海南大学：《无机化学》课程授课教案（各章讲义，共十七章，负责人：尹学琼）

第一章：概述及气体 熟练掌握理想气体状态方程 ,掌握分压、分体积概念及计算。 ·理解真实气体与理想气体的偏差。 ·了解气体分子动理论。 一、理想气体状态方程式： pV=nRT 分压定律：混合气件的隐等于混合气体中各组分气体分压之和 p-P1+P2+×或 p=apB 二、真实气体方程：【p+anW](V.nb)=nRI 作业：思考题9、11；习题10,16 第二章热化学 •理解热力学的术语和基本概念。 熟练掌振热力学第一定律文字表述和数学表达式。 ·理解功、热、热力学能、焓、热容、摩尔相变焓、标准摩尔反应格、标准摩尔生成焓、标准摩 尔燃烧焓等概念。 ·掌握热力学第一定律在化学变化中的应用，掌握计算反应热效应。 一、热力学 一些常用的术语：状态、状态函数、过程、途径 热力学能(U):体系内储有的全部能量之和，也称内能。包括分子运动的动能、分子间的位能 以及分子、原子内部所蕴藏的能量。U是状态函数 二、热力学第一定律 能量具有各种形式，它们之间可以相互转化，而且在转化的过程中能量的总值不变。实质是能 量守恒与转化定律。 △U=Q-W 三、热力学函数 琴出热、等压反应热和格的概念

第一章：概述及气体 •熟练掌握理想气体状态方程。 •掌握分压、分体积概念及计算。 •理解真实气体与理想气体的偏差。 •了解气体分子动理论。 一、理想气体状态方程式： pV = nRT 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和。 p = p1 + p2 + ××× 或 p = åpB 二、真实气体方程：[p+a(n/V)2 ](V-nb)=nRT 作业：思考题 9、11；习题 10，16 第二章 热化学 •理解热力学的术语和基本概念。 •熟练掌握热力学第一定律文字表述和数学表达式。 •理解功、热、热力学能、焓、热容、摩尔相变焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩 尔燃烧焓等概念。 •掌握热力学第一定律在化学变化中的应用，掌握计算反应热效应。 一、热力学 一些常用的术语：状态、状态函数、过程、途径 热力学能(U)： 体系内储有的全部能量之和，也称内能。包括分子运动的动能、分子间的位能 以及分子、原子内部所蕴藏的能量。U 是状态函数 二、热力学第一定律 能量具有各种形式，它们之间可以相互转化，而且在转化的过程中能量的总值不变。实质是能 量守恒与转化定律。 三、热力学函数 等容反应热、等压反应热和焓的概念 B B p p x * = U = Q −W QV = U

H=U+pV、等压反应热：Qp=H四、格变与热化学方程式 表示化学反应及其热效应（标准摩尔格变）关系的化学反应方程式。盖斯定律：化学反应不管是 一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。 生成格：由元素的稳定单质在标准态和指定温度（常为298K)下生成物质BB~+1)时的热效 应，称为物质B在该温度下的标准摩尔生成烙 五、键能与反应焓变的关系 作业：思考题4：习题9、10、20、23 第三章化学动力学基础 ·理解化学反应速率的概念。 ·理解反应速率常数以及反应级数的概念， ,掌握通过实验确立速率方程的方法。 ·了解一级、二级反应的速率方程及其应用。 ,理解阿累尼乌斯方程的意义，并掌握其应用。理解活化能及指前因子的意义。 ·理解气相双分子碰撞理论和过渡状态理论的基本观点及有关概念。 ·了解基元反应速率理论的基本思想。（自学） 了解催化作用。（可自学） 基本概念 平均速率：某一有限时间间隔内浓度的变化量 聚时速率：时间间隔趋于0时，平均速率的极限值 反应速率方程式 D=kcc唱 反应级数、反应速率方程式的确定一初始速率法、半衰期 举握Arrhenius方程式及其应用 k=kcp(-B,/R活化能Ea及指前因子知 应用：(1)己知T11,T2一k2,求Ea:(2)由Ea计算反应速率常数 碰撞理论和过渡状态理论 碰撞理论前提：发生碰撞的分子应有足够高的能量：碰撞的几何方位要适当

