第一章酸碱理论与非水溶液
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习题：1，2，3，4，5，6，7，8
第二章 酸碱和溶剂化学
2.1 酸碱概念
酸和碱不能简单地分别定义为在电离时会产生H＋离子和OH－
离子的物质。且即使是酸，在水溶液中也不能产生游离的H＋离子
。由于H＋是一个裸露的原子核，其半径极小，为Li＋离子半径的
五万分之一; 其电荷密度(e／r2)很大(为Li＋离子的2.5×109倍)，易
硬碱中的价电子结合紧密，软碱中的价电子容易被极化。
典型的硬碱是一些较小的阴离子如F－离子，对称的含氧酸 阴离子, 如 ClO4－, 以及具有小的给予体原子的分子如NH3等。
典型的软碱是一些较大的阴离子如I－、H－，或者含有较大 的给予体原子的分子。
下面列出了硬酸、硬碱、软酸、软碱以及交界酸碱的一些例子。
●弱酸的酸根阴离子，如 Ac－, S2－, HPO42－
●阳离子碱，如 Al(H2O)5(OH)2＋, Cu(H2O)3(OH)＋等。
有些物种既能给出质子显酸性，又能结合质子显碱性，如
H2O → OH－ ＋ H＋
H2O ＋ H＋ → H3O＋
NH3 → NH2－＋ H＋
NH3 ＋ H＋ → NH4＋
溶剂称为质子溶剂。
质子溶剂有一个显著的特点,就是他们的分子中都含有H,在
一定的条件下可以作为质子给予体。
质子溶剂按照主要性能一般分为三类:
● 类似于水的两性溶剂，如甲醇、乙醇。
NH4＋＋EtOH NH3＋EtOH2＋ RNH2＋EtOH RNH3＋＋EtO－ ● 碱性溶剂(亲核质子溶剂)
质子接受体(碱) 质子给予体(酸)
即
A(酸)
B(碱) ＋ H＋
质子给予体 质子接受体
式中A是B的共轭酸，B是A的共轭碱。
典型的酸碱反应是质子从一种酸转移到另一种碱的过程,反应
自发方向是由强到弱。
A1 B1＋H＋ ＋) B2＋H＋ A2
A1＋B2 B1＋A2 质子理论最明显的优点是将水—离子理论推广到了所有的质
子体系,不问它的物理状态是什么，也不管是否存在有溶剂。
Lewis电子酸碱理论是一个广泛的理论，它完全不考虑溶剂， 实际上许多Lewis酸碱反应是在气相中进行的。在Liwis酸碱反应
中，一种粒子的电子对用来与另一种粒子形成共价键。“供给” 电子对的粒子是碱，而“接受”电子对的粒子是酸。反应可以写
成：
A(酸)＋:B(碱) A←:B 显然，路易斯酸应该有空的价轨道，这种轨道可以是轨道，也可 以是轨道。而路易斯碱应该有多余的电子对，这些电子可以是 电子，也可以是电子：
H2PO4－ → HPO42－ ＋ H＋
H2PO4－ ＋ H＋ → H3PO4
这些物种被称为两性物种。
2 质子溶剂
某些溶剂同水一样，也能自身电离放出质子生成去质子后的
溶剂阴离子。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－ EtOH＋EtOH EtOH2＋＋EtO－ HF＋2HF H2F＋＋HF2－ H2SO4＋H2SO4 H3SO4＋＋HSO4－ 显然Brosted－Lowry的定义也适合这些溶剂。因此可将这种
酸: ●多元酸酸式阴离子，如 HSO4－、HPO42－:
HSO4－ → H＋ ＋ SO42－
HPO42－ → H＋ ＋ PO43－
●阳离子酸，如 NH4＋，Cr(H2O)63＋:
NH4＋ → NH3 ＋ H＋ Cr(H2O)63＋ → H＋＋Cr(H2O)5(OH)2＋
