配位平衡与氧化还原平衡1 - 副本
配合物的生成和性质实验报告大一
配合物的⽣成和性质实验报告⼤⼀配合物的⽣成和性质实验报告⼤⼀⼀、实验⽬的：1、了解有关配合物的⽣成与性质。
2、熟悉不稳定常数和稳定常数的意义。
3、了解利⽤配合物的掩蔽效应鉴别离⼦的⽅法。
⼆、实验原理：中⼼原⼦或离⼦与⼀定数⽬的中性分⼦或阴离⼦以配位键结合形成配位个体。
配位个体处于配合物的内界。
若带有电荷就称为配离⼦，带正电荷称为配阳离⼦，带负电荷称为配阴离⼦。
配离⼦与带有相同数⽬的相反电荷的离⼦（外界）组成配位化合物，简称配合物。
简单⾦属离⼦在形成配离⼦后，其颜⾊，酸碱性，溶解性及氧化还原性等往往和原物质有很⼤的差别。
配离⼦之间也可转化，⼀种配离⼦转化为另⼀种稳定的配离⼦。
具有环状结构的配合物称为螯合物，螯合物的稳定性更⼤，且具有特征颜⾊。
利⽤此类鳌合物的形成作为某些⾦属离⼦的特征反应⽽定性、定量地检验⾦属离⼦的存在。
仪器与试剂：H2SO4 (2mol.L-1)三、实验内容：1．配合物的⽣成(1) CuSO4 溶液中滴加NH3 H2O，先产⽣蓝⾊沉淀，继续滴加，蓝⾊沉淀溶解得⼀深蓝⾊溶液：Cu2+ ＋ SO42- ＋ 2NH3 ＝2NH4+＋Cu2(OH)2SO4↓Cu2(OH)2SO4 ＋ 8NH3 ＝ 2[Cu(NH3)4]2+＋ SO42－＋2OH- 深蓝⾊溶液[Cu(NH3)4]2+分为四份：A：加碱：产⽣蓝⾊沉淀[Cu(NH3)4]2+ ＋2OH- ＝ 4NH3 ＋ Cu(OH)2↓再加酸：蓝⾊沉淀溶解Cu(OH)2＋4H+ ＝ Cu2+ ＋4H2OB：滴加BaCl2：产⽣⽩⾊沉淀[Cu(NH3)4]SO4＋BaCl2 ＝ BaSO4↓＋[Cu(NH3)4]Cl2C： [Cu(NH3)4]SO4中加⼊1mL ⼄醇, 溶液呈浑浊。
D： [Cu(NH3)4]SO4备⽤在FeCl3中滴加NH4F：产⽣⽆⾊溶液Fe3+ + 6F- = [FeF6]3-[FeF6]3- + I- = 不反应(3) 在K3[Fe(CN)6]中滴加KSCN：⽆现象K3[Fe(CN)6] + SCN－⽆变化在NH2Fe(SO4)2，FeCl3中分别滴加KSCN：溶液呈⾎红⾊Fe3+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n2．配位平衡的移动(1) 配离⼦之间的转化FeCl3中加⽔稀释：溶液呈⽆⾊Fe3+ + 6H2O = Fe(H2O)63+再滴加KSCN：溶液呈⾎红⾊Fe(H2O)63+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n + 6H2O再滴加NH4F：⾎红⾊褪去，溶液呈⽆⾊[Fe(NCS)n]3-n＋ 6F-= [FeF6]3- ＋n SCN-再滴加饱和(NH4)2(C2O4)2溶液出现浅黄⾊[FeF6]3-＋ 3(C2O4)22- = [Fe(C2O4)3]3-＋6F-(注意：实际中由于饱和(NH4)2(C2O4)2的浓度可能过⼩，常观察不到溶液的浅黄⾊，可使⽤固体(NH4)2(C2O4)2)稳定性：[Fe(C2O4)3]3->[FeF6]3- > [Fe(NCS)n]3-n（2）配位平衡与氧化还原反应① A试管：FeCl3中加少许NH4F(s)，溶液的黄⾊褪去，溶液呈⽆⾊，再滴加⼊KI，充分震荡后，加⼊CCl4，CCl4层呈⽆⾊Fe3＋ 6F-= [FeF6]3- [FeF6]3-＋ I- = 不反应B 试管：FeCl3中滴加⼊KI，充分震荡后，加⼊CCl4，CCl4层呈紫红⾊2Fe3＋ 2I- = 2Fe2+-+ I2A试管：HCl中加⼊⼩块Cu⽚：⽆现象Cu + HCl = 不反应B 