酸碱强弱顺序

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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、氢氟酸等。

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;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。

强酸制弱酸

强酸制弱酸（强强生弱）规律及应用根据酸碱质子理论，凡能提供质子（H+）的粒子（离子或分子）都是酸（如HCl、HNO3、及酸式根离子HCO3-等），酸失去质子后生成的粒子则为该酸的共轭碱；凡能接受质子（H+）的粒子（离子或分子）都是碱(如NH3、NaOH、Ca(OH)2、及弱酸根离子CO32-等)，碱得到质子后生成的粒子则为该碱的共轭酸。

酸和碱反应的实质是质子（H+）的转移。

反应的方向总是朝着生成更难电离的更弱的酸碱的一方进行的，即要符合“强酸制弱酸”或谓“强强生弱”规律，可简记为“左强右弱”。

2CH3COOH + CO32-＝2CH3COO-+ H2CO3（CO2+H2O）酸（强）碱(强) 新碱(弱) 新酸(弱)[例] 已知下列反应能进行完全：①Na2CO3 + 2CH3COOH ＝2CH3COONa + CO2↑+ H2O②CO2 + H2O + C6H5ONa＝C6H5OH + NaHCO3③CH3COONa + HCl ＝NaCl + CH3COOH④C6H5OH + Na2CO3＝C6H5ONa + NaHCO3则根据“左强右弱”规律可得：失H+减弱，酸性减弱酸( H+ ) HCl CH3COOH H2CO3C6H5OH HCO3-碱Cl-CH3COO-HCO3-C6H5O-CO32-(OH-)得H+增强，碱性增强例如：已知多元弱酸在水溶液中电离是分步的，且第一步电离远大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离。

今有HA、H2B、H3C 三种弱酸，且已知下列各反应能发生：①HA + HC2-（少量）＝A- + H2C-②H2B （少量）+ 2A-＝B2- + 2HA③H2B （少量）+ H2C-＝HB- + H3C试回答：(1)相同条件下，HA、H2B、H3C 三种酸中，酸性由强到弱的顺序为H2B> H3C>HA;(2)在A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2-离子中最易结合质子的是C3-，最难结合质子的是HB- .(3)完成下列反应的离子方程式：①H3C + 3OH-（过量）＝C3- + 3H2O ；②2HA （过量）+ C3-＝2A- + H2C-. [解] 由已知①式得HA>H2C-2B>HA，由③式得H2B>H3步电离，电离度逐级锐减，可得相关微粒酸碱性强弱顺序表：失H+减弱，酸性减弱酸：（H+）> H2B > H3C > HB- > HA > H2C- >HC2-碱：HB-< H2C-< B-< A-< HC2-< C3-< （OH-）得H+增强，碱性增强根据顺序表中上行酸的位置可得第(1)H2B> H3C HA>; 由表中下行碱的位置可得第(2)题答案为C3- ; HB- .在表中H3C位于OH-左上,据”左上右下可反应”得(3)①式的反应可以进行完全.据”强强优先”原则可知随OH-用量的增加,H3C 反应的产物依次是H2C-、HC2-、C3-，因题给OH-为过量，所以H3C反应最后产物是C3-，故第(3)C3- + 3H2O；同理第(3)②题答案是2A- + H2C-.练习：等物质的量浓度的两种一元弱酸(HA,HB)的钠盐溶液中,分别通入少量CO2后可发生如下反应:①NaA + CO2 +H2O ＝HA + NaHCO3②2NaB + CO2 + H2O ＝2HB + Na2CO3试比较HB与HA酸性强弱。