碱: 除了如NH3、H2O和胺等分子碱外，还有
H (H5O2＋)
酸在水中产生的是H3O＋(写成H3O＋是一种简化，意指H＋是与
H2O结合在一起的):
H H
O ······H
Cl →
[H H
O
H]＋ ＋ Cl－
此外,在某些离子型晶体中也存在氧离子H3O＋,如H3O＋ClO4－。
2.1.1 Lewis电子酸碱理论及HSAS规则
Lewis(路易斯)电子酸碱理论
许多路易斯酸碱反应的实质是酸碱的传递反应：
例如：B:＋B’:→A ＝ B:→A＋:B’ (碱的置换或酸的传递)
A＋B:→A’ ＝ B:→A＋A’
(酸的置换或碱的传递)
B:→A＋B’:→A’ ＝ B:→A’＋B’:→A (酸碱同时传递)
研究发现，要判定哪一个路易斯碱强和哪一个弱,即要对路 易斯碱搞一个相对的碱度系统标准是十分困难的。当用不同的 酸作参比标准时，可以得到不同的碱度系统标准。
●软硬酸碱原理还用来判断离子性盐在水中的溶解度。 例如, Li＋是一种硬酸，H2O分子、F－离子为硬碱，且硬度次 序是F－>H2O，因而Li＋与F－结合稳定，在水中溶解度小，但遇到 软性较大的Cl－、Br－、I－时，Li＋趋向于与H2O结合，所以LiCl 、LiBr、LiI在水中溶解度较大，且四种LiX随着卤离子软性的增 加而溶解度增大。 相反，Ag＋离子是一种软酸，它趋向于与软碱结合。所以随 着卤离子半径增加，软度增大，溶解度减小。
如，卤素离子(碱)对Al3＋离子给电子能力为： I－<Br－<Cl－<F－
但卤素离子(碱)对Hg2＋离子的给电子能力却有相反的顺序： F－<Cl－<Br－<I－
类似的颠倒现象很多。 同样，要对路易斯酸搞一个相对的酸度系统标准也是十分
困难的，当用不同的碱作参比标准时，可以得到不同的酸度系 统标准。
为了说明这个问题，Pearson提出了软硬酸碱的概念。他 把 Lewis酸碱分成硬的、交界的和软的酸碱。软酸或软碱是
对金属阳离子，也可写出循环式
循环式中△solHmθ(MX)可实验测得,也可由 △solHmθ＝△fHmθ(M＋,aq)＋△fHmθ(X－,aq)－△fHmθ(MX,s) 求得,△LatHmθ(MX,s)可从热力学数据表中查出,也可进行理论 计算得到,△hydHmθ(X－,g)已从上面求出,于是 △hydHmθ(M＋,g)＝△solHmθ(MX)－△LatHmθ(MX)－△hydHmθ(X－,g) 可求得△hydHmθ(M＋,g)。
4.2.2 (非水)质子溶剂
常见的有：●酸性质子溶剂 ●碱性质子溶剂 ●类水两性溶剂
●酸性(非水)质子溶剂 如 HCOOH、HAc、HF、H2SO4
① H2SO4 2H2SO4 → H3SO4＋ ＋ HSO4－ K＝3×10－4
H2SO4容易给出质子，是一个酸性很强的质子溶剂。 H2O ＋ H2SO4 → HSO4－ ＋ H3O＋ EtOH ＋ 2H2SO4 → EtHSO4 ＋ HSO4－ ＋ H3O＋
软硬酸碱原则在无机化学中有许多定性的应用:
●由于一种元素的硬度通常随着其氧化态的增大而增大，氧 化态越高硬度越大。因此，为了使一种处于高氧化态的元素稳定 ，就必须使之与硬碱如O2－、OH－或F－配位：如Fe(VI)和Pt(VI)这 样的高价态能够分别在化合物K2FeO4和PtF6中得到。相反，为了 使一种元素处于低氧化态，则必须用软碱如CO或PR3与元素配位 。如Na[Co－1(CO)4]和Pt0[P(CH3)3]4这样的化合物中可以见到Co (－1)和Pt(0)。
被水分子的氧所吸引生成氢键。换句话说，裸露的原子核在水中
