工科基础化学第三章.ppt

第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 可溶弱电解质的单相离子平衡,3.1.1 酸碱理论概述,3.1.1.3 酸碱电子理论的基本概念,3.1.1.2 酸和碱的相对强弱,3.1.1.1 阿累尼乌斯电离理论和酸 碱质子理论,3.1.1.1 阿累尼乌斯电离理论和酸碱质子理论,一、阿累尼乌斯电离理论1、定义：认为，电解质在水溶液中能够电离，电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸，电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。,2、这一理论的意义和优缺点(1)a、在化学组成上揭示了酸碱的本质，解释了一些实验事实。b、找到了衡量酸、碱、强度的定量标准，因此是人类对酸碱认识的一大飞跃。（2）此理论只限于在水溶液中，有很大局限性，无法解释非水溶液中的酸碱性问题。如：液氨 2NH3（l）NH4+NH2-显碱性 阿累尼乌斯电离理论无法解释,1、酸碱质子理论的基本概念 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）,二、酸碱质子理论,（1）质子理论中的酸碱即可以是分子，也可以是离子,如：酸：H2SO4,HSO4-,NH4+,HPO42-,HCO3-.碱：Cl-,NH3,SO42-,CO32-,OH-,HPO42-,（2）有的离子即可以是酸，也可以是碱。称为两性物质如：HSO4-、HS-、H2O、HPO42-、H2PO4-等按质子理论，酸与碱并不是孤立的，酸给出质子成为碱，碱接受质子成为酸。如：H2PO4-H+HPO42-酸 碱,注意:称其酸碱，一定要有对应关系。在共轭酸碱对中，酸越强，共轭碱越弱，反之亦然,（3）质子理论中没有盐的概念 在电离理论中酸碱反应是生成了盐和水，而质子论的酸碱反应是质子传递过程，由两种酸、碱通过质子传递生成了另外两种新酸、新碱。如：,NH3+HCl NH4+Cl-,碱1 酸2 酸1 碱2,2、质子理论的优缺点：,（1）优点：质子理论定义酸碱不受溶液限制，可以是水溶液，也可以是非水溶液，克服了电离理论的缺点。而且质子理论还可将电离理论中的电离作用、中和作用、水解作用等各类离子反应归纳为质子传递式酸碱反应，加深了人们对酸碱的认识。,（2）局限性：质子理论只限于质子的放出和接受，必须含H+,不能解释不含氢的一类化合物，如“SO2,SO3,BF3”等。,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”。,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。,3.1.1.2 酸和碱的相对强弱,HCl HAc HCN,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：,HIHClO4HClH2SO4HNO3,Lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。,Lewis 碱：凡是给出电子对的离子或分子，如：X,:NH3,:CO,H2O:等。,Lewis酸与Lewis碱之间 以配位键结合生成酸碱加合物。,3.1.1.3 酸碱电子理论,优缺点,优点：由于电子理论中酸碱反应生成了酸碱配合物，因此有配位键存在的化合物即是酸碱配合物，所以一切盐类，金属氧化物及其它大多数无机化合物、有机化合物都是酸碱配合物，应用非常广泛。缺点：由于包括范围过于广泛，从而不易掌握酸碱的本质特征，而且没有一个衡量酸碱强弱的标准，不能定量计算。,小结：三个理论不要做比较，包含各个理论解决的范围不同。水溶液中用电离理论较方便，在非水溶剂中成气 态反应中，质子理论应用较广，而电子理论主要应用于配位化学上。,3.1.2 水的解离平衡和溶液的pH,二、溶液的pH,一、水的解离平衡,一、水的解离平衡,H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq),或 H2O(l)H+(aq)+OH(aq),25纯水：c(H+)=c(OH)=1.010-7molL-1,二、溶液的pH,酸性H+OH-;碱性H+10-7 H+10-7 H+=10-7,溶液中氢离子浓度的负对数叫pH值 pH=-lgH+p0H=-lgOH-,-lgH+(-lgOH-)=-lg1.010-14pH+pOH=14,pH值的测定:(1)酸度计（2）pH试纸,3.1.3 弱酸、弱碱的解离平衡,二、多元弱酸的解离平衡,一、一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸的解离平衡,一、一元弱酸、弱碱的解离平衡,HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A(aq),初始浓度/molL-1 0.10 0 0,平衡浓度/molL-1 0.10 x x x,HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq),例：计算25时，0.10 molL-1 HAc溶液中的H3O+,Ac,HAc,OH浓度及溶液的pH。