大学高级无机化学经典课件02酸碱理论和非水溶液

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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）

第3章酸碱理论和非水溶液化学-6h.

2H2O H3O++OH-
因此对于水溶液体系，将溶在其中电离而产生H3O+离子的溶质称为酸（如 HAc），电离而产生OH-离子的溶质称为碱(如NH3) 在液氨溶剂的溶液体系 ( 简称液氨体系 ) 中， NH3 分子自电离而生成铵离子 NH4+和氨基离子NH22NH3(l)
2018年10月12日9时32分
Lewis酸、碱理论——广义酸碱例: 试判断下列物种，哪些是Lewis酸?哪些是Lewis碱?哪些是酸碱加合物？ Me3N，HCN，(C2H5)2O，CH3CH2+ Lewis酸：CH3CH2+ Lewis碱：Me3N， (C2H5)2O 酸碱加合物：HCN 8 2018年10月12日9时32分
3.1.4
1923年：丹麦化学家布朗斯特和英国化学家劳菜提出了酸碱质子理论。凡是
能给出质子的物质是酸，凡是能接受质子的物质就是碱。反应实质：两对共轭酸碱对之间质子传递作用
2018年10月12日9时32分 3
1923年：路易斯提出了酸碱电子理论。能接受电子对的物质是酸，能给出电子对的物质是碱 1939年：前苏联化学家乌萨诺维奇提出了正负离子理论：任何能产生阳离子或其他能结合一个阴离子(或一个电子)的物质为酸，相反地，任何能产生阴离子或其他能结合一个阳离子(或给出一个电子)的物质为碱。如反应中SO3结合阴离子O2-生成SO42-，所以是酸，Na2O放出O2-，所以是碱反应中 Cl2 接受电子生成 Cl- 所以是酸， Na给出电子生成Na+，所以是碱。
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3.1.3 酸碱的电子理论
碱是给出电子对的物质，酸是接受电子对的物质。这样的酸、碱常称为Lewis 酸、Lewis碱。按照该理论，酸是电子对的接受体，必须具有可以接受电子对的空轨道，而碱是电子对的给予体，必须具有未共享的孤对电子。酸碱反应不再是质子的转移，而是电子对的转移，酸和碱之间的反应是酸碱加合反应生成酸碱加合物在Lswis酸碱电子理论中，酸碱的定义既无对溶剂品种的限制，也适用于无溶剂的体系

高等无机化学第章酸碱理论与非水溶液

优点：把酸碱理论扩充到非水溶剂，也扩大了水溶液中的酸碱范围局限性：（适合i液态体系，ii极性溶剂）不适用于不电离的溶剂中的酸碱体系和无溶剂的酸碱体系。
2.1.3 布朗斯特-劳莱酸碱质子理论
酸:凡是能释放出质子的任何物质；碱:凡是能接收质子的任何物质。质子酸HB质子给予体质子碱B质子接受体
酸：在水溶液中能够电离，产生的阳离子全部都是H+的物质；碱：在水溶液中能够电离，产生的阴离子全部都是 OH-的物质。酸与碱中和反应本质就是H+和OH-化合生成水。
H +OH =H2O
优点：从物质的组成上阐明了酸碱的特征。局限性：把酸碱反应限制在水溶液体系中，把酸碱范围限制在分子特别是把碱限制为氢氧化物。
酸HB H 2O NH + 4 H + B碱（共轭关系） H + +OH NH3 H + [Fe(H 2O)5OH]2 H +
[Fe(H 2 O)6 ]3
质子酸碱之间存在共轭关系： “有酸才有碱，有碱才有酸，酸中有碱，从碱可知酸” 。
练习：2 3
中和反应就是质子从一种酸(A1)转移到另一种碱(B2)的过程。质子酸碱之间的反应是发生质子传递生成新的酸和新的碱。（没有盐的概念）
4 2 3
在溶剂中所增加的阳、阴离子可由溶质本身离解产生，也可由溶质和溶剂反应而产生。
Al3+ +2H 2 O
2CO3 +H 2 O
Al(OH) 2+ +H 3O +
HCO3 +OH -
Al3+：酸(H 2 O中)
2CO3 ：碱(H 2 O中)
2BrF3 KF+BrF3 SbF5 +BrF3 KF+ SbF5

