无机及分析化学1-4章知识点
无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)
无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)第一章化学基本概念和理论1. 物质和化学变化物质：具有质量和体积的实体。
化学变化：物质发生变化，新的物质。
2. 物质的组成和结构元素：由同种原子组成的物质。
原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
3. 化学键和分子间作用力化学键：原子之间通过共享或转移电子而形成的连接。
分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力、氢键等。
4. 化学反应化学反应方程式：表示化学反应过程的方程式。
化学反应速率：单位时间内反应物的浓度变化。
化学平衡：反应物和物浓度不再发生变化的状态。
5. 氧化还原反应氧化：物质失去电子的过程。
还原：物质获得电子的过程。
氧化还原反应：同时发生氧化和还原的反应。
6. 酸碱反应酸：能够释放H+离子的物质。
碱：能够释放OH离子的物质。
中和反应：酸和碱反应盐和水。
7. 溶液溶质：溶解在溶剂中的物质。
溶剂：能够溶解溶质的物质。
溶液的浓度：单位体积或单位质量溶剂中溶解的溶质的量。
8. 化学平衡常数的计算平衡常数：表示化学反应平衡状态的常数。
计算方法：根据反应物和物的浓度计算平衡常数。
9. 氧化还原反应的平衡电极电位：表示氧化还原反应进行方向的电位。
计算方法：根据电极电位计算氧化还原反应的平衡常数。
10. 酸碱反应的平衡pH值：表示溶液酸碱性的指标。
计算方法：根据酸碱的浓度计算pH值。
11. 溶液的酸碱滴定滴定：通过滴加已知浓度的溶液来确定未知溶液的浓度。
计算方法：根据滴定反应的化学方程式和滴定数据计算未知溶液的浓度。
12. 气体定律波义耳定律：在一定温度下，气体的压力与体积成反比。
查理定律：在一定压力下，气体的体积与温度成正比。
阿伏伽德罗定律：在一定温度和压力下，等体积的气体含有相同数量的分子。
13. 气体混合物的计算分压定律：气体混合物中每种气体的分压与该气体在混合物中的摩尔分数成正比。
计算方法：根据分压定律计算气体混合物中每种气体的分压和摩尔分数。
无机及分析化学
绪论一 化学是研究物质变化的科学1 化学研究的对象指局限于分子、原子或离子这一层次上的实物。
2 化学研究的的内容是仅局限于物质的化学变化。
3 化学变化的基本特征（1）化学变化是“质变”----即化学键的重新组合。
（2）化学变化是“定量”的变化----服从质量守恒定律（3）化学变化中伴随着能量的变化----服从能量守恒定律。
化学是一门在分子、原子或离子层次上研究物质的组成、结构、性质、变化及其变化过程中能量关系的科学。
二、无机及分化的基本内容： 第一章 气体和溶液 §1.1 气 体一、理想气体状态方程式（复习） 1. p V = n R T 国标：Pa m 3 mol K 气体常数 R = 8.314 Pa ·m 3 · mol -1 · K -1 =8.314 J · mol -1 · K -1单位换算：1atm = 760mmHg = 101325 Pa≈105 Pa 1m 3 =103 dm 3（L ）=106 cm 3（mL ） t （℃）+ 273.15 = T （K ） (1) 用途---- p 、V 、n 、 T 知三求一。
方程的其他形式：----可求气体的密度ρ和摩尔质量M ① pV = mRT / M; ②pV m = RT (V m =V/n);② ③pM =ρRT (ρ =m/V) ④(n 不变)2.理想气体≈低压（≢101325Pa ）高温(≥273.15K)实际气体定义：在任何温度、压力下严格遵守理想气体状态方程的气体。
特征: (1)分子本身不占体积； (2)分子间无相互作用力。
二、道尔顿分压定律 1、文字表述：分压（p B ） ：某组分气体B 与混合气体处于相同温度、相同体积下单独存在的压力。
（P 60） 总压：混合气体的总压力。
分压定律：保持T 、V 不变，混合气体的总压力等于各组分的分压之和。
道尔顿分压定律：保持T 、V 不变，混合气体的总压力等于各组分的分压之和。
无机及分析化学I汇总
解： 设该有机物摩尔质量为M，由
ΔTf = kf bB
= kf
mB mA M B
MB=
k fm B ΔTf mA
kf = 1.86 K/(mol·kg)；mB = 0.18 g
mA = 12 g=0.012kg；ΔTf = 0.233 K
MB =
k f mB ΔTf mA
1.86×0.18 =
0.233×0.012
压，总是低于同温度下 纯溶剂的饱和蒸气压。
3、定量关系：拉乌尔定律。 （1） p = pA* xA （2）Δp = pA* - pA* xA = pA* (1- xA) = pA*xB
（3）Δp = k bB， 推导如下：
对于稀溶液，则有
nA>>nB , nA + nB ≈ nA ，因此
xB=
nB n A+n B
ωB→cB; ωB→bB ；cB→bB 换算公式的推导?