等容反应热焓、等压反应热：Qp = H 四、焓变与热化学方程式 表示化学反应及其热效应(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式。盖斯定律：化学反应不管是 一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。 生成焓：由元素的稳定单质在标准态和指定温度（常为 298K）下生成物质 B(νB=+1)时的热效 应，称为物质 B 在该温度下的标准摩尔生成焓 五、键能与反应焓变的关系 作业：思考题 4；习题 9、10、20、23 第三章 化学动力学基础 •理解化学反应速率的概念。 •理解反应速率常数以及反应级数的概念。 •掌握通过实验确立速率方程的方法。 •了解一级、二级反应的速率方程及其应用。 •理解阿累尼乌斯方程的意义，并掌握其应用。理解活化能及指前因子的意义。 •理解气相双分子碰撞理论和过渡状态理论的基本观点及有关概念。 •了解基元反应速率理论的基本思想。（自学） •了解催化作用。（可自学） 基本概念 平均速率：某一有限时间间隔内浓度的变化量 瞬时速率：时间间隔趋于 0 时，平均速率的极限值 反应速率方程式 反应级数、反应速率方程式的确定——初始速率法、半衰期 掌握 Arrhenius 方程式及其应用 ， 活化能 Ea 及指前因子 k0 应用：（1）已知 T1—k1， T2—k2，求 Ea；（2）由 Ea 计算反应速率常数 碰撞理论和过渡状态理论 碰撞理论前提：发生碰撞的分子应有足够高的能量；碰撞的几何方位要适当 H =U + pV   A B = kc c exp( / ) k = k0 −Ea RT

活化分子分数 过波状态理论：从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态 叫过渡态。 △rHm=Ea(正)-Ea(逆) Ea(E)Ea(逆)，Arhm>0,为吸热反应 活化能与反应速率关系： 浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时，浓度增大，分子总数增加，活化分子数随之 增多，反应速率增大。 温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多，反应速率增大。 五、催化剂 催化剂特点：种类：均相催化、多相催化：酶催化 作业：思考题8：习题6、7、9、16 第四章化学平衡 ,掌握标准平衡常数的定义、计算及实验测定。 ·熟练掌握标准平衡常数的应用。 理解化学平衡的移动。 ·了解热力学第三定律，规定熵、标准熵，理解标准摩尔反应嫡定义及计算。 ·理解热力学第二定律的意义。 ,掌握吉布斯函数变判据、标准摩尔生成吉布斯函数△，Gm°、△rGm的计算及与平衡的关系。 一.标准平衡常数 可逆反应：在一定条件下，既能向正方向进行能能向逆方向进行的反应。 在一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态 D=≠0 经验平衡常数：化学反应达到平衡时，其生成物浓度以方程式中化学计量数为幂的积，除以反 应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为幂的积为一常数。 标准平衡常数表达式： 1、气相反应 K=Pslpr(prlpyPp(1 (Palpy-(Polpy PPop

活化分子分数 过渡状态理论：从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态 叫过渡态。 ΔrHm= Ea(正) - Ea(逆) Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应； Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。 活化能与反应速率关系： 浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，活化分子数随之 增多,反应速率增大。 温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多, 反应速率增大。 五、催化剂 催化剂特点；种类：均相催化、多相催化；酶催化 作业：思考题 8；习题 6、7、9、16 第四章 化学平衡 •掌握标准平衡常数的定义、计算及实验测定。 •熟练掌握标准平衡常数的应用。 •理解化学平衡的移动。 •了解热力学第三定律，规定熵、标准熵，理解标准摩尔反应熵定义及计算。 •理解热力学第二定律的意义。 •掌握吉布斯函数变判据、标准摩尔生成吉布斯函数 ΔfGm、ΔrGm 的计算及与平衡的关系。 一. 标准平衡常数 可逆反应：在一定条件下，既能向正方向进行能能向逆方向进行的反应。 在一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态 经验平衡常数：化学反应达到平衡时，其生成物浓度以方程式中化学计量数为幂的积，除以反 应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为幂的积为一常数。 标准平衡常数表达式： 1、 气相反应 正 = 逆  0            =  =  p p p p p p p p p p p p p K d D b B f F e E d D b B f F e E . 1 ( / ) ( / ) ( / ) .( / )

