[理学]无机及分析化学09 配位平衡与配位滴定法.ppt

学习要求：⑴ 理解配合物的组成、结构特点和命名，了解螯合物的特性；⑵ 理解配位解离平衡常数及平衡移动，能用Kf进行有关平衡计算；⑶ 理解EDTA的性质及酸效应曲线的应用；⑷ 熟悉配位滴定法基本原理、方法特点和应用。 配位化合物的基本概念，配合物的组成，配合物的命名；螯合物的有关概念；配离子的稳定常数；配位平衡的移动，配位解离平衡与酸碱平衡，配位解离平衡与沉淀平衡，配离子之间的转化，配位解离平衡与氧化还原平衡；配合物的应用；配位滴定法概述，配位滴定基本原理，配位滴定滴定曲线，配位滴定中酸度的控制，金属指示剂，标准溶液的配制和标定，各种滴定方式及应用。 酸碱滴定和配位滴定的比较 2. 配位平衡与沉淀溶解平衡 配合剂与沉淀剂争夺金属离子的能力: K稳越大或Ksp越大，形成配合物的倾向越大 沉淀+ 配合剂 配合单元 + 沉淀剂 K 竞争常数 = K稳 × Ksp 配合单元 + 沉淀剂 沉淀+ 配合剂 K 竞争常数 = 1/(K稳 × Ksp) Ag+ + Cl- AgCl↓ K = 1/Ksp = 5.56×1011 AgCl + 2NH3 Ag(NH3)2+ +Cl- [Ag(NH3)2 +] [Cl-] [Ag+] K = × [NH3]2 [Ag+] = × Ksp(AgCl) 例：计算 AgCl 在 NH3·H2O 中 ( 6 ） 的溶解度，已知： 解：反应为: 　　总反应为:　 Ksp 很小，K稳 很大， Ag+ 不是结合成 AgCl, 就是络合成 故游离的 Ag+ 浓度极小. 可以认为从 AgCl 中 溶解下来的 Ag+ , 完全变成 故 [Cl-] = [ ]，设其为 x ， 则消耗掉 [NH3 ] 为 2 x ，那么 [NH3]平 = 6 - 2x 　 AgCl 的 计算表明, AgCl可溶于 6mol.L-1的NH3 ·H2O 中。 但 AgI 的 ，在6mol.L-1的 NH3 ·H2O 中其溶解度为 。 即AgI 不溶解于氨水。 3、配位离解平衡与氧化还原平衡 这种关系体现在半反应的Eθ和E值上。 氧化型 ＋ ne —— 还原型 若氧化型被络合， Eθ值减小； 若还原型被络合， Eθ值增大； 若氧化型和还原型同时被络合，则计算更复杂些 。 4．配位平衡之间的转化 Fe(NCS) 63- Fe3++6NCS- K不稳 = 取代反应 Fe(NCS)63-+6F- FeF63-+6NCS- K = = 加入NaF FeF63- 6F- § 9.4 配位化合物的应用 9.5.1 配位滴定法概述 EDTA是一个四元酸，通常用H4Y表示 .常见的还有氨三乙酸(NTA)、环己烷二胺四乙酸(CDTA)和乙二醇二乙醚二胺四乙酸(EGTA)等。 用于配位滴定的反应必须符合完全、定量、快速和有适当指示剂来指示终点等要求。常用氨羧配位剂 §9.5 配位滴定法 乙二胺四乙酸EDTA(Y4-) OOCH2C OOCH2C NCH2－CH2－N CH2－COO CH2－COO .. .. .. .. .. .. － － － － 4- 9.5.2 EDTA滴定法基本原理 （1）EDTA存在形式 乙二胺四乙酸—EDTA—H4Y：在水中溶解度小，0.02g/100mL。 EDTA二钠盐—EDTA—Na2H2Y·2H2O：在水中溶解度大，11.1g/10