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）

第2章酸碱理论和非水溶液化学

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。

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。

2酸碱理论与非水溶液

从定义上讲：任何酸的阴离子都应该看作是碱任何含有氢的化合物都应该算作酸两性化合物：既具有酸性又具有碱性的物种
HNO3 H2O 酸 + + H2O NH3 碱 H3O+ NH4+ 酸 + + NO3OH碱
盐类的水解也是质子的转移过程
Cl+ NH4+ H 2O + + H2O CH3COOH2O 碱 ClNa+ + NH3 OH+ + + H3O+ CH3COOH H3O+ 酸
凡在溶剂中产生该溶剂的特征阳离子的溶质称作酸，而产生该溶剂的特征阴离子的溶质称作碱
2H2O 2NH3 2H2SO4 2HF 2SO2 H3O+ NH4
+
+ +
ＯHNH2HSO4HF2SO32特征阴离子
H3SO4+ + H SO2+
+ + +
特征阳离子
在水中， CH3COOH 与 NH3 的反应就是酸碱中和反应
氢离子H+的物质叫做酸，而在水溶液中产生氢氧
离子OH-的物质叫做碱，酸碱中和反应就是H+和
OH-结合生成中性水分子的过程。
优势
从定性的角度讲，它并不比李比希的定义前进了多少，但给出了比较满意的碱的定义；
提供了一个描述酸碱强度的定量标度，可以比较精确地比较酸碱的相对强度。
缺陷：
只能限用于水溶液中；不能说明发生在其他非水质子溶剂和非质子溶剂中的酸碱反应问题；无法阐述根本不存在溶剂的酸碱反应体系；只承认能提供水溶液的 OH- 的物质是碱，而不承认象F-、CO32-以及NH3那样的物种也是碱。在说明氨水的碱性时，错误地认为氨水中存在弱电解质“氢氧化铵”。

第01章酸碱理论与非水溶液

3 第一章酸碱理论与非水溶液主目录上一页下一页返回
第一节酸碱概念回顾二、布朗斯特酸碱质子理论
能给出质子（的物质是酸。 1、定义：酸：能给出质子（H+）的物质是酸。定义：能接受质子（的物质是碱。碱：能接受质子（H+）的物质是碱。 Kw=KaKb 酸碱共轭关系：酸给出质子后形成的物种叫做该酸的共轭碱。 2、酸碱共轭关系：酸给出质子后形成的物种叫做该酸的共轭碱。碱接受质子后形成的物种叫做该碱的共轭酸。受质子后形成的物种叫做该碱的共轭酸。举例： 3、举例：HCl = H+ + ClNH4+ + NH2- = NH3 + NH3 酸 = H+ + 碱酸1+ 碱1 = 碱2 + 酸2 4、酸碱的强度标准：[H+]，Ka ， Kb ， pKa ， pKb ，pKw 酸碱的强度标准： 5、评价：酸碱概念推广到所有的质子体系，与溶剂无关。适用于水溶评价：酸碱概念推广到所有的质子体系，与溶剂无关。液中。酸碱反应的本质是质子的转移。液中。酸碱反应的本质是质子的转移。课堂练习：课堂练习：下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？ 1、下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？ HCl、 HS-、CO32-、H2PO4-、HSO4-、NO3-、HCl、Ac_、OH下列物质的共轭酸是什么？ 2、下列物质的共轭酸是什么？SO42-、S2-、H2PO4-、HSO4-、NH3 下列物质的共轭碱是什么？HCl、 HCN、 3、下列物质的共轭碱是什么？HCl、HClO4、HCN、H2O2、NH4+
10 第一章酸碱理论与非水溶液
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第一节酸碱概念回顾常见重要的软硬酸碱(HSAB)

