2023學年完整公開課版配位平衡

藥品技術第2課時-第4章節(jié)配位平衡1.配位平衡常數2.配位平衡的移動3.配位常數的應用第2課時-第4章節(jié)一、配位平衡常數

向AgNO3溶液中加入過量的氨水，則有[Ag（NH3)2]+配離子生成：Ag++2NH3→[Ag（NH3)2]+

這類反應叫配合反應。第2課時-第4章節(jié)配位平衡的平衡常數叫配合物的穩(wěn)定常數，用Ks或K穩(wěn)表示。

在溶液中配合反應和解離反應同時存在，即存在下列配位平衡：

Ag++2NH3?

[Ag（NH3)2]+

第2課時-第4章節(jié)同類型的配合物，Ks越大，配合物越穩(wěn)定。第2課時-第4章節(jié)不穩(wěn)定常數(解離常數)：配離子在溶液中離解反應的平衡常數.穩(wěn)定常數(生成常數）第2課時-第4章節(jié)K1、K2稱為逐級穩(wěn)定常數。顯然，它們的乘積：??

實際上，配合物的形成和解離是分步進行的。例如：第2課時-第4章節(jié)又如：

Cu2++NH3[Cu（NH3）]2+

K1[Cu（NH3）]2++NH3[Cu（NH3）2]2+

K2[Cu（NH3）2]2++NH3[Cu（NH3）3]2+

K3[Cu（NH3）3]2++NH3[Cu（NH3）4]2+

K4總反應：Cu2++4NH3[Cu（NH3）4]2+

K穩(wěn)

由多重平衡規(guī)則有：K穩(wěn)=K1·K2·K3·K4第2課時-第4章節(jié)Cu2++NH3[Cu（NH3）]2+

K1[Cu（NH3）]2++NH3[Cu（NH3）2]2+

K2[Cu（NH3）2]2++NH3[Cu（NH3）3]2+

K3[Cu（NH3）3]2++NH3[Cu（NH3）4]2+

K4累積穩(wěn)定常數：形成配位離子的各個階段的逐級穩(wěn)定常數的乘積。第2課時-第4章節(jié)例：試分別計算0.1mol·L-1[

Ag(NH3)2]+

溶液和含有0.1mol·L-1氨水的0.1mol·L-1[

Ag(NH3)2]+溶液中Ag+的濃度。（已知K穩(wěn),[Ag(NH3)2]+

=1.1×107）解：設0.1mol·L-1[

Ag(NH3)2]+溶液中Ag+的濃度為x

Ag++2NH3

?

Ag(NH3)2+

起始時/mol·L-1000.1

平衡時/mol·L-1x2x0.1-x由于[Ag+]很小，所以(0.1–x)mol·L-1≈0.1mol·L-1,將平衡濃的表達式子度代入Kf的表達式：

(0.10–x)/x·(2x)2=K穩(wěn)

=1.1×107

x=1.1×10–3第2課時-第4章節(jié)

設第二情況下Ag+的濃度為y

Ag++2NH3Ag(NH3)2+

起始時/mol·L-100.1

0.1

平衡時/mol·L-1y

0.1+

2y

0.1-y由于[Ag+]很小，所以(0.1+

2y

)mol·L-1≈0.1mol·L-1

(0.1-y)mol·L-1≈0.1mol·L-1將平衡濃的表達式子度代入Ks的表達式：

(0.1–y)/y·(0.1+2y)2=

Ks

=1.1×107y=8.93×10–7由計算可知，y<x,說明配位劑過量時，配合物的穩(wěn)定性更強。第2課時-第4章節(jié)例:

計算含0.010mol·L-1Sc3+與0.010mol·L-1的

Na2H2Y生成ScY－后溶液的Sc3+

濃度及pH值。第2課時-第4章節(jié)第2課時-第4章節(jié)第2課時-第4章節(jié)二、配位平衡的移動1、溶液pH值的影響酸效應：因配體與H+離子結合而導致配離子解離的作用。

[Cu(NH3)4]2+

?Cu2++4NH3

平衡移動方向

+4H+

4NH4+

溶液的酸性越強（即pH值越?。?，越容易使配離子解離，酸效應越明顯。第2課時-第4章節(jié)堿效應：因金屬離子與溶液中OH-結合而使配離子解離,故溶液的堿性越強（即pH值越大），越容易使配離子解離。[FeF6]3-

