【定义】表示电解质离解成自由离子的式子。

【说明】

1.强电解质(强碱、强酸和大部分盐类)在水溶液中完全电离。它的电离方程式用=或→表示。

NaOH=Na^＋ ＋OH^－ 或NaOH→Na^＋ ＋OH^－

2.硫酸是强电解质，一级电离完全，而二级电离不完全(K₂=1.2×10^－2 )，所以硫酸的电离方程式是

H₂SO₄=H^＋ ＋HSO₄^－

【电离平衡常数】弱电解质在水溶液中存在电离平衡，跟化学平衡一样也可得到电离平衡常数，用Ki表示（弱酸的电离常数用Ka表示、弱碱的电离常数用Kb表示)。Ki的值与温度有关，而与浓度无关。一定温度下某弱电解质的Ki是定值，Ki越大表示电离程度越大。对同类型的弱酸或弱碱，比较其Ka或Kb值的大小，就可确定它们的相对强弱。如氢氟酸（HF)和氢氰酸（HCN)都是一元酸，前者电离常数Ka=6.5×10^-4 、后者的电离常数Ka=4.93×10^-10 ，可知氢氟酸比氢氰酸强。

【定义】弱电解质AB在水溶液里达成电离平衡后，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积([A⁺ ]×[B^- ] )跟溶液中未电离的分子浓度([AB])的比值，叫做该弱电解质的电离平衡常数，简称电离常数，用K_电离表示。

【说明】

1. 电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。K_电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。

2.通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。

3.多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，通常用K₁、K₂、K₃等表示。它们的关系是K₁>K₂>K₃，一般都要相差10⁴ -10⁵ 倍。

4.硫酸是强电解质，但它在水溶液中是分级电离的。它的K₂=1.20×10^-2 ，这是因为一级电离产生的H⁺ 因同离子效应而抑制二级电离，使平衡向重新结合成HS0₄^- 方向移动，所以二级电离产生的H⁺ 浓度不大。

5.弱电解质在水溶液中存在电离平衡，跟化学平衡一样也可得到电离平衡常数，用Ki表示（弱酸的电离常数用Ka表示、弱碱的电离常数用Kb表示)。例如醋酸的电离平衡：

【盐效应】在弱电解质溶液中，加入其它强电解质盐时，使该弱电解质电离度增大的效应。例如0.1mol/l的醋酸溶液，醋酸的电离度为1.33％，若加入氯化钠，使溶液中NaCl的浓度为0.1mol/l，此时醋酸的电离度为1.68％。这是因为加入不含相同离子的强电解质，增大了溶液中离子的总浓度，使溶液中离子之间的相互牵制作用增强，离子结合为分子的机会减少，降低了分子化的速度，电离平衡向电离方向移动的结果。在难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入可溶性强电解质而使沉淀进一步溶解的现象，也称为盐效应。

【定义】 在弱电解质溶液中，加入跟该电解质具有不同离子的强电解质，使弱电解质的电离度增大，这种现象叫做盐效应。

【说明】
1. 在0.1mo」/L HAc溶液中加入0.1mol/L NaCl溶液，氯化钠完全电离成Na⁺ 和Cl^- ，使溶液中的离子总数骤增，离子之间的静电作用增强。这时Ac^- 和H⁺ 被众多异号离子(Na⁺ 和Cl^- )包围，Ac^- 跟H⁺ 结合成HAc的机会减少，使HAc的电离度增大（可从1.34%，增大到1.68%)。
2.在难溶电解质溶液中加入具有不同离子的可溶性强电解质后，使难溶电解质溶解度增大的效应，也叫做盐效应。
3.在弱电解质溶液中，加入其它强电解质盐时，使该弱电解质电离度增大的效应。例如0.1mol/l的醋酸溶液，醋酸的电离度为1.33％，若加入氯化钠，使溶液中NaCl的浓度为0.1mol/l，此时醋酸的电离度为1.68％。这是因为加入不含相同离子的强电解质，增大了溶液中离子的总浓度，使溶液中离子之间的相互牵制作用增强，离子结合为分子的机会减少，降低了分子化的速度，电离平衡向电离方向移动的结果。