是不可能稳定存在的，易被水合。水合时放出大量的热量：
H＋(g)＋H2O(l)→H＋(aq) △Hθ＝－1091.1 kJ·mol－1
如此多的热量表明水合趋势很大，H＋在水中是同水分子结合在一起而存在的:
如H
H
H
H O:
H O······H O
H (H3O＋)
第一章 酸碱和溶剂化学
基本要求
酸碱概念 路易斯电子酸碱理论及HSAB规则 质子酸碱和质子溶剂
溶剂化学 水合焓 非水质子溶剂体系(酸性质子溶剂 碱性质子溶剂、 亲核质子溶剂 类水两性溶剂) 非质子溶剂体系(van der wals溶剂 Lewis 碱溶剂 离子传递溶剂 熔盐体系)
酸碱强度的量度 水溶液中质子酸碱的强度(影响质子酸碱强度的因素 水溶液中质子酸碱的强度 含氧酸的酸性) 非水溶剂中的质子酸碱的强度 电子酸碱的强度 超酸和魔酸
其价电子容易被极化或容易失去的酸或碱，而硬酸或硬碱则是其 价电子与原子核结合紧密且不容易被极化或不容易失去的酸或碱。 或者说，软酸、软碱之所以称为软，是形象地表明他们较易变形， 硬酸、硬碱之所以称为硬，是形象地表明他们不易变形。
具体地说，硬酸中接受电子的原子较小、正电荷高， 其价 电子轨道不易变形 (用一句话说就是硬酸是受体原子对外层电子
2.1.2 质子酸碱和质子溶剂
1 质子理论
丹麦化学家Bronsted和英国化学家Lowry在1923年提出了酸碱
的质子理论。根据Bronstd和Lowry的定义，任何能释放质子的物
种都叫作酸，任何能结合质子的物种都叫作碱。因此，酸是质子
给予体，碱是质子接受体，酸失去一个质子后形成的物种叫做该
酸的共轭碱，碱结合一个质子后形成的物种叫该碱的共轭酸。
一般说来，硬酸趋向于形成离子键，因而易于与具有较大 电负性的配位原子的配体(硬碱)键合；而软酸趋向于形成共价 键，因而易于与有较小电负性的配位原子的配体(软碱)键合。
有了这个原理前面出现的颠倒现象就容易合理地解释了: Al3＋离子是一种硬酸Baidu Nhomakorabea因此更易与硬碱如F－成键，而Hg2＋ 离子是一种软酸，因此就易与软碱如I－成键。
的吸引力强的酸)。 像Al3＋离子以及BF3之类的化合物都是硬酸的例子。
软酸中接受电子的原子较大、正电荷数目低或者为0, 以易 变形的价电子轨道去接受电子 (也用一句话说就是软酸是受体
原子对外层电子的吸引力弱的酸)。 金属原子、Hg2＋离子及InCl3之类化合物即是典型的软酸。
硬碱和软碱可以按照同样的原理处理：
NH3 NH3＋HOAc NH4＋＋Ac－ ● 酸性溶剂(亲电质子溶剂)
HOAc H2SO4 HCOOH HF
2.2 溶剂化学
2.2.1 水、水合焓 水是最常用的溶剂。
它是一个偶极分子，其介电常数很大, 因此，当离子溶于水 时，由于离子和水分子偶极的静电作用，水会将它分子上的弧 对电子填入离子的空轨道，形成水合离子:
右图示出Lewis酸 碱的可能轨道重叠， 左边是酸的空轨道的 情形(空轨道的情形未 画出)。
根据这种反应的实质，可以把路易斯酸称作电子接受体或亲 电试剂，而把路易斯碱叫作电子给予体或亲核试剂。
属于路易斯酸的有: ①正离子，如Cu2＋、Ni2＋、Al3＋，这些金属离子包含有可用 于成键的未被占据的价轨道； ②含有价层未充满的原子的化合物，如BX3，AlX3； ③含有价层可扩展的原子的化合物,如SnCl4(利用外层空d 轨道)。 属于路易斯碱有： ①阴离子； ②具有孤对电子的中性分子，如NH3、H2O等； ③含C＝C的分子(可将电子给出)。
