酸碱理论
酸碱理论及其在化学反应中的应用
酸碱理论及其在化学反应中的应用酸碱理论是化学中一个重要的理论体系，它以酸和碱之间的化学反应为基础，解释了许多与酸碱相关的现象和实验结果。
本文将探讨酸碱理论的基本概念以及它在化学反应中的应用。
一、酸碱理论的基本概念1. 酸的定义酸是指能够产生氢离子（H+）的物质。
根据酸的电离程度的不同，可以将酸分为强酸和弱酸。
强酸完全电离，产生的氢离子浓度较高；而弱酸只部分电离，产生的氢离子浓度较低。
常见的强酸有盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）等，而乙酸（CH3COOH）则是一个常见的弱酸。
2. 碱的定义碱是指能够产生氢氧根离子（OH-）的物质。
与酸一样，碱也可以分为强碱和弱碱。
强碱完全电离，产生的氢氧根离子浓度较高；而弱碱只部分电离，产生的氢氧根离子浓度较低。
氢氧化钠（NaOH）和氢氧化钾（KOH）是常见的强碱，而氨水（NH3·H2O）则是一个常见的弱碱。
3. 酸碱中和反应酸碱中和是指酸和碱在适当的条件下发生反应，生成盐和水。
中和反应的化学方程式可以表示为：酸 + 碱→ 盐 + 水。
例如，盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）进行中和反应时可以生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
4. pH值pH值是衡量溶液酸碱性的指标，其数值范围从0到14。
当pH值小于7时，溶液为酸性；当pH值大于7时，溶液为碱性；而当pH值等于7时，溶液为中性。
pH值的计算公式为pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
二、酸碱理论在化学反应中的应用1. 酸碱滴定酸碱滴定是一种常用的分析方法，用于测定物质中酸或碱的含量。
滴定过程中，一种已知浓度的酸或碱（称为滴定剂）逐滴加入待分析溶液中，当化学反应达到临界点时，滴定剂与待分析溶液发生中和反应。
通过计算滴定剂的消耗量，可以确定待分析溶液中酸或碱的浓度。
2. 酸碱中和反应的应用酸碱中和反应在生活中有许多应用。
例如，当胃酸分泌过多导致胃部不适时，可以使用抗酸药物（如氢氧化铝）中和胃酸，缓解不适感。
第一章-酸碱理论
NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。
2021强/5/18酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。
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酸碱理论
酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可 以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用， 统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是 质子传递的酸碱中和反应。
(1)电离作用：
根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。
NH4+ + OH- H2O + NH3
酸12021/5/18
碱2
酸2 碱1
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酸碱理论
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱 的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发 生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反 应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子 传递的酸碱反应。