 【定义】 在一定温度下，难溶电解质在它的饱和溶液中达成溶解平衡时，离子浓度（严格说应为离子活度）的幂乘积，叫溶度积，习惯上用Ksp表示。例如

    MmNn(固体)mMⁿ⁺+nN^m- ，

    则有

    K_sp==[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ。

    溶度积数值的大小表示电解质在溶剂中的溶解能力。

  【说明】

1. 在一定温度下，一种物质的K_sp是常数。例如在25℃，K_sp(AgCl) =1. 56 X 10^-10 ,K_sp(CaC0₃) =8. 7 X 10^-9。

2.难溶电解质在溶剂中，当溶解和沉淀的速率相等时，便在固体和溶液中离子间达成动态平衡，这时的溶液是饱和溶液。根据平衡移动原理，可以得到

    (1)当[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ>Ksp时，溶液呈过饱和状态，将析出沉淀。

    (2)当[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ=Ksp时，溶液呈饱和状态，表面上看溶液中既没有沉淀析出，沉淀也不溶解。

    (3)当[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ<Ksp时，溶液呈不饱和状态，存在于溶液中的沉淀将溶解。这三条规律合起来就叫溶度积原理。它是解决难溶电解质溶解问题的依据。

【定义】它是对强电解质溶液中离子浓度的校正。校正后的浓度叫做有效浓度，也叫做离子的活度。

【说明】

1.在强电解质溶液中，离子浓度大，离子间的距离很近，因此离子间有较强的静电作用，使离子自由移动受到限制。而且溶液中正离子附近负离子多一些，负离子附近正离子多一些，于是在一个离子的周围形成带异号电荷离子的包围圈，这个包围圈叫做离子氛。因而通电时这种有“牵挂”的离子在电场中的移动速度减小，离子的导电功能跟自由离子相比降低了。为此，人们提出有效浓度的概念，对离子浓度进行校正。离子的活度(a)跟离子的真实浓度(c)之间的关系是 

a=γ· c

式中是γ活度系数，γ<1，相当于因离子氛的存在而使离子的功能打折扣。

2.在弱电解质溶液中，浓度跟活度值十分接近，在精度要求不高的计算中，用离子的浓度就可以了。

 【定义】 在电场（外电场或离子本身电荷产生的）作用下，离子的电子云发生变化，产生偶极或使原来偶极增大，这种现象叫做离子的极化。

 【说明】

    1.离子间除有静电引力作用外，还有其他的作用力。阳离子一般半径较小，又带正电荷，它对相邻阴离子会起诱导作用而使它变形（极化作用）。阴离子一般半径较大，外围有较多负电荷，因而在电场作用下容易发生电子云变形（离子的变形性)。实际上，每个离子都有使相反离子变形的极化作用和本身被其他离子作用而发生变形的变形性双重性质。

    2. 电荷数大、半径小的阳离子有较强的极化作用。不同电子层结构的阳离子,极化作用的一般规律是：

离子极化

    3.具有18电子层和不规则电子层的离子，它们的变形性比半径相近的惰气型离子大得多。

    4.结构相同的离子，正电荷越多的阳离子变形性越小，电子层数越多的变形性越大。

    体积大的阴离子和18电子层或不规则电子层的少电荷阳离子（如Ag⁺、pb²⁺、Hg²⁺)最容易变形。

    最不容易变形的是半径小、电荷高的惰气型阳离子（如Be²⁺、Al³⁺、Si⁴⁺等)。

    5.离子极化对化学键有影响。阳、阴离子相互极化，使它们之间发生额外的吸引力。所以当两个离子更靠近时，有可能使两个离子的电子云互相重叠起来，趋向于生成极性较小的共价型键。键型的变化，必将影响化合物的性质。一般随极化程度的增强，物质的熔点、沸点降低，颜色逐次加深，在水中的溶解性减小。

