平衡HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A－(aq){}{}{})HA()A()OH()HA(

3ccc-+==)HA(

越大，酸性越強(qiáng)。常見酸堿的K可查表1.一元弱酸的解離平衡5.3.1一元弱酸、弱堿的解18初始濃度/mol·L-10.1010-70平衡濃度/mol·L-10.10－x

x+[OH-]≈

x

xx=1.3×10－3HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq){}{}{})HAc()Ac()OH()HAc(

3ccc-+=例：計(jì)算25℃時(shí)，0.10mol·L-1HAc溶液中的H3O+、Ac－、HAc、OH－濃度及溶液的pH。已知HAc的解：x10.0x2-=1.8×10-5c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1初始濃度/mol·L-10.1019解離度(a)c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10－12mol·L-1

={c(H3O+)}{c(OH－)}問題：若稀釋上述HAc溶液使C0分別為1.0×10-3、1.0×10-5mol/L，分別求HAc溶液的α及PH值。解離度(a)c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)20關(guān)于水溶液中水的電離問題：例：HAc水溶液[H+]和[OH-]的計(jì)算HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq)

H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)溶液中[H+]和[OH-]應(yīng)包含HAc和H2O兩步電離之和即：[H+]=[Ac-]+[OH-]且

[Ac-]=c-[HAc]

[OH-]

=Kw/[H+]但是在水溶液中由于受酸或堿的抑制作用,使水的電離度大大減小,在計(jì)算時(shí)往往可忽略水的電離。

問題：什么情況下可忽略水的電離呢？答：酸或堿的濃度不太??；（不小于10-6mol·l-1）酸或堿的K不太小；（大大于10-14）關(guān)于水溶液中水的電離問題：例：HAc水溶液[H+]和[OH-21α與

的關(guān)系：HA(aq)

H+(aq)+ A－(aq)平衡濃度/mol·L-1

c–cα

cα+[OH-]≈cα

cα初始濃度/mol·L-1

c 10-70稀釋定律：在一定溫度下(

為定值),某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。

當(dāng)c/Ka

≥400時(shí)，誤差可達(dá)5%以下，可近似計(jì)算。2aHA

acK=）（α與的關(guān)系：HA(aq)H+(22c0

0.200 0 10-75108.1-×=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=×--=-=2.一元弱堿的解離平衡例：已知25℃時(shí),0.200mol·L-1氨水的解離度為0.95%，求c(OH－),pH和氨的解離常數(shù)。解：ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%≈0.200×0.95%3109.1%95.0200.0)OH(--×=×=cmol·L-1mol·L-1c0 0.200 235.3.2多元弱酸的解離平衡5.3.2多元弱酸的解離平衡24

例題：計(jì)算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+,H2CO3,HCO3-，CO32-和OH－的濃度以及溶液的pH值。近似計(jì)算：x+y+z≈x，x–y≈x(aq)HCO(aq)OH

O(l)H(aq)COH

－33232+++解：設(shè)H2CO3,HCO3-和H2O電離出的H+濃度分別為xyz例題：計(jì)算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的256.5×10-56.5×10-526大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件27結(jié)論：③對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，c(酸根離子)與c2(H3O+)成反比。

①多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般 。溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步解離，計(jì)算c(H+)或pH時(shí)可只考慮第一步解離。②對(duì)于二元弱酸，當(dāng)時(shí)，c(酸根離子)≈，而與弱酸的初始濃度無關(guān)。結(jié)論：③對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，①28※※291.強(qiáng)酸弱堿鹽（離子酸）(1)+(2)=(3)則5.3.3鹽溶液的酸堿平衡1.強(qiáng)酸弱堿鹽（離子酸）(1)+(2)=(3)30大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件31ceq/mol·L-1

0.10-x

x

≈x解：例：計(jì)算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH和的解離度。x=7.5×10-6x(H3O+)=7.5×10-6mol·L-1pH=5.12%ceq/mol·L-10.10-x 322.弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿）

NaAc,NaCN……一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水溶液呈堿性，因?yàn)槿跛彡庪x子在水中發(fā)生水解反應(yīng)。如在NaAc水溶液中：2.弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿）NaAc,N33如Na3PO4的水解：

多元弱酸強(qiáng)堿鹽也呈堿性，它們?cè)谒薪怆x產(chǎn)生的陰離子都是多元離子堿，它們的水解都是分步進(jìn)行的。如Na3PO4的水解：多元弱酸強(qiáng)堿鹽也呈堿性，34大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件35例題：計(jì)算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/mol·L-1