这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离 理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸 或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以2021必/5/18须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反1应2 。
酸碱理论
三、酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）
凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出
电子对的物质称为碱。
因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。
酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。
酸碱理论
对配合物稳定性的判别和其反应机理的解释阿伦尼乌斯酸碱电子理论（酸:在水溶液中凡是电离产生的阳离子全部是H+的物质。
碱:在水溶液中,凡是电离产生的阴离子全部是OH-的物质。
）也遇到一些难题，如：①在没有水存在时，也能发生酸碱反应，例如氯化氢气体和氨气发生反应生成氯化铵，但这些物质都未电离。
②将氯化铵溶于液氨中，溶液即具有酸的特性，能与金属发生反应产生氢气，能使指示剂变色，但氯化铵在液氨这种非水溶剂中并未电离出氢离子。
③碳酸钠在水溶液中并不电离出氢氧根离子，但它却是一种碱。
要解决这些问题，必须使酸碱概念脱离溶剂（包括水和其他非水溶剂）而独立存在。
其次酸碱概念不能脱离化学反应而孤立存在。
如何解决 酸碱质子理论凡是可以释放质子（氢离子，H+）的分子或离子为酸（布朗斯特酸），凡是能接受氢离子的分子或离子则为碱（布朗斯特碱）。
酸 + 碱≒共轭碱 + 共轭酸酸在失去一个氢离子后，变成共轭碱；而碱得到失去一个氢离子后，变成共轭酸。
以上反应可能以正反应或逆反应的方式来进行，不过不论是正反应或逆反应，均维持以下的原则：酸将一个氢离子转移给碱。
例如：HCl 是酸，放出质子给NH3，然后转变成共轭碱Cl-，NH3是碱，接受质子后转变成共轭酸NH4+。
酸和碱可以是分子，也可以是阳离子和阴离子。
酸和碱是统一在对质子的关系上但是，该理论也有它的缺点，例如，对不含氢的一类化合物的酸碱性问题，却无能为力。
路易斯酸碱电子理论凡是能给出电子对的物质叫做碱；凡是能接受电子对的物质叫做酸。
即酸是电子对的接受体，碱是电子对的给予体。
碱中给出电子的原子至少有一对孤对电子（未成键的电子对），而酸中接受电子的原子至少有一个空轨道（外层未填充电子的轨道），以便接受碱给予的电子对，这种由路易斯定义的酸和碱叫做路易斯酸和路易斯碱。
例如：CaO 与SO3的反应，在这一反应中，CaO 并未接受质子，但它具有孤对电子，这对电子可以用来使SO3中的硫原子达到稳定的8电子层结构，所以CaO 是碱。
化学酸碱理论及酸碱计算
化学酸碱理论及酸碱计算化学酸碱理论是研究酸碱物质特性和反应性质的一门学科，它对于我们理解许多化学现象和应用具有重要意义。
本文将介绍化学酸碱理论的基本概念及相关计算方法。
1. 酸碱的定义酸碱的定义可分为三种，分别为阿托尼斯·布朗酸碱理论、布鲁斯特酸碱理论和劳里亚-布伦斯特德酸碱理论。
1.1. 阿托尼斯·布朗酸碱理论阿托尼斯·布朗酸碱理论认为，酸是能够给出H+（质子）的物质，碱是能够给出OH-（氢氧根离子）的物质。
例如，盐酸（HCl）是酸，氢氧化钠（NaOH）是碱。
1.2. 布鲁斯特酸碱理论布鲁斯特酸碱理论认为，酸是能够接受电子对的物质，碱是能够给出电子对的物质。
例如，硫酸铜（CuSO4）是酸，氨（NH3）是碱。
1.3. 劳里亚-布伦斯特德酸碱理论劳里亚-布伦斯特德酸碱理论认为，酸是能够给出质子的物质，碱是能够接受质子的物质。
这一理论是基于溶液中氢离子的转移过程。
例如，醋酸（CH3COOH）是酸，氨水（NH4OH）是碱。
2. 酸碱的性质酸和碱在许多性质上有明显的区别。
