化學原理啟迪160
1. 要瞭解水如何扮演「鹼base」的角色，我們必須知道水分子的氧有2對未與其他原子共享的「電子對」，其中任何一對都可以和「H+氫離子」形成共價鍵。當氣體的「HCl」溶解在水中，會出現以下的反應：
2. 特別留意，質子從「HCl」分子轉移到「H2O」分子形成「H3O+」，「H3O+」稱為「hydronium ion 鋞離子」。
3. 一般溶解在水中的反應可寫成下面7.1的方程式
以上方程式特別強調，極性水分子從酸身上抓走質子的動作。
4. 特別注意，「共軛鹼 conjugate base」是「酸」失去「質子」之後剩下來的東西。「共軛酸conjugate acid」的形成是因為「質子」轉移到「鹼」身上。
5. 「共軛酸鹼對 conjugate acid-base pair」由2個互相提供與接受質子的物質組成。在上面的方程式中，有二組共軛酸鹼對：HA、A－，以及H2O和H3O+。
6. 這個方程式顯示出，2個鹼「H2O」和「A－」互相競爭「質子proton」。
7. 如果「H2O」的鹼性比「A－」強，也就是「H2O水」分子對「質子」的吸引力比「A－」強，那麼這個平衡就會往右移，大部分溶解於水的酸會解離成離子的形式。
8. 相反地，如果「A－」的鹼性比「H2O」強，平衡位置就會往左移。在這種情況下，反應平衡時，大部分溶解的酸會是HA。
9. 反應7.1的平衡方程式的常數是：
Ka是「酸的解離常數acid dissociation constant」。「H3O+」、「H+」都是指水合的「質子」。
10. 平衡方程式經常省略純固體或純液體，因為它們的活性是1。所以我們假設，溶解酸的稀釋溶液中，水的活性是1。所以我們省略「水」，沒有放在平衡的方程式中，Ka的平衡方程就可以寫成下面這個簡單的游離反應：
HA(aq)←→H+(aq)+A－(aq)
11. 不要忘了，水在游離的過程中扮演中要的角色：
12. Ka是「質子從『HA』身上移走，變成共軛鹼『A－』」反應的平衡常數。Ka這個平衡常數專指這種「酸反應」。
13. 布忍斯特-勞萊定義不受限於溶液；它也能解釋氣相反應。舉例來說，在「擴散理論」中有關氣體「氯化氫HCl」與「氨NH3」的反應：
NH3(g)+HCl(g)→NH4Cl(s)
14. 在這個反應中，「氯化氫HCl」提供質子給「氨NH3」，下面用路易斯結構說明這個反應：
15. 特別注意，這個酸鹼反應符合「布忍斯特-勞萊」定義，卻不符合阿瑞尼士的觀念。
n 翻譯編寫Steven S. Zumdahl 《Chemical Principles》
徐弘毅：
1. 布忍斯特—勞萊酸鹼定義：酸，提供質子；鹼接，受質子。
2. 酸，吐出質子之後，留下一個可能吸引質子的空位，所以，具有鹼性，稱為「共軛鹼」。鹼，接受質子之後，變成有能力提供質子的分子，所以具有酸性，稱為「共軛酸」。
3. 化學平衡，並不是靜止不動，而是正反應與逆反應同時進行，比賽反應速度，最後達到速率相等的狀態。
4. 一個酸鹼反應，反應物中有鹼，產物中也有鹼（共軛鹼）。所以，像這樣的酸鹼反應：HA(aq)+ H2O(l)→H3O+(aq)+ A－(aq) 。2個鹼「H2O」和「A－」會互相競爭「質子proton」
5. 如果「H2O」的鹼性比「A－」強，也就是「H2O水」分子對「質子」的吸引力比「A－」強，那麼這個平衡就會往右移，大部分溶解於水的酸會解離成離子的形式。
6. 因此，強酸溶解於水中反應，強酸解離產生的「共軛鹼」，鹼性低於「水」。例如，強酸H2SO4溶解於水中，解離產生「HSO4－」，鹼性低於「水」，實際上，「HSO4－」還有能力再二次解離，繼續提供質子，也就是它還帶有酸性。
7. 相反地，如果「A－」的鹼性比「H2O」強，平衡位置就會往左移。在這種情況下，反應平衡時，大部分溶解的酸會是「HA」。
8. 因此，弱酸溶解於水中的反應，弱酸解離產生的「共軛鹼」，鹼性高於「水」。例如，「醋酸CH3COOH」溶解於「水」中，解離產生的「CH3COO－」，鹼性高於「水」。
9. 酸鹼反應的化學平衡，並不是指溶液變成中性，平衡的溶液可能是酸性，也可能是鹼性，依據「反應物」與「產物」吐出質子或搶奪質子的能力來決定，
10. 酸的解離常數，就是「反應物」與「產物」達成平衡時的比較值：Ka=[H3O+][A－]/[HA]。
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