酸碱平衡和沉淀平衡,配位平衡和氧化还原与电化学
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡包括酸碱平衡、氧化还原平衡、配位平衡和沉淀平衡。
这些平衡之间会相互影响，导致化学反应的方向和速率发生变化。
下面将详细探讨这些平衡之间的相互影响。
首先是酸碱平衡和氧化还原平衡之间的关系。
酸碱反应中通常伴随有氧化还原反应，而氧化还原反应也会发生酸碱反应。
在酸碱平衡中，如果有一种物质发生氧化还原反应，那么该反应将对酸碱平衡造成影响。
如果一种物质发生还原反应，会释放出氢气，从而增加溶液的酸性，导致酸碱平衡向酸性方向偏移。
相反地，如果一种物质发生氧化反应，会消耗氢气，减少溶液的酸性，导致酸碱平衡向碱性方向偏移。
再次是酸碱平衡和沉淀平衡之间的关系。
在沉淀反应中，溶液中的阳离子和阴离子结合形成固体沉淀。
而酸碱反应会影响沉淀平衡的方向和速率。
如果酸碱反应生成了强酸或弱碱，会增加阳离子的浓度，导致溶液中反应生成的沉淀浓度增加，促使沉淀反应向生成沉淀的方向偏移。
相反地，如果酸碱反应生成了弱酸或强碱，会减少阳离子的浓度，导致溶液中反应生成的沉淀浓度减少，促使沉淀反应向解离沉淀的方向偏移。
最后是氧化还原平衡和配位平衡之间的关系。
氧化还原反应中的金属离子可以与配体结合形成配合物。
配位反应会影响氧化还原平衡的方向和速率。
具体而言，如果配位反应中的配合物是氧化剂，会促使氧化反应进行，增加金属离子的氧化态；如果配位反应中的配合物是还原剂，会促使还原反应进行，减少金属离子的氧化态。
配位反应的进行会改变氧化还原平衡反应的方向和速率。
无机化学中的四大平衡相互影响，导致化学反应的方向和速率发生变化。
了解这些相互影响关系对于理解和控制无机化学反应具有重要意义。
分析化学的学习方法
分析化学的学习方法分析化学是一门操作性很强的学科，学生们在逐渐学习的过程中，总有些人会感到越学越难，因此在学习的过程中一定要掌握正确的学习方法与技巧才能起到事半功倍的效果。
分析化学的学习方法有什么呢?下面是店铺为你搜集到的相关内容，希望可以帮助到你。
分析化学的学习方法一、学习前知识的积累药物分析化学是建立在前期无机化学学习的基础上的，课程要求学员对化学的四大平衡(酸碱平衡，沉淀溶解平衡，氧化还原平衡，配位平衡)有较深的认识，因此在学习药物分析化学之前，每位学生首先要温故以前所学的无机化学的知识，要掌握好四大平衡的反应原理，比较复杂的是配合反应和氧还反应，必须对以前的无机化学知识概念清楚，思路活跃，才能着手药物分析化学的学习。
二、养成课前预习的好习惯古人云：凡事预则立，不预则废。
预习是学生对课堂学习的准备，是对知识的整体感知，是学生自己摸索、自己动脑、自己理解的过程，也是一个自学过程。
学生预习的成效很大程度上决定着学生的课堂质量和效率。
因此在每堂药物分析化学课之前，学生都要将知识点，课后习题，教学资料中遇到的问题归纳成问题提纲，学生带着问题读，就得边读边思考，从教材上寻找答案。
在读问题的过程中也要划出重点、要点、关键词、句，要敢于在书本上圈圈点点，最好还能把自己的想法、疑点写下来，并试着做一做课本上的练习。
带着问题学习一遍比不带问题学习五遍效果要好得多。
通过这样的课前预习，就能知道课程的内容、问题，对已经理解的部分，就拿自己的思路和教师的思路进行比较，看教师提出问题、分析问题、解决问题的思路与自己的思路差异在哪些地方，由此来检验自己的理解是否正确，取长补短，提高自己掌握知识的水平。
三、上课认真听讲听课的目的是要抓住教学内容的要点，为了抓住教材的要点就必须得认真听课。
因为有些要点书上可能没有，或者为了更好地让学生了解书中的难点、要点时教师可能有自己独到的方法和见解，同时在听课时还可对预习时碰到的难题征求教师的意见，以便形成自己的观点。
化学阅读测试题及答案
化学阅读测试题及答案一、选择题1. 元素周期表中，元素按照什么顺序排列？A. 原子量B. 原子序数C. 电子数D. 中子数答案：B2. 下列哪个化合物属于共价化合物？A. NaClB. CaOC. H2OD. Fe答案：C二、填空题1. 化学中的“四大平衡”指的是________、________、________和________。
答案：酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡、配位平衡2. 根据化学键的类型，下列化合物中属于离子化合物的是_______。
答案：NaCl三、简答题1. 请简述什么是化学平衡，并说明其特点。
