2.布朗斯特－劳莱的质子理论
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　丹麦化学家布朗斯特，英国化学家劳莱几乎同时（1923年）独立地提出了他们的酸碱定义：任何能释放质子的物种叫做酸，任何能结合质子的物种叫做碱。前者也叫做质子给予体，后者也称为质子接受体。
　　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称为该碱的共轭酸，即
　　　　　　　Ａ B + H⁺ 　　 A是B的共轭酸
　　　　　　　（酸） （碱）　　　　B是A的共轭碱
　　　　　　　　　　　　　　　　　 A－B称为共轭酸碱对
　　　　　　　表1 常见的共轭酸碱对及其相对强弱

　　质子理论最明显的有点是它将酸碱概念推广到了所有的质子体系中，而不问它的物理状态如何，也不管它是否有溶剂存在。例如，下列反应都是质子理论范畴内的酸碱反应：
{多媒体--flash氨分子模型}
NH₄⁺ + NH₂^- 2NH₃ (液氨中)　　　　　 　　　　HCl(g)+NH₃(g) → NH₄+Cl^- (s)（用氨检验HCl气体）

　　从定义上讲，任何酸的阴离子都应该看作是碱，但对于非常强的酸的阴离子如Cl^- ，接受质子的趋势极小，碱性极弱，故通常不把它们看成是碱。同时，任何含有氢的化合物都应该算作酸 ，但实际上很多含氢化合物如烃类（CH₄等）失去质子的趋势极小，所以通常也不把它们称作酸。有些物种（包括中性分子和离子）既具有酸性，又具有碱性，称它们为两性化合物，如：水、氨以及HPO₄^2- 等。

　　从质子理论观点看，盐类的水解也是质子的转移过程，不过水解时，质子转移的方向正好和中和反应时相反。例如：
　　　　　　　　　(Cl^-)+NH₄⁺+H₂O (Cl^-)+NH₃+H₃O⁺

　　上述水解反应的逆反应为强酸中和弱酸或强碱中和弱酸的反应。又如：
　　　　 　　Al(H₂O)6³⁺+H₂O [Al(H₂O)₅(OH)]²⁺+H₃O⁺

　　这里一个质子从水化层中一个水分子转移到一个溶剂水分子上。

许多溶剂能发生自电离过程，生成特征的阳离子和特征的阴离子，例如：
　　　　　　　　　　　　2H₂O H₃O⁺ + OH^-

　　　　　　　　　　　　NH₃ NH₄⁺ + NH₂^-

　　　　　　　　　　　　2H₂SO₄ H₃SO₄⁺ + HSO₄^-
　
　　　　　　　　　　　　3HF H₂F⁺ + HF₂^-

　　　　　　　　　　　特征阳离子 特征阴离子
　　溶剂体系理论说，凡在溶剂中产生（或通过反应生成）该溶剂的特征阳离子的溶质称作酸，而产生（或通过反应生成）该溶剂的特征阴离子的溶质称作碱。例如在水中，NH₃是碱，CH₃COOH是酸，因为它们在水中分别产生OH^-和H₃O⁺：

在水中的有效pH

Lewis G N 　美国物理化学家

　　4.路易斯酸碱理论

　　1923年美国化学家路易斯提出了一个更为广泛的酸碱定义，即电子理论或路易斯理论。凡能提供电子对的物种叫作碱；凡能从碱接受电子对的物种称作酸。因此，路易斯酸也叫电子对接受体，路易斯碱也叫电子对给予体。酸碱通过电子对接受关系形成配位共价键，生成酸碱加合物，即
　　　　　　A + : B 　→　 A : B 　(A←B )
　　　　　　酸 　碱 　　酸碱加合物 （配合物）
　　所有的缺电子物种都可以表现为路易斯酸，所有的富电子物种都可以表现为路易斯碱。

　　路易斯酸主要包括有如下几种：
　　（1）金属阳离子 这类路易斯酸包括许多金属离子。这些金属离子均含有可用于成键的未被占据的价电子轨道。

　　（2）含有价壳层未充满的原子的化合物 这主要是指像三卤化硼BX₃一类化合物。BX₃ 中，硼原子的价壳层中只有3对成键电子。因为它的价壳层可以容纳4对电子，因此硼原子是缺电子原子，所有表现为路易斯酸。
　　（3）具有极性双键的分子 最常见的例子为含有羰基的分子。由于氧原子的电负性远高于碳，双键中的电子密度便从碳原子移向氧原子，双键的这种极化作用，造成碳原子缺电子，它就易跟电子给予体（路易斯碱）反应。
　　（4） 含有价壳层可扩展的原子的化合物 有些p区元素的原子，当它们跟路易斯碱作用时，还可利用外层的空d轨道接受路易斯碱的孤对电子。

　　可用作路易斯碱的物种有如下几种：
　　①阴离子常见的阴离子路易斯碱有F^-、Cl^-、Br^-、OH^-、CN^-等。实际上只要路易斯酸具有足够的强度，任何阴离子都可以是路易斯碱。
　　②具有孤对电子的中性分子 最常见的例子有氨、胺和水等。此外像一氧化碳、CH₃OH、CH₃COCH₃等也可用作路易斯碱。
　　③含有碳－碳双键的分子 碳－碳双键处具有较高的电子密度。反应中可以提供л电子给金属离子，以形成配位共价键。最熟悉的例子就是蔡斯盐K[Pt(C₂H₄)Cl₃]。

