01

常見酸--按酸性強弱的分類

習慣上，按照酸的電離能力的大小，可将酸大緻分為以下三類：

1.強酸：如鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、硫酸、硝酸、高氯酸等。

2.中強酸：如亞硫酸、磷酸、氫氟酸等。

3.弱酸：如醋酸、碳酸、氫硫酸、次氯酸等。

02

酸的強弱變化規律

酸的強弱是由酸本身的組成和結構決定的，表現在其電離能力的大小上。

1.無氧酸 中心元素的原子半徑越大，非金屬性越弱，對氫原子的吸引能力就越弱，酸就越容易電離出氫離子，酸性越強。例如，氫鹵酸的酸性：HF<HCL<HBR<HI。

2.含氧酸 含氧酸的酸性強弱情況比較複雜，主要有以下幾條規律：

(1)相同化合價的不同元素作中心原子，中心原子的原子半徑越小，非金屬性越強，其酸性越強。例如，次鹵酸(HXO)酸性：HClO>HBrO>HIO;亞鹵酸(HXO2)酸性：HClO2>HBrO2>HIO2;鹵酸(HXO3)酸性：HClO3>HBrO3>HIO3。

(2)同種元素作中心原子，中心元素的化合價越高，酸性越強。例如，酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3。

(3)非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強。例如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4。

(4)酸分子中不與氫原子相連的氧原子數目越多，酸性越強。美國化學家鮑林從實驗中總結出一條經驗規律，他把含氧酸用通式表示為(HO)mROn,其中n為非羟基氧原子(即不與氫相連的氧原子)的數目,n越大,酸性越強.例如:

HClO4 (HO)ClO3 n=3 很強酸

HClO3 (HO)ClO2 n=2 強酸

H2SO3 (HO)2SO n=1 中強酸

HNO2 (HO)NO n=1 中強酸

H3BO3 (HO)3B n=0 弱酸

HClO (HO)Cl n=0 弱酸

事實證明:鮑林的經驗規律對于大多數含氧酸都是适用的。事實上，以上諸點是相互聯系、不可分割的。例如，某中心原子的化合價較高，就可能與更多的原子形成配位鍵;中心原子所帶的正電荷越多，中心原子的半徑越小，一般來說其吸引電子的能力就越強，其酸性也越強，反之越弱。

3.羧酸的酸性

乙酸極其同系物的酸性變化規律是：碳原子數越多，酸性越弱。

03

酸的強弱規律的應用

根據中學化學的要求，高三化學總複習時，學生必須理解并熟練地記住以下粗略的酸性強弱變化規律：

H2SO4 >HF>H4SiO4

HNO3 > H2SO3 > CH3COOH > H2CO3 > HClO Al(OH)3

HCl>H3PO4 >C6H5OH

下面談談這一規律的重要應用。

1.離子濃度比較型

利用酸的強弱規律可以比較一定的條件下酸溶液PH值的大小、導電能力的強弱和化學

反應速率大小等問題，其本質都是要根據酸的強弱規律确定溶液中相應離子濃度的大小。

例1.PH值相同的等體積的兩份溶液(A為鹽酸、B為醋酸)分别和鋅反應，若最後有一份溶液中鋅有剩餘，且放出的氫氣一樣多，則正确的判斷為( )

①反應所需要的時間A>B②開始時反應速率A>B

③參加反應的鋅的質量A=B ，④整個反應階段平均速率B>A

⑤鹽酸裡鋅有剩餘⑥醋酸溶液裡鋅有剩餘。

A、③④⑤ B、①③⑥ C、②③⑥ D、②③⑤⑥

解析：兩份溶液的pH相同，即開始時溶液中的氫離子濃度相同，反應的起始速率相等;醋酸為弱酸，與

鋅反應過程中能不斷電離出氫離子，氫離子濃度比鹽酸中的大，平均反應速率大，放出等量的氫氣所需時間比鹽酸少;放出氣體一樣多，消耗鋅的量必定相等;根據酸性HCl>CH3COOH，在PH值相同時，兩種酸的物質的量濃度大小關系為[CH3COOH] >[HCl]，兩種溶液的體積又相同，所有鋅隻能剩餘在鹽酸中，應選A。

2.強弱互換利用型

化學反應中有一條重要的規律：強酸制弱酸，需要注意的是，此處的“強”和“弱”具有相對性。實驗室用鹽酸和石灰石反應制取二氧化碳、用硫酸和亞硫酸鈉反應制取二氧化硫、用稀硫酸或鹽酸與硫化亞鐵反應制取硫化氫都是利用這條規律。這條規律還有很多重要的應用，如判斷酸和鹽之間的反應能否發生、實現指定物質間的轉化等。

