第二章 酸碱和溶剂化学（课件）- 《中级无机化学（第2版）》同步教学（高教版）

第二章 酸 碱 和 溶 剂 化 学 酸碱理论 电子酸碱理论及HSAB规则 质子酸碱和质子溶剂 溶剂化学 水合焓 非水质子溶剂体系(酸性质子溶剂 碱性质子溶剂、亲核质子溶剂 类水两性溶剂) 非质子溶剂体系(van der Waals溶剂 Lewis碱溶剂 离子传递溶剂 熔盐体系) 酸碱强度的量度 水溶液中质子酸碱的强度(影响质子酸碱强度的因素 水溶液中质子酸碱的强度 含氧酸的酸性) 非水溶剂中的质子酸碱的强度 电子酸碱的强度 超酸和魔酸 习题：1，2，3，4，5，6，7，8，9 要点 酸和碱不能简单地分别定义为在解离时会产生H＋离子和OH－离子的物质。 即使是酸, 在水溶液中也不能产生游离H＋离子。 因为H＋是个裸露的原子核, 其半径极小, 为Li＋离子半径的五万分之一，其电荷密度很大(为Li＋离子的2.5×109倍)，易与水分子上的氧生成氢键。换句话说，裸露的原子核在水中是不可能稳定存在的，易被水合。 2.1 酸碱理论 H＋(g)离子水合时放出大量的热量： H＋(g) H＋(aq) ΔhydHm＝－1091.1 kJ·mol－1 如此多的热量表明水合趋势很大，H＋在水中是同水分子结合在一起而存在的: H H H 如 H O: H O······H O H H (H3O＋) (H5O2＋) 酸在水中产生的是H3O＋(写成H3O＋是一种简化, 意指H＋是与H2O结合在一起的): H H H H 此外，在某些离子型晶体中也存在氧鎓离子H3O＋，如 H3O＋ClO4－(s)。 O ······H Cl →[ O H]＋ ＋ Cl－ H2O  2.1.1 Lewis电子酸碱理论及HSAB规则 Lewis(路易斯)电子酸碱理论 Lewis电子酸碱理论是一个广泛的理论，它完全不考虑溶剂, 实际上许多Lewis酸碱反应是在气相中进行的。在Lewis酸碱反应中，一种粒子的电子对用来与另一种粒子形成共价键。“供给”电 子对的粒子是碱，而“接受”电子对的粒子是酸。反应可以写成： A(酸)＋:B(碱) A←B 显然，Lewis酸应该有空的价轨道，这种轨道可以是轨道，也可以是轨道。而Lewis碱应该有多余的电子对，这些电子可以是电子，也可以是电子。 根据这种反应的实质，可以把Lewis酸叫做电子接受体或亲电试剂，而把Lewis碱叫做电子 给予体或亲核试剂。 右图示出Lewis酸碱的可能轨道重叠，左边是酸的空轨道的情形(空轨道的情形未画出)。 (a) σ (b) π 叠 属于Lewis酸的有: ① 正离子，如Cu2＋、Ni2＋、Al3＋，这些金属离子包含有可用于成键的未被占据的价轨道； ② 含有价层未充满原子的缺电子化合物，如BX3，AlX3； ③ 含有价层可扩展的原子的化合物，如SnCl4(利用外层空d 轨道)。 属于Lewis碱的有： ① 阴离子(如Cl－、F－、PO43－等)； ② 具有孤对电子的中性分子，如NH3、H2O等； ③ 含 键的分子(如C2H4、C2H2、 cp等，可将 电子给出)。 许多Lewis酸碱反应的实质是酸碱的传递反应： 如：B:＋B'→A B→A＋:B' (碱的置换或酸的传递) A＋B→A' B→A＋A' (酸的置换或碱的传递)