,解：,当c/Ka 500时，误差可达5%以下，可近似计算。0.10-X0.10,解离度(a),c(H3O+)=c(Ac)=1.3103 molL-1,c(HAc)=(0.10-1.3103)molL-10.10molL-1,c(OH)=7.71012 molL-1,与 的关系：,HA(aq)H+(aq)+A(aq),平衡浓度/molL-1 c c c c,初始浓度/molL-1 c 0 0,2.一元弱碱的解离平衡,NH3H2O NH4+OH-,例：已知25时，0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH),pH和氨的解离常数。,c0/molL-1 0.200 0 0,解：,ceq/molL-1 0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%,由此可知：Ka、Kb互成反比，如果酸越强，它的共轭碱就越弱，反之，酸越弱，其共轭碱就越强。,小结：(1)Ka、Kb同样是一种化学平衡常数，它符合 化学平衡的基本规律。(2)Ka、Kb值越大，说明其酸（碱）强度越大。(3)Ka、Kb与浓度无关，只随温度变化。,3.Ka、Kb二者的关系,二、多元弱酸的解离平衡,结论：,多元弱酸的解离是分步进行的，一般。溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。,对于二元弱酸，当 时，c(酸根离子)，而与弱酸的初始浓度无关。,共轭酸碱对的 KaKb=Kw,3.1.4 缓冲溶液,3.1.4.4 缓冲范围和缓冲能力,3.1.4.3 缓冲溶液pH的计算,3.1.4.2 缓冲溶液,3.1.4.1 同离子效应,同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。,3.1.4.1 同离子效应,平衡移动方向,例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac(s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH和 HAc的解离度。,x=1.810-5 c(H+)=1.810-5 molL-1,0.10 x 0.10,0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%,解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq),ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+x,c0/(molL-1)0.10 0 0.10,pH=4.74，=0.018%,50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.74,缓冲溶液：具有能保持本身pH相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH的溶液)。,加入1滴1molL-1 HCl,加入1滴1molL-1 NaOH,实验：,50ml纯水pH=7,pH=4.73 pH=4.75,3.1.4.2 缓冲溶液,弱酸极其共轭碱或弱碱极其共轭酸所组成的溶液,pH=3 pH=11,缓冲作用原理:主要是依据同离子效应的作用,平衡体系中:加入H+，平衡左移，消耗H+；加入OH-，平衡右移，生成H+。这样，加入少量酸碱，溶液的pH值不会发生显著变化。,作为缓冲溶液的条件:,首先混合液中存在一个弱电解质的电离平衡，另外,要有大量的同离子酸根.常见的缓冲溶液包括:1)弱酸及其盐 HAc-NaAc,H2CO3-NaCO32)弱碱及其盐 NH3H2O-NH4Cl3)多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐 NaH2PO4-Na2HPO4,NaHCO3-Na2CO3,弱酸弱酸盐：,由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA),c0(A)代替c(HA),c(A)。,3.1.4.3 缓冲溶液pH的计算,例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3,2.弱碱 弱碱盐（NH3 H2O NH4Cl）,3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液,例1：,如 NaHCO3Na2CO3,NaH2PO4Na2HPO4,弱酸弱酸盐,弱碱弱碱盐,小结：,结论：,缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及 c(A)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。