2、溶液中的反应 3、复相反应 ag/军B4 C(s)CCxx4Yaq+Z0 o-Ip(x)peple(v)teop [p(A)/poP[e(B)/eo]的 二、标准平衡常数的应用 1、判断反应程度 K愈大，反应进行得愈完全： K心愈小，反应进行得愈不完全： K°不太大也不太小（如10-3水K <103),反应物部分地转化为生成物 2、预测反应方向 反应商判据： k Ke 反应正向进行： J=Ke 系统处于平衡状态 反应逆向进行。 3、计算平衡组成。 三.化学平衡的移动 化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。 1、物质用量的影响 当（反应物）增大或（生成物）减小时，平衡向正向移动。 当（反应物）减小或（生成物）增大时，平衡向逆向移动 如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致<K 平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使J增大，导致上K 平衡向逆向移动。 2、物质压力的影响

2、 溶液中的反应 3、复相反应 二、标准平衡常数的应用 1、判断反应程度 愈大，反应进行得愈完全； 愈小，反应进行得愈不完全； 不太大也不太小(如 10-3 反应逆向进行。 3、计算平衡组成。 三. 化学平衡的移动 化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。 1、 物质用量的影响 当 c(反应物)增大或 c(生成物)减小时,平衡向正向移动。 当 c(反应物)减小或 c(生成物)增大时, 平衡向逆向移动 如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使 J 减小，导致 J K ， 平衡向逆向移动。 2、物质压力的影响          =  =  c c c c c c c c c c c c c K d D b B f F e E d D b B f F e E . 1 ( / ) ( / ) ( / ) .( / ) aA(g) + bB(aq) + cC(s) xX(g) + yY(aq) + zZ(l)  ( )   ( )   ( )   ( )  b c c a p p y c c x p p A / B / X / Y / K = K K K K K K

如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致0,xB>1,J>K,平衡向逆向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于气体分子数减小的反应，ΣB<0,xΣvB<1,J<K，平衡向正向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于反应前后气体分子数不变的反应，B=O,xB=1,J=K,平衡不移动。 惰性气体的影响 3.温度对化学平衡的影响 Van't Hoff方程式： 7 R TL 4、Le Chatelier原理 如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力和温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。 Le Chatelier原理只适用于处于平衡状态的系统。 四、熵和自发变化 1、嫡 熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为S 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。 等温过程的嫡变热力学第害 OK时，完整有序品体的熵值零热力学第三定律 标准摩尔熵(S): 纯物质完整有序晶体从0K升高温度至T,该过程的熵变化为规定痛（绝对熵）S,在 某温度T和标准压力下，单位物质的量的某纯物质的规定熵称为标准摩尔熵(S),单位： J-mol-4.K- 2、热力学第二定律 在任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的

如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使 J 减小，导致 J K ， 平衡向逆向移动。 对于气体分子数增加的反应， ΣB > 0，x ΣB > 1，J > K ，平衡向逆向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于气体分子数减小的反应 ，ΣB <0， x ΣB <1， J < K ，平衡向正向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于反应前后气体分子数不变的反应， ΣB =0， x ΣB =1， J = K ，平衡不移动。 惰性气体的影响 3．温度对化学平衡的影响 Van’t Hoff 方程式： 2 2 1 1 1 2 ln ( ) K H T T r m K R T T     − = 4、Le Chatelier 原理 如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力和温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。 Le Chatelier 原理只适用于处于平衡状态的系统。 四、熵和自发变化 1、熵 熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为 S。 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。 等温过程的熵变热力学第三定律 0K 时，完整有序晶体的熵值为零-热力学第三定律 标准摩尔熵（  Sm ）： 纯物质完整有序晶体从 0K 升高温度至 T ，该过程的熵变化为规定熵（绝对熵）ST，在 某温度 T 和标准压力下，单位物质的量的某纯物质的规定熵称为标准摩尔熵（  Sm ），单位： J·mol-1·K-1 2、热力学第二定律 在任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的。 T Q S r  =

△SB=AS系铁+△S环接>0 △S。>0自发变化 △S。=0平衡状态 △Sa0反应非自发进行 Gbs函数减少的方向，是恒温恒压无非体积功条件下反应自发进行的方向。在定温定压下， 任何自发变化总是系统的Gibbs函数减小。 作业：思考题3：习题5、10、12、13、19 第五章酸碱平衡 ,理解酸碱质子理论。 ,掌握水的解离平衡和溶液的pH

