例：計(jì)算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH和NH4+解離度。已知Kb?(NH3)=1.8×10－5

解：Ka?(NH4+)=Kw?Kb?(NH3)=5.6×10－10NH4+(aq)+H2O(l)=NH3(aq)+H3O+(aq)平衡濃度0.1-xxxKa?(NH4+)=x20.1-xx=7.5×10－6c(H3O+)=7.5×10－6mol·L-1

pH=5.12α=x0.1=0.0075%3.4緩沖溶液一.同離子效應(yīng)

(1)均相同離子效應(yīng)定義:在弱電解質(zhì)溶液中,加入與該弱電解質(zhì)有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時,弱電解質(zhì)的電離平衡會向左移動,使弱電解質(zhì)的電離度減小,這種現(xiàn)象叫同離子效應(yīng).例:NH3H2O----------NH4AcNH3H2O=NH4++OH-NH4Ac=NH4++Ac-例：在0.10mol·L-1HAc溶液中，加入NH4Ac晶體，使NH4Ac的濃度為0.10mol·L-1，計(jì)算溶液的pH和HAc解離度。已知Ka?(HAc)=1.8×10－5

解：HAc(aq)+H2O(l)=Ac-(aq)+H3O+

(aq)開始濃度0.10平衡濃度0.10-x’x’x’加NH4Ac平衡濃度0.10-x0.10+xxKa?(HAc)={c(Ac-)}{c(H3O+)}{c(HAc)}=x(0.10+x)0.10-xx=1.8×10－5

c(H3O+)

=1.8×10－5mol·L-1

pH=4.74α=x0.1-x=0.018%HAc(aq)+H2O(l)=Ac-(aq)+H3O+

(aq)平衡濃度0.10-x’x’x’Ka?(HAc)=(x’)20.10-x’pH=2.89α=1.3%AgCl的溶解度降低(2).多相同離子效應(yīng)定義：在難溶電解質(zhì)的溶液中加入與之有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)的溶解度降低，這一現(xiàn)象叫做多相同離子效應(yīng)。例:AgCl------------NaClAgCl(s)=Ag++Cl-

NaCl=Na++Cl-50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74

緩沖溶液：具有能保持本身pH相對穩(wěn)定性能的溶液(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=4.75二

緩沖溶液二.緩沖溶液

(1)定義:能對溶液的酸度起穩(wěn)定作用的溶液

HAc--NaAcNH3H2O--NH4ClNaH2PO4--Na2HPO4

緩沖對:組成緩沖溶液的一對共軛酸堿

如何分離Al3+與Mg2+?Al3+

Mg2+NH3H2O-----NH4Cl

Al(OH)3Mg2+三.緩沖溶液pH值的計(jì)算弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液HAc(aq)+H2O(l)=H3O+

(aq)+Ac-(aq)pH=pKaθ-lgCa和Cs為平衡濃度，約等于酸和共軛堿的開始濃度弱堿—弱堿鹽溶液

NH3-NH4Cl

pOH=pKbθ-lgpH=14-pOH=14-pKbθ+lg例：以

HCN和NaCN構(gòu)成的緩沖溶液溶液中存在起始濃度為c酸的弱酸的解離平衡，由于起始濃度為c鹽的強(qiáng)電解質(zhì)弱酸鹽NaCN的存在，故平衡時各物質(zhì)的濃度如下：平衡濃度：c酸－x

x

c鹽+x由于同離子效應(yīng)，近似有c酸－x≈c酸，c鹽

+x≈c鹽

HCN

H+

＋CN－

故?上式說明：混合溶液的pH首先決定于弱酸的Ka值，其次決定于弱酸和弱酸鹽的濃度之比。這種溶液就是緩沖溶液。?取負(fù)對數(shù)?故有?緩沖溶液中發(fā)揮作用的的弱酸和弱酸鹽(或弱堿和弱堿鹽)稱為緩沖對。緩沖對的濃度越大，當(dāng)加入強(qiáng)酸或強(qiáng)堿時其濃度值及其比值改變越小，即抵制酸堿影響的作用越強(qiáng)。緩沖對的濃度越大，緩沖溶液的緩沖容量越大。配制緩沖溶液時，要先找出與溶液所要控制的pH值相當(dāng)?shù)膒Ka?

