酸碱平衡.doc

1、第五章 酸碱平衡 5.1 酸碱质子理论 酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论）： 在水溶液中电离时产生的阳离子全部是 H+离子的化合物叫酸； 在水溶液中电离时生成的阴离子全部是 OH-离子的化合物叫碱。 氨是碱、氯化氢是酸，这是大家所熟知的。然而它们在苯中并不电离，它们之间却能相互反应生成氯化铵。这样的一些事实电离理论解释不了。 1923 年丹麦化学家 J.N.Bronsted 和英国化学家 T.M.Lowry 同时独立的提出了酸碱质子理论。所以质子理论又称 Bronsted-Lowry酸碱理论。 酸碱质子理论： 凡能 给出质子的分子或离子称为酸。 例如： HCl H+ + Cl- （酸） （碱

2、） NH4+ H+ NH3 （酸） （碱） Fe(H2O)63+ H+ + Fe（ OH） (H2O)52+ （酸） （碱） HSO4- H+ + SO4- （酸） （碱） HCl、 NH4+、 Fe(H2O)63+、 HSO4-都能给出质子，它们都是酸。酸可以是分子、阴离子或阳离子。 凡能接受质子的分子或离子称为碱。碱也可以是分子、阴离子和阳离子 。例如上述酸水溶液中， Cl-、 NH3、 Fe（ OH） (H2O)52+、 SO42-是碱。 质子理论强调酸与碱之间的相互关系，酸给出质子后余下的那部分就是碱，碱接受质子后就变成为酸。酸和碱不是孤立存在的，而是相互联系，酸碱之间的这种依赖关系称

3、为共轭关系。可表示为 酸 H+ +碱 式中左边的酸是右边碱的共轭酸，而右边的碱是左边酸的共轭碱，相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对。 每一个酸（或碱）要表现出它的酸（或碱）性必须有另一个碱（或）酸同时存在。酸溶液中，溶剂作为碱存在；碱溶液中，溶剂作为酸存在。 酸碱质子理论认 为：酸碱解离（电离）反应是质子转移反应。在水溶液中酸碱的电离是质子转移反应。如 HF 在水溶液中的解离， HF 给出 H+后，成为其共轭碱 F-：而 H2O 接受 H+生成其共轭酸 H3O+。实际上 HF 在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的，每一个酸碱半反应中就有一对共轭酸碱对。可分别以侧标（ 1

4、）和（ 2）表示： 反应实质： HF（ aq） H+ F-（ aq） 酸（ 1） 碱（ 1） H+（ aq） + H2O H3O+（ aq） +） 碱（ 2） 酸（ 2） HF（ aq） + H2O（ l） H3O+ （ aq） + F-（ aq） 酸（ 1） 碱（ 2） 酸（ 2） 碱（ 1） 同样， NH3 水溶液中的解离反应是由下列两个酸碱半反应组成的： H2O（ l） H+ + OH-（ aq） +） NH3（ aq） + H+ NH4+（ aq） NH3（ aq） + H2O（ l） OH-（ aq） + NH4+（ aq） 碱（ 2） 酸（ 1） 碱（ 1） 酸（ 2） 在这里，

5、H2O 给出质子而产生 OH-， H2O 是酸， H2O与 OH-是一对共轭酸碱；而 NH3 接受了 H2O给出的质子成为 NH4+ ， NH3 是碱， NH4+ 是 NH3 的共轭酸； NH4+与 NH3 是一另对共轭酸碱。 由此看出， H2O 在一定条件下是质子给予体，在另一条件下是质子接受体。这种既能给出质子，又能接受质子的物质被称为两性物质。 H2O 就是两性物质之 一。再如 HCO3-、 NH3 、 HSO4-也是两性物质。 盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应。例如， NaAc 的水解反应： Ac- + H2O OH- （ aq） +HAc 碱（ 1） 酸（ 2） 碱（ 2