•ωB→cB
cB =
nB V
= mB MBV
=
1000ρVωB MB ×V
= 1000ρωB MB
•ωB→bB
bB =
nB mA
=
mB MBmA
=
1000ρωB MB ×(1000ρ-1000ρωB)/1000
=
1000ωB MB ×(1-ωB)
≈
nB nA
Δp = pA*
nB mA / M A
bB 1000
= k bB
Δp = k bB
在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液 的蒸气压下降值与溶液的质量摩尔浓度 成正比。
二、稀溶液沸点升高
1、概念: 沸腾、 沸点、
正常沸点
无机及分析化学课件(第四版)第一章
根据不同的分类标准，分析化学可以分为多种类型。按分析对象可以分为无机分析和有机分析，这是根据被测物质中是否含有碳元素来划分的。按分析方式可以分为化学分析和仪器分析，前者依赖于化学反应进行定量或定性分析，后者则利用各种精密仪器对物质进行测量。另外，根据待测组分的含量，分析化学可分为常量分析、微量分析和痕量分析。
分子结构
分子由原子通过化学键连接而成，分子的几何构型和成键方式决定了分子的性质。常见的分子结构有共价键、离子键和金属键。
晶体结构
晶体是由原子或分子在空间周期性排列形成的固体，晶体的性质与原子或分子的排列方式密切相关。晶体分为金属晶体、离子晶体、共价晶体和分子晶体等。
分子结构和晶体结构
酸和碱之间的反应称为酸碱反应，反应中质子转移是酸碱反应的本质。酸和碱的相对强弱可以通过电离常数来衡量。
实验数据处理和误差分析
实验安全
01
实验安全是实验过程中的首要问题，需要遵守实验室安全规定，正确使用实验器材和防护用品。
环境保护
02
环境保护是每个实验者应尽的责任，需要合理处理实验废弃物，减少对环境的污染。
实验安全和环境保护的实验实例
03
通过具体的实验实例，如实验室安全规定、废液处理等，来掌握实验安全和环境保护的方法。
04
无机及分析化学实验基础
1
2
3
掌握实验基本操作技术是进行无机及分析化学实验的基础，包括称量、加热、冷却、萃取、蒸发、结晶等操作。
实验基本操作技术
在进行实验基本操作时，需要注意安全、准确、快速、环保等原则，避免误差和事故的发生。
实验基本操作技术的注意事项
通过具体的实验实例，如硫酸铜晶体的制备、碘的萃取等，来掌握实验基本操作技术。
大一无机及分析化学知识点
大一无机及分析化学知识点第一章：无机化学基础知识无机化学是研究无机化合物的组成、结构、性质和化学反应的学科。
它是化学的一个重要分支，对于理解和应用其他化学学科具有重要意义。
1.1 原子结构及元素周期表- 原子结构：原子由原子核和围绕核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，电子负电荷平衡原子核的正电荷。
- 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数排列的化学元素分类表。
它将元素按照性质的周期性规律分组，方便研究。
1.2 化学键和离子结构- 化学键：原子通过化学键相互连接，形成化合物。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
- 离子结构：离子结构是指由正负离子通过离子键组成的化合物的结构。
正离子是失去电子的金属原子或原子团，负离子是获得电子的非金属原子或原子团。
1.3 配位化学- 配位化学是研究过渡金属离子与配体之间的键合关系及其化合物的性质的学科。
配位化合物由中心金属离子和配体组成，配体通过配位键与中心金属离子结合。
1.4 水溶液中的离子- 水溶液中的离子是指将化合物溶解在水中时形成的离子。
离子在水中可以进行水合反应，影响溶液的性质。
