含氧酸地酸性和氧化性
2023届高中化学人教版二轮专题复习第4讲-元素性质与元素周期律(表)(学案)
第4讲元素性质与元素周期律（表）学案一、知识重构1．元素周期律（表）推断必备知识熟记元素周期表的结构及核素的表示形式：①若为①A、①A族元素，差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
①若为①A族至①A族元素，差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。
第2、3周期没有过渡元素，相差1第4、5周期各有10种过渡元素，相差11第6、7周期各有24种过渡元素，相差25。
2．掌握元素推断中常用的两条规律 (1)最外层电子规律(2)“阴上阳下”规律电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期———“阴上阳下”规律．如 O 2－、F － 、Na + 、Mg 2+、Al 3+电子层结构相同，则 Na 、Mg 、Al 位于 O 、F 的下一周期．3．“等电子”微粒推断方法 ①“10电子”微粒①“18电子”微粒还有CH 3－CH 3、H 2N －NH 2、HO －OH 、F －F 、F －CH 3、CH 3－OH……4．牢记单质或化合物具有“特性”的元素 H 「单质密度最小、原子半径最小」Li 「①单质密度最小的金属元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」C 「①形成化合物种类最多的元素；①对应的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素；①某种氧化物可产生“温室效应”的元素①形成化合物种类最多」N 「①空气中含量最多的元素；①气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素；①常见氢化物可作制冷剂；①某一氢化物可作气态燃料 O 「①地壳中含量最多的元素；①简单氢化物在通常情况下呈液态的元素；①某一单质可杀菌、消毒、漂白①简单气态氢化物的沸点最高」F 「①最活泼的非金属元素；①无正化合价的元素；①无含氧酸的非金属元素；①无氧酸可腐蚀玻璃的元素；①气态氢化物最稳定的元素；①阴离子的还原性最弱的元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」Na「①焰色反应呈黄色的元素；①短周期中金属性最强的元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期金属元素；①两种常见氧化物的水化物均呈碱性的短周期元素；①短周期中原子半径最大的元素」Al「①地壳中含量最多的金属元素；①最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素；①氧化物可作耐火材料；①氧化物是刚玉、宝石主要成分的元素」Si「①单质为常见的半导体材料；①最高价非金属氧化物对应的水化物难溶于水①无机非金属材料主角」P「①组成骨骼和牙齿的必要元素；①某一单质和其氢化物都能自燃」S「①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素；①元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素」Cl「单质是黄绿色气体、氧化物用做饮用水的消毒」K「焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素」Ge「单质为常见的半导体材料」Br「常温下单质呈液态的非金属元素」Cs「①最活泼的金属元素；①最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；①阳离子的氧化性最弱的元素」5．牢记“原子结构特点凸显”的元素(短周期元素)(1)原子核内无中子的原子：氢(H)。
无机化学二期末练习题
《无机化学（二）》练习题一、判断1．质量作用定律适用于任何化学反应。
2．对于一个放热反应，加入正催化剂后，活化能Ea将降低，速率常数增大，平衡常数不变。
2.催化剂同等程度地降低了正逆反应的活化能，因此同等程度地加快了正逆反应地速率。
3．反应速率常数是温度的函数，也是浓度的函数。
3.反应级数越大的反应速率越大。
4.稀释可以使醋酸的电离度增大，因而可使其酸度增强。
4.缓冲溶液是能消除外来酸碱影响的一种溶液。
3．在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快4.若误将少量KCN排入下水道，应立即往下水道撒些漂白粉以消除污染。
可用浓氨水检查氯气管道的漏气7. 弱电解质的解离度随弱电解质浓度的降低而增大。
9.在一定温度下，改变稀溶液的pH，水的离子积不变。
5.强酸弱碱盐的水溶液，实际上是一种弱酸的水溶液；强碱弱酸盐的水溶液实际上是一种弱碱的水溶液。
6.难溶电解质中，溶度积小的一定比溶度积大的溶解度要小。
7. 配合物(离子)的K稳越大，则稳定性越高。
I2在水中的溶解度小，在KI溶液中的溶解度大。
8．不能用铁制容器盛装CuSO4溶液和浓H2SO4。
7.二氧化硫和氯气都具有漂白作用，它们的漂白原理是相同的.9．氧化还原反应是自发地由较强氧化剂与较强还原剂相互作用，向着生成较弱氧化剂和较弱还原剂的方向进行。
9. 原电池和电解池的电极反应都是氧化反应或还原反应，原电池的负极起氧化反应而电解池的正极起氧化反应。
10.标准电极电势的数值越小，其氧化型的氧化性越弱，其还原型的还原性越强。
1．除氟外，各种卤素都可以生成几种含氧酸根。
如：ClO4—、ClO3—、ClO2—、ClO—在这些酸根中，卤素的氧化态越高，它的氧化能力就越强。
4. Ca或Mg在空气中燃烧，其产物遇水均可生成氨。
2 氧族元素和卤族元素的氢化物的酸性和还原性都是从上到下逐渐增强。
4 Zn2+、Cd2+、Hg2+都能与氨水作用，形成氨的配合物。
常见酸的酸性强弱的比较
常见酸得酸性强弱得比较首先要瞧您就是哪种酸碱理论如果就是电离理论。
则Ka越大，越易电离，酸性越强。
如果就是质子理论。
则越容易给出质子，酸性越强含氧酸得酸性强弱得判据：在有氧酸根中，主元素得非金属性越强，与氧得结合能力就越强，于就是与氢之间得键得键能就越小，氢就越容易游离出来。
b5E2RGbCAP①不同元素得最高价含氧酸，成酸元素得非金属性越强，则酸性越强。
如非金属性Cl>S>P>C>Si则酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3p1EanqFDPw②同种元素得不同价态含氧酸，元素得化合价越高，酸性越强。