溶液的酸碱性及强弱程度

碱
在水溶液中能解离出氢氧根离子（OH-）的化合物，具有苦味和滑腻感，也能使指示剂变色。
酸碱反应
酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水，同时放出热量。
溶液酸碱度表示方法
pH值
酸碱度与浓度关系
表示溶液酸碱度的数值，范围通常在014之间。pH=7时溶液呈中性，pH<7 时溶液呈酸性，pH>7时溶液呈碱性。
结果解释
根据实验数据和相关知识，对实验结果进行解释，如解释为何某种溶液的pH值会随着浓度的变化而变化。
异常情况分析和处理建议
异常数据
01
对于实验过程中出现的异常数据，应进行分析并找出可能的原
因，如测量误差、仪器故障等。
处理建议
02
针对异常情况提出相应的处理建议，如重新测量、更换仪器等，
以确保实验结果的准确性和可靠性。
性。
pH值测量原理
利用玻璃电极和参比电极组成的 pH计，测量溶液中的氢离子活度，并转换为pH值。
测量方法
将pH计浸入待测溶液中，等待电极响应稳定后，读取显示的pH值。
酸碱滴定法原理及应用
酸碱滴定法原理
利用已知浓度的酸或碱溶液，通过滴定管逐滴加入待测溶液中，直到反应完全，根据滴定剂的用量和浓度计算待测溶液的酸碱性。
根据需要配制不同浓度的酸碱溶液。
酸碱指示剂使用
在待测溶液中加入适量的酸碱指示剂，观察颜色变化。
pH值测量
用pH试纸或pH计测量溶液的 pH值，并记录数据。
重复实验
为确保结果准确性，建议重复实验2-3次。
安全防护和废弃物处理
实验室安全规则
遵守实验室安全规则，注意个人防护措施。
酸碱溅出处理
如遇酸碱溅出，应立即用大量清水冲洗，并寻

高中六大强酸四大强碱(高中六大强酸四大强碱口诀)

高中六大强酸四大强碱(高中六大强酸四大强碱口诀)六大强酸跟四大强碱有哪些，写下化学式和名称！强酸 HCl、H2SO4、HNO3、 HBr、HI、HClO4 强碱 NaOH、KOH、Ba(OH)2、 Ca(OH)2六大强酸四大强碱六大强酸：硝酸HNO₃、硫酸H₂SO₄、盐酸HCl、高氯酸HClO₄、氢溴酸HBr、氢碘酸HI。

四大强碱：氢氧化钾K(OH)、氢氧化钠Na(OH)、氢氧化钡Ba （OH)₂、氢氧化钙Ca(OH)₂。

酸性强弱由大到小：HClO₄＞H₂SO₄＞HIHBrHClHNO₃。

碱性强弱由大到小：KOHCa(OH)₂＞NaOHBa(OH)₂。

记忆口诀强酸强碱弱酸弱碱口诀：六大强酸要记清，高氯氢碘氢溴酸，还有硫酸硝酸和盐酸。

四大强碱是要分清，氢氧化钾，氢氧化钠，氢氧化钙，氢氧化钡。

1、电离口诀：“电离电离，遇水便离”。

说明：“遇水便离”是指酸、碱、盐在溶解于水时便同时发生电离，并不是通电后才发生电离。

2、酸碱盐溶液导电原因口诀：“溶液能导电，原因仔细辨，光有离子还不行，自由移动是关键”。

说明：“光有离子还不行，自由移动是关键”是指如果溶液中存在离子，若这些离子不能自由移动，该溶液仍不能导电。

只有溶液中存在自由移动的离子时，溶液才能导电。

3、浓盐酸的特性口诀：“无色刺激有酸味，浓酸挥发成白雾；要问白雾是什么，它是盐酸小液滴”。

说明：若将“它是盐酸小液滴”改为“它是硝酸小液滴”，即成为浓硝酸的特性。

4、浓硫酸的特性口诀：“无色粘稠油状液，不易挥发把水吸；腐蚀皮肤使碳化，沾上硫酸用布拭”。

说明：“把水吸”是指浓硫酸有吸水性，从而推知浓硫酸可作干燥剂。

“沾上皮肤用布拭”是指如果皮肤上沾上硫酸，应立即用布拭去，再用水冲洗。

而不能象处理其它酸一样先用水洗。

六大强酸，四大强碱，酸性，碱性，氧化性分别排序，写出化学式和文字六大强酸：硝酸(HNO₃)、硫酸（H₂SO₄）、盐酸(HCl)、高氯酸（HClO₄）、氢溴酸（HBr）、氢碘酸（HI）四大强碱：氢氧化钾K(OH)、氢氧化钠Na(OH)、氢氧化钡Ba （OH)₂、氢氧化钙Ca(OH)₂因为非金属性越强酸性越强，金属性越强，碱性越强。