在反应时，硬酸和硬碱比硬酸与软碱更易结合形成加合物， 而软酸和软碱比软酸和硬碱或硬酸和软碱更易结合形成加合物。
简单地说，硬酸易于与硬碱结合，软酸易与软碱结合，或
硬－硬、软－软结合比硬－软(软－硬)结合稳定。
或叫 硬亲硬，软亲软，软硬交界就不管。
这被称作软－硬酸碱原理。
对于软－硬酸碱规则的初步解释是在1968年，由Klopma基 于多电子微扰理论对路易斯酸碱的前线分子轨道(酸为最低未占 据分子轨道,碱为最高占有分子轨道)的能量进行计算得到反应 的总微扰能,并根据静电作用与共价作用相对大小作出的。
如下面的反应都是质子理论范畴的酸碱反应。
NH4＋(酸1)＋NH2－(碱2) NH3(酸2) ＋ NH3(碱1) 2NH4NO3(酸1)+CaO(碱2)→Ca(NO3)2+2NH3(g)(碱1)+H2O(g)(酸2)
式中的碱2为O2－
在质子理论中的“物种”，意味着除了分子酸(碱)外，还包括
有两类新的离子酸(碱)：
M＋(g) ＋ H2O(l) → M＋(aq) X－(g) ＋ H2O(l) → X－(aq) 这个过程叫离子的溶剂化过程。对溶剂水来说,就是水化过 程，过程中的能量变化称为水合焓。
水合焓定义为在101.325 kPa压力下, 1 mol气态离子溶于水, 离子水合生成水合离子的能量变化。
水合焓可由理论计算得到，但更多的是通过玻思－哈伯热 化学循环得到，以HX(g) 溶于水为例，
HX(g)＋ H2O(l) → H＋(aq) ＋X－ (aq) △solHm
写出HX(g)溶于水生成水合离子的热力学循环式:
式中, △bHmθ(HX)、△IHmθ(H)、△EAHmθ(X)都可从热力学 数据表中查出， △solHmθ可以实验测得。
现在公认 △hydHmθ(H＋,g)＝－1091 kJmol－1 于是通过上式可求出△hydHmθ(X－,g)
第二章 酸碱和溶剂化学
2.1 酸碱概念
酸和碱不能简单地分别定义为在电离时会产生H＋离子和OH－
离子的物质。且即使是酸，在水溶液中也不能产生游离的H＋离子
。由于H＋是一个裸露的原子核，其半径极小，为Li＋离子半径的
五万分之一; 其电荷密度(e／r2)很大(为Li＋离子的2.5×109倍)，易
硬碱中的价电子结合紧密，软碱中的价电子容易被极化。
典型的硬碱是一些较小的阴离子如F－离子，对称的含氧酸 阴离子, 如 ClO4－, 以及具有小的给予体原子的分子如NH3等。
典型的软碱是一些较大的阴离子如I－、H－，或者含有较大 的给予体原子的分子。
下面列出了硬酸、硬碱、软酸、软碱以及交界酸碱的一些例子。
●弱酸的酸根阴离子，如 Ac－, S2－, HPO42－
●阳离子碱，如 Al(H2O)5(OH)2＋, Cu(H2O)3(OH)＋等。
有些物种既能给出质子显酸性，又能结合质子显碱性，如
H2O → OH－ ＋ H＋
H2O ＋ H＋ → H3O＋
NH3 → NH2－＋ H＋
NH3 ＋ H＋ → NH4＋
溶剂称为质子溶剂。
质子溶剂有一个显著的特点,就是他们的分子中都含有H,在
一定的条件下可以作为质子给予体。
质子溶剂按照主要性能一般分为三类:
● 类似于水的两性溶剂，如甲醇、乙醇。
NH4＋＋EtOH NH3＋EtOH2＋ RNH2＋EtOH RNH3＋＋EtO－ ● 碱性溶剂(亲核质子溶剂)
质子接受体(碱) 质子给予体(酸)
即
A(酸)
B(碱) ＋ H＋
质子给予体 质子接受体
式中A是B的共轭酸，B是A的共轭碱。
典型的酸碱反应是质子从一种酸转移到另一种碱的过程,反应
