第三章酸碱反应与配位反应
配位反应及配位滴定法
第九章 配位反应及配位滴定法配位化合物简称配合物，是一类组成比较复杂的化合物，它的存在和应用都很广泛。
生物体内的金属元素多以配合物的形式存在。
例如叶绿素是镁的配合物，植物的光合作用靠它来完成。
又如动物血液中的血红蛋白是铁的配合物，在血液中起着输送氧气的作用；动物体内的各种酶几乎都是以金属配合物形式存在的。
当今配合物广泛地渗透到分析化学、生物化学等领域。
我国著名科学家徐光宪教授作了如下的比喻：把21世纪的化学比作一个人，那么物理化学、理论化学和计算化学是脑袋，分析化学是耳目，配位化学是心腹，无机化学是左手，有机化学和高分子化学是右手，材料科学是左腿，生命科学是右腿，通过这两条腿使化学科学坚实地站在国家目标的地坪上。
配位化学是目前化学学科中最为活跃的研究领域之一。
本章将介绍配合物的基本概念、结构、性质和在定量分析化学中的应用。
§9－1 配合物的组成与定义一、配合物及其组成例如在硫酸铜溶液中加入氨水，开始时有蓝色Cu 2(OH)2SO 4沉淀生成，当继续加氨水过量时，蓝色沉淀溶解变成深蓝色溶液。
总反应为：CuSO 4 + 4NH 3 = [Cu(NH 3)4]SO 4 (深蓝色)此时在溶液中，除SO 42－和[Cu(NH 3)4]2+外，几乎检查不出Cu 2+的存在。
再如，在HgCl 2溶液中加入KI ，开始形成桔黄色HgI 2沉淀，继续加KI 过量时，沉淀消失，变成无色的溶液。
HgCl 2 + 2KI = HgI 2↓+ 2KCl HgI 2 + 2KI = K 2[HgI 4]象[Cu(NH 3)4]SO 4和K 2[HgI 4]这类较复杂的化合物就是配合物。
配合物的定义可归纳为：由一个中心元素(离子或原子)和几个配体(阴离子或分子)以配位键相结合形成复杂离子(或分子)，通常称这种复杂离子为配离子。
由配离子组成的化合物叫配合物。
在实际工作中一般把配离子也称配合物。
由中心离子和配体以配位键结合成的分子，如[Ni(CO)4]、[Co(NH 3)3Cl 3]也叫配合物。
第三章 酸碱和溶剂化学
下面列出了硬酸、硬碱、软酸、软碱以及交界酸碱的一些例子。
软硬酸碱反应规则的理论解释
成键作用 硬酸硬碱的相互作用主要是一种静电相互作用。大 多属典型的硬酸硬碱都可以看成是离子键的化合物如 Li+、Na+、OH-、F-。阴阳离子的体积越小，相互之间 的静电能越大，结合就越紧密。 软酸软碱的相互作用主要是形成共价键。阳离子多是 半径大、d电子多的阳离子，有较强的极化作用；软碱则 多是变形性大的阴离子，相互极化作用，能使轨道发生 最大程度的重叠，形成稳定的共价键。 前线轨道理论控制作用 1968年，由Klopma基于多电子微扰理论对路易斯酸 碱的前线分子轨道的能量进行计算得到反应的总微扰能, 并根据静电作用与共价作用相对大小对软硬酸碱反应性 做出解释。
软硬酸碱原理的应用
1、判断反应进行的方向 KI + AgNO3 AgI + KNO3
软-硬
软-软 硬 -硬
硬-软
2、估计不同离子的配位性 [Cd (CN)4]2-, [Cd (NH3)4]2+
3、估计不同溶剂中盐类的溶解度(例SO2 F0.27 0.06 Cl64 0.012 Br145 0.05 I165 20
我国的戴安邦、刘祈涛教授提出用离子势作纵坐标， 用电负性作横坐标来作图，结果发现，硬酸和软酸之间有 一条明显分界线，从图中可以求出分界线的方程为： f＝| Z | /r－3.0χ＋2.2 用这个方程计算了106个阳离子酸，得出的结论为： f＞0.5为硬酸；f＜－0.5为软酸；f在－0.5到0.5之间为交界 酸，这就给出了一个定量的标准，它可以把酸按数值的大 小进行排队。 碱也可以同样处理, 得出相应结果, 分界线的方程为： ф＝ | Z | /r－6.25χ＋17.00 当ф＞0为软碱；ф＜0为硬碱；ф≈0为交界碱。
酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法教学目标了解酸碱平衡的理论掌握酸碱溶液pH的计算掌握酸碱指示剂的作用原理及变色范围掌握酸碱滴定法的应用重点与难点酸碱溶液pH的计算酸碱指示剂的作用原理及变色范围酸碱标准溶液的配制与标定定义：酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。
适用：（1）水溶液体系；（2）非水溶液体系。
实质：酸碱反应。
第一节酸碱平衡的理论基础一、酸碱质子理论酸碱质子理论认为：凡是能给出质子H+的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱。
当某种酸HA失去质子后形成酸根A-，它自然对质子具有一定的亲和力，故A-是碱。
共轭酸碱对：由于一个质子的转移，HA与A-形成一对能互相转化的酸碱，称为共轭酸碱对。
这种关系用下式表示：如：HA ≒A－+ H+质子论的特点：（1）具有共轭性。
（2）具有相对性。
（3）具有广泛性。