第二章：分析化学基础知识分析化学是研究物质组成和性质的化学分析方法的学科。
它是化学实验的基础，广泛应用于环境监测、药物分析、食品检测等领域。
2.1 定性分析和定量分析- 定性分析：定性分析是确定物质中所含的元素或化合物的成分和性质的方法。
- 定量分析：定量分析是确定物质中某种或若干种成分的含量的方法。
2.2 大气分析- 大气分析是研究大气中气体成分及其浓度的分析方法。
常用的技术包括气相色谱、质谱等。
2.3 水分析- 水分析是研究水中各种成分及其浓度的分析方法。
常用的技术包括滴定法、光谱分析等。
2.4 有机分析- 有机分析是研究有机物成分和结构的分析方法。
常用的技术包括红外光谱、核磁共振等。
第三章：重要的化学实验化学实验是学习无机及分析化学的重要途径，通过实验可以加深对化学原理的理解，培养实验操作技能。
无机及分析化学复习要点
第一章：溶液和胶体1、溶液浓度表示c B，b B等表示及x B，w B。
2、稀溶液的依数性：与溶质的本质无关、只与溶液中单位体积的粒子数目有关的性质。
拉乌尔定律——难挥发、非电解质、稀溶液。
蒸汽压下降：△p = p o·χB，p =p o×χA。
在一定温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压乘以溶液中溶剂的摩尔分数。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△T b = K b×b B△T f＝K f×b B溶液的渗透压（П）——П×V = n B×R×T即П= c B×R×T，应用求分子量。
3、胶体溶液，胶团的结构：AgI溶胶：(KI过量) {（AgI）m · nI-·（n-x）K+}x-·xK+。
第二、三章：化学反应的能量和方向化学反应的速率和限度1、概念：状态函数，热和功（注意规定符号）途径函数。
U = Q + W热力学第一定律，标准态 。
状态函数：用于确定系统状态的物理量称为系统的状态函数。
性质：a.单值性：系统的一个状态对应一组状态函数（状态一定，状态函数一定）。
b. 状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关，即与过程有关而与途径无关。
热：系统与环境间因温度差而交换的能量功：除热以外，其他各种形式被传递的能量都称为功。
2、热化学，恒容反应热Q V= ∆U- W = ∆U ，恒压反应热：Q p = H2 -H1 = ∆H，⇒盖斯定律：一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。
换句话说，也就是反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。
ΔH表示一类化学反应的热效应。
这类化学反应必须满足以下条件：该化学反应为封闭系统，其经过一个或一系列的变化，该变化过程中必须是非体积功为零，定容或定压。
3、∆ f H m的定义：在标准状态下(100kPa，298K)，由稳定单质生成1摩ν尔的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，∆r H m= ∑B∆f H m(B)(可以用298.15K近似计算)。
无机及分析化学知识总结
第一章气体及热化学方程式1.1气体气态方程式（克拉伯龙方程）：联系体积、压力、和温度之间关系的方程。
1atm=100kPa分压：在相同温度下，某组分气体占据与混合气体相同体积时对容器所产生的压力；（1）一种气体产生的压力与其它气体存在无关；（2）混合气体的总压为各组分气体的分压之和。
分体积：在相同温度下，组分气体具有和混合气体相同压力时所占的体积。
