【正文】 大學(xué)化學(xué)（一） Section: Inanic and Analytical Chemistry 內(nèi)蒙古大學(xué)化學(xué)化工學(xué)院 胡明 Email： Tel.: 04714992452轉(zhuǎn) 60206 辦公室：化學(xué)院南樓 206 第一章 : 酸堿反應(yīng) 第二章 : 沉淀反應(yīng) 第三章 : 氧化還原反應(yīng) 第四章 : 原子結(jié)構(gòu)與 元素周期律 無(wú)機(jī)化學(xué)部分 （ 課程設(shè)置及主要內(nèi)容 ） 第五章 :化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu) 第六章 :配位反應(yīng) 第七章 : 元素性質(zhì)（一） 第八章 : 元素性質(zhì)（二） 第 1章：酸堿反應(yīng) 酸堿理論概述 電解質(zhì)溶液的電離平衡 酸堿平衡中有關(guān)濃度的計(jì)算 緩沖溶液 第 1章：酸堿反應(yīng) 酸堿理論概述 酸堿電離理論 (Arrhenius酸堿理論） 酸堿溶劑理論 酸堿質(zhì)子理論 (Br?nsted酸堿理論） 酸堿電子理論 (Lewis酸堿理論） 軟硬酸堿理論 (Pearson酸堿理論） ? 酸堿電離理論 （瑞典化學(xué)家 S. A. Arrhenius,1884年） ? 酸堿溶劑理論（美國(guó)科學(xué)家 E. C. Franklin） ? 酸堿質(zhì)子理論 （丹麥化學(xué)家 J. N. Br?nsted， 英國(guó)化學(xué)家 T. M. Lowry ,1923年） ? 酸堿電子理論 （美國(guó)化學(xué)家 L. N. Lewis） ? 軟硬酸堿理論 （ 美國(guó)化學(xué)家 R. G. Pearson,1963年） 酸 堿 酸堿反應(yīng) 酸堿電離理論 酸堿電離理論 (Arrhenius酸堿理論） 經(jīng)典酸堿理論 酸： 水溶液中電離出的陽(yáng)離子全部是 H+的化合物。 堿： 水溶液中電離出的陰離子全部是 OH 的化合物。 酸堿反應(yīng) ： H+ + OH = H2O (中和反應(yīng) ) 電解質(zhì) ： 酸、堿、鹽 局限性：非 水溶液， 氨水堿性（ NH4OH） 酸堿溶劑理論 酸： 凡能離解而產(chǎn)生溶劑正離子的物質(zhì)為酸。 堿： 凡能離解而產(chǎn)生溶劑負(fù)離子的物質(zhì)為堿。 水溶劑： H2O H+ + OH 液氨溶劑： 2NH3 NH4+ + NH2（液氨） NH4Cl NH4+ + Cl NaNH2 Na+ + NH2 酸堿反應(yīng)： NH4Cl + NaNH2 － NaCl + NH3 經(jīng)典酸堿理論的擴(kuò)展 局限性： 僅適用于溶劑能離解系統(tǒng)，例如水、 氨、 醇、冰乙酸、丙酮等體系 酸堿質(zhì)子理論 (1) 酸： 凡在反應(yīng)中能給出質(zhì)子的物質(zhì)為酸。 堿： 凡 在 反應(yīng)中能接受質(zhì)子的物質(zhì)為堿。 酸 質(zhì)子 ＋ 堿 HAc H+ + Ac (布朗斯特酸堿理論） 質(zhì)子酸、堿（ Br?nsted 酸、堿） 定義： 共軛酸堿對(duì)－共軛共存 (酸 ) (質(zhì)子 ) (堿 ) 酸堿質(zhì)子理論 (2) 共軛酸堿對(duì) (酸 ) (質(zhì)子 ) (堿 ) HAc H+ + Ac NH4+ H+ + NH3 HSO4 H+ + SO42 [Fe(H2O)6]3+ H+ + [Fe(H2O)5(OH)]2+ +H3NCH2COOH H+ + H2NCH2COOH 酸堿半反應(yīng) ： 共軛酸堿對(duì)得失質(zhì)子的反應(yīng)。 相對(duì)性 H2SO H+ + HSO4 兩性物質(zhì)！ H2O , HCO3 , HSO4 ? 酸堿質(zhì)子理論 (3) HAc H+ + Ac H+ + H2O H3O+ (酸 1) (堿 1) (堿 2) (酸 2) HAc + H2O H3O+ + Ac (酸 1) (堿 2) (酸 2) (堿 1) HAc H+ + Ac 簡(jiǎn)化平衡式 酸堿反應(yīng)：質(zhì)子的轉(zhuǎn)移 酸堿質(zhì)子理論 (4) H2O + H2O H3O+ + OH H2O H+ + OH 質(zhì)子自遞作用： 水分子之間存在質(zhì)子的傳遞作用 水的離子積： Kw = [H3O+][OH] = [H+][OH] 25℃ , Kw = 1014, pKw= 適用于水溶液、非水溶液，無(wú)鹽的概念。 酸堿電子理論 酸： 可以接受電子對(duì)的分子或離子； 電子對(duì)的接受體。 堿： 可以給出電子對(duì)的分子或離子；電子對(duì)的給予體 酸堿配合物： 酸堿之間以共價(jià)健結(jié)合 Lewis酸堿理論 酸 堿 酸堿配合物 H+ + :OH H:OH Ag+ + 2[:NH3] 3HN:Ag:NH3 軟硬酸堿理論（自學(xué)） 硬酸，軟酸交界酸和硬堿，軟堿，交界堿 硬酸 ： 電荷較多，半徑較小，外層電子被原子核束縛得較緊而不易變形的正離子，如 B3+, Al3+, Fe3+等； 軟酸 ： 電荷較少，半徑較大，外層電子被原子核束縛得較松而容易變形的正離子， Cu+， Ag+， Cd2+等； 交界酸 ： Fe2+， Cu2+等； 硬堿： 負(fù)離子和分子，其配位原子電負(fù)性大、吸引電子能力強(qiáng)，半徑較小，難失去電子，不易變形，如 F， OH和 H2O； 軟堿 ： 負(fù)離子和分子，其配位原子電負(fù)性小、吸引電子能力弱，半徑較大，易失去電子，易變形，如 I， SCN ， CN ， CO等； 交界堿 ： Br， NO2 等； 軟硬酸堿規(guī)則 ： 硬酸與硬堿，軟酸與軟堿結(jié)合，易形成穩(wěn)定配合物 第 1章：酸堿反應(yīng) 酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱 電解質(zhì)溶液的電解平衡 強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論 弱電解質(zhì)溶液的電離平衡 強(qiáng) 電解質(zhì)溶液理論 強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論的提出 1887年阿侖尼烏斯提出酸堿的電離理論，認(rèn)為電解質(zhì)在水溶液中是電離的，但 實(shí)驗(yàn)證明， 包括 KCl這樣的強(qiáng)電解質(zhì)在內(nèi)，電離都是不完全的。 1923年，德拜 (PDebye)和休克爾 (EH252。ckel)提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論。 mol/L KCl HCl NaOH 表觀電離度 86% 92% 91% 1 離子強(qiáng)度 德拜和休克爾認(rèn)為：強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全電離成正負(fù)離子。但離子間存在著相互作用，正離子要受到其周圍負(fù)離子的靜電引力，負(fù)離子要受到其周圍正離子的靜電引力。離子在受到帶有異種電荷的離子相吸的同時(shí)，還要受到帶有同種電荷的離子的相斥。即離子的行動(dòng)并不使完全自由的。 表現(xiàn)為實(shí)驗(yàn)測(cè)定 強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中表觀電離度小于100% 溶液中離子的濃度越大，或離子所帶電荷數(shù)目越多，離子之間的相互作用就越強(qiáng)。