酸碱性强弱

弱酸酸性强弱顺序弱酸酸性强弱比较弱酸盐水解先后顺序越弱越水解顺口溜：亚硫磷酸氢氟酸，亚硝酸，甲酸苯甲冰醋酸，碳酸氢硫次氯酸，氰氢后面是苯酚。

即H2SO3>H3PO4>HF>HNO2>HCOOH>苯甲酸>CH3COOH>H2CO3>H2S>次氯酸>HCN >苯酚水解规律：无弱不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性。

（醋酸铵显中性）双水解：两种离子相互促进水解。

铝离子与S2- HS- CO32- HCO3-- SO32- HSO3- ALO2- 双水解彻底方程式用等号且生成物后标上气体沉淀符号Fe3+与CO32- HCO3- 双水解彻底方程式用等号且生成物后标上气体沉淀符号与SO32- HSO3- S2- HS- 因发生氧化还原不能大量共存。

例如：硫化铝能不能在溶液中制取？硫化钠溶液与氯化铝溶液能不能反应？现象：白色沉淀和臭鸡蛋气味的气体。

往氯化铁溶液中滴加硫化钠溶液制过量产生的现象：先生成黄色沉淀再生成黑色沉淀。

其他常见酸如HClO4, H2SO4,HNO3,HI，HBr都是强酸，强酸在水里视作酸性等同碱性：Fe(OH)2>Fe(OH)3>Cu(OH)2NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3弱酸：乙二酸>亚硫酸>磷酸>氢氟酸>亚硝酸> 苯甲酸> 乙酸>碳酸>氢硫酸>次氯酸>硅酸>氢氰酸>苯酚。

酸性越强越越易电离，那么就越难水解！弱碱：氢氧化镁 > 氢氧化银> 一水合氨 > 氢氧化亚铁 > 氢氧化铜 > 氢氧化铁 > 氢氧化铝碱性越弱，形成的盐越易水解!。

酸碱排序

酸性由大到小：
高氯酸>氢碘酸>硫酸>氢溴酸>盐酸>硝酸>碘酸（以上为强酸，了解即可，大学涉及强弱排序）
草酸（乙二酸）>亚硫酸>磷酸>丙酮酸>亚硝酸（以上五种为中强酸）
柠檬酸>氢氟酸>苹果酸>葡萄糖酸>甲酸>乳酸>苯甲酸>丙烯酸>乙酸>丙酸>硬脂酸>碳酸>氢硫酸>次氯酸>硼酸>硅酸>苯酚（其余为弱酸或极弱酸）！
碱：氢氧化钾>氢氧化钡>氢氧化钠>氢氧化锂>氢氧化钙>氨水
三强酸：盐酸、硫酸、硝酸
剩下的都是弱酸
酸性强度排序H2SO4>HCl>HNO3>H2SO3>H3PO4>CH3COOH>SNO2>HF>H2CO3>H2S>HCN
四强碱：氢氧化钾、氢氧化钠、氢氧化钡、氢氧化钙
剩下的都是弱碱
碱性强度排序KOH>NaOH>Ca(OH)2>Ba(OH)2>Mg(OH)2>NH3•H2O
NO3-硝酸根离子NO2-亚硝酸根离子
SCN-硫氰酸根离子CN-氰酸根离子
SO42-硫酸根离子SO32-亚硫酸根离子
S2O82-过硫酸根离子S2O32-硫代硫酸根离子
S2O72-焦硫酸根离子S2O52-焦亚硫酸根离子。