    S S S 总= + 0 系统 环境   S总 0 自发变化  = S总 0 平衡状态   S总 0 非自发变化 3、化学反应的标准摩尔熵变（ r m S   ）的计算 ①由标准摩尔熵计算 ( ) ( , ) r m B m S T S B T    =  相态， ②由恒温可逆过程热效应 Q 计算 Qr S T  = 五、Gibbs 自由能 1、Gibbs 函数（Gibbs 自由能） 定义： G H TS = − G 是状态函数， 单位：kJ 2、标准摩尔生成 Gibbs 函数（ f m G   ） 在温度 T 下，由参考状态的单质生成物质 B(νB=+1 时)的标准摩尔 Gibbs 函数变，称为 物质 B 的标准摩尔生成 Gibbs 函数。用 ( ) f m G B   ，相态，T 表示，单位：kJ·mol-1。 ( )=0 f m G   参考态单质，T 3、化学反应方向的 Gibbs 函数判据 在恒温恒压无非体积功条件下，化学反应方向的 Gibbs 函数判据： 在恒温恒压无非体积功条件下，   G 0 反应自发进行  = G 0 反应处平衡状态   G 0 反应非自发进行 Gibbs 函数减少的方向，是恒温恒压无非体积功条件下反应自发进行的方向。在定温定压下， 任何自发变化总是系统的 Gibbs 函数减小。 作业：思考题 3；习题 5、10、12、13、19 第五章 酸碱平衡 •理解酸碱质子理论。 •掌握水的解离平衡和溶液的 pH

,熟练堂握一元弱酸弱碱和盐的解离平衡及计算，堂握多元弱酸的解离平衡及计算。 ,熟练掌握缓冲溶液pH计算，理解缓冲溶液的作用原理 ,掌握配合的组成与命名、配位平衡的有关计算。 一、弱电解质的解离平衡 11酸碱质子理论 1.1酸碱的定义 酸：凡是能释放出质子(H)的任何分子或离子。（质子的给予体） 碱：凡是能与质子(H)结合的分子或离子。（质子的接受体） 酸HA给出质子后转化成对应的共轭碱Aˉ，碱A接受质子后转化成对应的共轭酸HA。HA与 A称为共轭酸碱对。 HA三r+A 例如HAc的共轭碱是Ac,Ac的共轭酸是HAC,HAc和Ac为一对共轭酸碱。 两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。 H.O,HSO,HCO,H,PO,HPO,[Fe(OHX(H,O) 1.2酸碱反应的实质 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移。 (1)酸的离解反应实质是质子的转移反应。 HA(aq)+H2O(1)=HO"(aq)A(aq) 酸1碱2 酸2 碱1 (2)水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 H2O(l)+H2O(I)=H3O(aq)+OH(aq) 酸1碱2 酸2碱1 (3)盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如 NaAc水解： Ac+H2O =OH-HAc 碱1酸2 碱2酸1 NHC水解： NH+HO一HO+NH 酸1碱2 酸2碱1 (4)非水溶液中的酸碱反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如 NHC的生成： HCI NH NH CI- 酸1碱2 酸2碱1

•熟练掌握一元弱酸弱碱和盐的解离平衡及计算，掌握多元弱酸的解离平衡及计算。 •熟练掌握缓冲溶液 pH 计算，理解缓冲溶液的作用原理。 •掌握配合的组成与命名、配位平衡的有关计算。 一、弱电解质的解离平衡 11 酸碱质子理论 1.1 酸碱的定义 酸：凡是能释放出质子（H+）的任何分子或离子。（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子。（质子的接受体） 酸 HA 给出质子后转化成对应的共轭碱 A －，碱 A －接受质子后转化成对应的共轭酸 HA。HA 与 A －称为共轭酸碱对。 HA H+ + A－ 例如 HAc 的共轭碱是 Ac－，Ac－的共轭酸是 HAc，HAc 和 Ac－为一对共轭酸碱。 两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。 如：   − − − − 2+ 2 5 2 H2O, HSO4， HCO3 , H2PO4 , HPO4 , Fe(OH)(H O) 1.2 酸碱反应的实质 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移。 （1）酸的离解反应实质是质子的转移反应。 HA(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + A－ (aq) 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 （2）水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－ (aq) 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 （3）盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如 NaAc 水解： Ac－ + H2O OH－ + HAc 碱 1 酸 2 碱 2 酸 1 NH4Cl 水解： + NH4 + H2O H3O+ + NH3 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 （4）非水溶液中的酸碱反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如 NH4Cl 的生成： HCl + NH3 + NH4 + Cl－ 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1

