氢卤酸的酸性强弱排列(酸的酸性强度排列)

01

普通酸.根据酸度强度分类

传统上，根据酸的电离能力，可将其大致分为以下三类:

1.强酸:如盐酸、氢溴酸、氢碘酸、硫酸、硝酸、高氯酸等。

2.中强酸:如亚硫酸、磷酸、氢氟酸等。

3.弱酸:如醋酸、碳酸、硫酸氢盐和次氯酸。

02

酸强度的变化规律

酸的强弱是由酸本身的组成和结构决定的，体现在它的电离能力上。

1.厌氧酸中心元素的原子半径越大，其非金属性越弱，对氢原子的吸引力越弱，酸越容易电离氢离子，酸性越强。例如，卤酸的酸度:HF

2.含氧酸含氧酸的酸性比较复杂，主要有以下规律:

(1)化合价相同的不同元素作为中心原子。中心原子的原子半径越小，非金属越强，酸性越强。比如次卤酸(HXO)的酸度:HCLO >；HBrO & gtHIO；卤酸(HXO2)的酸度:HCLO 2 >；HBrO2 & gtHIO2氢卤酸(HXO3)酸度:HCLO 3 >:hbro 3 & gt；三氧化硫.

(2)与中心原子相同的元素，中心元素的化合价越高，酸性越强。比如酸度:HCLO 4 >；HClO3 & gtHClO2 & gtHClO，H2SO4 & gt硫酸.

(3)非金属越强，最高价氧化物对应的水合物酸性越强。比如酸度:HCLO 4 >；H2SO4 & gtH3PO4 & gtH4SiO4 .

(4)酸分子中不与氢原子相连的氧原子越多，酸性越强。美国化学家鲍林从实验中总结出一条经验规律。他用通式将含氧酸表示为(HO)mROn，其中n是非羟基氧原子(即不与氢相连的氧原子)的数目，n越大，酸性越强。例如:

HClO4 (HO)ClO3 n=3是一种非常强的酸。

HClO3 (HO)ClO2 n=2强酸

H2SO4 3 (HO) 2SoN = 1中的强酸

HNO 2(HO)NO n = 1中强酸

H3BO3 (HO)3B n=0弱酸

HClO (HO)Cl n=0弱酸

事实证明，鲍林经验定律适用于大多数含氧酸。其实以上几点是相互联系，不可分割的。例如，如果一个中心原子具有更高的化合价，它可能与更多的原子形成配位键；中心原子带的正电荷越多，中心原子的半径就越小。一般来说，它吸引电子的能力越强，酸性越强，反之亦然。

3.羧酸的酸度

乙酸及其同系物酸性变化的规律是碳原子越多，酸性越弱。

03

酸强度定律的应用

根据中学化学的要求，学生在复习高三化学时，必须理解并熟练记忆以下酸强度变化的大致规律:

H2SO4 & gtHF & gtH4SiO4

硝酸& gtH2SO3 & gtCH3COOH & gtH2CO3 & gt高氯酸铝

HCl & gtH3PO4 & gtC6H5OH

先说这个定律的重要应用。

1.离子浓度比较型

利用酸强度定律，可以比较一定条件下酸溶液的PH值、电导率和化学性质。

反应速率等问题的实质是根据酸强度定律确定溶液中相应的离子浓度。

例1。两种等体积的溶液(A盐酸和B乙酸)具有相同的1。PH值分别与锌反应。如果锌残留在最后的溶液中，释放出同样多的氢气，正确的判断是()。

①反应所需时间A & gtB 2初始反应速率A & gtB

③参与反应的锌的质量为A=B，④整个反应阶段的平均速率为B >；A

⑤盐酸中有残留锌⑤醋酸溶液中有残留锌。

a、③④⑤ B、①③⑥ C、②③⑥ D、②③⑤⑥

解析:两种溶液的pH值相同，即溶液中的氢离子浓度在开始时相同，反应的初始速率也相同；乙酸是一种弱酸，并且

在锌的反应过程中，氢离子可以不断电离，氢离子浓度比在盐酸中高，平均反应速率更高，释放等量氢气所需时间比在盐酸中少。随着气体的释放，锌的消耗量必须相等；根据酸性HCl >: CH3COOH，当PH值相同时，两种酸的量与浓度的关系为[ch 3c ooh]>；[HCl]，两种溶液的体积相同，锌只能全部留在盐酸中，所以应选择A。

2.强弱交换利用类型

化学反应中有一个重要规律:强酸造就弱酸。需要注意的是，这里的“强”和“弱”是相对的。这一规律在实验室中被用来通过盐酸与石灰石的反应产生二氧化碳，通过硫酸与亚硫酸钠的反应产生二氧化硫，通过稀硫酸或盐酸与硫化亚铁的反应产生硫化氢。这个规律有很多重要的应用，比如判断酸和盐之间的反应能否发生，实现指定物质之间的转化等。

例2。过量的CO2被引入下面的溶液中，最终会产生沉淀()。

a、Na2SiO3饱和溶液B、苯酚钠饱和溶液

c、CH3COONa的饱和溶液d、CaCl2的饱和溶液。

分析:硅酸和苯酚的酸性比碳酸弱，在Na2SiO3和苯酚钠的饱和溶液中通入过量的CO2会析出硅酸沉淀和苯酚沉淀；而CH3COOH和HCl的酸性比碳酸强，CO2通入CH3COONa饱和溶液和CaCl2饱和溶液中不会沉淀，所以选择A和B..

