大学无机化学-课件-第8章酸碱解离平衡.ppt

第第 8 章章酸碱电离平衡酸碱电离平衡8 －－ 1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡8 －－ 1 －－ 1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡1 解离平衡常数解离平衡常数 醋酸醋酸 CH3COOH (经常简写做经常简写做 HAc) 溶液中存在着平溶液中存在着平衡：衡： 或：或：HAc ＋＋ H2O H3O+ ＋＋ Ac－－ HAc H+ ＋＋ Ac－－ 其平衡常数表达式可写成：其平衡常数表达式可写成： 式中式中 Ka 是酸式解离平衡常数是酸式解离平衡常数，， [H+]、、[Ac－－] 和和 [HAc] 分别表示分别表示 H+ 、、Ac－－ 和和 HAc 的平衡浓度的平衡浓度 Ө 若用若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有：表示醋酸溶液的起始浓度，则有： ӨӨ 当当电离平衡常数离平衡常数 K 很小，酸的起始很小，酸的起始浓度度 c0 较大大时，，则有有 c0≫≫[H+] ，，于是上式可于是上式可简化成化成 ：： 适用条件：适用条件：①① c0 ＞＞400 KaӨ ；；②②一元弱酸体系一元弱酸体系 。

Ө 所以：所以：Ө 作作为弱碱，氨水也弱碱，氨水也发生部分解离，存在下列平衡生部分解离，存在下列平衡：： 其解离平衡常数可表示为：其解离平衡常数可表示为： 式中式中 KbӨ 是弱碱的解离平衡常数是弱碱的解离平衡常数，， c0 表示碱的起始浓表示碱的起始浓度，度， [OH－－] 代表代表平衡平衡时体系中体系中 OH－－ 的的浓度 NH3 · H2O NH4+ ＋＋ OH－－KbӨ 当当c0 ＞＞400 KbӨ 时，有，有Ө KaӨ ，，KbӨ 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势越大 一般把一般把 KaӨ 小于小于10－２－２的酸称的酸称为弱酸弱酸 一元弱酸一元弱酸一元弱碱一元弱碱HClO 2.9×10–8 (CH3)2NH 5.9×10–4 HF 6.3×10–4 C6H5NH2 4.0×10–10 HNO2 7.2×10–4 C5H5N 1.5×10–9 KaӨ KbӨ KaӨ ，，KbӨ 与温度有关。

但由于弱与温度有关但由于弱电解解质解离解离过程的程的热效效应不大，所以温度不大，所以温度变化化对二者影响二者影响较小 2 解离度解离度 弱弱酸酸、、弱弱碱碱在在溶溶液液中中解解离离的的程程度度可可以以用用解解离离度度 a 表表示示，，HAc 的的解解离离度度 a 表表示示平平衡衡时已已经电离离的的醋醋酸酸的的浓度度与与醋醋酸酸起始起始浓度之比，即：度之比，即： NH3 · H2O 的解离度的解离度为：： ӨӨӨ 例例：： a) 计算算 0.10 mol · dm–3 HAc 溶液的溶液的 [H+] 和解离度；和解离度； b) 计算算 1.0×10–3 mol · dm–3 NH3 · H2O 的的 [OH－－] 和和解解离离度 已知已知 HAc 的的 KaӨ ＝＝1.8×10–5，，NH3·H2O的的 KbӨ ＝＝1.8×10–5 平衡常数平衡常数 KaӨ 和和 KbӨ不随浓度变化，但作为转化百分不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度数的解离度 a ，，却随起始浓度的变化而变化却随起始浓度的变化而变化。

起始起始浓度度 c0 越小，解离度越小，解离度 a 值越大 解离度解离度 a 经常用百分数表示经常用百分数表示  其中其中 x 表示平衡时已解离的表示平衡时已解离的 HAc 的浓度的浓度 各物质的平衡相对浓度各物质的平衡相对浓度 0.10－－x x x 各物质的起始相对浓度各物质的起始相对浓度 0.10 0 0 即即 c0 > 400 KaӨ ，，有有 0.10－－x≈0.10，，可以近似计算：可以近似计算： 解：解： a) 反应方程式反应方程式 HAc H+ ＋＋ Ac－－ 平衡常数的表达式为平衡常数的表达式为Ө 由于由于a) 中中Ө 故故 [H+]＝＝1.34×10–3 mol · dm–3 电离度电离度 若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式中，则有：中，则有：ӨӨ 解一元二次方程得解一元二次方程得 x = 1.33×10–3 即即 [H+]＝＝1.33×10–3 mol · dm–3 解离解离度度 各物质的起始相对浓度各物质的起始相对浓度 1.0×10–3 0 0 各物质的平衡相对浓度各物质的平衡相对浓度 1.0×10–3－－y y y 其中其中 y 表示平衡时已表示平衡时已解离解离的的 NH3 · H2O 的浓度的浓度 b) 反应方程式反应方程式 NH3·H2O NH4+＋＋ OH－－ 不能近似计算，将不能近似计算，将 c0＝＝1.0×10–3mol · dm–3 和和 KbӨ ＝＝1.8×10 –5 代代入入平衡常数表示式中平衡常数表示式中：： 解一元二次方程得解一元二次方程得 [OH－－]＝＝1.25×10–4 mol · dm–3 解离解离度度ӨӨ 若用近似计算若用近似计算：： 与前面计算结果比较，与前面计算结果比较，计算误差较大。

计算误差较大Ө3 同离子效应同离子效应 若若在在 HAc 溶液中加入一些溶液中加入一些 NaAc，，NaAc 在溶液中完在溶液中完全解离，于是溶液中全解离，于是溶液中 Ac－－离子浓度增加很多，使醋酸的解离子浓度增加很多，使醋酸的解离平衡左移，从而离平衡左移，从而降低降低 HAc 的电离度的电离度 例例：：如果在如果在 0.10 mol · dm–3 的的 HAc 溶液中加入固体溶液中加入固体 NaAc，，使使 NaAc 的的浓度达度达 0.20 mol · dm–3，，求求该 HAc 溶溶液的液的 [H+] 和解离度和解离度 a 起始起始浓度度 0.10 0 0 平衡平衡浓度度 0.10－－x x 0.20 + x 解：解： HAc H+ ＋＋ Ac－－ 将各平衡浓度代入平衡常数表达式将各平衡浓度代入平衡常数表达式: 由于由于c0／／ KbӨ ≫ ≫ 400，，同同时可可认为 0.20＋＋x ≈ 0.20 ，，0.10－－x ≈0.10 。

