第三章

水溶液中的化學(xué)一、概述1、定義:兩種或兩種以上的物質(zhì)在分子水平上均勻混合所形成的單相體系即為溶液(solution).廣義的溶液包括:

氣態(tài)溶液(如空氣等);

液態(tài)溶液,簡稱溶液(如白酒等);

固態(tài)溶液(如某些金銀飾品).第一節(jié)溶液濃度2、分類溶液的組分一般分為兩大類:

溶劑(solvent):通常為含量最多者;

溶質(zhì)(solute):通常為含量較少者.溶液按其分子在溶液中的電離情況可分為:

非電解質(zhì)溶液和電解質(zhì)溶液.1. 質(zhì)量摩爾濃度質(zhì)量摩爾濃度的定義為: mi=ni/WA

式中,WA是溶劑A的質(zhì)量,其單位可取kg等.mi的物理含義是:單位質(zhì)量(1kg)溶劑中所溶解的溶質(zhì)的數(shù)量.質(zhì)量摩爾濃度的單位常取:mol.kg-1.二、溶液濃度表示法 2. 物質(zhì)的量濃度ci(molarity).

溶質(zhì)i的物質(zhì)的量濃度ci的定義為:ci=ni/V 式中:V是溶液體系的體積,單位常用L或m3表示.物質(zhì)的量濃度c的物理含義是:在單位體積(如1L)中所含溶質(zhì)的摩爾數(shù).其單位是:mol.L-1或mol.m-3.

第二節(jié)溶液的通性一、非電解質(zhì)溶液的通性理想稀溶液具有一類與溶質(zhì)特性無關(guān)的性質(zhì)，稱為依數(shù)性。依數(shù)性(colligativeproperties):數(shù)值上只與溶液濃度有關(guān)的性質(zhì).主要介紹三種依數(shù)性：蒸汽壓下降、溶液凝固點降低、沸點上升、滲透壓（一）溶液蒸汽壓下降法國科學(xué)家于1887年發(fā)表了稀溶液溶劑的蒸汽壓與溶質(zhì)量的關(guān)系的論文,認(rèn)為:在定溫下,稀溶液溶劑的蒸汽壓等于此溫度下純?nèi)軇┑恼羝麎号c溶液中溶劑摩爾分?jǐn)?shù)的乘積.數(shù)學(xué)表達(dá)式為: pA=pA*xA

pA*：相同溫度下純?nèi)軇┑娘柡驼羝麎?此規(guī)律稱為拉烏爾定律(Raoult’slaw).若溶質(zhì)是非揮發(fā)性物質(zhì),溶液的蒸汽壓等于溶劑的蒸汽壓,加入的溶質(zhì)愈多,溶液的蒸汽壓下降得愈厲害.Rault定律一般只適用于非電解質(zhì)溶液,電解質(zhì)溶液因為存在電離現(xiàn)象,溶質(zhì)對溶劑蒸汽壓的影響要更復(fù)雜一些.應(yīng)用拉烏爾定律時,溶劑的摩爾質(zhì)量采用其氣態(tài)時的摩爾質(zhì)量,不考慮分子締合等因素,如H2O仍為18g.mol-1.（二）凝固點降低稀溶液的凝固點比純?nèi)軇┑哪厅c低.(溶液中析出的固相為純?nèi)軇?

lgsTCDpAO左下是氣相,f=2右上是固相,f=2中間是液相,f=21三、溶劑沸點升高p=p*xAp*(T)TpTbp0pTTb溶質(zhì)為非揮發(fā)性物質(zhì)：黑線：純?nèi)軇┱羝麎呵€；紅線：溶液的蒸汽壓曲線。

純A的正常沸點為Tb,蒸汽壓為p0,溶液在Tb時的蒸汽壓為p,低于p0,溶液不能沸騰.

欲使溶液在此壓力下沸騰,須增加體系的溫度,當(dāng)體系溫度增至T時,溶液的蒸汽壓達(dá)到p0,體系又達(dá)到氣液兩相平衡.