2.1. 酸的性质酸的特点包括酸味、导电性、与金属反应产生氢气等。
酸溶液的pH值小于7，酸溶液能够中和碱。
2.2. 碱的性质碱的特点包括苦味、导电性、与酸反应产生盐和水等。
碱溶液的pH值大于7，碱溶液能够中和酸。
3. 酸碱计算在化学实验和分析中，我们常常需要进行酸碱的计算。
3.1. 浓度计算浓度计算是指根据已知物质的质量或体积以及物质的摩尔质量或摩尔体积，计算出溶液的浓度的过程。
例如，我们可以根据已知溶质的质量和溶液的体积计算出溶液的质量浓度、摩尔浓度等。
3.2. 酸碱滴定计算酸碱滴定是一种常用的分析方法，它通过滴定溶液中与某种试剂反应的物质来确定溶液中目标物质的含量。
在酸碱滴定计算中，我们需要根据溶液的反应方程式、滴定剂的浓度以及化学计量关系，计算出溶液中目标物质的含量。
4. 应用举例化学酸碱理论及酸碱计算在许多领域都有广泛的应用。
酸碱理论
二、布朗斯特酸碱理论——质子理论 酸: 能给出质子的分子或离子， 即质子给予体。 碱: 能接受质子的分子或离子， 即质子接受体。 A(酸) B(碱) ＋ H＋
质子给予体
质子接受体
酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质 子传递。
酸1
碱2
酸2
碱1
酸 CH3CH3 CH2=CH2
pKa 51 44 33 25 15.9 15.7 9.95 6.36 4.76 -1.74
● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭
酸越弱
● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对
较弱的酸和碱的方向进行 ● 对于某些物种，是酸是碱取决于参与的具 体反应
H2 SO4 H HSO4
酸
碱
2
HSO4 H SO4
酸 理论优缺点 碱
优点：扩大了酸碱的范围，可适用于非水溶液 缺点：对于无质子参加的反应不适用
第三节 有机化学中的酸碱理论 一、酸碱电离理论 酸：在水中电离出的阳离子全部为H +的化合物 H2SO4 = HSO4 + H + 碱：在水中电离出的阴离子全部为OH 的化合物 NaOH = Na + OH
+ -
酸碱反应的实质： H + OH = H2O 理论缺陷： 酸碱仅限于含H 和OH 的物质 酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系
三、路易斯酸碱理论——电子理论 酸:电子对接受体； 碱:电子对的给予体。 酸碱反应的实质是形成配位键的过程，得到一个酸碱加合物。
Байду номын сангаас
碱
酸
酸碱加合物 H3N
H3O +
H3N : + BF3
化学酸碱理论及其在生活中的应用
化学酸碱理论及其在生活中的应用酸碱理论是化学学科中的一个重要分支，旨在解释酸碱反应的原理和性质。
本文将介绍酸碱理论的基本概念，并探讨其在我们日常生活中的一些常见应用。
一、酸碱理论的基本概念酸碱理论最早起源于18世纪，经历了许多学者的研究和完善。
目前，最为广泛接受的酸碱理论是布朗斯特勃里涅纳（Bronsted-Lowry）酸碱理论。
该理论将酸定义为能够向其他物质提供质子（H+）的物质，将碱定义为能够接受质子的物质。
根据布朗斯特勃里涅纳酸碱理论，我们可以将酸碱反应分为酸和碱相互中和的过程。
在酸碱中和反应中，酸会将质子转移给碱，从而形成盐和水。
这种酸碱中和反应在许多日常生活中都有着广泛的应用。
二、酸碱理论在生活中的应用1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是酸碱理论在生活中最直接应用的体现之一。
例如，我们常见的胃酸和胃碱中和反应能够促进食物的消化。
此外，柠檬汁的酸性可以中和蚊虫叮咬的碱性分泌物，减轻痒感。
酸碱中和反应还可以用于调节土壤的酸碱度，改善植物生长环境。
2. 酸碱指示剂酸碱指示剂可以根据物质的颜色变化来判断溶液的酸碱性。
常见的酸碱指示剂包括酚酞、溴酚蓝等。
通过酸碱指示剂，我们可以方便地测试饮用水、泳池水等液体的酸碱度，确保水质安全。
