数。
同理，共轭碱接受质子过程的平衡常数以碱度常数表示
Ac + H2O = OH + HAc [OH] [HAc]
Kb=---------------------------
－
[ Ac]
共轭酸碱的酸度平衡常数和碱度平衡常数的关系是 Kw
Ka HAc=--------------------------- Kb Ac-
一对共轭酸碱，其电离平衡常数之积等于Kw，所以酸越强Ka值越大，其轭酸碱越弱Kb 越小。
酸碱质子理论扩大了酸碱以及酸碱反应的范畴，把水溶液中进行的一些离子反应归为质子转移的酸碱反应，并能解释一些无溶剂或非水溶剂中的酸碱反应。但它也有一定的局限性，它的突出缺陷是把酸只限于能给出质子的物质，而早已为实验证实的酸性物质，如SO3，BF3等都被排斥在酸的行列以外。
（三）酸碱反应的实质
酸碱质子理论认为，酸碱反应的实质是酸碱之间的质子转移反应（proton transfer reaction）。欲使酸表现给出质子的性质，必须有一种碱来接受质子，即酸碱之间发生反应。即一个共轭酸碱对的半反应是不能独立存在的。酸不能自动的给出质子，质子也不能独立存在，而必须同时有另一个物质作为碱接受质子。
因此酸碱反应的通式可表示为：
HA1 + A2 = HA2 + A1
（酸1） （碱2） （酸2） （碱1）
酸HA1 是碱A1的共轭酸，失去质子后变成共轭碱A1；碱A2由酸HA1处获得质子变成其共轭酸HA2，在酸HA1和碱A2分子之间完成质子的转移，发生物质间的酸碱反应。
根据质子理论对酸碱反应的认识，阿仑尼乌斯的酸碱电离理论所讨论的水的电离、弱酸或弱碱的电离、酸碱中和反应及盐类的水解反应等都可以归为质子转移的酸碱反应。
－
1. 水的电离 ： H2O + H2O = H3O+ + OH
－
2. 弱酸的电离： HAc + H2O = H3O+ + Ac
－
3. 弱碱的电离： NH3 + H2O = NH4+ + OH 4. 酸碱中和反应： HAc + OH
－
φ
－－
－
= H2O + Ac
－
5. 盐的水解： NH4+ + H2O = H3O+ + NH3
－－
CN + H2O = HCN + OH
二、酸碱电子理论
电子理论认为：凡是能够接受电子对的物质称为酸，凡是能够给出电子对的物质称为碱。碱是电子对的给予体，酸是电子对的接受体。按照该理论定义的酸碱也称为路易斯酸碱。酸碱反应的实质是形成配位键生成酸碱配合物的过程。例如：
酸 碱 酸碱配合物
H+ + :OH → HO →H（水）
2Ag+ + 2(NH3) → [H3N→Ag←NH3]+ （二氨合银离子）
－－
BF3 + :F → [F →BF3] （四氟合硼离子） SO3 + CaO： → CaO→SO3 (硫酸钙)
因此，路易斯酸或碱可以是分子、离子或原子团。由于含有配位键的化合物是普遍存在的，故酸碱电子理论较电离理论、质子理论更为广泛全面。但缺点是过于笼统，酸碱的特征不易掌握。
－
四． 酸、弱碱的电离平衡
（一）一元弱酸、弱碱的电离平衡
弱电解质在水溶液中的电离是可逆的。例如醋酸的电离过程
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HAc = H+ + Ac
－
HAc溶于水后，有一部分分子首先电离为H+离子和Ac离子，另一方面H+离子和Ac－
离子又会结合成HAc分子。最后当离子化速度和分子化速度相等时，体系达到动态平衡。弱电解质溶液在一定条件下存在的未电离的分子和离子之间的平衡称为弱电解质的电离平衡。
根据化学平衡原理，HAc溶液中有关组分的平衡浓度的关系，即未电离的HAc分子的
－
平衡浓度和H+、Ac离子的平衡浓度之间的关系可用下式表明：
－
[H+][ Ac] Ka=------------------------ [HAc]
Ki称为电离平衡常数（ionization constant）。弱酸的电离平衡常数常用Ka表示，弱碱的