,缓冲溶液的缓冲能力是有限的；,决定的，,例题：欲配置1LpH=5的缓冲溶液，如果要求HAc浓度为0、20mol，需1 mol/L的HAc、NaAc各多少升？,解：pH=pKa-lgC酸/C盐盐C盐=0.36mol/l又因为 C1V1=C2V2对于HAC:0.21=1VHAC VHAC=0.2(L)对于NaAC:0.361=1VNaAC VNaAC=0.36(L),4.缓冲溶液的计算,例2:100ml 0.2mol/LHAc溶液中加入等体积的和0.2mol/L的NaA c溶液，混合后计算溶液的pH值。若往上述溶液中加入1.0 ml 0.1mol/L HCl溶液,计算此时溶液的pH值?（已知HAc的Ka=1.7510-5，及pKa=4.76）,解：HAc和NaAc溶液组成缓冲溶液（1）因等体积混合，c（HAc）=c（NaAc）=0.2/2=0.1mol/L,（2）加入少量HCl时，认为H+几乎全部与Ac-结合生成HAc,例：求 30mL 2.0molL-1 NH3溶液和 10mL 2.0 molL-1 HCl的混合后溶液的pH值。（已知NH3的pKb=4.76）,解：先反应再计算,3.1.4.4 缓冲范围和缓冲能力,所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；,缓冲溶液的选择和配制原则：,或 尽可能接近所需溶液的pH值；,欲配制的缓冲溶液的 pH 值,应选择的缓冲组分,若 或 与所需pH不相等，依所需pH调整,第二节 难溶电解质的多相离子平衡,2.3 两种沉淀之间的平衡,2.2 沉淀的生成与溶解,2.1 溶解度和溶度积,2.1 溶解度和溶度积,2.1.3 溶度积和溶解度间的关系,2.1.2 溶度积,2.1.1 溶解度,在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量，叫做溶解度通常以符号 S 表示。对水溶液来说，通常以饱和溶液中每 100g 水所含溶质质量来表示，即以：g/100g水表示。,2.1.1 溶解度,在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。,2.1.2 溶度积,在一定条件下，当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡。溶度积常数：一定温度下，难溶电解质饱和溶液中，离子浓度系数次方的积为一常数，为溶度积常数。简称溶度积,表示为,比如：,一般沉淀反应：,可简写为：,说明：1.溶度积常数为温度的函数，温度一定，则Ksp一定；2.能够反应电解质的溶解能力，Ksp越大，则电解质的溶解能力越强。,溶度积和溶解度间的关系,溶度积和溶解度的相互换算溶度积与溶解度都可以用来表示物质的溶解能力，它们之间可以相互换算,例：25oC，AgCl的溶解度为1.9210-3 gL-1，求同温度下AgCl的溶度积。,解：已知 Mr(AgCl)=143.3,说明：由溶度积转换的浓度单位为：molL-1,解：,例：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.110-12，求同温下S(Ag2CrO4)/gL-1。,不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小。,Ag2CrO4,*相同类型的难溶电解质,其 大的 S 也大。,),CrO,Ag,(,),AgCl,(,4,2,2.2 沉淀的生成与溶解,2.2.3 沉淀的溶解平衡,2.2.2 同离子效应与盐效应,2.2.1 溶度积规则,沉淀溶解平衡的反应商判据,即溶度积规则：,2.2.1 溶度积规则,Q 平衡向左移动，沉淀析出；,Q=处于平衡状态，饱和溶液；,Q 平衡向右移动，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。,例：,BaCO3的生成。,加 BaCl2 或 Na2CO3,加酸,利于 BaCO3 的溶解。,2,3,),(CO,Q,Q,c,-,或 促使,2,3,),(CO,Q,Q,c,-,例：150ml 0.02mol/LMgCl2溶液中加入50ml的 0.1mol/L NaOH溶液，有何现象？,解：溶液混合瞬间离子浓度分别为：C（Mg2+）=n1/V=0.02150/（150+50）=0.015 mol/L C（OH-）=n2/V=0.02150/（150+50）=0.025 mol/L 则溶液中有关离子的乘积为：Q=C（Mg2+）C2（OH-）=0.015（0.025）=9.410-6查表知Ksp（Mg（OH）2）=5.6110-12由溶度积规则，由于Q Ksp，则有白色沉淀析出,2.2.2 同离子效应与盐效应,1.