6、） 酸（ 1） Ac-与 H2O 之间发生了质子转移反应。 Cl-接受质子的能力极差，在稀的水溶液中，它实际上 不参与酸碱反应。又如 NH4Cl 水解： NH4+ + H2O H3O+ + NH3 酸（ 1） 碱（ 2） 酸（ 2） 碱（ 1） NH4+ 与 H2O 之间也 发生了质子转移反应。 酸碱中和反应是质子转移反应。可自行举例说明。 质子理论不仅使用于水溶液中的酸碱反应，同样使用于气相和非水溶液中的酸碱反应。如 HCl与 NH3 的反应，无论在水溶液中，还是在气相中或苯溶液中，其实质都是质子转移反应，最终生成 NH4Cl。因此均可表示为： HCl + NH3 NH4+ + Cl- 酸（

7、 1） 碱（ 2） 酸（ 2） 碱（ 1） 液氨是常见的非水溶剂，液氨的自身解离反应也是质子转移反应： NH3（ l） +NH3（ l） NH4+（ am） + NH2-（ am） 酸（ 1） 碱（ 2） 酸（ 2） 碱（ 1） 同水一样，液氨作为溶剂时，它也是两性物质， NH3 的共轭酸是 NH4+， NH3 的共轭碱是 NH2-，液氨中 NH4+和 NH2-的许多化学反应类似于 H3O+和 OH-在水中的反应。例如： NH4Cl + NaNH2 NH3 + NaCl（液氨中） HCl + NaOH H2O+ NaCl（水中） 在液氨与水中发生的中和反应都是质子转移反应。 酸碱质子理论扩大酸

8、和碱的范畴，使人们加深了对酸碱的认识，但是，质子理论也有局限性，它只限于质子 的给予和接受，对于无质子的反应就无能为力了。 5.2 水的解离平衡和溶液的 pH 水是生命之源，水是最重要的溶剂。许多生物、地质和环境化学反应以及多数化工产品的生产都是在水溶液中进行的。 5、 2、 1 水的解离平衡 在纯水中，水分子、水合氢离子和氢氧根离子总是处于平衡状态。按照酸碱质子理论，水的自身解离平衡可表示为： H2O （ l） + H2O（ l） H3O+（ aq） + OH-（ aq） 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 简写为 H2O （ l） H+ （ aq） + OH-（ aq） 该解离反应很快达到平衡

9、，平衡时 H3O+和 OH-的浓度很小。水的解离反应反应的标准平衡常数表达式为 （ 5-1a） 通常简写为 （ 5-1b） 称为水的离子积常数，下标 表示水。 的意义为：一定温度时，水溶液中 和 、 之积为一常数，或者说水溶液不论是酸性或碱性，H+与 OH-离子同时存在，且二者的浓度互成反比。 25时， 。在稀溶液中，水的离子积常数不受溶质浓度的影响，但随温度的升高而增大。水的解离是比较强烈的吸热反应。根据平衡移动原理， 不难理解水的离子积 随温度升高会明显地增大（表 5-2） 5、 2、 2 溶液的 PH 氢离子或氢氧根离子浓度的改变能引起水的解离平衡的移动。在纯水中， = ；如果在纯水中加

10、入少量的 HCl 或 NaOH 形成稀溶液， 和 将发生改变。达到新的平衡时， ；但是，只要温度保持不变， 仍然保持不变。若已知 ，可根据式（ 5-1）求得 ；反之亦然。 溶液中， H3O+浓度或 OH-浓度的大小反映了溶液酸碱性的强弱。一般稀溶液中 和范围在（ 10-1 10-14） 之间。 与 是相互联系的，水的离子积常数正表明了二者间的数量关系。根据它们的相互联系可以用一个统一的标准来表示溶液的酸碱性。在化学科学中，通常习惯于以 的负对数来表示其很小的数量级。即 pH lg 与 pH 对应的还有 pOH，即 pOH= lg 25时，在水溶液中， 将等式两边分别取负对数，得 14 令 则

