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第四章离解平衡

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第四章 解离平衡

第四章 解离平衡

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离子氛示意图
表观电离度 强电解质的解离度与弱电解质的解离度的 意义完全不同，它仅表示溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度，称强电解质的解离度 为表观电离度。
4.1.3活度
活度：单位体积电解质溶液中，表观上所含 有的离子“浓度”，称有效“浓度”，也称活度。 活度与实际浓度间的关系如下：
K 酸愈强，K a 愈大， b 愈小,其共轭碱愈弱。反之 亦然。







例：NH3 ~ NH4+
NH3 +
H 2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
K a , NH 4

Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
4.1.2 强电解质溶液理论
一般认为强电解质的解离度是100%，
但根据溶液的导电性等实验证明强电解质 在溶液中的解离度小于100%，什么原因造 成强电解质溶液解离不完全的假象呢？
1923年，德拜和休克尔提出离子氛的概念 (ionic atmosphere)。认为：强电解质在溶 液中是完全解离的，但由于离子间的相互 作用，每一个离子都受到相反电荷离子的 包围，形成“离子氛”。这种离子间的相 互作用使溶液中的离子并不完全自由。其 表现是：溶液导电能力下降，产生一种解 离不完全的假象。

04第四章 解离平衡

04第四章 解离平衡


浓度影响离子间的牵制作用 电荷也影响离子间的牵制作用 电荷高，牵制作用强
离子强度
1 2 I bi Z i 2 i
综合了浓度与电荷对 例4活度系数的影响 3 b:离子的质量摩尔浓度 Z:离子的电荷
§4-3 溶液的酸碱性
一、水的解离和pH标度
纯水能导电
例：NaCl溶液 0.10 molkg-1, a = 0.078, = 0.78 0.010 molkg-1, a = 0.009, = 0.9 0.0010 molkg-1,a = 0.00097, = 0.97
----浓度越稀，离子间相互作用越弱，活度与实际 浓度之间的差距越小 实验中：取阴阳离子活度系数的平均值


实际的电离过程
HAc H2O H3O Ac 酸 1 碱2 酸2 碱1
H+ H+ 正反应 逆反应 （解离反应） （水解反应）
酸性：酸1<酸2 碱性：碱2 <碱1 ∴正反应很小 以逆反应为主
1.化学反应的方向：强酸 弱酸，强碱 弱碱 HCl NH3 NH4 Cl 反应 2.酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱 HCl酸性强，Cl-碱性弱


2. 一元弱碱
MOH M OH


{[ M ]/ c }{[ OH ]/ c } Kb {[ MOH ]/ c } 某T， 为常数 K , K a b [ M ][OH ] Ka , Kb 大, α大,电解质强 [ MOH ]
3. 一元弱酸解离平衡时[H+]的计算
一、酸碱质子论
酸
----能给出质子H+的分子或离子 ----能接受质子H+的分子或离子

第四章 解离平衡

第四章 解离平衡

4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。

③缓冲原理：

无机及分析化学-4解离平衡

无机及分析化学-4解离平衡

酸性溶液中不含OH-，碱性溶液中不含H+。
（）
3、中和0.1mol/L的氨水和NaOH，所需要的HCl量相同。（）
4、下列物质pH值相同，物质的量浓度最大的是（）
A HCl B H2SO4 C H3PO4 D CH3COOH 5、一种酸的强度与它在水溶液中性质有关的是（）
A 浓度 B 解离度 C 解离常数 D 溶解度
[例] 在0.10mol· dm-3的HAc溶液中加入固体NaAc，使 NaAc的浓度达0.20 mol· dm-3，求溶液中的[H+]和电离度 。
2019/7/10
第四章 解离平衡
4-3 缓冲溶液
一、缓冲作用原理和基本公式
缓冲溶液----能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释作用而
本身pH值保持基本不变的溶液。
[H ][OH ] Kc[H2O] 1.810 16 55.54 1.0 10 1（4 室温时） Kw
说明：
Kw—水的离子积常数
1)T
Kw
2)对于任何一种水溶液[H ][OH ] 1.0101（4 室温时）
或pH pOH 14
2019/7/10
HCO3-+H2O
H2CO3+ OH-
K h1