二、溶剂的质子自递反应及其常数在水溶液中H2O + H2O ≒H3O+ + OH –水的离子积：Kw =[ H3O+].[ OH –]=[ H+].[ OH –]=10-14•H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质•发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应五、酸碱的强度二、酸碱解离平衡一元共轭酸碱对的K a和K b有如下关系：如醋酸的解离：HAc（酸1）+ H2O （碱2）≒H3O+（酸2）+ Ac- （碱1）由上式得：解：NH3的共轭酸为NH4+，它与H2O的反应：第二节水溶液中酸碱组分不同型体的分布一、有关概念1、平衡浓度：在弱酸(碱)的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。
各存在形式的浓度称为平衡浓度。
2、分析浓度：各平衡浓度之和称为总浓度或分析浓度。
3、分布分数某一存在形式占总浓度的分数，称为该存在形式的分布分数，用符号δ表示。
二、影响各存在型体平衡浓度的大小由溶液氢离子浓度所决定，因此每种型体的分布分数也随着溶液氢离子浓度的变化而变化。
分布分数δ与溶液pH间的关系曲线称为分布曲线。
学习分布曲线，可以帮助我们深入理解酸碱滴定、配位滴定、沉淀反应等过程，并且对于反应条件的选择和控制具有指导意义。
第3章 络合(配位)滴定法
（1） 溶液在pH>12时进行滴定时：
酸效应系数αY(H)=1； K 'MY = K MY = [MY] /（[M] [Y4-]
1）滴定前：溶液中Ca 2+离子浓度： [Ca 2+ ] = 0.01 mol / L , pCa = -lg [Ca 2+ ] = -lg0.01 = 2.00
2）化学计量点前：已加入19.98mL EDTA（剩余0.02mL钙 溶 液 ， 此 时 CaY 中 的 Ca2+ 浓 度 忽 略 ， 因 为 与 剩 余 游 离 的 Ca2+比相差2个数量级。） [Ca2+] = 0.01000×0.02 / (20.00+19.98)= 5×10-6 mol/L, pCa =5.3
3）化学计量点：此时 Ca 2+几乎全部与EDTA络合， [CaY]=0.01/2=0.005 mol/L ；[Ca 2+]=[Y4-]=X ；KCaY=1010.69
由稳定常数表达式[Ca2+]2=CCaY,sp/KCaY，得:0.005/X2 = 1010.69 , 所以 [Ca 2+]=3.2×10-7 mol/L ；pCa=6.49
5.络合滴定中的副反应及条件稳定常数
络合滴定中的副反应:
滴定主反应：
Mn+ + Y4- = MY
⑴考虑酸效应影响：
由：
Y (H )
[Y' ] [Y]
得： [Y 4- ] [Y' ]
Y (H )
KMY
[MY] [M n ][Y 4- ]
带入稳定常数表达式得：
KMY
Y (H )
[MY] [M n ][Y ' ]
化学反应机理的配位化学反应
化学反应机理的配位化学反应配位化学反应是化学反应机理中的一种重要类型，它涉及到配合物的形成、转化和分解过程。
配位化学反应的研究对于理解化学反应机理、探索新化合物的合成途径以及应用于催化剂等领域具有重要意义。
本文将从配位化学反应的基本原理、机理解析以及应用方面进行详细阐述。
一、配位化学反应的基本原理配位化学反应基于配位键的形成、断裂和重排。
在这些反应中，一个或多个配体（通常是无机或有机配体）与中心金属离子结合，形成配合物。
与配体的选择和数目不同，配合物的性质和结构也会发生相应的变化。
配位化学反应的基本原理可以通过以下几个方面来说明：1. 配体与中心金属离子的结合：配体通常是具有富电子性质的分子或离子，它通过配位键与中心金属离子结合。
常见的配体包括氯离子、氨分子、水分子等。
配体的化学性质和结构对配位化学反应的速率和产物有重要影响。
2. 配合物的形成：当配体与中心金属离子结合时，形成了配位键。
配位键通常是由配体的配位原子与中心金属离子的空位轨道相互作用形成的。
配位键的强弱取决于配体和中心金属离子之间的相互作用力。
3. 配合物的转化和分解：配位化学反应不仅包括配合物的形成过程，还包括配合物的转化和分解过程。
例如，配合物可以通过配体的替换反应形成新的配合物；配合物也可以发生分解反应，释放出配体或其他反应产物。
二、配位化学反应的机理解析配位化学反应的机理可以分为两种类型：基于配体的转位反应和中心金属离子的转位反应。
1. 基于配体的转位反应：在这种反应中，一个或多个配体被替换成其他配体。
这种转位反应被称为配体置换反应。
配体置换反应的机理可以通过配体之间的竞争性配位进行解释。
竞争性配位是指两个或多个配体竞争与中心金属离子结合，最终形成具有较强结合能力的配合物。
2. 中心金属离子的转位反应：在这种反应中，中心金属离子被替换成其他金属离子。
这种反应被称为金属离子的转位反应。
金属离子的转位反应可以通过金属离子之间的电子转移或配体之间的电荷转移进行解释。
化学酸碱反应原理知识点
化学酸碱反应原理知识点化学酸碱反应是化学领域中非常重要的一部分，它涉及研究物质的性质、变化以及与环境的相互作用。
本文将介绍化学酸碱反应的基本原理和相关的知识点。
一、酸碱反应的定义和特征酸碱反应是指酸和碱在适当的条件下发生化学反应，生成相应的盐和水。
酸和碱互相中和的过程中会伴随着氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合形成水。
酸碱反应的特征有以下几点：1. 中和反应：酸和碱反应的结果是中和，即酸和碱的氢离子和氢氧根离子结合生成水，同时生成相应的盐。