值的弱酸，再與該弱酸的強(qiáng)堿鹽按一定的比例配成濃度合適的溶液。當(dāng)c酸／c鹽的值從0.1變化到10時，則緩沖溶液的pH在p±1之間變化。若用弱堿和弱堿鹽配成緩沖溶液，其公式則可寫成??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,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主要是由或所以：例：用NH3·H2O和NH4Cl配制pH＝10的緩沖溶液，求比值

c堿/c鹽。解：弱堿NH3·H2O的Kb

＝1.8×10–5，

pH＝10的緩沖溶液，其pOH＝4，?根據(jù)：?故：?例:緩沖溶液的組成為1.00moldm-3的NH3·H2O和1.00moldm-3的NH4Cl,試計(jì)算（1）緩沖溶液的pH值；（2）將1.0cm3濃度為1.00moldm-3的NaOH溶液加入到50cm3該溶液時引起的pH值變化；（3）將同量的NaOH加入到50cm3純水中引起的pH值變化解：（1）=4.74,

pH=9.26θ(2)在50cm3緩沖溶液中含NH3·H2O和NH4+各為0.05mol,加入NaOH的量為0.001molOH－，它將消耗0.001molNH4+并生成0.001molNH3·H2O，故：NH4＋(aq)

＋OH－(aq)

＝NH3(aq)

+H2O(l)平x

pH=9.27（3）pH=12.3pOH=pKbθ-lg3.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—Na2HPO4②溶液為堿性應(yīng)按水解平衡精確計(jì)算。例1：例2：

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：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)+*

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；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

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/mol0.20–0.10x 0 0.20x平衡濃度/(mol·L-1)初始濃度/(mol·L-1)解得x=0.12能配制2.12L緩沖溶液解得x=0.12能配制2.12L緩沖溶液(2LNa3PO4+0.12LNaH2PO4)。 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)酸堿指示劑3.5酸堿電子理論與配合物概述一.酸堿電子理論

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

lewis堿：凡是給出電子對的離子或分子，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。酸堿電子理論

1923年Lewis提出了酸堿電子理論。酸堿電子理論認(rèn)為，凡是可以接受電子對的物質(zhì)稱為酸，凡是可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。它認(rèn)為酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是形成配位鍵生成酸堿配合物的過程。這種酸堿的定義涉及到了物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)，使酸堿理論與物質(zhì)結(jié)構(gòu)產(chǎn)生了有機(jī)的聯(lián)系。下列物質(zhì)均可以接受電子對，是酸

H+，Cu2+，Ag+

，BF3

而下面各種物質(zhì)均可以給出電子對，是堿

‥‥‥OH－

[∶O∶H]－，NH3(H∶N∶H)，F(xiàn)－

[∶F∶]－

‥‥‥

H酸和堿之間可以反應(yīng)，如酸堿酸堿配合物BF3＋F－BF4－

酸堿酸堿配合物

H+＋OH－H2O

Ag+＋Cl－AgCl這些反應(yīng)的本質(zhì)是路易斯酸接受了路易斯堿的電子對，生成酸堿配合物。除酸與堿之間的反應(yīng)之外，還有取代反應(yīng)，如

