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[注解与辨疑j]如何理解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念及其导电性
【等当点】在容量分析中，用标准溶液和被测溶液进行滴定时，当反应达到完全时，两者以等当量作用，这一点称为等当点。在实际操作过程中，常借指示剂的变色或被测溶液中电位的改变来确定滴定的终点，它与等当点不一定完全符合，由此产生的误差叫滴定误差。
另一种重要的核糖是脱氧核糖，分子式C5H10O4，是分子中氢原子数和氧原子数不符合2∶1的一种戊醛糖，它是脱氧核糖核酸(DNA)的重要组成部分。
其中的亲水基团是强极性的磺酸基-SO3Na，憎水基团是非极性的烃基，式中的R—一般是含十个碳以上的直链烷烃基。当R含碳原子太小时憎水亲油作用弱，去油污能力不强。当R含碳原子太多时，在水中的溶解度会下降。常用洗衣粉中的主要成分为十二烷基苯磺酸钠。合成洗涤剂比肥皂有更强的去污能力，而且浸润、乳化能力都很强，其钙盐、镁盐都可溶，不受硬水影响，在盐水和酸溶液中也不分解。因此，合成洗涤剂的生产发展迅速，除作家庭洗涤剂外，还广泛用于纺织、印染、制革、选矿、金属加工及化妆品等工业部门。它们以石油产品为原料，通过以下反应制备。
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。
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
3. 弱电解质(弱酸、弱碱和个别盐类)在水溶液中仅部分电离，分子和离子之间存在电离平衡。所以电离方程式中常用
4.在电离方程式中，阳离子带的正电荷总数和阴离子带的负电荷总数的绝对值相等。
5.电解质在水溶液中电离出的离子，都以水合离子的形式存在。例如，电离出的H＋离子主要以H3O＋([H·H2O]＋)等形式存在于水溶液中。由于不能确定水分子的数目，有时用符号H＋(aq)表不水合的氢离子。为了简便，在通常的电离方程式中仍然用简单离子符号书写，如H＋、K＋、Cl－等。
【离子方程式】用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。它不仅表示一定物质间的某个反应，而且表示了所有同一类型的离子反应。
②可溶性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐)用离子符号表示，其它物质仍用分子式表示。微溶的强电解质应看其是否主要以自由离子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)2写离子符号，石灰乳中的Ca(OH)2用分子式表示。
各种类型的离子方程式可按下列方法书写：①络合反应、盐类的水解反应应直接写离子方程式。例如，氯化铁溶液跟硫溶液反应：
②简单的复分解反应可直接写出离子方程式。注意：当反应物一边或生成物一边有多种物质需用分子式表示时，应当写全，不可遗漏。例如，氢氧化钡与硫酸铵溶液共热：
可溶性酸式盐跟强碱的反应比较复杂，应按基本步骤书写，否则易出错误。例如，磷酸二氢钙溶液与足量烧碱溶液反应，以下离子方程式是错误的：
③氧化还原类型的离子反应应按基本步骤书写，否则会出现多种错误。例如，铁跟氯化铁溶液反应，以下写法是错误的(两边电荷不等)：
(1)把易溶的强电解质写成离子形式，难溶物质、弱电解质以及气体、单质、氧化物都用化学式表示，再删去没有参加反应的离子。
(2)书写离子方程式时要遵循质量守恒定律和离子电荷守恒(即离子方程式两边离子的电荷总数相同)的原则。例如，Fe2＋＋Cl2=Fe3＋＋2Cl－是错的，应改正为2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－
(3)盐类水解是酸碱中和反应的逆反应，一般不能进行到底，所以盐类水解的离子方程式常用
3.固体电解质之间的反应，如用固体Ca(OH)2和固体NH4Cl制取NH3的反应，一般不用离子方程式，而用化学方程式表系。
（1)电解质在溶液里发生的离子互换反应，属于非氧化-还原反应，反应发生的条件是生成物之一是难溶物质，易挥发性物质或极难电离的物质，这类离子反应的特征一般是朝着减小离子浓度的方向进行。
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】 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。
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
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
(2)当[Mn+]m[Nm-]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[Nm-]nKsp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。
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
式中是γ活度系数，γ1，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。
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。
2.除上述电离外,中性气体分子或原子在高能粒子碰撞或高射线辐照下也会失去部分电子而分别成为分子离子或离子。
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】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。
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。
3、缓冲溶液的缓冲能力是有限的，一般说C酸（或C碱)和C盐的数值较大且浓度相近时能力最大，一般取C酸/C盐或C碱/C盐之值在0.1～10之间。缓冲溶液在工业、农业、医学、化学、生理学方面有重要用途，如土壤、人的血液中都有复杂的缓冲体系，从而保持一定的pH值，使植物正常生长，使人维持正常的生理活动。
