山东第一医科大学（泰山医学院）：《无机化学》课程教学资源（授课教案）第五章 酸碱平衡

教 案 姓名崔建华2009.2010学年第1学期 时间10.12,1013 节次5-67-81-23-4 课程名称 无机化学 授课专业及层次 环境本化工本专，高分子本 §5.1酸碱质子理论概述 授课内容 §53弱酸、弱碱的解离平衡 学时数 2 1.了解酸碱质子理论的要点。 2掌握一元弱酸（碱）的解离平衡及其平衡组成(H等)计算。 教学目的 3熟悉多元弱酸的分步解离平衡，了解其平衡组成的计算 4.掌握一元弱酸（碱）盐水解平衡及平衡组成计算。 熟悉多元弱酸盐的分步水解及平衡组成计算 重点 一元弱酸（碱）的解离平衡及其平衡组成(pH等)计算 难点 多元弱酸的解离平衡及平衡组成计算 白受内究 使用教具 多媒体 相关学科知识 教学法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 §5.1酸碱质子理论橛述 *5.1.1历史回顾-酸碱电离理论：酸、碱、盐；局限性：水溶液：碱-氢氧化物（速评）10mi血 5.1.2酸碱质子理论的基本概念 HA+B BH'+A H给予体H接受体H给予体『接受体 (酸al)(碱b2)(酸a2) (碱b1) 1.共轭酸碱对，酸碱的相对强弱（强+强=弱十弱） 2.酸碱反应实质一质子转移。 3.只有酸、碱、两性物质，无盐：扩大了酸碱范围（水、非水体系） §5.2水的解离平衡和H(中学学过，前要一是) H0+H0=OH厂+H0 Kw=(C())(C(OH )) 注：在稀溶液中，Kw~T,T1,Kw°t。25℃Kw=1.00×1014 §5.3弱酸、弱碱的解离平衡 5.3.1一元弱酸、弱碱的解离平衡 1.一元弱酸的解离平衡（霜点讲） 15min HA(aq)+H0 (1)=Ho'(aq)+A-(aq) K,°HA)=ICH0YCIC(AyC1/ICHA/CK,°(HA)→解离平衡常数 解离度a(电离度)a={CHA)/CaHA}X100% 例5一2p.118计算0.1MHac溶液中的氢离子等物种的浓度

教 案 姓名崔建华 2009-2010 学年 第 1 学期 时间 10.12，10.13 节次 5-6,7-8,1-2,3-4 课程名称 无机化学 授课专业及层次 环境本,化工本专,高分子本 授课内容 §5.1 酸碱质子理论概述 §5.3 弱酸、弱碱的解离平衡 学时数 2 教学目的 1.了解酸碱质子理论的要点。 2.掌握一元弱酸(碱)的解离平衡及其平衡组成（pH 等）计算。 3.熟悉多元弱酸的分步解离平衡，了解其平衡组成的计算 4.掌握一元弱酸（碱）盐水解平衡及平衡组成计算。 熟悉多元弱酸盐的分步水解及平衡组成计算 重 点 一元弱酸(碱)的解离平衡及其平衡组成（pH 等）计算 难 点 多元弱酸的解离平衡及平衡组成计算 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教 学 法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 §5.1 酸碱质子理论概述 *5.1.1 历史回顾－酸碱电离理论：酸、碱、盐;局限性：水溶液；碱－氢氧化物（选讲） 5.1.2 酸碱质子理论的基本概念 HA ＋ B ＝ BH+ ＋ A － H +给予体 H +接受体 H +给予体 H +接受体 (酸 a1) (碱 b2) (酸 a2) (碱 b1) 1. 共轭酸碱对， 酸碱的相对强弱（强+强＝弱＋弱） 2.酸碱反应实质－质子转移。 3.只有酸、碱、两性物质，无盐；扩大了酸碱范围(水、非水体系) §5.2 水的解离平衡和 pH （中学学过，简要一提） H2O (l)＋H2O(l)= OH－＋H3O+ KW ＝｛C(H+ )｝·｛C(OH－ )｝， 注：在稀溶液中, KW ⊙～T，T↑，KW ⊙↑。25℃ KW ＝1.00×10－14 §5.3 弱酸、弱碱的解离平衡 5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 ⒈一元弱酸的解离平衡（重点讲） HA(aq)＋H2O (l)＝ H3O + (aq)＋A － (aq) Ka ⊙ (HA)＝[C(H3O+ )/ C⊙ ][C(A－ )/ C⊙ ] / [C(HA)/ C⊙ ] Ka ⊙ (HA)→解离平衡常数 解离度α〔电离度〕α＝{C(HA)/C0(HA)}×100％ 例 5－2 p.118 计算 0.1M Hac 溶液中的氢离子等物种的浓度 10min 15min