3. 酸碱腐蚀酸碱的强腐蚀性使得它们在清洗和去除污垢方面有着广泛的应用。
例如，我们常使用酸性清洁剂清洗厕所、厨房等。
此外，酸碱性也会影响金属的腐蚀速度，我们可以利用酸碱理论来防止和控制金属材料的腐蚀。
4. 酸碱物质的储存与运输酸碱物质具有一定的危险性，因此在储存和运输过程中需要特殊的设施和措施。
例如，浓硫酸需要存放在特殊的酸柜中以防止泄漏和腐蚀其他物品。
酸洗液等酸性物质的运输也需要严格的包装和操作措施。
5. 酸碱在腌制食品中的应用酸碱性物质在食品腌制中起着重要作用。
例如，我们常用的醋和柠檬汁作为酸性调味剂可以延长食品的保鲜期，并赋予其特殊的风味。
此外，酸碱也可以调整食品的口感和口感。
酸碱理论
1963年，皮尔逊提出软硬酸碱理论（HSAB理论） 年 皮尔逊提出软硬酸碱理论（ 理论） 理论
1. 定义 2. 内容
•硬酸：原子体积小，正电荷高，极化性低的特点 ，即外层 硬酸：原子体积小，正电荷高，极化性低的特点 硬酸 电子抓得紧。包括ⅠA ⅡA、ⅢA、ⅢB、 ⅠA、 锕系阳离子； 电子抓得紧。包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅢB、镧、锕系阳离子； 较高氧化态的轻d过渡金属阳离子， 较高氧化态的轻d过渡金属阳离子，如Fe3+、Cr3+、Si4+ •软酸：体积大，正电荷低或等于0，极化性高的特点 ，即外 软酸：体积大，正电荷低或等于 ，极化性高的特点 软酸 层电子抓得松，包括较低氧化态的过渡金属阳离子和较重过 层电子抓得松，包括较低氧化态的过渡金属阳离子和较重过 渡金属。 渡金属。如Cu+ Hg+ Cd2+ •硬碱：特点：极化性低，电负性高，难氧化，也就是外层电 硬碱：特点：极化性低，电负性高，难氧化， 硬碱 子抓得紧，难失去， 子抓得紧，难失去，如F- NH3 NO3•软碱：特点：极化性高，电负性低，易氧化， 如 I- H 软碱：特点：极化性高，电负性低，易氧化， 软碱 CO R2S
(路易斯酸 +
• 摆脱了溶剂或离子的限制， 优：摆脱了溶剂或离子的限制，适用于 物质的普遍组分， 物质的普遍组分，被广泛采用
（1.） 路易斯酸的分类 ） 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和 ★ 配位化合物中的金属阳离子，例如 [Cu(NH3)4]2+中的 3+离子和 2+离子。 中的Fe 离子和Cu 离子。
(3.) 酸碱反应的基本类型
A + :B A—B 配位反应
第一类反应叫配合物形成反应 是最简单的一类路 第一类反应叫配合物形成反应, 配合物形成反应 易斯酸碱反应，或是酸与碱在惰性溶剂中发生的反应， 易斯酸碱反应，或是酸与碱在惰性溶剂中发生的反应， 或是反应物与溶剂本身的反应，或发生在气相的反应： 或是反应物与溶剂本身的反应，或发生在气相的反应：
酸碱理论
介电常数ε----物质相对于真空来说增加电容器 电容能力的度量。
介电常数ε随分子偶极矩和可极化性的增大而增大。在 化学中，介电常数是溶剂的一个重要性质，它表征溶 剂对溶质分子溶剂化以及隔开离子的能力， 即介电常数大的溶剂，隔开离子的能力大，溶剂化能 力也较强。
质子溶剂带有一个或多个酸性氢； 阳离子与溶剂分子的孤对电子作用而得到稳定； 阴离子靠氢键得到稳定； 质子溶剂对SN1反应是有利的。
非质子极性溶剂，如CH3CN，DMF，DMSO等。非质子极性溶剂 能使阳离子，特别是金属阳离子溶剂化。同时，也由于此类 溶剂中溶剂本身不易给出质子，又有很强的溶解能力（氯化 铬，氯化锌，氯化锰，氯化钾等无机盐可以溶解在CH3CN， DMSO，DMF中）,故在有机电化学中应用较多. 非质子极性溶剂不易给出质子，但介电常数和分子极性都很 大，分子的负电荷端大多露在外部，正电荷端包在内部，对 负离子很少溶剂化。因此非质子极性溶剂对SN2反应是有利 的，而且也适用于强碱参与的反应。
凡能从碱接受电子对的物种称作酸。
因此，Lewis酸也叫电子对接受体， Lewis碱也叫电子对给予体。 在Lewis酸碱反应中，Lewis酸应该有空的价轨道，这种 轨道可以是轨道，也可以是轨道。而Lewis碱应该有多 余的电子对，这些电子可以是电子，也可以是电子.
