第2章酸碱理论和非水溶液化学
第一章 酸碱理论与非水溶液(中级无机化学课件)
质为碱
H2O中
非质子溶剂
指出:溶剂中增加的阴阳离子，可以是由溶质本身离 解产生，也可由溶质与溶剂发生反应而产生。 P.20
溶剂体系理论
评价：
优点：溶 剂可以不 涉及质子 包含了水离子理论、质子理论 缺点：只适于能发生自电离 溶剂体系
定义：
Lewis G N 美国物理化学家
酸碱反应实质： A + : B → A : B
拉平效应不同的溶剂有不同的区分范围常用溶剂的分辨宽度酸碱区分窗窗的宽度正比于溶剂的自电离常数若两种酸或两种碱组成混合物只要它们有一种落在这些范围之中就可把它们区分开
第一章 酸碱理论与非水溶液
[基本要求]
1、掌握现代酸碱理论的要点及运用范围；
2、掌握软硬酸碱规则及其应用；
3、熟悉有代表性的非水溶剂（液氨体系、硫 酸体系及超酸等）的特征及其典型的酸碱反 应。
2、键的强度
3、酸根的X-稳定性
1、气态二元氢化物
HnX(g) D Hn-1X(g)＋H(g)
△rHmθ
Hn-1X－(g) ＋ H＋(g) -EA Ip Hn-1X(g) ＋ H(g)
△rHmθ ＝D+Ip-EA
Ip:相同
△rHmθ ＝D-EA
△rHmθ ＝ D
- EA
△rHmθ ＝ D - EA
2、二元氢化物溶液 P.35
+
离解焓 结论：
与气态变化规律相同
3、二元氢化物的取代产物
① HARn H+ + ARn-*
诱导效应
② ARn-*
①仅仅是氢质子 脱去，与A上电子 云密度有关
ARn-
R电负性比A大 （R是一个吸电子基团） R电负性比A小 （R是一个斥电子基团）
酸碱理论概述
20世纪六十年代美国化学家佩尔松(R.G.Pearson)提
出的软硬酸碱理论。
1
一、酸碱电离理论
1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯(S.A.Arrhenius)提出
酸碱电离理论。
电解质在水溶液中电离生成正、负离子。 要点：酸—在水溶液中凡是能够电离出H+的物质叫做酸；
碱—在水溶液中凡是能够电离出OH-的物质叫做碱 中和反应：酸碱反应
这种仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用，称 为溶剂的质子自递反应。反应的平衡常数称为溶剂的 质子自递常数，也称水的离子积
Kw [H3O ][OH ]或Kw [H ][OH ]
(25℃) 时 Kw 1.01014
pH pOH pKw pKw 14.00 pH pOH 14.00
（一）、酸碱质子理论
1、酸：凡是能够给出质子（H+）的物质（包括
分子和离子）都是酸；
例： HAc → H+ + Ac-
酸
碱
NH4+ → H+ + NH3
酸
碱
2、碱：凡是能够接受质子的物质都为碱。
例： NH3 + H+ → NH4+ Ac- + H+ → HAc
碱
酸
7
3、两性物质：即能给出质子，又能接受质子的物质 H2O + H+ → H3O+
盐：酸碱反应的产物
如：H2SO4→2H++SO42-， HNO3→H++NO3所以硫酸与硝酸都是酸； 又如： NaOH→Na++OH-，Ca(OH)2 →Ca2++2OH所以氢氧化钠和氢氧化钙都是碱。
第二章酸碱滴定法