试管：HCl中加⼊硫脲(s)，再加⼊⼩块Cu⽚：产⽣⽓体2Cu + 2HCl + 8CS(NH2)2 = 2{Cu[CS(NH2)2]4}Cl + H2（3）配离⼦稳定性的⽐较① AgNO3中滴加Na2CO3，产⽣棕⾊沉淀2 Ag+ + CO32- →Ag2O ↓(棕) + CO2② a中沉淀离⼼后，加⼊NH3?H2O，沉淀溶解，得⼀⽆⾊溶液Ag2O + 4NH3?H2O → 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH- + 3H2O③ b中再滴加NaCl，产⽣⽩⾊沉淀[Ag(NH3)2]+ + Cl- = AgCl ↓(⽩) + 2NH3④ c 中⽩⾊沉淀离⼼后，加⼊NH3?H2O ，沉淀溶解，得⼀⽆⾊溶液AgCl + NH3?H2O → [Ag (NH3)2]+ + Cl-⑤ d 中再滴加KBr ，产⽣淡黄⾊沉淀[Ag(NH3)2]+ + Br- →AgBr↓(淡黄⾊)⑥ e 中淡黄⾊沉淀离⼼后，加⼊Na2S2O3溶液，沉淀溶解，得⼀⽆⾊溶液AgBr +2 S2O32- →[Ag(S 2O3)2]3- + Br-⑦ f 中再滴加KI ，产⽣黄⾊沉淀[Ag(S2O3)2]3- + I- → AgI↓+ 2 S2O32-⑧ g 中黄⾊沉淀离⼼后，加⼊KCN 溶液，沉淀溶解，得⼀⽆⾊溶液AgI +2 CN- →[Ag(CN)2]- + I- (注意KCN 溶液的毒性)⑨ h 中再滴加Na2S ，产⽣⿊⾊沉淀2[Ag(CN)2]- + S2- → Ag 2S ↓+ 4CN-所以： KSP θ： AgCl >AgBr >AgIKf θ：[Ag(CN)2]- > [Ag(S2O3)2]3- > [Ag(NH3)2]+(4) 配位平衡与酸碱度① H3BO3为⼀元弱酸： pH 约为：4~5H3BO3 + H2O = B(OH)4- + OH-H3BO3与多元醇作⽤后，酸性增强：pH ：约为3CH 2CH OH CH 2OH OH H 3BO 3+H +H 2O2＋OH CH CH 2O CH 2O B O －＋酸性增强3. 配合物的某些应⽤（1）鉴定某些离⼦NiSO4中滴加NH3?H2O ，得⼀蓝⾊溶液，再滴加⼆⼄酰⼆肟，析出鲜红⾊沉淀Ni2+CH3CC NOHCH3NOH+CH3CC NOCH3NOH2Ni+2H+(2) 配合物的掩蔽效应Co2+＋4SCN- → [Co(NCS)4]2- (溶于有机溶剂戊醇，显蓝绿⾊) Fe3+会产⽣⼲扰：Fe3+ + n SCN- = [Fe(NCS)n]3-n（⾎红⾊）Fe3+ 掩蔽⽅法：Fe3+ +6F- → [FeF6]3-四、实验步骤：1.配合物的⽣成（1）在⼀试管中加1mL 1mol/L CuSO4溶液，滴加2mol/L NH3 H2O ⾄产⽣沉淀后，继续滴加⾄溶液变为蓝⾊为⽌。
配位化合物的稳定性
一、配合平衡与酸碱电离平衡 1、 酸效应
Cu2+ + 4NH3 + 4H+ 4NH4+ [Cu(NH3)4]2＋
当溶液酸度增加时，配体L与H+结合生成相应的共轭酸而使
配合平衡向解离方向移动，导致配合物稳定性下降的现象，
称为配体的酸效应。
2、水解效应
Fe3+
Fe3+
+
+
6SCN
H2O H2O
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
-
[Fe(SCN)6]3Fe (OH) Fe (OH)2+
2+
+ +
H+ H+
Fe (OH)
2+
+
当溶液的酸度降低时，金属离子发生水解而使配合平衡向
解离方向移动，导致配合物稳定性下降的现象，称为金属离
子的水解效应。
二、配合平衡与沉淀－溶解平衡
AgBr ＋ 2 NH3
[Ag（NH3）2]＋ +
Br-
K=
?