道尔顿分压定律：在温度与体积恒定时，混合气体的总压力等于组分气体的分压力之和。
1.2过程：体系状态的变化。
恒温过程、恒容过程、恒压过程、绝热过程；1.3状态和状态函数状态：体系的一系列物理量的总和。
如：确定一瓶气体的状态，需用p、V、T、n来表示状态函数：确定体系热力学状态的物理量。
一个状态函数就是体系的一种性质。
状态函数特点：⑴体系状态一定，状态函数有一定值⑵体系发生变化时，状态函数的变化只取决于体系的初态和终态，而与变化的途径无关。
⑶体系发生变化后，体系一旦恢复到原来的状态，状态函数恢复原值。
状态函数相互关联的三个特征可概括："状态函数有特征，状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。
"24、热和功热：由于温度不同在体系和环境之间传递的能量形式。
用Q表示，热与途径有关，不是状态函数。
功：除热之外，其它各种被传递的能量，用w表示热和功的符号：⑴体系吸收热量 Q＞0；体系放热 Q＜0⑵环境对体系做功 w＞0；体系对环境做功 w＜05、热力学能(内能)：热力学体系内部的能量总和，用U表示内能是体系本身的性质，仅取决于体系的状态，故内能是状态函数。
二、化学反应中的能量关系1、定压反应热、焓和焓变化学反应一般在恒压敞口容器中进行，对于只作体积功不做其它功的体系，U、p、V都是状态函数，所以U＋pV也是状态函数，在热力学上，将U+pV定义为型的状态函数，叫做焓，用H表示。
规定：在反应中，＞0 吸热反应＜0 放热反应2、热化学方程式凡注明热效应的化学方程式，叫做热化学方程式。
无机及分析化学知识点总结
绪论0.1 化学是21世纪的中心学科波义耳把化学确立为科学，明确提出“化学的对象和任务就是寻找和认识物质的组成和性质”； 1777年，拉瓦锡提出燃烧的氧化学说；1811年，阿伏伽德罗提出分子假说；1807年，道尔顿建立原子论，合理地解释定组成定律和倍比定律，为化学新理论的诞生奠定基础；1869年，门捷列夫提出元素周期律，形成较为完整的化学体系；1913年，丹麦科学家玻尔把量子概念引入原子结构理论，量子力学的建立开辟了现代原子结构理论发展的新历程。
0.2 化学与化学的分支学科化学可分为四大分支学科：无机化学、有机化学、物理化学和分析化学。
无机化学是化学学科中发展最早的一个分支学科；有机化学是最大的化学分支学科。
0.4学习无机及分析化学的预备知识0.4.1分压定律科学上常用理想气体状态方程式描述气体的行为：PV=nRT式中：R 为摩尔气体常量，R=8.314J •mol -1•K -1一定温度下，某组分气体占据与混合气体相同体积时所具有的压力称为该组分气体的分压。
混合气体总压力是由各组分共同产生的。
P(总)= P(A)+ P(B)+ P(C)+…式中：P(总)为混合气体的总压；P(A)、P(B)、P(C)分别为混和气体中A 、B 、C 组分气体的分压。
该式就是道尔顿分压定律的数学表达式。
它表明“一定温度、一定体积条件下，混合气体的总压等于各组分气体分压之和”。
)()总()()总()(B x n B n P B p ==式中：X(B)为B 组分气体的摩尔分数，则P(B)=P(总) •x(B) 定温条件下，某组分气体的分压与混合理想气体总压相同时，其单独占据的体积称为该组分气体的分体积。
混合气体的总体积是各组分气体分体积的加和，称为分体积定律。
V(总)=V(A)+V(B)+V(C)+…V(总)=RT P n )总(V(B)=RT PB n )(=X(B)•V(总)V(B)=X(B)•V(总) 0.4.2 有效数字对数数值的有效数字位数只取决于小数部分的位数，整数部分代表该数为10的多少次方，起定位作用。