第⼆章酸碱滴定法、01414第⼆章酸碱滴定法§2-1 酸碱质⼦理论.酸碱质⼦理论如何处理酸碱平衡及有关计算;.酸碱滴定过程中pＨ的变化及指⽰剂的选择.终点误差计算及酸碱滴定法的应⽤1、酸碱的定义1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出酸:凡是能给出质⼦[H+]的物质;碱:凡是能接受质⼦的物质;酸碱反应的实质:酸碱之间的质⼦转移作⽤;酸碱可为两性物质,中性物质,阴阳离⼦;如H2PO4－、H2O、SO42－例如：HCl、H、NH4+、H2SO3、Al（H2O）6＋等都能给出质⼦，都是酸；⽽HO-、Ac-、NH3、HSO3－、CO32-等都能接受质⼦，都是碱：共轭酸碱对:酸碱之间仅相差⼀个质⼦,如:NH4+-NH3, HCl-Cl－等.⽆盐的概念和盐的⽔解,它是⽔与离⼦酸碱的质⼦转移反应2、共轭酸碱对中Ka和Kb的关系? Ka和Kb 均为弱酸弱碱的离解常数Ka×Kb =Kw =1×10-14pKa+pKb =14.00所以知道弱酸或弱碱的K值即可求其共轭碱酸的K值.对于多元酸碱: Kb1 = Kw / Kan,Kb2 = Kw/ Kan-1 ,Kbn= Kw/ Ka1.习题：1、H2PO4-的共轭碱是( )A H3PO4；B HPO42-；C PO43-；D OH-；2、NH3的共轭酸是：( )A NH2-；B NH2OH；C N2H4；D NH4+；3、溶剂的质⼦⾃递反应上⾯讨论可知，H20作为⼀种溶剂，即可作酸⼜可作碱，⽽且H20本⾝有质⼦传递作⽤，如：上述反应，有1moLH2O分⼦结出了1moL质⼦形成OH，另外1moL H2O 分⼦接受了1moL质⼦形成H3O＋，即H2O分⼦之间发⽣了质⼦(H＋)的传递作⽤，称H2O的质⼦⾃递作⽤。
其平衡常数Kw＝αH2O.αOH-称⼒⽔的质⼦⾃递常数．⽤K S表⽰。
Kw＝1.0×10-14(25?C)4、溶剂的拉平效应和区分效应1）溶剂的拉平效应将不同强度的酸被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平的效应称为溶剂的拉平效应HCl Cl-H2S O4? +H2O= H3O+ ?HSO4-Ka>>1HNO3 (⽔合质⼦)NO3–上述⼏种酸均被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平，也就是说HCl、H2SO4、HNO3这⼏种酸在⽔中⽆多⼤差别，进⼀步说明凡是⽐H3O+更强的酸，在⽔溶液中都被拉平到H3O+⽔平，H3O+是⽔溶液中最强的酸。
高等无机-4-2
O2-、H-在水溶液中不存 在，会夺去水的质子生 成OH-和H2
水把它们之间的强弱差别拉平了。 水把它们之间的强弱差别拉平了。 这种作用被称为溶剂水的“拉平效应” 这种作用被称为溶剂水的“拉平效应”。
（b）推广到其他溶剂，也存在分辨效应区（再分为A、B区） 推广到其他溶剂，也存在分辨效应区（再分为A 分辨效应区 和拉平效应区
反应式： 反应式： H3SO4+ + H2O ==== H2 O + H2O ==== HSO4-+ H3O
+
+
OH
+ H3 O
（2）溶剂的拉平效应与分辨效应 溶剂水中： （a）溶剂水中： H3O + ==== H2O
-
====
OH
Ka
酸 性 加 强
溶 剂 水 的 分 辨 效 应 区
碱 性 加 强
四、应用பைடு நூலகம்
---通过选择适当的溶剂分辨酸碱的强弱 ---通过选择适当的溶剂分辨酸碱的强弱 1、以水为溶剂
（1）写出有关的质子传递反应： 写出有关的质子传递反应：
+ -
H3 O
====
H2 O
====
OH
H3 O + + H2 O = H2 O + H3 O
+
H2O + H2O = OH -+ H3O
+
对每个反应写出平衡常数表达式，并计算平衡常数： （2）对每个反应写出平衡常数表达式，并计算平衡常数：
+