离子极化

【定义】电解质溶解于水或受热熔化，离解出自由移动离子，这叫做电离。

【说明】

1.电解质的电离有两种情况：

（1)离子化合物的电解质（属于离子晶体)，它们是由阴、阳离子构成的。这些离子通过静电作用在空间按一定方式有规则地紧密排列。在固体中，这些离子不能自由移动，只能在自己的平衡位置附近作振动，所以固态的离子晶体在常温下不能导电。当受热熔化时，这些离子随着温度的升高而运动加快，克服离子电荷间的引力，产生能自由移动的离子，因而熔融的离子晶体能导电。当离子晶体溶解在水里时，在水分子的作用下发生异性取向吸引，阴、阳离子之间的引力削弱，最后晶格破坏，阴、阳离子分别跟水形成水合离子而进入溶液，成为能自由移动的离子，因此离子化合物的水溶液能导电。

(2)共价化合物的电解质（属于分子晶体)，如氯化氢、醋酸等，它们不含有离子，因此不论是固态还是液态，都不存在能自由移动的离子。只有当它们溶解于水时，在水分子的作用下才发生电离，生成能自由移动的水合阴离子和水合阳离子。例如，氯化氢在水溶液里全部电离成水合氢离子和水合氯离子。在水分子的作用下，醋酸分子只有部分电离，大部分醋酸分子仍以分子状态存在于溶液中。

【定义】在水溶液中全部电离的电解质叫做强电解质,部分电离的电解质叫做弱电解质。
【说明】
1. 强酸、强碱和绝大多数可溶性的盐在水溶液里都能全部电离，它们都是强电解质。弱酸、弱碱在水溶液里只能部分电离,它们都是弱电解质。
2. 从化合物结构来看,有典型离子键的化合物(如强碱和大部分盐类)，以及那些在水分子作用下能完全离子化的强极性键化合物(如硫酸、硝酸、盐酸等强酸)都属于强电解质。在水溶液里仅部分离子化的极性化合物(如醋酸、氢硫酸、氨水等弱酸、弱碱）和部分由共价键结合的盐类[如Pb(Ac)₂、HgCl₂、Hg(CN)₂]都属 于弱电解质。
3.由强极性键形成的分子不一定都是强电解质。例如,氟化氢是弱电解质。氢氟酸是相当弱的酸,在稀溶液中仅发生部分电离。
4.电解质的强弱不是绝对的。溶剂的性质能影响电解质的强弱。例如，氯化锂和碘化钾都是离子型晶体,在水溶液中它们是强电解质,而在醋酸或丙酮中却变成弱电解质。

【定义】能抵抗外加少量强酸、强碱或稀释的影响，而本身的pH值不发生显著变化的溶液。

【说明】

1、缓冲溶液有三种类型：弱酸及其盐（如HAc—NaAc)、弱碱及其盐（NH₃·H₂O—NH₄Cl)、多元弱酸盐及其对应的次级盐（NaH₂PO₄—Na₂HPO₄)，总之缓冲溶液由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。

2、缓冲溶液具有缓冲能力的原因，以HAc—NaAc混和溶液为例：

HAc H⁺ + Ac^-

NaAc=Na⁺ + Ac^-
当加入少量酸时，体系中Ac^-与加入的H⁺结合成HAc分子，而体系中[H⁺]无明显增加，Ac^-为体系中抗酸部分；当加入少量碱时，体系中的HAc能与之中和，体系中[OH^-]亦无明显增加，HAc为体系中的抗碱部份。缓冲溶液的pH值（或pOH值)可按下式计算：

【中和滴定】又称酸碱滴定。利用已知浓度的酸(或碱)，通过滴定来测定未知浓度的碱(或酸)。进行中和滴定时，酸、碱的浓度一般都用摩尔浓度表示。

中和滴定的操作步骤是：

(1)做好滴定前的准备工作

①洗净滴定管；

②检查滴定管是否漏水；

③往滴定管里装标准溶液，将液面调至“0”刻度。

(2)滴定。以已知浓度的盐酸测定氢氧化钠浴液浓度为例。

①用移液管量取25毫升待测氢氧化钠溶液放入锥形瓶里，滴入几滴甲基橙指示剂。振荡锥形瓶使溶液充分混合，这时溶液呈黄色。

②把锥形瓶放在酸式滴定管的下面，瓶下垫一白瓷板或一张白纸。右手拿住锥形瓶，左手小心地旋转酸滴定管的旋塞使酸滴下，边滴边摇动锥形瓶(向一个方向作圆周转动)，直到加入一滴酸后溶液颜色从黄色变为橙色，静置半分钟颜色不再变化，这就表示已到达滴定终点。