2. pH值的变化：酸碱反应中，溶液的pH值会发生变化。
酸性溶液的pH值小于7，碱性溶液的pH值大于7，中性溶液的pH值等于7。
3. 颜色指示剂的变化：在一些酸碱指示剂的存在下，酸碱反应会引起颜色的变化，这可以用于判断反应是否发生。
二、酸碱反应的基本原理酸碱反应基于两个基本理论：布朗酸碱理论和亚硝酸理论。
1. 布朗酸碱理论：布朗酸碱理论是最常用的酸碱理论之一。
它定义酸为能够接受电子对的化合物，碱为能够提供电子对的化合物。
具体而言，酸是一个电子对受体，碱是一个电子对给体。
2. 亚硝酸理论：亚硝酸理论主要适用于溶液中的酸碱反应。
根据亚硝酸理论，酸是能够提供氢离子（H+）的化合物，碱是能够提供氢氧根离子（OH-）的化合物。
三、常见的酸碱反应类型酸碱反应可分为不同类型，以下是几种常见的酸碱反应类型：1. 强酸与强碱的中和反应：2HCl + 2NaOH -> 2NaCl + 2H2O2. 酸与碱的中和反应：H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O3. 酸与金属的反应：2HCl + Zn -> ZnCl2 + H24. 碱与非金属氧化物的反应：2NaOH + CO2 -> Na2CO3 + H2O四、酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是一种能够在酸碱中间区域显示颜色变化的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙等。
它们根据pH值的变化而变色，可以帮助我们判断溶液的酸碱性。
酸碱反应-普通化学无机化学
pH 8.88
33
5.2.3弱多元酸碱的离解
弱多元酸碱在水溶液中的离解是分步进行的， 如
H2CO3 H HCO3
K
a1
c(H ) / c c(HCO3 ) / c c(H2CO3) / c
4.30107
HCO3 H CO32
K
a
2
c(H ) / c c(CO32 ) / c c(HCO3 ) / c
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
27
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
反应的标准平衡常数称为弱一元碱的离解常数 或电离常数:
Kb
c(NH 4 ) / c c(OH ) / c c(NH3 ) / c
Kb
c(HAc) / c c(OH ) / c c( Ac ) / c
c(H ) / c 1.76105 0.10 1.3103 31
c(H ) / c 1.3103 pH 2.89
HAc H Ac c(H ) 1.3103 1.3%
c0 (HAc) 0.10
32
例5.3计算c0(Ac-)=0.10mol·L-1的醋酸钠溶液 的pH值。已知：
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c
24
HB的离解程度不能太小（要比水的离解大到一 定程度）
HB H B H2O H OH c(H ) C(B ) 具体：c0(HB)Ka/Kw≥ 25
HB的离解程度也不能太大
c(HB) c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
即一定温度下水中氢离子与氢氧根离子相对浓 度的乘积是个常数。
14
H2O H2O H3O OH
化学物质的酸碱性质与酸碱反应
化学物质的酸碱性质与酸碱反应化学物质是我们日常生活中不可或缺的一部分。
了解化学物质的性质和反应对于我们理解世界的运作有着重要的意义。
本文将探讨化学物质的酸碱性质以及它们之间的酸碱反应。
一、酸碱性质的基本概念酸碱性质是描述化学物质在溶液中的离子行为的一种观察性质。
在应用中，我们常常用pH值来度量溶液的酸碱性。
pH值小于7的溶液被认为是酸性的，而pH值大于7的溶液被认为是碱性的。
pH值为7的溶液被视为是中性的。
酸性溶液中存在着氢离子（H+），这些氢离子能够与其他化学物质发生反应。
碱性溶液中则含有氢氧根离子（OH-），它们也具有反应性。
酸和碱的反应称为酸碱反应。
二、酸碱指示剂酸碱指示剂是一种特殊的化学物质，它们能够通过改变颜色来指示溶液的酸碱性质。
常见的酸碱指示剂包括酚酞、甲基橙和溴蓝等。
这些指示剂对于初学者来说是非常有用的，因为它们能够提供直观的酸碱判断。
三、酸碱反应1. 酸与碱的反应酸与碱之间的反应被称为酸碱中和反应。
典型的酸碱反应是酸与碱中和生成盐和水的反应。
例如，硫酸（H2SO4）与氢氧化钠（NaOH）在反应中生成硫酸钠（Na2SO4）和水（H2O）：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O2. 酸与金属的反应酸与金属的反应也是一种常见的酸碱反应。
在这种反应中，酸与金属反应产生氢气和盐。
例如，硫酸与锌（Zn）反应生成硫酸锌（ZnSO4）和氢气（H2）：H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H23. 酸与碱的滴定反应滴定反应是一种定量分析方法，它可以用来测量溶液中酸或碱的浓度。
