第一章-酸碱理论PPT
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28
第2、3周期非金属元素的氢氧化物
第2周期的元素 第3周期的元素
非金属元素+nR B+3 C+4 N+5 Si+4 P+5 S+6 Cl+7
rRn+/rO H-
Hale Waihona Puke Baidu
0.15 0.11 0.08 0.30 0.25 0.21 0.19
配位数
3 22 4 4 33
是高氧化态的氢B(氧OH)3 C(OH)4N(OH)5 Si(OH)4P(OH)5S(OH)6Cl(OH) 化物R(OH)n
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2 酸2 碱1
9
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
可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一 个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又 是一个酸，所以水是两性物质。
软硬酸理论（自学） 自学要求： 了解重要的硬软酸碱
37
电解质的电离
一、一元弱酸弱碱的电离
1、电离常数
HAc+H2OH3O++Ac- or HAcH++Ac在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数 数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大， 电离常数越大。
2,pK1≈2
33
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)
HClO4 HClO3 HClO2 HClO 105×3-7 105×2-7 105×1-7 105×0-7
酸的强度：用给出质子的能力来量度。
强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、 HCl、HNO3、H2SO4等。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-
离子等。
4
酸碱理论
酸 名称 高氯酸 硫酸 硫酸氢根 水合氢离子
水 铵离子
氨 氢溴酸
酸及其共轭碱
共轭碱
化学式
K1≈105N-7 105×2-7
HNO3 105×1-7
H2CO3 105×0-7
H3BO3
=
103
10-2 10-7
酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3
35
例4：试推测下列酸的强度 HClO HBrO HIO
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：
通常把Ka=10-2～10-7的酸称为弱酸，Ka<10-7的酸称
为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。
38
电解质的电离
NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。 7
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。
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。
2
酸碱理论
二、酸碱质子理论（布朗斯特-劳莱理论）
1、酸碱的定义
酸：凡能给出质子的物质都是酸。
碱：凡能接受质子的物质都是碱。
酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、 HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。
如：HCl H+ + Cl-
18
四、溶剂体系理论（自电离理论）
19
20
21
22
23
• 五、 鲁克斯的氧负离子理论
24
25
酸碱强度
• 酸碱强度与键的极性、强度、及酸根的 稳定性有关。
• 一、 无氧酸（氢化物） 非金属元素都能形成具有最高氧化态
的共价型的简单氢化物，在通常情况下 它们为气体或挥发性液体。它们的熔点、 沸点都按元素在周期表中所处的族和周 期呈周期性的变化。
羟基氧原子的电子的能力。如果R的电负 性大,R周围的非羟基氧原子(配键电子对 偏向这种氧原子使R的有效电负性增加) 数目多,则R原子吸引羟基氧原子的电子 的能力强,从而使O-H键的极性增强,有利 于质子H+的转移,所以酸的酸性强。
32
• 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：
化学式
名称
HClO4 H2SO4 HSO4H3O+ H2O NH4+ NH3 HBr
ClO4HSO4SO42H2O OH-
NH3 NH2Br -
高氯酸根 硫酸氢根
硫酸根 水
氢氧根 氨
氨基离子 溴离子 5
酸碱理论
从表中的共轭酸碱对可以看出：
①酸和碱可以是分子也可以是离子；
②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另 一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；
26
水溶液酸碱性和无氧酸的强度
无氧酸的强度取决于下列平衡： HA+H2OH3O++A+常用Ka或pKa的大
小来衡量其酸碱性。可以用rG=2.303RTlgKa来计算出Ka的值，也可以用 热力学循环推算
27
• 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。
H2O + H2O H3O++OH-
由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强
烈向左移动。
10
酸碱理论
(2)水解反应
质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水 解反应。
电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子 酸、碱的质子传递反应。
H3O+ + Ac- HAc + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1
酸 质子 + 碱
这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相
依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是
HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即
HA H+ + A-
共轭酸
共轭碱
3
酸碱理论
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；
共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。
用→表示。的形成并生成酸碱配合物。
酸
碱
酸碱配合物。
(电子对接受体) (电子对给予体)
H+
+
:OH-
H：OH
HCl +
BF3
+
Cu2+ +
:NH3 :F-
4 :NH3
[H←NH3] [F←BＦ3] [Cu(←NH3)4] 13
14
15
16
17
酸碱理论
由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、 碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离 子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分 子都是碱。
酸式解离，显酸性。反之亦然。如:
S6+:Z=+6 r=0.030nm =200 当1/2>10时R(OH)n显酸性 Al3+:Z=+3 r=0.051nm =59 当10>1/2>7时R(OH)n显两性 Na+:Z=1 r=0.097nm =10 当1/2<7时R(OH)n显碱性
31
含氧酸的强度
可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。 酸电离的难易程度取决于元素R吸引
中级无机化学讲义
1
酸碱理论
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
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。
要是看R-O键和O-H键的相对强弱，若RO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：
30
阳 阳离 离子 子半 Z 电 r (经 荷 r---nm)
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
NH4+ + OH- H2O + NH3
酸1
碱2 酸2 碱1
11
酸碱理论
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱 的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发 生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反 应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子 传递的酸碱反应。
