高中化学竞赛之配合平衡

《高中化学竞赛之配合平衡》由会员上传分享，免费在线阅读，更多相关内容在教育资源-天天文库。

1、第八章配位化合物CoordinationCompound8.3配离子在溶液中的解离平衡8.3配位平衡NaOHCu(OH)2无Cu2+???Na2S有黑色CuS生成有Cu2+8.3.1配离子在溶液中的解离平衡[Cu(NH3)4]SO4·H2O[Cu(NH3)4]2++SO42-+H2O1.稳定常数Kf值越大，配离子越稳定。2.不稳定常数(解离常数)[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3Kd值越大表示配离子越容易解离，即越不稳定。Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+8.3.2配位平衡的移动1.颜色的变化许多过渡金属配合

2、物常呈现各种颜色，利用其颜色的变化可帮助判断配合物的形成，尤其是当金属离子本身没有颜色时，这种现象就更明显。例1：无水CuSO4(白)[Cu(H2O)4]SO4(天蓝色)鉴定有机物中的微量水份的存在；例2：Cu2+[Cu(NH3)4]2+(深兰色)用于检验Cu2+的存在。例3：无水CoCl2(蓝)[Co(H2O)6]2+(粉红色)变色硅胶原理。水氨水水若将水合钴离子与过量KSCN作用，则转变为蓝紫色的四硫氰合钴(Ⅲ)离子[Co(SCN)4]2-：[Co(H2O)6]2++4SCN-=[Co(SCN)4]2-+6H2O粉红色蓝紫色

3、该现象在乙醚、丙酮或戊醇中尤为明显，可用于检查溶液中有否Co2+存在，是比色法定量测定Co2+的基础。金属螯合物往往有颜色，如Zn2+是无色的，它的许多简单配合物仍是无色（如[Zn(NH3)4]2+、[Zn(CN)4]2-），在碱性溶液中滴加二苯硫腙，生成难溶于水的粉红色螯合物，此反应灵敏，可用于Zn2+的鉴定。2.酸度对平衡的影响正反应：形成配合物，溶液的酸性增大；逆反应：平衡向配合物解离的方向移动——配合物的酸效应。越小，生成的配合物稳定性越小；越小，生成的酸越弱，故得到平衡常数K越小，即转化为[FeF6]3-越少。又例：随

4、着甘氨酸的加入，溶液酸性明显增大。EDTA，乙二胺四乙酸，与金属离子作用形成螯合物过程中有明显的酸效应。酸度较高时，只有少数金属离子与EDTA的螯合物能稳定存在，故，利用螯合物稳定性的差别，调节溶液酸度，控制螯合物生成。3.沉淀反应对配位平衡的影响形成配合物（螯合物）可使物质的溶解性能发生改变。例如，用浓氨水可将氯化银沉淀溶解，其过程为：2NH3[Ag(NH3)2]++BaSO4(s)Ba2++SO42-+EDTA[Ba(EDTA)]2-用EDTA可将硫酸钡沉淀溶解：AgCl(s)Ag++Cl-同样，在配合物溶液中，加入某种沉淀

5、剂，它与该配合物中的中心离子生成难溶化合物，或多或少地会导致配离子的破坏：[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3+S2-CuS总反应：[Cu(NH3)4]2++S2-CuS+4NH3说明该反应可以进行得很完全，即生成了CuS沉淀。4.氧化还原反应对配位平衡的影响由于配合物的形成，将大大降低金属离子的浓度，从而使其电极电势降低，即氧化性（能力）减小。（p.171表8-12，8-13）Mn++neM例：在平衡体系中加入能与金属离子起反应的氧化剂（或还原剂），降低金属离子的浓度，从而降低配离子的稳定性。[Fe(SCN)6]3-溶液

6、中加SnCl2，溶液血红色消失：[Fe(SCN)6]3-Fe3++6SCN-+Sn2+Fe2++Sn4+总反应：2[Fe(SCN)6]3-+Sn2+2Fe2++12SCN-+Sn4+又如，2Fe3++2I-2Fe2++I2加入F-，生成[FeF6]3-，使Fe3+浓度降低，会减弱Fe3+的氧化性，将破坏正反应的进行，反应逆方向进行。总反应：2Fe2++I2+12F-2[FeF6]3-+2I-12F-+2[FeF6]3-5.配离子的转化——由一种配离子转化为另一种更稳定的配离子，即平衡向更难解离的方向移动。例：[HgCl4]2-+

7、4I-[HgI4]2-+4Cl-或：[Fe(SCN)6]3-+6F-[FeF6]3-+6SCN–血红色无色(>)(>)例0.2mol·L-1AgNO3溶液lmL中，加入0.2mol·L-1的KCl溶液lmL，产生AgCl沉淀。加入足够的氨水可使沉淀溶解，问氨水的最初浓度应该是多少?解:假定AgCl溶解全部转化为[Ag(NH3)2]+，若忽略[Ag(NH3)2]+的离解，则平衡时[Ag(NH3)2]+的浓度为0.1mol·L-,C1-的浓度为0·1mol.L-。反应为：AgCl+2NH3[Ag(NH3)2]++Cl-在溶解的过程中

8、要消耗氨水的浓度为2×0.1=0.2mol·L-1，所以氨水的最初浓度为2.22+0.2=2.42mol·L-1