在滴定反应中，溶液中的酸和碱在滴定过程中逐渐中和。
滴定过程中，我们通常使用酸碱指示剂来指示溶液的中性点。
四、酸碱反应的应用酸碱反应在我们的日常生活中有着广泛的应用。
例如，胃液中的胃酸可以帮助消化食物；肥皂是一种碱性物质，能够与油脂反应，使其溶解并清洁；酸碱中和反应也广泛应用于药品制备、化肥生产和水处理等领域。
第3章 酸碱理论
子的吸引力弱，易被极化，易发生氧化反应。
Hard
Acids: H+, Li+, Na+,
Sr2+, Cr2+, Cr3+, I7+, Mn2+, AlCl3, SO3, BF3, CO2 Bases: Cl-, F-, OH-, CO32-, NO3-, SO42-, PO43-, ClO4-, AcO-,
质 子溶剂 非极 性 CH3COOH OH 6.15 9.78 极性 CH3CH2OH 24.55 CH3OH HCOOH CH3(CH2)5OH 13.3 CH3CH2COOH 3.2 苯甲醇 13 H2O NH3 32.7 58.5 78.5 17
CH3(CH2)4OH 16 甘油 56.2
5.超强酸
凡能从碱接受电子对的物种称作酸。
因此，Lewis酸也叫电子对接受体， Lewis碱也叫电子对给予体。 在Lewis酸碱反应中，Lewis酸应该有空的价轨道，这种 轨道可以是轨道，也可以是轨道。而Lewis碱应该有多 余的电子对，这些电子可以是电子，也可以是电子.
4.软硬酸碱的概念
对于质子酸碱，我们可用 pK 来描述酸碱的强
超强酸作为一个良好的催化剂，使一些本来难
以进行的反应能在较温和的条件下进行，故在
有机合成中得到广泛应用。例如液体超强酸可 以用作饱和烃裂解，重聚，异构化、烷基化的 催化剂。固体超强酸在石油工业上用作正己烷 异构化、低分子量聚合反应等的催化剂。
介电常数ε----物质相对于真空来说增加电容器 电容能力的度量。
介电常数ε随分子偶极矩和可极化性的增大而增大。在 化学中，介电常数是溶剂的一个重要性质，它表征溶 剂对溶质分子溶剂化以及隔开离子的能力， 即介电常数大的溶剂，隔开离子的能力大，溶剂化能 力也较强。
化学配位反应
化学配位反应化学配位反应是一类重要的化学反应，它涉及到配位化合物的形成和解离过程。
在这类反应中，金属离子与酸碱配体结合形成配位化合物，或者配位化合物经过解离反应分解为金属离子和酸碱配体。
本文将介绍化学配位反应的机理、影响因素和相关应用。
一、化学配位反应的机理化学配位反应的机理主要涉及配体与金属离子之间的相互作用。
在化学配位反应中，金属离子充当中心原子，配体则通过给予或接受电子形成配位键与金属离子结合。
一般而言，配体通过它们的配位原子与金属离子形成共价键或离子键。
常见的配位键包括配体的氧、氮、硫等原子。
化学配位反应可以分为配位反应（配体与金属离子结合）和配位化合物解离反应（配位化合物分解为金属离子和配体）两个过程。
配位反应的平衡常数被称为配位化学常数，它反映了配合物形成的稳定性。
而配位化合物的解离反应常数则反映了配位键的强度。
二、影响化学配位反应的因素1. 配体性质：配体的性质对化学配位反应至关重要。
常见的配体包括氨、水、羰基、羧酸、胺等。
配体的配位数、配位原子的电子性质、立体效应等都会影响配位反应的速率和平衡。
例如，切换配体可以改变配位化合物的性质，如Fe(NH3)6Cl2与Fe(en)3(ClO4)2分别是无色和蓝色的配位化合物。
2. 金属离子性质：金属离子的性质也会影响化学配位反应。
金属离子的电荷、原子半径、价态等都会影响配位反应的速率和平衡。
例如，一些过渡金属离子具有多个氧化态，不同氧化态的金属离子可能与不同的配体发生配位反应，并形成不同的配位化合物。
3. 反应条件：化学配位反应的速率和平衡也受反应条件的影响。
温度、溶剂、pH 值等都会影响配位反应的进行。
例如，提高反应温度可以加快配位反应速率；改变溶剂可以调节配位反应平衡。
三、化学配位反应的应用1. 催化剂：许多化学反应都需要催化剂来加速反应速率。
在催化剂中，配位反应起着重要的作用。
配位催化剂能够提供额外的键合位点，以便催化反应的进行。
2. 药物研究：配位反应在药物研究中有广泛的应用。
配位反应的概念和常见反应类型
配位反应的概念和常见反应类型
配位反应是一种化学反应，其中一种或多种配位体与中心原子或离子结合，形成稳定的配位化合物。
配位反应在许多化学领域中都有应用，例如无机化学、有机化学、分析化学和生物化学等。
常见的配位反应类型包括：
1. 配体取代反应：在配位体取代反应中，一种配体取代了另一种配体从中心原子上的反应。
例如，将氯离子从铜离子上的配合物中取代下来，生成新的铜离子配合物。
2. 氧化还原反应：在氧化还原反应中，中心原子或离子的氧化态发生变化。
例如，将二价铁离子还原为亚铁离子，或者将三价铬离子氧化为六价铬离子。
3. 酸碱反应：在酸碱反应中，中心原子或离子与质子或电子受体结合。
例如，将氨与质子结合形成铵离子，或者将硫化氢与电子受体结合形成硫化物。
4. 聚合反应：在聚合反应中，多个中心原子或离子相互结合形成更大的聚合物。
例如，将多个甲醛分子结合形成聚甲醛。
5. 配合物形成反应：在配合物形成反应中，中心原子或离子与多个配体结合形成稳定的配合物。
例如，将二价钴离子与四个氯离子结合形成四氯化钴配合物。
化学反应中的配位反应机理