故平衡常数表达式故平衡常数表达式变为：：ӨӨӨ 即即 [H+]＝＝9.0×10–6 mol·dm–3 解离度解离度 与前面与前面计算算结果果 α＝＝1.33％％ 相比，相比， 加入加入强强电解解质后，后，解离度解离度 α 缩小了小了 149 倍倍 上述上述计算算结果果说明：明：在弱在弱电解解质的溶液中，加入与其的溶液中，加入与其具有共同离子的具有共同离子的强强电解解质，使弱，使弱电解解质的解离平衡左移，的解离平衡左移，从而降低弱从而降低弱电解解质的解离度的解离度这种影响叫做同离子效种影响叫做同离子效应 8 －－ 1 －－ 2 水的解离平衡和溶液的水的解离平衡和溶液的 pH 1 水的离子积常数水的离子积常数 平衡常数表达式平衡常数表达式 KӨ ＝＝[H+][OH－－]，，称其称其为水的离子水的离子积常数，常数，经常用常用 KwӨ 表示常温下表示常温下 KwӨ ＝＝1.0×10–14 KwӨ 与反应与反应的的 ΔrGmӨ 有关系，由有关系，由 KwӨ 可求得上述反可求得上述反应的的ΔrGmӨ值。

H2O＋＋H2O H3O+ ＋＋ OH－－ 或或 H2O H+ ＋＋ OH－－ 2 溶液的溶液的 pH pH＝－＝－lg[H+] pOH＝－＝－lg[OH－－] 因因为常温下：常温下： KwӨ ＝＝[H+][OH－－] ＝＝1.0×10–14故常温下有故常温下有 ：： pH＋＋pOH＝＝14 但当某温度下，水的离子但当某温度下，水的离子积常数常数 KwӨ不不等于等于 1.0×10–14，，p KwӨ 不等于不等于14时，中性溶液中，中性溶液中 pH = pOH ，，但都不等但都不等于于 7 pH = pOH 是中性溶液的根本是中性溶液的根本标志3 酸碱指示剂酸碱指示剂 借助于颜色的改变来指示溶液借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做酸碱指的物质叫做酸碱指示剂。

示剂酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱酸或弱碱酸或弱碱 酸分子酸分子 HIn 显红色，酸根离子色，酸根离子 In－－ 显黄色，当黄色，当 [HIn]和和 [In－－] 相等相等时溶液溶液显橙色 例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸:HIn H+ ＋＋ In－－ 其平衡常数表达式其平衡常数表达式为：： Ө 可化成可化成: 式中式中 KiӨ 是指示是指示剂的解离常数可以看出，当的解离常数可以看出，当 [H+]＝＝ KiӨ ，，即即 pH＝＝p Ki 时，溶液中，溶液中 [In－－]＝＝[HIn]，，这时溶液溶液显HIn和和In－－的中的中间颜色，例如甲基橙的橙色故色，例如甲基橙的橙色故将将 pH＝＝p KiӨ 称称为指示指示剂的理的理论变色点色点 当当 [HIn]∕[In－－]≥10 时，明确，明确显示示 HIn 的的颜色；色； 对于一般指示剂：对于一般指示剂： 当当 [In－－]∕[HIn]≥10 时，，明确明确显示示In－－的的颜色。

色Ө指示指示剂变色范色范围pH酸酸 色色碱碱 色色甲基橙甲基橙3.2 4.4红黄黄溴酚溴酚蓝3.0 4.6黄黄蓝溴百里酚溴百里酚蓝6.0 7.6黄黄蓝中性中性红6.8 8.0红亮黄亮黄酚酚 酞8.2 10.0无色无色红达旦黄达旦黄12.0 13.0黄黄红 把把这一一 pH 间隔称隔称为指示指示剂的的变色色间隔或隔或变色范色范围 存在关系式：存在关系式：Ө8 －－ 1 －－ 3 多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡 多元酸在水中是分步多元酸在水中是分步电离的，以离的，以氢硫酸的解离硫酸的解离为例：例： H2S H+ ＋＋ HS－－ HS－－ H+ ＋＋ S2－－ӨӨ 在常温常在常温常压下，下，H2S 气体在水中的气体在水中的饱和和浓度度约为 0.10 mol·dm–3，，据此可以据此可以计算出算出 H2S 的的饱和溶液中的和溶液中的 [H+]、、[HS－－] 和和 [S2–] 设平衡平衡时已解离的已解离的氢硫酸的硫酸的浓度度为 x ，，则 [H+]、、 [HS－－] 近似等于近似等于 x ，，而而 [H2S] ＝＝0.10 - - x ≈ ≈ 0.10 mol·dm–3 起始起始浓度：度： 0.10 0 0 平衡平衡浓度：度： 0.10 x x H2S H+ ＋＋ HS－－  解得解得 x＝＝1.05×10–4 故故 [S2－－] ＝＝ 1.3×10–13 mol·dm–3 即即 [H+] ≈ [HS－－]＝＝1.05×10–4 mol·dm–3 第二步第二步电离平衡离平衡 HS－－ H+ ＋＋ S2－－ ӨӨ 对二元弱酸二元弱酸 H2S 来来说，溶液的，溶液的 [H+] 由第一由第一级电离决离决定，故比定，故比较二元弱酸的二元弱酸的强强弱，只弱，只须比比较其第一其第一级电离常数离常数K1Ө 即可。

即可 HS－－ 的第二步解离极小可以被忽略，即的第二步解离极小可以被忽略，即[HS－－] ≈ [H+] 而且而且 [S2–] ＝＝ K2Ө 如果将如果将 K1Ө 和和 K2Ө 的表达式相乘，即可得到的表达式相乘，即可得到 H2S 2H+ ＋＋ S2– 其其平衡常数平衡常数 KӨ 的表达式的表达式为：： 从二元弱酸从二元弱酸 H2S 的讨论中可得到以下结论的讨论中可得到以下结论 : ⑶⑶ 负二价酸根负二价酸根 [S2–] 等于第二级电离常数等于第二级电离常数 K2Ө ⑴⑴ 溶液的溶液的 [H+] 由第一级电离决定；由第一级电离决定； ⑵⑵ 负一价酸根负一价酸根 [HS–] 等于体系中的等于体系中的 [H+]；； 上述结论完全适用于一般的二元弱酸和二元中强酸上述结论完全适用于一般的二元弱酸和二元中强酸必须注意的是，对于二元酸与其它物质的混合溶液，以上必须注意的是，对于二元酸与其它物质的混合溶液，以上结论一般不适用。