－
电离常数用Kb表示。式中各有关物种的浓度都是平衡浓度（mol·L1 ）。
一元弱碱氨水的电离过程是：
－
NH3 + H2O = NH4+ + OH 其平衡关系式是：
－
[NH4+ ][ OH] Kb =------------------------ [NH3 ]
电离平衡常数Ki表示电离达到平衡时，弱电解质电离成离子趋势的大小。Ki越大则电
－
离程度越大，弱酸溶液中的[H+]（弱碱溶液中的[OH]）越大，溶液的酸性（碱性）就越强。因此，由电离平衡常数的大小，可比较弱电解质电离能力的强弱。
在一定温度下，电离平衡常数是弱电解质的一个特性常数，其数值的大小只与弱电解质的本性及温度有关而与浓度无关。相同温度下不同弱电解质的电离平衡常数不同；同一弱电解质溶液，不同温度下的电离平衡常数也不同；但温度变化对电离平衡常数的影响不大，一般不影响数量级。
使用Ka或Kb时，要注意以下几个问题：
1.Ka或Kb只适用于弱酸或弱碱。对于象HCl或NaOH这样的强酸或强碱，由于完全电离，不存在电离平衡，故无K值。
2. Ka或Kb不受水溶液中其它共存物质的影响。因为电离平衡常数只反映体系中电离平衡关系式的有关组分平衡浓度之间的关系，体系中其它电解质的存在虽然能影响到弱电解质的解离程度，但在一定条件下达到平衡时，体系中与电离平衡有关组分的平衡浓度的比值不变。
3．弱电解溶液中，如果加入含有相同离子的其它电解质时，则平衡常数表达式中有关的离子浓度是指在溶液中重新达到平衡时该离子的平衡浓度。
(二) . [H+]的计算
一元弱酸、弱碱[H+]的计算是以其在水溶液中的电离平衡为基础的。根据一元弱酸（HA）溶液中存在的弱电解质的电离平衡、水的电离平衡、物料平衡和电荷平衡，通过联立方程推导出[H+]的精确计算公式：
[H+]= （Ka [HA]+Kw）1/2
因为该公式在测定和计算酸碱的常数时有意义，在一般工作中通常根据计算H+离子浓度的允许误差及Ka和CHA值的大小，推导出[H+]的近似计算公式：
[H+]＝（Ka CHA ）1/2 式中CHA代表弱酸的总浓度。
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近似计算一元如弱碱BOH溶液中[OH]的近似公式：
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[OH]＝（Kb C）1/2
－
利用Ka或Kb就可以计算一定浓度的弱酸或弱碱中的[H+]或[OH]。
－
近似计算公式是在计算弱酸（弱碱）电离的[H+]（[OH]）时，忽略水的电离，而只考虑弱酸弱碱的电离平衡。所以只有当C/Ki≥500时，才可以应用上述两近似公式进行计算。
（三）电离度和电离常数的关系
电离度和电离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱。它们既有区别又有联系，电离常数是化学平衡常数的一种形式，而电离度则是转化率的一种形式；电离常数不受浓度影响，电离度则随浓度的变化而改变，因此电离常数比电离度能更好的表示出弱电解质的特征。
弱酸、弱碱在溶液中电离的百分数可以用电离度表示。 [H+] α=————— CHA 将[H+]近似计算公式带入上式得
α=（Ka/C）1/2 （四） 同离子效应和盐效应
1. 同离子效应
在弱电解质溶液中加入一种有与弱电解质相同离子的强电解质时，弱电解质的电离平衡会受到影响而改变其电离度。
例如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠时，由于NaAc是强电解质，在溶液中完全电离，使溶液中Ac离子浓度大大增加，使HAc的电离平衡向左移动，从而降低了HAc分子的电离度，结果使溶液的酸性减弱。
－－