同离子效应在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。,盐效应：在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。,2.盐效应,2.2.3 沉淀的溶解平衡,1.沉淀的生成 根据溶度积规则，要使某物质析出沉淀，必须使Q Ksp；环境保护中常用可溶性氢氧化物或其它沉淀剂来去除工业废水中的Cr3+，Zn2+，Pb2+等有害离子。通常:当溶液中被沉淀离子浓度小于10-5(mol/l)时，认为沉淀完全了。,可以通过控制溶液的pH值，使得QKsp，则有沉淀生成，例如：,某工厂排放的废水中含有96mg/L的Zn2+，用化学沉淀法应控制PH值为多少时才能达到排放标准（5mg/L）？,解：用化学沉淀法使Zn2+生成Zn(OH)2,从而使Zn2+浓度减小，以达排放标准。5mg/L换算成物质的量浓度为：7.710-5mol/L,此时利用溶度积规则估算应控制OH-浓度及PH值：(C(OH-)/C)2(C(Zn2+)/C)Ksp(Zn(OH)2),POH6.00 即：PH8.00即PH值不小于8.00时才能达到排放标准,2.82,6.85,pH,可将pH值控制在 2.82 6.85 之间,Fe3+沉淀完全,Ni2+开始沉淀,例题：在含有0.10molL-1 Fe3+和 0.10molL-1 Ni2+的溶液中，欲除掉Fe3+，使Ni2+仍留在溶液中，应控制pH值为多少?,解：,c(Fe3+)10-5,2.沉淀的溶解,若想使沉淀溶解，必须满足溶度积规则QKsp，因为温度不变，sp是一常数，只能设法减小Q，即降低有关离子浓度。,(1)生成弱电解质,许多难溶物能在酸或铵盐溶液中溶解生成水。比如金属离子的氢氧化物。,例题：在0.20L的 0.50molL-1 MgCl2溶液中加入等体积的 0.10molL-1的氨水溶液，问有无Mg(OH)2沉淀生成？为了不使 Mg(OH)2沉淀析出，至少应加入多少克NH4Cl(s)？(设加入NH4Cl(s)后体积不变),解：,.,Mg(OH),),2,(,2,Q,沉淀析出，,为了不使,许多难溶物能在酸溶液中溶解，生成弱酸，如CaF2，CaCO3，CaC2O4等弱酸盐。以CaO3为例，溶解反应为：CaCO3 Ca2+CO32-,+2H+H2CO3,(2)生成配合物,许多难溶物可能不溶于酸溶液，但可以使之生成配离子而溶解。如：,降低了Cd2+的浓度，因QKsp,而使CdS沉淀溶解,由于生成了稳定的配离子，降低了银离子的浓度，使得QKsp而使AgCl沉淀溶解,2.3 两种沉淀之间的平衡,2.3.2 沉淀的转化,2.3.1 分步沉淀,溶液中如果含有几种离子，加入某种沉淀剂，如可以和多种离子生成难溶化合物，但是根据溶度积规则，这些沉淀形成的先后顺序不同，通常，需要该离子浓度较低的先沉淀。这种在一定条件下，使溶液中的多种离子按顺序先后沉积下来的现象，我们称之为分步沉淀。,2.3.1 分步沉淀,实验：,分步沉淀的次序：,与 的大小及沉淀的类型有关 沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同，小者先沉淀，大者后沉淀；沉淀类型不同，要通过计算确定。,),I,(,),(AgI,),Cl,(,),(AgCl,sp,sp,-,-,c,K,c,K,与被沉淀离子浓度有关,借助于某种试剂，将一种难溶物向另一种难溶物转变的过程，称之为沉淀的转化。例：将碘化钾溶液加入到白色的氯化银沉淀中，振荡后，白色沉淀会部分甚至全部转化成黄色沉淀。其转化过程为：,2.3.2 沉淀的转化,AgCl（S）Ag+Cl-,+I-AgI,AgCl（S）+I-AgI+Cl-,结论：,沉淀类型不同，计算反应的。,沉淀类型相同,大（易溶)者向 小（难溶)者转化容易，二者 相差越大，转化越完全，反之 小者向 大者转化困难；,3.3.1 配位化合物的基本概念,3.3.4 配合物在水溶液中的稳定性,3.3.2 配位化合物的组成,3.3.3 化学式的书写和配合物的命名,3.3.5 配位反应的应用,3.3 配位化合物的离子平衡,.1 配位化合物的基本概念,让我们先看一个实验：,配位化合物可看成是由中心离子与配位体以配位键结合而成的一类化合物。,1.配位化合物,由一方单独提供电子而由双方共同使用所形成的共价键我们称之为配位键,其中能够提供空轨道的原子或离子统称为中心体，也称形成体。大多数金属离子特别是过度金属离子,能够提供空轨道，都可以作为中心离子,例如:Cu2+、Fe3+、Co3+、Ag+、Pt4+,2.中心体、配位体和配位原子,2.中心体、配位体和配位原子,能够提供孤电子对的分子或离子(如NH3分子、CO分子和CN离子)叫做配位体(Ligand),配位体中与中心原子直接键合的原子叫配位原子(如配位体NH3中的N原子，配位体CN-和CO中C原子)。,.单多齿配位体 因含有的配位原子数目不同分为单齿配位体 和多齿配位。