AgBr Ag+ + 2NH3
Ag+
+
Br[Ag(NH3)2]+
Na2S
三、配合平衡与氧化还原平衡
2Fe
3+
+ 2I
-
2Fe
2+
+ I2
2Fe +
3+
+
2I
-
2Fe2+
+
I2
6F-
[FeF6]
3-
+
I-
四、配合物的取代反应
酸碱平衡和沉淀平衡,配位平衡和氧化还原与电化学
酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡【参阅实验化学（上）的实验十三】用化学平衡的原理讨论实验中的现象。
注意实验现象如何记录。
实验内容现象反应及其解释酸碱1、同离子效应：0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管中。
一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值）在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管中①一支加入0.1mol·dm-3HCl 5滴②一支加入0.1mol·dm-3NaOH 5滴一支加入H2O 5滴再向上面的试管中，①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量3、缓冲溶液的缓冲作用及缓冲容量的测定(1)两个100ml小烧杯中各取40ml水，测定溶液的pH，分别向其中个滴加1d 0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，测定pH（2）配制pH=7的缓冲溶液，并测定缓冲容量缓冲容量：改变一个单位pH所需要的酸或碱的量（mol）（需要配制总浓度不同的缓冲溶液）自己查阅资料，什么叫缓冲容量？【两人一组】（一排四人数据共享）A、选Na2HPO4——NaH2PO4体系，总浓度0.1mol/l（各组分浓度0.05mol/l）、0.5mol/l（各组分浓度0.25mol/l），体积100ml。
B、分别取40ml溶液放在两个小烧杯中，用pH计测定pH值，记录数据，向烧杯中分别滴加0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，使其pH变化1个单位记录使用的体积，最后计算缓冲容量（mol/ml）【用小量筒减量法测定体积】沉淀4、沉淀的生成、溶解：平衡2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉淀分盛在两个试管中，一支中加入1mol·dm-3HCl 1ml一支中加入1mol·dm-3NH4Cl 1ml5、沉淀转化2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液分步沉淀：2dK2CrO4溶液和2dNaCl溶液混合，滴加AgNO3溶液查阅资料，什么叫均相沉淀？6、直接沉淀和均相沉淀Zn2+ + NaOH = Zn(OH)2Zn2+ + 尿素（s）= Zn(OH)2 (水浴加热)（时间很长，提前做上）思考题1、缓冲溶液的计算公式是怎样的？缓冲溶液的pH是由什么决定的？和什么有关系？2、什么叫缓冲容量？什么叫缓冲溶液的缓冲范围？根据实验你得到了关于缓冲溶液的什么结论？3、查阅资料，缓冲溶液有哪些用途，实验室中如何配置pH=9左右的缓冲溶液？4、什么叫均相沉淀？和普通的生成沉淀的方法相比，有哪些注意事项，生成物有啥优点。
配合物的定义和组成(精)
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4、配位平衡与氧化还原平衡 ①、在配合物溶液中加入氧化剂或还原剂 在配合物溶液中加入氧化剂或还原剂，使中 心离子或配体发生氧化还原反应，从而使 配离子离解。 ②、氧化还原平衡体系中加入配体： 往氧化还原平衡体系中加入配体，可使其 中的氧化型物质或还原型物质生成配离子， 从而改变电对物质氧化还原性的相对强弱。
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5、配位平衡之间的相互转化
平衡时
ML L ML L
/ 11 //
/
K K K
θ j
f(ML )
//
/K
f(ML/ )