0.10–x

x

≈x解：例題：計(jì)算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。c363.酸式鹽

解離大于水解，NaH2PO4溶液顯弱酸性；相反，Na2HPO4溶液解離小于水解,顯弱堿性。

思考：其相關(guān)常數(shù)等于多少？3.酸式鹽解離大于水解，NaH2PO4溶液37*4.弱酸弱堿鹽*4.弱酸弱堿鹽385.影響鹽類水解的因素及應(yīng)用①鹽的濃度：

c鹽↓,水解度增大?？傊?，加熱和稀釋都有利于鹽類的水解。③溶液的酸堿度：加酸可以引起鹽類水解平衡的移動(dòng)，例如加酸能抑制下述水解產(chǎn)物的生成。②溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，＞0，T↑,Kh↑，水解度增大。5.影響鹽類水解的因素及應(yīng)用①鹽的濃度：c鹽↓,水解度39§5.4緩沖溶液*5.4.4緩沖范圍和緩沖能力

5.4.3緩沖溶液pH的計(jì)算

5.4.2緩沖溶液

5.4.1同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)§5.4緩沖溶液*5.4.4緩沖范圍和緩沖40

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)

5.4.1同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)Ac–(aq)NH4Ac(aq)(aq)+平衡移動(dòng)方向

同離子效應(yīng)是濃度對(duì)電離平衡影響的體現(xiàn)，使弱電解質(zhì)的電離度顯著減小。同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶41

鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其不含相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度略有增大的現(xiàn)象。

原因：由于溶液中離子濃度的增大，離子間相互作用抑制了離子間的結(jié)合，使弱電解質(zhì)的電離度略有增大。

關(guān)系：有同離子效應(yīng)時(shí)必有鹽效應(yīng)，有鹽效應(yīng)時(shí)無同離子效應(yīng)，它們的作用效果相反。但同離子效應(yīng)作用遠(yuǎn)大于鹽效應(yīng)，故?？珊雎喳}效應(yīng)的影響，只作定性的討論。鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其不含相同離子的易溶強(qiáng)電42

例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NaAc(s),使NaAc的濃度為0.10mol·L-1，計(jì)算該溶液的pH和HAc的解離度。x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5mol·L-1

0.10±x≈0.100.10mol·L-1HAc溶液：pH=2.89，α=1.3%

解：

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq)

ceq/(mol·L-1)

0.10–x

≈x0.10+xc0/(mol·L-1)

0.1010-70.10

pH=4.74，α=0.018%例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加4350mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74

緩沖溶液：具有能保持本身pH相對(duì)穩(wěn)定性的溶液(也就是不因加入少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿而顯著改變pH的溶液)。加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH實(shí)驗(yàn)：50ml純水pH=7pH=3 pH=11

pH=4.73pH=4.75

5.4.2緩沖溶液50mLHAc—NaAc緩沖溶液：具有能保持本44

緩沖作用原理加入少量強(qiáng)堿或少量強(qiáng)酸對(duì)溶液PH的影響：較大量少量較大量

的大小取決于弱酸的Kaθ大小及C(HA)和C(A-)的比值。)OH(3+c緩沖作用原理加入少量強(qiáng)堿或少量強(qiáng)酸對(duì)溶液PH的影響：較大量45⒈弱酸—弱酸鹽：由于同離子效應(yīng)的存在，通常用初始濃度c0(HA)，c0(A－)代替c(HA)，c(A－)。5.4.3緩沖溶液pH的計(jì)算平衡濃度例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)，則⒈弱酸—弱酸鹽：由于同離子效應(yīng)的存在，通常用初始濃度c0(46

)A()HA(

pH

a1代之。濃度，不能用初始濃度應(yīng)是平衡，公式中的此時(shí)，緩沖溶液二次方程，不能忽略，必須解一元較大，因?yàn)閏cxK-)A()HA(pH472.弱堿—弱堿鹽

NH3·

H2O—NH4Cl2.弱堿—弱堿鹽NH3·H2O—NH4C483.由多元弱酸酸式鹽組成的緩沖溶液①溶液為酸性或中性例2：例1：如NaHCO3—Na2CO3,NaH2PO4—Na2HPO4(既有水解又有離解)思考：為什么此系統(tǒng)的值需精確計(jì)算？3.由多元弱酸酸式鹽組成的緩沖溶液①溶液為酸性或中性例2：49②溶液為堿性應(yīng)按水解平衡精確計(jì)算。例1：(HPO42-既有水解又有離解)②溶液為堿性應(yīng)按水解平衡精確計(jì)算。例1：(HPO42-既有水50例2：例2：51常見緩沖溶液PH值的計(jì)算公式：(重點(diǎn))②弱堿—弱堿鹽)B()BH(lg)BH(p