Kw Ka2
K h2

Kw K a1
第四章 解离平衡
4-2 溶液的酸碱性 小结
1、水的电离 任何水溶液中[H ][OH ] 1.01014 Kw或pH pOH 14
水溶液的酸碱性取决于：水溶液中H+和OH-浓度 的相对大小
3）若[H+]<[OH-] 即[H+] <10-7 或pH>7

第四章解离平衡

第四章解离平衡

四、溶液中氢离子浓度的计算PBE
1、质子条件式：PBE
当酸碱反应达到平衡时， 酸给出质子的量(mol)应等于碱接受质子的量(mol) 零水准物质的选择 a．溶液中大量存在的 b．参与质子转移反应 质子条件式书写方法 等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子后产物 根据质子得失相等原则列出质子条件式
pOH lg c(OH )
T = 22º C时： pH pOH 14
二、盐类水溶液的酸碱性
强酸和强碱结合生成的盐一般为中性 强酸与弱碱
弱酸与强碱 弱酸与弱碱
生成的盐一般 pH 7 有一定的酸性或碱性
原因：盐在水中会发生水解的作用生成H+或OH1. 一元强碱弱酸盐(以NaAc为例）
2 2
H3O+
+H+
H2O
-H+
4
2
4
OH-
质子条件式：c(H +) = c(HC2O4－ )＋2c(C2O4 2 －)＋c (OH -)
例 写出 Na2 HPO4 溶液的质子条件式。 解：选择 H 2O 和 HPO42为参考水准：
H H H 3O H 2O OH H 2 PO4 H H 2 3 HPO4 PO4
H+ + Ac0 x 0 x
c( H )c( Ac ) Ka c( HAc )


2 x 5 1.8 10 0.10 x
x 1.33 103
c( H ) c( Ac ) 1.33 103 mol . L1
c( HAc ) (0.10 1.33 103 ) 0.10mol . L1
b. 计算 c(HCO3-):

第四章 解离平衡教案

第四章 解离平衡教案
Q<Kspq：不饱和溶液，若有沉淀，则沉淀溶解。
Q=Kspq：饱和溶液，处于平衡状态。
Q>Kspq：过饱和溶液，有沉淀生成。
（二）、沉淀的生成和溶解
1.沉淀的产生
加入沉淀剂Qi>Kspq产生沉淀
2.沉淀的溶解
必要条件为：Qi<Kspq。设法降低某一离子浓度
（三）、分步沉淀和沉淀的转化
1、定义：溶液中存在几种离子，且能和同一种沉淀剂形成沉淀，此时沉淀的次序会有先后，称为分步沉淀。
例4-10(p.85)：一缓冲溶液由0.10 mol·L-1NaH2PO4和0.10 mol·L-1Na2HPO4组成，试计算：（1）该缓冲溶液的pH；（2）在1.0L该缓冲溶液中分别加入10mL1.0 mol·L-1HCl和10mL1.0 mol·L-1NaOH后溶液的pH.
(二)、缓冲容量和缓冲范围
教学基本内容及进程
备注
导入：人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深的过程，提出了各种酸碱理论。
如酸碱电离理论（阿累尼乌斯酸碱理论）：凡是在水溶液中解离出的正离子全部是H+的化合物为酸；解离出的负离子全部是OH-的化合物为碱。酸碱电离理论把酸碱限制在水溶液中，但也有一些反应不是在水溶液中进行的，却表现出酸碱中和的性质。为此又提出了新的酸碱理论。如：酸碱质子理论，酸碱电子理论
例4-4(p.79)：常温、常压下CO2饱和水溶液的浓度为0.040 mol·L-1，计算溶液中[H+]，[HCO3-]和[CO32-]。
多元弱酸、弱碱溶液的解离平衡比一元弱酸、弱碱复杂。处理时应注意以下几点：
（1）多元弱酸Ka1θ>>Ka2θ，计算溶液[H+]时，可作一元弱酸处理，其酸的强度由Ka1θ衡量。