3.逆向思维应用类型

酸越弱，酸越难电离氢离子和酸根离子。反之，则意味着离子化的酸根更容易与氢离子结合，体现在弱酸盐容易水解，酸越弱，其相应的盐水解能力越强(同等条件下)。弱酸很难电离，所以在写离子方程式时，弱酸分子不能分解成离子，氢离子和弱酸根不能在溶液中大量共存。

例3。在Na2SO4、Na2SO3和Na2CO3溶液中，已知[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]。试比较三种溶液中钠离子的浓度。

解析:酸度:H2SO3 > H2CO3，在相同条件下，CO32-的水解程度大于SO32-，而SO42-不水解，所以当[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]三种溶液中，必然有[na2co 3]>:[na2so 3]& gt；【Na2SO4】，可以找到答案。

4.设计类型的综合应用

酸强度定律还可广泛应用于实验设计的综合问题，如混合物的分离提纯、物质的检验、实验证明等。

例4:试设计一个分离醋酸、苯酚、苯混合溶液的实验方案。

分析:分析了三种物质的性质，采用了以退为进的思路。确定先加入NaOH溶液，使乙酸和苯酚转化为易溶于水的离子化合物，分液得到苯。然后通入足量的CO2，碳酸的酸性比苯酚强，使苯酚钠转化为苯酚，分液后提取。最后在残液中加入浓硫酸，蒸馏即可得到醋酸。

以下问题留给学生练习:

1.如何去除CO2中的少量HCl和SO2？

2.实验证明苯酚具有弱酸性。

3.只用蒸馏水和PH试纸区分两瓶PH=2的盐酸和醋酸的无色溶液。

酸碱中和滴定

(1)实验原理

利用已知浓度的酸碱中和反应测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液，待测氢氧化钠溶液中物质的浓度为:

(2)实验用品

蒸馏水、0.1000mol/L盐酸溶液、0.1000mol/L NaOH溶液、酚酞指示剂和甲基橙指示剂；酸度计、锥形瓶、烧杯、酸碱滴定管、滴定管夹、铁架。

(3)实验装置

(4)实验步骤

(1)滴定前的准备:

滴定管:检漏→水洗→润洗→充液→除气泡→调整液位→记录初始读数；

锥形瓶:水洗→装液→滴指示剂。

②滴定:

左手控制滴定管，右手不停晃动锥形瓶，眼睛盯着锥形瓶内溶液的颜色变化。酸碱中和滴定开始时和达到滴定终点后，测试和记录pH值的间隔可稍大，如每加5 ~ 10 ml酸(或碱)测试和记录一次；临近滴定结束时，测试和记录pH值的时间间隔应该很短，每滴应加入一滴。

③数据处理:

(5)实验滴定

注意:

①最后一滴:必须说明是“最后一滴”的解决方案。

②颜色变化:溶液滴完“最后一滴”后溶液的“颜色变化”必须说明。

③半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不会恢复原来的颜色”。

④读数时，读出滴定管中凹液面最低点的溶液体积。

(6)数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据计算。重复上述操作两到三次，求所用标准盐酸体积的平均值和待测碱液体积的平均值。

(7)滴定曲线

酸碱滴定曲线是以酸碱中和滴定过程中滴加的酸(或碱)量为横坐标，溶液的pH值为纵坐标，溶液的pH值随滴加的酸(或碱)量而变化的曲线。描述了酸碱中和滴定过程中溶液pH值的变化，酸碱滴定终点附近pH值的突然变化(如上图滴定曲线所示)对于酸碱滴定中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。

02

误差分析

（1）原理，VB是准确量取的待测液的体积，cA是标准溶液的浓度，它们均为定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA大则cB大，VA小则cB小。(1)原理:VB是被精确测量液体的体积，cA是标准溶液的浓度，两者都是定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA越大，cB越大，VA越小。

(2)误差分析

以未知浓度碱溶液的标准酸溶液滴定(酚酞作指示剂)为例，操作不当造成的常见误差有:

步骤

操作

弗吉尼亚烟草

可换股债券

洗涤

酸性滴定管未被标准溶液润湿。

扩大

偏高

碱性滴定管未被待测溶液润湿。

使变小

平的

锥形瓶用待测溶液润湿。

扩大

偏高

锥形瓶清洗后剩余蒸馏水。

未改变的

没有影响

服用液体

测量碱液的滴定管中开始出现气泡，液体排出后气泡消失。

使变小

平的

滴定

酸性滴定管滴定前有气泡，滴定结束气泡消失。

扩大

偏高

摇动锥形瓶时，一些液体溢出。

使变小

平的

酸量管中的部分酸从锥形瓶中滴出。

扩大

偏高

溶液颜色较浅时，酸性溶液滴加过快，滴定停止后，加一滴NaOH溶液，不变。

扩大

偏高

阅读

滴定前正确读数，滴定后向下看(或“前倾后仰”)