A区
H3 O
H2 O
H3 O+ + H2 O = H2 O + H3 O+ K=[H O][H ]/[H =1 0） K=[H2O][H3O+]/[H3O+][H2O] =1（pK = 0）
酸碱理论概述
同样，碱在水溶液中接受质子，也必须有溶剂水分
子参加。如：氨的离解：
半反应1 NH3 ＋ H+ = NH4+
+） 半反应2 H2O = H+ ＋ OH-
NH3 ＋ H2O = OH- ＋ NH4+
碱1
酸2
碱2 酸1
传统称之为“盐的水解”的反应，也是酸碱反应。 如：NH4Cl、NaAc的水解反应：
NH4+ ＋ H2O === H3O+ ＋ NH3 Ac- ＋ H2O === OH- ＋ HAc
盐：酸碱反应的产物
如：H2SO4→2H++SO42-， HNO3→H++NO3所以硫酸与硝酸都是酸； 又如： NaOH→Na++OH-，Ca(OH)2 →Ca2++2OH所以氢氧化钠和氢氧化钙都是碱。
3
意义：首次对酸碱赋予了科学的定义
局限性： ⑴、只适用于水溶液不适用于非水溶液 ⑵、不能解释有的物质（ NH3)不含OH－，却
(1)在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中,离子的
总浓度很低，离子间力很小，接近于1，可认为a = c。
(2)在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，
离子间力较大，就小于1，因此活度就小于浓度。
在这种情况下，严格地讲，各种平衡常数的计算就 不能用离子的浓度，而应用活度 。
(3)中性分子活度系数近似等于1。
H2O HOH
在水溶液中，酸：凡是能够产生H+的为酸， HCl 碱：凡是能够产生OH-的为碱。NaOH
5
又如：液态氨，NH3为溶剂，氨自身电离为： 2NH3 → NH4+ + NH2-
在液氨中，凡能离解出NH4+的物质为酸。 NH4Cl 凡能离解出NH2-的物质为碱。 NaNH2 酸碱反应为:NH4++NH2-→2NH3。
第二章 酸碱理论
溶剂本身的酸碱性及其强弱，可从溶剂的亲质子性 能加以比较. 若以水为参照, 任何亲质子能力比水强的溶剂,就 是比水强的碱性溶剂；亲质子能力比水弱的溶剂， 就是比水强的酸性溶剂。
HAc
H2O
NH3
H2SO4
质子酸（碱）的强度通常可利用酸与参考碱（酸） 之间质子转移平衡进行定量比较： HB+B参考 HB参考+ B Ka
注意： 同一类硬酸（碱）或软酸（碱）中，软硬度也有差 别； 软酸: Hg>Cd>Zn 同一种元素，氧化态不同，则属于不同类酸碱； Fe3+, Fe2+, Fe 在分子或原子团中，取代基的电负性越大，给予体 或接受体原子的电子密度越小，有效核电荷增大， 对价电子抓得越紧，酸或碱的硬度也越大，反之， 则硬度越小。
[Co(NH3)5X]2+ [Co(CN)5X]3-
F-
I-
5.应用于催化体系 AlCl3硬酸
6.预测化学反应速度 通常生成硬-硬或软-软取代产物的反应速度比 较快。
2.3.3酸碱的软硬度
Ahland的酸碱软硬度标度和Pearson定性 分类的结论基本一致，只有H+,Fe3+和I-,CN有些例外，按H+和Fe3+的A值应该归入软酸 或交界酸，但按它们的性质，却属于硬酸。 I-和CN-有几乎同样的值，但从它们的化学性 质看， CN-的软度显然比I-大。 在应用酸碱的软硬度估计酸碱加合物稳定性 时必须同时考虑酸碱强度的影响。否则会对 酸碱反应的推动力得出错误的结论。
无机含氧酸的强度