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 求c(H30十)-近似处理方法：{c0HA)Ka9>20Kw9且c0HA/KOa>400, x={cH30十)}=[c0HA)KOa]2(最简式) 稀释定律：KHA)=(Ca2}或a=VKa°HAC 2。一元弱碱溶液的解离平衡一K,(B)：与一元弱酸相似 例5-3（自学） 5min 5.3.2多元弱酸的解高平衡 以H,CO为例 1,解离过程 5min 分步解离（逐级解离），引出逐级解离常数并比较相对大小。 H2C03 =H30++HCO3- HC0=H30++C02 Ka1(H2C03)=4.2×10-7, Ka2(H2C03)=4.7×10-1 2多元弱酸解离平衡的一般规律： (从HCO影解离总结，归纳法) (1).分步解离，K9a1>K02>K9a3 (2).溶液中同时存在者多种解离平衡。平衡时每种离子的浓度只有一个，且须同时 满足该溶液中所有平衡的平衡常数表达式。 例题5-4：计算0010 mol-L-I H2C03溶液中的H0t、H2C03~HC0、C0,2-和0H 15min 的浓度以及溶液的pH值。（洋解） 问题分析：具体求解：见课件 3.关于二元弱酸HA中c(2一)的几点结论：（从例恋中总结，归纳法） 5.3.3盐溶液的酸碱平衡 1.强酸弱碱盐 15min 对于一元弱碱强酸盐，如，C1 NH'(aq)H2O()=HO"(aq)+NHs(aq) K(NH)=c(HO))(c(NH)/(c(NH))=KNH) K(NH")K(NH:)=Kwe 对于任何一对共轭酸碱：K,eK=KwO或pK,O+pK=pKwO 例5-5计算0.10mol.LH.C1溶液H和NH的解离度。 解答：见课件 对于多元弱碱强酸盐， [Fe(H2O)]3(aq)+H2O(I)=[Fe(OH)(H2O)s]2*(aq)+HO*(aq) IFe(OHX(H:O)月2*(aq+H:O(I)=[Fe(OH)(H:O川(aq)+H0(aq) 结论：弱碱强酸盐（阳离子酸）水解显酸性

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 求 c(H3O＋)－近似处理方法: {c0(HA)}Ka Ө > 20 Kw Ө 且 c0 (HA)/ KӨa >400， x＝ {c(H3O＋)} = [c0 (HA) KӨa ]1/2 （最简式） 稀释定律：Ka ⊙ (HA)＝｛Cα2｝或α＝ Ka (HA)/{C}  ⒉一元弱碱溶液的解离平衡－Kb ⊙ (B ) : 与一元弱酸相似 例 5-3 （自学） 5.3.2 多元弱酸的解离平衡 以 H2CO3 为例 1.解离过程： 分步解离（逐级解离），引出逐级解离常数并比较相对大小。 H2CO3 ＝H3O＋ + HCO3 − HCO3 − = H3O＋+ CO3 2− KӨa1(H2CO3)=4.210－7， KӨa2 (H2CO3)＝4.7 10－11 2. 多元弱酸解离平衡的一般规律： （从 H2CO3 解离总结，归纳法） (1).分步解离， KӨa1 >>KӨa2 >> KӨa3 (2). 溶液中同时存在着多种解离平衡。平衡时每种离子的浓度只有一个，且须同时 满足该溶液中所有平衡的平衡常数表达式。 例题 5－4: 计算 0.010 mol·L-1 H2CO3 溶液中的 H3O+、H2CO3、HCO3 − 、CO3 2−和 OH− 的浓度以及溶液的 pH 值。（详解） 问题分析：具体求解：见课件 3. 关于二元弱酸 H2A 中 c(A2－)的几点结论：（从例题中总结，归纳法） 5.3.3 盐溶液的酸碱平衡 ⒈ 强酸弱碱盐 对于一元弱碱强酸盐，如 NH4Cl NH4 +（aq）+ H2O(l) = H3O+ (aq) + NH3(aq) Ka Ө (NH4 + )＝{c(H3O+ )}{c(NH3)}/{c(NH4 + )}＝Kh Ө (NH4 + ) Ka Ө (NH4 + ) Kb Ө (NH3) = Kw Ө 对于任何一对共轭酸碱： Ka Ө Kb Ө = Kw Ө 或 pKa Ө + pKb Ө = p Kw Ө 例 5-5 计算 0.10mol.L-1 NH4Cl 溶液 pH 和 NH4 +的解离度。 解答：见课件 对于多元弱碱强酸盐， [Fe(H2O) 6] 3+(aq) + H2O(l)= [Fe(OH)(H2O)5] 2+(aq) + H3O+ (aq) [Fe(OH)(H2O)5] 2+(aq)+ H2O(l)= [Fe(OH)2(H2O)4] + (aq) + H3O+ (aq) 结论：弱碱强酸盐（阳离子酸）水解显酸性。 5min 5min 15min 15min