有些高价酸在通常情况下氧化性强于酸性，就就是说通常这些酸都显氧化性而不显酸性，比如高锰酸与高氯酸。
在书写方程式得时候要注意不要忽略了酸得强氧化性。
DXDiTa9E3d酸性HClO4>HClO3>HClO2>HClO<氧化性HClO>HClO2>HClO3>HClO4）RTCrpUDGiTH2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2无氧酸<气态氢化物得水溶液）酸性强弱得判据：对于无氧酸来说，在元素周期表中，卤素得无氧酸就是同周期中最强得，例如HCl > H2S。
5PCzVD7HxA在氢硫酸溶液里，硫化氢分子内存在着氢键，这个氢键使硫化氢得结构更加稳定，所以氢在水中更加不容易电离出来，所以硫化氢得酸性弱于盐酸得酸性。
jLBHrnAILg①同一主族元素，核电荷数越多，原子半径越大，氢化物酸性越强。
如酸性：HI>HBr>HCl>HF(弱酸>②非同一主族元素得无氧酸酸性，需靠记忆。
如酸性：HCl>HF>H2S由反应方向判据：酸A+盐B→盐A’+酸B’ 则酸性A>B’如：CO2+2H2O+NaBO2=H3BO3+NaHCO3，H3BO3+Na2CO3=NaBO2+NaHCO3+H2O，xHAQX74J0X则酸性：H2CO3>H3BO3>HCO3-由R-O-H模型来判据：R元素得价态越来越高，半径越小，则R-OH得酸性越强，R元素得价态越低，半径越大，则R-O-H得碱性越强，如第三周期元素得最高价氧化物对应水化物：NaOH、Mg(OH>2、Al(OH>3、H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4。
氧化酸 非氧化酸
氧化酸非氧化酸
氧化性酸和非氧化性酸的区别如下：
- 氧化性：氧化性酸一般是含氧酸，是指酸中除了氢、氧元素之外的中心元素在化学反应中表现出强氧化性；非氧化性酸则由于绝大多数酸溶于水都能电离出H+，氢离子具有弱氧化性，所以，酸都有弱氧化性。
- 特点：氧化性酸特点化学反应显示出强烈的氧化作用；非氧化性酸特点它的酸基没有直接氧化的能力，只反映了H+的性质，即酸度，而不是酸基的氧化。
常见的氧化性酸有浓硫酸、硝酸、高氯（溴、碘）酸、氯（溴、碘）酸、次氯（溴、碘）酸、亚氯（溴、碘）酸等；常见的非氧化性酸有盐酸、HBr、HF、磷酸、稀硫酸等。
无机化学经典知识点
一，含氧酸强度1，R-O-H规则：含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力，当R的半径较小，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H 规律。
1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。
如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO42）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。
如：HClO>HBrO>HIO 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。
因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。
注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。
3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。
二，含氧酸稳定性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，氧化还原性：1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。
如：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4，V2O5<Cr2O72－<MnO4－2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。
无机含氧酸的酸性及氧化性的比较与影响因素
无机含氧酸的酸性及氧化性的比较与影响因素1 无机含氧酸的酸性无机含氧酸可以的分子式为HmROn，其通式可以写成Hl-Rm--〔O-H〕n，〔其中l,m可以为0，n≥0〕，也可写成ROm-nOHn，其中R称为成酸元素,.无机含氧酸在水溶液中的酸强度取决于酸分子中羟基-O-H的电离程度，也可以用Pka值来衡量。
酸分子羟基中的质子在电离过程中脱离氧原子，转移到水分子中的孤对电子对上，其转移的难易程度取决于成酸元素R吸引羟基氧原子电子的能力。
如果成酸无素R的电负性越大，R周围的非羟基氧原子数目越多，则其酸性越强。
原因是成酸元素R的电负性越大，则其偏移O的电子越少，从而减小了O原子周围的电子密度增大的趋势，使得其对质子的吸引减弱，有利于质子的转移；非羟基氧原子越多，则分子周围越易形成离域π键，这种键将成酸R原子及O原子包裹在其中，一方面增强了羟基-O-H键的极性，有利于质子的转移，其次使得整个酸基团周围的空间减小，阻碍了质子与O原子上孤对电子的结合，从而使得酸性增强。
含氧酸的酸性一般存在如下规律[1]：(1) 同一成酸元素若能形成几种不同氧化态的含氧酸，其酸性依氧化数递增而递增；如HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO〔原因：从HClO 到HClO4非羟基氧原子逐渐增多，羟基-O-H键的极性增强，质子转移程度增强，故酸性增强〕(2) 在同一主族中，处于相同氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自上而下减弱。
如H ClO＞HBrO＞HIO，HClO2＞HBrO2＞HIO2、HClO3＞HBrO3＞键HIO3、HClO4＞HBrO4＞HIO4〔原因：同主族元素自上而下，成酸元素的电负性逐渐减小，原子半径增大，吸引羟基氧原子的能力依次减小，羟基-O-H键的极性依次减小，所以酸性依次减弱。
〕(3) 在同一周期中，处于最高氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自左至右增强。