化学反应中的配位反应机理化学反应是物质之间发生化学变化的过程，而其中一种重要的反应类型是配位反应。
配位反应是指一个或多个配体与中心金属离子通过配位键连接而发生的化学反应。
在这个过程中，配体通过给予或接受电子与中心金属离子进行配位，并形成配合物。
本文将探讨配位反应的机理及相关实例。
一、配位反应机理概述配位反应的机理可以分为两类：亲核取代和配合物解离。
亲核取代反应是指一个或多个配体被亲核试剂取代的过程。
在这个过程中，亲核试剂中的亲核试剂离子或分子与配位体中的一个或多个配位键形成，然后与中心金属离子配位。
最典型的例子是金属离子与氨配体形成氨合金属离子。
配合物解离反应是指一个或多个配体从配合物中脱离的过程。
在这个过程中，配位键被破坏，配体离开配合物，留下一个或多个正离子或中性化合物。
这个过程可以通过酸碱反应、氧化还原反应或热分解等方法触发。
二、配位反应机理的具体例子1. 亲核取代反应：铁（II）离子与氯化铵反应生成六水合氯铁（III）离子的过程（FeC l<sub>2</sub> + NH<sub>4</sub>Cl →[Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>Cl]<sup>+</sup> +NH<sub>4</sub><sup>+</sup>）是一个典型的亲核取代反应。
在这个过程中，氨离子（NH<sub>3</sub>）作为亲核试剂与[Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>Cl]<sup>+</sup>反应，氨离子与氯离子发生亲核对中心金属离子的取代。
2. 配合物解离反应：例如，溴代硝酸银（AgNO<sub>2</sub>）在加热下分解为银离子（Ag<sup>+</sup>）、氮氧化物（NO<sub>2</sub>）和氧气（O<sub>2</sub>）的过程。
化学反应体系的分类与特点
化学反应体系的分类与特点化学反应是物质转化过程中发生的化学变化。
根据反应条件、反应速率和反应物种类等因素的不同，化学反应可以分为多种类型。
本文将介绍化学反应体系的分类与特点。
一、氧化还原反应氧化还原反应是指物质在反应过程中发生电子的转移。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
这种反应常见于金属与非金属的反应中，如金属与酸反应产生氢气的反应。
氧化还原反应具有明显的能量变化，常常伴随着放热或吸热现象。
二、酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下发生反应，生成盐和水。
酸碱中和反应是一种常见的化学反应，常见于生活中的酸碱中和反应有酸与碱中和、酸与金属氧化物反应等。
这种反应具有明显的酸碱性质变化，常常伴随着酸碱指示剂的变色现象。
三、沉淀反应沉淀反应是指两种溶液混合后，生成一种难溶于水的沉淀物。
沉淀反应常见于金属离子与非金属离子的反应中，如银离子与氯离子反应生成白色沉淀物。
这种反应具有明显的溶解度变化，常常伴随着颜色的变化。
四、气体生成反应气体生成反应是指反应物在反应过程中生成气体。
气体生成反应常见于酸与碱反应、金属与酸反应等。
这种反应具有明显的气体体积变化，常常伴随着气泡的产生。
五、配位反应配位反应是指配体与金属离子形成配合物的反应。
配位反应常见于过渡金属离子与配体的反应中，如铁离子与氰根离子反应生成氰合铁离子。
这种反应具有明显的配位物的变化，常常伴随着颜色的变化。
六、聚合反应聚合反应是指小分子单体在适当条件下反应生成高分子化合物。
聚合反应常见于合成高分子材料的过程中，如聚乙烯的合成。
这种反应具有明显的分子量变化，常常伴随着物质状态的变化。
七、分解反应分解反应是指化合物在适当条件下分解成更简单的物质。
分解反应常见于热分解、电解等过程中，如二氧化氢分解成氢气和氧气。
这种反应具有明显的分解产物的生成，常常伴随着能量的吸收。
综上所述，化学反应体系可以根据反应类型进行分类。
氧化还原反应、酸碱中和反应、沉淀反应、气体生成反应、配位反应、聚合反应和分解反应是常见的化学反应类型。
大学基础化学第三节酸碱理论
H2O + H2O
+
H3O
+
OH -
+
H 这种将质子从一个分子转移给同类物质的另一个
分子的反应，叫做质子自递反应(proton self-
transfer reaction)。
24
[H ][OH ] K
[H2O]
[H ][OH ] Kw
[H 3O ] [Ac -] [HAc]
_
Ac + H2O
HAc + OH _
[HAc] [OH -]
Kb
[Ac - ]
29
Ka,HAc Kb,Ac
H3O Ac HAc
OH HAc Ac
则可以得到
Ka·Kb = [H3O+]·[OH-] = Kw
优点 立论于电子，更具有普遍性，更能体现物质的本性。
局限性
•对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性；
•不能对酸碱的强弱定量。
22
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water and pH of Solution
23
一、水的解离平衡
水是一种既能接受质子，又能释放出质子的两