答案：化学平衡是指在一个可逆反应中，正向反应和逆向反应进行得同样快，使得反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
其特点包括：动态平衡、可逆性、条件依赖性。
2. 描述元素周期表的结构，并说明其对化学学习的意义。
答案：元素周期表按照元素原子序数递增的顺序排列，分为7个周期和18个族。
它对化学学习的意义在于，通过元素周期表可以预测元素的性质，理解元素间的相似性和递变性，以及它们在化学反应中的行为。
四、计算题1. 如果1摩尔的氢气（H2）完全燃烧生成水，需要多少摩尔的氧气（O2）？答案：根据化学方程式2H2 + O2 → 2H2O，1摩尔的氢气需要0.5摩尔的氧气。
五、实验题1. 描述如何通过实验验证铁离子和亚铁离子的氧化还原性质。
答案：可以通过将铁盐溶液（如FeCl2）与氧化剂（如KMnO4）混合，观察颜色变化来验证。
亚铁离子（Fe2+）会被氧化成铁离子（Fe3+），而氧化剂的颜色会褪去，显示出氧化还原反应的发生。
六、论述题1. 论述化学反应速率的影响因素，并给出实例。
答案：化学反应速率受多种因素影响，包括温度、浓度、压力、催化剂、表面积等。
例如，提高反应物的浓度可以增加反应速率，因为单位体积内反应物分子数增多，碰撞的机会增多。
另外，使用催化剂可以降低反应的活化能，从而加速反应速率。
例如，在合成氨的过程中，使用铁催化剂可以显著提高氮气和氢气合成氨的速率。
大学,分析化学第05章,酸碱平衡及酸碱滴定法
质子平衡 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。 质子条件式（PBE）
(1) 先选零水准 (大量存在,参与质子转移的物质)， 一般选取投料组分及H2O
(2) 将零水准得质子产物写在等式一边,失质子产物 写在等式另一边 (3) 浓度项前乘上得失质子数
例：Na2HPO4水溶液
零水准：H2O、HPO42[H+] + [H2PO4- ]+2[H3PO4] = [OH-] +[PO43-]
H2O
1 Kt = =10 14.00 Kw
H+ + Ac-
HAc
Kb 1 Kt = = Ka Kw
OH- + HAc
Ka 1 Kt = = Kb Kw H2O + Ac-
3 活度与浓度
活度：在化学反应中表现出来的有效浓度，
通常用a表示
a i = g i ci
溶液无限稀时: g =1 中性分子: g =1
+ -
-
gHB gA
+
K◦
4 质子条件式
物料平衡 (Material (Mass) Balance): 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。 电荷平衡 (Charge Balance): 溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带 负电荷的总数(电中性原则)。 质子平衡 (Proton Balance): 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。
分布分数－多元弱酸
二元弱酸H2A
H2AH++HA- H++A2- c H CO =[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]
2 3
物料平衡 δH A
2
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
37
例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
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（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质
2024版无机化学教案(五套)
催化剂
许多配位化合物可用 作催化剂，加速化学
反应的进行。
分析化学
利用配位反应进行物 质的定性和定量分析。
生物医学
配位化合物在药物设 计和生物医学领域有 广泛应用，如抗癌药
物、金属蛋白等。
材料科学
配位化合物可用于制 备具有特殊功能的材 料，如发光材料、磁
性材料等。
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教案五：无机物性质及变化
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位平衡常数
01
表达配位平衡状态的物理量，与温度、浓度等因素有关。