11、pH 是用来表示水溶液酸碱性的一种标度。 pH 愈小， 愈大，溶液的酸性愈强，碱性愈弱。溶液的酸碱性与 ， pH 的关系可概括如下： 酸性溶液 1 10-7mol/L ， pH 7 pOH 中性溶液 =1 10-7mol/L= ， pH=7=pOH 碱性溶液 1 10-7mol/L ， pH 7 pOH pH 仅使用于表示 、 浓度在 1 mol/L 以下的溶液的酸碱性。如果 1 mol/L.则 pH 0： 1 mol/L.则 pH 14。在这种情形下，就直接写出 、 的浓度。 只要确定了溶液中的 H3O+浓度，就能很容易地计算 pH。实际应用中是用 pH 试纸和 pH 计测定溶液的 pH，再

12、计算 H3O+或 OH-浓度。 例题 5-1 5、 3 弱酸、弱碱的解离平衡 通常所说的弱酸和弱碱的基本存在形式为中性分子。它们 大部分以分子存在于水溶液中，与水发生质子转移反应，只部分解离为阴、阳离子。通常所说的盐多数为强电解质，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，称它们为离子酸或离子碱。另外，从每个酸（和碱）分子或离子能否给出（和接受）多个质子来划分：只能给出一个质子的，称为一元弱酸，能给出多个质子的为多元弱酸；只能接受一个质子的，称为一元弱碱，能接受多个质子的为多元弱碱；弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡完全服从化学平衡移

13、动的一般规律，其标准平衡常数均小于 1。 5、 3、 1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 1、一元弱酸的解离平衡 在一元弱酸 HA 的水溶液中存在着下列质子转移反应： HA(aq) + H2O(l) A(aq) + H3O+(aq) 这类反应一般能很快达到平衡，称其为解离平衡（或电离平衡）。在稀溶液中水的量基本保持恒定，平衡时 ， 和 之间有下列关系： 或简写为 式中 称为弱酸 HA 的解离常数，简称为酸常数。弱酸的解离常数表示了酸的相对强弱。在相同温度下，解离常数大的酸是较强的酸，其给出质子的能力强。例如， ， 。当浓度相 同时，甲酸溶液的酸性强， pH 小；甲酸是比乙酸强的酸。不仅在水溶液中，就

14、是在非水溶液中，也可以用 的相对大小来判断酸的相对强弱。 受温度的影响但变化不大。 弱酸的解离常数可以借助 pH 计测定溶液的 pH，然后通过计算来确定。已知弱酸的解离常数 ，就可以计算出一定浓度的弱酸溶液的平衡组成。实际上，在弱酸溶液中同时存在者弱酸和水的两种解离平衡： HA(aq) +H2O(l) A-(aq) + H3O+ (aq) H2O(l) +H2O(l) OH-(aq) + H3O+ (aq) 它们都解 离出 H3O+，二者之间相互联系，相互影响。通常情况下 。只要 不是很小时，H3O+主要是由 HA 解离产生的。因此，计算溶液中的 时，就可以不考虑水的解离平衡。 当 500 时

15、 ,可用下列近似公式计算 例题 5-2 在弱酸、弱碱的解离平衡组成计算中常用到解离度（电离度）的概念，以 表示之。它等于解离的分子数与分子总数之比。在定容反应中，已解离的弱酸（或弱碱）的浓度与原始难度之比等于解离度。弱酸的解离度可表示为： 弱酸解离度的大小也可表示酸的相对强弱。在温度、浓度相同的条件下，解离度大的酸， 大，其 pH 小，为较强的酸；解离度小的酸， 小，其 pH 大，为较弱的酸。 以 HA(aq)的解离平衡为例， 与间的定量关系可以推倒如下： HA(aq) +H2O(l) A-(aq) + H3O+ (aq) 平衡浓度 c(1 ) c c = 当 时，（ a 时可以认为溶液中的