无机含氧酸通式HOR，R可代表各种非金属原子，也 可代表一个多原子取代基。 HOR的酸性是由取代基R 来决定的。
周期表中同族元素（同氧化态）的电负性总是自下 而上依次递增，因此，任何一组氢氧化物的酸强度 将随原子序数的增大而减小，碱强度则随原子序数 的增大而增大。
中级无机化学-习题及答案-完整版
（2）属D4h点群，含对称元素C4、C2、2 C2' 、 2C2'' 、i、2S4、σh、2σv、2σd
（3）若忽略H原子，属C2v点群，含对称元素C2、2σv （4）属D3d点群，含对称元素C3、3C2'⊥C3、i、2S6、3σd （5）属C3v点群，含对称元素C3、3σv （6）属D2h点群，含对称元素C2、2C2'⊥C2、i、2σv、σh （7）属D∞h点群，含对称元素C∞、∞C2'、σh、∞σv、i、S∞ （8）属C2v点群，含对称元素C2、2σv
2.8 PtCl42－属于什么点群？画出它的结构，标出各类操作元素（每类只标一个）。
2.9 已知下列分子（离子）所属的点群，画出它们的结构： （1）B（OH）3（C3h）；（2）Cr（en）33＋（D3）；（3）Co（gly）3（C3）； （4）Mn2（CO）10（D4d）；（5）（H2C=C=CH2）（D2d）。
H2CO3 ＋ OH－（水－离子理
论：解离出OH－，或溶剂体系理论：生成溶剂的特征阴离子），所以NaHCO3水溶液显碱性
因为SO3 ＋ H2O → H+ ＋ HSO4－（水－离子理论和质子理论：解离出H+），或SO3 ＋
2H2O → H3O＋ ＋ HSO4－（溶剂体系理论：生成溶剂的特征阳离子），所以SO3水溶液显酸
2.5 [MA2B2]2－呈平面四边形构型时属D2h点群，含有对称元素：C2、2C2'、σh、i、2σv。[MA2B2]2 －呈四面体构型时属C2v点群，含有对称元素：C2、2σv。
2.6 C4h点群比D4h点群缺少 4 条垂直于主轴的C2'旋转轴。D4h点群的例子有配离子PtCl42－，C4h 点群例子有：
无机化学-酸碱理论简介
局限性： ① 并非只有含OH-的物质才有碱性（NaCO3，Na3PO4 ）；
② 将酸碱概念局限于水溶液，无法解释非水溶液中的酸 碱行为. 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3
（二） 布朗斯特酸碱质子理论 1、酸碱质子理论定义
酸: 反应中能给出质子的分子或离子， 即质子给予体 (proton donor)
作 为 酸 的 H2O 分 子 给 出 质 子 生 成 它 的 共 轭 碱 (Conjugate base) OH–:
H2O
H+ + OH–
作 为 碱 的 NH3 分 子 接 受 质 子 生 成 它 的 共 轭 酸
(Conjugate acid) :
NH3 + H+
NH4
⑤ 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
有密切的关系
7、酸碱质子理论的缺陷 局限于含质子的物质，及有质子转移的反应
（三）、Lewis的酸碱电子理论 1. Lewis的酸碱电子理论的提出
质子理论无法解释:如 SnCl4、AlCl3等的酸碱性行为
2. 理论要点：
路易斯酸 (Lewis acid): 凡可以接受电子对的分子、原 子团、离子为酸（electron pair acceptor）；
5. 酸碱反应的实质
两个共轭酸碱对之间的质子传递过程
反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和 碱的方向进行
强酸强碱 弱酸弱碱
6、酸碱质子理论与酸碱电离理论的主要区别
