絡(luò)合物配合物ppt課件-在線瀏覽
2025-06-22 22:14本頁面
【正文】 H2N— CH2 — CH2 — NH2 M 草酸根離子，有兩個配位原子，和金屬離子形成五員環(huán) 乙二胺四乙酸根離子， 共有 6個配位原子，和 Ca、 Mg等離子結(jié)合，形成 5個五員環(huán)。例如：一個中心離子和一個配體結(jié)合，螯合比為 1∶ 1。 金屬螯合物不僅有較高的穩(wěn)定性，還常常是難溶于水的或帶有特征顏色的化合物，在分析工作中利用這一特點(diǎn)可作為離子的分離和檢驗試劑。 生物中的血紅素是 Fe2+的螯合物，葉綠素是 Mg2+離子的螯合物，配體都是卟啉。當(dāng)施加磷肥后，在施加有機(jī)肥，其中的羥基酸，如檸檬酸、酒石酸等與 Fe3+， Al3+等金屬離子形成易溶解的螯合物，可提高可溶性 P的肥效。 復(fù)鹽：在溶液中幾乎全部離解為簡單離子。12H2O在水溶液中全部解離為 K+、 Al3+和 SO42 — 絡(luò)合物：在溶液中得到較為穩(wěn)定的絡(luò)離子。 Kf 以 M表示金屬離子， L代表配體，絡(luò)合反應(yīng)可寫為： M+N MLn 平衡常數(shù) Kf= Kf表示生成常數(shù)，或叫穩(wěn)定常數(shù)。 n[M][L][MLn] Kd=1/Kf 例如： Cu2++4NH3 [Cu（ NH3） 4] Kf=[Cu（ NH3） 4]/[Cu2+][NH3]4 = 1012（ mol/l） — 4 Kf為實驗平衡常數(shù)，是有量綱的，但一般的教科書中習(xí)慣上都要省略。常見絡(luò)合物的穩(wěn)定常數(shù)列于附錄中。例如 [Cu（ NH3） 4]的形成。 即 Kf=K1 K2 K3 K4 且 K1＞ K2 ＞ K3 ＞ K4 做一般計算時，只考慮 Kf （ 1）根據(jù) Kf計算絡(luò)合體系中有關(guān)離子的濃度 例如：在 [Ag（ NH3） 2]+絡(luò)離子，當(dāng)溶液中有過量 NH3的濃度為 ，分別計算溶液中 Ag+的濃度。L— 0 平衡濃度 /mol 即 （ － x） / x（ +2x ） 2 ≈ 107 解得 x= [Ag+]= 10— 6molL— NH3存在下 ,做近似處理 , [ Ag（ NH3） 2] = － x ≈ L— 結(jié)論 在 AgNO3溶液中 NH3過量的越多，所剩余的 Ag+越少。然后再按此絡(luò)離子的解離進(jìn)行計算。L— 時，能否生成 Ag Cl沉淀？ 解：在此發(fā)生了絡(luò)合平衡和沉淀的多重平衡，即 NH3和 Cl— 同時競爭 Ag+。L— ， 即可求出離子積 Q 在 Ag Cl 在 例 2：欲將 （ s）分別溶解在 NH3溶液和 KCN溶液中，它們的濃度至少應(yīng)為多大？ 解： AgI溶解在 NH3中有多重平衡 AgI+ NH3 [ Ag（ NH3） 2]+I— K= [ Ag（ NH3） 2][I— ]/[NH3] 將其分子分母同乘以 [Ag+]，可得 =Kf Ksp 要使欲將 （ s）完全溶解須維持 I— 的濃度為 對于 AgI（ s）溶于 KCN時，可有 AgI+2 CN [ Ag（ CN） 2]+I— CN [ A g (N H 3 ) 2 ][ N H3 ]=[ I ] + K f K sp ））（（ 716 ???? [CN— ]= = = 10— 5mol/L 由于溶解時消耗掉 — ，加上維持平衡所需要的 10— 5 mol/L CN— 。 （ 3）絡(luò)合與絡(luò)合平衡（絡(luò)離子之間的轉(zhuǎn)化） 例：在 mol/LFeSCN紅色溶液中加入 NaF固體，需要多大濃度的 F — 才能使溶液變成無色的 FeF2+ ？ 此反應(yīng)是 SCN— 與 F— 競爭 Fe2+ spf22 KK]CN[]] [ IA g ( C N )[K ?????fsp2KK]] [ I[ A g ( C N ) ??））（（ 1621 ???? Fe3++SCN— Fe SCN2+ + F_ FeF2+ 多重平衡即為 Fe SCN2++ F— FeF2++ SCN— 平衡常數(shù)很大，說明 FeF2+比 Fe SCN2+穩(wěn)定得多，加入 F_時， Fe SCN2+強(qiáng)烈地向若 Fe SCN2+轉(zhuǎn)化。維持平衡時 F_濃度設(shè)為 xmol/L，即有 x= 10_3mol/L 共需 F— 離子濃度 =維持平衡濃度 +消耗濃度
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