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第2章化学分析、测量误差与数据处理2.1.3 滴定分析法（P23）1．过程2．概念⑴标准溶液⑵滴定⑶化学计量点⑷指示剂⑸滴定终点⑹终点误差2．滴定分析的主要方法和滴定方式⑴滴定分析的主要方法①酸碱滴定法②沉淀滴定法③氧化还原滴定法④配位滴定法⑵滴定分析对滴定反应的要求①反应按一定的反应方程式进行，具有确定的计量关系，这是进行定量计算的基础。
②反应必须定量进行，反应完全程度须大于99.9%。
③反应迅速。
如果反应速率较慢，应采取适当措施（加热或加入催化剂）来加快。
④有简便可靠的确定终点的方法（如指示剂法或物理化学方法）。
⑶滴定方式①直接滴定法②返滴定法③置换滴定法④间接滴定法3．标准溶液⑴基准物定义：可以用来直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质称为基准物。
基准物质必须具备以下条件：①物质的实际组成与化学式完全相符。
②纯度足够高。
③稳定。
④基准物的摩尔质量尽可能大些。
⑵标准溶液的配制方法①直接法②间接法4．滴定分析中的计算(1)基准物或样品称量范围确定的计算的依据:①化学计量关系;②大约浓度或大致含量;③滴定体积一般要控制在20~30 mL.2.2 测量误差真值：也叫理论值或定义值，是无法测量的。
2.2.1 误差产生的原因和减免误差的分类：系统误差和偶然误差。
1．系统误差原因：⑴方法误差⑵仪器误差⑶试剂误差⑷主观误差规律：①大小、正负(同一实验中);②实验条件改变时;③可设法减小或校正.又称可测误差.减免：可进行对照实验消除方法误差2．偶然误差亦称随机误差规律：⑴绝对值相等的正误差和负误差出现的概率相同；⑵小误差出现的概率较大，而大误差出现的概率较小，出现特大误差的概率更小。
减免在消除系统误差的前提下，增加平行测定的次数3．过失误差2.2.2 误差的表示方法 1．准确度与误差准确度（accuracy ）表示测定值与真值相接近的程度。
绝对误差（E ）：E = x － x T 相对误差（RE ）：TTT x x x x E RE -==绝对误差和相对误差都有正值或负值。
2．精密度与偏差精密度是指在相同条件下，重复测定时各测定值相互接近的程度。
偏差x x d i i -=x di 相对偏差＝3．准确度与精密度的关系系统误差是主要的误差来源，偶然误差则决定了分析结果的精密度。
精密度是保证准确度的先决条件，但精密度高并不一定准确度高。
4．提高分析结果准确度的方法在一般分析天平上用差减法称量时，可能引起的最大绝对误差为±0.0002g ，为了使称量的相对误差小于1‰，称取的试样质量必须大于0.2g ：在滴定分析中，滴定管的读数有±0.01mL 的绝对误差。
完成一次滴定分析操作，需读数两次，造成的最大绝对误差为±0.02mL ，为了使体积测量的相对误差小于1‰，则消耗滴定剂的体积应控制在20mL 以上：实际工作中消耗滴定剂的体积一般控制在20~30mL 。
2.3 少量分析数据的统计处理2.3.1 基本术语1．总体、样本和样本大小在统计学中，所研究对象的全体称为总体（或母体）；从总体中随机抽出一部分样品进行平行测定所得到的一组测定值称为样本（或子样）；其中的一个基本单元称为个体（测定所得到的每一个测定值）；样本中所含个体的数目称为样本大小或样本容量。
2．算术平均值（简称平均值）∑==ni i x n x 11总体平均值μ： ∑=∞→=ni i n x n 11limμ 3．标准差1)(12--=∑=n x xS ni i4．变异系数相对标准差又称为变异系数CV ：x S CV ＝相对标准偏差)(2.4 有效数字定义：计量或测定中实际能测到的数字。
数字修约规则： 四舍六入五成双。
加减运算：小数点后保留的位数取决于小数点后位数最少的一个。
乘除运算：保留的位数取决于有效数字位数最少的一个。