)BH()B(lg)B(p14pHabccKccK+++-=+-=①弱酸—弱酸鹽常見緩沖溶液PH值的計(jì)算公式：(重點(diǎn))②弱堿—弱堿鹽)B()52結(jié)論：③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關(guān)，c(HA)，c(B)及c(A－)或c(BH+)較大時(shí),緩沖能力強(qiáng)。②緩沖溶液的緩沖能力是有限的；決定的，①緩沖溶液的pH主要是由或結(jié)論：③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關(guān)，c(HA)，53例題：求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500mL0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH。反應(yīng)繼續(xù)反應(yīng)—解：先反應(yīng)再計(jì)算例題：求300mL0.50mol·L-1H3PO4和54大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件55例題：若在50.00mL0.150mol·L-1NH3(aq)和0.200mol·L-1NH4Cl組成的緩沖溶液中，加入0.100ml1.00mol·L-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH各為多少？解：加入HCl前：4.緩沖溶液的緩沖性能的計(jì)算例題：若在50.00mL0.150mol·L-1NH356加入HCl后：加HCl前濃度/(mol·L-1)0.150-0.0020-x0.200+0.0020+x

x0.1500.200加HCl后初始濃度/(mol·L-1)0.150-0.00200.200+0.0020平衡濃度/(mol·L-1)NH3(aq)+H2O(l)NH4(aq)+OH－(aq)+加入HCl后：加HCl前濃度/(mol·L-1)0.1557*5.4.4緩沖范圍和緩沖能力

①所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應(yīng)以外，不能與反應(yīng)系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應(yīng)；

緩沖溶液的選擇和配制原則：②

或

盡可能接近所需溶液的pH值；*5.4.4緩沖范圍和緩沖能力①所選擇的58欲配制的緩沖溶液的pH值應(yīng)選擇的緩沖組分

③若或與所需pH不相等，依所需Ph調(diào)整欲配制的緩沖溶液的pH值應(yīng)選擇的緩沖組分59

例題：今有2.0L0.10mol·L-1的Na3PO4溶液和2.0L0.10mol·L-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：緩沖組分應(yīng)為Na2HPO4—

Na3PO4反應(yīng)前n/mol2×0.100.10x0,小于所需pH值，說明應(yīng)過量，則2.0LNa3PO4應(yīng)全部用上，設(shè)需0.10mol·L-1NaH2PO4xL。反應(yīng)后n/mol0.20–0.10x00.20x例題：今有2.0L0.10mol·L-1的Na3PO460平衡濃度/(mol·L-1)初始濃度/(mol·L-1)解得x=0.12

能配制2.12L緩沖溶液平衡濃度/(mol·L-1)初始濃度/(mol·L-1)解得61解得x=0.12能配制2.12L緩沖溶液(2LNa3PO4+0.12LNaH2PO4)。解得x=0.12能配制2.12L緩沖溶液(62 變色范圍 酸色中間色 堿色甲基橙 3.1~4.4 紅

橙

黃酚酞 8.0~10.0 無色粉紅

紅石蕊 3.0~8.0 紅

紫

藍(lán)§5.5酸堿指示劑 變色范圍 酸色中間色 堿色§5.563

Lewis酸：凡是可以接受電子對(duì)的分子、離子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

Lewis堿：凡是給出電子對(duì)的離子或分子，如：X－,:NH3,:CO,H2O:等。Lewis酸與Lewis堿之間以配位鍵結(jié)合生成酸堿加合物。（酸堿反應(yīng)的本質(zhì)）§5.6酸堿電子理論(路易斯酸堿理論)Lewis酸：凡是可以接受電子對(duì)的分子、Lewis64????BF3+F－??Cu2++4NH3????BF3+F－??Cu2++465

§5.7配位化合物5.7.1配合物的組成5.7.2配合物的化學(xué)式和命名5.7.3配合物的分類§5.7配位化合物5.7.1配合物的組成5661.配合物的組成

配合物是路易斯酸堿的加合物。例如，[Ag(NH3)2]+是Lewis酸Ag+和NH3的加合物。5.7.1配合物的組成

定義：形成體與一定數(shù)目的配位體以配位鍵按一定的空間構(gòu)型結(jié)合形成的離子或分子叫配合物。Lewis酸稱為形成體(中心離子)；Lewis堿稱為配位體。

配合物一般由兩部分組成：內(nèi)界+外界如：[Cu(NH3)4]SO4、K3[Fe(CN)6]等1.配合物的組成配合物是路易斯酸堿的加合物。567

①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(Ⅲ)，P(Ⅴ)·········

②

配位體(配體)：通常是非金屬的陰離子或分子，例如：F－，Cl－，Br－，I－，OH－，CN－，H2O，NH3，CO······。

配位原子：與形成體成鍵的原子。

單齒(基)配位體：配位體中只有一個(gè)配位原子。

多齒(基)配位體：具有兩個(gè)或多個(gè)配位原子的配位體。例如：乙二胺(簡(jiǎn)寫en)①形成體：通常是金屬離子和原子，也有少數(shù)是非金屬元68乙二胺四乙酸根簡(jiǎn)稱EDTA（Y4－）乙二酸根（草酸根）OOCCOO2–????4–????????????乙二胺四乙酸根簡(jiǎn)稱EDTA（Y4－）乙二酸根（草酸根）O69