有机物酸碱性的定性判断与应用

nh2nhcoch3nhso2具碱性虽然n上有孤对电子但是由于苯环和乙酰基的影响使得n上电子云密度下降得很多而且空间效应较大不呈碱性为中性而中苯磺酰基强的吸电子作用和较大空间效应使得n上电子云密度下降得更多不易给出电子反而有吸电子的倾向使得n上h易电离出h反而呈弱酸性
第6卷第2期 2002 年 6 月
3 有机酸碱的应用
3. 1 分离化合物分离有机化合物可用某些可逆反应 , 但最常
NaO H
OH
ONa
COONa
H2CO3
OH
COONa
HCl COO H
3. 2 比较活性大小羧酸衍生物发生水解、醇解和氨解的活性顺
序为 :酰卤 > 酸酐 > 酯 > 酰胺。解释这一活性可从反应历程来看 :
52
扬州职业大学学报
第6卷
应 ,因此 N 上的电子云密度下降 , 因此碱性强弱
的顺序为 :甲胺 > 氨 > 苯胺。
表 2 一些有机化合物的碱性
化合物
p Kb
( NR4) 4+O H-
与 NaOH 相当
RN H2
3～5
ArN H2
7 ～ 10
N
N O R C N H2
8. 8 13. 4 中性
CH3 CH2O H + H+ 路易斯碱路易斯酸
CH3 CH2O H2+ 酸碱络合物
在有机化学中这二种酸碱的定义都用到 ,如 : ROH ,用质子酸碱定义常为酸 , 用路易斯酸碱定义常为碱。另外 , 质子酸碱中的酸并不是路易斯酸 ,而是路易斯酸碱络合物。如 HCl ,CH3COOH
收稿日期 :2002 - 04 - 12 作者简介 :吴萍 (1964 - ) ,女 ,扬州职业大学 ,副教授。

高中化学酸性强弱顺序

高中化学酸性强弱顺序酸性强弱顺序是高中化学中重要的基础知识之一，它对于理解酸碱反应、物质性质等问题具有重要意义。

在化学反应中，了解各种酸的强弱顺序可以帮助我们更好地预测反应结果，合理应用化学知识。

一、强酸和弱酸的区分在化学中，酸的强度取决于其在水溶液中的电离程度。

强酸是指在水中完全电离的酸，其水溶液中存在大量的H+离子；而弱酸是指在水中只部分电离的酸，其水溶液中H+离子的浓度较低。

通常，我们可以通过实验测定酸溶液的电导率、酸解离度等来判断其强弱程度。

二、酸性强弱顺序的排列1. 强酸：盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）等。

这些酸在水中完全离解，产生大量氢离子，具有强酸的性质，通常呈强酸性。

2. 弱酸：乙酸（CH3COOH）、碳酸（H2CO3）等。

这些酸在水中只能部分离解，生成的氢离子浓度较低，呈弱酸性。

3. 有机酸：柠檬酸、草酸等。

有机酸是一类含有羧基的有机化合物，其酸性较弱，常常用作食品添加剂和药物原料。

4. 稀硫酸：稀硫酸（H2SO4）比浓硫酸（H2SO4）弱。

在浓硫酸的酸性中，硫酸根离子的作用大于氢离子，使其呈现较弱的酸性。

5. 有机酸盐：乙酸盐、柠檬酸盐等。

部分有机酸的盐也具有一定的酸性，但通常比相应的无机酸弱。

三、酸性强弱顺序的应用1. 化学反应：在化学反应中，酸的强弱决定了其参与反应的活性和方向性。

强酸通常具有更强的腐蚀性和反应性，可以与碱、碱式氧化物等产生中和反应，生成盐和水；弱酸在一些反应中需要加热或者加入催化剂才能发生反应。

2. 工业应用：在工业生产中，我们需要根据酸性强弱顺序选择适当的酸来完成特定反应。

比如，硫酸多用于金属电镀、清洗等工艺中，而乙酸常用于食品添加剂、溶剂等领域。

3. 环境保护：了解酸性强弱顺序也有助于我们对环境污染的认识和治理。

一些强酸的排放会对大气、水体造成污染，影响生态平衡和人类健康。

总的来说，酸性强弱顺序是高中化学中的基础知识，我们应该通过实验、探究等方式深入理解，为今后的学习和工作打下坚实基础。

常见酸的酸性强弱的比较

常见酸的酸性强弱的比较TYYGROUP system office room 【TYYUA16H-TYY-TYYYUA8Q8-常见酸的酸性强弱的比较首先要看你是哪种酸碱理论如果是电离理论。

则Ka越大，越易电离，酸性越强。

如果是质子理论。

则越容易给出质子，酸性越强含氧酸的酸性强弱的判据：在有氧酸根中，主元素的非金属性越强，与氧的结合能力就越强，于是与氢之间的键的键能就越小，氢就越容易游离出来。

①不同元素的最高价含氧酸，成酸元素的非金属性越强，则酸性越强。

如非金属性Cl>S>P>C>Si则酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3②同种元素的不同价态含氧酸，元素的化合价越高，酸性越强。