T與Tb之差即為稀溶液溶劑的沸點升高值,Tb=KbmB.若溶液中加入了非揮發(fā)性溶質(zhì),溶液的沸點將升高.對稀溶液 pA=pA*xA<pA*

故稀溶液在正常沸點時的蒸汽壓小于純?nèi)軇┑恼羝麎?不能沸騰,須升高體系的溫度才能使溶液沸騰，達(dá)兩相平衡。沸點升高常數(shù)(ebullioscopicconstant)Kb與凝固點降低常數(shù)一樣,也只與溶劑的性質(zhì)有關(guān),與溶質(zhì)的性質(zhì)無關(guān)。一般在相同的濃度下,沸點升高的幅度小于凝固點降低的幅度.幾種物質(zhì)的數(shù)據(jù)如下:

水 苯 萘 HAcKf/K.kg.mol-1 1.86 5.12 6.9 3.90Kb/K.kg.mol-1 0.51 2.53 5.8 3.07當(dāng)溶質(zhì)也具有揮發(fā)性時,加入溶質(zhì)后,溶液沸點的變化比較復(fù)雜,有可能上升,也可能下降.若溶質(zhì)的揮發(fā)性較高,溶液的沸點將下降;若溶質(zhì)的揮發(fā)性較低,溶液的沸點將升高.四、溶液的滲透壓溶劑溶液pp半透膜開始: 右邊中溶劑A的化學(xué)勢A=A*(T,p)+RTlnxA

左邊純?nèi)軇〢的化學(xué)勢

A*(T,p)

,且大于

A

此時,A將從化學(xué)勢較高的左邊經(jīng)半透膜自動流向右邊.

若在體系的右邊向溶液施加額外的壓力,溶液的化學(xué)勢將隨之增加,溶劑A的化學(xué)勢也會增加,當(dāng)壓力增加到一定程度時,溶液中A的化學(xué)勢將等于左邊純?nèi)軇〢的化學(xué)勢,于是容器兩邊A的化學(xué)勢相同,A不再向右邊滲透,此額外附加的壓力稱為滲透壓,記為.五、電解質(zhì)溶液理論定義：電解質(zhì)是溶于水中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，這些化合物的水溶液稱為電解質(zhì)溶液。

+電解質(zhì)可分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)兩類。在水溶液中能完全解離成離子的化合物就是強(qiáng)電解質(zhì)。例如

Na+Cl-Na++Cl-(離子型化合物)HClH++Cl-(強(qiáng)極性分子)弱電解質(zhì)在水溶液中只能部分解離成離子的化合物。例如：

HAcH++Ac-解離度：達(dá)解離平衡時，已解離的分子數(shù)和分子總數(shù)之比。單位為一，可以百分率表示。通常0.1mol·kg-1溶液中，強(qiáng)電解質(zhì)α>30%；弱電解質(zhì)α<5%.例某電解質(zhì)HA溶液，其質(zhì)量摩爾濃度b(HA)為0.1mol·kg-1，測得此溶液的△Tf為0.19℃，求該物質(zhì)的解離度。解設(shè)HA的解離度為α，HA(aq)H+(aq)+A-(aq)平衡時/mol·kg-10.1-0.1α

0.1α

0.1α[HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α)mol·kg-1根據(jù)△Tf=Kfb0.19K=1.86K·kg·mol-1×0.1(1+α)mol·kg-1α=0.022=2.2%強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論要點電解質(zhì)離子相互作用，離子氛存在，致使離子間相互作用而互相牽制，表觀解離度不是100%。離子的活度和活度因子活度：離子的有效濃度(表觀濃度)小于理論濃度，有效濃度的值就是活度aB?；疃纫蜃樱害肂稱為溶質(zhì)B的活度因子。離子的活度aB=γB·bB/bObθ為標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的濃度(即1mol·kg-1)。由于離子的表觀濃度小于理論濃度，一般γB<1當(dāng)溶液中的離子濃度很小，且離子所帶的電荷數(shù)也少時，活度接近濃度，即γB≈1。溶液中的中性分子也有活度和濃度的區(qū)別，不過不象離子的區(qū)別那么大，所以，通常把中性分子的活度因子視為1。對于弱電解質(zhì)溶液，因其離子濃度很小，一般可以把弱電解質(zhì)的活度因子也視為1。離子的平均活度因子γ±1-1價型電解質(zhì)的離子平均活度因子：離子的平均活度：一些強(qiáng)電解質(zhì)的離子平均活度因子(25℃)離子強(qiáng)度：離子的活度因子是溶液中離子間作用力的反映，與離子濃度和所帶電荷有關(guān)