16、H3O+主要来自于弱酸的第一步电离，计算 或 pH 时，可只考虑第一步电离。 对于二元弱酸 ，当 时， c(酸根离子 ) ，而与弱酸的初始浓度无关。如对于 H2S，c(S2 ) ，但 2 。 c(酸根离子 )与 2 成反比，调节溶液的 pH，可以控制 c(酸根离子 )。 c(酸根离子 ) ，这个结论不能 简单地推论到三元弱酸溶液中。 在多元弱酸溶液中 ,酸根浓度极低 ,在需要大量酸根离子参加的化学反应中 ,要用相应的盐而不是相应的酸 . 两种酸相混合 （ )相差很大，只考虑电离常数大的弱酸（碱），相差不大，同时考虑。如二元弱酸与强酸的混合溶液中 ， 主要来自强酸解离出的 H3O+。 5、 3、

17、 3、盐溶液的酸碱平衡 盐溶液有中性、酸性或碱性，这取决于组成盐的阳离子和阴离子的酸碱性。 盐在水中离解所产生的阴阳离子与水发生质子转移的反应叫做水解反应。能与水发生质子转移的反应的离子物种被称为离子酸或离子碱。由强酸强碱所生成 的盐在水中完全解离产生的阴、阳离子不水解，其水溶液为中性。除此之外，其它各类盐在水中解离所产生的阳、阴离子则不然。它们中的一种或多种离子可发生水解。它们的溶液的酸碱性取决于离子酸和离子碱的相对强弱。 1、强酸弱碱盐（离子酸） 通常，强酸弱碱盐在水中完全解离生成的 阳离子，如 、 NH4+在水溶液中发生质子转移反应，它们的水溶液呈酸性。例如 NH4CL 在水中全部解离：

18、 CL-（ ad）与水不反应，而 NH4+(ad)与水反应： 该质子转移反应中 NH4+是酸，起共轭碱为 NH3，反应的标准平衡常数为离子酸 NH4+的解离常数，其表达式为： 又称为 NH4+的水解常数 ， 与其共轭碱 NH3 的解离常数 有一定的联系： 任何一对共轭酸碱的解离常数都符合这一关系，可简化为通式： 将等式两边分别取负对数： -lgK a-lgK b=-lgK w 25下 pK a+pK b=pK w 显然， Kb 越小，则弱碱的阳离子水解的 Kh 越大，二者成反比关系。 水解度： = 稀释定律 根据上式可以求得离子酸、碱的 K a、 K b。用计算一般弱酸、弱碱平衡组成的同样方法

19、，可以确定盐溶液的平衡 组成和 PH。 例题 5-5 第 123 许多水合金属离子，如 ， 多半是半径小、所带正电荷教多的金属离子，它们的水溶液均为酸性。这也是由于水合金属离子与容积水发生了质子转移反应引起的。例如： 2、弱酸强碱盐（离子碱） NaAc、 NaCN这类一元弱酸强碱盐的水溶液显碱性。这些盐在水中完全解离生成的阳离子（如Na+， K+）往往并不发生水解，而阴离子在水中发生质子转移反应。例如 NaAc 水溶液中 Na +（ ad）与水不反应，而 Ac- (ad)与水反应： 该质子转移反应中 Ac-是碱，共轭酸为 HAc，反应的标准平衡常数为离子碱 Ac-的解离常数，其表达式为： 又称

20、为 Ac-的水解常数 ， 与其共轭酸 HAc 的解离常数 有一定的联系： 稀释定律 多元弱酸强碱盐溶液也呈碱性，它们在水中离解产生的阴离子是多元离子碱，如同多元弱酸一样，这些阴离子与水之间的质子转移反应也是分步进行的，平衡时有相应的解离常数，共轭酸碱解离常数的关系也符合 。 多元弱酸强碱盐中阴离子的第一级解离（水解）反应是主要的。 例题：第 123 5-6 盐溶液酸碱性的 一般规律： 125。 3、在酸式盐溶液中，两性物质既能解离，又能水解，溶液的酸碱性取决于解离常数和水解常数。例如， ， 溶液呈酸性； ， 溶液呈碱性。 4、在弱酸弱碱盐溶液中，阴离子和阳离子都能水解，且相互促进，使得水解度增