1 酸碱理论与非水溶液化学

例如：
H2O(酸1)＋NH3(碱2)
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，不问物质的物理状态是什么，也不管溶剂是什么或是否存在有溶剂。
酸: 除HCl、HNO3、H2SO4等分子酸外，还有
●多元酸酸式阴离子，如 HSO4-、HPO42-:
HSO4- → H+ ＋ SO42NH4+ → NH3 ＋ H+ HPO42- → H+ ＋ PO43●阳离子酸，如 NH4+，Cr(H2O)63+: Cr(H2O)63+ → H+＋Cr(H2O)5(OH)2+ 碱: 除了如NH3、H2O和胺等分子碱外，还有
HAc（酸）＋ NH3 ⇌ NH4+ + AcK+ + H+（碱） + NH3 ⇌ K+ + NH2- + H2
酸碱中和反应的实质是特征阳离子与特征阴离子结合生成溶剂分子。
例1 在 NH3 (l)中的反应： CH3COOH + KH ⇌ CH3COOK + H2↑ CH3COOH + NH3 ⇌ NH4+ + CH3COOK+ + H- + NH3 ⇌ H2↑+ NH2- + K+ NH4+ + NH2- ⇌ 2NH3
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。
属于路易斯酸的有:
①阳离子，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；再如正碳离子
C6H5-C+H2等。 ②含有价层未充满的原子的化合物，如BX3，AlX3。 ③含有极性双键的分子，如CO2、丙酮中的羰基，由于双键的极化作用，造成碳原子缺电子。 ④含有价层可扩展的原子的化合物，如SnCl4(利用外层空d 轨道)。

第3章酸碱理论和非水溶液化学

Lewis酸、碱理论——广义酸碱例: 试判断下列物种，哪些是Lewis酸?哪些是Lewis碱?哪些是酸碱加合物？ Me3N，HCN，(C2H5)2O，CH3CH2+ Lewis酸：CH3CH2+ Lewis碱：Me3N， (C2H5)2O 酸碱加合物：HCN
3.1.4 酸碱的氧化物-离子理论
定义：氧离子的接受体称为酸，氧离子的给予体称为碱 SiO2+O2S2O72-+O2酸 SiO322SO42CaO Na2O 碱 Ca2++O22Na++O2-
电离而产生OH-离子的溶质称为碱(如NH3) 在液氨溶剂的溶液体系(简称液氦体系)中，NH3分子自电离而生成铵离子NH4+和氨基离子NH22NH3(l) NH4++NH2-
凡在液氨中能电离出NH4+离子的化合物是酸。例如NH4Cl，它电离出NH4+(和Cl-)离子。
凡在液氨中能电离出NH2-离子的化合物是碱。例如NaNH2它电离出NH2-(和Na+)离子。在液氨体系中的中和反应，如
对中性分子，其电子对给予体原子的碱性和取代基R的电负性有关，R的电负性越大，碱性越弱。如NH3＞NCl3＞NF3
酸碱性除与取代基的结构有关外，还与分子构型、键型有关，如酸性：BBr3＞BCl3＞BF3 反应前BX3为平面三角形，分子中有Π46离域π键，π 键的强度按BBr3→BCl3→BF3次
Ea 大的酸与 Eb大的碱， Ca 大的酸与 Cb 大的碱易反应形成加合物
3.3 软硬酸碱理论
软硬酸碱（Soft Hard Acid Base——SHAB）概念是R.G.Pearson在 1963年提出 3.3.1 软硬酸碱