配位平衡移动
02
通过改变条件（如浓度、温度、pH等）使配位平衡发生移动的
过程。
影响配位平衡移动的因素
03
包括中心离子和配体的性质、溶液pH值、温度等。
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配位化合物在生活中的应用
氧化还原反应的配平方法
通过得失电子守恒原理进行配平，即氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
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原电池与电解池工作原理
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原电池工作原理 原电池是将化学能转变为电能的装置。在原电池中，负极 发生氧化反应，正极发生还原反应，电子从负极流向正极， 形成电流。
电解池工作原理 电解池是将电能转变为化学能的装置。在电解池中，阳极 发生氧化反应，阴极发生还原反应，电子从阳极流向阴极， 形成电流。
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非金属元素及其化合物性质
卤素
包括氟、氯、溴等，具有 极强的氧化性，能与金属 反应生成相应的卤化物。
氧族元素
氮族元素
包括氧、硫等，能与金属 包括氮、磷等，能与氢反 反应生成氧化物或硫化物。 应生成相应的氢化物。
实验17 氧化还原反应和电化学
实验17 氧化还原反应和电化学实验17氧化还原反应和电化学实验17氧化还原反应与电化学一、实验目的1.了解电极电位与氧化还原反应的关系；2．试验并掌握浓度和酸度对电极电势的影响。
二、实验原理主电池是一种将化学能转化为电能的装置。
主蓄电池的电动势可表示为正负极电势之间的差值：ε＝e(+)－e(?)电动势可以用万用表测量。
氧化剂和还原剂的强弱，可用电对电极电势的大小来衡量。
一个电对的标准电极电势oE值越大，氧化型的氧化能力越强，还原型的还原能力越弱；EO值越小，氧化能力越弱，还原能力越强。
根据标准电极电位值可以判断反应方向。
反应可以在标准状态下进行的条件是：oooε＝e（+）－e（？）>0例如，eo(fe3+/fe2+)＝0.771v，eo(i2/i?)＝0.535v，eo(br2/br???＝1.08v3+2+3+??则在标准状态下，电对fe/fe的氧化型fe可以氧化电对i2/i的还原型i，反应式如下：3+? 2+2fe+2itt2fe+i23+2+3+??而反应电对fe/fe的氧化型fe可以氧化电对br2/br?的还原型br?，相反的反应则可以进行：br2+2fe2+tt2br？+2fe3+当然，多数反应都是在非标准状态下进的，这时需要考虑浓度对电极电势的影响，这种影响可用能斯特（nernst）方程来表示：EE0.059nlg[氧化][还原]从能斯特方程可以看出，改变电对氧化型、还原型的浓度，将使电极电势值发生相应程度的变化。
由于酸碱平衡、沉淀溶解平衡和配位离解平衡能够改变氧化型或还原型浓度，从而影响电对电极电势的大小，它们对于氧化还原反应都有影响；有时影响显著，甚至可能改变反应进行的方向。
三、实验用品万用电表、导线、cu片、zn片、铁电极、碳电极ki（0.1moll?1）、kbr（0.1moll?1）、na2so3（0.1moll?1）、fecl3（0.1moll?1）、fe2(so4)3（0.1moll?1）、feso4（0.1moll?1）、nacl（6moll?1）、kmno4（0.01moll?1、0.2moll?1）、na2so4（1moll?1）、nahso3（1moll?1）、cuso4（1moll?1）、znso4（1moll?1）、h2so4（1moll-1、3moll-1、6moll-1）、hcl（6moll?1）、hac（6moll?1）、naoh（6moll?1）、k2cr2o7（0.4moll?1）、浓nh3h2o（ar）、nh4f（10%）、ccl4、? 一氯水、溴水、碘水、mnso4（0.2moll）、h2c2o4（0.2moll?1）、浓hno3（ar）、hno3（0.5moll?1）、奈斯勒试剂、硫酸亚铁铵（ar）四、实验内容（一）电极电势与氧化还原反应的方向1．向试管中加入几滴0.1moll?1ki溶液和少量ccl4，边滴加0.1moll?1fecl3溶液边振摇试管，观察ccl4层的颜色变化，写出反应方程式。
高中化学沉淀反应
