共軛酸鹼

布朗斯特（Brönsted）和勞萊（Lowry）在1923年提出的質子理論認為，凡是給出質子的任何物質（分子或離子）都是酸；凡是接受質子的任何物質都是鹼。簡單地説，酸是質子的給予體，而鹼是質子的接受體。酸和鹼之間的關係表示如下：

酸 =質子+ 鹼

按照酸鹼質子理論，屬於酸的有：HCl、HAc、

、HPO4^2-等。屬於鹼的有：NH₃、[Al(H₂O)₅OH]²⁺、Cl^-、Ac^-、HPO4^2-、PO₄^3-等。

同時還可以看出，酸和鹼是統一在對質子的關係上：酸放出質子後變成了鹼，而鹼接受質子後就變成了酸。為了表示它們之間的聯繫，常把酸鹼之間的這種關係叫做共軛酸鹼。酸放出質子後形成的鹼，叫做該酸的共軛鹼；鹼接受質子後形成的酸，叫做該鹼的共軛酸。我們把相差一個質子的對應酸鹼，叫做共軛酸鹼。根據酸鹼的質子理論，酸或鹼可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。既有酸的性質又有鹼的性質的物質稱為兩性物質，同理，具有酸的性質又有鹼的性質的溶劑為兩性溶劑。酸或鹼的失去質子或得到質子總是在某種溶劑中進行的，而兩性溶劑分子之間本身就能發生質子的轉移反應，即質子自遞作用。 ^[1] 

按酸鹼質子論，酸和鹼並不是彼此孤立的，而統一在對質子的關係上，這種關係可以表示為：

酸=鹼 + 質子

即，酸給出質子後就成為鹼，鹼接受質子後就變成酸。滿足上述關係的一對酸和鹼稱為共軛酸鹼（conjugate acid-base pair）。

例如HCN-CN^-就構成了一個共軛酸鹼對。HCN是CN^-的共軛酸（conjugate acid），反過來，CN^-是HCN的共軛鹼（conjugate base）。

又如：HClH⁺+ HCl

HCOH+ HCO^-

NHH⁺+ NH

HPOH+ HPO^-

[Al(HO)]H²⁺+ [Al(HO)OH]⁺

從上面幾對共軛酸鹼可看出，質子酸可以是分子，如HCl，可以是陽離子，如NH₄⁺，也可以是陰離子，如HPO₄^2-；質子鹼可以是分子，如NH，可以是陽離子，如[Al(HO)OH]⁺，也可以是陰離子，如HPO^-等。 ^[1] 

根據酸鹼的質子理論，容易放出質子的物質是強酸，而該物質放出質子後就不容易形成鹼，同質子結合能力弱，因而是弱的鹼。換言之，酸越強，它的共軛鹼就越弱；反之，鹼越強，它的共軛酸就越弱。

根據酸鹼質子理論，酸鹼在溶液中所表現出來的強度，不僅與酸鹼的本性有關，也與溶劑的本性有關。我們所能測定的是酸鹼在一定溶劑中表現出來的相對強度。同一種酸或鹼，如果溶於不同的溶劑，它們所表現的相對強度就不同。例如HAc在水中表現為弱酸，但在液氨中表現為強酸，這是因為液氨奪取質子的能力（即鹼性）比水要強得多。這種現象進一步説明了酸鹼強度的相對性。 ^[1] 

酸鹼質子理論擴大了酸鹼的含義及酸鹼反應的範圍，擺脱了酸鹼必須發生在水中的侷限性，解決了非水溶液或氣體間的酸鹼反應，並把在水溶液中進行的解離、中和、水解等類反應概況為一類反應，即質子傳遞式的酸鹼反應。但是，質子理論只限於質子的放出和接受，所以必須含有氫，不能解釋不含氫的一類化合物的反應。它包含了所有鹼性的物質，是仍限制在含氫基礎上。 ^[2] 

與電離理論最大的不同在於，質子理論裏面只有酸鹼的概念，而沒有鹽的概念。因此，在緩衝溶液中，緩衝對即為一對共軛酸鹼對。實際上應用共軛酸鹼對的概念，緩衝溶液可以只分成兩類，即弱酸及其共軛鹼和弱鹼及其共軛酸兩類。此外，在高濃度的強酸強鹼溶液中，由於H⁺或OH^-的濃度本來就很高，外加少量酸或鹼不會對溶液的酸度產生太大的影響，在這種情況下，強酸強鹼也是緩衝溶液，它們主要是高酸度（pH<2）和高鹼度（pH>12）時的緩衝溶液。 ^[2] 

以HB—B^-緩衝溶液體系為例，HB和B^-的起始濃度很大，體系中存在共軛酸HB和它的共軛鹼。根據酸鹼反應的原則，不難知道，如果向此溶液中加入少量強酸時，溶液中的共軛鹼可以接受H⁺，生成HB，從而抵抗H⁺對pH的影響。如果向此溶液中加入少量強鹼時，溶液中的共軛酸HB可以接受羥基，生成B，從而抵抗OH對pH的影響。因為共軛酸鹼對的存在，所以可以抵抗少量外加酸鹼，從而保持緩衝溶液的pH值基本不變。 ^[2] 

實際工作中需要製備某一pH值的緩衝溶液時，可按下列步驟進行：

按照電離理論，選擇一種緩衝對，使其中弱酸（或弱鹼）的pKa（或pKb）與所需要的pH（或pOH）相等或相近，如pKa或（pKb）與所需要的pH（或pOH）值不完全相等時，則按所要求的pH（或pOH）值，利用緩衝方程式，計算出所需的弱酸（或弱鹼）和鹽的濃度比。按照質子理論，僅僅將“鹽”換成“共軛鹼”（或“共軛酸”）而已。 ^[2]