③配位數(shù)：配位原子數(shù)(或形成配位鍵的個(gè)數(shù))

單齒(基)配體：形成體的配位數(shù)等于配位體的數(shù)目

多齒(基)配體：形成體的配位數(shù)等于配位體的數(shù)目與齒(基)數(shù)的乘積。Cu2+的配位數(shù)等于4。例如：2+

[Ca(EDTA)]2－或CaY2－,Ca2+的配位數(shù)為6，配位原子分別是4個(gè)O，2個(gè)N。③配位數(shù)：配位原子數(shù)(或形成配位鍵的個(gè)數(shù))Cu70

影響配位數(shù)的因素：

中心原子(離子)和配體的電荷、體積、電子構(gòu)型（內(nèi)因）；配合物形成的溫度和濃度（外因）。

中心離子的電荷越高，配位數(shù)越大。

如：Pt(Ⅳ)和Pt(Ⅱ)

與Cl-配合時(shí)，分別形成配位數(shù)為6和4的配合物，[PtCl6]2-和[PtCl4]2-

。

中心離子的半徑越大，配位數(shù)越大。

如：r(Al3+)＞r(B3+)與F-配合時(shí)，分別形成配位數(shù)為6和4的配合物，[AlF6]3-和[BF4]-

。

在所有的配合物中最常見的配位數(shù)是4和6。影響配位數(shù)的因素：中心離子的電荷71

從溶液中析出配合物時(shí)，配離子常與帶有相反電荷的其他離子結(jié)合成鹽，這類鹽稱為配鹽。配鹽的組成可以劃分為內(nèi)界和外界。配離子屬于內(nèi)界，配離子以外的其它部分屬于外界。外界離子所帶電荷總數(shù)等于配離子的電荷數(shù)。形成體配位原子配體配位數(shù)K3[Fe(CN)6]外界內(nèi)界

④配離子的電荷：配合物的組成：從溶液中析出配合物時(shí)，配離子常與帶有相反電荷72配酸（配陰離子）：××酸配堿（配陽離子）：氫氧化××配鹽：先陰離子后陽離子，簡(jiǎn)單酸根加“化”字，復(fù)雜酸根加“酸”字。5.7.2配合物的化學(xué)式和命名

配合物化學(xué)式的書寫，服從無機(jī)物化學(xué)式的書寫規(guī)則：陽離子在前、陰離子在后。配酸（配陰離子）：××酸5.7.2配合物的化學(xué)式和命名73

配合物的命名：配體數(shù)(以二、三、四表示)、配體名稱(不同配體“?”分開)、合、形成體名稱、氧化態(tài)值(以羅馬數(shù)字Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ表示)配合物命名，服從無機(jī)物的命名原則：從右向左命名。如：“某化某”、“某酸某”、“氫氧化某”等

配合物內(nèi)界的命名順序：如：[Cu(NH3)4]SO4

硫酸四氨合銅(Ⅱ)K3[Fe(CN)6]六氰合鐵(Ⅲ)酸鉀配合物的命名：配體數(shù)(以二、三、四表示)、配體名74

配體次序：

①先離子后分子。例如：K[PtCl3NH3]三氯?氨合鉑(Ⅱ)酸鉀

②同是離子或同是分子，按配位原子元素符號(hào)的英文字母順序排列。例如：[Co(NH3)5H2O]Cl3

氯化五氨?水合鈷(Ⅲ)

③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)目又相同，按非配位原子的元素符號(hào)英文字母順序排列。例如：[PtNH2NO2(NH3)2]氨基?硝基?二氨合鉑(Ⅱ)

④先無機(jī)后有機(jī)。例如：K[PtCl3(C2H4)]三氯?乙烯合鉑(Ⅱ)酸鉀配體次序：75硫酸四氨合銅(Ⅱ)乙二胺四乙酸根合鈣(Ⅱ)離子三硝基?三氨合鈷(Ⅲ)五羰(基)合鐵氯化五氨?水合鈷(Ⅲ)硝酸羥基?三水合鋅(Ⅱ)五氯?氨合鉑(Ⅳ)酸鉀氫氧化四氨合銅(Ⅱ)六氯合鉑(Ⅳ)酸六異硫氰根合鐵(Ⅲ)酸鉀硫酸四氨合銅(Ⅱ)乙二胺四乙酸根合鈣(Ⅱ)離子三硝基?三氨合76