无机及分析化学课后第四章答案

无机及分析化学课后第四章答案

第四章 解离平衡1 各种说法均为错误。

（1）有的盐，如HgCl 2, 易溶于水，但电离度较小，属弱电解质。

（2）BaSO 4、AgCl 等虽难溶于水，但溶于水的部分完全电离，为强电解质。

（3）氨水为弱电解质，稀释时，电离度增大，因而[OH -]比原来的1/2大。

（4）α＝[H ＋]/c, [H ＋]＝c α， 稀释时c 减小显著，α略有增大，[H ＋]减小。

（5）只有相同类型的沉淀比较，溶度积大的沉淀才易转化为溶度积小的沉淀。

（6）只有相同类型的难溶盐比较，K θsp 较大者其溶解度也较大。

3 解 为质子酸的 [Al(H 2O)6]3＋, HCl 为质子碱的 CO 32－, NO 32－, Ac －, OH － 既为酸又为碱的 HS －, H 2PO 4－, NH 3, HSO 4－, H 2O4 解 强酸中 H 3N ＋－CH 2－COOH 强碱中H 2N －CH 2－COO － 纯水中H 3N ＋－CH 2－COO － 5 解 α = [H ＋]/c[H ＋] = [Ac －] = α c=0.042×0.010=0.00042mol/L据 α = (K θa /c)1/2 (α<5%时，该式成立) K θa =α2 c = 0.000422×0.010=1.76×10－5 7 解 c = 0.20/0.40 = 0.50mol/L [H ＋] = 10-2.50 = 3.16×10-3mol/Lα = [H ＋]/c = 3.16×10-3/0.50=0.00632<0.05K θa = [H ＋] 2 /c = (3.16×10-3)2/0.50 = 2.0×10-58解 （1）0.1mol/LHCl 具有最高的[H ＋]； （2）0.01mol/LHF 具有最低的[H ＋]； （3）0.1mol/LHF 具有最低的解离度； （4）0.1mol/LHCl 和0.01mol/LHCl 具有相似的解离度，均接近100%。

解离平衡

解离平衡

H3O+ + S2–
x+y
y
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 9.1 × 10–8
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.1 × 10–12
∵ Ka1 >> Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 9.1 × 10–8 >> 400 ∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x = Ka1 ⋅ c
[NH3]
[HAc]
=
Kw K b(NH3 ) ⋅ Ka(HAc)
=
1.0× 10−14 1.8×10−5 ×1.8 ×10−5
= 3.1×10−5 = K
∵ K 很小，→ x 很小，0.10 – x ≈ 0.10
x2 / 0.102 = 3.1×10－5 ∴ x = [NH3] = [HAc] = (3.1 ×10－7)0.5 = 5.6 ×10－4
⋅Ka
=
5.6 × 10−4 0.10 − 5.6×10−4
加入0.10 mol/dm3 强酸时，
[OH–] = Kw / [H3O+] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
= 1.0 × 10–13（mol/dm3)
加入0.10 mol/dm3 强碱时，
[H3O+] = Kw / [OH–] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
HS– + H2O x-y
H3O+ + S2–
x+y
y
[S2–] = Ka2 × ([HS–] / [H3O+] ) = Ka2 × (x-y / x+y )

第4章 解离平衡

第4章 解离平衡

HCO3H 2O H 3O + NH4+
= = = =
H+ H+ H+ H+
+ + + +
CO32OH – H2O NH3
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体， 这种关系称为酸碱的共轭关系。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
5
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
[H ] c

Ka c c
K c
a
（4-9式）
22
例题1: 298K时HAc的Kθ=1.76×10-5。计算
0.10mol/L HAc溶液的[H+]浓度和解离度。
解：设平衡时H+离子浓度为x
HAc H+ + Ac-
初始浓度
平衡浓度
0.10
0.10-x
0
0
x
x
Ka=x2/(0.10-x)
例如碳酸的电离：
第一步：H 2 CO3