例2.向下列溶液中通入過量的CO2，最終會産生沉澱的是( )

A、Na2SiO3飽和溶液 B、苯酚鈉飽和溶液

C、CH3COONa飽和溶液 D、CaCl2飽和溶液

解析：矽酸和苯酚的酸性比碳酸的酸性弱，在Na2SiO3飽和溶液和苯酚鈉飽和溶液中通入過量的CO2會析出矽酸沉澱和苯酚沉澱;而CH3COOH和HCl的酸性比碳酸強，CO2通入CH3COONa飽和溶液和CaCl2飽和溶液中不會産生沉澱，選A、B。

3.逆向思維應用型

酸越弱，即酸越難電離出氫離子和酸根離子，反過來思考就意味着電離出的酸根就越容易結合氫離子，反映在弱酸的鹽容易水解，且酸越弱，其對應的鹽水解能力越強(相同條件下)。弱酸都較難電離，所以在書寫離子方程式時，弱酸分子不能拆成離子，在溶液中，氫離子和弱酸酸根也不能大量共存。

例3.在Na2SO4、Na2SO3、Na2CO3三種溶液中，已知[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]，試比較三種溶液中鈉離子濃度的大小。

解析：酸性：H2SO3 >H2CO3，相同條件下，CO32-水解的程度比SO32-的大，而SO42-不水解，所以當三種溶液中[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]時，必有[Na2CO3] >[Na2SO3] >[Na2SO4]，答案即可求出。

4.綜合運用設計型

酸的強弱規律還可以廣泛地運用在實驗設計類的綜合題中，如混合物的分離和提純、物質的檢驗、實驗證明等。

例4、試設計一個實驗方案，分離乙酸、苯酚和苯的混合液。

解析：分析三種物質的性質，采用以退為進的思路，确定先加NaOH溶液，使乙酸和苯酚轉化為易溶于水的離子化合物，分液可得苯。然後通入足量的CO2，利用碳酸的酸性強于苯酚，使苯酚鈉轉化為苯酚，分液後提取。最後在餘液中加入濃硫酸，蒸餾可得乙酸。

下面幾題留給同學們去練習：

1.如何除去CO2中少量的HCl和SO2氣體?

2.用實驗證明苯酚有弱的酸性。

3.隻用蒸餾水和PH試紙，區别PH=2鹽酸和乙酸兩瓶無色溶液。

酸堿中和滴定

（1）實驗原理

利用酸堿中和反應，用已知濃度的酸（堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法。以标準鹽酸滴定待測的氫氧化鈉溶液，待測的氫氧化鈉溶液的物質的量濃度為：

（2）實驗用品

蒸餾水、0.1000mol/L鹽酸溶液、0.1000mol/L NaOH溶液、酚酞指示劑、甲基橙指示劑；pH計、錐形瓶、燒杯、酸式和堿式滴定管、滴定管夾、鐵架台。

（3）實驗裝置

（4）實驗步驟

①滴定前的準備工作：

滴定管：查漏→水洗→潤洗→裝液→趕氣泡→調液面→記錄初始讀數；

錐形瓶：水洗→裝液→滴加指示劑。

②滴定：

左手控制滴定管，右手不停搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶内溶液顔色的變化。酸堿中和滴定開始時和達到滴定終點之後，測試和記錄pH的間隔可稍大些，如每加入5～10 mL酸（或堿），測試和記錄一次；滴定終點附近，測試和記錄pH的間隔要小，每滴加一滴測一次。

③數據處理：

（5）實驗滴定

注意：

①最後一滴：必須說明是滴入“最後一滴”溶液。

②顔色變化：必須說明滴入“最後一滴”溶液後溶液“顔色的變化”。

③半分鐘：必須說明溶液顔色變化後“半分鐘内不恢複原來的顔色”。

④讀數時，要平視滴定管中凹液面的最低點讀取溶液的體積。

（6）數據處理

按上述操作重複二至三次，求出用去标準鹽酸體積的平均值及待測堿液體積的平均值，根據

（7）滴定曲線

酸堿滴定曲線是以酸堿中和滴定過程中滴加酸（或堿）的量為橫坐标，以溶液pH為縱坐标繪出的一條溶液pH随酸（或堿）的滴加量而變化的曲線。它描述了酸堿中和滴定過程中溶液pH的變化情況，其中酸堿滴定終點附近的pH突變情況（如上滴定曲線圖），對于酸堿滴定中如何選擇合适的酸堿指示劑具有重要意義。