　　路易斯碱显然包括了布朗斯特碱，布朗斯特碱能接受质子，正是因为它具有一对或两对未共享电子。但是路易斯酸却并不总与布朗斯特酸一致。例如HNO₃、HCl和H₂CO₃等无疑都是质子给予体，即都是布朗斯特酸，但它们并不是缺电子的，所以不是路易斯酸，而且从路易斯理论看来，HCl和H₂CO₃却是路易斯酸碱加合物。此外，在判断酸碱相对强度时，布朗斯特理论与路易斯理论甚至会得出相反的结论。例如，Zn²⁺是一路易斯酸，即容易跟OH^-也容易跟CN^- 反应（它们都是很好的电子对给予体）。但是，当反应中同时存在OH^-和CN^-时，Zn²⁺却更容易与CN^-结合，这也就是说，CN^- 是比OH^- 更强的路易斯碱。然而从接受质子的能力讲，也即从布朗斯特理论观点讲，OH^- 的碱性要比CN^- 强。因此碱的相对强度顺序因与之反应的路易斯酸而易。

　　路易斯酸碱反应的实例

　　5.鲁克斯的氧负离子理论

　　根据Lux的定义，酸是氧负离子O^2- 接受体，碱是氧负离子O^2- 给予体。酸与碱存在如下的共轭关系：
　　　　　　　　 碱 酸+ O^2-
　　　　　　　　CaO（s） Ca²⁺ + O^2-
　　　　　　　　SO₄^2- SO₃ +O^2-
　　酸性氧化物与碱性氧化物的反应就可以看作是酸碱反应：
　　　　　　　碱 　　　　　酸　　　　　 盐
　　　　　　　CaO（s） + SO₃（1或g） CaSO₄（s）
　　　　　　　CaO（s）+ SiO₂（s） CaSiO₃（s）

　　6. AG

　　1909年，在阿伦尼乌斯电离理论的基础上，丹麦科学家Srensen提出的pH概念，作为溶液酸度的定量标度，近一百年来获得了广泛的应用。人们已熟悉并习惯了用pH来判断物质的酸碱性，即在25℃时，pH<7为酸性；pH>7为碱性；pH＝7为中性。但仔细推敲一下便能发现pH存在若干缺陷：
　　（1）H₂O的解离常数Kw 随温度而变，只是在25℃时，K_w＝10^-14 ，即只在此温度下，中性溶液的pH＝7。若在62℃时，K_w＝10^-13 ，纯水的pH＝6.5。同理，在20℃时，纯水的pH＝7.1。就是说酸碱性的判据失去了它的严格性；
　　（2）按pH标准，溶液的酸性越强，pH越低；酸性越弱，pH越高；碱性溶液，pH>7。对于一个非常强的酸，pH反而变成负值，这与一般的思维逻辑相悖，难以为初学者接受；
　　（3）从数学的观点看，lg[H⁺]应该是有单位的，因为[H⁺]有单位（mol/L），但在实际上，pH是作为无单位的标量来使用的，这从数学上讲是不严格的。
基于此，新近有人提出一个新酸度概念AG，意图代替pH。AG的定义为
即取[H⁺]与[OH^-]比值的对数。显而易见，采用AG标度时，上述几个缺陷不复存在了。对酸性溶液，[H⁺]>[OH^-]，；对于碱性溶液，[H⁺]<[OH^-]，对于任何温度下的中性溶液，由于[H⁺]＝[OH^-]，例如62℃时的水，Kw＝10^-13，[H⁺]＝[OH^-]＝10^-6.5，这时pH＝6.5，然而，AG＝0。由于AG是对[H⁺]与[OH^-]的比值求对数，[H⁺]和[OH^-]的单位相同，故AG理所当然地为一标量。
　　pH标度使用了近一百年，人们已习惯了该标度，一下全改用AG新标度确属不易。不过由于AG标度的明显优势，再加上由现有的pH数据转换为AG数据又很容易，即
　　　　　　　　AG＝pK_w－2pH
　　故我们有理由期望在不久将来，化学家和化学教师们会同意用AG完全替代pH的。

　　7.小结

　　前述五种酸碱理论，各有其自己的适用范围。虽然总的说来这些定义所覆盖的面越来越广，但它们之间存在着程度不同的重叠和交叉。每个理论或定义，各自强调了某个方面，因而也就分别比较适合于化学中的某个特殊的领域。阿伦尼乌斯理论比较简单，适合于质子酸、氢氧离子碱以及水溶液中发生的反应，也适用于计算pH、电离度、缓冲溶液和溶解度等；布朗斯特－劳莱理论除了同样适合于上述各方面的应用外，还特别适合于非氢氧离子碱、非水溶剂中的酸碱反应以及涉及一个质子从一个物种转移到另一个物种的化学反应；路易斯理论无论是在无机化学中，或是在有机化学中都有广泛的应用。它适合于讨论含有或可以形成配位共价键的任何物种，也适用于置换反应以及任何其他类型的富电子和缺电子物种之间的反应；溶剂体系理论适合于讨论非水溶剂中的反应以及超酸体系；而鲁克斯理论则在讨论高温下氧化物之间的反应时较为方便。