21、大。溶液的酸碱性取决于它们水解常数的相对大小。例如 ，所以 NH4CN 溶液呈碱性。 5、影响盐类水解的因素及应用 化学平衡移动的一般规律适用于盐溶液中的质子转移反应，影响盐类水解的因素只有温度和浓度。盐的水解反应是中和反应的逆反应，中和反应的反应热往往比较大，如氨水与盐酸的中和反应： ； 水解反应的 。由于， 当温度改变时， 基本不变，而 变化较大，所以 随着温度升高而增大，水解加剧。稀释定律同样使用于盐类的水解反应。当温度一定时，盐浓度愈小，水解度愈大。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。在化工生产和实验室中，水解现象是经常遇到的，有时配制某些盐溶液，常由于这些盐的水解而不能得到这些盐的澄

22、清溶液。例如： 为了防止水解的发生，利用改变酸度的方法，使水解平衡发生移动。通常先将盐溶于较浓的相应酸中，然后在加水稀释到一定的浓度。然而，有时人们不是抑制盐的水解而是利用盐类水解反应生 成沉淀，如利用水解反应除去无机化合物中的 Fe3+. 5.4 同离子效应和缓冲溶液 本节重点讨论弱酸与它的共轭碱共存于同一溶液中时，产生同离子效应，从而使弱酸的解离平衡发生移动。这一概念有助于理解缓冲溶液的 缓冲性能。缓冲溶液在化学反应和生物化学系统中占有重要地位。 5 4 1、同离子效应 在离子平衡系统中，某一物质浓度的变化使平衡发生移动。 例： 5-7。 在弱酸或弱碱溶液中，加入与其含有相同离子的另一强电

23、解质，使解离平衡向做移动，从而降低了弱酸或弱碱的解离度，这种作用称为同离子效应。 盐效应（静电效 应） 如果在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，由于溶液中离子间相互牵制作用增强，弱电解质电离出来的离子重新结合成分子的机会减小，使的离子重新结合成分子的机会减小，分子化速率减小，所以表现为弱电解质的解离度略有增高。 同离子效应比盐效应大得多，所以一般不考虑盐效应。 5 4 2、缓冲溶液 1、缓冲溶液的概念 在水溶液中进行的许多反应都与溶液的 PH 有关，其中有些反应要求在一定的 PH 范围内进行，这就需要使用缓冲溶液。 为了了解缓冲溶液的概念，先分析下表所列实验数据。 4.74 12.00

24、 2.00 4.74 4.83 4.66 在稀盐酸（ ）溶液中，加入少量 ， 有较明显的变化，说明这种溶液不具有保持 相对稳定的性能。但是在 这对共轭酸碱组成的溶液中，加入少量的强酸或强碱，溶液的 改变很小。这类溶液具有缓解改变氢离子浓度而保持 基本不变的性能。同样，酸 与其共轭碱 NH3 的混合溶液以及 等都具有这种性质。这种具有能保持 相对稳定性能的溶液（也就是不因加入少量强酸或强碱或稍加水稀释而显著改变 的溶液）叫 做缓冲溶液。 从组成上看缓冲溶液实际上是弱酸与它的共轭碱组成的。常有下列三类混合液配成： 弱酸及其盐： HAc NaAc H2CO3 NaHCO3 邻苯二甲酸（ ） 邻苯二甲

25、酸氢钾（ ） 弱碱及其盐： NH4Cl NH3 ? H2O 不同碱度的酸式盐： NaH2PO4- Na2HPO4 NaHCO3- Na2CO3 见表 5-6。 2. 缓冲原理 缓冲溶液为什么能够保持 相对稳定，而不因加入少量强酸或强碱引起 有较大的变化？假定缓冲溶液含有浓度相对较大的弱酸 HA 和它的共轭碱 A-，在溶液中 发生的质子转移反应为 ： HA(aq) +H2O(l) A-(aq) + H3O+ (aq) 取决于 。 加入少量强酸时，溶液中大量的 A 与外加的少量的 H+结合成 HA，平衡左移。而且 HA 解离度很小，使得 比值变化不大，溶液的 或 pH 值基本不变。 加入少量强碱时