近似計算時，也可以用ci代替bi。I的單位為mol·kg-1。例計算：(1)0.010mol·kg-1NaCl溶液的離子強(qiáng)度、活度因子、活度和25℃時的滲透壓。解(1)I=1/2[b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)]=[0.010mol·kg-1×(+1)2+0.010mol·kg-1(-1)2]=0.010mol·kg-1

c(NaCl)≈0.0089mol·L-1根據(jù)П=icBRT,i=2П=2×0.0089mol·L-1×8.314J·mol-1·K-1×298.15K×1KPa·L/1J=44kPa(2)0.020mol·kg-1KBr+0.030mol·kg-1ZnSO4溶液的離子強(qiáng)度。解：I=[b(K+)z2(K+)+b(Br-)z2(Br-)+b(Zn2+)z2(Zn2+)+

b(SO42-)z2(SO42-)]=[(0.020mol·kg-1)(+1)2+(0.020mol·kg-1)(-1)2+(0.030mol·kg-1)(+2)2+(0.030mol·kg-1)(-2)2]=0.14mol·kg-1對于1-1價型及2-2價型的強(qiáng)電解質(zhì)，I=bZ2。故上述可簡化計算：

I=I(KBr)+I(ZnSO4)=0.020mol·kg-1×12+0.030mol·kg-1×22=0.14mol·kg-1

一、酸堿的定義電離理論電子理論質(zhì)子理論酸——能電離出H+的物質(zhì)堿——電離出OH-的物質(zhì)酸——凡能接受電子的物質(zhì)堿——凡能給出電子的物質(zhì)酸——凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)第三節(jié)酸堿平衡酸——溶液中凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——溶液中凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)特點：1）具有共軛性

2）具有相對性3）具有廣泛性A－+H+HA如：HCO3－既為酸，也為堿（兩性）如：H2O中性分子，既可為酸，也可為堿如：二、水溶液的酸堿反應(yīng)及其平衡常數(shù)1．水溶液中質(zhì)子自遞反應(yīng)

*非水溶液中

H2O+H2OH3O++OH–

SH+SHSH2++S-

溶劑合質(zhì)子溶劑陰離子水的離子積酸的離解：堿的離解：AciddissociationBasedissociation水的自遞：對共軛酸堿對HA—A-2、酸堿解離平衡常數(shù)討論：Ka↑，給質(zhì)子能力↑強(qiáng)，酸的強(qiáng)度↑

Kb↑，得質(zhì)子能力↑強(qiáng)，堿的強(qiáng)度↑

共軛酸堿對HA和A-有如下關(guān)系多元酸堿H3PO4H2PO4-

+H+

Ka1

Kb3

H2PO4-

HPO42-

+H+

Ka2

Kb2

HPO42-

PO43-

+H+

Ka3

Kb1多元酸pKb3pKb2pKb1pKa1pKa2pKa3

三、影響酸堿平衡的因素

1、濃度的影響

酸堿平衡也是化學(xué)平衡的一種。2、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)

HAc==H++Ac-

NaAc→Na++Ac-;NaCl→Na++Cl-

NaAc是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移動，降低HAc的電離度。稱之為同離子效應(yīng)。

NaCl是與HAc組成無關(guān)的離子，但加入后增大離子強(qiáng)度，離子間相互作用增強(qiáng)，使結(jié)合成分子的機(jī)會下降，平衡向右移動，離解度增大。稱之為鹽效應(yīng)。四、緩沖溶液和緩沖作用原理

緩沖作用：抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的影響，pH值不變。緩沖溶液——具有緩沖作用的溶液。（1）緩沖溶液的組成

具有足夠濃度的共軛酸堿對——緩沖對。如：HAc~Ac-、NH4+~NH3酸——抗堿成分；堿——抗酸成分。1）弱酸及其對應(yīng)鹽：HAc~NaAc2）酸式鹽及其次級鹽：NaH2PO4~Na2HPO43）弱堿及其對應(yīng)鹽：NH4Cl~NH3問題：1.H2CO3和Na2CO3能否組成緩沖對？2.1mol·L-1NaOH和1mol·L-1HAc等體積混合，有否緩沖作用？

1mol·L-1NaOH和2mol·L-1HAc等體積混合，有否緩沖作用？否。如H2CO3

~NaHCO3，NaHCO3~Na2CO3均可。否。因全部生成NaAc。有。HAc~NaAc組成緩沖對。（2）緩沖溶液的作用原理---同離子效應(yīng)

以HAc~NaAc為例：加少量H+，平衡，使[H+]