结论一般不适用 Ө例：例：a) 求求 0.010 mol·dm–3 的的 H2S 溶液中溶液中 H+ 、、HS－－、、S2– 及及 H2S 的的浓度 b) 若向上述溶液中加几滴若向上述溶液中加几滴浓盐酸，使其酸，使其浓度达到度达到0.010 mol·dm–3，，求溶液中求溶液中 S2– 的的浓度 H2S 的解离平衡常数的解离平衡常数 K1Ө =1.1×10–7 K2Ө =1.3×10–13 解：解： a) H2S 的起始浓度的起始浓度 c0 = 0.010 mol·dm–3，，其其 [H+] 由第一步电离决定由第一步电离决定 起始起始浓度：度： 0.010 0 0 平衡平衡浓度：度： 0.010 x x H2S H+ ＋＋ HS－－  解得解得 x ＝＝ 3.32×10–5 即即 [H+] = [HS－－] = 3.32×10–5 mol·dm–3 故故 [S2–]＝＝ 1.3×10–13 mol·dm–3 第二步第二步电离平衡离平衡 HS－－ H+ ＋＋ S2－－ ӨӨ b) 盐酸完全解离，体系中酸完全解离，体系中 [H+]＝＝0.010mol·dm–3，，在在这样的酸度下，已解离的的酸度下，已解离的 [H2S] 以及以及 H2S 解离出的解离出的 [H+] 均可以忽略不均可以忽略不计。

设 [S2－－] 为 y ，，则 平衡平衡浓度：度： 0.01 0.010 y y ＝＝ 1.4×10–18 即即 [S2–]＝＝1.4×10–18 mol·dm–3 H2S 2H+ ＋＋ S2– ӨӨӨ 计算算结果表明，由于果表明，由于0.010 mol·dm–3 的的盐酸存在，使酸存在，使 [S2–] 降低至原来的降低至原来的 9.3×104 分之一，可分之一，可见同离子效同离子效应的影的影响之大 和二元酸相似，三元酸也是分步和二元酸相似，三元酸也是分步电离的，由于离的，由于 K1Ө ，， K2Ө ，， K3Ө 相差很大，三元酸的相差很大，三元酸的 [H+] 也以也以认为是由第一步是由第一步电离决定的；离决定的；负一价酸根离子的一价酸根离子的浓度等于体系中的度等于体系中的 [H+]；； 负二价的酸根离子的浓度等于第二级电离常数负二价的酸根离子的浓度等于第二级电离常数K2Ө 例例: 已知已知 H3PO4 的各级电离常数的各级电离常数 K1 = 7.1×10–3，， K2 = 6.3×10–8，，K3 = 4.8×10–13 。

求求 H3PO4 的起始浓度的起始浓度 c0 多大多大时，体系中时，体系中 PO43－－ 的浓度为的浓度为 4.0   10－－18 mol·dm-3 Ө 解：解：因为因为 K1 >> K2 >> K3 ，，体系中的体系中的 [H+] 由由 H3PO4的第一步解离决定的第一步解离决定ӨӨӨ 起始起始浓度：度： c0 0 0 平衡平衡浓度：度： c0－－[H+] [H+] [H+] H3PO4 H+ ＋＋ HPO4－－  平衡常数表达式平衡常数表达式为：： 第三步第三步电离离 平衡常数表达式平衡常数表达式为：： HPO42－－ H+ ＋＋ PO43－－ӨӨӨ 所以所以Ө 式中式中ӨӨӨ8 －－ 1 －－ 4 缓冲溶液冲溶液 缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而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保持体系的 pH 基本不变的溶液。

基本不变的溶液 缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关系 缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱盐组成的例如盐组成的例如 HAc 和和 NaAc ，，NH3·H2O 和和 NH4Cl ，，以及以及NaH2PO4 和和 Na2HPO4 等都可以配制成保持不同等都可以配制成保持不同 pH 值的缓冲溶液值的缓冲溶液 例：例：以以 HCN 和和 NaCN 构成的缓冲溶液构成的缓冲溶液 溶液中存在起始浓度为溶液中存在起始浓度为 c酸酸 的弱酸的解离平衡，由于的弱酸的解离平衡，由于起始浓度为起始浓度为 c盐盐 的强电解质弱酸盐的强电解质弱酸盐 NaCN 的存在，故平衡的存在，故平衡时各物质的浓度如下：时各物质的浓度如下： 平衡平衡浓度：度： c酸酸－－x x c盐 + x 由于同离子效应，近似有由于同离子效应，近似有 c酸酸－－x ≈ ≈ c酸酸 ，，c盐 + x ≈ ≈ c盐 HCN H+ ＋＋ CN－－ 故故Ө 上式上式说明：混合溶液的明：混合溶液的 pH 首先决定于弱酸的首先决定于弱酸的 Ka 值，，其次决定于弱酸和弱酸其次决定于弱酸和弱酸盐的的浓度之比。

度之比这种溶液就是种溶液就是缓冲冲溶液Ө 取取负对数数 Ө 故有故有Ө 例例 : 缓冲溶液中有冲溶液中有 1.00mol·dm–3 的的 HCN 和和 1.00mol·dm–3 的的 NaCN ，，试计算算 1) 缓冲溶液的缓冲溶液的 pH ；； 2) 将将 10.0cm3 1.00 mol·dm–3 HCl 溶液加入到溶液加入到 1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的该缓冲溶液中引起的 pH 变化；变化； 3) 将将 10.0cm3 1.00 mol·dm–3 NaOH 溶液加入到溶液加入到 1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的该缓冲溶液中引起的 pH 变化；变化； 4) 将将 1.0 dm3 该溶液加水稀释至该溶液加水稀释至 10 dm3，，引起的引起的 pH变化  平衡平衡浓度：度： x 2) 在在 1.0 dm3 缓冲溶液中，含冲溶液中，含 HCN 和和 NaCN 各是各是1.0 mol，，加入的加入的 HCl 相当于相当于 0.01mol H+，，它将消耗它将消耗0.01mol 的的 NaCN 并生成并生成 0.01mol HCN，，故有故有: HCN CN－－ ＋＋ H+ 解：解： 1) 根据根据Ө 相对而言，若将相对而言，若将 10.0 cm3 1.00 mol·dm–3 HCl 溶液加溶液加入到入到 1.0 dm3 纯水中，纯水中，pH 将从将从 7 变化为变化为 2 。