一种酸释放一个质子后形成其共轭碱 (conjugated base)，或者说一种碱结合一个质 子后而形成其共轭酸(conjugated acid)，酸比它 的共轭碱多一个质子。
共轭酸碱对的关系：酸中有碱，碱 可变酸。知酸便知碱，知碱便知酸。
5
(1) 质子理论的酸与碱不是绝对的，而是相 对的。有的物质在某个共轭酸碱对中是酸， 但在另一个共轭酸碱对中却是碱。这些物 质称为两性物质(amphoteric substance)。
酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca
酸碱反应的离子方程式
酸碱反应的离子方程式酸碱反应是化学中常见的一种反应类型，涉及到溶液中的酸和碱之间的化学反应。
在这种反应中，酸和碱相互中和形成盐和水。
酸是指能够释放出H+离子（质子）的物质，而碱则是指能够释放出OH-离子（氢氧根离子）的物质。
当酸和碱混合在一起时，发生中和反应，酸中的H+离子和碱中的OH-离子结合形成水，并且生成一个盐。
酸碱反应可以用离子方程式来表示，离子方程式能够更准确地描述反应过程中离子的转移和生成情况。
以下是一些常见酸碱反应的离子方程式：1. 强酸与强碱的中和反应：HCl + NaOH → NaCl + H2O这是一种常见的酸碱中和反应，其中强酸盐酸（HCl）与强碱氢氧化钠（NaOH）反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
2. 弱酸与强碱的中和反应：CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O这是一种弱酸醋酸（CH3COOH）与强碱氢氧化钠（NaOH）反应的例子，生成乙酸钠（CH3COONa）和水（H2O）。
3. 强酸与弱碱的中和反应：HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O这是一种强酸盐酸（HCl）与弱碱氨水（NH4OH）反应的例子，生成氯化铵（NH4Cl）和水（H2O）。
4. 弱酸与弱碱的中和反应：CH3COOH + NH4OH → CH3COONH4 + H2O这是一种弱酸醋酸（CH3COOH）与弱碱氨水（NH4OH）反应的例子，生成乙酸铵（CH3COONH4）和水（H2O）。
5. 酸可以与碱反应生成水和相应的盐：HCl + NaOH → NaCl + H2O这是一种通用的酸碱反应，其中酸（HCl）和碱（NaOH）反应生成相应的盐（NaCl）和水（H2O）。
通过离子方程式，我们可以清楚地了解从原始物质到产物的转变过程。
离子方程式更加准确地描述了反应过程中离子的迁移和生成情况，使我们能够更好地理解酸碱反应的机理。
总结起来，酸碱反应的离子方程式能够准确地描述酸和碱之间的化学反应过程，并展示反应中产生的水和盐的生成情况。
在水溶液中,酸,碱的解离也是质子的转移反应.
第三章酸碱反应与配位反应一、教学基本要求1. 酸碱理论概述熟悉酸碱质子理论。
2. 电解质溶液的解离平衡。
了解强电解质溶液、表观解离度、活度、活度系数、离子强度等基本概念；熟悉水的解离平衡；掌握弱酸弱碱的解离平衡；了解酸碱的相对强弱。
3. 电解质水溶液pH值的计算理解分布系数；掌握质子平衡式与[H+]的计算（掌握各种溶液[H+]计算的最简式）。
4. 缓冲溶液掌握缓冲溶液的原理及计算。
5. 配位平衡及其移动掌握配合物的基本概念、定义、组成和命名，配合物的类型；掌握配合物在水溶液中的离解平衡；掌握配体过量时的计算；掌握配离子与配离子之间的转化及相关计算。
二、学时分配:三、教学内容§3.1质子酸碱理论酸碱物质和酸碱反应是化学研究的重要内容。
在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。
人们对酸碱物质的认识是不断深化的。
1887年阿仑尼乌斯(S．A．Arrhenius)在解离理论学说的基础上把酸碱定义为：酸是在水溶液中解离生成的正离子全部是H+离子的物质；碱是在水溶液中解离生成的负离子全部是OH－离子的物质。
酸碱反应的实质是H+离子和OH－离子结合生成H20的反应。
这一酸碱解离理论对化学，尤其是酸碱理论的发展起了积极作用，至今仍广泛地应用着。
随着生产和科学技术的发展和进步，酸碱的解离理论显现了局限性，于是先后又提出多种酸碱理论，其中比较重要的有质子酸碱理论和酸碱的电子理论。
3.1.1质子酸碱理论一、酸碱定义根据酸碱的解离理论，在水溶液中许多酸碱反应都有质子参与，也就是说酸碱反应是涉及质子的传递反应。
1923年丹麦化学家布朗斯特(J ．N ．Bronsted)和英国化学家劳莱(T ．M ．Lowry)各自独立提出质子酸碱理论。
该理论认为：酸是能给出质子的物质；碱是能接受质子的物质。
简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。
这个定义不像解离理论那样只限于水溶液中。
如-+-+-+++→+→+→Cl H HCl HPO H PO H NH H NH 244234二、按照酸碱质子理论，可从以下几方面加深理解酸碱概念1． 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。
化学平衡常数计算酸碱滴定与配位反应练习题