如HClO4＞H2SO4＞H3PO4〔原因：同一周期中，从左至右元素的非金属性逐渐增强，成酸元素的电负性逐渐增大，吸引电子对的能力逐渐减小，电子偏向成酸元素R一方的程度增大，含氧酸分子中的氢原子的极化程度增大，所以酸性增强.〕查阅相关资料可知此类酸的酸性强弱可以有鲍林规则来初步判断，具体规则如下：鲍林规则[2]：规则Ⅰ：多元酸的逐级电离常数Ka1、Ka2、Ka3…其数值之比为1∶1×10-5∶1×10-10…如：H3PO4 Ka1=7.6×10-3 Ka2=6.3×10-8 Ka3= 4.4×10-13在P区元素中，其它含氧酸如H2SO3，H2CO3，H3AsO4等均符合规则Ⅰ，其它如H5IO6、H6TeO6、H2SiO3不符合规则Ⅰ。
氮、磷的几种陌生含氧酸
氮、磷的几种陌生含氧酸(一)亚硝酸(HNO2)1．化学性质(1)不稳定性亚硝酸仅存在于稀的水溶液中，不稳定，易分解成NO2和NO。
(2)弱酸性HNO2是一种一元弱酸，能与碱发生中和反应，与NaOH溶液反应的化学方程式为HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O。
(3)强氧化性HNO2具有氧化性，能氧化I－、Fe2＋等还原性物质，反应的离子方程式分别为4HNO2＋2I－===I2＋2NO↑＋2NO－2＋2H2O，Fe2＋＋2HNO2===Fe3＋＋NO↑＋NO－2＋H2O。
2．制备(1)将NO2和NO混合物溶解在接近零度的水中，即生成亚硝酸的水溶液，反应的化学方程式为NO2＋NO＋H2O===2HNO2。
(2)亚硝酸盐溶液中加入酸，可得到亚硝酸溶液：NaNO2＋HCl===HNO2＋NaCl。
(二)磷酸与次磷酸1．磷酸磷酸易溶于水、难挥发，属于三元非氧化性中强酸(可当作弱酸对待)，具有酸的通性。
(1)电离方程式H3PO4H＋＋H2PO－4；H2PO－4H＋＋HPO2－4；HPO2－4H＋＋PO3－4。
(2)与碱反应(写出反应方程式)生成磷酸二氢盐：NaOH＋H3PO4===NaH2PO4＋H2O；生成磷酸一氢盐：2NaOH＋H3PO4===Na2HPO4＋2H2O；生成磷酸盐：3NaOH＋H3PO4===Na3PO4＋3H2O。
2．次磷酸(H3PO2)次磷酸是一种无色的晶体，熔点26.5 ℃，易溶解，它是中强酸，又是一元酸，并依下式电离：H3PO2H＋＋H2PO－2。
次磷酸是一元酸的原因是结构中有两个氢原子直接与磷原子相连，不能电离，其电子式和结构式分别是：次磷酸和它的盐都有较强的还原性，次磷酸盐一般易溶于水，其中碱土金属次磷酸盐的溶解度较小。
[过关训练]1．用如图所示装置进行下列实验：将①中溶液滴入②中，预测的现象与实际相符的是()选项①中物质②中物质预测②中的现象A稀盐酸碳酸钠与氢氧化钠混合溶液立即产生气泡B浓硝酸用砂纸打磨过的铝条产生红棕色气体C氯化铝溶液浓氢氧化钠溶液产生大量白色沉淀D草酸溶液高锰酸钾酸性溶液溶液逐渐褪色解析：选D23NaOH发生中和反应，再与Na2CO3分步发生反应：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl，NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O，因此开始阶段滴加稀盐酸，②中不产生气泡。
浅析化学反应中“H+”的作用,及其在解题中的应用
浅析化学反应中“H+”的作用，及其在解题中的应用摘要：高中阶段学习的反应，往往涉及的转移有两个方面，一个是电子的转移，一个是质子的转移，氢离子在有水介质中的反应常常充当重要的角色。
氢离子在反应中定性、定量的表现有助于我们对化学反应规律的理解。
所以本文从不同角度探究氢离子在反应中的表现，以帮助学生更好地学习化学。
关键词：质子化学反应规律一、H+对氧化剂氧化性的影响根据溶液的酸碱性可以判断物质氧化性的强弱以及一般性氧化还原发生的介质条件。
含氧的氧化剂，一般来说反应体系的酸性越强，氧化剂的氧化性越强，常见的有：酸性高锰酸钾，用硫酸将反应体系调成酸性的目的就是增强高锰酸钾的氧化性。
再比如：工业上提取碘的流程中，从海带灰溶出的碘离子用双氧水氧化成碘单质的反应中，将溶液调成酸性，也是增强双氧水的氧化性；平常提到的硝酸根离子其实也有一定的氧化性，只不过弱了一些罢了，但是在其体系中一旦增大氢离子的浓度，硝酸根离子的氧化性会增大好多，我们理所当然地认为此体系中就存在硝酸。
原则上讲，氢离子的大量存在可以使含氧酸根离子更容易失去氧，使其中心原子的价态降低。
所以我们可以借此来比较两个体系的氧化性，即：其他条件相同的情况下，体系中氢离子的浓度越大，其氧化性就越强。
二、结合氧生成水结合氧生成水可以成为一种有效的解题思路。
不管是复分解反应还是氧化还原反应，反应中参与的氢离子其实只有一个去向，即生成水。
比如：Fe3O4与非氧化性酸的反应中，Fe3O4中的氧都与氢离子结合生成水。
这样我们在写该反应的离子方程式的时候，氢离子的系数很轻易就能定下来。
再比如反应：aFe+bNO3-+cH+=dFe2++fFe3++gNO↑+hN2O↑+kH2O（系数均为自然数）。
根据氢离子的去向我们研究c、h、g三者的关系：反应前每个N原子结合3个O原子变成反应后每个N原子结合一个O原子，反应前每两个N原子结合6个O原子，变为反应后的每2个N原子结合一个O原子所以可以得出c=2（2g+5h）。
卤素含氧酸的稳定性及其盐氧化还原性的比较
卤素含氧酸的稳定性及其盐氧化还原性的比较姓名：杨颖聪指导教师：桑亚丽赤峰学院化学系 09级化学本科班引言恩格斯说过：“科学的发生和发展过程，归根结底是由生产所决定的。
”化学正像其他学科一样，是人类活动实践的产物。
那么，化学研究的是什么呢简单地说，化学就是研究物质的组成、结构、性质和变化的科学。
下面，就卤素含氧酸的稳定性及其盐氧化还原性做如下讨论：一、卤素及其含氧酸（盐）的结构特征1、卤素原子的结构特征元素周期系第ⅦA族元素包括氟、氯、溴、碘和砹五种元素，总称为卤素。
卤族元素都是典型的非金属，其价层电子构型均为ns2np5，它们很容易得到一个电子形成卤离子，或与另一个原子形成共价键，所以卤素原子都能以-1氧化态形式存在［1］。
除氟外，在一定的条件下，氯、溴、碘的外层ns np成对电子受激发可跃迁到nd轨道，nd轨道也参与成键，故可呈现+Ⅰ、+Ⅲ、+Ⅴ、+Ⅶ氧化态，这些氧化态突出地表现在氯、溴、碘的含氧化合物或含氧酸根中，如：+1: HXO （次卤酸）、+3: HXO₂（亚卤酸）、+5: HXO₃（卤酸）、+7: HXO₄（高卤酸）。
2.卤素含氧酸（盐）的结构特征：含氧酸是酸根中含有氧原子的酸。
非金属元素的含氧酸的酸根，即含氧阴离子，属于多原子离子。
在这样的离子中，中心成键原子与氧原子之间除了形成σ键以外，还可能形成π键，不过由于中心原子的电子构型不同，形成的π键类型不完全一样［2］。
但是，在这些含氧酸的结构中，都含有X─O─H键，有的亦含有X─O键等。
二、卤素含氧酸（盐）的稳定性1、影响含氧酸（盐）热稳定性的因素：含氧酸（盐）的热稳定性与含氧酸根离子的变形性和阳离子的极化作用有关，组成盐的阳离子的离子热越大，且阴离子的变形性越大，则极化作用越强，越易于分解；其次，含氧酸盐分解的焓变大小也是其影响热稳定性的主要因素。