③读取滴定管液面所在刻度的数值，记录。

④将锥形瓶里的溶液倒掉，用自来水冲洗干净最后用蒸馏水淋洗一次。按上述滴定方法重复两次，记录每次滴定所用酸液的体积数。

⑤求出三次滴定数据的平均值，用以计算待测氢氧化钠溶液的摩尔浓度。

如果是用已知浓度的氢氧化钠溶液测定盐酸的浓度，要先用移液管量取盐酸放入锥形瓶里，加入2滴酚酞指示剂。把氢氧化钠溶液注入碱式滴定管里进行滴定。滴定三次后用平均值计算出盐酸的摩尔浓度。

【电离度】电离平衡时，在弱电解溶液中已电离的分子数占电离前分子总数的百分率。它可以表示弱电解质电离的程度，其算式如下：

电离度（a)=已电离的分子数电离前分子总数×100％不同的弱电解质，在相同浓度时，它们的电离度不同。电解质愈弱，电离度就愈小，因此，可用电离度表示弱电解质的相对强弱。同一电解质溶液，浓度愈小，电离度愈大。

【定义】弱电解质在溶液中达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子数的百分数称为该电解质的电离度，用α表示：

【定义】多数弱电解质为含有较弱极性键的共价化合物，溶解后，受到水分子的作用，只有部分分子发生电离；同时，电离出的阴阳离子在水中碰撞时，又能重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的，在一定条件下，分子的电离和离子结合成分子的速度相等，称作电离平衡。

【盐类的水解】在溶液中，盐电离出的离子跟水电离出的H⁺或OH^-生成弱电解质的反应。

说明：

1、盐类水解的必要条件是：必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。因此，强酸跟弱碱所生成的盐、强碱跟弱酸所生成的盐、弱碱跟弱酸所生成的盐都能水解，而强酸跟强碱所生成的盐不水解。酸越弱，越难电离，对应的酸根离子越易与H⁺结合成分子，因此酸根的水解越强烈；同理，碱越弱，对应的弱碱阳离子水解越强烈。综上所述，盐类水解的规律可概括为：遇“弱”水解，越“弱”水解越强烈。此外，弱酸跟弱碱所生成的盐，阴、阳离子均水解，二者互相促进，水解比较强烈。

2、盐类水解程度的大小主要由本身性质决定，同时受外界条件影响：①温度盐类的水解反应可看做是中和反应的逆反应，因此是吸热的，升温可促进水解。②浓度 加水稀释可促进水解。③溶液的pH值 盐类水解后，溶液多数显酸性或碱性，因此，加入酸、碱等可抑制或促进水解。④在溶液中，弱酸根离子和弱碱阳离子同时水解时，可互相促进。

3、盐类的水解对生产、生活、科研等有重要意义。例如：利用硫酸铝和碳酸氢钠的双水解，可生成二氧化碳，用做泡沫灭火剂；利用碳酸钠水解显碱性，用于洗涤油污(升温促进水解，热的纯碱溶液去污力更强)；利用氯化铁溶液滴入沸水中制备氢氧化铁胶体……。盐类水解有时会带来危害，应加以抑制或防止。例如，草木灰(主要成分K₂CO₃)与铵盐不能混合使用，否则碳酸根离子与铵根离子的水解相互促进，生成氨气，使氮肥失效。再如，某些强酸弱碱盐溶于水时，由于水解使溶液浑浊，配制溶液时，应先将固体盐溶于少量相应的酸抑制水解，再加水稀释至所需浓度。