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 2.弱酸强碱盐（窝子碱）一水解显碱性 5min 一元弱酸强碱盐，以NaAc为例，(Ac为离子碱) Ac-(aq)+H,O(D)=HAc(aq)+OH-(aq) kee9r-e K c(Ac-) 故酸越弱，即K越小，它的酸根离子的水解程度越大。 多元弱酸强碱盐，水解也呈碱性，如Na,PO4,分步（逐级）水解 PO-(aq)+HO(I)=HPO-(aq)+OH-(aq)KO(HsPO4)=Kw/K(HsPO4) HPO.(aq)+HO(I)=HPO.-(aq)+OH-(aq)KO(HPO.)=kO./K0.(HPO. H:PO(aq)+H2O(l)=HsPO(aq)+OH-(aq)KO:(HsPO)=K/K (HsPO) PO,为三元弱碱（高子破） 例题56计算0.10mol.L'NaPO,溶液的plH 解答提示：不能近似计算 3.酸式盐（阴离子两性物质）：以NaH:PO:为例 (简略定性分析) 5min NaH:PO.溶液：K9>Ke溶液显酸性 (pH=4.68) NacHPO:溶液：K9Ke溶液显酸性 NH4Ac溶液：KO=K°溶液显中性 盐溶液的酸碱性的一般规律总结：（要求檬握） 5min 5.影响盐类水解的因素及应用（葡要讲） 影响因素1).内因：离子本身给出或结合H能力的大小一K 2).外因：()温度：(2)盐的浓度(3)溶液的酸碱度 应用：1).配制溶液：如snc12溶液 2).F©的水解：去除铁杂质：净水剂 10min 小结答展： 课堂练习：p.151习题10 课下练习：p.151习题第3,5(2,4,6)，6,8题

⒉ 弱酸强碱盐(离子碱)—水解显碱性 一元弱酸强碱盐，以 NaAc 为例, (Ac－为离子碱) 故 酸越弱，即 Ka 越小，它的酸根离子的水解程度越大。 多元弱酸强碱盐，水解也呈碱性，如 Na3PO4，分步（逐级）水解 PO4 3－ (aq) +H2O(l) = HPO4 2− (aq) +OH− (aq) KӨ b1（H3PO4）＝KӨ w / KӨa3（H3PO4） HPO4 2－ (aq) +H2O(l) = H2PO4 − (aq) +OH− (aq) KӨ b2（H3PO4）=KӨw / KӨa2（H3PO4） H2PO4 − (aq) +H2O(l) = H3PO4(aq) +OH− (aq) KӨ b3（H3PO4）＝K Ө w / KӨa1（H3PO4） PO4 3－为三元弱碱（离子碱） 例题 5-6 计算 0.10 mol.L-1 Na3PO4 溶液的 pH 解答提示： 不能近似计算 ⒊酸式盐（阴离子两性物质）： 以 NaH2PO4 为例 （简略定性分析） NaH2PO4 溶液：Ka Ө >Kb Ө 溶液显酸性 (pH = 4.68) Na2HPO4 溶液：Ka Ө Kb Ө 溶液显酸性 NH4Ac 溶液：Ka Ө＝Kb Ө 溶液显中性 盐溶液的酸碱性的一般规律总结:（要求掌握） ⒌影响盐类水解的因素及应用（简要讲） 影响因素：1)．内因：离子本身给出或结合 H ＋能力的大小－Kh Ө 2)．外因：(1) 温度：(2) 盐的浓度 (3)溶液的酸碱度： 应用：1).配制溶液：如 SnCl2溶液 2). Fe 3+的水解：去除铁杂质；净水剂 小结答疑： 课堂练习： p.151 习题 10 课下练习：p.151 习题 第 3，5（2，4，6），6，8 题 15min 5min 5min 10min 讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） Ac (aq) H O(l) HAc(aq) OH (aq) 2 − − + = +     (Ac ) (HAc) (HAc) (OH ) (Ac ) a w b K K c c c K = = − − −