一般来讲，分解焓变越大，盐的热稳定性越高【3】。
2、含氧酸（盐）的稳定性规律：绝大多数含氧酸的热稳定性差，受热脱水生成对应的酸酐。
2010.3 卤素的氧化物、含氧酸及其盐资料
卤素的氧化物、含氧酸及其盐（2010.3）王振山一、卤素的氧化物概述：卤素与电负性比它大的氧化合时，除氟外都能形成氧化数为正值的氧化物、含氧酸及其盐。
卤素的氧化物显著特点：大多数是不稳定的，受到撞击或光照即可发生爆炸性分解。
所以不能用直接法，只能用间接法制取。
稳定性：在已知的卤素氧化物中，碘的氧化物是最稳定的；碘氧化物>氯氧化物>溴氧化物；氯和溴的氧化物在高温下明显分解，溴的氧化物特别不稳定，低于室温也分解。
高价态的卤素氧化物比低价态的卤素氧化物稳定。
卤素氧化物中氯的较重要：Cl2O、Cl2O6 、Cl2O7、ClO2均为强氧化剂，不稳定易爆炸。
⑴、氧的氟化物：由于氟的电负性（3.98）大于氧的电负性（3.44），所以氟与氧生成的二元化合物是氧的氟化物（OF2），而不是氟的氧化物，而其它卤素与氧化合生成的二元化合物都是卤素的氧化物。
OF2的O原子sp3杂化。
⑵、二氟化氧（OF2）熔点49 K，沸点128 K，为无色气体，是比较稳定的氟氧二元化合物。
可由单质氟与2%氢氧化钠水溶液反应制备：2 F2（g）+ 2 NaOH-(aq) ═ OF2(g) + 2 NaF(aq) + H2O(l)OF2是一种强的氧化剂和氟化剂，但氟化能力弱于F2。
由于OF2中，氧为+2氧化数，所以它是比氧气更强的氧化剂它能与金属、硫、磷、卤素等剧烈反应生成氟化物和氧化物。
在OF2分子中，氧的氧化数是+2，氟的氧化数是-1，其构型为角型分子。
⑶、近年来由于合成技术的发展，已合成了一系列氟氧化合物，如O2F2、O3F2、O4F2、O5F2、O6F2等。
这些化合物都具有较低的熔点和沸点，并仅能在很低的温度下稳定存在，它们在很低的温度（低于83K）下都是比单质氟更加活泼的氟化剂。
二氟化二氧（O2F2 ）：不与玻璃起反应，是个强的氧化剂和氟化剂，但弱于F2本身：比OF2、ClF3有更强的氟化作用，能在OF2、ClF3不能完成的反应中将金属钚和钚的化合物氧化：Pu(s) + 3O2F2(g) →PuF6(g) + 3O2(g) 该反应用来从废核燃料中以挥发性PuF6的形式除去强放射性的金属Pu。
含氧酸的酸性和氧化性
无机含氧酸得酸性及氧化性得比较1无机含氧酸得酸性无机含氧酸可以得分子式为HmROn,其通式可以写成Hl-Rm一一(O-H) n,(其中1, m 可以为0,i!>0),也可写成ROm—nOHn,其中R称为成酸元素，、无机含氧酸在水溶液中得酸强度取决于酸分子中羟基一O -H得电离程度，也可以用Pka值来衡量。
酸分子疑基中得质子在电离过程中脱离氧原子，转移到水分子中得孤对电子对上，其转移得难易程度取决于成酸元素R吸引疑基氧原子电子得能力。
如果成酸无素R得电负性越大,R周用得非疑基氧原子数目越多，则其酸性越强。
原因就是成酸元素R得电负性越大，则其偏移O得电子越少，从而减小了O原子周国得电子密度增大得趋势，使得其对质子得吸引减弱，有利于质子得转移;非疑基氧原子越多，则分子周国越易形成离域兀键,这种键将成酸R原子及O原子包裹在英中，一方而增强了疑基一O-II键得极性，有利于质子得转移,其次使得整个酸基团周囤得空间减小，阻碍了质子与O原子上孤对电子得结合，从而使得酸性增强。
含氧酸得酸性一般存在如下规律⑴：(1 )同一成酸元素若能形成几种不同氧化态得含氧酸.其酸性依氧化数递增而递增：如HC1 O4>II C1O3>HC1O2>HC1O(原因:从HC1 O到HC1O 4非疑基氧原子逐渐增多，疑基一O-H键得极性增强，质子转移程度增强，故酸性增强)(2)在同一主族中，处于相【可氧化态得成酸元素，苴含氧酸得酸性随原子序数递增，自上而下减弱。
如H C 1 O> HBrO>HIO, HClO2>HBrO2>H I 02. HC 103) HBrO3> 键11103、IIClO4>HBrO4>HIO4(原因：同主族元素自上而下，成酸元素得电负性逐渐减小，原子半径增大，吸引疑基氧原子得能力依次减小，疑基一O-H键得极性依次减小，所以酸性依次减弱。
1 a (3)在同一周期中，处于最高氧化态得成酸元素，其含氧酸得酸性随原子序数递增，自左至右增强。
溶液酸碱性对氧化—还原反应的影响
溶液酸碱性对氧化—还原反应的影响作者：韩玉海来源：《成才之路》2009年第01期溶液中进行的氧化—还原反应大多数是以离子形式进行的，因此介质中的H+或OH-不同程度地影响着某些离子存在的数量与活性，从而使反应进行的程度与可能性也受到一定程度的影响。
许多含氧酸根离子在酸性溶液中具有强氧化性，而在中性或者碱性溶液中却不具有氧化性，或者氧化性很弱。
如HNO3具有很强的氧化性，而NaNO3却不具有氧化性，这说明NO3-在酸性介质中才具有氧化性。
再如，MnO4-在酸性条件下被还原得MnO2，MnO2溶解继续被还原为Mn2+。
在碱性或中性介质中由于生成的MnO2不溶解，不能继续被还原，所以MnO4-在酸性介质中的氧化性要比中性或碱性溶液中强。
许多金属离子及化合物也有同样的现象。
如Fe3+在酸性介质中具有强氧化性，而在碱性溶液中由于生成Fe(OH)3沉淀，使Fe3+浓度大大减小，这样，也就表现不出氧化性。
相反，Fe2+在酸性介质中由于只能被空气中的氧气缓慢氧化，还原性也就较弱，而在碱性介质中，Fe2+生成Fe(OH)2沉淀，Fe(OH)2能迅速被空气中的氧气氧化，从而表现出较强的还原性。
再如，前面说过的MnO2由于在酸性溶液中才能溶解得到Mn4+，所以MnO2在酸性介质中才能表现出氧化性。
因此，在检验乙烯、乙炔等还原性物质时要用硫酸酸化后的高锰酸钾溶液，因为深紫色的MnO4-变成几乎无色的Mn2+，现象非常明显。
在中性溶液里生成棕黑色的二氧化锰悬浊液，现象就不太显著。
相反，Mn2+在中性或碱性介质中，生成Mn(OH)2沉淀，得到的沉淀能很快被氧化，从而表现出较强的还原性。
在酸性溶液中被氧化生成的物质极不稳定，因而表现不出还原性。
常见的溶液中的氧化—还原反应，氧化剂和还原剂的种类并不多，现列表如下。
熟悉这个表，一般的溶液中氧化—还原反应都不难写出。
举例如下：前面所述在碱性介质中，Fe2+生成Fe(OH)2沉淀，Fe(OH)2能迅速被空气中的氧气氧化，其他氧化剂也能很快氧化氢氧化亚铁，如把氯水滴入含有氢氧化亚铁沉淀的碱性溶液中时，发生如下变化：2Fe(OH)2+2OH-+Cl2=2Fe(OH)3+2Cl-可见，虽然溶液中的H+和OH-不参加氧化—还原反应，但能影响氧化—还原反应，因此，不可忽视这些离子的存在。
怎样认识氧化性?