【酸碱指示剂】在pH值不同范围内显示不同颜色的物质。用于指示中和滴定的终点和测定溶液的pH值范围等。它们一般为有机弱酸或有机弱碱。常用指示剂有酚酞、石蕊、甲基橙等。指示剂变色原理如下(HIn表示有机弱酸)：HInIn^- + H⁺

HIn和In^-颜色不同，当HIn的浓度大于In^-的浓度10倍时，溶液显HIn的颜色，反之显In^-的颜色，它们的浓度之比在0.1～10之间时，显二者的混合色。当溶液的pH值改变时，引起上述电离平衡的移动，可显示出不同颜色。指示剂显混合色的pH值范围，称为该种指示剂的变色范围。酚酞、石蕊、甲基橙在不同pH值范围内显示的颜色如下表：

【水溶液的pH值】用于表示水溶液酸碱度的数值。定义式为：pH=-lg[H⁺]

pH值越小，溶液酸性越强；pH值越大，溶液碱性越强。25℃时，pH值一般在0～14之间，pH值等于7时，溶液为中性。当H⁺的浓度大于1摩/升时，pH值为负数，一般不用pH值表示溶液的酸碱度，而直接用H⁺的浓度表示。

此外，OH^-浓度的负对数，称为水的pOH值，有以下关系：pOH=-lg[OHˉ] ，25℃时：pH+pOH=14

pH值的测定和控制对生产、生活、科研有重要意义。粗略测定溶液的pH值用pH值试纸，精确测定溶液的pH值用pH计。

【定义】在一定条件下,未溶解的溶质和已溶解的溶质处于平衡状态，这样的状态叫做溶解平衡。
【说明】
1. 溶解平衡是动态平衡。一定条件下,在单位时间里溶质扩散到溶液里的分子(或离子)数等于回到固体表面的分子(或离子）数时(即溶解速度等于结晶速度)，这种状态叫做溶解平衡。 处于溶解平衡状态的溶液叫做饱和溶液。
2. 溶解平衡是有条件的、暂时的和相对的。当条件改变时, 如温度升條,在饱和溶液中加人溶剂时，原有的溶解平衡就被破坏。
3. 溶解平衡又是相平衡。含有未溶解固体溶质的饱和溶液， 整个体系里存在固-液两相平衡。溶解平衡也可以是气-液或液-液两相平衡。

【定义】在滴定实验中用来确定反应达到计量点时的滴定终止点,叫做滴定终点。
【说明】
1. 酸碱中和滴定是否达到计量点，通常用酸碱指示剂的颜色变化或被测溶液的某种特性(如电导、电势等)的改变来表示滴定终丨I、
2.计量点和滴定终点一般很难恰好符合。为此,必须根据指示剂的变色范围,选择适当的指示剂,使它反映的滴定终点尽可能接近计量点。例如,用盐酸滴定氨水,可选用甲基橙作指示剂(变色剂
范围3.2-4. 4),当甲基橙由橙黄色变成橙红色时，表示已达到滴定终点。当然也可以用仪表读数(如pH计)来确定滴定终点。

【定义】在滴定实验操作中，当加人的标准溶液与被测物质反应完全，两者的物质的正好符合滴定反应所表示的化学计量关系时,这一点称为化学计量点,简称计量点。相当于俗称的等当点。

【说明】
1.运用定义,可以用一般的摩尔比来计算。例如，在滴定反 应aA+ AB=cC+dD中，根据反应时的计量关系，可以求得：
A的物质的量=(a/b)×B的物质的量,或Ma ×VA=(a/b)×MB ×Vb，上式中Ma、Mb分别是物质A和B的摩尔浓度。
2. 在酸碱滴定中,到达计量点溶液不一定都是中性的,要看中和成盐的性质。强酸、强碱中和滴定,到计量点时溶液呈中性。强碱滴定弱酸(或强酸滴定弱碱)，因生成的盐要水解，在计量点吋溶液呈碱性(或呈酸性)。