[Cu(NH3)4]2+＋4H+Cu2+

＋4NH4+

配位化合物的發(fā)展史

19世紀(jì)末期，德國化學(xué)家發(fā)現(xiàn)一系列令人難以回答的問題，氯化鈷跟氨結(jié)合，會生成顏色各異、化學(xué)性質(zhì)不同的物質(zhì)。經(jīng)分析它們的分子式分別是CoCl3?6NH3、CoCl3?5NH3、CoCl3?5NH3?H2O、CoCl3?4NH3。同是氯化鈷，但它的性質(zhì)不同，顏色也不一樣。為了解釋上述情況，化學(xué)家曾提出各種假說，但都未能成功。直到1893年，瑞士化學(xué)家維爾納（A．Werner）發(fā)表的一篇研究分子加合物的論文，提出配位理論和內(nèi)界、外界的概念，標(biāo)志著配位化學(xué)的建立，并因此獲得諾貝爾化學(xué)獎。3.5.1配位化合物的基本概念配位化合物1.配位化合物定義 由中心原子（或離子）和幾個配體分子（或離子）以配位鍵相結(jié)合而形成的復(fù)雜分子或離子，通常稱為配位單元，含有配位單元的化合物稱為配位化合物。 配位陽離子：[Co(NH3)6]3＋和[Cu(NH3)4]2＋ 配位陰離子：[Cr(CN)6]3－和[Co(SCN)4]2－ 中性配合物分子：Ni(CO)4和Cu(NH2CH2COO)2

2.配合物組成3.中心原子（離子）： 也稱為配位化合物的形成體。4.配位體 與中心離子結(jié)合的含孤電子對的離子或分子。 中性分子配體：H2O、NH3等 陰離子配體：Cl－、CN－等 直接同中心離子相連接的原子稱為配位原子。5.多基配體和螯合物單基配體：只有一個配位原子的配體（NH3，H2O）；雙基配體：含有二個配位原子的配體(C2O42－，en)等；多基配體：含有多個配位原子的配體(EDTA)。乙二胺（en）乙二胺四乙酸根EDTA（Y4－）乙二酸根（草酸根）OOCCOO2–????4–????????????常見配體的名稱:F－氟，Cl－氯，Br－溴，I－碘，O2－氧，N3－氮，S2－硫，OH－羥，CN－氰，H－氫，－NO2－硝基，－ONO－亞硝酸根，SO42－硫酸根，C2O42－草酸根，SCN－硫氰酸根，NCS－異硫氰酸根，N3－疊氮，O22－過氧根，N2

雙氮，O2

雙氧，NH3氨，CO羰，NO亞硝酰，H2O水，en乙二胺，ph3P三苯基膦，配位化合物的命名1.在配合物的內(nèi)、外界之間加“化”字或“酸”字。例：

[Co(NH3)6]Cl3

三氯化六氨合鈷（III）

Cu2[SiF6]六氟合硅(IV)酸亞銅2.在配位單元內(nèi)先配體后中心。 配體前面用二、三、四……表示該配體的個數(shù)；幾種不同的配體之間加“·

”號隔開；配體與中心之間加“合”字；中心后面加()，內(nèi)用羅馬數(shù)字表示中心的價態(tài)。3.配體的先后順序（1）先無機(jī)后有機(jī)；（2）先陰離子后分子例如：K[PtCl3(C2H4)]：三氯?乙烯合鉑(Ⅱ)酸鉀。（3）同是離子或同是分子，按配位原子元素符號的英文字母順序排列。例如：[Co(NH3)5H2O]Cl3：氯化五氨?水合鈷(Ⅲ)；3.配體的先后順序（4）同類配體中，按配位原子在英文字母表中的次序。（5）配位原子相同，配體中原子個數(shù)少的在前（6）配體中原子個數(shù)相同，則按和配位原子直接相連的其它原子英文字母次序。例如：[PtNH2NO2(NH3)2]：氨基?硝基?二氨合鉑(Ⅱ)；例11－1命名下列配合物PtCl2(Ph3P)2K[PtCl3(NH3)][Co(NH3)5H2O]Cl3[Pt(Py)(NH3)(NH2OH)(NO2)]Cl[Pt(NH3)2(NO2)(NH2)2]二氯·二(三苯基膦)合鉑(II)三氯·氨合鉑(II)酸鉀三氯化五氨·水合鈷(III)氯化硝基·氨·羥胺·吡啶合鉑(II)氨基·硝基·二氨合鉑（Ⅱ）

(1)內(nèi)界和外界

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