❖ 质子理论认为，酸和碱并不是彼此孤立的，而是统 一在对质子的共轭关系上
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第2章酸碱理论和非水溶液化学第1节酸碱理论第2节酸碱的相对强度第3节软硬酸碱理论第4节非水溶液化学第1节酸碱理论1.1 酸碱概念的发展(1) 1884年, Arrhenius的酸碱理论(水溶液中)酸：能在水溶液中电离出H+的物质。
HCl、HF碱：能在水溶液中电离出OH-的物质。
NaOH、Ca(OH)2(2) 1923年, Bronsted/Lowry的酸碱理论（质子论）凡能给出质子的分子或离子都是酸，凡能结合质子的分子或离子都是碱。
质子论离开溶剂而从物质的组成来定义酸碱，不同于阿氏理论主要区别。
HCl、NH4、H2PO4-Bronsted酸NH3、HPO42-、CO32-Bronsted碱酸碱共轭关系：强酸的共轭碱为弱碱，强碱的共轭酸为弱酸。
（3）Lewis酸碱理论（电子理论）凡是能给电子对的分子、离子、或原子团都叫碱，凡是能接受电子对的分子、离子、或原子团都叫酸。
酸碱酸碱加合物H+ + [:OH]-→H:OHBF3+ [:F]-→[F3B←F]-Lewis酸碱理论的特点范围广泛，又称广义酸碱理论；与溶剂无关，也适于无溶剂反应;Lewis酸碱反应的实质是Lewis酸与Lewis碱之间通过配位键形成酸碱加合物的过程。
（酸碱中和反应）典型的反应：AlCl3 + C5H5N →C5H5NAlCl3SnCl4+ 2Cl-→SnCl62-1.2 酸碱的溶剂理论E. C. Franklin：溶解在液氨中的铵盐，Cl和NaNH2分别呈酸性和碱性。
如: NH4总结：当一种溶质溶解于某一溶剂中时，若电离出的阳离子与该溶剂本身电离出来的阳离子相同，则这种溶质是酸；若电离出的阴离子与该溶剂本身电离出来的阴离子相同，则这种溶质是碱。
O H3O++ OH-水：2H2HCl+H2O H3O++ Cl-所以, HCl是酸。
液氨：2NH(l) NH4++ NH2-3NH4Cl NH4+ + Cl-+是酸。
所以, NH4NaNH2Na++ NH2--是碱。
所以, NH2酸碱溶剂理论酸碱溶剂理论包括Arrhenius理论（水溶剂中电离理论），并把酸碱概念扩充到非水溶液体系，适用于能产生自偶电离的体系。
如：SO2 ,N2O4,H2SO4,HF, POCl3,,BrF3局限性: 不适用于不自偶电离的溶剂（苯、四氯化碳）体系，更不适用无溶剂体系。
1.3酸碱的氧化物-离子理论Lux和Flood理论：氧化物中氧离子的转移,定义：氧离子的接受体为酸；氧离子的给予体为碱。
上述几种酸碱理论的高度概括：酸：某种指定的正电荷物种的给予者，或某种指定的负电荷物种的接受者；碱：某种指定的负电荷物种的给予者，或某种指定的正电荷物种的接受者。
Lux 和Flood 理论适用于高温、无水、无氢的熔融体系，特别应用于制陶和冶金工业。
第2节酸碱的相对强度2.1 质子酸碱的相对强度2.1.1 质子酸碱的强弱一对共轭酸碱，其酸解离常数Ka ，共轭碱解离常数Kb与水的质子自传递常数Kw（即水的离子积）之间关系：K a K b=K w如乙酸在液氨中为强酸，在水中为弱碱，在无水硫酸中为碱。
推广到其它溶剂：KaK b=K s,K s为溶剂的质子自传递常数pK s与水相比，比水大的为碱性溶剂，比水小的为酸性溶剂。
2.1.2 溶剂的拉平效应HClO4、HI、HBr、HCl、HNO3溶于水。