,单齿配体：一个配体只提供一个配位原子,多齿配体：一个配体能提供多个配位原子,乙二胺（en）,乙二胺四乙酸根 EDTA（Y4）,乙二酸根（草酸根）,配合物中直接与中心体结合的配位原子的总数,.配位数,例如：,螯合物(Chelate)是中心离子与多齿配位体形成的一种环状结构的配合物。能和中心离子形成螯合物的，含有多齿配体的配合剂叫螯合剂(Chelating agent)。常见的螯合剂是含有N、O、S、P等配位原子的有机化合物，如en、Y4+等大多数螯合物具有五元环或六元环非常稳定的结构，具有特殊的颜色，且不溶于水。生成颜色更深的螯合物。,.螯合物和螯合剂,1,10-菲咯啉与Fe2+形成的螯合物，其中存在3个五元环,卟啉环与Mg2+离子的配位是通过4个环氮原子实现的。叶绿素分子中涉及包括Mg原子在内的4个六元螯环,3.3.2 配位化合物的组成,外界,内界,只 有 内 界,配合物通常是由内结合外界两部分组成的，内界为配合物的特征部分，是中心离子和配位体结合而形成的一个相对稳定的整体，在配合物的化学式中，一般用方括号标明，不在内界的其它离子距离中心体较远，构成外界,中心体 提供空轨道 电子对接受体 Lewis酸配位体 提供孤对电子 电子对给予体 Lewis碱,内外界之间的命名配酸：酸配碱：氢氧化配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根加“化”字，复杂酸根加“酸”字。,.3 化学式的书写和配合物的命名,配合物的命名原则：,配体数 配体名称 合 中心体名称（氧化数）,以二、三、四表示,不同配体“”分开,以罗马数字、表示,配体次序：先无机后有机，例如：KPtCl3(C2H4)：三氯乙烯合铂()酸钾。先阴离子后阳离子，最后中性分子，例如：KPtCl3NH3：三氯氨合铂()酸钾；同类配体，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列，例如：Co(NH3)5H2OCl3：氯化五氨水合钴()；配位原子相同，少原子在先；配位原子相同，且配体中含原子数目又相同，按非配位原子的元素符号英文字母顺序排列，例如：PtNH2NO2(NH3)2：氨基硝基二氨合铂()；,硫酸四氨合铜(),乙二胺四乙酸根合钙()离子,三硝基三氨合钴(),五羰(基)合铁,(三)氯化五氨水合钴(),硝酸羟基三水合锌(),五氯氨合铂()酸钾,氢氧化四氨合铜(),六氯合铂()酸,命名下列配合物和配离子：（1）(NH4)3SbCl6;（2）Co(en)3Cl3（3）Cr(H2O)4Br2Br2H2O,(1)六氯合锑酸铵（）(2)三氯化三（乙二胺）合钴（）(3)二水合溴化二溴四水合铬（）,Solution,Question 2,在一定温度下，当某配离子生成反应达到平衡时，平衡常数就是配离子的稳定常数，记做Kf或K稳；解离反应的平衡常数为不稳定常数，用Kd或K不稳表示,.4.配合物在水溶液中的稳定性,(1)平衡常数,解离常数,Kf越大，配离子越稳定,只能在配位体数目相同的配位体之间进行。,Solution,Question 11,使用 值的大小比较配位实体的稳定性时,应注意什么?,对同类型的配位体而言,Kf 增大,其稳定性 也增大。,(2)逐级稳定常数,Cu2+离子实际存在的形式是Cu(H2O)42+,这意味着NH3分子配位时不是进入Cu2+离子的空配位层,而是取代原来配位层中的H2O分子,而且是分步进行的:,与反应对应的形成常数叫逐级稳定常数(Stepwise formation constant)，分别用,和 表示：,(3)累积稳定常数,配合物的总累积稳定常数等于逐级稳定常数的乘积,室温下，0.010mol的AgNO3(s)溶于 1.0L0.030 mol L-1 NH3 H2O中（设体积不变），计算该溶液中游离的Ag+、NH3和 的浓度。（Kf=1.67107）,Solution,Question 12,applications of complexes,配合物的应用,(3)在湿法冶金中的应用,4Au+8NaCN+2H2O+O2=4NaAu(CN)2+4NaOH,照相技术中负片必需经过定影操作才能见光。定影阶段的任务是去掉负片上原先未曝光的AgBr微粒,让黑色的金属Ag微粒留下来。常用定影剂是硫代硫酸钠的水溶液:,由于配离子Ag(S2O3)23-的稳定常数大,该反应能够进行完全,结果导致AgBr(s)溶解。负片一旦被定影,就可用来产生正像,即最终的照片。,叶绿素(chlorophylls a)是镁的大环配合物，作为配位体的卟啉环与Mg2+离子的配位是通过4个环氮原子实现的。叶绿素分子中涉及包括Mg原子在内的4个六元螯环。,叶绿素是一种绿色色素,它能吸收太阳光的能量,并将储存的能量导入碳水化合物的化学键。,输氧的血红素是个铁卟啉化合物,是血红蛋白的组成部分。Fe原子从血红素分子的,血红蛋白本身不含图中表示出来的那个O2分子，它与通过呼吸作用进入人体的O2分子结合形成氧合血红蛋白，通过血流将氧输送至全身各个部位。,下方键合了蛋白质链上的1个N原子，圆盘上方键合的O2分子则来自空气。,