根据：根据：Ө 3) 在在 1.0 dm3 缓冲溶液中，含冲溶液中，含 HCN 和和 NaCN 各是各是1.0 mol，，加入的加入的 NaOH 相当于相当于 0.01mol OH－－，，它将消耗它将消耗0.01mol 的的 HCN 并生成并生成 0.01mol CN－－ 离子，故有离子，故有 平衡平衡浓度：度： y HCN CN－－ ＋＋ H+ 根据根据Ө 相对而言，若将相对而言，若将 10.0 cm3 1.00 mol·dm–3 NaOH 溶液溶液加入到加入到 1.0 dm3 纯水中，纯水中，pH 将从将从 7 变化为变化为 12  4) 将将 1.0 dm3 该缓冲溶液加水稀冲溶液加水稀释至至 10.0 dm3 时，，c酸酸 和和 c盐 的数的数值均均变化化为原来的十分之一，但两者的比原来的十分之一，但两者的比值不不变根据 故故该缓冲溶液的冲溶液的 pH 不不变。

缓冲溶液中冲溶液中发挥作用的的弱酸和弱酸作用的的弱酸和弱酸盐(或弱碱和弱或弱碱和弱碱碱盐)称称为缓冲冲对缓冲冲对的的浓度越大，当加入度越大，当加入强强酸或酸或强强碱碱时其其浓度度值及其比及其比值改改变越小，即抵制酸碱影响的作用越小，即抵制酸碱影响的作用越越强强Ө 缓冲冲对的的浓度越大，度越大，缓冲溶液的冲溶液的缓冲容量越大冲容量越大 配制配制缓冲溶液冲溶液时，要先找出与溶液所要控制的，要先找出与溶液所要控制的 pH 值相当的相当的 pKaӨ 值的弱酸，再与的弱酸，再与该弱酸的弱酸的强强碱碱盐按一定的比按一定的比例配成例配成浓度合适的溶液当度合适的溶液当 c酸酸／／c盐 的的值从从 0.1 变化到化到 10 时，，则缓冲溶液的冲溶液的pH 在在 p±1 之之间变化 若用弱碱和弱碱若用弱碱和弱碱盐配成配成缓冲溶液，其公式冲溶液，其公式则可写成可写成 ӨӨ所以：所以：例：用例：用 NH3·H2O 和和 NH4Cl 配制配制 pH＝＝10 的的缓冲冲溶液，求溶液，求比值比值 c碱碱/c盐盐解：解： 弱碱弱碱 NH3·H2O 的的 Kb ＝＝1.8×10–5 ，， pH＝＝10 的的缓冲溶冲溶液，其液，其 pOH＝＝4，， Ө根据：根据：Ө故：故：Ө8 －－ 2 2 盐的水解的水解 8 －－ 2－－1 水解平衡常数水解平衡常数 1 弱酸强碱盐弱酸强碱盐 以以 NaAc 溶于水生成的溶液溶于水生成的溶液为例，可以写出例，可以写出 NaAc 的的水解平衡式：水解平衡式： 水解的水解的结果使得溶液中果使得溶液中 [OH－－]＞＞[ H+]，，NaAc 溶液溶液显碱性。

碱性Ac－－ ＋＋ H2O HAc ＋＋ OH－－  平衡常数表达式平衡常数表达式为：： Kh 是水解平衡常数在上式的分子分母中各乘以平是水解平衡常数在上式的分子分母中各乘以平衡体系中的衡体系中的 [ H+] ，，上式上式变为 ӨӨӨӨӨ 即即ӨӨӨ 弱酸弱酸强强碱碱盐的水解平衡常数的水解平衡常数 Kh 等于水的离子等于水的离子积常数常数与弱酸的与弱酸的电离平衡常数的比离平衡常数的比值Ө 由于由于盐的水解平衡常数相当小，故的水解平衡常数相当小，故计算中可以采用近算中可以采用近似的方法来似的方法来处理 NaAc 的水解平衡常数：的水解平衡常数：ӨӨӨ2 强强酸弱碱酸弱碱盐 以以 NH4Cl 为例，其水解平衡式例，其水解平衡式为：： NH4+ 和和 OH－－ 结合成弱合成弱电解解质，使，使 H2O 的的电离平衡离平衡发生移生移动，，结果溶液中果溶液中 [H+] ＞＞[OH－－] ，，溶液溶液显酸性 可以推出可以推出强强酸弱碱酸弱碱盐水解平衡常数水解平衡常数 Kh 与弱碱的与弱碱的 Kb 之之间的关系如下：的关系如下： ӨӨ NH4+ ＋＋ H2O NH3·H2O ＋＋ H+ ӨӨӨ3 弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐 以以 NH4Ac 为例，其水解平衡式可写成：例，其水解平衡式可写成： 平衡常数表达式平衡常数表达式为：： HN4+ ＋＋ Ac－－ ＋＋ H2O NH3·H2O ＋＋ HAc Ө NH4Ac 的水解平衡常数的水解平衡常数 Kh ：：Ө 即即 与与 NaAc 的的 Kh 和和 NH4Cl 的的 Kh 相比，相比， NH4Ac 的水的水解平衡常数解平衡常数扩大了大了 1.0×105 倍。

倍显然然 NH4Ac 的双水解的的双水解的趋势要比要比 NaAc 或或 NH4Cl 的的单方向水解的方向水解的趋势大得多 ӨӨӨӨӨӨӨӨӨӨ 可可见影响水解平衡常数的一个重要的因素，即生成影响水解平衡常数的一个重要的因素，即生成盐的酸碱越弱，即的酸碱越弱，即Ka 、、 Kb 越小，越小，则盐的水解平衡常数的水解平衡常数 Kh 越大ӨӨӨ 综合以上合以上结论：：ӨӨ 例如：例如：NaAc 和和 NaF 同同为弱酸弱酸强强碱碱盐，由于，由于 HAc 的的 Ka 小于小于 HF 的的 Ka ，，故当故当 NaAc 溶液和溶液和 NaF 溶液的溶液的浓度度相同相同时，，NaAc 的水解程度要大于的水解程度要大于 NaF ӨӨӨӨӨӨӨӨӨӨ 盐的水解一般是吸的水解一般是吸热过程，程，ΔH ＞＞ 0 ，，由公式由公式 可知，当温度升高可知，当温度升高时平衡常数平衡常数 Kh 增大，因此升高温度可增大，因此升高温度可以促以促进水解的水解的进行 例如例如 FeCl3 的水解，常温下反的水解，常温下反应并不明并不明显，加，加热后反后反应进行得行得较彻底，底，颜色逐色逐渐加深，生成加深，生成红棕色沉淀棕色沉淀。