【定义】在水溶液中,有些盐类的离子跟水电离出来的H+或 OH-结合,生成弱电解质,使溶液呈现碱性或酸性,这种现象叫做盐的水解。

【说明】
1. 盐类水解的原因是盐的组成中含有弱酸的酸根离子或弱碱的金属离子(包括NH₄⁺)。当这些离子遇到水里的H+或OH-结合而生成弱酸或弱碱时,会破坏水的电离平衡，使溶液呈现碱性或酸性。强酸强碱盐不发生水解。盐类水解的程度主要取决于盐类本身的性质，它的弱酸或弱碱性越弱,盐类水解程度越大。
2. 水解平衡跟电离平衡相似,也随温度和浓度的变化而移动。水解反应是中和反应的逆反应。中和反应放热，水解必然吸热,因此升高温度能促进盐类水解。另外,如果水解后的溶液呈酸性,那么加酸能抑止水解,加碱能促进水解。所以，配制氯化铝、氯化铁、氯化亚锡溶液时,要预先在水中加入适量的盐酸，以抑制盐类的水解。
3.弱酸弱碱盐水解后浓液的酸碱性取决于生成弱酸、弱碱的相对强弱，弱酸（或弱碱)的电离常数较大,溶液呈酸性(或碱性),如果两者的电离常数相等，则溶液显中性。
4.多元弱酸盐的水解像多元弱酸的电离一样,是分步发生的,但第一步水解程度比第二步大得多。

 【定义】盐类的水解常数就是水解平衡中的平衡常数,常用符 Kh表示。例如，醋酸钠的水解平衡是Ac^-+H₂OHAc+OH^- 。它的水解常数是

Kh=([HAc][OH^-])÷[Ac^-]==([HAc][OH^-][H⁺])÷([Ac^-][H⁺])=Kw÷Ka(HAc)

式中Ka(HAc)是醋酸的电离常数。
【说明】
1. 强酸、强碱生成的盐不水解，没有水解常数。多元酸或多元碱的盐,每一级水解都打一个水解常数。
2. 盐的水解常数在手册中不易査到，可以参照下表计算得到。

【强电解质理论】又称德拜—休格尔理论。是1923年由物理化学家德拜（Debye)和休格尔（Hückel)提出。其要点是：强电解质在溶液中是完全电离的，但溶液中离子间又存在着一定的静电相互作用，溶液中的离子都被具有相反电荷的离子所包围，形成“离子氛”，因而影响到离子的运动速度和溶液的性质。这一理论解释了强电解质完全电离而其表观电离度又不是100％的矛盾。

【表观电离度】系指通过实验测得的强电解质的电离度。强电解质的电离度和弱电解质的电离度的意义不同，强电解质的电离度反映了溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。

【活度】指电解质溶液中表观上某离子的浓度，又称有效浓度或校正浓度。它与实际浓度的关系是：

a=r×c

式中a为某离子的活度，c为该离子的实际浓度，r为活度系数（也有用f表示的)。活度表明体系与理想状态的偏差。

【活度系数】溶液的实际浓度除活度所得之商。对于理想溶液，r=1，此时a=c，活度等于浓度。在一般情况下r＜1，且随浓度而变化，溶液浓度愈大，离子之间的牵制作用愈强，活度与浓度之间的差距愈显著；溶液浓度愈小，离子之间的牵制作用愈弱，活度与浓度之间的差距愈不显著，当溶液极稀时，由于离子间的相互作用变得十分微弱，而r趋近于1，活度与浓度趋于相等。

【溶度积规则】用溶度积概念判断在一定条件下, 某难溶电解质在溶液中沉淀能否生成或溶解的规则。在某难溶电解质溶液中, 其离子浓度的乘积称为离子积, 用Qi表示。在给定的溶液中Qi可能有三种情况：

(1)Qi=Ksp是饱和溶液

(2)Qi＜Ksp是不饱和溶液, 无沉淀析出, 若体系中已有固体存在, 沉淀会溶解, 直至饱和(Qi=Ksp)为止。

(3)Qi＞Ksp是过饱和溶液, 有沉淀析出, 直至饱和。

以上就是溶度积规则。溶度积规则有一定的局限性, 如形成的难溶固体很少(少于每毫升10^-5 克), 或形成过饱和溶液以及产生副反应时, 虽然Qi已大于Ksp, 也观察不到沉淀的生成。