，pH值幾乎不變?？顾岢煞旨由倭縊H-，平衡，補(bǔ)充減少的H+，pH值幾乎不變?？箟A成分加少量水，[H+]

、[Ac-]

，同離子效應(yīng)，平衡，pH值幾乎不變。

（3）緩沖溶液的pH值Henderson-Hasselbach方程式HB~NaB緩沖溶液近似計算公式[共軛堿][共軛酸]

對不同緩沖對，會正確使用Ka。如：NaH2PO4~Na2HPO4，Ka是H3PO4的Ka2

。

NH3~NH4Cl，Ka是NH4+的離解常數(shù)。

緩沖溶液的pH值取決于Ka及緩沖比（[B-]/[HB]）加水稀釋，緩沖比不變，pH也不變——抗稀釋。練習(xí)：取0.1mol·L-1H3PO450ml和0.1mol·L-1NaOH70ml混合，求溶液pH值。(已知H3PO4的pKa1=2.12；pKa2=7.21；pKa3=12.67)解：NaH2PO4~Na2HPO4組成緩沖對=7.21+lg2/3=7.03（4）影響緩沖溶液pH值的因素

pH值決定于緩沖系中共軛酸的Kaθ和緩沖比即[共軛堿][共軛酸]。同一緩沖系，pH值只決定于緩沖比。[B-][HB]=1時，則pH=pKaθ。少量稀釋，pH值不變；大量稀釋，pH會變化。一、溶度積原理

溶度積常數(shù)

溶度積原理溶度積與溶解度第四節(jié)沉淀平衡

叫溶度積常數(shù)——沉淀-溶解達(dá)到平衡時，難溶電解質(zhì)的各離子以方程式中的系數(shù)為冪的濃度的乘積。嚴(yán)格講應(yīng)用活度積，但S很小，f=1，對通式溶解沉淀式中省略了M和B的離子電荷按規(guī)定將純固體的濃度取1或常數(shù)，則溶解與沉淀過程1、溶度積常數(shù)（solubilityproductconstant）

(1)j<不飽和溶液，無沉淀析出，若原來有沉淀存在，則沉淀溶解

(2)j=飽和溶液，處于平衡

(3)j>過飽和溶液，沉淀析出2、溶度積原理

(theruleofsolubilityproduct)任意情況下，溶液中離子濃度的乘積——離子積j。PbI2(s)

j與的大小關(guān)系，稱為溶度積規(guī)則，可以用于判斷沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化情況。以下三條規(guī)則稱為溶度積原理:溶度積原理3、溶度積和溶解度的關(guān)系溶解度用中學(xué)的表示法顯然很麻煩，如

AgCl在25℃

時的溶解度為0.000135g/100gH2OBaSO4在25℃

時的溶解度為0.000223g/100gH2OHgS在25℃

時的溶解度為0.0000013g/100gH2O若溶解度用S(mol·L-1）表示：平衡濃度nSmS二、影響沉淀溶解度的因素1.同離子效應(yīng)2.鹽效應(yīng)3.酸效應(yīng)4.配位效應(yīng)5.其他因素1.同離子效應(yīng)：當(dāng)沉淀達(dá)平衡后，若向溶液中加入

組成沉淀的構(gòu)晶離子試劑或溶液，使沉淀溶解度降

低的現(xiàn)象稱為～構(gòu)晶離子：組成沉淀晶體的離子稱為～討論：過量加入沉淀劑，可以增大構(gòu)晶離子的濃度，降低沉淀溶解度，減小沉淀溶解損失過多加入沉淀劑會增大鹽效應(yīng)或其他配位副反應(yīng),

而使溶解度增大沉淀劑用量：一般——過量50%～100%為宜非揮發(fā)性——過量20%～30%練習(xí)解：例：用BaSO4重量法測定SO42-含量時，以BaCL2為沉淀劑，計算等量和過量0.01mol/L加入Ba2+時，在