02

誤差分析

（1）原理

（2）誤差分析

以标準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚酞作指示劑）為例，常見的因操作不當而引起的誤差有：

步驟

操作

VA

cB

洗滌

酸式滴定管未用标準溶液潤洗

變大

偏高

堿式滴定管未用待測溶液潤洗

變小

偏低

錐形瓶用待測溶液潤洗

變大

偏高

錐形瓶洗淨後還留有蒸餾水

不變

無影響

取液

量取堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體後氣泡消失

變小

偏低

滴定

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失

變大

偏高

振蕩錐形瓶時部分液體濺出

變小

偏低

酸式滴定管中部分酸液滴出錐形瓶外

變大

偏高

溶液顔色較淺時滴入酸液過快，停止滴定後反加一滴NaOH溶液無變化

變大

偏高

讀數

滴定前讀數正确，滴定後俯視讀數(或“前仰後俯”)

變小

偏低

滴定前讀數正确，滴定後仰視讀數(或“前俯後仰”)

變大

偏高

兩次滴定所消耗酸液的體積相差太大

無法判斷

03

酸堿中和滴定拓展應用

中和滴定操作不僅适用于酸堿中和反應，還可以遷移應用于氧化還原反應、NaOH和Na2CO3混合溶液與鹽酸的反應及沉澱反應。

（1）氧化還原滴定法

①原理：

以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質。

②實例

a．酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液

原理：

2MnO4 6H 5H2C2O4===10CO2↑ 2Mn2 8H2O

指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當滴入一滴酸性KMnO4溶液後，溶液由無色變為淺紅色，且半分鐘内不褪色，說明到達滴定終點。

b．Na2S2O3溶液滴定碘液

原理：

2Na2S2O3 I2===Na2S4O6 2NaI

指示劑：用澱粉作指示劑，當滴入一滴Na2S2O3溶液後，溶液的藍色褪去，且半分鐘内不恢複原色，說明到達滴定終點。

（2）雙指示劑滴定法（以鹽酸滴定NaOH和Na2CO3的混合溶液為例）

酚酞作指示劑：NaOH HCl===NaCl H2O

Na2CO3 HCl===NaCl NaHCO3

甲基橙作指示劑：NaHCO3 HCl===NaCl CO2↑ H2O

（3）沉澱滴定法（利用生成沉澱的反應）

應用最多的是銀量法，即利用Ag 與鹵素離子的反應來測定Cl−、Br−或I−的含量。

04

考試規範答題

1. 滴定管檢查是否漏水操作

①酸式滴定管：

關閉活塞，向滴定管中加入适量水，用滴定管夾将滴定管固定在鐵架台上，觀察是否漏水，若2分鐘内不漏水，将活塞旋轉180°，重複上述操作。

②堿式滴定管：

向滴定管中加入适量水，用滴定管夾将滴定管固定在鐵架台上，觀察是否漏水，若2分鐘内不漏水，輕輕擠壓玻璃球，放出少量液體，再次觀察滴定管是否漏水。

2. 滴定管趕氣泡的操作

①酸式滴定管：

右手将滴定管傾斜30°左右，左手迅速打開活塞使溶液沖出，從而使溶液充滿尖嘴。

②堿式滴定管：

将膠管彎曲使玻璃尖嘴向上傾斜，用兩指捏住膠管，輕輕擠壓玻璃珠，使溶液從尖嘴流出，即可趕出堿式滴定管中的氣泡。

05

例題解析

某學生欲用已知物質的量濃度的鹽酸來滴定未知物質的量濃度的NaOH溶液，選擇甲基橙作指示劑。

（1）用标準鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手控制酸式滴定管的活塞，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視______。直到當加入一滴鹽酸後，溶液由黃色變為橙色，并_____為止。

（2）下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度偏低的是_____。

A．酸式滴定管未用标準鹽酸潤洗就直接注入标準鹽酸

B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗淨後沒有幹燥

C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定後氣泡消失

D．讀取鹽酸體積時，開始時仰視讀數，滴定結束時俯視讀數

（3）若滴定開始和結束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數為____mL，終點讀數為____mL，所用鹽酸的體積為____mL。

【答案】

（1）錐形瓶内溶液顔色的變化 半分鐘内不褪色

（2）D

（3）0.10　25.90　25.80

【解析】

（1）滴定實驗中規範操作:左控塞，右搖瓶，眼睛注視錐形瓶内溶液顔色的變化。

（2）誤差分析應根據

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