怎样认识氧化性？李淑妮;刘萍;翟高红;崔斌【摘要】介绍影响物种氧化性的诸多因素.在酸性介质中,HClO2的氧化性最强.通过计算发现,HClO2没有对称元素,属C1点群,而HClO的3个原子处于一个平面,该平面就是分子的对称面,属Cs点群,前者对称性比后者低.根据此结果,不难理解HClO2的强氧化性.【期刊名称】《大学化学》【年(卷),期】2014(029)006【总页数】4页(P71-74)【关键词】氧化态;氧化性【作者】李淑妮;刘萍;翟高红;崔斌【作者单位】陕西师范大学化学化工学院陕西西安710062;西北大学化学与材料科学学院陕西西安710069;西北大学化学与材料科学学院陕西西安710069;西北大学化学与材料科学学院陕西西安710069【正文语种】中文一些学生容易将氧化性和氧化数联系，错误地认为氧化数越高，氧化性越强，这可能是因为二词中都有“氧化”二字。
其实，某元素原子的氧化数是人为指定的该原子的荷电数的形式规定，而氧化性是指一特定物种得电子的能力，二者并没有必然的联系。
如果“特定物种”就是该原子，而且是气态，当然是氧化数越高，得电子的能力越强。
如果“特定物种”虽然就是该原子，但处于其他聚集态，或是由该原子与其他原子共同组成的新“特定物种”，这时，该原子的氧化能力则由多方面的因素所决定，仅认为“氧化数越高，氧化性越强”是欠妥的。
最能说明氧化数是一个人为指定的该原子的形式电荷的实例是，其中S的氧化数被定义为+2，但两个S的价态并不同，其氧化性显然不会是一样的。
在下面硫的电势图(图1)中，看不到物种的氧化性与氧化数有直接的关系;却可以看到，介质不同，同一物种的氧化性不一样。
图1 硫的元素电势图再以简单离子Cun+为例，从图2可看出，某特定氧化态的原子所组成的“特定物种”的氧化性受介质酸碱性、溶解性、生成配合物离子所影响，即与其存在状态有关［1-3］。
此外，氧化性还受溶剂所影响，例见图3。
在水溶液中，Cu2+没有Cu+的氧化性强。
含氧酸的酸性和氧化性
无机含氧酸得酸性及氧化性得比较１无机含氧酸得酸性无机含氧酸可以得分子式为HmROn,其通式可以写成Hl-Rm－－〔O—H〕n，〔其中l，ｍ可以为0，n≥0〕，也可写成ROm—nＯHｎ,其中R称为成酸元素，、无机含氧酸在水溶液中得酸强度取决于酸分子中羟基—Ｏ－H得电离程度，也可以用Pka值来衡量。
酸分子羟基中得质子在电离过程中脱离氧原子，转移到水分子中得孤对电子对上，其转移得难易程度取决于成酸元素Ｒ吸引羟基氧原子电子得能力。
如果成酸无素R得电负性越大,Ｒ周围得非羟基氧原子数目越多,则其酸性越强。
原因就是成酸元素R得电负性越大，则其偏移O得电子越少，从而减小了Ｏ原子周围得电子密度增大得趋势，使得其对质子得吸引减弱,有利于质子得转移;非羟基氧原子越多，则分子周围越易形成离域π键,这种键将成酸Ｒ原子及O原子包裹在其中，一方面增强了羟基—O—Ｈ键得极性，有利于质子得转移,其次使得整个酸基团周围得空间减小，阻碍了质子与Ｏ原子上孤对电子得结合，从而使得酸性增强。
含氧酸得酸性一般存在如下规律[1]:(１)同一成酸元素若能形成几种不同氧化态得含氧酸,其酸性依氧化数递增而递增；如HC ｌO4>ＨＣlO3>HClＯ2＞HＣlO〔原因:从HCｌＯ到ＨClＯ４非羟基氧原子逐渐增多，羟基－O-H键得极性增强,质子转移程度增强，故酸性增强〕（2）在同一主族中，处于相同氧化态得成酸元素，其含氧酸得酸性随原子序数递增,自上而下减弱。
如H ＣｌO〉HBrO＞HIＯ，HＣlO2＞HBrＯ2>HＩO2、HＣｌO3〉HBrO3>键ＨIO3、ＨClO4＞HBrO４>HIO４〔原因：同主族元素自上而下，成酸元素得电负性逐渐减小，原子半径增大，吸引羟基氧原子得能力依次减小，羟基—O—H键得极性依次减小，所以酸性依次减弱。
〕ﻫ（3) 在同一周期中,处于最高氧化态得成酸元素，其含氧酸得酸性随原子序数递增，自左至右增强。
无机含氧酸的氧化性及其含氧酸盐的某些性质
无机含氧酸的氧化性及其含氧酸盐的某些性质摘要：介绍了关于无机含氧酸的氧化性和氧化性强弱及其规律；同时介绍了有关含氧酸盐的溶解性和热稳定性，对含氧酸及其盐的性质做了简单的总结。
关键字：含氧酸、氧化性、含氧酸盐Abstract:Information on the inorganic acid oxidation of oxygen and oxidation of strength and its laws at the same time introduced the Salts of the dissolved oxygen and thermal stability, the oxygen-containing acid and its salts to the nature of a simple summary.Key words: Oxidation, solubility, thermal stability引言无机含氧酸为酸根中含有氧原子的酸，均有X-O-H键，有的也含有X-O键等。
无机含氧酸种类繁多，有正酸、原酸、偏酸、亚酸、次酸、高酸、过氧酸等。
无机含氧酸在水中的强度决定于分子中质子转移倾向的强弱。
当中心原子R 的半径小，电负性大，氧化数较高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，在O-H键变弱，容易释放出原子而表现出较强的酸性。
对于同一元素不同氧化态的含氧酸，则高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
1.含氧酸的氧化还原性1.1碳、硅、硼的含氧酸碳、硅、硼的含氧酸分别为H2CO3、H2SiO3和H3BO3;它们均为弱酸，而且几乎没有氧化性和还原性。
1.2同族元素含氧酸的氧化还原性1.2.1氮族元素含氧酸氮、磷、砷可以形成多种含氧酸。
①氮可以形成亚硝酸和硝酸是一种比醋酸略强的弱酸，但很不稳定。
亚硝酸中N处于+3价，因此它既有氧化性，又有还原性。
无机含氧酸的氧化性
无机含氧酸的氧化性（2005.5.28，2中）一、含氧酸氧化性强弱的规律性1、同周期元素最高价含氧酸的氧化性，随着中心元素原子序数的增加而增强。
H 2SiO 3＜H 3PO 4＜H 2SO 4＜HClO 4φφ２、同族元素最高价含氧酸的氧化性，随着中心元素原子序数的增加，主族元素呈现起伏的 “锯齿形”变化，副族元素则表现出减弱的趋势。
HClO 4＜HBrO 4＞H 5IO 6；HMnO 4＞HTeO 4＞HReO 4高卤酸的氧化性2Mn +5H 5IO 6→2MnO - 4+5IO -3+7H 2O+11H在三种高卤酸中，BrO 4-/BrO 3-的电势最高（φ =1.76V ）。
但是，在室温下HBrO 4的氧化性不易表现，要到100℃时反应才明显。
HClO 更不易表现氧化性。
3、同周期的族序相同的主、副元素最高价含氧酸的氧化性，一般说来，主族元素比副族元素为强。