有些高价酸在通常情况下氧化性强于酸性，就是说通常这些酸都显氧化性而不显酸性，比如高锰酸和高氯酸。

在书写方程式的时候要注意不要忽略了酸的强氧化性。

酸性HClO4>HClO3>HClO2>HClO（氧化性HClO>HClO2>HClO3>HClO4）H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2无氧酸（气态氢化物的水溶液）酸性强弱的判据：对于无氧酸来说，在元素周期表中，卤素的无氧酸是同周期中最强的，例如HCl > H2S。

在氢硫酸溶液里，硫化氢分子内存在着氢键，这个氢键使硫化氢的结构更加稳定，所以氢在水中更加不容易电离出来，所以硫化氢的酸性弱于盐酸的酸性。

①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非同一主族元素的无氧酸酸性，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，则酸性：H2CO3>H3BO3>HCO3-由R-O-H模型来判据：R元素的价态越来越高，半径越小，则R-OH的酸性越强，R元素的价态越低，半径越大，则R-O-H的碱性越强，如第三周期元素的最高价氧化物对应水化物：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4。

有机化学基础知识点整理酸碱性与pH值

有机化学基础知识点整理酸碱性与pH值酸碱性与pH值是有机化学中的重要基础知识点。

了解酸碱性与pH值的概念及其应用，对于深入理解和掌握有机化学是至关重要的。

本文将对酸碱性与pH值进行整理和讲解。

一、酸碱性的概念在化学中，物质分为酸、碱和中性物质。

酸是指能够释放出氢离子（H+）的物质，而碱是指能够释放出氢氧根离子（OH-）的物质。

中性物质既不具有酸性也不具有碱性。

酸碱性的强弱通过pH值进行描述，pH值的范围是0-14，数值越小表示酸性越强，数值越大则表示碱性越强，而pH值为7表示中性。

只有水溶液才有pH值，固体或气体不具有pH值。

二、pH值的计算公式pH值是通过溶液中的氢离子浓度进行计算的。

具体计算公式如下：pH = -log[H+]其中，[H+]代表氢离子的浓度。

以酸性溶液为例，如果某酸性溶液中氢离子的浓度为1×10^-3mol/L，那么该溶液的pH值为3。

反之，如果已知溶液的pH值为3，可以通过计算得到氢离子的浓度为1×10^-3mol/L.三、酸碱中性物质的性质不同的酸碱中性物质具有各自特定的性质和常见的应用。

1. 酸性物质：酸性物质通常具有以下特点：- 酸性物质可与金属反应产生氢气；- 酸性物质与金属氧化物或金属碱反应生成盐和水；- 酸性物质可与碱发生中和反应；- 在水中，酸性物质能够电离产生氢离子。

常见的酸性物质包括盐酸、硫酸、硝酸等。

2. 碱性物质：碱性物质一般具有以下特点：- 碱性物质能够与酸发生中和反应；- 碱性物质能与非金属酸酸性氧化物或酸酸性物质发生反应生成盐和水；- 在水中，碱性物质能够电离产生氢氧根离子。

常见的碱性物质包括氢氧化钠、氢氧化钾等。

3. 中性物质：中性物质既不具有酸性也不具有碱性，不会与酸或碱发生中和反应。

四、酸碱性与生活应用酸碱性与pH值在生活中有着广泛的应用。

1. 食品酸碱性调节：食物的酸碱性可以影响食物的味道、口感和保质期。

调节食物的酸碱平衡能够改善食物的口感和品质。

第二课酸碱滴定法

cKb 0.1000 1.80 10-4 10Kw
2Kb 2 / Kb1c
[OH ]