H HCO

－ 3
[ H ][ HCO3 ] K1 4.3 10 7 [ H 2CO3 ]
第二步：
HCO3 2
H+ + CO32-
[ H ][CO3 ] 11 K2 5 . 61 10 [ HCO3 ]
27
对于多元弱酸的电离平衡可总结以下几点：
2
a
c-x

K a [H ] 2
K
4
K ac
20
该式是计算一元弱酸溶液中[H+]的精确公式。

第四章 解离平衡

第四章 解离平衡

例如：
HCl ( 强酸Ⅰ)＋H2O ( 强碱Ⅱ)
H3O+ ( 弱酸Ⅱ)＋Cl－( 弱碱Ⅰ) H3O+ ( 强酸Ⅰ) + OH－( 强碱Ⅱ)
H2O ( 弱酸Ⅱ) ＋ H2O ( 弱碱Ⅰ)
HAc ( 弱酸Ⅱ) + H2O ( 弱碱Ⅰ)
H3O+ ( 强酸Ⅰ) ＋ Ac－( 强碱Ⅱ)
H2O ( 弱酸Ⅱ) + NH3 ( 弱碱Ⅰ)
化学平衡 四大平衡体系： 酸碱平衡 四种滴定分析法： 酸碱滴定法
配位平衡
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
第四章 解离平衡
4.1 4.2 4.3 4.4 酸碱理论 弱酸、弱碱的解离平衡 强电解质溶液 缓冲溶液
4.5
沉淀溶解平衡
4.1 酸碱理论
一、酸碱电离理论
1、酸碱定义
酸：在水中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物
（1） [H+]精确式
[H ]
Ka Ka 2 4Ka c
2
（2）当电离平衡常数 Ka 很小，酸的起始浓度 c 较大时，
则有 c≫[H+] ， c-[H+] ≈ c, 于是上式可简化成 ：
Ka
[H ]2 c
•••或 ••••• ] c K a [H
A–
酸碱半反应
+
H+
二、酸碱质子理论
判断一种物质是酸还是碱，一定要在具体的反 应中根据质子得失关系来判断。如：
H2PO4－
H+ + HPO42－ H2PO4－ 是酸 H3PO4
H2PO4－ + H+

第四章离解平衡

第四章离解平衡
酸 = H+ + 碱 HCl = H+ + Cl – HAc = H+ + Ac – H2CO3 = H+ + HCO3-
HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OH – H3O+ = H+ + H2O NH4+ = H+ + NH3 酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体， 这种关系称为酸碱的共轭关系。
H+ ＋ OH- === H2O Ni ＋ 4 CO === Ni(CO)4 BF3 ＋ NH3 === F3 BNH3
4.1.3 硬软酸碱（HSAB）规则
路易斯酸碱理论虽然包括范围很广，但 没有统一的标度来确定酸碱的相对强弱。
对路易斯酸Fe3+，碱性强弱次序: F- >Cl- >Br- > I对路易斯酸Hg2+，碱性强弱次序：I-〉Br-〉Cl-〉F因于路易斯酸碱理论的这种缺陷， 皮尔逊等人提出的硬软酸规则来弥补。
酸：凡是能释放出H+的含氢原 子的分子或离子为酸。（质子 的给予体）
碱：凡是接受H+的分子或离子 为碱。（质子的接受体）
布朗斯特(1879-1947) 丹麦物理化学家.
“有酸才有碱，有碱才有酸 ；酸中有碱， 碱可变酸 ”（酸碱相互依存和转化）
酸碱质子理论：
定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸， 凡是接受质子的物质是碱。
软—硬
硬—软
硬—硬
软—软
HI（g) + F-(g）====== HF（g） + I-（g)
硬——软 硬
硬—硬
软
（3） 指导某些金属非常见氧化态化合物的合成。 同一种金属原子氧化态越高酸越硬，氧化态越低酸越软。 所以合成高氧化态化合物要用硬碱来稳定。 [AgF4]-，[CoF6]2-,[FeO4]2-，RuO4和OsO4中高氧化态的 Ag(Ⅲ),Co(Ⅳ),Ni(Ⅳ),Fe(Ⅵ),Ru(Ⅷ)和 Os(Ⅷ)就需要用 硬碱F-或O2-来稳定。 与此相反，Ni（0）则需CO或CN-来稳定。