①簡(jiǎn)單配合物：一個(gè)中心離子，每個(gè)配體均為單基配體。如

②螯合物：一個(gè)中心離子與多基配體成鍵形成環(huán)狀結(jié)構(gòu)的配合物。如[Cu(en)2]2+，CaY2－。

③多核配合物：含兩個(gè)或兩個(gè)以上的中心離子。如[(H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)4]4+。④羰合物：CO為配體。如Fe(CO)5，Ni(CO)4⑤烯烴配合物：配體是不飽和烴。如：[PdCl3(C2H4)]⑥多酸型配合物：配體是多酸根。如：(NH4)3[P(Mo3O10)]·6H2O5.7.3配合物的分類①簡(jiǎn)單配合物：一個(gè)中心離子，每個(gè)配體均為單基配體。77§5.8配位反應(yīng)與配位平衡5.8.1配合物的解離常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)*5.8.3配合物穩(wěn)定性*5.8.2配體取代反應(yīng)和電子轉(zhuǎn)移反應(yīng)§5.8配位反應(yīng)與配位平衡5.8.1配合物的78

配合物的解離反應(yīng)是分步進(jìn)行的，每步均有其解離常數(shù)。例如：

總解離常數(shù)(不穩(wěn)定常數(shù))：總解離反應(yīng)：

5.8.1配合物的解離常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)(aq)NH(aq))][Ag(NH

(aq)])[Ag(NHd13323+++K(aq)NH(aq)Ag

(aq))][Ag(NHd233+++K(aq)NH2(aq)Ag

(aq)])[Ag(NHd323+++K)})Ag(NH

({)}(NH)}{(Ag{2323d2d1d++==cccKKK配合物的解離反應(yīng)是分步進(jìn)行的，每步均有其解離79配合物的生成反應(yīng)是配合物解離反應(yīng)的逆反應(yīng)?？偵沙?shù)(穩(wěn)定常數(shù)或累積穩(wěn)定常數(shù))：總生成反應(yīng)：(aq))][Ag(NH

(aq)NH(aq)Ag33+++(aq)])[Ag(NH

(aq)NH(aq))][Ag(NH2333+++(aq)])[Ag(NH

(aq)NH2(aq)Ag233+++f1Kf2KfK)}(NH)}{(Ag{)})Ag(NH

({2323f2f1fcccKKK==++1dfKK=f越大，配合物越穩(wěn)定。K1d2f1KK=1d1f2KK=配合物的生成反應(yīng)是配合物解離反應(yīng)的逆反應(yīng)?？偵沙?shù)(穩(wěn)定常80例題：室溫下，0.010mol的AgNO3(s)溶于1.0L0.030mol·L-1的NH3·H2O中(設(shè)體積不變)，計(jì)算該溶液中游離的Ag+、NH3和的濃度。

0.01020.010

)L/(mol1xxx-+-平衡濃度-

2

)L/(mol1xxx-變化濃度0.010020.00.030

0)L/(mol1--開始濃度

解：很大,且c(NH3)大，預(yù)計(jì)生成的反應(yīng)完全,生成了0.010mol/L

的。很小，可略而不計(jì)。723f101.67])[Ag(NH

×=+K(aq))Ag(NH

(aq)2NH

(aq)Ag233+++例題：室溫下，0.010mol的AgNO3(s)溶于1.811233Lmol010.0))(Ag(NH)NH(-+==cc16Lmol100.6)Ag(--+×=c672100.6

101.6701000100-×=×=x.x.

010.02010.0

010.00.010≈+≈-xx7f2101.67)2010.0(0.010×==+-Kxxx1233Lmol010.0))(Ag(NH)NH(-+==82

1.配體取代反應(yīng)

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(yīng)稱為配體取代反應(yīng)。

例：血紅色的[Fe(NCS)]2+中加入NaF反應(yīng)如下：*5.8.2配體取代反應(yīng)和電子轉(zhuǎn)移反應(yīng)22(aq)NCS(aq)[FeF]

(aq)F(aq)[Fe(NCS)]++-+-+3262f2f108.7101.9101.7)(Fe(NCS))(FeFKKK×=××==++越完全。的濃度越大，取代反應(yīng)越大，取代所用的配合劑生成的配合物的f

K1.配體取代反應(yīng)例：血紅色的[Fe(NCS)83

例：將0.020mol·L-1ScCl3溶液與等體積的0.020mol·L-1的EDTA(Na2H2Y)混合,反應(yīng)生成ScY－。計(jì)算溶液的pH值。解：查附表三、四，配體取代的發(fā)生伴隨著溶液pH值的改變：x)2(0.010x

0.010

x

x

eq--c0

0

0.010

0.010

0cc(Y4－)

c(HY3－)c(Y4－)c(HY3－){c(ScY－)}{c(H3O+)}{c(H3O+)}{c(H2Y2－)}·

K

=16.622a4a310)YH()YH(==--KK10.23f23.103a4a410)ScY(10)HY()YH(===---；KKKO4H)aq(O2H)aq([ScY]