这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离 理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸 或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
脱水后的氢氧化不物脱水H2CO3 HNO3 H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO4
或不脱水
29
• • 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
=
108
103
10-2 10-7
酸的强度为：HClO4>HClO3>HClO2>HClO
34
例2：试推测下列酸的强度
K1≈105N-7 105×3-7
HClO4 H2SO4 H3PO4 H4SiO4 105×2-7 105×1-7 105×0-7
=
108
103
10-2 10-7
酸的强度为： HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4 例3：试推测下列酸的强度
所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其 它大多数无机化合物都是酸碱配合物。
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。
在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生
共轭碱。
8
酸碱理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
HCl + H2O H3O++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反1应2 。
酸碱理论
三、酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）
凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出
电子对的物质称为碱。
因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。
酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子
对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常
③质子论中没有盐的概念。
6
酸碱理论
2、酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：
HCl 酸1
+
N碱H2 3
===
N酸H24+
+Cl碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-；
• (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-
酸的强度为：HClO>HBrO>HIO
36
溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓
的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下，用pH(负对 数法)表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是：
溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。 pH=-lg[H+]
第2、3周期非金属元素的氢氧化物
第2周期的元素 第3周期的元素
非金属元素+nR B+3 C+4 N+5 Si+4 P+5 S+6 Cl+7
rRn+/rO H-
Hale Waihona Puke Baidu
0.15 0.11 0.08 0.30 0.25 0.21 0.19
配位数
3 22 4 4 33
是高氧化态的氢B(氧OH)3 C(OH)4N(OH)5 Si(OH)4P(OH)5S(OH)6Cl(OH) 化物R(OH)n
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2 酸2 碱1
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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
可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一 个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又 是一个酸，所以水是两性物质。
软硬酸理论（自学） 自学要求： 了解重要的硬软酸碱
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电解质的电离
一、一元弱酸弱碱的电离
1、电离常数
HAc+H2OH3O++Ac- or HAcH++Ac在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数 数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大， 电离常数越大。
2,pK1≈2
33
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)
HClO4 HClO3 HClO2 HClO 105×3-7 105×2-7 105×1-7 105×0-7
酸的强度：用给出质子的能力来量度。
强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、 HCl、HNO3、H2SO4等。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-
离子等。
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酸碱理论
酸 名称 高氯酸 硫酸 硫酸氢根 水合氢离子
水 铵离子
氨 氢溴酸
酸及其共轭碱
共轭碱
化学式
K1≈105N-7 105×2-7
HNO3 105×1-7
H2CO3 105×0-7
H3BO3
=
103
10-2 10-7
酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3
35
例4：试推测下列酸的强度 HClO HBrO HIO
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：
通常把Ka=10-2～10-7的酸称为弱酸，Ka<10-7的酸称
为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。
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电解质的电离
NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。 7
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。
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。
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酸碱理论
二、酸碱质子理论（布朗斯特-劳莱理论）
1、酸碱的定义
酸：凡能给出质子的物质都是酸。
碱：凡能接受质子的物质都是碱。
酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、 HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。
如：HCl H+ + Cl-
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四、溶剂体系理论（自电离理论）
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20
21
22
23
• 五、 鲁克斯的氧负离子理论
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酸碱强度
• 酸碱强度与键的极性、强度、及酸根的 稳定性有关。
• 一、 无氧酸（氢化物） 非金属元素都能形成具有最高氧化态
的共价型的简单氢化物，在通常情况下 它们为气体或挥发性液体。它们的熔点、 沸点都按元素在周期表中所处的族和周 期呈周期性的变化。
羟基氧原子的电子的能力。如果R的电负 性大,R周围的非羟基氧原子(配键电子对 偏向这种氧原子使R的有效电负性增加) 数目多,则R原子吸引羟基氧原子的电子 的能力强,从而使O-H键的极性增强,有利 于质子H+的转移,所以酸的酸性强。
32
• 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：
化学式
名称
HClO4 H2SO4 HSO4H3O+ H2O NH4+ NH3 HBr
ClO4HSO4SO42H2O OH-
NH3 NH2Br -
高氯酸根 硫酸氢根
硫酸根 水
氢氧根 氨
氨基离子 溴离子 5
酸碱理论