第四章 解离平衡

第四章 解离平衡

酸碱反应的实质
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质 H+ 子传递：
A1 B2
B1 A2
两个半反应同时发生，不要求先生成独立 的质子，可以在非水溶剂或气相中进行。 酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生 成较弱的碱和较弱的酸的过程： 较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
⑴ 酸、碱的解离
KW K b (Ac－)＝ Ka
= 5.6 ×10-10 ，由于c/ K b ＞380，
所以
[OH ] cb K b
-
L 0.10 5.6 1010 7.48106 mol· -1
pH pKw pOH 14.00 lg 7.48 1010 8.88
H+
H 2 O(l) H 2 O(l)
H 3 O (aq)
H+
NH3 (aq)
NH (aq) H 2 O(l) 4
HAc(aq)
OH (aq)
H 2 O(l) Ac (aq)
⑶ 盐的水解
H+
H 2 O(l) Ac (aq)
H+

HAc(aq) OH (aq)
H+
HAc(aq) H 2 O(l)
H+
H 3 O (aq) Ac (aq)
H 2 O(l)
NH3 (aq)
H+
NH (aq) OH (aq) 4
H 2O(l)
H 2O(l)
H3O (aq) OH ( aq )


⑵ 酸、碱的中和
H+
H 3 O (aq) OH (aq)
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人体中的Na+，K+，Mg2+，Ca2+和Mn（Ⅱ/Ⅲ )元素皆与 O 原子键合， Fe（ Ⅱ/Ⅲ) ，Co （ Ⅱ/Ⅲ) 与 O 或 N 键合；
NaOH = Na+ + OH● 中和反应的实质是 H+ + OH- = H2O
4.1.1 酸碱质子论
酸：凡是能释放出H+的含氢原 子的分子或离子为酸。（质子 的给予体）
碱：凡是接受H+的分子或离子 为碱。（质子的接受体）
布朗斯特(1879-1947) 丹麦物理化学家.
“有酸才有碱，有碱才有酸 ；酸中有碱， 碱可变酸 ”（酸碱相互依存和转化）
Kaθ = —————————————— [HAc]/ cθ
[H3O+] ּ [Ac–] Kaθ = ————————
[HAc]
Ac- + H2O = HAc + OH –
[HAc ][OH –]
Kb
=
——————— [Ac-]
Kb称为弱碱的解离平衡常数。Kb越大，碱性 越强。
共轭酸碱对中Ka与Kb的关系
HAc = H+ + Ac-
KΘ a
[H]•[Ac] [HAc]
Ac- + H2O = HAc + OH-
KΘ b [HA[]Ac•[c-O] H]
K a K b [H 3 O • []O -] H K w
例：NH3 ~ NH4+ NH3 + H2O = NH4+ + OH已知NH3的Kb为1.78×10-5，则NH4+的Ka为：
除硬软酸碱外，还有一类酸碱其性质居于硬软之间， 称为交界酸碱。
关于酸碱反应，从经验中总结出一条规律，硬酸更倾向 与硬碱结合，软酸更倾向与软碱结合，如果酸碱是一硬 一软，其结合力就不强。
表４－２列出Ｆｅ３＋，Ｐｂ２＋，Ｈｇ２＋与卤素离子形成 配离子的一级稳定常数，可以来验证以上规则。
中心离子 酸
Fe3+ Pb2+ Hg2+
4.1 酸碱理论
主要介绍： Arrhenius “电离说” Bronsted-lowry酸碱理论 Lewis酸碱理论 .
1884年Arrhenius提出“电离说”：
● 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+，
都 不是离子型化合物：
H2SO4 = HSO4 + H+ ● 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH， 全为离子型化合物：
酸碱质子理论：
定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸， 凡是接受质子的物质是碱。