自发方向是由强到弱。
A1 B1＋H＋ ＋) B2＋H＋ A2
A1＋B2 B1＋A2 质子理论最明显的优点是将水—离子理论推广到了所有的质
子体系,不问它的物理状态是什么，也不管是否存在有溶剂。
Lewis电子酸碱理论是一个广泛的理论，它完全不考虑溶剂， 实际上许多Lewis酸碱反应是在气相中进行的。在Liwis酸碱反应
中，一种粒子的电子对用来与另一种粒子形成共价键。“供给” 电子对的粒子是碱，而“接受”电子对的粒子是酸。反应可以写
成：
A(酸)＋:B(碱) A←:B 显然，路易斯酸应该有空的价轨道，这种轨道可以是轨道，也可 以是轨道。而路易斯碱应该有多余的电子对，这些电子可以是 电子，也可以是电子：
H2PO4－ → HPO42－ ＋ H＋
H2PO4－ ＋ H＋ → H3PO4
这些物种被称为两性物种。
2 质子溶剂
某些溶剂同水一样，也能自身电离放出质子生成去质子后的
溶剂阴离子。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－ EtOH＋EtOH EtOH2＋＋EtO－ HF＋2HF H2F＋＋HF2－ H2SO4＋H2SO4 H3SO4＋＋HSO4－ 显然Brosted－Lowry的定义也适合这些溶剂。因此可将这种
酸: ●多元酸酸式阴离子，如 HSO4－、HPO42－:
HSO4－ → H＋ ＋ SO42－
HPO42－ → H＋ ＋ PO43－
●阳离子酸，如 NH4＋，Cr(H2O)63＋:
NH4＋ → NH3 ＋ H＋ Cr(H2O)63＋ → H＋＋Cr(H2O)5(OH)2＋
碱: 除了如NH3、H2O和胺等分子碱外，还有
H (H5O2＋)
酸在水中产生的是H3O＋(写成H3O＋是一种简化，意指H＋是与
H2O结合在一起的):
H H
O ······H
Cl →
[H H
O
H]＋ ＋ Cl－
此外,在某些离子型晶体中也存在氧离子H3O＋,如H3O＋ClO4－。
2.1.1 Lewis电子酸碱理论及HSAS规则
Lewis(路易斯)电子酸碱理论
许多路易斯酸碱反应的实质是酸碱的传递反应：
例如：B:＋B’:→A ＝ B:→A＋:B’ (碱的置换或酸的传递)
A＋B:→A’ ＝ B:→A＋A’
(酸的置换或碱的传递)
B:→A＋B’:→A’ ＝ B:→A’＋B’:→A (酸碱同时传递)
研究发现，要判定哪一个路易斯碱强和哪一个弱,即要对路 易斯碱搞一个相对的碱度系统标准是十分困难的。当用不同的 酸作参比标准时，可以得到不同的碱度系统标准。
●软硬酸碱原理还用来判断离子性盐在水中的溶解度。 例如, Li＋是一种硬酸，H2O分子、F－离子为硬碱，且硬度次 序是F－>H2O，因而Li＋与F－结合稳定，在水中溶解度小，但遇到 软性较大的Cl－、Br－、I－时，Li＋趋向于与H2O结合，所以LiCl 、LiBr、LiI在水中溶解度较大，且四种LiX随着卤离子软性的增 加而溶解度增大。 相反，Ag＋离子是一种软酸，它趋向于与软碱结合。所以随 着卤离子半径增加，软度增大，溶解度减小。
如，卤素离子(碱)对Al3＋离子给电子能力为： I－<Br－<Cl－<F－
但卤素离子(碱)对Hg2＋离子的给电子能力却有相反的顺序： F－<Cl－<Br－<I－
类似的颠倒现象很多。 同样，要对路易斯酸搞一个相对的酸度系统标准也是十分
困难的，当用不同的碱作参比标准时，可以得到不同的酸度系 统标准。
为了说明这个问题，Pearson提出了软硬酸碱的概念。他 把 Lewis酸碱分成硬的、交界的和软的酸碱。软酸或软碱是
