配合物的稳定常数

配位滴定中条件稳定常数k
配位滴定是一种测定溶液中某种物质浓度的常用分析方法。

在配位滴定中,条件稳定常数k是指在滴定过程中,标准溶液与待测溶液之间形成的配合物的稳定常数。

条件稳定常数k可以通过计算得到,公式如下：
k = [M]/[L]。

其中,[M]表示标准溶液中金属离子的浓
度,[L]表示待测溶液中配体的浓度。

条件稳定常数k的值取决于配合物的稳定性。

如果k值较大,说明配合物的稳定性较强；如果k值较小,说明配合物的稳定性较弱。

在配位滴定的滴定过程中,通常会使用滴定曲线的斜率和
截距来计算待测溶液中物质的浓度。

滴定曲线的斜率可以通过计算条件稳定常数k和待测溶液中物质的摩尔质量来得到。

滴定曲线的截距则可以通过观察滴定过程中滴定曲线的形态,确定最后一滴标准溶液加入时的pH值,从而计算出待测
溶液中物质的浓度。

在配位滴定的滴定过程中,条件稳定常数k的值越大,滴
定曲线的斜率就越小,滴定过程就越长,滴定的精度也就越高。

因此,在配位滴定中,需要使用配体浓度较高的标准溶液,以获得较大的条件稳定常数k,从而提高滴定的精度。

一些习惯叫法
配离子与异号离子形成中性物质时，配离子要 用中括号括起来，表示它是配合物的内界，只是 表示配离子时，中括号可以省略。
§1 §2 §3 §4
练习
命名下列配合物：
1、[Co(NH3)6]Cl3; 2、K2[Co(NCS)4]; 3、[Co(NH3)5Cl]Cl2 ;
解：
1、三氯化六氨合钴(Ⅲ) 2、四异硫氰合钴(Ⅱ)酸钾 3、二氯化一氯· 五氨合钴(Ⅲ)
-
一、判断配位反 应进行的方向 可以看作是 下列两个反 应的总和： 原反应的平 衡常数为： 查表求 Ag(NH3)2+
Ag+＋2CN
Ag(CN)2-
K2＝K稳,Ag(CN)2-
[Ag(CN)2-][NH3]2 K稳,Ag(CN)2K＝———————————— == K1·K2 =———————— + + 2 [Ag(NH3)2 ][CN ] K稳,Ag(NH3)2 K稳,Ag(NH3)2+ == 1.7×107 K稳,Ag(CN)2- == 1.0×1021
本章讲解内容
第一节 配合物的基本概念
第二节 螯合物 第三节 配合物的稳定性
第四节 配合物形成时的性质变化
§1 §2 §3 §4
第一节 配合物的基本概念
1-1 配合物的定义
+
加入酒 精过滤
配合物的形成
CuSO4＋4NH3＝[Cu(NH3)4]SO4
把纯净的深蓝色 的硫酸四氨合铜 晶体溶于水，分 成三分，进行如 理实验： 深蓝色 晶体
Ag+＋BrKsp＝7.7×10-13 Ag(NH3)2+ K稳＝1.7×107
Ag(NH3)2+＋Br- K＝Ksp·K稳＝1.31×10-5

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第一节概 述
课堂互动 请您回答： EDTA与Al2(SO4)3的配位比是
多少？Biblioteka 15第二节配位平衡第二节 配位平衡
一、EDTA配合物的稳定常数
M+Y
MY
反应的平衡常数为：
KMY =
MY MY
KMY为金属与EDTA生成的配合物稳定常数，各 种配合物都有其一定的稳定常数，又称绝对稳
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第一节概 述
一、乙二胺四乙酸的性质
1．乙二胺四乙酸的结构与性质
乙二胺四乙酸的结构
HOOCH2C N
HOOCH2C
CH2 CH2
CH2COOH N
CH2COOH
从结构式所知， EDTA为四元有机弱酸。用H4Y表示其化学式。EDTA为白 色粉末状结晶，微溶于水，由于溶解度太小，不宜作滴定液。利用EDTA难 溶于酸和一般有机溶剂，易溶于氨水和氢氧化钠等碱性溶液等性质，常制
◆学习目的
通过配位滴定法的学习，掌握EDTA的性质、 EDTA配位反应的特点、配位滴定的原理和金属指 示剂变色原理及条件，理解配位滴定中副反应对 主反应的影响，能够正确选择配位滴定条件和合 适的指示剂，熟练掌握常见金属离子的含量测定 方法。通过本章学习，为药物分析中含金属离子 类药物的含量测定奠定基础。
pKa1 =0.9 pKa2 =1.6 pKa3 =2.0 pKa4 =2.67 pKa5 =6.16 pKa6 =10.26
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第一节概 述
在 水 溶 液 中 ， EDTA 同 时 以 H6Y2+ 、 H5Y+ 、 H4Y 、 H3Y- 、 H2Y2-、HY3-和Y4- 7种型体存在，在不同的酸度下，溶液中 EDTA主要存在的型体不同，如表6-1所示。

《工程化学实验》备课笔记磺基水杨酸合铁(Ⅲ）配合物的组成及稳定常数的测定实验目的1．掌握用比色法测定配合物的组成和配离子的稳定常数的原理和方法。

2．进一步学习分光光度计的使用及有关实验数据的处理方法。

实验原理磺基水杨酸( ，简式为H3R)的一级电离常数K1θ=3×10-3与Fe3+可以形成稳定的配合物,因溶液的pH不同,形在配合物的组成也不同。

磺基水杨酸溶液是无色的,Fe3+的浓度很稀时也可以认为是无色的，它们在pH 值为2～3时，生成紫红色的螯合物（有一个配位体）,反应可表示如下：pH值为4～9时，生成红色螯合物(有2个配位体)；pH值为9～11.5时，生成黄色螯合物（有3个配位体)；pH＞12时，有色螯合物，被破坏而生成Fe（OH）3沉淀。

测定配合物的组成常用光度计，其前提条件是溶液中的中心离子和配位体都为无色，只有它们所形成的配合物有色.本实验是在pH值为2~3的条件下，用光度法测定上述配合物的组成和稳定常数的，如前所述，测定的前提条件是基本满足的；实验中用高氯酸（HClO4)来控制溶液的pH值和作空白溶液（其优点主要是ClO4—不易与金属离子配合）。

由朗伯—比尔定律可知，所测溶液的吸光度在液层厚度一定时,只与配离子的浓度成正比。

通过对溶液吸光度的测定，可以求出该配离子的组成。

下面介绍一种常用的测定方法：等摩尔系列法：即用一定波长的单色光，测定一系列变化组分的溶液的吸光度（中心离子M和配体R的总摩尔数保持不变，而M和R的摩尔分数连续变化）。

显然，在这一系列的溶液中，有一些溶液中金属离子是过量的，而另一些溶液中配体是过量的；在这两部分溶液中，配离子的浓度都不可能达到最大值；只有当溶液离子与配体的摩尔数之比与配离子的组成一致时;配离子的浓度才能最大。

由于中心离子和配体基本无色,只有配离子有色，所以配离子的浓度越大，溶液颜色越深，其吸光度也就越大，若以吸光度对配体的摩尔分数作图，则从图上最大吸收峰处可以求得配合物的组成n值，如图所示,根据最大吸收处：等摩尔系列法由此可知该配合物的组成（MR)。