化学平衡常数计算酸碱滴定与配位反应练习题在化学平衡中，平衡常数起着至关重要的作用，它反映了反应物与生成物之间的相对浓度。
本文将通过几个实例来介绍如何计算酸碱滴定和配位反应的平衡常数。
一、酸碱滴定反应的平衡常数计算酸碱滴定是一种常见的化学实验技术，可以用来确定溶液中的酸碱浓度。
以下是一个简单的酸碱滴定问题：问题：已知0.1mol/L的氢氧化钠溶液(A)与0.1mol/L的盐酸溶液(B)进行滴定，计算平衡时的酸碱反应的平衡常数。
解答：首先，写出反应方程式：NaOH + HCl → NaCl + H2O反应前，氢氧化钠溶液(A)中的氢氧化钠浓度为0.1mol/L，盐酸溶液(B)中的盐酸浓度也为0.1mol/L。
根据化学方程式，可知氢氧化钠和盐酸的摩尔比为1:1。
在反应过程中，氢氧化钠和盐酸按照化学方程式的摩尔比反应，最终生成氯化钠和水。
假设反应终止时，氢氧化钠和盐酸完全反应完，无剩余。
根据酸碱滴定的化学方程式和摩尔比，可知溶液(A)中的氢氧化钠浓度完全转化为了氯化钠的浓度，即[NaCl]=0.1mol/L。
反应后，溶液中的氢氧化钠完全消失。
根据化学方程式，水是生成物之一，但由于水是液体，不参与平衡常数的计算。
因此，平衡时，溶液中只有氯化钠。
平衡时氯化钠的浓度为0.1mol/L，反应物氢氧化钠的浓度为0mol/L。
平衡时酸碱反应的平衡常数（Kc）的定义为生成物浓度的乘积除以反应物浓度的乘积。
Kc = [NaCl] / ([NaOH] * [HCl]) = 0.1mol/L / (0mol/L * 0.1mol/L) = 无穷大因此，这个酸碱反应的平衡常数是无穷大。
二、配位反应的平衡常数计算配位反应是化学中常见的一类反应，涉及到配体与中心金属离子之间的配位结合。
以下是一个配位反应的计算问题：问题：已知一个络合反应的反应方程式为：Cu2+ + 4NH3 →[Cu(NH3)4]2+，计算平衡时的配位反应的平衡常数。
化学平衡的酸碱反应
化学平衡的酸碱反应酸碱反应是化学反应中的一种重要类型，其产生的化学平衡是指反应物与生成物之间的物质浓度达到一定比例并保持稳定的状态。
本文将介绍酸碱反应的基本概念、化学平衡的条件以及酸碱反应的应用。
1. 酸碱反应的基本概念酸碱反应是指酸和碱之间发生化学变化的过程，其特点是产生新的物质和伴随着氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）的生成。
在酸碱反应中，酸质子（H+）的捐赠者，碱则是质子（H+）的受体。
酸碱反应的典型实例是盐的生成，如氯化钠的反应方程式为NaOH + HCl → NaCl + H2O。
2. 化学平衡的条件化学平衡指反应物与生成物之间的物质浓度达到一定比例，并保持在稳定的状态下。
化学平衡的条件包括温度、压力、浓度和催化剂。
具体来说：2.1 温度温度对化学反应速率有重要影响，当反应达到平衡状态时，温度的变化会导致反应平衡位置的改变。
根据Le Chatelier原理，对于吸热反应，升高温度会使化学平衡向右移动，生成物增加；而对于放热反应，升高温度会使化学平衡向左移动，反应物增加。
2.2 压力对于气相反应，改变压力可以影响反应平衡位置。
根据Le Chatelier 原理，当压力增加时，化学平衡会向有较少分子数的一方移动，以减小压力。
同样地，当压力减小时，化学平衡会向有较多分子数的一方移动。
2.3 浓度改变反应物或生成物的浓度也可以影响化学平衡位置。
增加反应物浓度会推动平衡向右移动，使生成物增加；而增加生成物浓度会推动平衡向左移动，使反应物增加。
2.4 催化剂催化剂是一种能够加快反应速率但不参与反应的物质，其存在可以影响化学平衡位置。
催化剂可以使反应物更快地转化为生成物，并且在化学平衡位置上没有影响。
3. 酸碱反应的应用酸碱反应在生活中有许多重要的应用，如：3.1 中和反应中和反应是指酸和碱完全反应生成盐和水的过程。
这一反应常用于酸碱中和实验、制造肥皂等过程中。
3.2 pH调节酸碱反应可以用于调节溶液的pH值。
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(1) Kaθ 和Kbθ 是衡量弱电解质解离程度 大小的常数。
Kaθ 10-2 ～ 10-3 中强酸 10-3 ～ 10-7 弱酸 < 10-7 极弱酸 H3PO4 HAc HCN
(2) Kaθ和Kbθ与浓度无关。一般不考虑 温度的影响。 (3) Kaθ与Kbθ的关系
[ H ] [ A ] [ HA ] [ OH ] K K [ OH ] [ H ] K a b w [ HA ] [ A ]
HA H A
[ H ] / c [ A ] / c [ H ][ A ] K ( HA ) [ HA ] / c [ HA ]
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H2O+HAc→H3O+ +Ac [ H ] / c [ Ac ] / c [ H ][ Ac ] K a [ HAc ] [ HAc ] / c
碱的离解：
NH 3 H
中和反应：
OH H H2O H H +Ac HAc
NH H O NH OH 3 2 4
H2O H OH
NH 4
NH OH NH + 4 H 3 H2O
H+
无机及分析化学教研室 H+