ӨӨ8 －－ 2－－1 水解度和水解平衡的水解度和水解平衡的计算算1 单水解水解过程的程的计算算 NaAc 水解反水解反应的方程式如下的方程式如下: 起始起始浓度：度： c0 0 0 平衡平衡浓度：度： c0 －－x x x Ac－－ ＋＋ H2O HAc ＋＋ OH－－ ӨӨӨ Kh 很小，近似有很小，近似有 [Ac－－] ≈ ≈ c0 Ө 若用弱酸的若用弱酸的电离平衡常数表示，上式离平衡常数表示，上式则变为：：Ө 解得解得 Ө 即即ӨӨӨ 水解反水解反应的程度用水解度的程度用水解度 h 表示表示: 用弱酸的用弱酸的电离平衡常数表示，可写成：离平衡常数表示，可写成： 同理可推同理可推导出弱碱的水解度表达式：出弱碱的水解度表达式： ӨӨӨӨӨӨӨӨ 例例: 求求 0.10 mol·dm–3 NH4Cl 溶液的溶液的 pH 和水解度和水解度 。

故故 pH ＝＝ 5.13 水解度水解度 解：解：ӨӨӨӨӨ 可以看出，当水解平衡常数可以看出，当水解平衡常数 Kh 一定时，盐的起始浓一定时，盐的起始浓度度 c0 越小，水解度越小，水解度 h 越大，即稀溶液的水解度比较大越大，即稀溶液的水解度比较大Ө 这一结果也可以从平衡移动的角度得出这一结果也可以从平衡移动的角度得出一定浓度一定浓度的的 NH4Cl 溶液达到水解平衡时，有关系式溶液达到水解平衡时，有关系式 ：：ӨӨ 将溶液加水稀将溶液加水稀释，体，体积变成原来的成原来的 10 倍，于是各物倍，于是各物质的的浓度均度均变成原来的成原来的 1/10 ，此，此时的的 Qc 可以表示可以表示为: 即即 Qc＜＜ Kh ，，平衡要向平衡要向继续水解的方向移水解的方向移动，故稀，故稀释时盐的水解度增大的水解度增大ӨӨӨ 水解度水解度 盐的水解会使溶液的酸度改的水解会使溶液的酸度改变，根据平衡移，根据平衡移动的原理，的原理，可以通可以通过调解溶液的酸度来控制解溶液的酸度来控制盐的水解。

的水解 与未稀与未稀释前相比，可以看出稀溶液的水解度增大前相比，可以看出稀溶液的水解度增大 例如，例如，实验室室配制配制 SnCl2 溶液，用盐酸来溶解溶液，用盐酸来溶解 SnCl2 固体，原因就是用酸来抑制固体，原因就是用酸来抑制 Sn2+ 的水解 2 双水解双水解过程的程的计算算 在这里我们只研究由一元弱酸在这里我们只研究由一元弱酸 HA 和一元弱碱和一元弱碱 MOH生成的弱酸弱碱盐生成的弱酸弱碱盐 MA 溶液的溶液的 [H+] 将将 MA 溶于溶于 H2O 中，阳离子中，阳离子 M+ 和酸根阴离子和酸根阴离子A－－ 起起始始浓度均度均为 c0 两个水解反两个水解反应同同时达到平衡达到平衡 M+ ＋＋ H2O M(OH)＋＋ H+ A－－ ＋＋ H2O HA ＋＋ OH－－  有有 1 个个 M(OH) 生成，生成，则产生生 1 个个 H+ ；；而有一个而有一个 HA 生成生成则有有 1 个个 OH－－ 去中和一个去中和一个 H+ 。

故故 [H+] ＝＝ [MOH] －－ [HA] (1) M+ 的水解平衡常数表达式的水解平衡常数表达式为 ӨӨӨ 由此可得出由此可得出 (2) ӨӨ A－－ 的水解平衡常表达式的水解平衡常表达式为 由此可得出由此可得出 将将 (2) 和和 (3) 代入代入 (1) 中中: ӨӨӨ (3)ӨӨӨӨӨӨ 将上式两边分别乘以将上式两边分别乘以 Ka Kb [H+]，，得得 ӨӨ 当当 Ka 与与 c0 相比相比很小很小时，，[M+] 和和 [A－－] 的水解程度极的水解程度极小，小，近似有近似有 Ө[M+] ≈ [A－－] ≈ c0 ӨӨӨӨӨ 整理得：整理得：ӨӨӨӨӨӨӨӨ 当当 c0≫ ≫ Ka 时，近似有，近似有 Ka ＋＋ c0 ≈ ≈ c0Ө 可可见弱酸弱碱弱酸弱碱盐水溶液的水溶液的 [H+] 与与盐溶液的溶液的浓度无直度无直接关系。

但接关系但该式成立的式成立的 前提是前提是 Ka 与与 c0 相比相比很小且很小且 c0 ≫ ≫ Ka ，，所以所以盐的起始的起始浓度度 c0 不能不能过小 ӨӨ 对对 0.1mol·dm–3 NH4Ac 溶液，由溶液，由 KaӨ = KbӨ =1.8×10–5，，可知可知 [H+]＝＝1.0×10－－7 mol·dm–3 ，，即溶液显中性但当即溶液显中性但当 Ka 和和 Ka 不相等时，溶液则不显中性不相等时，溶液则不显中性 ӨӨӨpH ＝＝ 6.23 因为因为 Ka 比比 Kb 大，故弱碱的水解程度比弱酸的水解大，故弱碱的水解程度比弱酸的水解程度大些，故溶液中程度大些，故溶液中 [H+]＞＞[OH－－] ，，溶液显酸性溶液显酸性 ӨӨ 例：求例：求 0.10 mol·dm–3 的的 NH4F 溶液的溶液的 pH 解：解：ӨӨӨ8 －－ 3 电解解质溶液理溶液理论和酸碱理和酸碱理论的的发展展 8 －－ 3 －－ 1 强强电解解质溶液理溶液理论 1887年阿年阿仑尼尼乌斯提出酸碱的斯提出酸碱的电离理离理论，，认为电解解质在水溶液中是在水溶液中是电离的，但包括离的，但包括KCl 这样的的强强电解解质在内，在内，电离都是不完全的。

离都是不完全的 1923年，德拜年，德拜(P·Debye)和和休克休克尔尔(E·Hückel)提出了提出了强强电解解质溶液理溶液理论 然而实验证明，然而实验证明， KCl 这类电解质在水中是完全电离这类电解质在水中是完全电离的1 离子离子强强度度 德拜和休克德拜和休克尔尔认为强强电解解质在水溶液中完全在水溶液中完全电离成正离成正负离子离子离子离子间存在着相互作用，正离子要受到其周存在着相互作用，正离子要受到其周围负离子的静离子的静电引力，引力，负离子要受到其周离子要受到其周围正离子的静正离子的静电引力离子在受到离子在受到带有异种有异种电荷的离子相吸的同荷的离子相吸的同时，，还要受到要受到带有同种有同种电荷的离子的相斥荷的离子的相斥总之离子的行之离子的行动并不完全自由并不完全自由 在在测量量电解解质溶液的依数性溶液的依数性时，离子之，离子之间上述的相互上述的相互作用使得离子不能作用使得离子不能发挥一个独立微粒的作用而当一个独立微粒的作用而当电解解质溶液通溶液通电时，也由于离子之，也由于离子之间的相互作用，使得离子不能的相互作用，使得离子不能百分之百地百分之百地发挥输送送电荷的作用。