液氨中的酸碱中和反应： NH,Cl +NaNH2 NHs +NH;+NaCl 酸1碱2 酸2碱1 2酸碱的相对强弱 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。 HCI HAc>HCN 区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的区分效应”。例如 H:O可以区分HAC,HCN酸性的强弱。 拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的拉平效应”。 水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将HCIO4,HC1,NO,等强酸的质子全部夺 取过来。选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述 强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为： HI>HCIO4>HCI>H2SO>HNO: 酸越强，其共钯碱越弱：碱越强，其共轭酸越弱。 酸性：HCIO,>H,SO,>H,PO,>HAc>H,CO3>NH>H,O 碱性：CO:<HSO<H,PO<Ac<HCO;<NH,<OH 3酸碱溶液中pH值的计算 酸碱溶液中p州值的计算是无机化学中基本计算之一。体系多，计算公式繁杂，但掌握以 下两个要点可以帮助记忆和运用有关的公式： (1)从质子平衡方程出发，推导出各类溶液中H值的精确计算公式： (2)判断质子平衡方程中哪些是影响pH值的主要因素，哪些是次要因素，合理取舍， 简化计算过程，得到不同条件下的简化计算公式。 本章内容中要求掌握以下几种体系pH值的计算方法： (1)强酸（碱）溶液pH值的计算： (2)一元弱酸（碱）溶液pH值的计算： (3)二元弱酸（碱）溶液pH值的计算： (4)两性物质溶液pH值的计算： (5)缓冲溶液pH值的计算。 4缓冲溶液 4.1缓冲溶液的概念 能对溶液的酸度起稳定作用的溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸及其共钯

液氨中的酸碱中和反应： NH4Cl + NaNH2 NH3 + NH3 + NaCl 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 2 酸碱的相对强弱 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。 HCl > HAc > HCN 区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。例如： H2O 可以区分 HAc，HCN 酸性的强弱。 拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。 水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将 HClO4，HCl，HNO3 等强酸的质子全部夺 取过来。选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述 强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为： HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。 HClO4  H2SO4  H3PO4  HAc  H2CO3  NH4  H2O 酸性： + − − − − − − 碱性： ClO4  HSO4  H2PO4  Ac  HCO3  NH3  OH 3 酸碱溶液中 pH 值的计算 酸碱溶液中 pH 值的计算是无机化学中基本计算之一。体系多，计算公式繁杂，但掌握以 下两个要点可以帮助记忆和运用有关的公式： （1） 从质子平衡方程出发，推导出各类溶液中 pH 值的精确计算公式； （2） 判断质子平衡方程中哪些是影响 pH 值的主要因素，哪些是次要因素，合理取舍， 简化计算过程，得到不同条件下的简化计算公式。 本章内容中要求掌握以下几种体系 pH 值的计算方法： （1）强酸（碱）溶液 pH 值的计算； （2）一元弱酸（碱）溶液 pH 值的计算； （3）二元弱酸（碱）溶液 pH 值的计算； （4）两性物质溶液 pH 值的计算； （5）缓冲溶液 pH 值的计算。 4 缓冲溶液 4.1 缓冲溶液的概念 能对溶液的酸度起稳定作用的溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸及其共轭

碱组成，这类缓冲溶液具有抗外加酸或外加碱的作用和抗稀释的作用。高浓度的强酸强碱也具 有抗外加酸或碱的作用，但这类缓冲溶液不具备抗稀释的作用。 4.2缓冲溶液pH值的计算 由弱酸HA与共轭碱Aˉ组成的缓冲溶液的pH值计算公式为 H=p心+品 一般控制酸度的缓冲溶液中的缓冲剂溶液浓度较大，可采用近似计算式计算体系的pH值， H=p+电品 式中，c(A)与cHA)分别为A与HA的初始浓度，K为HA的离解常数。 测量溶液p山值时用做参照标准的缓冲溶液称为标准缓冲溶液，如果要精确计算标准缓冲 溶液的pH值，还需要校正溶液离子强度。 4.3缓冲溶液的缓冲范围 缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲容量的大小与缓冲溶液的浓度及其浓度的此例有关。 缓冲溶液组分A与HA的浓度越大，缓冲容量越大：A与HA的组分浓度比为1时，有最大 的缓冲容量。缓冲溶液的有效缓冲范围的pH值为pK!-1pK。+1。选择缓冲溶液时，所需控 制的p州值应在缓冲溶液的缓冲范围之内，pH应尽可能接近pK。,才会有较大的缓冲容量。 五、配合物的基本知识 配合物是一类数量众多重要的化合物，它是由具有接受孤对电子或多个不定域电子的空位 的原子或离子（称为形成体或中心原子/离子）与一定数目的可以给出孤对电子或多个不定域电子 的离子或分子（称为配体）以配位键按一定的组成和空间构型所形成的离子或者分子。 5.1配合物的组成 如图1.1所示，配合物一般都是由内界和外界两部分组成的（也有无外界的中性配位分子有 在)，这两部分之间通常以离子键相连。作为配合物的主体组成部分，内界是由中心原子离子 和配体以配位健的形势连接而成，也称为内配位层，是配合物的特征部分。 内界（配离子）外界 [Cu(NH)4】so 中配配 配合物Cu(NH)SO:的组成示意图