它们在水中的酸性如何呢?O+；强电解质全部电离; 水中能稳定存在最强酸是H3水能等同的将这些酸的质子全部夺取过来；以水这种碱区分它们的给出质子能力的差别是不可能的；这种效应叫溶剂水的拉平效应。
溶剂的拉平效应酸的拉平效应是由于溶剂的碱性相对较强造成的；碱的拉平效应是由于溶剂的酸性相对较强造成的;如: NaH + H 2O →OH -+ Na + + H 2NaNH 2 + H 2O →OH -+ Na + + H 2任何两性溶剂中都能发生拉平效应。
在两性溶剂中，如果酸的原有强度大于溶剂共轭酸的强度，将被拉平；如果碱的原有强度大于溶剂共轭碱的强度，将被拉平.2.1.3 溶剂的区分效应溶剂能区分不同酸碱的相对强度的效应称为溶剂的区分效应。
以该溶剂中不同酸碱的解离常数表示。
如水中：p K a , 与p K b 。
溶剂的酸性越强，在其中区分不同强度的酸的种类就越多。
溶剂的介电常数越小，无机酸在该溶剂中的p K a 越大，溶剂的区分效应越显著。
溶剂的碱性越强，在其中区分不同强度的碱的种类就越多。
如：液氨中，NaH > NaNH 2 > NaOC 2H 5(水中全为强碱)溶剂的区分效应溶剂的酸碱性影响其区分效应。
每种溶剂都有一定的区分范围，超出此范围，任何酸碱在该溶剂中都被拉平。
溶剂自身解离常数pK s决定区分范围，pK s越大,范围越宽。
如：=14.00,凡pK a= 0~14之间的酸及其共轭碱1. 水在室温下，pKs在水中都可区分。
小于0的酸和大于14的碱被拉平；2.pK= -8.0 ~ 4.7的酸及其共轭碱在乙酸中可以区分；a3.pK>14的物质在液氨中可以区分。
a2.2 Lewis 酸碱的相对强度2.2.1 影响因素阳离子酸：电荷高，半径小，酸性强；中性ABn 分子：B的电负性越大，A的正电性越强，酸性强；阴离子碱：负电荷越多，半径越大，碱性越强。
中性分子：取代基R的电负性越大，碱性越弱。
分子结构与键型的影响：Me3N > (SiH3)3N三角锥平面大取代基的影响：位阻效应（steric effect）2.2.2 Lewis 酸碱强度的标度Drago提出了Lewis酸碱强度的双参数标度。
加合物的成键作用由离子键和共价键两部分，反映焓变有E-C方程：−ΔH = E a E b+ C a C bE, C：静电性参数和共价性参数，根据实验焓变数值，获得Lewis酸碱的E,C参数。
a, b：分别表示酸和碱.适用范围：1. 中性Lewis酸碱的反应，气相和惰性溶剂中；2. 反应熵变与溶剂化能很小；3. 无位阻效应。
第3节软硬酸碱3.1 软硬酸碱的分类1963年Pearson提出SHAB概念：HA: 正电荷多，半径小，极化率小，变形性小的物种, 如：H+、Li+ 、Be2+ 、Mg2+ 、Al3+；SA: 正电荷少(0)，半径大，极化率大，易变形的物种， 如：Fe、Hg2+ 、Cu+ 、Ag+ 、Au+；介于两者之间的为交界酸；软硬酸碱的分类HB: 电负性大，半径小，极化率小，难失去电子的物种，如：F-、OH-、O2-；SB: 电负性小，半径，极化率大，易失去电子的物种，如：I-、CN-、CO、C2H4(烯烃)、C6H6，R3P； 介于两者之间为交界碱。
软硬酸碱3.2 软硬酸碱规则硬亲硬，软亲软，软硬交界就不管。
同一类酸或碱中，软硬度也有差别：如：SA：Zn < Cd< Hg;同种元素的氧化态不同，Fe3+, HA；Fe2+, 交界酸；Fe, SA；3.3 软硬酸碱规则的应用1.稳定性比较1) 高氧化态的元素(HA)可与HB稳定结合，PtF62-, ClO4-, H4XeO6低氧化态的元素(SA)可与SB稳定结合，Ni(CO)4, K[PtCl3(C2H4)]2)自然界的矿物：Mg、Ca、Sr、Ba、Al等金属离子以氧化物, 氟化物, 碳酸盐, 硫酸盐形式存在:石灰石，天青石，刚玉，萤石，重晶石，而Cu, Ag, Au, Zn, Pb, Hg, Ni, Co等低价金属离子则以硫化物形式存在，如：闪锌矿，辉铜矿，辰砂等。