教 案 姓名崔建华 2009-2010学年第1学期 时间1012,1013 节次5-6.7-89.10 课程名称 无机化学 授课专业及层次环境本化工本专，高分子本 §54缓冲溶液S55酸碱指示剂 授课内容 S5.61酸碱电子理论与配合物概述学时数 2 1.掌握同离子效应、缓冲溶液的概念。熟练计算缓冲溶液的pH 2了解酸碱指示剂的变色原理，熟悉常见指示剂的变色范围 教学目的 3.了解酸碱电子理论基本要点。掌握配合物的概念、 了解其命名和分类 掌握配合物的解离、生成和配位平衡，会计算配位平衡的组成（配体过量时及与 酸碱平衡等多重平衡共存时) 重点 缓冲溶液的概念及pH计算：配位平衡及平衡组成的计算 难点 缓冲原理：配位平衡组成的计算 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教学法 讲解推理 讲授内容纲要、要求及时间分配 §5.4缀冲溶液 5.41同高子效应 10min HAc(aq)+H2O(I)=H;O*(aq)+Ac(aq) NHaAc(s)-Na"(aq)+Ac (aq) 在HAc溶液中加入NHAc时，HAc的a!,pH↑ 54.2缓冲溶液 1缓冲溶液的概念：pH相对稳定 组成HA一A(共轭酸碱，抗碱成分一抗酸成分) 2.缓冲原理 HAc+H:O H3O'+Ac- 外加少量强酸时有H十Ac一HAc, 左移，抑制了HO浓度增大一Ac 外加少量强碱时有OH+HAc一HO十Ac右移，抑制了OH浓度增大-HAc Ac一抗酸成份；HAc一抗碱成份，一对共轭酸碱 3.常见缓冲溶液（简略讲） 5.4.3缓冲溶液pH值的计算（重点） 15min HA-A-:c(HaO)=K(HA)c(HA)/C(A) pH=pK(HA)-lgc(HA)/c(A)

教 案 姓名崔建华 2009-2010 学年 第 1 学期 时间 10.12，10.13 节次 5-6,7-8,9-10 课程名称 无机化学 授课专业及层次 环境本,化工本专,高分子本 授课内容 §5.4 缓冲溶液 §5.5 酸碱指示剂 §5.6/7 酸碱电子理论与配合物概述 学时数 2 教学目的 1.掌握同离子效应、缓冲溶液的概念。熟练计算缓冲溶液的 pH 2.了解酸碱指示剂的变色原理，熟悉常见指示剂的变色范围 3.了解酸碱电子理论基本要点。掌握配合物的概念、了解其命名和分类 4.掌握配合物的解离、生成和配位平衡，会计算配位平衡的组成(配体过量时及与 酸碱平衡等多重平衡共存时) 重 点 缓冲溶液的概念及 pH 计算；配位平衡及平衡组成的计算 难 点 缓冲原理；配位平衡组成的计算 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教 学 法 讲解 推理 讲授内容纲要、要求及时间分配 §5.4 缓冲溶液 5.4.1 同离子效应 HAc(aq)＋H2O (l) = H3O+ (aq)＋Ac－ (aq) NH4Ac(s)→Na+ (aq)＋Ac－ (aq) 在 HAc 溶液中加入 NH4Ac 时, HAc 的α↓，pH  5.4.2 缓冲溶液 ⒈缓冲溶液的概念：pH 相对稳定； 组成 HA－A−（共轭酸碱，抗碱成分－抗酸成分） ⒉缓冲原理 HAc＋H2O ＝ H3O+＋Ac− 外加少量强酸时 有 H+＋Ac－→HAc， 左移，抑制了 H3O+浓度增大－Ac− 外加少量强碱时 有 OH－＋HAc→H2O＋Ac－ 右移，抑制了 OH－浓度增大－HAc Ac－→ 抗酸成份; HAc → 抗碱成份，一对共轭酸碱 3.常见缓冲溶液 （简略讲） 5.4.3 缓冲溶液 pH 值的计算（重点） HA－A － : c(H3O+ )＝Ka  (HA)c(HA)/{c(A－ )} pH＝ pKa  (HA)－lgc(HA)/c(A－ ) 10min 15min

