一共有六種:

1,。Arrhenius理論，也叫“水-離子理論”

定義：凡是水溶液中產(chǎn)生H+離子的物質就叫酸,，產(chǎn)生OH-離子的就叫堿,。

重要性及優(yōu)點：是建立在電離理論之上,，大眾最熟知的經(jīng)典酸堿理論,。建立了對酸堿強度的定量描述,；適用于pH計算、電離度計算,、緩沖溶液計算,、溶解度計算。

缺點：不能說明Ac-,，F(xiàn)-,，(CO3)2-,，NH3也是堿,；不能說明NH3與HCl是酸堿反應；錯誤的認為水中有“NH4OH”這種物質,；不能說明非水質子溶劑(液NH3,，液HF)和非質子溶劑(液SO3，液N2O4,，液BrF3)中的酸堿反應,；不能說明無溶劑體系的酸堿反應(固體BaO和液態(tài)或氣態(tài)SO3反應生成固體BaSO4)

2,。Brownst-Lowry理論，也叫“質子理論”

定義：任何能釋放出質子的物質叫酸,，任何能結合質子的物質叫堿,。

酸＝堿 + 質子(H+)

重要性及優(yōu)點：提出了“共扼酸堿對”的概念；將酸堿概念從“水體系”推廣到“質子體系”,。

缺點：不能用于非質子溶劑體系

3,。溶劑體系理論

定義：凡是在溶劑中產(chǎn)生該溶劑的特征陽離子的溶質叫酸，產(chǎn)生該溶劑的特征陰離子的 溶質叫堿,。

重要性及優(yōu)點：典型的自偶電離,；將酸堿理論從“質子體系”推廣到“非質子體系”；能很好的說明以下反應

①Fe3+ + HCO3- --> Fe(OH)3 + CO2 (未配平)

②乙酸 + KH --> H2 + 乙酸鉀

③NH4Cl + KNH2 --> KCl + NH3 (未配平)

④SbF5 + KF --> KSbF6 (液態(tài)BrF3體系)

⑤SOCl2 + CsSO3 --> CsCl + SO2 (未配平),；適用于非水溶劑體系和超酸體系,。

缺點：只能用于自電離溶劑體系；不能說明在苯,、氯仿,、醚等溶劑體系中的酸堿反應。

4,。Lewis理論,，也叫“電子理論”

定義：凡能提供電子對的物質叫堿，能從堿接受電子對的物質叫酸,。

酸 + 堿: = A:B

重要性及優(yōu)點：能說明不含質子的物質的酸堿性,如金屬陽離子,、缺電子化合物、極性雙鍵分子(典型的羰基分子),、價層可擴展原子化合物(某些P區(qū)元素的配合物),、具有孤對電子的中性分子、含有C=C鍵分子(典型的蔡斯鹽),；應用最為廣泛,。

注意：Lewis堿包括全部Brownst堿，Lewis酸則不一定包括Brownst酸,。

缺點：在判斷酸堿強度時,，電子理論和質子理論有部分沖突，如對Zn2+的判斷

5,。Lux理論,，也叫“氧負離子理論”

定義：能接受氧負離子O2-的物質是酸，能提供氧負離子的物質是堿,。

酸＝堿 + O2-

重要性及優(yōu)點：適用高溫氧化物反應,，在冶金、玻璃陶瓷、硅酸鹽工業(yè)中有很重要的作用,。

缺點：適用面較小

6,。HSAB理論，也叫“硬軟酸堿理論”

注意：準確說并不能和前5種理論放在并列的位置,，它只是Lewis理論的延伸或說是特殊情況,。

定義：(Lewis理論的延伸)

分類：(內容比較多在此就不多說，請自己找書看吧)

重要性及優(yōu)點：主要用于討論金屬離子的配合物體系,；預言反應方向,；預言配合物穩(wěn)定性；合理解釋Goldschmidt規(guī)則(地球化學),。

缺點：暫無