例：在含·L-1Pb(NO3)2和·L-1 AgNO3混合液中，逐滴加入K2CrO4 溶 液(设体积不变)，问PbCrO4和Ag2CrO4 哪 种先沉淀?(PbCrO4的Ksp×10-14, Ag2CrO4的Ksp×10-12)
解：生成PbCrO4时，CrO42-的最低浓度为 [Pb2+][CrO42-×10-14 [CrO42-×10-14/0.05 = 3.6 ×10-13 ( mol·L-1)
解: s 3 Ksp 3 2.01012
4
4
7.9105 (mol L1)
比较： Ksp (AgCl) > Ksp (Ag2CrO4) S(AgCl) ？ S(Ag2CrO4)
对于同类型的难溶强电解质，标准溶度积 常数越大，溶解度也就越大。
(如：1 : 1的AgCl, AgBr, BaSO4） 但对于不同类型的难溶强电解质，不能直
4.2 沉淀的生成和溶解
4.2.1 沉淀生成： Ip > Ksp
例：0.004 mol·L-1 AgNO3 与 0.004 mol·L-1
K2CrO4等体积混合，有无Ag2CrO4沉
淀生成？(Ag2CrO4的Ksp=1.1 ×10-12)
解： 2Ag+ + CrO42-
Ag2CrO4
Ip = [Ag+]2 [CrO42-] = (0.002)3 = 8×10-9
生成Ag2CrO4 时，CrO42-的最低浓度为 [Ag+]2 [CrO42-×10-12 [CrO42-×10-122
= 4.4 ×10-10 (mol·L-1)
先产生的沉淀为PbCrO4。
4.2.3 沉淀溶解
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学是化学的一个重要分支，研究的是无机物质的结构、性质、反应和应用。
在无机化学中，平衡是一个重要的概念，平衡的相互影响是无机化学研究的一个重要课题。
在无机化学中，存在着四大平衡相互影响的问题，即配位平衡、溶解平衡、氧化还原平衡和酸碱平衡。
这些平衡相互影响的问题对于理解无机化学的基本原理和应用具有重要意义。
一、配位平衡在无机化学中，配位平衡指的是金属离子与配体之间的配位反应。
金属离子通过配位反应与配体形成配合物，配位平衡是指配合物的形成和解离之间的平衡过程。
在配位平衡中，金属离子与配体的结合和解离是相互影响的。
当金属离子与配体形成配合物时，会释放出相应的热量或吸收热量，而解离时也会释放出或吸收热量。
这种热量的释放和吸收会影响配位平衡的位置和方向。
在配位平衡中，配体的种类和性质也会对配位平衡产生影响。
不同种类和性质的配体对于金属离子的配位能力不同，会导致不同的配合物形成和解离速度。
配体的种类和性质也是影响配位平衡的重要因素。
二、溶解平衡溶解平衡是指固体物质在溶液中溶解和析出之间的平衡过程。
在无机化学中，溶解平衡是一种重要的平衡反应，影响着溶解度和溶解度积的数值。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用导致了溶质在溶剂中的溶解和析出。
溶质的溶解度和溶解度积与溶质在溶解和析出过程中的活度有关，而活度又与溶质的摩尔浓度、离子活度和溶液的离子强度有关。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用和溶质的活度会影响溶解平衡的位置和方向。
在溶解平衡中，溶质的晶体形态和晶格结构也会对溶解平衡产生影响。
不同的晶体形态和晶格结构会导致晶体在溶剂中的溶解度不同，从而影响溶解平衡的位置和方向。
三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指氧化剂和还原剂在氧化还原反应中的平衡过程。
在无机化学中，氧化还原反应是一种重要的反应类型，涉及到电子的失去和获得。
在氧化还原平衡中，氧化还原剂和还原剂之间的电子转移和氧化态的改变决定了氧化还原反应的方向和速率。
大学水溶液中的离子平衡实验原理
大学水溶液中的离子平衡实验原理
离子平衡实验是指通过调节溶液中离子的浓度来实现离子平衡的实验。
离子平衡实验原理可以归纳为以下几个方面：
1. 配位平衡原理：配位平衡是指在溶液中多种离子之间通过配位反应形成稳定的配合物。
通过调节配体的浓度或改变配体与离子的配位数，可以影响离子的浓度，从而实现离子平衡。
2. 酸碱平衡原理：溶液中的酸碱反应可以使一些离子发生转化，从而影响离子的浓度。
通过调节酸度或碱度，可以改变离子的浓度分布，实现离子平衡。
3. 沉淀平衡原理：当溶液中存在能够与溶液中的离子反应生成沉淀的物质时，溶液中的离子浓度将受到沉淀的影响。