使变小

平的

滴定前正确读数，滴定后抬头(或“前倾后仰”)

扩大

偏高

两次滴定之间的体积差异太大。

无法判断

03

酸碱中和滴定法的应用拓展

中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，也适用于氧化还原反应、NaOH和Na2CO3混合溶液与盐酸的反应以及沉淀反应。

(1)氧化还原滴定

①原则:

用氧化剂或还原剂作为滴定剂，直接滴定一些还原性或氧化性物质。

②实例

A.用酸性高锰酸钾溶液滴定H2C2O4溶液

原则:

2mno 4 ++ 6H ++ 5 H2 c2o 4 = = = 10 CO2 ↑+ 2mn 2 ++ 8H2O

指示剂:酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不需要选择指示剂。当滴一滴酸性KMnO4溶液时，溶液由无色变为浅红色，半分钟内不褪色，表明滴定终点已到。

B.用硼氢化钠溶液滴定碘溶液

原则:

2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI

指示剂:以淀粉为指示剂。当滴一滴Na2S2O3溶液时，溶液的蓝色褪色，半分钟内不恢复原来的颜色，说明滴定终点已到。

(2)双指示剂滴定(以NaOH和Na2CO3混合溶液的盐酸滴定为例)

酚酞作为指示剂:NaOH+HCl = = NaCl+H2O。

碳酸钠+盐酸= = =氯化钠+碳酸氢钠

甲基橙作为指示剂:碳酸氢钠+盐酸= =氯化钠+二氧化碳↑+H2O。

(3)沉淀滴定法(利用产生沉淀的反应)

使用最广泛的方法是银含量法，即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl、Br或I的含量..

04

测试标准答案

1.检查滴定管是否漏水。

(1)酸性滴定管:

关闭活塞，在滴定管中加入适量的水，用滴定管夹将滴定管固定在铁架上，观察是否有漏水现象。如果2分钟内没有漏水，将活塞旋转180度，重复上述操作。

②基本滴定管:

在滴定管中加入适量的水，用滴定管夹将滴定管固定在铁架上，观察是否有漏水现象。如果2分钟内没有漏水，轻轻挤压玻璃球，放出少量液体，观察滴定管是否再次漏水。

2.滴定管捕捉气泡的操作

(1)酸性滴定管:

右手将滴定管倾斜30°左右，左手迅速打开活塞使溶液冲出，从而将溶液充满尖口。

②基本滴定管:

弯曲胶管，使玻璃尖端向上倾斜，用两个手指握住胶管，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖端流出，即可将基础滴定管中的气泡驱出。

05

实例分析

某学生想用已知物质的盐酸滴定未知物质的NaOH溶液，选择甲基橙作为指示剂。

(1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手控制酸滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛盯着_ _ _ _ _ _。直到加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并且_ _ _ _。

(2)在下列操作中，可能导致NaOH溶液浓度低的是_ _ _ _。

A.酸性滴定管不经标准盐酸润湿，直接注入标准盐酸。

b .滴定前，用蒸馏水清洗装有NaOH溶液的锥形瓶，不要干燥。

C.酸性滴定管滴定前有气泡，滴定后气泡消失。

d .读取盐酸体积时，滴定开始时向上看，滴定结束时向下看。

(3)如果滴定开始和结束时，酸性滴定管中的液位如所示，起始读数为_ _ _ ml，终止读数为_ _ _ ml，所用盐酸的体积为_ _ _ ml。

【回答】

(1)锥形瓶中溶液的颜色在半分钟内不褪色。

⑵D

(3)0.10 25.90 25.80

[分析]

(1)滴定实验中的标准操作:左控塞子，右摇瓶子，眼睛盯着锥形瓶中溶液的颜色变化。

（2）误差分析应根据。酸式滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着水，可将加入的盐酸稀释，滴定相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高; 待测液的体积一旦确定，倒入锥形瓶后，加蒸馏水不影响OH-的物质的量，也就不影响滴定结果; 若排出气泡，液面下降，故读取的盐酸的体积偏大，结果偏高; 正确读数和错误读数如图所示，使所测结果偏低。(2)错误分析应基于。酸性滴定管未用标准盐酸润湿，内壁有水附着。加入的盐酸可以稀释，同样量的碱可以滴定，所以需要的盐酸体积太大，结果偏高。待测液体体积确定后，加入蒸馏水不会影响OH-的量和滴定结果。如果排出气泡，液面下降，则盐酸读数体积过大，结果过高；图中显示了正确读数和错误读数，导致测量结果偏低。