例如，HBrO 4＞HMnO 4；H 2SeO 4＞H 2CrO 44、同一元素不同价态含氧酸的氧化性，在稀溶液中随着价态的升高而减弱（即低价态的氧．．．．．化性较强．．．．）。
HClO ～HClO 2＞HClO 3＞HClO 4，HNO 2＞HNO 3(稀),H 2SO 3＞H 2SO 4(稀),H 2SeO 3＞H 2SeO 4(稀)NO - 3+4H ++3e-NO+2H 2O φ 3/NO)=0.96V, HNO 2+H ++e -NO+H 2O φ0(HNO 2/NO)=1.00V, H 2SO 4+6H ++6e -S+4H 2O ，φ=0.37V ；H 2SO 3+4H ++4e -S+3H 2O ，φ=0.45V ；MnO 4-+4H ++3e -=MnO 2+2H 2O ，φ ；MnO 2- 4+4H ++2e -=MnO 2+2H 2O ，φ ； MnO 4-+4H ++3e -=MnO 2+2H 2O ，φ =1.69V ；MnO 2- 4+4H ++2e -=MnO 2+2H 2O ，φ =2.26V ； MnO 4-+2H 2O+3e -=MnO 2+4OH -，φ=0.60V ；MnO 2- 4+2H 2O+2e -=MnO 2+4OH -，φ=0.62V ； {次卤酸不稳定，至今尚未制得纯的HOX 。
无机含氧酸的氧化性的研究
无机含氧酸的氧化性1 结构无机含氧酸的氧化性具有明显的区域性和递变规律。
例如，p 区高价含氧酸就随着周期变化而变化。
在第二周期 p 区元素的高价含氧酸分子中均存在有∏64 键。
第三周期P区元素高价含氧酸分子中均存在有∏85 键。
由于π键离域的范围越大，体系的能量越低，分子越稳定，所以第三周期 p 区各元素的高价含氧酸与其同族第二周期的元素相比，其氧化性减弱。
第四周期的 p 区元素的 4d 轨道与氧原子的 2p 轨道相比，能量相差较大，不能进行有效地组合，其含氧酸分子中无离域的∏85 键存在，分子的稳定性减小，氧化性较第二、三周期同族元素含氧酸的氧化性强。
第五周期的 p 区元素，其中心原子半径较大，且 5d 轨道的成键倾向又较强，故它们能以激发态 sp3d2 杂化轨道形成八面体结构，其周围的 R-O 数目增加，稳定性增大，氧化性减弱。
第六周期元素于惰性电子对效应而造成其含氧酸氧化性增大。
表1 p 区高价含氧酸的电极电势(Φ/eV)同时，酸的氧化性还受到中心原子电负性、离子电荷半径比的影响。
但其影响对各元素最高氧化态含氧酸氧化性的影响完全可以归于对其中心离子电子云形状的影响，该电子云形状偏离球形对称结构的程度越大，含氧酸氧化性就越强。
能够这样考虑的实质在于中心离子的球形对称结构就像一个弹性球体，当受到外来阳离子、负电荷作用时，部分区域受到压缩而靠近原子核，因受到离子内部电子的排斥具有抵制压缩的能力；其它部分区域被挤出而远离原子核，由于原子核对电子的吸引力而具有抵制被挤出的能力。
当中心离子受到外来正电荷、正离子作用时，可得出相近的结论。
另外，中心离子有一定数目的正电荷，它可以排斥外来正电荷、正离子的干扰，也可以中和外来阴离子的负电荷，减小影响使其电子形状尽量保持球形对称结构。
总之，中心离子是球形对称结构时，对外来电荷有强的抵抗和缓冲能力而保持其自身稳定性。
但是，中心离子成酸后，就偏离了球形对称结构，这种缓冲能力下降或消失，易受还原剂影响，因而氧化性就强。
无机含氧酸的氧化性
无机含氧酸的氧化性（2005.5.28，2中）一、含氧酸氧化性强弱的规律性1、同周期元素最高价含氧酸的氧化性，随着中心元素原子序数的增加而增强。
H 2SiO 3＜H 3PO 4＜H 2SO 4＜HClO 4φφ２、同族元素最高价含氧酸的氧化性，随着中心元素原子序数的增加，主族元素呈现起伏的 “锯齿形”变化，副族元素则表现出减弱的趋势。
HClO 4＜HBrO 4＞H 5IO 6；HMnO 4＞HTeO 4＞HReO 4高卤酸的氧化性2Mn +5H 5IO 6→2MnO - 4+5IO -3+7H 2O+11H在三种高卤酸中，BrO 4-/BrO 3-的电势最高（φ =1.76V ）。
但是，在室温下HBrO 4的氧化性不易表现，要到100℃时反应才明显。
HClO 更不易表现氧化性。
3、同周期的族序相同的主、副元素最高价含氧酸的氧化性，一般说来，主族元素比副族元素为强。
例如，HBrO 4＞HMnO 4；H 2SeO 4＞H 2CrO 44、同一元素不同价态含氧酸的氧化性，在稀溶液中随着价态的升高而减弱（即低价态的氧．．．．．化性较强．．．．）。
HClO ～HClO 2＞HClO 3＞HClO 4，HNO 2＞HNO 3(稀),H 2SO 3＞H 2SO 4(稀),H 2SeO 3＞H 2SeO 4(稀)NO - 3+4H ++3e-NO+2H 2O φ 3/NO)=0.96V, HNO 2+H ++e -NO+H 2O φ0(HNO 2/NO)=1.00V, H 2SO 4+6H ++6e -S+4H 2O ，φ=0.37V ；H 2SO 3+4H ++4e -S+3H 2O ，φ=0.45V ；MnO 4-+4H ++3e -=MnO 2+2H 2O ，φ ；MnO 2- 4+4H ++2e -=MnO 2+2H 2O ，φ ； MnO 4-+4H ++3e -=MnO 2+2H 2O ，φ =1.69V ；MnO 2- 4+4H ++2e -=MnO 2+2H 2O ，φ =2.26V ； MnO 4-+2H 2O+3e -=MnO 2+4OH -，φ=0.60V ；MnO 2- 4+2H 2O+2e -=MnO 2+4OH -，φ=0.62V ； {次卤酸不稳定，至今尚未制得纯的HOX 。
卤素含氧酸的稳定性及其盐氧化还原性的比较
卤素含氧酸的稳定性及其盐氧化还原性的比较姓名：杨颖聪指导教师：桑亚丽赤峰学院化学系09级化学本科班引言恩格斯说过：“科学的发生和发展过程，归根结底是由生产所决定的。
”化学正像其他学科一样，是人类活动实践的产物。
那么，化学研究的是什么呢？简单地说，化学就是研究物质的组成、结构、性质和变化的科学。
下面，就卤素含氧酸的稳定性及其盐氧化还原性做如下讨论：一、卤素及其含氧酸（盐）的结构特征1、卤素原子的结构特征元素周期系第ⅦA族元素包括氟、氯、溴、碘和砹五种元素，总称为卤素。
卤族元素都是典型的非金属，其价层电子构型均为ns2np5，它们很容易得到一个电子形成卤离子，或与另一个原子形成共价键，所以卤素原子都能以-1氧化态形式存在［1］。
除氟外，在一定的条件下，氯、溴、碘的外层ns np成对电子受激发可跃迁到nd轨道，nd轨道也参与成键，故可呈现+Ⅰ、+Ⅲ、+Ⅴ、+Ⅶ氧化态，这些氧化态突出地表现在氯、溴、碘的含氧化合物或含氧酸根中，如：+1: HXO （次卤酸）、+3: HXO₂（亚卤酸）、+5: HXO₃（卤酸）、+7: HXO₄（高卤酸）。