结论:K稳(ML// ) ↗，K稳( ML/ ) ↘，则Kθ↗。所 以反应总是由稳定常数小的向稳定常数大的 配合物方向转化。
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4
二、配位平衡移动 1、 配体浓度对配位平衡移动的影响 2、 配位平衡与酸碱平衡 通式： MLn＋nH+ nHL＋M (其中：L=F－、SCN－、CN－、NH3) 结论： K 稳 、 Ka越小， K 就越大，配离子越 容易解离。称之为配体的酸效应。
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注意：并非酸度越低越好，由于反应 [FeF6]3－+3OH－Fe(OH)3+6F－ 同样也使配离子解离。这种现象称金属离 子的水解效应。 结论：由于存在着配体的酸效应和金属离 子的水解效应，所以配离子只能在一定的酸 度范围内稳定存在。
③、当为同类配体时，则按配位原子英文字 母顺序排列；若配位原子相同，则将含较少 原子数的配体排在前。 三、配位平衡常数 1、稳定常数与不稳定常数 K稳为配离子在该温度下的稳定常数，其值 愈大，则配离子愈稳定。
1 K K
稳
不稳
3
2、平衡常数的应用： ①、可比较配离子的稳定性。 对同类型配离子（配位数相同），相同条 件下，K稳越大则配离子越稳定。 ②、计算配位平衡体系中 [M] 、 [L] 与 [ML] 。
ch9氧化还原平衡与氧化还原滴定
ch9 氧化还原平衡与氧化还原滴定第一部分氧化还原平衡一.是非题1.电极反应Cu2+ + 2e⇔Cu和Fe3+ + e⇔Fe2+中的离子浓度减小一半时，E(Cu2+/Cu)和E(Fe3+/Fe)的值都不变。
2.溶液中同时存在几种氧化剂，若它们都能被某一还原剂还原，一般说来，电极电势差值越大的氧化剂与还原剂之间越先反应，反应也进行得越完全。
3.在电极反应Ag+ + e⇔Ag中，加入少量NaI(s)，则Ag的还原性增强。
4.电极电势大的氧化态物质氧化能力大，其还原态物质还原能力小。
5.电对的E和Eθ的值的大小都与电极反应式的写法无关。
Cl2+e =Cl-时6.电极反应为Cl2+2e =2Cl-的电对Cl2/Cl-的Eθ=1.36V;电极反应为12 Eθ(Cl2/Cl-)=1/2×1.36=0.68V。
7.原电池电动势与电池反应的书写方式无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变。
8.电对MnO4-/Mn2+和Cr2O7/Cr3+的电极电势随着溶液pH值减小而增大。
9.在一定温度下，电动势εθ只取决于原电池的两个电极，而与电池中各物质的浓度无关。
10.同一元素有多种氧化态时，不同氧化态组成的电对的Eθ值不同。
11.在设计原电池时，Eθ值大的电对应是正极，而Eθ值小的电对应为负极。
二.选择题1.已知Sn4++2e=Sn2+Eθ＝0.15V Sn2++2e=Sn Eθ＝-0.14VFe2++2e=Fe Eθ＝-0.41V Fe３++e=Fe2+ Eθ＝0.77V则下列离子各1mol/l不能共存的是A.Fe３+Sn4+B.Fe３+Sn2+C.Fe2+Sn4+D.Fe2+Sn2+2.原电池(-)Fe∣Fe2+‖Cu2+∣Cu(+)的电动势将随下列哪种变化而增加A.增大Fe2+离子浓度, 减小Cu2+离子浓度B. 减少Fe2+离子浓度, 增大Cu2+离子浓度C. Fe2+离子和Cu2+离子浓度同倍增加D. Fe2+离子和Cu2+离子浓度同倍减少3.下列两电池反应的标准电动势分别为εθ1和εθ2，(1) 12H2 +12Cl2 =HCl ;(2)2HCl=H2+Cl2 ,则εθ1和εθ2的关系为A. εθ2=2εθ1B. εθ2= -εθ1C. εθ2= -2εθ1D. εθ1=εθ24.已知Eθ（MnO4-/Mn2+）=1.51V，计算当pH=2及pH=4时电对MnO4-/Mn2+的电势各为多少,计算结果说明了什么A.1.51V 1.51V，氢离子浓度对电势没有影响B.1.13V，1.32V，pH越高，电位越大C.1.13V，1.10V，氢离子浓度越大，还原剂的还原能力越强D.1.32V，1.13V，酸度越高，氧化剂的氧化能力越强5.半反应CuS + H2O→SO42- + H+ + Cu2 ++e 的配平系数从左至右依次为A. 1,4,1,8,1,1,B. 1,2,2,3,4,2C. 1,4,1,8,1,8,D. 2,8,2,16,2,86.反应MnO4-+ SO32-→ MnO42- + SO42-在碱性介质中进行，反应式配平后。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学是化学的一个重要分支，研究的是无机物质的结构、性质、反应和应用。
