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關閉窗口 一、酸堿概念
酸堿離子理論是阿累尼烏其斯（Arrhenius)根據他的電離學說提出來的。他認為在水中能電離出氫離子并且不產生其它陽離子的物質叫酸。在水中能電離出氫氧根離子并且不產生其它陰離子的物質叫堿。酸堿中和反應的實質是氫離子和氫氧根離子結合成水。這個理論取得了很大成功，但它的局限性也早就暴露出來。倒臺，氣態(tài)氨與氯脂氫反應迅速生成氯化銨，這個酸堿中和反應并墻角水的生成；又如氨的水溶液顯堿性，曾錯誤地認為NH3和H2O形成弱電解質NH4OH分子，然后離解出OH-+等。
由于阿累尼烏斯的酸堿離子理論不能解一些非水溶液中進行地酸堿反應等問題，1923年布朗特（Bronsted)提出了酸堿質子理論，把酸堿概念加以推廣。酸堿質子理論認為凡是能給出質子的物質都是酸，凡是能與質子結合的物質都是堿。即酸是質子的給予體，堿是質子的接受體。這樣，一個酸給出質子后余下的部分自然就是堿，因為它本身就是與質子結合的。它們的關系如下：
這種關系叫做酸堿的共軛關系，式中略去了HB和B可能出現的電荷。右邊的堿是左邊酸的共軛堿，左邊的酸是右邊堿的共軛酸，兩者組成一個共軛酸堿對，它們只直差一個質子。
例如，
從以上例子可以看出，酸和堿可以是分子，也可以是陽離子和陰離子。還可以看出，像HPO2-4這樣的
物質，既表現酸，也表現為堿，所以它是兩性物質。同理，H2O，HCO-3等也是兩性物質。
二、共軛酸堿的強弱
共軛酸堿對的離解常數Ka和Kb之間有確定的關系。以HOAc為例推導如下：
由于溶劑水的濃度不常數，所以它不出現在平衡常數式中。
用KW表示[H3O+][OH-]，KW稱為水的離子積。這說明在一定溫度下，水中的[H3O+]與[OH-]的乘積為一常數。所以 Ka·Kb=KW （2-7)
24℃時KW值為1.0×10-14.這個關系說明,只知道了酸的離解常數Ka,就可以計算出它的共軛堿的Kb，反之亦然。Ka和Kb是成反比的，而Ka和Kb正是反映酸和堿的強度，所以，在共軛酸堿對中，酸的強度愈大，其共軛堿的強度愈��；堿的強度愈大，其共軛酸的強度愈小。表2-6列出了一些共軛厔堿對的強度次序。
表2-6 共軛酸堿的強度次序
| 酸性增強 | 共軛酸（HB) | Ka（在水中) | pKa（在水中) | 共軛堿（B) | 堿性增強 |
| H3O+ | H2O | ||||
| H2C2O4 | 5.4×10-2 | 1.27 | HC2O-4 | ||
| H2SO3 | 1.54×10 | 1.81 | HSO-3 | ||
| HSO-4 | 1.20×10-2 | 1.92 | SO2-4 | ||
| H3PO4 | 7.51×10-3 | 2.12 | H2PO-4 | ||
| HNO2 | 4.6×10-4 | 3.37 | NO-2 | ||
| HF | 3.53×10-4 | 3.45 | F- | ||
| HCOOH | 1.77×10-4 | 3.75 | HCOO- | ||
| HC2O-4 | 5.4×10-5 | 4.27 | C2O2-4 | ||
| CH3COOH | 1.76×10-5 | 4.75 | CH3COO- | ||
| H2CO3 | 4.30×10-7 | 6.37 | HCO-3 | ||
| HSO-3 | 1.02×10-7 | 6.91 | SO2-3 | ||
| H2S | 9.1×10-8 | 7.04 | HS- | ||
| H2PO-4 | 6.23×10-8 | 7.21 | HPO2-4 | ||
| NH+4 | 5.68×10-10 | 9.25 | NH3 | ||
| HCN | 4.93×10-10 | 9.31 | CH- | ||
| HCO-3 | 5.61×1011 | 10.25 | CO2-3 | ||
| H2O2 | 2.4×10-12 | 11.62 | HO-2 | ||
| HS- | 1.1×10-12 | 11.96 | S2- | ||
| HPO2-4 | 2.2×10-13 | 12.67 | PO3-4 | ||
| H2O | OH- |
根據酸堿質子理論，酸堿在溶液中所表現出來的強度，不僅與酸堿的本性有關，也與溶劑的本性有關。我們所能測定的是酸堿在一定溶劑中表現出來的相對強度。同一種酸或堿，如果溶于不同的溶劑，它們所表現的相對強度就不同。例如HOAc在水中表現為弱酸，但在液氨中表現為強酸，這是因為液氨奪取質子的能力（即堿性)比水要強得多。這種現象進一步說明了酸堿強度的相對性。
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