第3章 化学反应的基本原理3.4化学反应的限度可逆反应：在一定的条件下，一个反应既能由反应物转变为生成物；也能由生成物变为反应物。
化学平衡的特征： （1）：化学平衡是一种动态平衡。
当体系达到平衡时，从表面看反应似乎停止了，但实际上正逆反应始终在进行，只不过二者的反应速率相等，单位时间内每一种物质的生成量与消耗量相等，其浓度保持不变。
（2）：化学平衡可以从正逆反应两个方向达到，即不论从反应物开始还是由生成物开始反应，均可达到同一平衡状态。
（3）：当体系达到化学平衡后，只要外界条件不改变，各物质的浓度都将始终保持不变；而当外界条件改变时，原有的平衡会被破坏，将在新的条件下建立新的平衡。
2. 标准平衡常数实验表明：在一定温度下，任何可逆反应达到平衡时，各生成物平衡浓度或分压的幂的乘积与反应物平衡浓度或分压幂的乘积之比值为一个常数，称为化学平衡常数。
对于一般化学反应： a A + m M g G + d D 标准平衡常数（也称热力学平衡常数），其表达式为： K θ=md g P P P P P P P P )()()()(θeq (M)θeq (A)θeq(D)θeq (G)⋅⋅ (3.23)K θ=md g c c c c c c c c )()()()(θeq (M)θeq (A)θeq (D)θeq (G)⋅⋅ (3.24)对于气体以相对分压表示，溶液以相对浓度表示，固体、纯液体，它们不出现在反应标准平衡常数的表达式中。
K θ量纲为1。
标准压力p θ为100kPa ，标准浓度c θ为1.0mol·L －1。
书写标准平衡常数表达式时，应注意以下事项：⑴ 标准平衡常数可根据化学计量方程式直接写出，以生成物相对浓度（或相对分压）相应幂的乘积作分子，反应物相对浓度（或相对分压）相应幂的乘积作分母，其中的幂分别为化学计量方程式中该物质的计量系数。
⑵ 标准平衡常数中，气态物质以相对分压表示，溶液中的溶质以相对浓度表示，而纯固体、纯液体不出现表达式中。
⑶ 标准平衡常数表达式必须与化学方程式相对应，同一化学反应，若方程式的书写不同时，其标准平衡常数的表达式和数值也不同。
4. 多重平衡规则如果一个化学反应方程式是若干相关化学反应方程式的代数和，则在相同温度下，该反应的平衡常数就等于这若干相关反应的平衡常数的积（或商）。
5. 有关化学平衡的计算一般分三步进行：①按己知条件列出配平化学反应式；②按计量关系计算反应开始时及平衡时各物料的衡算(根据题意可以用n ，c 或p )；③根据②得到的物料衡算，列出标准平衡常数表达式进行运算。
特别要注意，若用物质的量进行衡算时，则要转换成浓度或分压方可代人K θ表达式中。
%100⨯=该反应物的初始量的量平衡时某反应物已转化平衡转化率3.4.3化学平衡的移动化学平衡的移动：由于条件变化，使可逆反应从一种条件下的平衡状态转变到另一条件下的平衡状态。
Q ＜K θ平衡正向移动，生成产物直到新的平衡。
Q ＞K θ平衡逆向移动，生成反应物直到新的平衡。
Q ＝K θ处于平衡状态，不移动。
下面分别讨论浓度、压力、温度对化学平衡的影响。
1. 浓度对化学平衡的影响增加反应物浓度或减少生成物浓度就可使.2. 压力对化学平衡的影响在保持温度不变时，如将已达平衡的反应体系的体积压缩至1/x ，则由分压定律可知各组分气体的分压将增加x倍。
当Δn＞0时，Q＞Kθ，平衡应向逆反应方向（即气体分子数减少的方向）移动。
当Δn＜0时，Q＜Kθ，平衡应向正反应方向（即气体分子数减少的方向）移动。
当Δn =0时，Q =Kθ，此时压力变化对平衡没有影响。