HAc = H+ + Ac NH3 + H2O = NH4+ + OH
－－
NaAc → Na+ + Ac NH4Cl → NH4+ + Cl 同理，在氨的水溶液中加入NH4Cl时，溶液中NH4+离子浓度相应增加，使电离平衡向左移动，降低了氨的电离度，结果使溶液的碱性减弱。
在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质有相同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度减小，这种现象叫做同离子效应（com-mnion effct）。
2. 盐效应
在弱电解质溶液中，加入不含共同离子的可溶性强电解质时，则该弱电解质的电离度
－
将会稍微增大，这种影响叫做盐效应（soft effect）。
盐效应的产生，是由于强电解质的加入，增大了溶液中的离子浓度，使溶液中离子间的相互牵制作用增强，即离子的活度降低，使离子结合成分子的机会减少，降低了分子化速度，因此，当体系重新达到平衡时，HAc的电离度要比加NaCl之前时大。
应该指出的是在同离子效应发生的同时，必然伴随着盐效应的发生。盐效应虽然可使弱碱或弱酸电离度增加一些，但是数量级一般不会改变，即影响较小。而同离子效应的影响要大的多。所以，在有同离子效应时，可以忽略盐效应。
（五）、多元弱酸（弱碱）的电离
凡一个分子只电离产生一个H+离子的物质，称为一元酸，例如HAc。凡一个分子电离能产生两个H+离子，称为二元酸。通常二元以上的酸统称为多元酸。
多元酸在水溶液中的电离是分步进行的，并且每一步电离都有其相应的电离常数，体系中多级电离平衡共存。如氢硫酸的电离情况可表示为：
H2S = H+ + HS Ka1 = 9.1310-8
－
HS = H+ + S2 Ka2 = 1.1310-12
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第二级电离比第一级电离困难得多。其原因有二：（1）带两个负电荷的S2离子对H+
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的吸引比HS离子要强得多；（2）第一步电离出来的H+离子，对第二级电离平衡产生同离子效应，抑制了第二级电离的进行。所以多元弱酸的逐级电离平衡常数是依次减小。多元弱酸溶液中的H+离子，主要考虑第一步电离。
通过计算可以说明
1.多元弱酸因为K1>>K2>>K3, 因此H+离子浓度主要决定与第一步电离。计算多元弱酸溶液的[H+]时，可以当作一元弱酸来处理。当C/Ka1≥400时，亦可作近似计算。
2.多元弱酸根浓度很小，工作中需要浓度较高的多元弱酸酸根离子时，应该使用该酸
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的可溶性盐类。例如，需用较大浓度的S2离子时，可选用Na2S、(NH4)2S或K2S等。
3.当二元弱酸K1>>K2时，酸根离子浓度近似等于第二级解离的电离平衡常数。
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四．缓冲溶液
（一）缓冲溶液的概念
一般溶液的pH值不易恒定，可以随加入物质的酸碱性而急剧变化，甚至会因为溶解空气中的某些成分而改变pH值。然而，有一些具有特殊组分的溶液，它们的pH值不易改变，即使加入少量强酸或强碱或者稀释，其pH值也没有明显的变化。
能抵抗外加小量强酸、强碱和稀释，而保持pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液（buffer solution）。缓冲溶液对强酸、强碱和稀释的抵抗作用称为缓冲作用（buffer action）
(二) 缓冲作用原理
