【文章內(nèi)容簡介】 )4 綜上所述 , 所有缺電子物種都可以表現(xiàn)為 Lewis酸 , 所有富電子物種都可以表現(xiàn)為 Lewis堿。 Lewis酸： ①所有正離子皆為酸： Ni2+、 Cu2+、 Fe2+、 Zn2+、 Cr3+、 Al3+等 ② 含有價殼層未充滿的原子的化合物 : ( 如 : BF AlCl3等 ) CH3 BF3 + CH3－ O－ CH3→FB3－ O CH3 AlCl3 + :Cl → AlCl4 ③ 具有極性雙鍵分子 : 如含有羰基的分子 R R R :N≡C:δ + δ+ C＝ O → :N≡C－ C－ O: H+ :N≡C－ C－ OH R R R (堿 ) (酸 ) (氰醇 ) ④含有價殼層可擴(kuò)展的原子的化合物 例 : SnCl4 + 2Cl → SnCl62 Lewis堿 : ①陰離子 :如 F 、 Cl 、 OH 、 CN 等 (所有陰離子 ) ②具有孤對電子的中性分子 :如氨、胺、水、 CO、CH3OH、 CH3COCH3 ③ 含有碳－碳雙鍵的分子 例 :蔡斯鹽 K[Pt(C2H4)Cl3] CH2 ? Pt2+ + 3Cl + C2H4 [ Cl3Pt ] CH2 含有 σ 配鍵也含有 π配鍵形成 σ , π鍵配合物 表 13 某些 Lewis酸堿及其反應(yīng)加成物示例 酸 堿 酸堿加成物 HNO3 H2O H2O → HNO3 = H3O+ + N O3 H2O NH3 NH3→ H2O = NH4+ + OH NH4+ NH2 H2N:→ HNH3+ = NH3 + NH3 H3O+ OH HO:→ HOH2+ = H2O+ H2O SO3 O2 :O:2 → SO3 = SO42 HClO4 HF HF: → HCl O4 = H2F+ + C lO4 BrF3 CsF CsF: → BrF3 = Cs+ + BrF4 FeCl3 Cl :Cl:→ FeCl3 = FeCl4 H2O CN NC:→ HOH = HCN + OH Cu2+ NH3 (H3N:)4→ Cu2+ = Cu(NH3)42+ BF3 (C2H5)2O (C2H5)2O: → BF3 = (C2H5)O:BF3 Co3+ Cl、 NH3 (H3N :)5→ Co3+← :Cl: = Co(NH3)5Cl2+ 上述四種酸堿理論的關(guān)系 : 電離理論既是質(zhì)子理論的特例，又是溶劑體系理論的特例，也是電子理論的特例。 既聯(lián)系又有區(qū)別。 例 :FeCl AlCl SOCl2 質(zhì)子理論 —— 非酸類 溶劑體系理論 ——酸類 Cl—質(zhì)子理論是 HCl的共軛堿 溶劑體系理論則不屬于堿 Lewis堿包括 Bronsted堿 Lewis酸與 Bronsted酸并非一致。 如： HNO HCl、 H2CO3是 Bronsted酸不 是 Lewis酸。 酸堿強(qiáng)度 4OH → [Zn(OH)4]2 Zn2+ + 4CN → [Zn(CN)4]2 Usanovich的正負(fù)離子理論 (酸堿的陽陰離子理論 ) 任何能與堿反應(yīng)，形成鹽并放出陽離子 或結(jié)合陰離子 (電子 )的物質(zhì)為酸 。 而能中和酸 放出陰離子 (電子 )或結(jié)合陽離子的物質(zhì)為堿。 