?Fe3++6F-

平衡

移動方向

+30H–

Fe(OH)3↓?故必須控制溶液的酸堿度在適宜的范圍之內。第2課時-第4章節(jié)2、沉淀平衡的影響當配離子的中心離子可與某種試劑（既沉淀劑）形成很難溶沉淀物時，則加入該沉淀劑，可使配離子解離，即配位平衡轉化為沉淀平衡。例如，向[Ag（NH3)2]+配離子溶液中加入NaBr溶液，立即出現淡黃色AgBr沉淀。第2課時-第4章節(jié)

[Ag（NH3)2]+

?Ag++2NH3

平衡

移動方向

+Br–

AgBr↓第2課時-第4章節(jié)反之，配體的配位能力愈強，沉淀的溶解度愈大，就愈容易使沉淀平衡轉化為配位平衡。

若再向溶液中加入Na2S2O3溶液，可使AgBr沉淀溶解轉變成[Ag(S2O3)2]3-離子。反應如下：第2課時-第4章節(jié)AgBr?Ag++Br–

平衡

移動方向

+2S2O32-

[Ag(S2O3)2]3-第2課時-第4章節(jié)例：（1）0.1molAgCl溶解于1L濃氨水中，求濃氨水的最低濃度？已知KfAg(NH3)2+

=1.1×107，KspAgCl=1.77×10-10解：AgCl（s）＋2NH3

?[Ag（NH3）2]＋＋Cl－

K

平衡時x0.10.1

則：K=Ksp·Kf

又K==

得x=2.27mol·L－1

，則c（NH3）總=2.27mol·L－1+0.20=2.47mol·L－1(2)0.1molAgI溶解于1L濃氨水中，求濃氨水的最低濃度？

計算結果：c（NH3）總=3.24×103mol·L－1

實際不可能達到此濃度，故AgI不溶于濃氨水。[Cl－]·[[Ag（NH3）2]＋][NH3]20.1×0.1

x2第2課時-第4章節(jié)例：在0.10mol/L[Ag(CN)2]-溶液中加入KCl固體，使Cl-濃度0.1mol/L，會有何現象發(fā)生？

已知：Kf,

Ag(CN)2-=1.25×1021;Ksp,AgCl=1.8×10-10解：

Ag++2CN-?Ag（CN)2-平衡濃度x2x0.1-xKf=(0.1-x)/x·(2x)2=1.25×1021x=2.7×10-8即[Ag+]=2.7×10-8mol/LJ=cAg+·cCl-=2.7×10-8×0.10=2.7×10-9J>Ksp,AgCl，因此會有AgCl沉淀從溶液中析出。第2課時-第4章節(jié)3、與氧化還原平衡的關系

如在[FeCI4]-配離子溶液中，加入KI溶液，使配位平衡轉化為氧化還原平衡。反應如下：

[FeCl4]–

?Fe

3

++4CI–

平衡

移動方向

+I

–

Fe2

++1／2I2

?第2課時-第4章節(jié)反之，配位平衡也可以使氧化還原平衡改變方向。下列反應正向進行，即

2Fe3++2I–?2Fe2++I2若在溶液中加入F–離子，從而可使反應逆向進行,即

Fe3++I–?Fe2++1/2I2+平衡移動方向

6F–[FeF6]3-?第2課時-第4章節(jié)4、配合物之間的轉化一般Kf小的易轉化成Kf大的，且Kf相差愈大轉化愈徹底。如：[Fe（SCN）6]3－→[FeF6]3－第2課時-第4章節(jié)例：向[Ag（NH3）2]+溶液中加入足量的CN-后，將發(fā)生什么變化？

已知[Ag（CN2）]–的Ks=1.3×1021

[Ag(NH3)2]+的Ks=1.1×107解：溶液中存在如下平衡：第2課時-第4章節(jié)計算所得平衡常數很大，說明上述反應向生成[Ag（CN2）]–配離子方向進行得很徹底。轉化反應總是向生成Ks值大的配離子方向進行。第2課時-第4章節(jié)三、穩(wěn)定常數的應