2.卤素含氧酸（盐）的结构特征：含氧酸是酸根中含有氧原子的酸。
非金属元素的含氧酸的酸根，即含氧阴离子，属于多原子离子。
在这样的离子中，中心成键原子与氧原子之间除了形成σ键以外，还可能形成π键，不过由于中心原子的电子构型不同，形成的π键类型不完全一样［2］。
但是，在这些含氧酸的结构中，都含有X─O─H键，有的亦含有X─O键等。
二、卤素含氧酸（盐）的稳定性1、影响含氧酸（盐）热稳定性的因素：含氧酸（盐）的热稳定性与含氧酸根离子的变形性和阳离子的极化作用有关，组成盐的阳离子的离子热越大，且阴离子的变形性越大，则极化作用越强，越易于分解；其次，含氧酸盐分解的焓变大小也是其影响热稳定性的主要因素。
一般来讲，分解焓变越大，盐的热稳定性越高【3】。
2、含氧酸（盐）的稳定性规律：绝大多数含氧酸的热稳定性差，受热脱水生成对应的酸酐。
99%考生不知道的高考化学高分规则
把元素周期表理解透彻元素周期表是学习化学最为关键的地方。
体现元素周期表最重要的实验和理论一定要弄懂。
学好元素周期表能够解释许多问题。
例如：钠，钾，镁分别与水反应的快慢程度实验。
第三周期体现非金属性强弱的含氧酸强弱顺序。
例如：为什么HF能腐蚀玻璃SiO2，而HCl，HBr，HI等不能？因为F的非金属性强于O，所以Si-F键比Si-O键键能大，键长短，键更稳定。
所以向着比SiO2更稳定的SiF4生成的反应方向进行。
而O的非金属性强于Cl，Br，I所以盐酸，氢溴酸和氢碘酸都不能和SiO2反应。
掌握化学的基本概念，归纳总结题型和解题思路掌握基本概念，如元素符号、化学式、化学方程式，以及元素、化合物的性质。
做题时要善于归纳总结题型和解题思路。
化学学科有很强的规律性，掌握了这些规律就能自如地驾驭知识。
如化合价的一般规律：金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价，单质元素的化合价为零，许多元素有变价，条件不同价态不同，等等。
将抽象的知识形象化、具体化一些如核外电子排布及运动规律，电解质的电离、化学鍵及分子的空间构型等都非常抽象的知识中，我们不妨先将其形象化，模型化加以理解，再深入探讨其实质，只有理解了的东西，才有较深刻的记忆。
在学习中，科学地把一些概念、理论形象化，可以帮助加深理解，提高记忆效果。
增强动手画的能力我们需要掌握电子式、结构（简）式并应用于对各种反应进行分析，尝试寻找规律。
这是一个非常重要的能力，尤其是对有机化学。
我们需要掌握电子式、结构（简）式并应用于对各种反应进行分析，尝试寻找规律。
这也是有机推断题的基本功。
现在并不需要掌握机理，只要发现规律就行。
比如甲烷氯代反应：H3C—H+Cl—Cl=光=H3C—Cl+H—Cl，我们完全可以脑补一只手抓住了“H+Cl”，然后翻转180°，嘿，变成“Cl+H”了。
我们把这个“游戏规则”叫做“取代反应”。
重视等效思想等效思想在各个学科中都很重要，等效思想是找同分异构体的关键步骤。
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无机含氧酸的酸性及氧化性的比较1无机含氧酸的酸性无机含氧酸可以的分子式为HmROn，其通式可以写成Hl-Rm--〔O-H〕n，〔其中l,m可以为0，n≥0〕，也可写成ROm-nOHn，其中R称为成酸元素,.无机含氧酸在水溶液中的酸强度取决于酸分子中羟基-O-H的电离程度，也可以用Pka值来衡量。
酸分子羟基中的质子在电离过程中脱离氧原子，转移到水分子中的孤对电子对上，其转移的难易程度取决于成酸元素R 吸引羟基氧原子电子的能力。
如果成酸无素R的电负性越大，R周围的非羟基氧原子数目越多，则其酸性越强。
原因是成酸元素R的电负性越大，则其偏移O的电子越少，从而减小了O原子周围的电子密度增大的趋势，使得其对质子的吸引减弱，有利于质子的转移；非羟基氧原子越多，则分子周围越易形成离域π键，这种键将成酸R原子及O原子包裹在其中，一方面增强了羟基-O-H键的极性，有利于质子的转移，其次使得整个酸基团周围的空间减小，阻碍了质子与O原子上孤对电子的结合，从而使得酸性增强。
含氧酸的酸性一般存在如下规律[1]：(1) 同一成酸元素若能形成几种不同氧化态的含氧酸，其酸性依氧化数递增而递增；如HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO〔原因：从HClO 到HClO4非羟基氧原子逐渐增多，羟基-O-H键的极性增强，质子转移程度增强，故酸性增强〕(2) 在同一主族中，处于相同氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自上而下减弱。
如H ClO＞HBrO＞HIO，HClO2＞HBrO2＞HIO2、HClO3＞HBrO3＞键HIO3、HClO4＞HBrO4＞HIO4〔原因：同主族元素自上而下，成酸元素的电负性逐渐减小，原子半径增大，吸引羟基氧原子的能力依次减小，羟基-O-H键的极性依次减小，所以酸性依次减弱。
〕(3) 在同一周期中，处于最高氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自左至右增强。
如HClO4＞H2SO4＞H3PO4〔原因：同一周期中，从左至右元素的非金属性逐渐增强，成酸元素的电负性逐渐增大，吸引电子对的能力逐渐减小，电子偏向成酸元素R一方的程度增大，含氧酸分子中的氢原子的极化程度增大，所以酸性增强.〕查阅相关资料可知此类酸的酸性强弱可以有鲍林规则来初步判断，具体规则如下：鲍林规则[2]：规则Ⅰ：多元酸的逐级电离常数Ka1、Ka2、Ka3…其数值之比为1∶1×10-5∶1×10-10…如：H3PO4 Ka1=7.6×10-3 Ka2=6.3×10-8 Ka3= 4.4×10-13在P区元素中，其它含氧酸如H2SO3，H2CO3，H3AsO4等均符合规则Ⅰ，其它如H5IO6、H6TeO6、H2SiO3不符合规则Ⅰ。
规则Ⅱ：具有ROm-n（OH）n形式的酸，其Ka值与n的关系是Ka1=105（m-n）-7，m-n为非羟基氧原子的数目。
第一类：当m-n=0，是很弱的酸，Ka1＜10-7；第二类：当m-n=1，是弱酸，Ka1=10-2～10-3；第三类：当m-n=2，是强酸，Ka1=102～103；第四类：当m-n=3，是极强的酸，Ka1＞108。
m-n与酸的强度关系见下表：①表中例外的是H3PO3和H3PO2，对亚磷酸来说，若取P（OH）3的形式，则m-n=0估算其Ka1≈10-7,这是因为亚磷酸是二元酸，其结构简式为HPO（OH）2，它有二个羟基，一个非羟基氧原子，亦即 m-n=1，于是：Ka1≈105（m-n）-7=10-2②同理次磷酸（H3PO2）的结构简式为H2PO（OH）为一元酸，它有一个羟基和一个非羟基氧原子，亦即（m-n）=1，所以Ka1≈10-2。
另外，H2CO3的Ka1值过去测得为4.16×10-7，现经纠正后为2×10-4。