Kw即水的离子积。水的离子积反映了在一定温度下水中H+离子和OH-离子的浓度间的关系。在任何水溶液中，水和它的离子（H+，OH-)之间的平衡是一种非常重要的平衡。在稀溶液中水的浓度可近似地看成为常数（近似等于纯水的浓度55.55摩尔/升)，故在任何一种稀溶液中H+离子和OH-离子的浓度关系都服从水的离子积常数公式，[H+][OH-]=10-14。通过Kw，已知H+离子（或OH-离子)的浓度，就可计算出OH-离子（或H+离子)的浓度。
将公式中分子和分母中的“分子数”换成“物质的量”或“物质的量浓度”计算时更为方便。
1、电离度的大小由电解质本身的性质及外界条件决定。对于同一种电解质，温度越高、溶液越稀电离度越大。在温度和浓度相同的条件下，可根据电离度的大小比较不同弱电解质的相对强弱——电离度大的电解质相对较强。电离度常用于弱酸、弱碱的pH值计算。
2、对于弱电解质来说,用相同温度和相同浓度的电解质的电离度数据可以量度和比较弱电解质的相对强弱。一般电离度都是在25C的值。
式中C是溶液的浓度。如果电解质很弱，电离度α很小,则分母1-α=1,上式可以简化为K=Cα2,可见，电离度随溶液的稀释而增大。这种变化规律叫做稀释定律,它不适用于强电解质；对于多元弱酸或多元弱碱,稀释定律只适用于它们的一级电离。
4、强电解质在稀溶液中完全电离（α=100%)。但是，由于离子浓度大,离子间距离小，强烈的静电作用限制离子的自由移动。再加上同性相斥,异性相吸,使正离子周围有很多负离子,在负离子的周围有很多正离子,使它们在通电时向电极方向移动的速度要比无“牵挂”的离子小,所以实际测得的电离度并非100%。这种小于100%的电离度叫做强电解质的表观电离度。它不能真正反映强电解质在溶液中的电离程度。
1、在一般浓度下，弱电解质主要以分子形成存在于溶液中。注意，难溶的弱电解质溶于水的部分存在电离平衡，难溶的强电解质溶于水的部分全部电离，不存在电离平衡。影响电离平衡的因素除了溶质、溶剂的性质外，还有温度、浓度等外界条件。升温或加水稀释都能使电离平衡向正方向移动。
2、电离平衡跟其他化学平衡一样，也是动态平衡。到达平衡时,参与电离平衡的分子和各种离子的浓度都保持不变,但电离和重新结合都仍在进行。
3、这种平衡是有条件的，因而是暂时的、相对的。当条件改变时，原有的平衡将被破坏，逐渐向新条件下的平衡状态方向移动，最后达成新的平衡状态。例如,增大电解质分子的浓度,或减小相应离子的浓度，都会使平衡向电解质分子电离的方向移动； 反之,就会向离子重新结合成分子的方向移动。
【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。
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。
中和滴定时，指示剂用量太多，不但颜色变化不明显，而且可能引起误差，一般在50ml溶液中加2～3滴即可。
【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。
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。
【高分子电解质】有些高分子化合物在溶液中可以离解成离子，称为高分子电解质。其中最重要的就是蛋白质。蛋白质的一个重要特点是，同时具有多个羧基-COOH(在水溶液中可以给出H
离子)，因此蛋白质是一种两性大分子电解质。如果蛋白质在水溶液中分子里的羧基给出的质子被氨基夺去，就形成同时带有正负电荷的两性离子。
【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。
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】在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质,在上述状况下不能导电的化合物叫做非电解质。
1. 电解质在上述情况下所以能导电,是因为电解质发生电离而生成能自由移动的离子。非电解质的溶液和液态的共价化合物不发生电离,不存在自由移动的离子,所以不导电。
2. 一切酸、碱、盐都是电解质。大部分有机化合物是非电解质。水是很弱的电解质。
3. 极性共价化合物的酸类不含有离子。在水溶液里，它们在水分子的作用下电离出自由移动的离子,故能导电。在熔化状态下,它们仍以分子形式存在，所以不能导电。
4. 有些电解质(如水)发生很微弱的电离,在一般实验中不易测出它的导电性。所以根据导电性来判别电解质和非电解质有时不很准确。
【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。
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。
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。
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
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。
【说明】油脂(高级脂肪酸的甘油酯)跟氢氧化钠溶液共热，生成肥皂(高级脂肪酸钠盐)和甘油。所以通常把酯的碱性水解反应叫皂化。酯的碱性水解历程如下：
在上述三步反应中,最后一步实际上是不可逆的,所以酯的碱性水解能趋于完成。
【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。
【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：
(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。
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＋、Hg22－、Cd2＋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－、S2O32－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＋、Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋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。