酸 = H+ + 碱 HCl = H+ + Cl – HAc = H+ + Ac – H2CO3 = H+ + HCO3-
HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OH – H3O+ = H+ + H2O NH4+ = H+ + NH3 酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体， 这种关系称为酸碱的共轭关系。
右边的碱是左边酸的共轭碱；
左边的酸是右边碱的共轭酸。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过 H+联系在一起，称为共轭酸碱对。
给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱 酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。
象H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能 给出质子，又能接受质子的物质就是两性 物质。由此看出：在质子理论中没有盐的 概念。
皮尔逊把路易斯酸碱分成“硬”和“软”两类。 ①：硬酸的特征是体积小，正电荷高，极化性低，
对外层电子的“抓得紧”；而软酸的特征与硬酸正好相 反，对外层电子“抓得松”。
②：硬碱的特征是极化性低，电负性高，难氧化， 即对外层电子“抓得紧”；软碱具有硬碱相反的特征。
“硬”和“软”能够比较形象地形容酸碱抓电子的 紧松，而电子被抓的紧松是酸碱授受电子的关键。
一切包含有质子传递过程的反应
酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 中和反应： HCl + NaOH = H2O + NaCl
HNO3 + NH3 = NH4+ + NO3离解反应： HCl + H2O = H3O+ + Cl -
HAc + H2O = H3O+ + Ac – 水解反应：NH4+ + 2H2O = H3O+ + NH3·H2O
H+ ＋ OH- === H2O Ni ＋ 4 CO === Ni(CO)4 BF3 ＋ NH3 === F3 BNH3
4.1.3 硬软酸碱（HSAB）规则
路易斯酸碱理论虽然包括范围很广，但 没有统一的标度来确定酸碱的相对强弱。
对路易斯酸Fe3+，碱性强弱次序: F- >Cl- >Br- > I对路易斯酸Hg2+，碱性强弱次序：I-〉Br-〉Cl-〉F因于路易斯酸碱理论的这种缺陷， 皮尔逊等人提出的硬软酸规则来弥补。
K a,N4 H K K b ,N w3H 1 1 ..7 0 1 8 1 1 0 5 0 4 5 .6 1 1 00
对于共轭酸碱对，酸强则碱弱，酸弱则碱强。
4. 1. 2 酸碱电子论
凡能接受外来电子对的分子，基团或离 子为酸，凡能提供电子对的分子，基团
或离子为碱。
路易斯酸 ＋ 路易斯碱 === 酸碱加合物
F6.0 <0.8 1.0
配体 碱
Cl-
Br8
6.8
6.8
I－ 1.9 12.9
硬算软碱（HSAB）规则的应用:
（1）说明自然界和人体内金属元素存在的状态 自然界矿物中Li，Na，Ca，Al和Cr等元素（硬酸）多与 含氧酸中的 O2-（硬碱）结合，
Ag，Hg， Cd， Pd 和 Pt等元素（软酸）却与 S2-（软 碱）形成硫化物矿。
第4章 解离平衡
4.1 酸碱理论 4.2 弱酸，弱碱的电离平衡 4.3 强电解质溶液 4.4 缓冲溶液 4.5 沉淀溶解平衡
章总目录
了解近代酸碱理论；掌握一元弱酸，弱碱 的离解平衡及多元弱酸，弱碱的离解平衡的 计算；了解活度，活度系数，离子强度的概 念；掌握缓冲溶液的pH的计算，并能配制一 定pH的缓冲溶液；运用溶度积判断沉淀溶解 平衡移动及有关计算
Ac- + H2O = HAc + OH – 复分解反应： HF + Ac - = HAc + F –
2. 酸碱的强弱
HAc + H2O = H3O+ + Ac – (H3O+ )ּ (Ac –)
Ka = ———————— (HAc)ּ (H2O )
Ka称为弱酸的解离常数。Ka越大，酸性越强。
(H2O )= 1, 对于理想或稀溶液，＝c/cθ, {[H3O+]/ cθ}ּ[Ac–]/ cθ}