碱组成，这类缓冲溶液具有抗外加酸或外加碱的作用和抗稀释的作用。高浓度的强酸强碱也具 有抗外加酸或碱的作用，但这类缓冲溶液不具备抗稀释的作用。 4.2 缓冲溶液 pH 值的计算 由弱酸 HA 与共轭碱 A －组成的缓冲溶液的 pH 值计算公式为 c(HA) c(A ) pH p lg － = +  Ka 一般控制酸度的缓冲溶液中的缓冲剂溶液浓度较大，可采用近似计算式计算体系的 pH 值， 即 c(HA) c(A ) pH p lg － = +  Ka 式中， c(A ) - 与 c(HA) 分别为 A －与 HA 的初始浓度，  Ka 为 HA 的离解常数。 测量溶液 pH 值时用做参照标准的缓冲溶液称为标准缓冲溶液，如果要精确计算标准缓冲 溶液的 pH 值，还需要校正溶液离子强度。 4.3 缓冲溶液的缓冲范围 缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲容量的大小与缓冲溶液的浓度及其浓度的比例有关。 缓冲溶液组分 A －与 HA 的浓度越大，缓冲容量越大；A －与 HA 的组分浓度比为 1 时，有最大 的缓冲容量。缓冲溶液的有效缓冲范围的 pH 值为 p  Ka -1~p  Ka +1。选择缓冲溶液时，所需控 制的 pH 值应在缓冲溶液的缓冲范围之内，pH 应尽可能接近 p  Ka ，才会有较大的缓冲容量。 五、配合物的基本知识 配合物是一类数量众多重要的化合物，它是由具有接受孤对电子或多个不定域电子的空位 的原子或离子(称为形成体或中心原子/离子)与一定数目的可以给出孤对电子或多个不定域电子 的离子或分子(称为配体)以配位键按一定的组成和空间构型所形成的离子或者分子。 5.1 配合物的组成 如图 1.1 所示，配合物一般都是由内界和外界两部分组成的(也有无外界的中性配位分子存 在)，这两部分之间通常以离子键相连。作为配合物的主体组成部分，内界是由中心原子/离子 和配体以配位键的形势连接而成，也称为内配位层，是配合物的特征部分。 配合物[Cu(NH3)4]SO4 的组成示意图