对金属阳离子，也可写出循环式
循环式中△solHmθ(MX)可实验测得,也可由 △solHmθ＝△fHmθ(M＋,aq)＋△fHmθ(X－,aq)－△fHmθ(MX,s) 求得,△LatHmθ(MX,s)可从热力学数据表中查出,也可进行理论 计算得到,△hydHmθ(X－,g)已从上面求出,于是 △hydHmθ(M＋,g)＝△solHmθ(MX)－△LatHmθ(MX)－△hydHmθ(X－,g) 可求得△hydHmθ(M＋,g)。
4.2.2 (非水)质子溶剂
常见的有：●酸性质子溶剂 ●碱性质子溶剂 ●类水两性溶剂
●酸性(非水)质子溶剂 如 HCOOH、HAc、HF、H2SO4
① H2SO4 2H2SO4 → H3SO4＋ ＋ HSO4－ K＝3×10－4
H2SO4容易给出质子，是一个酸性很强的质子溶剂。 H2O ＋ H2SO4 → HSO4－ ＋ H3O＋ EtOH ＋ 2H2SO4 → EtHSO4 ＋ HSO4－ ＋ H3O＋
软硬酸碱原则在无机化学中有许多定性的应用:
●由于一种元素的硬度通常随着其氧化态的增大而增大，氧 化态越高硬度越大。因此，为了使一种处于高氧化态的元素稳定 ，就必须使之与硬碱如O2－、OH－或F－配位：如Fe(VI)和Pt(VI)这 样的高价态能够分别在化合物K2FeO4和PtF6中得到。相反，为了 使一种元素处于低氧化态，则必须用软碱如CO或PR3与元素配位 。如Na[Co－1(CO)4]和Pt0[P(CH3)3]4这样的化合物中可以见到Co (－1)和Pt(0)。
被水分子的氧所吸引生成氢键。换句话说，裸露的原子核在水中
是不可能稳定存在的，易被水合。水合时放出大量的热量：
H＋(g)＋H2O(l)→H＋(aq) △Hθ＝－1091.1 kJ·mol－1
如此多的热量表明水合趋势很大，H＋在水中是同水分子结合在一起而存在的:
如H
H
H
H O:
H O······H O
H (H3O＋)
第一章 酸碱和溶剂化学
基本要求
酸碱概念 路易斯电子酸碱理论及HSAB规则 质子酸碱和质子溶剂
溶剂化学 水合焓 非水质子溶剂体系(酸性质子溶剂 碱性质子溶剂、 亲核质子溶剂 类水两性溶剂) 非质子溶剂体系(van der wals溶剂 Lewis 碱溶剂 离子传递溶剂 熔盐体系)
酸碱强度的量度 水溶液中质子酸碱的强度(影响质子酸碱强度的因素 水溶液中质子酸碱的强度 含氧酸的酸性) 非水溶剂中的质子酸碱的强度 电子酸碱的强度 超酸和魔酸
其价电子容易被极化或容易失去的酸或碱，而硬酸或硬碱则是其 价电子与原子核结合紧密且不容易被极化或不容易失去的酸或碱。 或者说，软酸、软碱之所以称为软，是形象地表明他们较易变形， 硬酸、硬碱之所以称为硬，是形象地表明他们不易变形。
具体地说，硬酸中接受电子的原子较小、正电荷高， 其价 电子轨道不易变形 (用一句话说就是硬酸是受体原子对外层电子
2.1.2 质子酸碱和质子溶剂
1 质子理论
丹麦化学家Bronsted和英国化学家Lowry在1923年提出了酸碱
的质子理论。根据Bronstd和Lowry的定义，任何能释放质子的物
种都叫作酸，任何能结合质子的物种都叫作碱。因此，酸是质子
给予体，碱是质子接受体，酸失去一个质子后形成的物种叫做该
酸的共轭碱，碱结合一个质子后形成的物种叫该碱的共轭酸。
一般说来，硬酸趋向于形成离子键，因而易于与具有较大 电负性的配位原子的配体(硬碱)键合；而软酸趋向于形成共价 键，因而易于与有较小电负性的配位原子的配体(软碱)键合。