4. 有机反应中的溶剂效应
溶剂对反应速率、化学平衡以及反应机理的影响称为溶剂 效应。 它主要通过溶剂的极性以及氢键、酸碱性等产生作用。 按照溶剂与溶质间的相互作用力性质的不同，可将溶剂 效应分为
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5.1 酸碱理论及其发展
5.1.1阿累尼乌斯(Arrhenius)电离理论
1887年Arrhenius提出，凡是在水溶液中能够电离产生H+ 的物质叫酸(acid)，能电离产生OH－的物质叫碱(base)，酸和碱的反应称为中和反应，酸碱反应的产物主要是作为溶剂的水和盐类。
酸碱发生中和反应生成盐和水：
NaOH + HAc NaAc + H2O
反应的实质是：H+ + OH－= H2O
根据电离学说，酸碱的强度用电离度α来表示。
对于弱电解质而言，在水溶液中仅仅是部分电离，
电离度：表示弱电解质达到电离平衡时的电离的百分数。
设HA为一元酸，它在水溶液中存在如下平衡HA H + + A－
电离度定义为
式中：c HA 表示一元弱酸的分析浓度(或总浓度)；[HA] 表示平衡浓度
在c HA一定的条件下，a值愈大，表示弱酸电离得愈多，说明该酸愈强。
K a，K b的意义：
①K a（或K b）值可以衡量弱酸（碱）的相对强弱，K值≤10－4认为是弱的。
10－2～K～10－3中强电解质（可以实验测得）
②同一温度下，不论弱电解质浓度如何改变，电离常数基本保持不变。
③K a，K b随温度而改变，（影响较小，一般可忽略）
Ka与α的关系：
以HA为例，初始浓度为C
HA A－+ H+
初始 c 0 0
平衡 c(1－α) cα cα
若c/Ka≤500时，1－α≈1
cα2＝K a
稀释定律
T 一定时，稀释弱电解质，c↘，α↗；反之c↗，α↘，Ka是常数。
人们把水溶液中氢离子的浓度定义为酸度，作为在酸碱反应中起作用大小的标志。
pH= －lg[H+]
电离理论的局限性：只适用于水溶液。
5.1.2酸碱质子理论
1923年由布朗斯台德(Brфnsted)提出。
根据质子理论，凡是能给出质子(H+)的物质是酸；凡是能接受质子(H+)的物质是碱，它们之间的关系可用下式表示之：
酸质子＋碱
例如：
HA H+ + A－
酸碱相互依存的关系叫作共轭关系。
上式中的HA是A－的共轭酸；A－是HA的共轭碱。
HA
－A－称为共轭酸碱对。
这种因质子得失而互相转变的每一对酸碱，称为共轭酸碱。
因此酸碱可以是中性分子、阳离子或阴离子，只是酸较其共轭碱多一个质子。
如：酸碱
HClO4 H+ +ClO4–
H 2CO3 H+＋HCO3－
HCO 3－ H+＋CO32－3
NH 4+ H+ + NH3
上面各个共轭酸碱对的质子得失反应，称为酸碱半反应。
各种酸碱半反应在溶液中不能单独进行，而是当一种酸给出质子时，溶液中必定有一种碱来接受质子。
酸碱反应的实质——质子的转移。
例如HAc在水溶液中离解时，溶剂水就是接受质子的碱，它们的反应可以表示如下：
其结果是质子从HAc 转移到H2O，此处溶剂H2O起到了碱的作用，HAc离解得以实现。
为了书写方便，通常将H3O＋写作H＋，故上式简写为：
HAc H＋＋Ac－
水两性，水的质子自递作用：
平衡常数称为水的质子自递常数，即：
K w = [H3O+][OH－]
水合质子H3O+也常常简写作H＋，因此水的质子自递常数常简写作：
K w = [H+][OH－]
这个常数就是水的离子积，在25℃时等于10－14。
于是：
K w = 10－14，pK w ＝14
根据质子理论，酸和碱的中和反应也是一种质子的转移过程，例如：
HCl＋NH3 NH＋Cl－