200ml溶液中BaSO4沉淀的溶解損失2.鹽效應(yīng)：溶液中存在大量強(qiáng)電解質(zhì)使沉淀溶解度

增大的現(xiàn)象討論：注：沉淀溶解度很小時，常忽略鹽效應(yīng)沉淀溶解度很大，且溶液離子強(qiáng)度很高時，要考慮鹽效應(yīng)的影響練習(xí)例：分別計算BaSO4在純水和0.01mol/LNaNO3溶液中的溶解度解：3.酸效應(yīng)：溶液酸度對沉淀溶解度的影響稱為～討論：酸度對強(qiáng)酸型沉淀物的溶解度影響不大，但對弱酸型或多元酸型沉淀物的溶解度影響較大

pH↓，[H+]↑，S↑注：

因為酸度變化，構(gòu)晶離子會與溶液中的H+或OH-反應(yīng)，降低了構(gòu)晶離子的濃度，使沉淀溶解平衡移向溶解，從而使沉淀溶解度增大圖示溶液酸度對CaC2O4溶解度的影響

CaC2O4Ca2++C2O42-C2O42-+H+HC2O4-HC2O4-+H+H2C2O4練習(xí)例：試比較pH=2.0和pH=4.0的條件下CaC2O4的沉淀溶解度。解：練習(xí)例：0.02mol/LBaCL2和H2SO4溶液等濃度混合，問有無BaSO4沉淀析出？解：4.配位效應(yīng)：存在配位劑與構(gòu)晶離子形成配位體，

使沉淀的溶解度增大的現(xiàn)象稱為～討論：

1）配位效應(yīng)促使沉淀-溶解平衡移向溶解一方，從而增大溶解度2）當(dāng)沉淀劑本身又是配位劑時，應(yīng)避免加入過多;

既有同離子效應(yīng)，又有配位效應(yīng)，應(yīng)視濃度而定

3）配位效應(yīng)與沉淀的溶解度和配合物穩(wěn)定常數(shù)有關(guān)，溶解度越大，配合物越穩(wěn)定，配位效應(yīng)越顯著示例AgCLAg++CL-Ag++2NH3

Ag(NH3)2+AgCLAg++CL-AgCL

+CL-AgCL2-AgCL2-

+CL-

AgCL3-練習(xí)例：計算AgI在0.01mol/L的NH3中的溶解度解：5.其他因素：A．溫度：

T↑，S↑，溶解損失↑（合理控制）B．溶劑極性：溶劑極性↓，S↓，溶解損失↓（加入有機(jī)溶劑）C．沉淀顆粒度大?。和N沉淀，顆粒↑，S↓，溶解損失↓（粗大晶體）

D．膠體形成：“膠溶”使S↑，溶解損失↑（加入大量電解質(zhì)可破壞之）E．水解作用：某些沉淀易發(fā)生水解反應(yīng)，對沉淀造成影響三、沉淀的轉(zhuǎn)化（Conversionofprecipitation）Example

在1LNa2CO3

溶液中使0.010mol·L-1的CaSO4

全部轉(zhuǎn)化為CaCO3,求Na2CO3的最初濃度為多少?

Solution一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種更難溶沉淀結(jié)論

類型相同，大（易溶）者向?。y溶）者轉(zhuǎn)化容易，二者相差越大轉(zhuǎn)化越完全，反之小者向大者轉(zhuǎn)化困難.

類型不同，計算反應(yīng)的K第五節(jié)配位平衡一、概論CuSO4+4NH3===[Cu(NH3)4]SO4(產(chǎn)物1)3NaF+AlF3===Na3[AlF6](產(chǎn)物2)SiF4+2HF===H2[SiF6](產(chǎn)物3)Ni+4CO===[Ni(CO)4](產(chǎn)物4)

配合物可看成是一類由簡單化合物反應(yīng)生成的復(fù)雜化合物：●都存在一個“配位個體”.●“配位個體”相對穩(wěn)定，既可存在于晶體中，也可存在于溶液中.K2SO4+Al2(SO4)3+24H2O===2KAl(SO4)2·12H2O(產(chǎn)物5)顯然，這些產(chǎn)物中：

配位單元：由一個簡單陽離子或原子和一定數(shù)目的中性分子或陰離子以配位鍵結(jié)合，按一定的組成和空間構(gòu)型形成一個復(fù)雜的離子或分子.形成的離子稱為配離子，形成的分子稱為配分子.配合物：由配離子與帶有相反電荷的離子組成的電中性化合物以及不帶電荷的配分子本身.組成

←中心離子←中心離子←中心原子←配位體←外界←配位體配位體

形成體—中心離子或原子(centralionorcentralatom)

配位體—中性分子或陰離子

配離子（配分子）形成體—提供空軌道電子對接受體Lewis酸配位體—提供孤對電子電子對給予體Lewis堿(1)內(nèi)界與外界

正離子（多）中性原子（少）Fe(CO)5,Ni(CO)4

金屬元素（多）非金屬元素（少）(2)形成體常見金屬離子的配位數(shù)1價金屬離子2價金屬離子3價金屬離子Cu+2,4Ca2+6Al3+4,6Ag+2Mg2+6Cr3+6Au+2,4Fe2+6Fe3+6Co2+4,6Co3+6Cu2+4,6Au3+4Zn2+4,6配位體配位原子：配位體中與中心離子（或原子）直接以配位鍵結(jié)合的原子.