酸碱理论与非水溶剂

硬碱与软碱
硬碱配位原子的特点是：电负性高、把持价电子能力强、不易被极化，如含O、N、F配位原子的配体，H2O、F-、NH3、R3N、PO43-、SO42-、CO32等；软碱所含配位原子电负性小，把持价电子能力差，半径大，易被极化，如含P、As、S、I配位原子及含有π键的配体，如：SCN-、CO、CN-，I-、S2-、 R3As、R3P、R2S等；介于上述两种碱之间的物种称作交界碱，如： C6H5NH2，Br-，NO2-等；
BH+
[B][H ] = + [BH ]
+
B + H+
[H + ] = K BH +
[BH + ] − lg [B]
这里：H＋代表强酸；B代表弱碱指示剂；
K BH +
[BH + ] [B]
− lg[H + ] = − lg K BH +
酸度函数H0定义为：
H 0 = − lg[H + ] = pK BH +
15 10 5 0 -5 -10 HAc
H2O
H2O：区分区域跨越14个单位 HAc：区分区域跨越12个单位 pKaӨ在-8～4.7之间的酸、碱可以被HAc区分。 pKaӨ在0～14之间的酸、碱可以被H2O区分。
3.超酸(魔酸) 1932年，汉默特(L.P.Hammett)提出一个酸度函数H0，用以描述高浓度强酸溶液的酸度。酸度函数H0的出发点是：强酸的酸度可通过一种与强酸反应的弱酸指示剂的质子化程度来表示：
2.键的强度含H－X键的分子，提供质子的能力还决定于键的强弱，键越弱，H－X键中的H＋越容易解离出来，但H－X键强弱又决定于X的半径，X的半径越大，键越弱。键能：H－F H－Cl H－Br H－I (kJ·mol-1) 565 431 366 299 酸强度顺序：HI > HBr > HCl > HF 但是，如果从键的极性推断，则得到相反的结论，所以，在上述情况下，键强度的影响超过了电负性的影响。