反应的结果是各反应物转化为它们各自的共轭酸和共轭碱。
5.2 配合物的性质
配位化合物（原称络合物complex compound）简称配合物，是一类有负电荷基团或电中性极性分子同金属或原子相连结着的化合物。
复杂离子在水溶液中较稳定地存在，这个复杂离子称配离子（complex ion），是物质的一种稳定单元，它可以在一定条件下解离为更简单的离子。
复盐（double salt）明矾K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O在水溶液中，可以全部解离成简单的K＋、Al3＋、SO42－，其性质犹如简单的K2SO4、Al2(SO4)3的混合水溶液。
Ag(NH3)2Cl，K2[HgI4]，Ni(CO)4这类“分子化合物”是靠配位键结合起来的，这也是配合物最本质的特点。
配离子与带异电荷的的离子组成中性化合物――配合物。
定义：配合物是由中心离子(或原子)和配位体(阴离子或分子)以配位键的形式结合而成的复
杂离子(或分子)，通常称这种复杂离子为配位单元。
凡是含有配位单元的化合物都称配合物。
（1）配位化合物的组成和命名
配位化合物由一个中心离子、几个配位体以配位键结合而成的。
下面以[Cu(NH3)4]SO4为例。
同理，K4[Fe(CN)6]中，4个K+为外界，Fe2+和CN－共同构成内界。
在配合分子[Co(NH3)3Cl3]中，Co3+、NH3和Cl－全都处于内界，是很难离解的中性分子，它没有外界。
①中心离子(或原子)（central ion or central atom）
根据配位键的形成条件：原子（或离子）必须有空轨道，以接受孤对电子。
一般是金属正离子或原子，（大多数是过渡金属，极少数是负氧化态），少数高氧化态的非金属元素。
②配位体（ligand）
在内界中与中心离子结合的，含有孤对电子的中性分子或阴离子叫做配位体。
在形成配位键时，提供孤对电子的原子称为配位原子。
如NH3――配位体，N――配位原子。
配位体有阴离子，如X－(卤素离子)，OH－，SCN－，CN－，RCOO－(羧酸根离子)，C2O42－，PO43－等；也可以是中性分子，如H
O，NH3，CO，醇，胺，醚等。
2
只含有一个配位原子的配位体称为单齿（基）配位体（unidentate ligand），如H2O，NH3；应含有两个或两个以上配位原子并同时与一个中心离子形成配位键的配位体，称多基配位体（multidentate ligand）。
如乙二胺H2N-CH2-CH2-NH2(简写作en)及草酸根等。
多基配位体能和中心离子(原子)M形成环状结构，象螃蟹的双螯钳住东西起螯合作用一样，因此称这种多基配位体为螯合剂。
有些配位体虽然也具有两个或多个配位原子，但在一定条件下，仅有一种配位原子与金属配位，叫做两可配位体。
如，硝基(—NO2－，以N配位)与亚硝酸根(—O—N＝O－，以O配位)，又如硫氰根(SCN－，以S配位)与异硫氰根(NCS－，以N配位)。
配位体中多数是向中心离子(或原子)提供孤电子对，但有些没有孤电子对的配位体却能提供出π键上的电子，例如乙烯(C2H4)、环戊二烯离子(C5H5－)、苯（C6H6）等。
③配位数（coordination number）
与中心离子直接以配位键结合的配位原子数目称为中心离子的配位数，配位键个数。
单基配位体：中心离子的配位数=配位体数目。
多基配位体：配位数=配位体的数目与齿数相乘。
中心离子的配位数一般为2，4，6，8等，其中最常见的是4和6。
影响配位数的因素有：
1）中心离子的电荷数：电荷越高吸引配位体的数目越多；
2）中心离子的半径：半径大，可容纳的配位体多，配位数也增大。
3）温度升高时，常使配位数减小。
④配离子的电荷。