中级无机化学讲义一、酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论）１、酸碱的定义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。H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中和反应的实质是：H++OH-===H2O。电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无水的情况下，电离理论又无法适应。如HCl的苯溶液是酸还是碱。酸碱理论酸碱理论酸碱理论酸碱理论酸碱理论酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是质子传递的酸碱中和反应。(1)电离作用：根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子酸碱的质子传递反应。在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。酸碱理论氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水中的电离过程)。H2O+NH3NH4++OH-酸1碱2酸2碱1酸碱理论酸碱理论酸碱理论....酸碱理论四、溶剂体系理论（自电离理论）....五、鲁克斯的氧负离子理论.酸碱强度水溶液酸碱性和无氧酸的强度二含氧酸非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基团的氢氧化物。作为这类化合物的中心原子R,它周围能结合多少个OH,取决于R+n的电荷数及半径大小。通常R+n的电荷高，半径大时，结合的OH基团数目多。当R+n的电荷高且半径小时，例如Cl+7应能结合七个OH基团，但是由于它的半径太小(0.027nm)，容纳不了这许多OH，势必脱水，直到Cl+7周围保留的异电荷离子或基团数目，既能满足Cl+7的氧化态又能满足它的配位数。处于同一周期的元素，其配位数大致相同。.在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式：R(OH)n→R(OH)n-1+OH-碱式离解R(OH)n→RO(OH)n-1+H+酸式离解R(OH)n按碱式还是按酸式离解，主要是看R-O键和O-H键的相对强弱，若R-O键弱，就进行碱式电离，若O-H键弱时就进行酸式离解。R-O与O-H键的相对强弱又决定于“离子势”——阳离子的极化能力。由卡特雷奇(Cart-ledge,G.H)提出的。离子势的表示式：R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的吸引力强R-O键能大，则R(OH)n主要是酸式解离，显酸性。反之亦然。如:S6+:Z=+6r=0.030nm=200当1/2>10时R(OH)n显酸性Al3+:Z=+3r=0.051nm=59当10>1/2>7时R(OH)n显两性Na+:Z=1r=0.097nm=10当1/2<7时R(OH)n显碱性含氧酸的强度含氧酸HnROm可写为ROm-n(OH)n，分子中的非羟基氧原子数N＝m-n鲍林(Pauling,L.)归纳出：(1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值为5。例如:H2SO3的K1=1.2×10-2,K2＝1×10-7。(2)含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下的关系：K1≈105N-7，即:pKa≈7-5N如:H2SO3的N=1,K1≈105×1-7≈10-2,pK1≈2契劳尼斯(Cheronis,N.D.)曾经建议按Ka值大小将酸强度分为四类其中常用的三类为：强酸Ka≥1弱酸Ka=10-7～1极弱酸Ka=10-14～10-7例1：试推测下列酸的强度。(K1≈105N-7)HClO4HClO3HClO2HClO105×3-7105×2-7105×1-7105×0-7=10810310-210-7酸的强度为：HClO4>HClO3>HClO2>HClO例2：试推测下列酸的强度HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4K1≈105N-7105×3-7105×2-7105×1-7105×0-7=10810310-210-7酸的强度为：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4例3：试推测下列酸的强度HNO3H2CO3H3BO3K1≈105N-7105×2-7105×1-7105×0-7=10310-210-7酸的强度为：HNO3>H2CO3>H3BO3例4：试推测下列酸的强度HClOHBrOHIO这些酸属于同一类型，非羟其氧数相同，但由于成酸元素的电荷及吸电子能力的强度不同或R-O键长不同，它们的酸性也不同。Cl的电负性比Br强、Cl-O比I-O键的键长短。所以酸的强弱应为：酸的强度为：HClO>HBrO>HIO电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离电解质的电离同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液同离子效