在无机化学中，平衡是一个重要的概念，平衡的相互影响是无机化学研究的一个重要课题。
在无机化学中，存在着四大平衡相互影响的问题，即配位平衡、溶解平衡、氧化还原平衡和酸碱平衡。
这些平衡相互影响的问题对于理解无机化学的基本原理和应用具有重要意义。
一、配位平衡在无机化学中，配位平衡指的是金属离子与配体之间的配位反应。
金属离子通过配位反应与配体形成配合物，配位平衡是指配合物的形成和解离之间的平衡过程。
在配位平衡中，金属离子与配体的结合和解离是相互影响的。
当金属离子与配体形成配合物时，会释放出相应的热量或吸收热量，而解离时也会释放出或吸收热量。
这种热量的释放和吸收会影响配位平衡的位置和方向。
在配位平衡中，配体的种类和性质也会对配位平衡产生影响。
不同种类和性质的配体对于金属离子的配位能力不同，会导致不同的配合物形成和解离速度。
配体的种类和性质也是影响配位平衡的重要因素。
二、溶解平衡溶解平衡是指固体物质在溶液中溶解和析出之间的平衡过程。
在无机化学中，溶解平衡是一种重要的平衡反应，影响着溶解度和溶解度积的数值。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用导致了溶质在溶剂中的溶解和析出。
溶质的溶解度和溶解度积与溶质在溶解和析出过程中的活度有关，而活度又与溶质的摩尔浓度、离子活度和溶液的离子强度有关。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用和溶质的活度会影响溶解平衡的位置和方向。
在溶解平衡中，溶质的晶体形态和晶格结构也会对溶解平衡产生影响。
不同的晶体形态和晶格结构会导致晶体在溶剂中的溶解度不同，从而影响溶解平衡的位置和方向。
三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指氧化剂和还原剂在氧化还原反应中的平衡过程。
在无机化学中，氧化还原反应是一种重要的反应类型，涉及到电子的失去和获得。
在氧化还原平衡中，氧化还原剂和还原剂之间的电子转移和氧化态的改变决定了氧化还原反应的方向和速率。
第十章配位平衡1
• 二.配位平衡与沉淀平衡 • 1.配离子+沉淀剂 = 沉淀+配体 1 • ＞1正向进行 K K 稳 K sp • ＜1逆向进行 • 2.沉淀 + 配体 = 配离子 +沉淀剂 • ＞1正向进行 K Ksp K稳 • ＜1逆向进行
• 三.配位平衡与氧化还原平衡 • 1.氧化型生成配离子：
• 第十章 配位平衡 • 一.配位反应： • Mn+ + aL [ MLa ]n-a • 当V生成= V解离时，配位反应达平衡 • 二.配位平衡常数（K稳）： • 1. K稳表达式： na • 2. K稳的意义： • 当配离子组成相似时， K稳越大，配离子越稳定。 • 如：[Cu(NH3)4]2+ K稳= 2.1×1013 • [Zn(NH3)4]2+ K稳=9.1×109 • [Ag(NH3)2] + K稳=1.1×107
反应前c/mol· L-1
• 第四节 配位平衡移动 • 一.配位平衡与酸碱平衡 • 1.配体的酸效应： • 增大溶液的酸度，配体与H+反应 生成共 轭酸，使配离子稳定性降低的现象称为配体 的酸效应。 • 2.金属离子的水解效应： • 降低溶液的酸度，Mn+发生水解反应，使 配离子稳定性降低的现象称为金属离子的水 解效应
第五节 螯合物 螯合物定义: 一个中心原子与多齿配体成键形成具有 环状结构的配合物.如[Cu(en)2]2+:
CH2 – NH2
Cu
NH2– CH2 2+
CH2 – NH2
2 2
NH2 – CH2
2-
再H
• 鳌合效应： • 螯合物特殊的稳定性称为螯合效应。 • 螯环越多螯合物越稳定。 • [Fe(CN)6]3• [FeY]• [CuY]• [Cu(en)2)]2+
氧化还原反应与配位平衡实验报告
氧化还原反应与配位平衡实验报告