惰性组分加入平衡体系后将对化学平衡产生不同的影响①在恒T、p下, 加入惰性气体:p总反应气体) + p惰性气体≠0时,Q≠平衡向气体分子数增多方向移动.②在恒T、V下, 加入惰性气体:各组分pi不变平衡不移动.③固体、纯液体的体积受压力影响很小,不考虑.如:C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)增加压力,平衡将向左移动.3. 温度对化学平衡的影响吸热反应,升高温度有利于正反应进行;放热反应,降低体系温度才能使反应正向移动4.催化剂:改变反应速率而不改变体系里的平衡组成.5．吕—查德里原理如改变平衡的条件之一，如温度、压力和浓度，平衡必向着能减少这种改变的方向移动。
它适用于所有达到平衡的系统，而不适用于尚未达到平衡的体系。
第4章酸碱平衡4.1酸碱质子理论与酸碱平衡4.1.1酸、碱与酸碱反应的实质1．基本概念酸、碱：根据酸碱质子理论，凡是能给出质子(H+)（proton）的物质就是酸，而凡是能接受质子的物质就是碱。
当一种酸给出质子之后，它的剩余部分就是碱。
共轭酸碱对：因一个质子的得失而相互转变的每一对酸碱就被称为共轭酸碱对酸碱半反应：酸及其共轭碱（或碱及其共轭酸）相互转变的反应就称为酸碱半反应。
注意：①酸、碱是相对的。
②共轭酸碱体系是不能独立存在的。
2．酸碱反应的实质酸碱反应的实质就是质子的转移。
3．溶剂的质子自递反应与水的离子积仅仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用就称为溶剂的质子自递反应，反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数，一般以K s θ表示。
水的质子自递常数又称为水的离子积，以K w θ表示：K w θ = [H +][OH -]25℃时，K w θ = 1.0×10-14。
4.1.2 酸碱平衡与酸、碱的相对强度酸或碱的强弱取决于其给出质子或接受质子的能力大小。
物质给出质子的能力愈强，其酸性（acidity ）也就愈强，反之就愈弱。
同样，物质接受质子的能力愈强，其碱性（basicity ）就愈强，反之也就愈弱。
在水中，酸给出质子或碱接受质子能力的大小可以用酸或碱的解离常数K a θ或K b θ来衡量。
1．酸碱解离平衡与解离平衡常数⑴ 一元弱酸（一元弱碱）例如HAc 这种一元弱酸，在水溶液中的解离平衡：HAc H + + Ac -解离反应的平衡常数为：]HAc []Ac []H [)HAc (θa-+⋅=K对于一元弱碱，例如氨这种物质，在水溶液中的解离平衡：NH 3 + H 2O NH 4+ + OH -解离反应的平衡常数为：][NH ][OH ][NH )(NH 343θb -+⋅=K 同样，K b θ愈大，表明该弱碱的解离平衡正向进行的程度愈大，接受质子的能力就愈强。
根据K θ值的大小可以比较酸（或碱）的相对强弱。
⑵ 多元酸（polyacid ）（多元碱，polybase ） 多元酸（或碱），在水中的解离是逐级进行的。
多元酸（或碱），逐级解离常数间的关系为：K 1θ＞ K 2θ＞ K 3θ＞ ……根据多重平衡原理，多元酸（或多元碱）总解离平衡的平衡常数为：K θ= K 1θ·K 2θ·K 3θ· …… (4.2) 2. 解离度(degree of dissociation)未解离前弱电解质浓度度解离部分的弱电解质浓解离度＝3. 共轭酸碱对K a θ与K b θ的关系⑴一元弱酸及其共轭碱，K a θ与K b θ之间具有以下关系：K a θ·K b θ = K w θ = 1.0×10-14 (25℃) (4.3) ⑵ 多元酸（或多元碱）二元酸及其共轭碱的解离常数之间具有以下关系：K a 1θ·K b 2θ = K a 2θ·K b 1θ = [H +][OH -] = K w θ (4.4)4.2 影响酸碱解离的主要因素4.2.1 稀释定律HA 弱酸的解离度是随着水溶液的稀释而增大的，这一规律就称为稀释定律。