01

常見酸--按酸性強(qiáng)弱的分類

習(xí)慣上，按照酸的電離能力的大小，可將酸大致分為以下三類：

1.強(qiáng)酸：如鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、硫酸、硝酸、高氯酸等。

2.中強(qiáng)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(qiáng)弱變化規(guī)律

酸的強(qiáng)弱是由酸本身的組成和結(jié)構(gòu)決定的，表現(xiàn)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(qiáng)。例如，氫鹵酸的酸性：HF<HCL<HBR<HI。?

2.含氧酸 含氧酸的酸性強(qiáng)弱情況比較復(fù)雜，主要有以下幾條規(guī)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(qiáng)，其酸性越強(qiáng)。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(qiáng)。例如，酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3。

(3)非金屬性越強(qiáng)，其最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)。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(shù)目越多，酸性越強(qiáng)。美國化學(xué)家鮑林從實(shí)驗(yàn)中總結(jié)出一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律，他把含氧酸用通式表示為(HO)mROn,其中n為非羥基氧原子(即不與氫相連的氧原子)的數(shù)目,n越大,酸性越強(qiáng).例如:

HClO4?(HO)ClO3?n=3 很強(qiáng)酸

HClO3?(HO)ClO2?n=2 強(qiáng)酸

H2SO3?(HO)2SO n=1 中強(qiáng)酸

HNO2?(HO)NO n=1 中強(qiáng)酸

H3BO3?(HO)3B n=0 弱酸

HClO (HO)Cl n=0 弱酸

事實(shí)證明:鮑林的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律對于大多數(shù)含氧酸都是適用的。事實(shí)上，以上諸點(diǎn)是相互聯(lián)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(qiáng)，其酸性也越強(qiáng)，反之越弱。

3.羧酸的酸性

乙酸極其同系物的酸性變化規(guī)律是：碳原子數(shù)越多，酸性越弱。

03

酸的強(qiáng)弱規(guī)律的應(yīng)用

根據(jù)中學(xué)化學(xué)的要求，高三化學(xué)總復(fù)習(xí)時，學(xué)生必須理解并熟練地記住以下粗略的酸性強(qiáng)弱變化規(guī)律：

H2SO4?>HF>H4SiO4

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

HCl>H3PO4?>C6H5OH

下面談?wù)勥@一規(guī)律的重要應(yīng)用。

1.離子濃度比較型

利用酸的強(qiáng)弱規(guī)律可以比較一定的條件下酸溶液PH值的大小、導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱和化學(xué)

反應(yīng)速率大小等問題，其本質(zhì)都是要根據(jù)酸的強(qiáng)弱規(guī)律確定溶液中相應(yīng)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)分別和鋅反應(yīng)，若最后有一份溶液中鋅有剩余，且放出的氫氣一樣多，則正確的判斷為( )

①反應(yīng)所需要的時間A>B②開始時反應(yīng)速率A>B

③參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量A=B ，④整個反應(yīng)階段平均速率B>A

⑤鹽酸里鋅有剩余⑥醋酸溶液里鋅有剩余。

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(yīng)的起始速率相等;醋酸為弱酸，與

鋅反應(yīng)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(yīng)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(jù)酸性HCl>CH3COOH，在PH值相同時，兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為[CH3COOH] >[HCl]，兩種溶液的體積又相同，所有鋅只能剩余在鹽酸中，應(yīng)選A。

2.強(qiáng)弱互換利用型

化學(xué)反應(yīng)中有一條重要的規(guī)律：強(qiáng)酸制弱酸，需要注意的是，此處的“強(qiáng)”和“弱”具有相對性。實(shí)驗(yàn)室用鹽酸和石灰石反應(yīng)制取二氧化碳、用硫酸和亞硫酸鈉反應(yīng)制取二氧化硫、用稀硫酸或鹽酸與硫化亞鐵反應(yīng)制取硫化氫都是利用這條規(guī)律。這條規(guī)律還有很多重要的應(yīng)用，如判斷酸和鹽之間的反應(yīng)能否發(fā)生、實(shí)現(xiàn)指定物質(zhì)間的轉(zhuǎn)化等。

例2.向下列溶液中通入過量的CO2，最終會產(chǎn)生沉淀的是( )

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：硅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會析出硅酸沉淀和苯酚沉淀;而CH3COOH和HCl的酸性比碳酸強(qiáng)，CO2通入CH3COONa飽和溶液和CaCl2飽和溶液中不會產(chǎn)生沉淀，選A、B。

3.逆向思維應(yīng)用型

酸越弱，即酸越難電離出氫離子和酸根離子，反過來思考就意味著電離出的酸根就越容易結(jié)合氫離子，反映在弱酸的鹽容易水解，且酸越弱，其對應(yīng)的鹽水解能力越強(qiáng)(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(dāng)三種溶液中[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]時，必有[Na2CO3] >[Na2SO3] >[Na2SO4]，答案即可求出。

4.綜合運(yùn)用設(shè)計(jì)型

酸的強(qiáng)弱規(guī)律還可以廣泛地運(yùn)用在實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)類的綜合題中，如混合物的分離和提純、物質(zhì)的檢驗(yàn)、實(shí)驗(yàn)證明等。