26、，外加的少量的 OH与溶液中 H+生成 H2O。平衡右移，同时 HAc 解离出 H+，使得使得 变化不大，溶液的 或 pH 值基本不变。 加水稀释时，浓度同时减小，使得 c(HAc)/c(Ac-)比值不变，溶液的 c(H+)或 pH 值基本不变 缓冲溶液是同离子效应的应 用。 3. 缓冲溶液的 pH 值计算 缓冲溶液 pH 的计算实际上就是产生同离子效应时弱酸或弱碱平衡组成的计算。在讨论缓冲溶液的缓冲原理时，已经知道，缓冲溶液中 取决于弱酸的解离常数和共轭酸、碱浓度的比值。即 由此可以推出： 或 由于同离子效应的存在， 所以 对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液 B-BH+，其 pH 的计算公式为

27、 pH=14- 缓冲溶液的 pH 值主要是由 或 决定的 ,其次还与 或 有关。当弱酸及其共轭碱浓度较大时，缓冲能力较强，一般以 0.01 0.1mol? L-1 为宜；当 或 接近 1 时，缓冲能力最强。选择和配制缓冲溶液时，所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应；应使 或 14- 尽可能接近与所需要的 pH，若 或 14- 与所需 pH 不相等，依所需 pH 调整 ，并通过计算确定出弱酸及其共轭碱的量。缓冲溶液的缓冲能力是有限的。 例 5-8 例：欲配制 pH 5.00 的缓冲溶液，需在 50mL 0.10mol? L-1 的 HA

28、c 溶液中加入 0.10 mol? L-1 的 NaOH 多少毫升？ 设需 NaOH xmL。则 n(NaOH) n(Ac-) 5.5 酸碱指示剂 检测溶液酸碱性的简便方法是用酸碱指示剂，常用的 pH 试纸是用多种酸碱指示剂的混合溶液浸制而成的。在控制酸碱滴定终点时，选用适宜的酸碱指示剂十分必要。 酸碱指示剂是利用颜色改变指示溶液 pH 的物质，它们常是复杂的有机弱酸或有机弱碱。溶液的 pH 改变时，由于质子转移引起指示剂的分子或离子结构发生变化。使其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。 每种指示剂都有一定的变色范围。这种变色范围取决于指示剂的电离平衡。以通式表示它们的电离

29、平衡如下： H In（ aq） +H2O(l) In-(aq)-+H3O(aq) HIn 表示指示剂，称为“酸型”， In-表示指示剂的共轭碱，称为“碱型”。 指示剂检出溶液的 pH 的原理是基于指示剂的酸型和碱型的颜色是不同的。 HIn 表示石蕊 HIn H+ + In- 红 蓝 当 c (HIn) c (In-)时，溶液呈红色，是酸性 当 c (HIn) c (In-)时，溶液呈蓝色，是碱性 =1 时 pH= ，溶液中 HIn 与 In-各占 50%，呈现两者混合颜色。 指示剂的变色范围取决于 1。由于人的视觉对不同颜色的敏感程度有差异，实测的变色范围往往略小于 上下 2 个 pH 单位。

30、指示剂的变色范围越小越好，这说明变色越灵敏。 一般所指的是水溶液中指示剂的变色范围，当为非水溶剂是变色范围与水中的不同。 使用指示剂时应注意控制指示剂的用量，以能观察颜色变化为度。 用酸碱指示剂测定溶液的 pH 是很粗略的，只能知道溶液 pH 在某一个范围之内，用 pH 试纸测定 pH 就比较准确了，然而，更精确地测定溶液 pH 的方法是 pH 计。 5.6 酸碱电子理论与配合物概述 质子理论无法解释 :如 SnCl4、 AlCl3 等的酸碱性行为。在提出酸碱质子理论的同一年（ 1923年），美国化学家 G N Lewis 提出了酸碱电子理论。 理论要点是凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为