2 2.30 10-8 1.80 10 0.1000
-4
0.05
Kb1c 1.80 10-4 0.1000
4.2 103
pOH 2.38
pH 14 2,38 11.62
2、酸碱水溶液pH值计算
（1）强酸强碱溶液pH计算
强酸强碱在溶液中全部解离，例如1.0mol· –1 HCl溶液，[H+] =1.0 L mol· –1 ， pH=1.0。 L
H c

a
但是在其浓度(ca)很稀＜10-6 mol· –1时，要考虑水离解出来的H+。 L
根据PBE:
Kw [ H ] ca [OH ] ca [H ]
S2- + H2O
OH- + HS-
Kb 1.41
强弱顺序： S 2- > NH3 > Ac-
3、共扼酸碱对Ka及Kb之间的关系
HAc + H2O H3O+ + Ac
-
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc]
[OH ][ HAc] Kb [ Ac ]
Ac- + H2O
HCO3H6Y2+ 通式: HA
CO32H5Y+ A-
+
+ +
H+
H+ H+
共轭酸
碱
+
质子
共轭酸
conjugate acid
共轭碱
conjugate base

酸碱理论

6
2、定量、
衡量酸(碱强弱的尺度强弱的尺度—— 衡量酸碱)强弱的尺度酸(碱)的解离常数碱的解离常数酸在水中给出质子的能力用质子转移平衡常数的大小来表示. 来表示. 越大， Ka 越大，酸越强碱的接受质子能力则由其加合质子反应平衡常数的大小来衡量. 的大小来衡量.
Kb 越大，碱越强越大，
第三章酸碱反应
酸碱理论概述酸碱平衡中有关浓度的计算缓冲溶液
1
三、酸碱质子理论
1923年丹麦化学家布朗斯特(J.N.Brönsted)与英年丹麦化学家布朗斯特( 国化学家劳莱( 国化学家劳莱(T.M.Lorry) 提出了酸碱质子理论）、酸碱质子理论（一）、酸碱质子理论凡是能够给出质子（的物质（ 1、酸：凡是能够给出质子（H+）的物质（包括分子和离子）都是酸；分子和离子）都是酸；例： HAc → H+ + Ac酸碱 NH4+ → H+ + NH3 酸碱 2、碱：凡是能够接受质子的物质都为碱。凡是能够接受质子的物质都为碱。、例： NH3 + H+ → NH4+ Ac- + H+ → HAc 碱酸
a = γ .c
= a c
γ
15
意义：活度系数衡量活度与浓度的差异。意义：活度系数衡量活度与浓度的差异。表示了离子间力对化学作用能力影响的大小，离子间力对化学作用能力影响的大小，也是衡量溶液偏离理想溶液的尺度. 是衡量溶液偏离理想溶液的尺度.
通常γ ≤1。。
(1)在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中离子的总浓度很在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中,离子的总浓度很在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中离子间力很小，接近于1，可认为a 低，离子间力很小，γ接近于，可认为 = c。。 (2)在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，离子间在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，在一般的强电解质溶液中力较大，就小于1，因此活度就小于浓度。在这种情况下，力较大，γ 就小于，因此活度就小于浓度。在这种情况下，严格地讲，各种平衡常数的计算就不能用离子的浓度，严格地讲，各种平衡常数的计算就不能用离子的浓度，而应用活度。 (3)中性分子活度系数γ近似等于。中性分子活度系数近似等于1。

化学第三节酸碱理论

酸碱反应是由较强的酸和较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。
(三) 酸碱的强弱关系
*
在具有共轭关系的酸碱对中，它们的强度是相互制约的。酸强，其共轭碱就弱；酸弱，其共轭碱就强。
1
另外，一种物质显示酸碱性的强弱，除了与其本性有关外，还与反应对象(或溶剂)的性质有关。
2
(三)、酸碱的强度
一、酸碱质子理论
*
基本概念凡能给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。即酸是质子给予体，碱是质子的接受体。
酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。
HCl
H+ + Cl -
HAc
H+ + Ac -
酸
H+ + 碱
酸与碱的关系可用下式表示为
NaCN → Na+ + CN-
*
电荷均衡式为：
[Na+]+[H+]=[OH-]+[CN- ]
∵ [Na+]=c
∴ c + [H3O+]=[OH-]+[CN- ]
01
02
质子均衡式为：
*
[H+]总＝ [H+]HAc+ [H+]H2O [H+]=[Ac-]+[OH-] 质子均衡(PBE): 质子均衡是指酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数等于碱得到的质子数。
例
计算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。已知 Ka(HAc)=1.74×10-5
[H+]=Kw/[OH-]=10-14/(7.58×10-6) pH = 8.88