有了这个原理前面出现的颠倒现象就容易合理地解释了: Al3＋离子是一种硬酸Baidu Nhomakorabea因此更易与硬碱如F－成键，而Hg2＋ 离子是一种软酸，因此就易与软碱如I－成键。
的吸引力强的酸)。 像Al3＋离子以及BF3之类的化合物都是硬酸的例子。
软酸中接受电子的原子较大、正电荷数目低或者为0, 以易 变形的价电子轨道去接受电子 (也用一句话说就是软酸是受体
原子对外层电子的吸引力弱的酸)。 金属原子、Hg2＋离子及InCl3之类化合物即是典型的软酸。
硬碱和软碱可以按照同样的原理处理：
NH3 NH3＋HOAc NH4＋＋Ac－ ● 酸性溶剂(亲电质子溶剂)
HOAc H2SO4 HCOOH HF
2.2 溶剂化学
2.2.1 水、水合焓 水是最常用的溶剂。
它是一个偶极分子，其介电常数很大, 因此，当离子溶于水 时，由于离子和水分子偶极的静电作用，水会将它分子上的弧 对电子填入离子的空轨道，形成水合离子:
右图示出Lewis酸 碱的可能轨道重叠， 左边是酸的空轨道的 情形(空轨道的情形未 画出)。
根据这种反应的实质，可以把路易斯酸称作电子接受体或亲 电试剂，而把路易斯碱叫作电子给予体或亲核试剂。
属于路易斯酸的有: ①正离子，如Cu2＋、Ni2＋、Al3＋，这些金属离子包含有可用 于成键的未被占据的价轨道； ②含有价层未充满的原子的化合物，如BX3，AlX3； ③含有价层可扩展的原子的化合物,如SnCl4(利用外层空d 轨道)。 属于路易斯碱有： ①阴离子； ②具有孤对电子的中性分子，如NH3、H2O等； ③含C＝C的分子(可将电子给出)。
在反应时，硬酸和硬碱比硬酸与软碱更易结合形成加合物， 而软酸和软碱比软酸和硬碱或硬酸和软碱更易结合形成加合物。
简单地说，硬酸易于与硬碱结合，软酸易与软碱结合，或
硬－硬、软－软结合比硬－软(软－硬)结合稳定。
或叫 硬亲硬，软亲软，软硬交界就不管。
这被称作软－硬酸碱原理。
对于软－硬酸碱规则的初步解释是在1968年，由Klopma基 于多电子微扰理论对路易斯酸碱的前线分子轨道(酸为最低未占 据分子轨道,碱为最高占有分子轨道)的能量进行计算得到反应 的总微扰能,并根据静电作用与共价作用相对大小作出的。
如下面的反应都是质子理论范畴的酸碱反应。
NH4＋(酸1)＋NH2－(碱2) NH3(酸2) ＋ NH3(碱1) 2NH4NO3(酸1)+CaO(碱2)→Ca(NO3)2+2NH3(g)(碱1)+H2O(g)(酸2)
式中的碱2为O2－
在质子理论中的“物种”，意味着除了分子酸(碱)外，还包括
有两类新的离子酸(碱)：
M＋(g) ＋ H2O(l) → M＋(aq) X－(g) ＋ H2O(l) → X－(aq) 这个过程叫离子的溶剂化过程。对溶剂水来说,就是水化过 程，过程中的能量变化称为水合焓。
水合焓定义为在101.325 kPa压力下, 1 mol气态离子溶于水, 离子水合生成水合离子的能量变化。
水合焓可由理论计算得到，但更多的是通过玻思－哈伯热 化学循环得到，以HX(g) 溶于水为例，
HX(g)＋ H2O(l) → H＋(aq) ＋X－ (aq) △solHm
写出HX(g)溶于水生成水合离子的热力学循环式:
式中, △bHmθ(HX)、△IHmθ(H)、△EAHmθ(X)都可从热力学 数据表中查出， △solHmθ可以实验测得。
现在公认 △hydHmθ(H＋,g)＝－1091 kJmol－1 于是通过上式可求出△hydHmθ(X－,g)