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 注：1.cHA,cA):平衡浓度 2.pH首先取决于pK,值，其次取决于cHAc(A): pK,°>=2(K°<=10)时，考虑同离子效应 c(HA)=co(HA):c(A)=co(A) pH=pK(HA)-Igco(HA)/c(A) 3,缓冲溶液的选择：找出pK,与溶液所要控制的pH值相当的弱酸 ca(HA)/ea(A)=1时， pH=pK, ca(HA)c(A)=0.1~10时，pH=pK°t1 (缓冲范围) 例5-8p.131 例59（自学）如何配制缓冲溶液？ §5.5酸碱指示剂 lOmin 1.定义： 能随溶液pH的变化而改变颜色，从而指示溶液pH的试剂 2.变色原理：HⅢn(ag)十0=In(aq)十H0(aq), c(HO)/K(HIn)=c(HIn)/c(In) 3常用酸碱指示剂及其变色范围 甲基橙3.1-44（红-橙-黄），酚酞80-10.0（无-粉红红） §5.6酸碱电子理论与配合物概述 5.6.1酸碱电子理论 1.基本要点： 5min 2.示例： ①f+OHH,O:H-OH②气相中NH,与HC的反应(HN-Hr) ③碱性氧化物N0与酸性氧化物SO,反应也是生成了酸碱加合物。 ④硼酸HBO,不是质子酸，而是Lewis酸 5.6.2配合物的组成和命名p.139 1.配合物的组成络合物 10min 配位个体（配离子和配分子）：[Ag(NH2] Lewis酸（空轨道）一形成体[中心离（原）子Ag Lewis碱（孤对电子）一配（位）体NH 配位原子N 配位数：配位原子数2 配位体分类：单基（齿）NH,多基（齿）：en(2,EDTA(6 配盐：内层（配离子）外层

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 注：1. c(HA)，c(A－ )：平衡浓度 2.pH 首先取决于 pKa 值，其次取决于 c(HA)/c(A－ )。 pKa  > = 2（Ka  <＝10－2）时, 考虑同离子效应， c(HA) c0(HA)；c(A－ )  c0(A－ ) pH＝ pKa  (HA)－lgc0(HA)/c0(A－ ) 3.缓冲溶液的选择：找出 pKa 与溶液所要控制的 pH 值相当的弱酸 c0(HA)/c0(A－ )＝1 时， pH＝ pKa  c0(HA)/c0(A－ )＝0.1～10 时，pH＝ pKa  1 （缓冲范围） 例 5－8 p.131 例 5-9（自学）如何配制缓冲溶液？ §5.5 酸碱指示剂 1.定义： 能随溶液 pH 的变化而改变颜色，从而指示溶液 pH 的试剂 2.变色原理: HIn(aq)＋H2O (l)= In－ (aq)＋H3O+ (aq) , {c(H3O+ )}/Ka ⊙ (HIn)＝c(HIn)/c(In－ ) 3.常用酸碱指示剂及其变色范围 甲基橙 3.1－4.4（红-橙-黄）， 酚 酞 8.0－10.0（无-粉红-红） §5.6 酸碱电子理论与配合物概述 5.6.1 酸碱电子理论 1. 基本要点: 2. 示例: ① H+＋OH－→H2O : H←OH ② 气相中 NH3 与 HCl 的反应〔H3N→H+〕 ③ 碱性氧化物 Na2O 与酸性氧化物 SO3 反应 也是生成了酸碱加合物。 ④ 硼酸 H3BO3 不是质子酸,而是 Lewis 酸 5.6.2 配合物的组成和命名 p.139 ⒈配合物的组成 络合物 配位个体（配离子和配分子）： [Ag(NH3)2] + Lewis 酸（空轨道） → 形成体[中心离（原）子] Ag+ Lewis 碱 (孤对电子) → 配（位）体 NH3 配位原子 N 配位数 ：配位原子数 2 配位体分类: 单基（齿） NH3; 多基（齿）：en (2), EDTA (6) 配盐 ：内层（配离子） 外层 10min 5min 10min