氧化还原反应是一种化学反应，它涉及电子的转移。
在这种反应中，一个物质从一种形式转变成另一种形式，通常是氧化剂和还原剂之间的反应。
在氧化还原反应中，电子从一个物质转移到另一个物质上。
例如，在氧化铁的反应中，铁(Fe)将电子转移到氧(O2)上，使铁氧化成氧化铁(Fe2+)，而氧则被还原成水(H2O)。
配位平衡实验报告涉及研究氧化还原反应对参与反应物各种氧化态之间的平衡关系。
该实验使用标准溶液来测量参与反应物的初始氧化态。
然后，实验者将不同的金属离子添加到标准溶液中，以模拟反应的现实情况。
最后，实验者在不同时间内，测量不同物质的氧化态，分析氧化还原反应的变化，并绘制一个氧化还原曲线。
本实验可以帮助实验者了解参与反应物在氧化还原反应中的变化，并确定反应物之间的平衡常数。
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例题
Co
3
/ Co
2
解：
此时Co 3 和Co 2的浓度为： ceq (Co )
3 3
ceq {[Co( NH 3 ) 6 ] } K 稳 [ceq ( NH 3 )]6
3
, 当ceq {Co( NH 3 ) 6 ]3 } ceq ( NH 3 ) 1m ol/ L时
0.0592 1 E ( Ag / Ag ) lg 1 K稳
0.0592 8 0.7996 lg（9.1 10 ） 1
0.3828 （v）
由此例可以看出，当Ag+形成配离子后，E{[Ag(NH ) ]/Ag} 3 2
< E(Ag+/Ag) 相应电对的EΘ值由0.7996V降为
m m
推广到一般情况： [ MLa ]
n m
n
ne [ MLa ]
n
E {[ MLa ] /[ MLa ] } E ( M
/M
m
（MLa ） 0.0592 K 稳 ) lg n nm K稳 （MLa ）
带入能斯特方程： 0.0592 ceq {[ Ag ( NH 3 ) 2 ] } E（Ag / Ag） E（Ag / Ag） lg 2 1 K 稳 [ceq ( NH 3 )]
为 [Ag(NH 3 ) 2 ] / A
E {[ Ag ( NH 3 ) 2 ] / Ag} E ( Ag / Ag )
能力。
1、金属离子及其单质组成的电对
例题
已知298K时，E ( Ag / Ag) 0.7996 v, [ Ag( NH 3 ) 2 ] 的K
稳
1.1 10 ，
7
计算[ Ag( NH 3 ) 2 ] e Ag 2 NH 3的E
解： [ Ag( NH 3 ) 2 ] e Ag 2 NH 3可表达为： Ag e Ag 此时ceq [ Ag( NH 3 ) 2 ] ceq ( NH 3 ) 0.1m ol/ L
配位平衡与氧化还原平 衡
复习回顾
0.0592 [c(OX )] EE lg b n [c( RED)]
a
K稳
c eq [Cu ( NH 3 ) 4 ] c eq （Cu
2
4
)ceq ( NH 3 )
配合物的形成可使溶液中溶液中金属离
子的浓度降低，导致氧化还原电对的电极 电势发生变化，进而改变离子的氧化还原
[ Ag( NH 3 ) 4 ] 0.3828v，所以Ag在氨水里更容易氧化为
推广到一般情况： [ MLa ]
E {[ MLa ]
na
ne M aL
n
na
/ M } E (M
0.0592 1 /M) lg n K稳
小结：
当金属离子及其单质组成电对时， 氧化型Mn+ 可与配体形成配位化合物（配离子），Mn+浓度降 低，导致其电极电势降低。所形成的配离子越稳定 （K稳 越大），则电对的电极电势值越小，配离子 比相应的金属离子的氧化能力低。
0.0592 根据能斯特方程：E（Ag / Ag） E ( Ag / Ag ) lg c( Ag ) 1 8 ceq {[ Ag ( NH 3 ) 2 ] } 根据解离平衡：c eq( Ag ) K 稳 [ceq ( NH 3 )]2
1 9.110 m K稳
1 1 2 ceq (Co ) ，同理：ceq (Co ) K稳 K稳
带入能斯特方程： E [Co( NH 3 ) 6 ] /[Co( NH 3 ) 6 ]
E (Co 0.14v
3
3
2
E (Co / CO )
3
3
2
/ CO
2
K稳 （Co ） 0.0592 ) lg 2 1 K稳 （Co ）