酸 : 中和堿放出陽離子結(jié)合陰離子 (電子 ) 堿 : 中和酸放出陰離子 (電子 ) 結(jié)合陽離子 Na2O + SO3 → Na2SO4 2K + Cl2 → 2KCl Zn(s) + Sn4+(aq) → Zn2+(aq) + Sn2+(aq) 例 : 堿 酸 KF + BF3 → KBF4 3KCN + Fe(CN)3 → K3[Fe(CN)6] Lux氧離子理論 (酸堿的氧離子理論 ) 氧負(fù)離子的接受體為酸 , 氧負(fù)離子的給 予受體為堿。 中和反應(yīng)為氧負(fù)離子的傳遞過程。 例 : 堿 酸 CaO + SO3 → CaSO4 即 : CaO(s) → Ca2+ + O2 SO3 + O2 → SO42 3Na2O + P2O5 → 2Na3PO4 總結(jié)六種酸堿理論 酸 堿 理 論 酸 堿 1. 電 離 理 論 H+ O H 2. 質(zhì) 子 理 論 給出質(zhì)子的物種 接受質(zhì)子的物種 3. 溶劑體系理論 特征陽離子 特征陰離子 4. 電 子 理 論 電子對接受體 電子對給予體 5. 正負(fù)離子理論 結(jié)合陰離子 ( 電子 ) 放出陰離子 ( 電子 ) 6. 氧負(fù)離子理論 氧負(fù)離子接受體 氧負(fù)離子給予體 總 結(jié) 正性物質(zhì)缺電子物種 負(fù)性物質(zhì)富電子物種 三、酸堿理論的應(yīng)用 對金屬氧化物堿性的解釋 Ⅱ A: BeO MgO CaO SrO BaO 堿性增強(qiáng) 原因 : 電荷 (+2) , 半徑增加則離子勢 (Z／ r)（表示各電荷的正性）逐漸減少 , 所以堿性增強(qiáng)。 對水合與水解的解釋 水合是指水分子配位于陽離子中。 例 : Na+ + n(H2O) 水合 [Na(H2O)n]+ 當(dāng)陽離子正性更大時 ,其酸性足以使水分子 中的 OH鍵斷裂而電離成水合氫離子 (H3O+)的過 程而水解。 如 : Al3+ + 6H2O 水合 [Al(H2O)6]3+ [Al(H2O)6]3+ + H2O 水解 H3O++ [Al(H2O)5(OH)]2+ 當(dāng) NH3分子中 H原子被吸電子基團(tuán)如 : F、 NH2等取代，使 NH3分子中 N原子的負(fù)性減弱，其結(jié)果堿性減弱。 若 NH3分子中 H原子被給電子基團(tuán)如 : CH C2H5等烷基所取代，使 NH3分子中 N原子的負(fù)性增強(qiáng)，結(jié)果堿性增強(qiáng)。 對氨取代物堿性強(qiáng)度的解釋 水中 : NH3呈弱堿性 ∵ Nδ—Hδ+ NF3 無 堿 性 ∵ Nδ+—Fδ 167。 12 酸 堿 強(qiáng) 度 一、二元?dú)浠?(氣態(tài) ) ? 解離式 : HnX(g) → H+(g) + H(n1)X(g) ? 其中 : ΔG=ΔH － TΔS 若 ΔG↓解離趨勢 ? 越大 , 酸性越強(qiáng) ? ΔGo≈ΔHo (由于 ΔS改變不大 , ? 可忽略不計 ) ? 而 ΔHo = D + IP － EA ? D:HX鍵的解離能 , IP:H原子的電離能 , EA:H(n1)X+ e電子親合能 ? 可由波恩 哈伯循環(huán)導(dǎo)出 HnX(g) D H(g) + H(n1)X(g) IP EA ΔHo H+(g) + e(g) + H(n1)X(g) 則 △ Ho = D + IP EA 若 △ Ho 越小酸性越強(qiáng) 例 : 根據(jù)波恩 哈伯循環(huán)求 HCl的△ Ho 已知 : 氫原子的電離能 IP = 1313KJmol1 氯原子的電子親合能 EA = 347 KJmol1 HCl的鍵能