我们以HAc-NaAc缓冲溶液为例，在HAc和NaAc的混合溶液中，NaAc为强电解质，在水溶液中完全电离为Na+和Ac离子。大量的Ac离子对HAc的电离产生同离子效应，
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－
使HAc的电离度更小，HAc几乎全部以分子的形式存在。因此溶液中存在大量的Ac离子和大量的HAc分子。
NaAc → Na+ + Ac
－
－
HAc = H+ + Ac
－
大量 少量 大量
当向混合溶液中加入少量强酸时， Ac能接受H+质子，转变成HAc，使平衡向左移
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动。达到平衡时，Ac离子的浓度略有降低，HAc分子的浓度略有升高，而H+的浓度几乎
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不变，所以溶液的pH值基本保持不变。因而Ac是抗酸成分。
当向溶液中加入少量强碱时， OH立即与H+反应生成H2O，因而使H+浓度减少，平
－
－
衡向右移动，促使HAc离解生成H+，补充与OH反应所消耗的H+。达到平衡时，HAc的
－
浓度略有降低，Ac的浓度略有升高，而H+的浓度几乎没有改变，所以溶液的pH基本保
－
持不变。因此HAc是抗碱成分。
同理每个缓冲溶液都含有一个抗酸成分和一个抗碱成分，即一个共轭酸碱对。 可用通式表示为： A + H2O = H3O+ + B
式中A表示共轭酸，B表示共轭碱，抗酸时，消耗共轭碱B，平衡向左移动，同时产生共轭酸A；抗碱时，消耗共轭酸A，平衡向右移动，同时产生共轭碱B。使溶液的pH值基本保持不变。其中A为抗碱成分，B为抗酸成分，这两种成分合称为缓冲对（buffter pair）。 （三）、缓冲溶液的pH计算
缓冲溶液的pH计算公式可以根据缓冲溶液体系中的弱电解质的电离平衡和其电离平衡常数来计算。在由弱酸A和其共轭碱B所组成的缓冲系中，共轭酸碱的质子转移平衡用通式表示如下：
A + H2O = H3O+ + B
[H3O+][ B] Ka = ----------------------- [A] Ka[ A]
[H3O+] = --------------------- [B] 等式两侧分别取对数得
pH＝pKa + lg[B]/[A] 即 pH＝pKa + lg[共轭碱]/ [共轭酸] 根据上式可进行缓冲溶液的pH计算 。
注意：公式中的[共轭酸]和[共轭碱]表示的是平衡浓度。由于共轭酸为弱酸，电离度很小，而共轭碱的浓度较大，同离子效应使共轭酸的电离度更小，故共轭酸、共轭碱的平衡浓度基本上等于它们的配制浓度，即：
[共轭酸]=C共轭酸 ， [共轭碱]=C 共轭碱 ， 因此计算式可表示为： pH＝pKa + lg C 共轭碱 /C 共轭碱 由pH计算公式可知：
1. 缓冲溶液的pH值取决于共轭酸的电离常数和缓冲对的浓度比值。 C 共轭碱/ C共轭酸称为缓冲比（buffer ratio）。
2. 同一缓冲对的溶液，当温度一定时，pKa一定，pH值就取决于缓冲比，只要改变缓冲比，就可以在一定范围内配制出不同pH值的缓冲溶液。
3. 当缓冲比等于1，即C共轭酸 = C 共轭碱时，缓冲溶液的pH＝ pKa。
4.稀释缓冲溶液时，若只考虑体积的变化，由于缓冲比不变，所以溶液的pH值也不变。实际上溶液的稀释可改变弱酸的电离度等因素，缓冲比也会随着改变，必然引起pH值的改变。只是当体积变化不大时，pH值的变化是很小的。
必须指出，浓度较大的强酸、强碱溶液，也具有一定的缓冲能力。因为外加小量的酸、碱到这样的溶液中，引起原来酸、碱浓度的变化很小，因而pH 值基本稳定。
从缓冲溶液pH计算公式看，缓冲溶液pH值的改变是由于缓冲比改变引起的，缓冲比变化大，缓冲溶液的pH值变化也大，因此缓冲溶液缓冲能力的大小取决于外加酸（碱）