讲授内容纲要、要求及时间分配 2.配合物的命名：[Ag(NHa)2 10min 顺序：配体数配体名称合形成体元素名称（氧化值，罗马数字） 有多种配体时，一般按先无机后有机，先离子后分子，配位原子英文字母先后 先简单后复杂的顺序命名，不同配体之间以“”分开。举例说明 3.配合物的分类： 5.71配合物的解高常数和稳定常数 10min 1配合物的解离反应 Ag(NH)2) Ag(NH3)2"(aq)=Ag"(aq)+2 NHs (aq) Ka=Ka1·Ka2°={c(Ag'{cNb)}2Ifc(AgNH2'9 2配合物的生成反应 Ag'(aq)+2 NHs (aq)=[Ag(NHs)2]'(aq) K°=Ka°.Ka={c(Ag(NH)a)}I{c(Ag')cNH)}2 注：1.Ke=1/Ka°，Kn°=1/Ku°，Kn°=1/Ka 2.Kn°>Kn°>K>.,只有K很大，配体浓度较大时，方可近似计算。 例5-10 p.143 10min 57.2配体取代反应和电子转移反应（选讲） 10min 1.配体取代反应 一种配体取代了配离子内层的另一种配体，生成新的配合物的反应称为配体取代反应 [Fe(NCS)-(ag)+F-(ag)=[FeF]-(ag)+NCS-(aq) K9= K(FeF) =7.8×10 K(Fe(NCS) 1).某些配体可作掩蔽剂：下可作为下e的掩蔽剂，用于Fe*和Co2+混合液中钴离子 (II)的检测（用KNCS(s) 2).配合剂是弱酸，发生取代反应时会引起溶液H变化：配位平衡和酸碱平衡共存 例5-11p.145(略) 2.配合物的电子转移反应 [Fe(CN)](aq)+[IrCLF(aq)=[Fe(CN)](aq)+[rCh](aq) H.Taube1983 Nobel化学奖一金属配合物的电子转移机理 课堂小结： 10min 思考练习：p.150思考题1,2,4,5 课下练习：P.151习题15,18(1、2)，19,22

讲授内容纲要、要求及时间分配 ⒉ 配合物的命名: [Ag(NH3)2] + 顺序：配体数 配体名称 合 形成体元素名称（氧化值，罗马数字） 有多种配体时,一般按先无机后有机，先离子后分子，配位原子英文字母先后， 先简单后复杂的顺序命名，不同配体之间以“·”分开。举例说明 ⒊ 配合物的分类: 5.7.1 配合物的解离常数和稳定常数 1.配合物的解离反应 Ag(NH3)2〕+ Ag(NH3)2 + (aq) ＝ Ag+ (aq)＋2 NH3 (aq) Kd ⊙＝Kd1 ⊙·Kd2 ⊙＝{c(Ag+ )}{c(NH3)}2 /{c(Ag(NH3)2) +} 2.配合物的生成反应 Ag+ (aq)＋2 NH3 (aq) ＝ [Ag(NH3)2] + (aq) Kf ⊙＝Kf1 ⊙·Kf2 ⊙＝{c(Ag(NH3)2) +} /{c(Ag+ )}{c(NH3)}2 注：1. Kf ⊙ ＝ 1/ Kd ⊙ , Kf1 ⊙ ＝ 1/ Kd2 ⊙ , Kf2 ⊙ ＝ 1/ Kd1 ⊙ 2.Kf1 ⊙ > Kf2 ⊙ > Kf3 ⊙ > ., 只有 Kf ⊙很大，配体浓度较大时，方可近似计算。 例 5－10 p.143 5.7.2 配体取代反应和电子转移反应 *（选讲） 1. 配体取代反应 一种配体取代了配离子内层的另一种配体，生成新的配合物的反应称为配体取代反应         3 2 2 2 2 7.8 10 ( ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) = =  + = + + + + − + − K Fe NCS K FeF K Fe NCS aq F aq FeF aq NCS aq f f    1）.某些配体可作掩蔽剂：F -可作为 Fe3＋的掩蔽剂，用于 Fe3＋和 Co2＋混合液中钴离子 （II）的检测（用 KNCS（s）） 2）.配合剂是弱酸，发生取代反应时会引起溶液 pH 变化：配位平衡和酸碱平衡共存 例 5－11 p.145(略) 2.配合物的电子转移反应  ( )  ( )   ( )  ( )  ( )   ( ) 3 6 3 6 2 6 4 Fe CN 6 aq IrCl aq Fe CN aq IrCl aq − − − − + = + H．Taube 1983 Nobel 化学奖－ 金属配合物的电子转移机理 课堂小结： 思考练习：p.150 思考题 1，2，4，5 课下练习: P.151 习题 15，18（1、2），19，22 10min 10min 10min 10min 10min