通过调节溶液中的沉淀物质的浓度或控制溶液中离子的沉淀速度，可以实现离子平衡。
4. 氧化还原平衡原理：溶液中存在氧化还原反应的离子时，通过调节氧化剂和还原剂的浓度或氧化还原反应的条件，可以实现离子的氧化还原平衡。
总之，离子平衡实验通过调节溶液中离子的浓度，利用不同的化学反应原理实现离子平衡。
这些原理可以单独或者联合使用，以实现特定的实验目的。
化学五大平衡常数
化学五大平衡常数
1.酸碱平衡常数（Ka和Kb）：酸和碱的强度可以通过它们的酸碱平衡常数来度量。
Ka是酸的离解常数，而Kb是碱的离解常数。
这些常数用于确定酸或碱的强度以及它们在反应中的位置。
2. 水解平衡常数（Kw）：水可以发生自身的水解反应，产生氢离子和氢氧根离子。
水的水解平衡常数Kw描述了这种水解反应的程度。
Kw的值决定了水的酸碱性质。
3. 溶解度平衡常数（Ksp）：当一个固体物质在溶液中溶解时，会达到一定的平衡状态。
这个平衡状态可以用溶解度平衡常数Ksp来描述。
Ksp的值越大，说明溶解度越大。
4. 配位化合物形成常数（Kf）：当金属离子与配体结合形成配位化合物时，会达到一定的平衡状态。
这个平衡状态可以用配位化合物形成常数Kf来描述。
Kf的值越大，说明配体与金属离子结合的能力越强。
5. 氧化还原电位（E0）：氧化还原反应是指物质中的电子转移。
氧化还原电位E0可以用来表示电子转移的能力。
E0的值越大，说明物质具有更强的氧化能力。
这些平衡常数在化学反应中起着重要的作用，可以帮助我们理解反应的位置和程度，从而更好地控制和利用化学反应。
- 1 -。
四大平衡
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97， 问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？ 分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的 物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的 量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。 稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常 数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常 数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍 数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度； 但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]
c (1 )
c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]
Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+
大学无机化学配位化合物第三节
二、 配合物药物—— 铂配合物
金属铂类配合物：顺铂
1. 顺铂(Cisplatin)
卡铂
（有抗癌活性） （无抗癌活性）
(Z)-二氨二氯合铂（II）
顺铂的临床用途
顺铂在临床可用于治疗膀胱癌、前列腺癌、头 颈部癌、乳腺癌、恶性淋巴癌和白血病等 目前为公认的治疗睾丸癌和卵巢癌的一线药物 顺式有效，反式无效 注射给药 有严重的肾、胃肠道毒性、耳毒性及神经毒性， 长期使用会产生耐药性
Ag+ ---- AgCl ---- [Ag(NH3)2]+ ---- AgBr ---[Ag(S2O3)]3- ---- AgI ----[Ag(CN)2]- ---- Ag2S
AgNO3 AgCl [Ag(NH3 ) 2 ] KBr AgBr
NaCl NH 3 O Na 2S2 Ag(S2 O3 ) 2 3 3
KI AgI
KCN ห้องสมุดไป่ตู้Ag(CN)2 Na 2S AgS
Ksp
AgNO3 AgCl Ag(NH3)2+ AgBr Ag(S2O3)23AgI Ag(CN)2NaCl NH3 KBr KI KCN Na2S AgCl Ag(NH3)2+ AgBr AgI Ag(CN)2Ag2S 1.6×10-49 7.70×10-13 1.56×10-11
K稳＝1.6×1035 K’稳＝1.3×105