其荷的作用其结果果导致致实验测得的得的离子的数目少于电解质全部电离时应有的离子数目离子的数目少于电解质全部电离时应有的离子数目 溶液中离子的溶液中离子的浓度越大，或离子所度越大，或离子所带电荷数目越多，荷数目越多，离子之离子之间的相互作用就越的相互作用就越强强我们定定义离子离子强强度概念，来度概念，来衡量一种溶液衡量一种溶液对于存在于其中的离子的影响的大小用于存在于其中的离子的影响的大小用 I表示溶液的离子表示溶液的离子强强度，度，则有公式有公式 式中式中 zi 表示溶液中表示溶液中 i 种离子的种离子的电荷数，荷数，mi 表示表示 i 种离子的种离子的的的质量摩量摩尔尔浓度，度，显然离子然离子强强度度 I 的的单位位为 mol·kg– 1  如如 0.1 mol·dm– 3 盐酸和酸和 0.1 mol·dm– 3 CaCl2 溶液等体溶液等体积混合，所形成的溶液中，各种离子的混合，所形成的溶液中，各种离子的质量摩量摩尔尔浓度分度分别约为 电荷数分荷数分别为 故有故有2 活度活度 在在电解解质溶液中，由于离子之溶液中，由于离子之间相互作用的存在，使相互作用的存在，使得离子不能完全得离子不能完全发挥出其作用。

我出其作用我们把离子把离子实际发挥作用作用的的浓度称度称为有效有效浓度，或称度，或称为活度活度 通常用下式表示：通常用下式表示： a = f c 式中式中: a 表示活度，表示活度，c 表示表示浓度，度，f 称称为活度系数活度系数 溶液的离子溶液的离子强强度一定度一定时，离子自身的，离子自身的电荷数越高，荷数越高，则其活度系数其活度系数 f 的数的数值越小；越小； 离子的离子的电荷数一定荷数一定时，溶液的离子，溶液的离子强强度越大，活度系度越大，活度系数数 f 的数的数值越小即浓度与活度之度与活度之间的偏差越大的偏差越大 当溶液的当溶液的浓度度较大，离子大，离子强强度度较大大时，，浓度与活度之度与活度之间的偏差的偏差较大这时有必要用活度有必要用活度计算和算和讨论问题 在我在我们经常接触的常接触的计算中，溶液的算中，溶液的浓度一般很低，离度一般很低，离子子强强度也度也较小，近似小，近似认为活度系数活度系数 f ＝＝1.0，，即利用即利用浓度度代替活度代替活度进行行计算是合理的。

算是合理的  在弱在弱电解解质的溶液中，加入与其具有共同离子的的溶液中，加入与其具有共同离子的强强电解解质使使电离平衡左移，从而降低了弱离平衡左移，从而降低了弱电解解质的的电离度，离度，这种影响叫做同离子效种影响叫做同离子效应 3 盐效效应 在在HAc中加入中加入NaAc，，除了除了Ac－－离子离子对HAc电离平衡离平衡产生同离子效生同离子效应以外，以外，Na+ 离子离子对平衡也有一定的影响，平衡也有一定的影响，这种影响称种影响称为盐效效应盐效效应将使弱将使弱电解解质的的电离度增大离度增大 例如：已知例如：已知 0.10 mol·dm－－3HAc 溶液溶液电离度离度 a＝＝1.34%向该溶液中加入向该溶液中加入 NaCl，，当当 NaCl 浓度达到浓度达到 0.2 mol·dm–3时，溶液的离子强度时，溶液的离子强度 I＝＝0.2 mol·kg– 1 ，，此此时：时： HAc 分子受到的影响很小，分子受到的影响很小，浓度与活度近似相等故度与活度近似相等故平衡常数表达式平衡常数表达式为 : 由于由于 Hac 的的电离度很小，离度很小， [HAc] ＝＝ c0 ＝＝ 0.1mol·dm–3，， ӨӨ 将数将数值代入后，得代入后，得 [H+] ＝＝ 1.92×10–3 mol·dm–3，，说明明已已经有有 1.92×10–3 mol·dm–3 的的H+ 从从 HAc 中解离出来，故中解离出来，故计算算电离度离度 a 时，，应该用用 [H+] 去求得。

故去求得故电离度离度为：： 因此，因此，盐效效应使弱使弱电解解质的的电离度增大离度增大 可表示可表示为：：Ө 其原因可以解其原因可以解释为：：强强电解解质的加入，增大了溶液的的加入，增大了溶液的离子离子强强度，使得活度系数度，使得活度系数 f 偏离偏离 1 的程度增大，原来的程度增大，原来电离出的离子的有效离出的离子的有效浓度度变小，不能与未小，不能与未发生生电离的分子保离的分子保持平衡只有再解离出部分离子，才能持平衡只有再解离出部分离子，才能实现平衡于是平衡于是实际解离出的离子解离出的离子浓度增加，即度增加，即电离度增大离度增大 8 －－ 3 －－ 2 酸碱酸碱质子理子理论 20 世世纪 20 年代年代 Br nsted 和和 Lowrey 提出了提出了质子酸子酸碱理碱理论，大大地，大大地扩大了酸碱的物种范大了酸碱的物种范围，使酸碱理，使酸碱理论的适的适用范用范围扩展到非水体系乃至无溶展到非水体系乃至无溶剂体系  酸碱酸碱质子理子理论将能将能给出出质子子 (H+) 的分子或离子定的分子或离子定义为酸；能接受酸；能接受质子的分子或离子定子的分子或离子定义为碱。