质子酸(1)+质子碱(2) →质子碱(1)+质子酸(2) HAc + OH-→Ac- + H2O
Kaθ = Kwθ/Kbθ
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2.多元弱电解质的解离
多元酸是分步解离的： H2S→H++HSHS-→H++S2 [ H ][ HS ] 7 K 1 . 07 10 a 1 [ H S ] 2
第三章
酸碱反应与配位反应
3.1 酸碱质子理论 3.2 电解质溶液的解离平衡
3.3 电解质水溶液pH值的计算
3.4 缓冲溶液 3.5 配位平衡及其移动
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3.1 酸碱质子理论
一. 酸碱的定义及其共轭关系
1.质子酸碱的概念 酸碱定义： 凡能给出质子的物质 凡能接受质子的物质
酸 碱
HAc→Ac- +H+、NH4+→NH3+H+、 HSO4-→SO42-+H+。 NH3+H+→NH4+、H2O+H+→H3O+、 Ac-+H+→HAc、OH-+H+→H2O
c
：反映溶液中离子间相互牵制作用的大小。 的影响因素： 溶液中离子的浓度与电荷。 (包括共存离子)
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离子强度： I 1/ 2ci Zi2
1 2 1 2 2 I ( c Z c Z ) c Z 1 1 2 2 i i 2 2
注意: 弱电解质的解离度是达到平衡时解离 了的分子百分数； 强电解质的解离度却是反映其溶液中 离子相互牵制作用的强弱程度。
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3.盐效应
在弱电解质或多相离子平衡中，若加入
易溶强电解质（不含相同离子）时，该弱
电解质的电离度或难溶物的溶解度将有所
增大。这种作用称为盐效应。
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二. 水的解离平衡（自学） 当温度一定时，弱电解质解离会达到一 个动态平衡，称弱电解质的解离平衡。解 离平衡也是化学平衡，可用化学平衡表达 式来表示。纯水是极弱的电解质，根据质 子酸碱理论，它微弱的解离可表示为：
生带电粒子的物质。
1.强电解质在溶液中的状态 KCl 、 ZnSO4 Ba(OH) 2 HCl HNO3 NaOH 81%
86% 40% 92% 92% 91%
原因：(1)离子氛 (2)离子对
表观电离度：反映溶液中离子间相互作用的
强弱。
无机液中能有效的自由运动的离子 的浓度。 活度 与浓度c 的关系：
酸性：HAc> H2O 碱性： OH- >AcHCl +NH3 → NH4+ + Cl-
酸性：HCl > NH4+ 碱性：NH3 > Cl-
∴酸碱反应的方向总是从较强的酸和较强 的碱向生成较弱的酸和较弱的碱的方向 进行。
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3.2电解质溶液的解离平衡
一. 强电解质溶液
强电解质：在水溶液中发生完全解离，产
两性物质：既可作酸又可作为碱。 H2O→OH-+H+ H2O+H+→H3O+
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2.酸碱共轭关系
共轭酸 共轭碱 + H+
（ 1 ） HCO H CO
2 3
共轭酸
共轭碱
（ 2 ） H CO H HCO 2 3
共轭酸
共轭碱
NH CH COOH NH CH COO H 3 2 3 2
NH3· H2O→NH4+ + OH [ NH ] / c [ OH ] / c [ NH ][ OH ] 4 4 K b [ NH H O ] [ NH H O ] / c 3 2 3 2
式中[H+]、[A-]和[HA]分别表示 平衡时，H+、A-和HA的平衡浓度。
（ 3 ）
( 氨基酸） ( 氨基酸盐））
共轭酸 共轭碱
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3. 质子酸碱的相对强弱
酸性 HCl > HNO2 > HAc > HCN > H2O 强酸 中强酸 弱酸 极弱酸 碱性：Cl- < NO2- < Ac- < CN- < OH-
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二.酸碱反应
酸的离解：
HAc H Ac
H O H O H O OH 2 2 3
简写为
H O H OH 2
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常温时，Kwθ = [H+][OH-]= 1.0 × 10-14
三.弱酸、弱碱的解离平衡
1. 一元弱电解质的解离平衡
2. 弱电解质：在水溶液中发生部分电离， 在水溶液中大部分以分子的形式存在。 3. （主要为弱酸、弱碱及少量盐。 4. 溶液中存在下列解离平衡：
HAc H 2 O H 3 O Ac H H 2O H 3 O
水的自递：
H 2O H H3 O
H+ HAc H Ac 简化：
+ 简化： H O H OH 2 H
H 2O H 2O H3 O OH
H 2 O H OH