【路易斯酸碱理论】又称酸碱电子理论。1923年由美国化学家路易斯(G.N.LEWIS)提出。其要点是：凡是可以接受电子对的物质称为酸， 凡是可以给出电子对的物质称为碱。故酸又称为电子对接受体， 碱又称电子对给予体。按照路易斯的观点， 酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱络合物。例如：

路易斯酸、碱的范围非常广泛， 酸碱络合物包含很多类物质。凡是金属离子及氢离子都是酸， 与路易斯酸结合的物质不管是阴离子或中性分子都是碱。所以大多数无机化合物都可看成是酸碱络合物， 许多有机化合物也是如此。酸碱电子理论以电子对的授受来说明酸碱反应， 更能体现物质的本质属性。但由于对酸碱的认识过于笼统， 没有统一的酸碱强度的标准， 因而有一定的局限性。

【软酸】路易斯酸中具有体积大、正电荷少、易极化、易失去电子、易形成共价性较强的键的物质。如Cu^＋ 、Ag^＋ 、Hg₂^2－ 、Cd^2＋ 等属于软酸。软酸易与软碱生成稳定的络合物， 软酸不易与硬碱生成络合物， 或生成的络合物不稳定。

【软碱】路易斯碱中， 具有电负性小、易失去电子、其低能轨道不饱和、易形成共价性较强的键的物质， 如I^－ 、CN^－ 、S₂O₃^2－ 等属于软碱。软碱易与软酸生成稳定的络合物， 软碱与硬酸不易生成络合物， 或生成的络合物不稳定。

【硬酸】路易斯酸中具有体积小、正电荷多、不易失去电子、不易极化、易形成离子性较强的键的物质， 如Li^＋ 、Na^＋ 、Ca^2＋ 、Mg^2＋ 、Fe^3＋ 等属于硬酸。硬酸易与硬碱生成稳定络合物， 硬酸与软碱不易生成络合物， 或生成的络合物不稳定。

【硬碱】路易斯碱中具有电负性大、不易极化、不易失去电子， 而且低能轨道已饱和、易形成离子性较强的键的物质， 如H₂O、Cl^－ 、OH^－ 等属于硬碱。硬碱易与硬酸生成稳定的络合物， 硬碱与软酸不易生成络合物或生成的络合物不稳定。

【阿累尼乌斯理论】即阿累尼乌斯电离学说。1887年由瑞典物理化学家阿累尼乌斯（Arrhenius)提出。其要点如下：电解质在水溶液中部分离解为自由移动的离子，即发生电离；溶液愈稀电离度愈大；电离过程是可逆的，分子电离成离子，离子又相互碰撞结合成分子，最后达到电离平衡。电离学说的提出揭示了电离平衡的实质，在此学说的基础上建立了酸碱理论。

【酸碱电离理论】阿累尼乌斯从他的电离学说的观点出发，把在水中能电离出氢离子的化合物称为酸，把在水中能电离出氢氧离子的化合物称为碱。如HCl、H₂SO₄、CH₃COOH等都是酸；NaOH、KOH、Ca(OH)₂等都是碱。根据这一理论，酸碱中和反应的实质就是酸电离产生的H⁺ 离子和碱电离产生的OH^- 离子，相互结合生成水的过程。如盐酸和氢氧化钠的中和，HCl+NaOH=NaCl+H₂O；其离子方程式为：H⁺ +OH^- =H₂O

酸碱电离理论对化学科学的发展起了重大作用，但因把酸碱限制在水溶液中而有一定的局限性。以后酸碱理论又有了很大发展。

【电导率】又称比电导。可用来衡量和比较物体的导电性能。当物体的长度为1厘米，截面积为1平方厘米时的电导，为该物体的电导率。对电解质溶液来说，当两电极面积各为1平方厘米，电极相距1厘米时为溶液的电导。电解质溶液的电导率与电解质的种类、溶液的浓度及温度等有关。