[Co(NH3)6]3+ [Co(NH3)6]2+
Co3+
＋e
Co2+
E 3
Co
/Co 2
1.84 V
[Co(NH3)6]3+ ＋ e
配位化学：配合物在溶液中的稳定性
硬酸是指外层电子结合得紧的金属离子或原子。
特征：体积小，电荷高，不易极化。
如： H+ 、Mg2+ 、Al3+
软酸是指外层电子结合得松的金属离子或原子。
特征：体积大，电荷低，易于极化。
如：Cu+ 、 Ag+ 、 Au+
交界酸：介于两者之间的金属离子。
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硬碱是指对外层电子结合得紧的一类路易斯碱。 特征：变形性小，电负性大，不易失去电子。 如： F- 、 OH-
[Cu(NH3)4]2+
反应平衡常数为
Cu2+ + 4NH3
K
[Cu 2 ][NH3 ]4 [Cu(NH 3 )42 ]
K称为[Cu(NH3)4]2+的不稳定常数，用K不稳表示。 K不稳越大， [Cu(NH3)4]2+越容易离解，配离子越不稳定。
1 K稳 K不稳
铜氨配离子的形成过程
10
2. 逐级稳定常数
lgk1 13.62 8.54 7.17 6.40 6.10
稳定性顺序为： Li ＞ Na ＞ K ＞ Rb ＞ Cs
Be ＞ Mg ＞ Ca ＞ Sr ＞ Ba
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电子构型不同，离子半径相近的中心离子，其配 合物稳定性相差很大；
例：[Mg(EDTA)] [Cu(EDTA)]
lgK稳=8.64 lgK稳=18.70
1
配合物在溶液中的稳定性
一、 稳定常数的表示方法
1.稳定常数K稳
2. 逐级稳定常数 3 .累积稳定常数
二、影响配合物在溶液中稳定性的因素
1.中心离子的性质对配离子稳定性的影响 2. 配体性质对配合物稳定性的影响 3. 软硬酸原则与配合物稳定性的关系
化学平衡
化学平衡概述
生物质发电 CxHyOz → CO2+CH4
微生物
CH4+2O2→CO2+2H2O
每头奶牛每年能发 电1000度
化学平衡概述
火电厂：循环冷却水、锅炉水
化学平衡概述
防垢 沉淀平衡 CaCO3等的沉淀 Ca2＋＋CO32－←→CaCO3 CO2＋H2O ←→ H2CO3 ←→ H＋＋HCO3 － ←→ CO 2－＋2H＋ 3 酸碱平衡
1 2 [H+ ]= (Ca + Ca +4K w ) 2
一、溶液pH的计算
3、一元弱酸(碱)溶液的解离平衡和pH
例：计算25℃时，0.10 mol· -1 HAc溶液中 L
的H3O+, Ac－, HAc,OH－浓度及溶液的pH。
解： HAc(aq)+H2O(l)
初始浓度/mol· -1 L
平衡浓度/mol· -1 L
0.0500 = - lg 6.2 10 - lg 0.100 = 7.21 0.30 = 7.51
-8
2、缓冲强度
可以用pH计算式估算其缓冲能力： c(HA) x pH = pK a (HA) - lg c(A ) - x 当c(HA)和c(A-)都较大且相等时，溶液缓 冲能力最大。 缓冲强度精确定义式： dcb dca = 或 = dpH dpH
2 K a1 K a2 [H 2 A] [H ]2
2Ka [H]
+
2
+Kw/[H+]
[H＋]=
K a1 [H2A] (1+
) +Kw
[H＋]=
[最新]酸碱平衡和沉淀平衡配位平衡
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酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡实验目的1.了解缓冲溶液的缓冲作用原理及配制。
2.掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。
3.了解配位平衡和沉淀反应、氧化还原反应、溶液的酸度的关系及平衡的移动。
实验原理溶液中的离子平衡包括弱电解质的解离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡及配合物的配位平衡等。
在弱电解质及其共轭酸（或共轭碱）的解离平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度降低的同离子效应。
由弱酸(或弱碱)及其盐等共轭酸碱对所组成的溶液(例如HAc —NaAc ，NH 3—NH 4C1，H 2PO 4-—HPO 42-等)，其pH 值不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成或溶解。