)aq(YH)aq(]O)Sc(H[2322362++++--+例：將0.020mol·L-1ScCl3溶液與等體積的0846101.5×=23.1016.610.23101010××=--0.010x010.0≈-101.5x)x010.0(4623×=-108.9x7×=-1.70pH

Lmol

020.0)OH(13==-+c3a22af)

(HY

)Y(H)(ScY

=---KKKK6101.5×=23.1016.610.23101010××852.配合物的電子轉(zhuǎn)移反應(yīng)有些配合物的生成反應(yīng)伴隨著電子的轉(zhuǎn)移，)aq(][Fe(CN))aq(][IrCl3636--+這是氧化還原反應(yīng)(詳見第七章)。例如：

)aq(][Fe(CN))aq(]IrCl[

4626--+2.配合物的電子轉(zhuǎn)移反應(yīng)有些配合物的生成反應(yīng)伴隨著電子的轉(zhuǎn)移86

螯合物的穩(wěn)定性

螯合效應(yīng)：螯合物比具有相同配位原子的簡(jiǎn)單配合物穩(wěn)定。*5.8.3配合物穩(wěn)定性[][][][][][][][]8.74

)Ni(NH

18.83Ni(en)7.12

)CHCd(NH

10.09

Cd(en)9.46

)Zn(NH

10.83

Zn(en)13.32

)Cu(NH

20.00Cu(en)

lg

lg

263232432222432224322ff++++++++KK簡(jiǎn)單配合物螯合物螯合物的穩(wěn)定性螯合效應(yīng)：螯合物比具有相同配位原子87ENDEND88酸堿平衡§5.7配位化合物§5.6酸堿電子理論§5.5酸堿指示劑§5.4緩沖溶液§5.3弱酸、弱堿的解離平衡§5.2水的解離平衡和溶液的pH§5.1酸堿質(zhì)子理論概述§5.8配位反應(yīng)與配位平衡酸堿平衡§5.7配位化合物§5.6酸89

§5.1酸堿質(zhì)子理論概述

5.1.3酸和堿的相對(duì)強(qiáng)弱

5.1.2酸堿質(zhì)子理論的基本概念*5.1.1歷史回顧§5.1酸堿質(zhì)子理論概述5.1.3酸和堿的90*5.1.1歷史回顧（電離理論、質(zhì)子理論、電子理論）最早從性質(zhì)上認(rèn)識(shí)酸堿,使石蕊變紅,有酸味的是酸；使石蕊變藍(lán),有澀味的是堿。當(dāng)酸堿相混合時(shí),性質(zhì)消失。當(dāng)氧元素發(fā)現(xiàn)后,人們開始從組成上認(rèn)識(shí)酸堿,以為酸中一定含有氧元素；鹽酸等無氧酸的發(fā)現(xiàn),又使人們認(rèn)識(shí)到酸中一定含有氫元素(含有特定元素)。

最早酸堿理論是阿侖尼烏斯酸堿電離理論,它認(rèn)為：

在水溶液中電離出的陽離子全部是H+的化合物是酸,電離出的陰離子全部是OH-的化合物是堿。

酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是：酸電離出的H+和堿電離出OH-的結(jié)合生成難電離的水。

H++OH-

→H2O*5.1.1歷史回顧（電離理論、質(zhì)子理論、電子理論）91阿侖尼烏斯理論在水溶液中是成功的。但其在非水體系中的適用性，卻受到了挑戰(zhàn)。

如下反應(yīng)：

2H2O=OH-+H3O+(水的自偶電離)NaOH+HCl=NaCl+H2O

2NH3=NH2-+NH4+(液氨的自偶電離)NaNH2+NH4Cl=NaCl+2NH3

NH3(g)+HCl(g)

=NH4Cl(s)它們都是酸堿反應(yīng)，但都不符合酸和堿定義。因此阿侖尼烏斯酸堿理論有其局限性。阿侖尼烏斯理論在水溶液中是成功的。但其在非水921、定義

酸：凡是能釋放出質(zhì)子(H+)的分子或離子。（質(zhì)子的給予體）如:HNO3、HCl、H2O、NH4+、H2PO4-等

堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結(jié)合的分子或離子。（質(zhì)子的接受體）如:NH3、H2O、H2PO4-、[Al(H2O)5(OH)]2+等

5.1.2酸堿質(zhì)子理論的基本概念2、特點(diǎn)

①酸堿可以是分子,也可是陰陽離子。②有的物質(zhì)既可是酸也可是堿，為兩性物質(zhì)。③無鹽的概念，它們是離子酸或離子堿。

1、定義5.1.2酸堿質(zhì)子理論的基本概念2、特點(diǎn)①93酸H++堿-++AcHHAc

-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+++34NHHNH[]+++2333NHCHHNHCH