碱 1 酸碱定酸碱定义 HC1，，NH4+，，H2PO4－－，，等都是等都是质子酸子酸 NH3，，HPO42－－，，CO32－－，，[Al(H2O)5OH]2+ 等都是碱等都是碱. H2SO4 HSO4－－ + H+ HSO4－－ SO42－－ + H+ NH4 + NH3 + H+  反反应式中，左式中，左边的物的物质都是都是质子酸；子酸；这些些质子酸在反子酸在反应中中给出出质子后，形成的物子后，形成的物质都是都是质子碱 通通过上面的酸碱定上面的酸碱定义及及举例，我例，我们应意意识到如下几点：到如下几点： 1) 酸和碱均可以是分子、正离子和酸和碱均可以是分子、正离子和负离子；离子； 2) 有的物有的物质在不同的反在不同的反应中可以是酸，也可以是碱，中可以是酸，也可以是碱，如如HSO4－－；； 3) 酸和碱之酸和碱之间的关系是：的关系是： 共轭酸共轭酸 共共轭碱碱 + 质子质子 在在质子酸碱理子酸碱理论中仍可用中仍可用电离平衡常数来表示酸和碱离平衡常数来表示酸和碱的的强强度，例如：度，例如：2 酸碱定酸碱定义 HCl ＞＞ H3O+ ＞＞ HF ＞＞ HAc ＞＞ NH4+ ＞＞ H2O HAc 在在 H2O 中中电离：离： HAc 的的共轭碱共轭碱 Ac－－ 在水中水解在水中水解: HAc ＋＋ H2O H3O+ ＋＋ Ac－－ ӨAc－－ + H2O HAc＋＋OH－－ ӨӨӨ 从二者的关系可以看出，一从二者的关系可以看出，一对共共轭酸碱，其酸碱，其电离平衡离平衡常数之常数之积等于定等于定值。

故酸越故酸越强强越大，其共越大，其共轭碱越弱越小碱越弱越小因此将上述因此将上述这些酸的共些酸的共轭碱按着碱性从弱到碱按着碱性从弱到强强排列起来，排列起来，则有：有： Cl－－ ＜＜ H2O ＜＜ F－－ ＜＜ Ac－－ ＜＜ NH3 ＜＜ OH－－ 阿阿仑尼尼乌斯斯酸酸碱碱体体系系中中的的一一些些反反应，，可可以以归结为质子子酸酸碱碱理理论中中的的酸酸与与碱碱的的反反应其其实质是是强强酸酸 I 将将质子子转移移给强强碱碱 II，，生成弱酸生成弱酸 Ⅱ 和弱碱和弱碱 Ⅰ 酸酸碱碱反反应中中标志志相相同同的的一一对酸酸和和碱碱，，如如强强酸酸Ⅰ和和弱弱碱碱Ⅰ，弱酸，弱酸Ⅱ和和强强碱碱Ⅱ分分别具有共具有共轭关系  例如：例如：HCl ( 强强酸酸Ⅰ)＋＋H2O ( 强强碱碱Ⅱ) H3O+ ( 弱酸弱酸Ⅱ)＋＋Cl－－( 弱碱弱碱Ⅰ) H3O+ ( 强强酸酸Ⅰ) + OH－－( 强强碱碱Ⅱ) H2O ( 弱酸弱酸Ⅱ) ＋＋ H2O ( 弱碱弱碱Ⅰ) HAc ( 弱酸弱酸Ⅱ) + H2O ( 弱碱弱碱Ⅰ) H3O+ ( 强强酸酸Ⅰ) ＋＋ Ac－－( 强强碱碱Ⅱ) H2O ( 弱酸弱酸Ⅱ) + NH3 ( 弱碱弱碱Ⅰ) NH4+ ( 强强酸酸Ⅰ) ＋＋ OH－－(强强碱碱Ⅱ)  强强酸酸 HClO，，H2SO4，，HCl，，HNO3在在 H2O 中中完完全全电离离，，水水拉拉平平了了这些些强强酸酸给出出质子子的的能能力力，，因因此此在在水水中中不不能能分辨出分辨出这些酸的些酸的强强弱。

弱 若若将将这些些强强酸酸放放在在比比 H2O 难于于接接受受质子子的的溶溶剂中中，，如如放放在在 HAc 中中，，就就可可以以分分辨辨出出它它们给出出质子子的的能能力力强强弱弱 ：： NH3 (酸弱酸弱Ⅱ) + NH3 (弱碱弱碱Ⅰ) NH4+ (强强酸酸Ⅰ)＋＋NH2－－(强强碱碱Ⅱ) HClO4 (弱酸弱酸Ⅱ) + HAc (弱碱弱碱Ⅰ) H2Ac+ (强强酸酸Ⅰ)＋＋ClO4－－(强强碱碱Ⅱ) 对于于这四四种种酸酸，，HAc 是是分分辨辨试剂，，对其其酸酸性性的的强强弱弱具具有有分分辨辨效效应；；而而 H2O 是是拉拉平平试剂，，具具有有拉拉平平效效应对大大多多数数较弱弱的的酸酸来来说，，其其分分辨辨试剂是是 H2O，，可可以以根根据据它它们在在H2O 中的中的电离平衡常数的大小比离平衡常数的大小比较强强弱 HCl ＋＋ HAc Cl－－ + H2Ac+ Ө H2SO4 ＋＋ HAc HSO4－－ + H2Ac+ Ө HClO4 ＋＋ HAc ClO4－－ + H2Ac+ Ө HNO3 ＋＋ HAc NO3－－ + H2Ac+ Ө8 －－ 3 －－ 3 酸碱溶酸碱溶剂体系理体系理论 在在 20 世世纪 20 年代，年代，Br nsted 和和 Lowrey 提出酸碱提出酸碱质子理子理论之后，之后， Cady 和和 Elsey 提出酸碱溶提出酸碱溶剂体系理体系理论。

质子子溶溶剂 H2O 和和液液 NH3 它它们的的自自偶偶电离离产生生一一对特征正特征正负离子离子 ：： 一些非一些非质子溶子溶剂也有自偶也有自偶电离，如溶离，如溶剂 N2O4 和和 SO2 分分别以下式自偶以下式自偶电离离 2 H2O H3O+(特征正离子特征正离子) ＋＋ OH－－(特征特征负离子离子) 2 NH3 NH4+(特征正离子特征正离子)＋＋ NH2－－(特征特征负离子离子)  酸碱溶酸碱溶剂体系理体系理论认为，在一种溶，在一种溶剂中能解离出中能解离出该溶溶剂的特征正离子或者的特征正离子或者说能增大特征正离子的能增大特征正离子的浓度的物度的物质称称为酸；同酸；同样理解在一种溶理解在一种溶剂中能解离出中能解离出该溶溶剂的特征的特征负离离子或者子或者说能增大特征能增大特征负离子的离子的浓度的物度的物质称称为碱 液液 NH3 为溶溶剂，銨，銨盐，如，如 NH4Cl 等等为酸，因酸，因为它能它能提供提供 NH4+ ；；而氨基化合物，如而氨基化合物，如 NaNH2 等等则为碱，因碱，因为它它能提供能提供 NH2－－ 。