从表中的共轭酸碱对可以看出：
①酸和碱可以是分子也可以是离子；
②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另 一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；
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水溶液酸碱性和无氧酸的强度
无氧酸的强度取决于下列平衡： HA+H2OH3O++A+常用Ka或pKa的大
小来衡量其酸碱性。可以用rG=2.303RTlgKa来计算出Ka的值，也可以用 热力学循环推算
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• 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。
H2O + H2O H3O++OH-
由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强
烈向左移动。
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酸碱理论
(2)水解反应
质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水 解反应。
电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子 酸、碱的质子传递反应。
H3O+ + Ac- HAc + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1
酸 质子 + 碱
这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相
依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是
HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即
HA H+ + A-
共轭酸
共轭碱
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酸碱理论
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；
共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。
用→表示。的形成并生成酸碱配合物。
酸
碱
酸碱配合物。
(电子对接受体) (电子对给予体)
H+
+
:OH-
H：OH
HCl +
BF3
+
Cu2+ +
:NH3 :F-
4 :NH3
[H←NH3] [F←BＦ3] [Cu(←NH3)4] 13
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酸碱理论
由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、 碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离 子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分 子都是碱。
酸式解离，显酸性。反之亦然。如:
S6+:Z=+6 r=0.030nm =200 当1/2>10时R(OH)n显酸性 Al3+:Z=+3 r=0.051nm =59 当10>1/2>7时R(OH)n显两性 Na+:Z=1 r=0.097nm =10 当1/2<7时R(OH)n显碱性
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含氧酸的强度
可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。 酸电离的难易程度取决于元素R吸引
中级无机化学讲义
1
酸碱理论
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
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。
要是看R-O键和O-H键的相对强弱，若RO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：
30
阳 阳离 离子 子半 Z 电 r (经 荷 r---nm)
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
NH4+ + OH- H2O + NH3
酸1
碱2 酸2 碱1
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酸碱理论
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱 的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发 生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反 应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子 传递的酸碱反应。
这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离 理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸 或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
脱水后的氢氧化不物脱水H2CO3 HNO3 H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO4
或不脱水
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• • 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
=
108
103
10-2 10-7
酸的强度为：HClO4>HClO3>HClO2>HClO
34
例2：试推测下列酸的强度
K1≈105N-7 105×3-7
HClO4 H2SO4 H3PO4 H4SiO4 105×2-7 105×1-7 105×0-7
=
108
103
10-2 10-7
酸的强度为： HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4 例3：试推测下列酸的强度
所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其 它大多数无机化合物都是酸碱配合物。
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。
在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生
共轭碱。
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酸碱理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
HCl + H2O H3O++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反1应2 。
酸碱理论
三、酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）
凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出
电子对的物质称为碱。
因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。
酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子
对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常
③质子论中没有盐的概念。
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酸碱理论
2、酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：
HCl 酸1
+
N碱H2 3
===
N酸H24+
+Cl碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-；
• (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-
酸的强度为：HClO>HBrO>HIO
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溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓
的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下，用pH(负对 数法)表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是：
溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。 pH=-lg[H+]