例4、試設(shè)計(jì)一個實(shí)驗(yàn)方案，分離乙酸、苯酚和苯的混合液。

解析：分析三種物質(zhì)的性質(zhì)，采用以退為進(jìn)的思路，確定先加NaOH溶液，使乙酸和苯酚轉(zhuǎn)化為易溶于水的離子化合物，分液可得苯。然后通入足量的CO2，利用碳酸的酸性強(qiáng)于苯酚，使苯酚鈉轉(zhuǎn)化為苯酚，分液后提取。最后在余液中加入濃硫酸，蒸餾可得乙酸。

下面幾題留給同學(xué)們?nèi)ゾ毩?xí)：

1.如何除去CO2中少量的HCl和SO2氣體?

2.用實(shí)驗(yàn)證明苯酚有弱的酸性。

3.只用蒸餾水和PH試紙，區(qū)別PH=2鹽酸和乙酸兩瓶無色溶液。

酸堿中和滴定

（1）實(shí)驗(yàn)原理

利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。以標(biāo)準(zhǔn)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(zhì)的量濃度為：

（2）實(shí)驗(yàn)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(jì)、錐形瓶、燒杯、酸式和堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺。

（3）實(shí)驗(yàn)裝置

（4）實(shí)驗(yàn)步驟

①滴定前的準(zhǔn)備工作：

滴定管：查漏→水洗→潤洗→裝液→趕氣泡→調(diào)液面→記錄初始讀數(shù)；

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，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。酸堿中和滴定開始時和達(dá)到滴定終點(diǎn)之后，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(diǎn)附近，測試和記錄pH的間隔要小，每滴加一滴測一次。

③數(shù)據(jù)處理：

（5）實(shí)驗(yàn)滴定

注意：

①最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。

②顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。

③半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色”。

④讀數(shù)時，要平視滴定管中凹液面的最低點(diǎn)讀取溶液的體積。

（6）數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值及待測堿液體積的平均值，根據(jù)計(jì)算。

（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）的量為橫坐標(biāo)，以溶液pH為縱坐標(biāo)繪出的一條溶液pH隨酸（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(diǎn)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適的酸堿指示劑具有重要意義。

02

誤差分析

（1）原理，VB是準(zhǔn)確量取的待測液的體積，cA是標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度，它們均為定值，所以cB的大小取決于VA的大小，VA大則cB大，VA小則cB小。

（2）誤差分析

以標(biāo)準(zhǔn)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(dāng)而引起的誤差有：

步驟

操作

VA

cB

洗滌

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)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

錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水

不變

無影響

取液

量取堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失

變小

偏低

滴定

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)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

溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化

變大

偏高

讀數(shù)

滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或“前仰后俯”)

變小

偏低

滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或“前俯后仰”)

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(yīng)用

中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應(yīng)，還可以遷移應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)、NaOH和Na2CO3混合溶液與鹽酸的反應(yīng)及沉淀反應(yīng)。

（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(zhì)。

②實(shí)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(dāng)?shù)稳胍坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達(dá)滴定終點(diǎn)。

b．Na2S2O3溶液滴定碘液

原理：

2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI

指示劑：用淀粉作指示劑，當(dāng)?shù)稳胍坏蜰a2S2O3溶液后，溶液的藍(lán)色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說明到達(dá)滴定終點(diǎn)。

（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）沉淀滴定法（利用生成沉淀的反應(yīng)）

應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl?、Br?或I?的含量。

04

考試規(guī)范答題

1. 滴定管檢查是否漏水操作

①酸式滴定管：

關(guān)閉活塞，向滴定管中加入適量水，用滴定管夾將滴定管固定在鐵架臺上，觀察是否漏水，若2分鐘內(nèi)不漏水，將活塞旋轉(zhuǎn)180°，重復(fù)上述操作。

②堿式滴定管：

向滴定管中加入適量水，用滴定管夾將滴定管固定在鐵架臺上，觀察是否漏水，若2分鐘內(nèi)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：

右手將滴定管傾斜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：

將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(xué)生欲用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來滴定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液，選擇甲基橙作指示劑。

（1）用標(biāo)準(zhǔn)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(dāng)加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，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．酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸

B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失

D．讀取鹽酸體積時，開始時仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)

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

【答案】

（1）錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化 ?半分鐘內(nèi)不褪色

（2）D

（3）0.10　25.90　25.80

【解析】

（1）滴定實(shí)驗(yàn)中規(guī)范操作:左控塞，右搖瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。

（2）誤差分析應(yīng)根據(jù)。酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗，內(nèi)壁附著水，可將加入的鹽酸稀釋，滴定相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高; 待測液的體積一旦確定，倒入錐形瓶后，加蒸餾水不影響OH-的物質(zhì)的量，也就不影響滴定結(jié)果; 若排出氣泡，液面下降，故讀取的鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高; 正確讀數(shù)和錯誤讀數(shù)如圖所示，使所測結(jié)果偏低。