高中化学重点:酸碱中和滴定+酸的强弱规律总结
高中化学重点：酸碱中和滴定+酸的强弱规律总结
01常见酸--按酸性强弱的分类
习惯上，按照酸的电离能力的大小，可将酸大致分为以下三类：
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、等。
3.弱酸：如醋酸、碳酸、氢硫酸、次氯酸等。
02酸的强弱变化规律
酸的强弱是由酸本身的组成和结构决定的，表现在其电离能力的大小上。
1.无氧酸 中心元素的原子半径越大，非金属性越弱，对氢原子的吸引能力就越弱，酸就越容易电离出氢离子，酸性越强。例如，氢卤酸的酸性：HF<HCL<HBR<HI。 
2.含氧酸 含氧酸的酸性强弱情况比较复杂，主要有以下几条规律：
(1)相同化合价的不同元素作中心原子，中心原子的原子半径越小，非金属性越强，其酸性越强。例如，次卤酸(HXO)酸性：HClO>HBrO>HIO;亚卤酸(HXO2)酸性：HClO2>HBrO2>HIO2强酸和弱酸的区别;卤酸(HXO3)酸性：HClO3>HBrO3>HIO3。
(2)同种元素作中心原子，中心元素的化合价越高，酸性越强。例如，酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3。
(3)非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。例如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4。
(4)酸分子中不与氢原子相连的氧原子数目越多，酸性越强。美国化学家鲍林从实验中总结出一条经验规律，他把含氧酸用通式表示为(HO)mROn,其中n为非羟基氧原子(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 很强酸
HClO3 (HO)ClO2 n=2 强酸
H2SO3 (HO)2SO n=1 中强酸
HNO2 (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:鲍林的经验规律对于大多数含氧酸都是适用的。事实上，以上诸点是相互联系、不可分割的。例如，某中心原子的化合价较高，就可能与更多的原子形成配位键;中心原子所带的正电荷越多，中心原子的半径越小，一般来说其吸引电子的能力就越强，其酸性也越强，反之越弱。
3.羧酸的酸性
乙酸极其同系物的酸性变化规律是：碳原子数越多，酸性越弱。
03酸的强弱规律的应用
根据中学化学的要求，高三化学总复习时，学生必须理解并熟练地记住以下粗略的酸性强弱变化规律：
H2SO4 >HF>H4SiO4
HNO3 > H2SO3 > CH3COOH > H2CO3 > HClO Al(OH)3
HCl>H3PO4 >C6H5OH
下面谈谈这一规律的重要应用。
1.离子浓度比较型
利用酸的强弱规律可以比较一定的条件下酸溶液PH值的大小、导电能力的强弱和化学
反应速率大小等问题，其本质都是要根据酸的强弱规律确定溶液中相应离子浓度的大小。
例1.PH值相同的等体积的两份溶液(A为盐酸、B为醋酸)分别和锌反应，若最后有一份溶液中锌有剩余，且放出的氢气一样多，则正确的判断为( )
①反应所需要的时间A>B②开始时反应速率A>B
③参加反应的锌的质量A=B ，④整个反应阶段平均速率B>A
⑤盐酸里锌有剩余⑥醋酸溶液里锌有剩余。
A、③④⑤ B、①③⑥ C、②③⑥ D、②③⑤⑥
解析：两份溶液的pH相同，即开始时溶液中的氢离子浓度相同，反应的起始速率相等;醋酸为弱酸，与
锌反应过程中能不断电离出氢离子，氢离子浓度比盐酸中的大，平均反应速率大，放出等量的氢气所需时间比盐酸少;放出气体一样多，消耗锌的量必定相等;根据酸性HCl>CH3COOH，在PH值相同时，两种酸的物质的量浓度大小关系为[CH3COOH] >[HCl]，两种溶液的体积又相同，所有锌只能剩余在盐酸中，应选A。
2.强弱互换利用型
化学反应中有一条重要的规律：强酸制弱酸，需要注意的是，此处的“强”和“弱”具有相对性。实验室用盐酸和石灰石反应制取二氧化碳、用硫酸和亚硫酸钠反应制取二氧化硫、用稀硫酸或盐酸与硫化亚铁反应制取硫化氢都是利用这条规律。这条规律还有很多重要的应用，如判断酸和盐之间的反应能否发生、实现指定物质间的转化等。
例2.向下列溶液中通入过量的CO2，最终会产生沉淀的是( )

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