当体系中离子浓度的幂的乘积大于溶度积常数，即Q>K sp 有沉淀生成；Q<K sp 时，无沉淀生成或沉淀溶解；Q ＝K sp 时，则为饱和溶液。
配合物的组成一般可分为内界和外界两个部分。
中心离子和配位体组成配合物的内界(一般为配离子或分子)；配合物中除中心离子和配位体以外的部分为外界。
当简单离子(或化合物)形成配离子(或配合物)后，其某些性质会发生改变，如颜色，溶解度，氧化还原性质等。
例如Fe 3+能使I -氧化为I 2，但当形成配离子(如FeF 64-)后，却能把I 2还原为I -。
配离子在溶液中同时存在着配合过程和离解过程，即存在着配位平衡，如：Ag + + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+ 2323]][[])([NH Ag NH Ag K ++=稳 K 稳称为稳定常数，不同的配离子具有不同的稳定常数，对于同种类型的配离子，K 稳值愈大，表示配离子愈稳定。
实验内容1. 同离子效应和缓冲溶液（1）同离子效应：在试管中加入0.1mol ·dm -3HAc 2cm 3，再加入甲基橙指示剂1~2滴，摇匀，观察溶液的颜色，然后分盛两支试管，在其中一支试管中加入少量NH 4Ac(固)，摇动试管以促进溶解，观察溶液颜色的变化。
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酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡【参阅实验化学（上）的实验十三】用化学平衡的原理讨论实验中的现象。
注意实验现象如何记录。
实验内容现象反应及其解释酸碱1、同离子效应：
0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管
中。
一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色
2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值）
在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成
HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管
中
①一支加入0.1mol·dm-3HCl 5滴
②一支加入0.1mol·dm-3NaOH 5滴
一支加入H2O 5滴
再向上面的试管中，
①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量
②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量
3、缓冲溶液的缓冲作用及缓冲容量的测定
(1)两个100ml小烧杯中各取40ml水，测定溶液的pH，分别向其中个滴
加1d 0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，测定pH
（2）配制pH=7的缓冲溶液，并测定缓冲容量
缓冲容量：改变一个单位pH所需要的酸或碱的量（mol）（需要配制总浓度
不同的缓冲溶液）
自己查阅资料，什么叫缓冲容量？
【两人一组】（一排四人数据共享）
A、选Na2HPO4——NaH2PO4体系，总浓度0.1mol/l（各组分浓度0.05mol/l）、0.5
mol/l（各组分浓度0.25mol/l），体积100ml。
B、分别取40ml溶液放在两个小烧杯中，用pH计测定pH值，记录数据，向烧杯
中分别滴加0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，使其pH变化1个单位
记录使用的体积，最后计算缓冲容量（mol/ml）【用小量筒减量法测定体积】
沉淀
4、沉淀的生成、溶解：
平衡
2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉
淀分盛在两个试管中，
一支中加入1mol·dm-3HCl 1ml
一支中加入1mol·dm-3NH4Cl 1ml
5、沉淀转化
2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液
分步沉淀：
2dK2CrO4溶液和2dNaCl溶液混合，滴加AgNO3溶液
查阅资料，什么叫均相沉淀？