31、酸；酸是电子对的接受体，必须具有可以接受电子对的空轨道。金属阳离子及缺电子的分子都是酸如 Fe3+、 Fe、 Ag+、 BF3 等。凡可以给出电子对的物质为碱；碱是电子对的给予体，必须具有为共享的孤对电子。与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱，如 X-、 NH2、 CO、 H2O 等。酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。 例如： H :OH- H?OH AlCl3 Cl- AlCl4 Cu2+ + 4:NH3 Cu? (NH3) 4 2+ Lewis 的酸碱电子理论的优缺点是：一切化学反应都可概括为酸碱反应，但是太笼统，不易掌握酸碱的特性，无法判断酸

32、碱性的强弱 5.7 配位化合物 配位化合物（简称配合物，又称络合物）是一类数量很多的重要化合物。早在 1798 年法国化学家 合成了第一个配合物 。自此以后，人们相继合成了成 千上万种配合物。特别是近些年来，人们对配位化合物的合成、性质、结构和应用的研究做了大量工作，配位化学得到了迅速发展，已广泛地渗透到分析化学、催化化学、结构化学和生物化学等各领域中，成为化学科学中的一个独立分支。 5、 7、 1、配合物的组成和命名 实验现象： CuSO 4 溶液中加入氨水，首先得到难溶物，继续加氨水，难溶物溶解，得到透明的深宝石蓝色的溶液。蓝色物质为复杂离子 Cu(NH 3 )4 2 ,蒸发该溶液析出深蓝

33、色晶体 ,其化学组成为： Cu(NH3)4 SO 4 。 1、配合物的组成 配位化合物是由形 成体（又称中心离子或原子）和一定数目的配位体（简称为配体）以配位键按一定的空间构型结合形成的离子或分子。按照酸碱电子理论，配合物是 Lewis 酸与 Lewis碱的加合物。形成体具有空轨道，是 Lewis 酸，配位体具有孤对电子，是 Lewis 碱。形成体与配位体形成的配分子或配离子称为配位个体。形成体通常是金属原子或离子，一般为过渡金属，特别是铁系、铂系、第 IB 、 IIB 族元素，也可以是少数非金属元素。形成体是配合物的核心部分，它位于配位单元的中心位置，所以形成体又叫做中心离子或中心原子。例如

34、：Cu(NH3)4 2+中的 Cu2+， Fe(CN)6 3-中的 Fe3+离子， PtCl 2(NH3)2 中的 Pt2+离子，Fe(CO)5 中的 Fe 原子和 Ni(CO)4 中的 Ni 原子等。在配位单位中，与中心离子（或原子）相结合的分子或离子，称为配位体，简称配体。配位体是非金属阴离子或分子，例如： 。在配体中直接与中心离子（或原子）相结合的原子称为配位原子，配位原子具有孤对电子。如 NH3分子中的 N 原子，是配位原子。配位原子有一个共同的特点：即它们都必须含有孤对电子。常见的配位原子 等。一些常见的配合物见表 5-8。 配体中只有一 个配位原子的称为单基（或单齿）配体，有两个或两个以上配位原子的多基（或多齿）配体。举例： 直接与中心离子（或原子）结合的配位原子的数目称为该中心离子（或原子）的配位数。对于单基（或单齿）配体，配位数等于配位体的数目；对于多基（或多齿）配体，配位数等于配体的基（或齿）数乘以配体数。形成体与多基（或多齿）配体形成的配合物称为鳌合物。举例。 一般的讲，中心元素的配位数多为 2、 4、 6、 8 等偶数，其中最常见的是 4 和 6， 5 和 7 等奇数并不常见。 配合物有配酸、配盐和配碱。配离子属于配合物的内层（或内界）。具有一定稳定性的 结构单