++++252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H[][]++++422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H[][]3、酸堿共軛對(duì)酸H++堿-++AcHHAc-94例：HAc的共軛堿是Ac－，Ac－的共軛酸是HAc，HAc和Ac－為一對(duì)共軛酸堿。4、兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的分子或離子。

酸H++堿又：NH3的共軛酸是NH4+,NH4+的共軛堿是NH3,NH3和

NH4+為一對(duì)共軛酸堿。例：HAc的共軛堿是Ac－，Ac－的共軛酸是HAc，4、兩95①

酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。②水是兩性物質(zhì)，它的自身解離反應(yīng)也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F－(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)5、酸堿反應(yīng)：本質(zhì)是兩個(gè)酸堿共軛對(duì)之間質(zhì)子的轉(zhuǎn)移反應(yīng)。HCl+H2O→H3O++Cl-酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)①酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。②水是兩性物質(zhì)，它的自身解96③

鹽類水解反應(yīng)也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。例如NaAc水解：酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+NH4Cl水解：酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+Ac－+H2OOH－+HAc+H2OH3O++NH3③鹽類水解反應(yīng)也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。97④非水溶液中的酸堿反應(yīng)，也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。例如NH4Cl的生成：H+液氨中的酸堿中和反應(yīng)：H+(1)

(2)

(2)

)1(堿酸堿酸④非水溶液中的酸堿反應(yīng)，也是離子H+液氨中98

區(qū)分效應(yīng)：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開來，稱為溶劑的“區(qū)分效應(yīng)”。例如：H2O可以區(qū)分HAc，HCN酸性的強(qiáng)弱。

拉平效應(yīng)：溶劑將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應(yīng)”。

酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。

5.1.3酸和堿的相對(duì)強(qiáng)弱HCl>HAc>HCN區(qū)分效應(yīng)：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相拉平效應(yīng)：溶劑將酸99

但水對(duì)強(qiáng)酸起不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將HClO4，HCl，HNO3等強(qiáng)酸的質(zhì)子全部奪取過來。

選取比水的堿性弱的堿，如冰醋酸為溶劑對(duì)水中的強(qiáng)酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應(yīng)。例如上述強(qiáng)酸在冰醋酸中不完全解離，酸性強(qiáng)度依次為：HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3但水對(duì)強(qiáng)酸起不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將H100酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；101§5.2水的解離平衡和溶液的pH5.2.2溶液的pH5.2.1水的解離平衡§5.2水的解離平衡和溶液的pH5.2.2溶液的1025.2.1水的解離平衡

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)或簡(jiǎn)寫

H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)—水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。25℃純水：[H+]=[OH－]=1.0×10-7mol·L-1100℃純水：=1.0×10-14=5.43×10-13T，[OH][H

]-+=cc[H]=-+或[OH]5.2.1水的解離平衡H2O(l)+H2O(l103[OH]lgpOH-=-令[H]lgpH

-=+5.2.2溶液的pH101.0[OH][H]14×==--+根據(jù)14lg[OH]lg[H]lg

=-=---+即14ppOHpH==+

酸度：溶液中H+的濃度的大小。

常用體積摩爾濃度C或pH表示。注意：體積摩爾濃度C

和pH的相互換算。[OH]lgpOH-=-令[H]lgpH-=+5104§5.3弱酸、弱堿的解離平衡5.3.3鹽溶液的酸堿平衡5.3.2多元弱酸的解離平衡5.3.1一元弱酸、弱堿的解離平衡§5.3弱酸、弱堿的解離平衡5.3.3鹽溶液的酸105

1.一元弱酸的解離平衡5.3.1一元弱酸、弱堿的解離平衡HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A－(aq){}{}{})HA()A()OH()HA(

3ccc-+==)HA(

越大，酸性越強(qiáng)。常見酸堿的K可查表1.一元弱酸的解離平衡5.3.1一元弱酸、弱堿的解106初始濃度/mol·L-10.1010-70平衡濃度/mol·L-10.10－x

x+[OH-]≈

x

xx=1.3×10－3HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq){}{}{})HAc()Ac()OH()HAc(

3ccc-+=例：計(jì)算25℃時(shí)，0.10mol·L-1HAc溶液中的H3O+、Ac－、HAc、OH－濃度及溶液的pH。已知HAc的解：x10.0x2-=1.8×10-5c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1初始濃度/mol·L-10.10107解離度(a)c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10－12mol·L-1

={c(H3O+)}{c(OH－)}問題：若稀釋上述HAc溶液使C0分別為1.0×10-3、1.0×10-5mol/L，分別求HAc溶液的α及PH值。解離度(a)c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)108關(guān)于水溶液中水的電離問題：例：HAc水溶液[H+]和[OH-]的計(jì)算HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq)