5.2配合物化学式和命名 配合物的化学式中首先应列出配体中形成体的元素符号，再列出阴离子和中性分子配体， 将整个配离子或分子的化学式括在方括号[]中。配合物的命名遵照无机盐的命名原则。不同配 体名称之间以圆点(~)分开，并在最后一个配体名称之后缀以“合”字。形成体元素名称之后圆 括号()内用罗马数字表示其氧化值。具体规则如表1.1所示： 表5.1配合物化学式的命名规则 配体数 配体名称 合形成体名称 (氧化态值) 用二、三、四等中文不同配体名称之间以 以罗马数字Ⅱ、川、 数字表示 “,”分开 V表示 5.2.1配合物外界的命名 ()外界为简单阴离子的称为某化某”，如CuNH]C叫氯化四氨合铜（四） (2)外界为复杂阴离子的称为“某酸某”，如CuNH4SO,叫硫酸四氨合铜(I): (3)外界为H矿离子的称为.（氢）酸”，如HSi正叫六氟合硅V(氢酸 (4)外界为其它阳离子的称为.酸”，如KSF6六氟合硅V酸钾 52.2配合物内界的命名 处于配合物内界的配离子，其命名方法一般依照如下顺序：配体数配位体名称合中心原 子名称。当含有多个配体时遵循如下原则： ()配体中如既有无机配体又有有机配体，采用无机配体在前，有机配体在后的原则：如 KPtC(C2H)小：三氯·乙烯合铂（Ⅱ）酸钾。 (2)配体中若有多种无机配体时，先列出阴离子的名称，后列出阳离子和中性分子的名称， 如KPNH)C]:三氯·一氨合铂（Ⅱ）酸钾。 (3)配体中若有多种同是离子或同是分子配体时，按配位原子元素符号的英文字母顺序排 列，如[CoNH)sHO]C:氯化五氨水合钻（山。 (④若同是离子或同是分子配体中若配位原子相同，则将含较少原子数的配体排在前面， 含较多原子数的配体排在后面，如P(NO)C1NH)4CO叫碳酸一氣。一硝基·四氨合铂（Ⅱ）： 若配位原子相同，配体中所含原子的数日也相同，则按在结构式中与配位原子相连原子的元素 符号的字母顺序排列，如P1NONH)NH)PyC,叫氯化一氢基·一硝基·一氨一吡啶合铂 (Ⅱ). 5.3配合物的分类 根据配合物的组成，除了近几十年来发展起来的簇状配合物、冠酷配合物和配位聚合物外， 可将配合物分为以下几种类型： ()简单配合物：是指配合物分子或离子中只有一个中心原子离子，每个配体只有一个配

5.2 配合物化学式和命名 配合物的化学式中首先应列出配体中形成体的元素符号，再列出阴离子和中性分子配体， 将整个配离子或分子的化学式括在方括号[ ]中。配合物的命名遵照无机盐的命名原则。不同配 体名称之间以圆点（•）分开，并在最后一个配体名称之后缀以“合”字。形成体元素名称之后圆 括号（ ）内用罗马数字表示其氧化值。具体规则如表 1.1 所示： 表 5.1 配合物化学式的命名规则 配体数 配体名称 合 形成体名称 （氧化态值） 用二、三、四等中文 数字表示 不同配体名称之间以 “•”分开 以罗马数字Ⅱ、Ⅲ、 Ⅳ表示 5.2.1 配合物外界的命名 (1) 外界为简单阴离子的称为“某化某”，如[Cu(NH3)4]Cl2 叫氯化四氨合铜(II)； (2) 外界为复杂阴离子的称为“某酸某”，如[Cu(NH3)4]SO4 叫硫酸四氨合铜(Ⅱ)； (3) 外界为 H+离子的称为“.(氢)酸”，如 H2[SiF6]叫六氟合硅(IV)(氢)酸； (4) 外界为其它阳离子的称为“.酸.”，如 K2[SiF6]六氟合硅(IV)酸钾。 5.2.2 配合物内界的命名 处于配合物内界的配离子，其命名方法一般依照如下顺序：配体数-配位体名称-合-中心原 子名称。当含有多个配体时遵循如下原则： (1) 配体中如既有无机配体又有有机配体，采用无机配体在前，有机配体在后的原则；如 K[PtCl3(C2H4)]：三氯•乙烯合铂(Ⅱ)酸钾。 (2) 配体中若有多种无机配体时，先列出阴离子的名称，后列出阳离子和中性分子的名称， 如 K[Pt(NH3)Cl3]：三氯•一氨合铂（Ⅱ）酸钾。 (3) 配体中若有多种同是离子或同是分子配体时，按配位原子元素符号的英文字母顺序排 列，如[Co(NH3)5H2O]Cl3：氯化五氨•水合钴(Ⅲ)。 (4) 若同是离子或同是分子配体中若配位原子相同，则将含较少原子数的配体排在前面， 含较多原子数的配体排在后面，如[Pt(NO2)Cl(NH3)4]CO3 叫碳酸一氯•一硝基•四氨合铂（Ⅱ）； 若配位原子相同，配体中所含原子的数目也相同，则按在结构式中与配位原子相连原子的元素 符号的字母顺序排列，如[Pt(NO2)(NH3)(NH2)(Py)]Cl2 叫氯化一氨基•一硝基•一氨•一吡啶合铂 （Ⅱ）。 5.3 配合物的分类 根据配合物的组成，除了近几十年来发展起来的簇状配合物、冠醚配合物和配位聚合物外， 可将配合物分为以下几种类型： (1) 简单配合物：是指配合物分子或离子中只有一个中心原子/离子，每个配体只有一个配