●單齒配體：一個配體中只含一個配位原子.(3)配體和配位原子●多齒配體：一個配體中含有多個配位原子●二齒配體：例如，乙二胺（en）乙二酸根（草酸根）●六齒配體：乙二胺四乙酸根EDTA（Y4－）●與中心離子（或原子）成鍵的配位原子的總數(shù)(4)配位數(shù)及電荷●配離子與形成體的電荷數(shù)

簡單配合物：一個中心離子，每個配體均為單齒配體.如

螯合物：一個中心離子與多齒配體成鍵形成環(huán)狀結(jié)構(gòu)的配合物.如［Cu(en)2］2+,CaY2－類型

(types)命名(nomenclature)

配酸：×××酸配堿：氫氧化×××配鹽：先陰離子后陽離子，簡單酸根加“化”字，復(fù)雜酸根加“酸”字配體數(shù)配體名稱合中心元素名稱（氧化態(tài)值)以二、三、四表示不同配體“?”分開以羅馬數(shù)字Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ表示命名原則▲若含有多種配體時，先無機(jī)后有機(jī)，先簡單后復(fù)雜.▲若為多種無機(jī)配體時，先陰離子后中性分子.▲若為同類配體時，按配位原子元素符號的英文字母順序排列，如先NH3后H2O按照中國化學(xué)會無機(jī)專業(yè)委員會制定規(guī)則命名硫酸四氨合銅（Ⅱ）六異硫氰根合鐵（Ⅲ）酸鉀六氯合鉑（Ⅳ）酸氫氧化四氨合銅（Ⅱ）五氯?氨合鉑（Ⅳ）酸鉀硝酸羥基?三水合鋅（Ⅱ）(三)氯化五氨?水合鈷（Ⅲ）五羰（基）合鐵三硝基?三氨合鈷（Ⅲ）乙二胺四乙酸根合鈣（Ⅱ）配合物命名舉例命名下列配合物和配離子：（1）(NH4)3[SbCl6];

（2）[Co(en)3]Cl3

（3）[Cr(H2O)4Br2]Br·2H2OSolutionExample(1)六氯合銻酸銨（Ⅲ）(2)三氯化三（乙二胺）合鈷（Ⅲ）(3)二水合溴化二溴·四水合鉻（Ⅲ）寫出下列配合物的化學(xué)式：（1）羥基·水·草酸根·乙二胺合鉻(Ⅲ)

（2）氯·硝基·四氨合鈷配陽離子(Ⅲ)SolutionExample2[Cr(OH)(H2O)(C2O4)(en)];[Co(NH3)4(NO2)Cl]+熱力學(xué)穩(wěn)定性和動力學(xué)穩(wěn)定性配合物的生成與配位反應(yīng)配合物形成時的特征二、配合物的穩(wěn)定性

(complexstability)1熱力學(xué)穩(wěn)定性和動力學(xué)穩(wěn)定性熱力學(xué)穩(wěn)定性

●解離常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)▲解離常數(shù)▲穩(wěn)定常數(shù)●累積穩(wěn)定常數(shù)按反應(yīng)速率區(qū)分為惰性(inert)配合物：取代緩慢(2)動力學(xué)穩(wěn)定性活性(labile)配合物：L可被L’快速取代[Fe(CN)6]4-+*CN-[Fe(*CN)6]4-+6CN-(很慢）[Ni(CN)4]2-+4*CN-[Ni(*CN)4]2-+4CN-（很快）[Fe(CN)6]4-[Ni(CN)4]2-kq≈1.0×1036fkq≈1.0×1031f熱力學(xué)穩(wěn)定的配合物，不一定是惰性配合物；活性配合物也未必是熱力學(xué)不穩(wěn)定的配合物！

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），計算該溶液中游離的Ag+、NH3和的濃度.⑴平衡組成的計算2配合物的生成與配位反應(yīng)