H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)溶液中[H+]和[OH-]應(yīng)包含HAc和H2O兩步電離之和即：[H+]=[Ac-]+[OH-]且

[Ac-]=c-[HAc]

[OH-]

=Kw/[H+]但是在水溶液中由于受酸或堿的抑制作用,使水的電離度大大減小,在計(jì)算時(shí)往往可忽略水的電離。

問題：什么情況下可忽略水的電離呢？答：酸或堿的濃度不太??；（不小于10-6mol·l-1）酸或堿的K不太??；（大大于10-14）關(guān)于水溶液中水的電離問題：例：HAc水溶液[H+]和[OH-109α與

的關(guān)系：HA(aq)

H+(aq)+ A－(aq)平衡濃度/mol·L-1

c–cα

cα+[OH-]≈cα

cα初始濃度/mol·L-1

c 10-70稀釋定律：在一定溫度下(

為定值),某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。

當(dāng)c/Ka

≥400時(shí)，誤差可達(dá)5%以下，可近似計(jì)算。2aHA

acK=）（α與的關(guān)系：HA(aq)H+(110c0

0.200 0 10-75108.1-×=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=×--=-=2.一元弱堿的解離平衡例：已知25℃時(shí),0.200mol·L-1氨水的解離度為0.95%，求c(OH－),pH和氨的解離常數(shù)。解：ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%≈0.200×0.95%3109.1%95.0200.0)OH(--×=×=cmol·L-1mol·L-1c0 0.200 1115.3.2多元弱酸的解離平衡5.3.2多元弱酸的解離平衡112

例題：計(jì)算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+,H2CO3,HCO3-，CO32-和OH－的濃度以及溶液的pH值。近似計(jì)算：x+y+z≈x，x–y≈x(aq)HCO(aq)OH

O(l)H(aq)COH

－33232+++解：設(shè)H2CO3,HCO3-和H2O電離出的H+濃度分別為xyz例題：計(jì)算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的1136.5×10-56.5×10-5114大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件115結(jié)論：③對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，c(酸根離子)與c2(H3O+)成反比。

①多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般 。溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步解離，計(jì)算c(H+)或pH時(shí)可只考慮第一步解離。②對(duì)于二元弱酸，當(dāng)時(shí)，c(酸根離子)≈，而與弱酸的初始濃度無關(guān)。結(jié)論：③對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，①116※※1171.強(qiáng)酸弱堿鹽（離子酸）(1)+(2)=(3)則5.3.3鹽溶液的酸堿平衡1.強(qiáng)酸弱堿鹽（離子酸）(1)+(2)=(3)118大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件119ceq/mol·L-1

0.10-x

x

≈x解：例：計(jì)算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH和的解離度。x=7.5×10-6x(H3O+)=7.5×10-6mol·L-1pH=5.12%ceq/mol·L-10.10-x 1202.弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿）

NaAc,NaCN……一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水溶液呈堿性，因?yàn)槿跛彡庪x子在水中發(fā)生水解反應(yīng)。如在NaAc水溶液中：2.弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿）NaAc,N121如Na3PO4的水解：

多元弱酸強(qiáng)堿鹽也呈堿性，它們?cè)谒薪怆x產(chǎn)生的陰離子都是多元離子堿，它們的水解都是分步進(jìn)行的。如Na3PO4的水解：多元弱酸強(qiáng)堿鹽也呈堿性，122大學(xué)無機(jī)化學(xué)-酸堿平衡共課件123例題：計(jì)算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/mol·L-1

0.10–x

x

≈x解：例題：計(jì)算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。c1243.酸式鹽

解離大于水解，NaH2PO4溶液顯弱酸性；相反，Na2HPO4溶液解離小于水解,顯弱堿性。

思考：其相關(guān)常數(shù)等于多少？3.酸式鹽解離大于水解，NaH2PO4溶液125*4.弱酸弱堿鹽*4.弱酸弱堿鹽1265.影響鹽類水解的因素及應(yīng)用①鹽的濃度：

c鹽↓,水解度增大?？傊?，加熱和稀釋都有利于鹽類的水解。③溶液的酸堿度：加酸可以引起鹽類水解平衡的移動(dòng)，例如加酸能抑制下述水解產(chǎn)物的生成。②溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，＞0，T↑,Kh↑，水解度增大。5.影響鹽類水解的因素及應(yīng)用①鹽的濃度：c鹽↓,水解度127§5.4緩沖溶液*5.4.4緩沖范圍和緩沖能力

5.4.3緩沖溶液pH的計(jì)算

5.4.2緩沖溶液

5.4.1同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)§5.4緩沖溶液*5.4.4緩沖范圍和緩沖128

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。HAc(aq)+H2O(l)