NH4Cl 与与 NaNH2 之之间的反的反应 NH4Cl ＋＋ NaNH2 NaCl ＋＋ 2 NH3 N2O4 NO+ (特征正离子特征正离子)＋＋ NO3－－(特征特征负离子离子) 2 SO2 SO2+ (特征正离子特征正离子)＋＋ SO32－－(特征特征负离子离子) 是酸碱中和反是酸碱中和反应 液液态 SO2 为溶溶剂时，，亚硫硫酰基化合物，如基化合物，如 SOCl2 等等为酸，因酸，因为它能提供它能提供该溶溶剂的特征正离子的特征正离子 SO2+ SOCl2 SO2+ ＋＋ 2Cl－－ 而亚硫酸盐，如而亚硫酸盐，如 Cs2SO3 等则为碱，因为它能提供该等则为碱，因为它能提供该溶剂的特征负离子溶剂的特征负离子 SO32－－ SOCl2 与与 Cs2SO3 之间的反应之间的反应SOCl2 ＋＋Cs2SO3 2CsCl ＋＋ 2 SO2 是酸碱中和反是酸碱中和反应  酸碱溶酸碱溶剂体系理体系理论在解在解释非水体系的酸碱反非水体系的酸碱反应方面是方面是成功的。

若溶成功的若溶剂是水，是水，该理理论则还原成阿原成阿仑尼尼乌斯的酸碱斯的酸碱理理论，体系的特征正离子是，体系的特征正离子是 H＋＋，，而特征而特征负离子是离子是OH－－ 酸碱溶酸碱溶剂体系理体系理论的局限性，在于它只适用于能的局限性，在于它只适用于能发生生自偶自偶电离的溶离的溶剂体系，体系，对于于烃类，，醚类以及以及酯类等等难于自于自偶偶电离的溶离的溶剂就不能就不能发挥作用了这里我里我们介介绍酸碱溶酸碱溶剂体系理体系理论，其目的并不在于，其目的并不在于这种理种理论自身有多么重要，自身有多么重要，值得我得我们学学习的的应该是科学工作者如何从复是科学工作者如何从复杂的形形色色的的形形色色的事事务中抽象出其共性的思中抽象出其共性的思维方法 8 －－ 3 －－ 4 酸碱酸碱电子理子理论 1923年年 Lewis 提出了酸碱提出了酸碱电子理子理论酸碱电子理子理论认为，凡是可以接受，凡是可以接受电子子对的物的物质称称为酸，凡是可以酸，凡是可以给出出电子子对的物的物质称称为碱它认为酸碱反酸碱反应的的实质是形成配位是形成配位键生成酸碱配合物的生成酸碱配合物的过程。

程 这种酸碱的定种酸碱的定义涉及到了物涉及到了物质的微的微观结构，使酸碱理构，使酸碱理论与物与物质结构构产生了有机的生了有机的联系 下列物下列物质均可以接受均可以接受电子子对，是酸，是酸 H+，， Cu2+，， Ag+ ，， BF3  而下面各种物而下面各种物质均可以均可以给出出电子子对，是碱，是碱 ‥ ‥ ‥‥ ‥ ‥OH－－ [∶ ∶O∶ ∶H ]－－ ，， NH3 (H∶ ∶N∶ ∶H)，， F－－ [∶ ∶F∶ ∶]－－ ‥ ‥ ‥‥ ‥ ‥ H 酸和碱之酸和碱之间可以反可以反应，如，如 酸酸 碱碱 酸碱配合物酸碱配合物 BF3 ＋＋ F－－ BF4－－ 酸酸 碱碱 酸碱配合物酸碱配合物 H+ ＋＋ OH－－ H2O Ag+ ＋＋ Cl－－ AgCl 这些反应的本质是路易斯酸接受了路易斯碱的电子对，这些反应的本质是路易斯酸接受了路易斯碱的电子对，生成酸碱配合物。

生成酸碱配合物 除酸与碱之间的反应之外，还有取代反应，如除酸与碱之间的反应之外，还有取代反应，如 [ Cu (NH3)4 ]2+ ＋＋ 4 H+ Cu2+ ＋＋ 4 NH4+  酸碱配合物酸碱配合物 [ Cu (NH3)4]2+ 中的酸中的酸(Cu2+)，，被另一种酸被另一种酸(H+) 取代，形成一种新的酸碱配合物取代，形成一种新的酸碱配合物 NH4+ 这种取代反种取代反应称称为酸取代反酸取代反应 反反应 Fe(OH)3 ＋＋ 3 H+ ＝＝ Fe3+ ＋＋ 3 H2O 也属于酸取也属于酸取代反代反应，酸，酸 (H+) 取代了酸碱配合物中取代了酸碱配合物中 Fe3+ ，，形成了新的形成了新的酸碱配合物酸碱配合物 H2O 在下面的取代反在下面的取代反应中，碱中，碱 (OH－－) 取代了酸碱配合物取代了酸碱配合物 [Cu(NH3)4]2+ 中的碱中的碱 NH3 ，，形成新的酸碱配合物形成新的酸碱配合物 Cu(OH)2 [ Cu(NH3)4 ]2+ ＋＋ 2OH－－ Cu(OH)2↓ ＋＋ 4NH3 这种反种反应称称为碱取代反碱取代反应。

反反应NaOH + HCl NaCl + H2O 和反和反应 BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl 的的实质，是两种酸碱配合物中的酸碱互相交叉取代，生成，是两种酸碱配合物中的酸碱互相交叉取代，生成两种新的酸碱配合物两种新的酸碱配合物这种取代反种取代反应称称为双取代反双取代反应 在酸碱在酸碱电子理子理论中，一种物中，一种物质究竟属于酸究竟属于酸还是属于碱，是属于碱，应该在具体的反在具体的反应中确定在反中确定在反应中接受中接受电子子对的是酸，的是酸，给出出电子子对的是碱  按着按着这一理一理论，几乎所有的正离子都能起酸的作用，，几乎所有的正离子都能起酸的作用，负离子都能起碱的作用，离子都能起碱的作用，绝大多数的物大多数的物质都能都能归为酸、碱酸、碱或酸碱配合物而且大多数反或酸碱配合物而且大多数反应都可以都可以归为酸碱之酸碱之间的反的反应或酸、碱及酸碱配合物之或酸、碱及酸碱配合物之间的反的反应可见这一理一理论的适的适应面极广泛也正是由于理面极广泛。

也正是由于理论的适的适应面极广泛面极广泛这一一优点，点，决定了酸碱的特征不明决定了酸碱的特征不明显，，这也正是酸碱也正是酸碱电子理子理论的不足的不足之之处。