软硬酸碱规则的应用2.物质的溶解性溶剂作为酸碱也有软硬之分.H2O是硬的两性溶剂；NH3(l)是硬的碱性溶剂；SO2(l)是较软的溶剂。
硬性溶剂溶解硬性溶质，软性溶剂溶解软性溶质。
如：AgF, LiI在水中有较大的溶解度, AgI不溶于水．软硬酸碱规则的应用3.判断反应的方向生成H-H 或S-S 结合产物的反应进行的比较完全，反应焓较大。
如：ZnF 2 + 2LiI →2LiF + ZnI 2ΔH = –184 kJ/Mol软硬酸碱规则的应用4.预测化学反应速率生成H-H 或S-S取代产物的反应速率比较快，Cl + RS-→CH3SR+ Cl-k1如：CH3CH3Cl + RO-→CH3OR+ Cl-k2k1≈100k25.类聚效应的解释在酸碱反应形成加合物时，软(硬)碱与酸结合后有利于后续软(硬)碱的继续加合，这种软-软或硬-硬相聚的趋势称为类聚效应。
[Co(NH3)5X]2+, X= F-最稳定，[Co(CN)5X]2+, X= I-最稳定.BH3F-+ BF3H-→BF4-+ BH4-CF3H + CH3F →CF4+ CH4软硬酸碱规则的应用6. 催化体系的应用1)苯的烷基化反应中的Lewis酸催化剂AlCl3:C6H6 + RCl−AlCl3→C6H5R + HCl硬酸AlCl3与硬碱Cl-结合生成AlCl4-2) Ag催化的乙烯氧化制环氧乙烷，软酸Ag对软碱乙烯有强烈的化学吸附作用(成表面化学键)。
3)合成氨中铁催化剂的中毒，原料中CO, S, PH3, R3As, C2H2等软碱杂质强烈吸附在软酸Fe表面上，造成活性丧失。
第4节非水溶液化学4.1 溶剂的分类1.质子溶剂(protonic solvent 质子传递溶剂)碱性质子溶剂: 较水分子更容易接受质子而难于给出质子，如液氨，肼，Py等；酸性质子溶剂: 较水分子更容易给出质子而难于SO4，HF(l)，冰醋酸等。
接受质子，如无水H2两性质子溶剂: 给出质子与接受质子能力相当。
如：水和羟基化合物。
4.1 溶剂的分类2.非质子溶剂惰性溶剂:非极性或弱极性的，介电常数小，主要是烃类和卤代烃，是非极性化合物的良溶剂，极性和离子化合物的不良溶剂。
如：n-hexane, benzene, CS2,、CCl4、HCCl3等。
极性非质子溶剂：本身不显著电离，介电常数大于20，是电解质的中等良好溶剂。
如：DMF, DMSO, MeCN, Py, Acetone多为Lewis碱,易于形成配合物，是良好的配位溶剂。
两性溶剂：可以发生自电离反应,如：2POCl3→POCl2++POCl4-NOCl, AsF3,SO2, IF5,反应性很大。
4.1 溶剂的分类3. 熔盐(melting salts)离子键化合物熔盐: 碱金属卤化物。
熔融时阴阳离子能够自由移动，导电性好，如：NaCl(l)(800S/cm)共价键化合物熔盐：熔融时生成单个分子，如：HgCl有部分电离，导电率低。
2，4.2 溶剂的性质1. 熔点与沸点(m.p.& b.p.)溶剂的液态范围越宽，其适用范围越大。
液氨：-77.7 ~ -33.4o C, SO2(l): -75.5 ~10o C2. 熔化热与汽化热Trouton常数：汽化热/沸点(J/mol·K)89.9:正常液体，大于89.9：溶剂有分子聚集体组成，O、NH3(l)、HF(l)。