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水是
H2O(l) + NH3(aq) →OH –(aq) +NNHH44++((aaqq))
两 H2S(aq) + H2O (l) →H 3O+ (aq) + HS-(aq) 性
酸和碱均既可以是阴、阳离子，也可以是
中性分子。
A(1) B(1) H 共轭酸碱对(1) B(2) H A(2) 共轭酸碱对(2)
局限性：1. 酸碱反应可在非水溶剂中进行； 2. 也可在无溶剂的非液态体系中进行；
3. 不能解释不含OH-的分子在水中所表现的碱性。
二、 E. C. Franklin(弗兰克林)酸碱溶剂理论
该理论的提出和非水溶液化学的发展密切相关。
水的自偶电离：
2H 2O H 3O OH
非水溶剂的自偶电离：
酸碱反应指质子由给予体向接受体的转移过程。
H 2O OH H
NH
4
NH 3
H
HPO
2 4
PO43
H
[Fe(H 2O)6 ]3 [Fe(H 2O)5 OH ]2 H
气相中溶剂中
HHFF((ga)q)++HN2OH(3l()a→q)H→3ONN+H(Ha4q4++)((aa+qqF))+–(Fa-q(a)q)
A(1) B(2) B(1) A(2)
通常把反应式中的反应物称为“酸”或“碱” 而把产物当作与之对应的共轭物。
A(1)是酸，B(1)是A(1)的共轭碱； B(2)是碱，A(2)是B(2)的共轭酸。
HAc
NH 3
Ac
NH
4
由于未溶剂化的质子不能在溶液中存在，因此，每一共轭酸碱对只能和另一共轭酸碱对相伴发生质子得失。某酸失去的质子马上被某碱接受。
由丹麦化学家Brnsted和美国化学家Lowry 分别各自独立地提出。
该理论对酸碱的定义是：凡能释放质子的任何物质是酸，凡能接受质子的任何物质是碱，质子给予体和质子接受体分别称为Brnsted 酸和Brnsted碱(或质子酸和质子碱)，它们之间存在着共轭关系：
Brnsted酸(Hb) Brnsted碱(b ) H
酸碱质子理论包容了酸碱电离理论。该理论的局限性是它所定义的酸必须含有可离解的氢原子，不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。
四、
G. N. Lewis(路易斯)的酸碱电子论
G N Lewis 美国物理化学家
酸是接受电子对的物质，碱是给出电子对的物质。酸碱反应不再是质子的转移而是电子对的转移。
酸碱反应的实质
酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱；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；对于某些物种，是酸是碱取决于参与的具体反应
在酸碱质子理论中，没有盐的概念，酸碱之间的反应发生了质子传递，生成新的酸和新的碱。质子传递反应和环境无关，适用于各种体系。
2 NH 3
(l)
NH
4
NH
2
2SO2 (l) SO2 SO32
由此，美国化学家Franklin提出了溶剂体系的酸、碱定义：在任何溶剂中，凡能增加和溶剂相同阳离子的物质就是该溶剂中的酸；凡能增加和溶剂相同阴离子的物质就是该溶剂中的碱。酸碱中和反应的实质就是具有溶剂特征的阳离子和阴离子相互作用形成溶剂分子。
一、
S. A. Arrhenius(阿仑尼乌斯) 的电离论
Svante August Arrhenius 瑞典化学家
是第一个酸碱理论。对于酸、碱的定义是：酸是在水溶液中能够电离，产生的阳离子全部都是H+的物质；碱是在水溶液中能够电离，产生的阴离子全部是OH-的物质。酸与碱中和反应的本质是H+和OH-化合生成作为溶剂的H2O。
酸碱溶剂理论对溶剂的要求：必须是能够发生自偶电离的极性溶剂。
酸碱溶剂理论扩大了溶剂范围，也扩展了酸碱概念，它包容了Arrhenius的酸碱理论。其局限性表现在它不适用于不电离的溶剂中的酸碱体系，更不适用于无溶剂的酸碱体系。
三、
Brnsted J N 丹麦物理化学家
J. N. Brnsted(勃朗斯特)和 Lowry(劳莱)的酸碱质子理论
第2章酸碱理论和非水溶液
2.1 酸碱概念的发展一、S. A. Arrhenius(阿仑尼乌斯)的电离论
二、E. C. Franklin(弗兰克林)的溶剂论三、J. N. Brnsted(勃朗斯特)和Lowry(劳莱)
的质子论四、G. N. Lewis(路易斯)的电子论五、Lux(鲁克斯)的氧化物—离子论等六、Usanovich(乌萨诺维奇)的正负论
例如：NH 4Cl NaNH 2 NH3(l) NaCl 2NH 3 (l) 酸碱
溶剂自身电离
酸碱
2H2O = H3O+ + OH-
2NH3 = NH4+ + NH22H2SO4 = H3SO4+ + HSO4N2O4 = NO+ + NO32SO2 = SO+ + SO32BrF3=BrF2+ + BrF4-
Lewis酸碱的范围极为广泛，它包容了前面
所论及的三种酸碱定义，所以通常又把
Lewis酸碱称为广义酸碱。
第一列
第二列
第三列
Fe3+
+
Cu2+
+
H+
+
BF3
+
AlCl3 +
SiF4
+
CO2
+
I2
+
ห้องสมุดไป่ตู้
(路易斯酸 +
6H2O 4 NH3 H2O
NH3 Cl– 2 F– OH– (CH3)2CO 路易斯碱
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3–
作为电子对受体的Lewis酸，先决条件是在它的分子、离子或原子团中必须要有空轨道；作为Lewis碱的首要条件，是必须要有孤对电子。
某一配位反应：
M n L ML M：metal；L：ligand
判断Lewis酸和Lewis碱。
Lewis酸和Lewis碱之间的基本反应是生成
酸碱加合物 A : B 。
HCl
NH4NO3 H2S2O7 NOCl SOCl SbF 5
NaOH
NaNH2 NaHSO4 NH4NO3 Cs2SO3 AgF
酸碱反应
HCl+NaOH=NaCl+H2O
NH4NO3+NaNH2=NaNO3+2NH3 H2S2O7+NaHSO4=NaHS2O7+H2SO4 NOCl+ NH4NO3=NH4Cl+2N2O4 2SOCl + Cs2SO3 = 2CsCl +2SO2 SbF 5+ AgF =AgSbF6