6、直接沉淀和均相沉淀
Zn2+ + NaOH = Zn(OH)2
Zn2+ + 尿素（s）= Zn(OH)2 (水浴加热)（时间很长，提前做上）
思考题
1、缓冲溶液的计算公式是怎样的？缓冲溶液的pH是由什么决定的？和什么有关系？
2、什么叫缓冲容量？什么叫缓冲溶液的缓冲范围？根据实验你得到了关于缓冲溶液的什么结论？
3、查阅资料，缓冲溶液有哪些用途，实验室中如何配置pH=9左右的缓冲溶液？
4、什么叫均相沉淀？和普通的生成沉淀的方法相比，有哪些注意事项，生成物有啥优点。
配合物及配位平衡移动，氧化还原和电化学【参阅实验化学（上）的实验十四、实
验十五】
实验现象解释
配位平衡1、配离子的生成
1cm3 0.1mol/dm3 CuSO4溶液中逐滴加入6mol/dm3氨水，继续加入氨水过量再加入氨水，将此溶液分成三份
a 加入0.1mol/dm3 BaCl2溶液
b 加入0.1mol/dm3 NaOH溶液
c 加入无水乙醇
2、配位平衡的移动：
（1）0.1mol/dm3 CuSO4溶液中滴加6 mol/dm3氨水至生成的沉淀恰好完全溶解为止，分成两份，
一份用水稀释
另一份Cu(NH3)42+配离子溶液中逐滴加入2mol/dm3 H2SO4
（2）3滴0.1mol/dm3 FeCl3溶液中加入3滴0.1mol/dm3 NH4SCN溶液，加水10cm3稀释后，分成三份
a 加入0.1mol/dm3 FeCl3溶液5滴
b 加入0.1mol/dm3 NH4SCN溶液5滴
c 留作比较
3、配合物的生成物质性质的改变
（1）酸碱性改变
硼酸（s）+H2O（水浴加热），分两份，
一份加甘油，一份对照，用pH试纸测定pH
（2）颜色的改变①在石棉网上加热几粒变色硅胶（无水硅胶：蓝色；有水硅胶：粉红色）
②[Fe（SCN）]3-n的生成（利用前面的实验结果说明即可）
（3）溶解度的改变
①[Cu(NH3)4]2+的生成；
②Ag+ + Cl- = AgCl（s）+NH3·H2O =
（4）氧化还原性的改变：（各两滴即可）
① F e3+溶液+ I-溶液+CCl4 = ？？
③K3[Fe(CN)6]溶液+ I-溶液+CCl4= ？？硼酸和多元醇反应式
在无机与分析化学P258
变色硅胶是粉红色和蓝色互相转化
氧化还原
1、介质酸度对氧化还原反应的影响
①在三支试管中各加入2滴0.01KMnO4溶液，然后分别加4滴 3 mol/l H2SO4溶液、4滴蒸馏水和4滴40％NaOH溶液，再各加数滴0.1 mol/l Na2SO3溶液，振荡，观察各试管中的现象，写出反应式。
2、浓度对电极电势的影响
(1)在两只50cm3烧杯中，分别加20cm30.1 mol/l ZnSO4和0.1 mol/l CuSO4溶液。
在ZnSO4、CuSO4溶液中分别插入锌片和铜片作电极，用盐桥将它们连接起来[1]，通过导线将铜极接入伏特计的正极，把锌极接入伏特计的负极，记录原电池电动势，并用电池符号表示该原电池[2]。
（注意用棉花保护盐桥）
(2)在上述原电池ZnSO4溶液的烧杯中逐滴加入6 mol/l NH3水，直至生成的白色沉淀完全溶解，测量电动势，有何变化?写出原电池符号并解释之。
装置用作电解实验电源。
3、电解
将上述的原电池两端铜线用砂纸抛光，插入盛有少量0.5mol/l Na2SO4溶液的小烧杯中（10-15ml即可），再加入1滴酚酞，摇匀，静置数分钟，观察现象并加以解释。
实验完毕，将[Zn(NH3)4]SO4溶液分别倒入回收瓶中。
4、腐蚀与防护
（1）氧浓差腐蚀：
腐蚀液自配：NaCl+酚酞+K3[Fe(CN)6]溶液
打磨一块铁片，滴加1-2滴腐蚀液，放置，观察铁片变化情况
（2）析氢腐蚀及缓蚀剂法防护（四个同学，设计不同的实验，考察缓蚀剂的
作用）
三颗铁钉，打磨光滑除去铁锈，待用。
（1）三个小试管中加入K3[Fe(CN)6]溶液2滴，各投入一颗铁钉，再分别向其中的两个小试管中加入K2Cr2O7溶液和六次甲基四胺固体（摇匀，使
其溶解），加入2mol/l的盐酸溶液2-3ml，比较三支试管中的实验现象。
（2））如果先加K2Cr2O7溶液和六次甲基四胺固体（摇匀，使其溶解），最后加入打磨好的铁钉，实验现象会怎样呢？
思考题
1、什么叫电对？什么叫电对的电极电势？根据实验比较ϕ（MnO4-/Mn2+）和ϕ（SO42-/SO32-）的大小
2、什么叫盐桥？有什么作用？
3、KMnO4溶液的氧化还原能力随着溶液pH的不同而不同，为什么？用计算说明。
3、金属腐蚀防腐的机理是什么？K2Cr2O7溶液和六次甲基四胺固体又叫缓蚀剂，为什么可以减慢腐蚀？。