③碳酸（H2CO3）违背上述的理由则不同，按它的结构简式Co(OH)2，预计H2CO3的Ka1≈10-2，但实验测得的Ka1≈10-7，原因是溶质CO2在溶液中所形成的“碳酸”是松驰的水化CO2，不是以Co(OH)2形式存在的。
查阅相关资料[3]可知：298K时，1L水中溶1.45克约〔0.033mol〕，溶解在水中CO2的大部分以弱的水合分子存在，只有1%～4%的CO2与H2O 反应生成H2CO3，实验测得：「CO2」/「H2CO3」=600..经改进实验所测得的 Ka1≈2×10-4，这与预料的结果相接近。
④ H3BO3R的结构结构简式可以写成B〔OH〕3，每个硼原子用3个SP3杂化轨道与3个羟基中的氧原子以共价键结合，但硼酸是一元弱酸也有人认为其为三元弱酸，但它的酸性不是由它本身给出的质子，而是由于它是缺电子分子，接受了来自H2O分子上的孤对电子，而释放出质子，所以才显微弱酸性，所以其不符合上述规则。
补充说明：（不同周期元素的含氧酸之间的关系）纵观p区同族元素最高氧化态含氧酸的酸性，通过不同周期的对比可得出结论[4]：a. 第二周期最高氧化态含氧酸的酸性比同族第三周期要强。
如硝酸（103）大于磷酸（10-2）；b. 第四周期最高氧化态含氧酸的酸性比同族第三周期有的略强如H4GeO4（10-9）大于H4SiO4（10-10）；有的相近如H3PO4与H3AsO4（10-2）。
c. 第五周期最高氧化态含氧酸的酸性明显地弱于第三、四周期。
如H5IO6（10-3）、 H6TeO6（10-7）均为弱酸；2无机含氧酸的氧化性(1)无机含氧酸的氧化性反映的实质是指其成酸元素得电子的能力，成酸元素得电子能力越强，则其氧化性越强。
(2) 氧化性酸的强氧化性表现在如下几个方面：①能与排在常见金属活动性顺序表中氢后面的金属单质反应。
如：Cu+2H2SO4（浓）= CuSO4+SO2↑+2H2O3Ag+4HNO3（稀）= 3AgNO3+NO↑+O2↑②能将变价金属从零价氧化成较高的价态。
如：2Fe+6H2SO4（浓）= Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O3Cu+8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O③能与不太活泼的非金属单质反应。
如：C＋2H2SO4（浓）= CO2↑＋2SO2↑+2H2OC+4HNO3（浓）= CO2↑+4NO2↑+2H2OP+5HNO3（浓）= H3PO4↑+5NO2↑+H2OI2+10HNO3（浓）= 2HIO3↑+10NO2↑+4H2O④能多种元素从较低价态氧化到较高介态。
例如：4HNO3（稀）+FeS=Fe(NO3)3+S↓+NO↑+2H2OHClO+H2SO3=HCl+H2SO4(3) 氧化性酸的氧化性强弱，一般情况下存在以下规律：①对于同一氧化性酸，浓度越大（或溶液中氢离子浓度越大）氧化性越强。
例如：浓硝酸比稀硝酸氧化性强，稀的高氯酸氧化性很弱，但浓高氯酸却有很强的氧化性。
从电极电势上看，增大酸根或氢离子的浓度，氧化能力增强，例如：硝酸根及氢离子浓度增大（尤其是氢离子浓度）电极电势的值变大。
这可由Nernst方程解释：E=Eθ+0,0591/n lg(ox)m／(red)n〔对于有 H+ 参加的反应，氧化态物质应包括 H+ 和酸根，否则不用考虑 H+〕由此方程式可知：增大H+和酸根离子的浓度，均可提高电极电位，从而使酸的氧化性增强。
②同一种元素形成的不同价态的含氧酸，一般低价态的比高价态的氧化性强。
例如： HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4 HNO2＞HNO3③同周期主族元素形成的最高价含氧酸或相对应的低价含氧酸，从左到右，氧化性依次增强。
例如，高氯酸常温下氧化性很强，硫酸浓度大加热时才表现出强氧化性，磷酸则几乎无氧化性。
HClO3＞H2SO3④同族副族元素含氧酸的氧化性随原子序数Z的增加而略有下降。
⑤同主族元素形成的同价态含氧酸，氧化性强弱的规律复杂，一些常见各族元素含氧酸的氧化性强弱顺序如下：HBrO4≈H5IO6＞HClO4 HBrO3＞HClO3＞HIO3 HClO＞HBrO＞HBrOH2SeO4≈H6TeO6＞H2SO4 HNO3＞H3AsO4＞H3PO4(4) 影响含氧酸氧化能力强弱的因素一种含氧酸被还原的难易程度主要取决于四方面的因素[4]：①中心原子（即成酸元素的原子，用R表示）结合电子的能力中心原子电负性愈大，愈容易获得电子而被还原，因而氧化性愈强。
该因素可说明主族元素含氧酸氧化还原能力强弱。
如： HNO3＞ H2SO4＞ H3PO4例外情况H2SeO3≈ H6TeO6＞ H2SO4 HBrO3＞HClO3＞HIO3②中心原子和氧原子之间键（R-O键）的强度含氧酸还原为低氧化态或单质的过程包括R-O键的断裂。
影响R-O键强度的因素有中心原子的电子层结构、成键情况、H+离子反极化作用等。
下面是一些含氧酸根的分子构型及成键情况：③在含氧酸还原过程中伴随发生的其它过程的能量效应在实际的反应中常伴随有一些非氧化还原过程的发生，如水的生成、溶剂化和去溶剂化作用、离解、沉淀的生成、缔合等。
这些过程的能量效应有时在总的能量效应中占有很大比重。
如果这些过程放出的净能量愈多，则总反应进行趋势愈大，即含氧酸的氧化性愈强。
④含氧酸根自身的稳定性（其稳定性与酸根的结构构型，对称性及R-O键强度有关)。
如：硫酸根比亚硫酸根稳定，硝酸根比亚硝根稳定，所以氧化性：H2SO4（稀）<H2SO3；HNO3(稀)<HNO2。
3含氧酸的氧化性与酸性的关系(1) 同一族过渡元素随周期增加其含氧酸的R- O键增强，使酸稳定性增大，酸性依次增强，氧化性逐渐减弱。
原因：含氧酸中心原子和氧原子之间存在着配位键和d－pπ键，相当于一个双键。
根据组成分子轨道的能量近似原则，生成的d－pπ键的倾向顺序是3d<4d<5d。
，。
如Tc、Re的R-O键强，不易断裂。
(2) 对于同一元素形成的几种没同氧化态的酸来说，一般是弱酸（低氧化态）的氧化性强于稀的强酸（高氧化态）。
例如: HNO2强于稀HNO3；H2SO3强于稀H2SO4，这是因为在弱酸分子中存在着H+离子对含氧酸中心原子的反极化作用，使R-O键易断裂。
(3) 同一元素不同氧化态的含氧酸，通常是高氧化态酸的氧化能力弱,而酸性强。
例如：酸性HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO H2SO4 ＞H2SO3 HNO3＞ HNO2 氧化性：HClO ＞HClO2 ＞HClO3 ＞HClO4 H2SO4（稀）<H2SO3；HNO3(稀)<HNO2。
其原因可能是因为在还原过程中氧化态愈高的含氧酸需要断裂的R-O键愈多的缘故。
酸根离子愈稳定，氧化性愈弱。