无氧酸酸性

根据酸中含氧与否﹐分为含氧酸和无氧酸。

无氧酸，或称氢某酸，即溶于水所得溶液显酸性的二元氢化物。

这类物质在未溶于水时按一般二元化合物命名为某化氢，溶于水后，不管它以何种微粒形式存在于溶液中，都命名为氢某酸。

例如：HCl：氢氯酸（盐酸）HBr：氢溴酸 H2S：氢硫酸 HF：氢氟酸 HI：氢碘酸 HCN：氢氰酸 H2SiF6：硅氟氢酸（氟硅酸）HN3：氢叠氮酸等1、H离子浓度，也就是PH值看酸性强弱是一个泛指概念。

就是说随便什么溶液，只要测其PH值，低的就强，高的就弱。

比如HCl和HI两个水溶液，如果PH都为1，那么你可以说这两个溶液的酸性是一样的。

再比如两个PH都为4的硫酸溶液和醋酸溶液，你也可以说这两个溶液酸性是一样的。

但是如果特指的某个物质的酸性，比如特指HI的酸性，就不能这样看。

他们的酸性是指电离出H离子的难易程度，不一定非要在水中进行。

对于HI和HCl，这两个东西在水中都很容易电离出H离子，因此都是强电解质。

但是HI由于I半径比Cl半径大得多，更容易电离出H离子，所以HI的酸性更大。

只是在水溶液中都是强电解质，分辨不出来哪个更强而已。

如果是对于其它非质子型溶剂，比如DMF等强极性溶剂或者是乙醇等中等极性溶剂来说，它们的电离区别就可以体现出来。

实际HI的酸性比硫酸还要强，是硫酸的6～7倍这样子。

而HCl酸性只有硫酸的1/3左右。

2、酸的强弱与酸性的关系酸的强弱和酸性大小是成正比的！酸越强，等浓度溶液中氢离子浓度越大，溶液的酸性越强。

但是酸性强度并不是衡量腐蚀性的唯一标准！腐蚀性强弱因素还包括：阴离子的生理毒性，阴离子是否具有氧化性等等）例如：盐酸，氢溴酸，氢碘酸这三个是无机酸中最强的酸之三，但是他们阴离子都没有氧化性，所以他们的腐蚀性（对人体）相对较弱，属于二级腐蚀品，和弱酸冰醋酸一样（也为二级腐蚀品）而硫酸也是很强的酸，但是在纯硫酸中，硫酸根氧化性很强，故破坏有机物作用强，对人体强腐蚀性（一级腐蚀品，类似的还有硝酸，高氯酸，高锰酸）另外，有一些弱酸腐蚀性很强，例如：氢氟酸。

酸碱中常见物质的酸碱性与强弱知识点总结

酸碱中常见物质的酸碱性与强弱知识点总结在化学领域中，酸碱性与强弱是两个重要的概念，涉及到化学反应、pH值、物质溶解等方面。

了解常见物质的酸碱性与强弱对于理解化学反应的性质和运用化学知识具有重要意义。

本文将总结常见物质的酸碱性与强弱的知识点，并提供相应的化学反应方程式作为例子加以说明。

1. 酸性物质酸性物质指的是在水溶液中具有酸性的化合物或离子。

常见的酸性物质有盐酸、硫酸、硝酸等。

这些物质在水中会释放出氢离子（H+），使溶液的pH值降低，呈酸性反应。

例如，盐酸（HCl）与水反应的化学方程式如下：HCl + H2O → H3O+ + Cl-2. 碱性物质碱性物质指的是在水溶液中具有碱性的化合物或离子。

常见的碱性物质有氢氧化钠、氢氧化钾、氨水等。

这些物质会释放氢氧根离子（OH-），使溶液的pH值升高，呈碱性反应。

例如，氢氧化钠与水反应的化学方程式如下：NaOH + H2O → Na+ + OH- + H2O3. 酸碱中性物质酸碱中性物质指的是在水溶液中既不呈酸性也不呈碱性的化合物或离子。

常见的酸碱中性物质有水、酒精等。

这些物质在水溶液中不会释放出H+或OH-离子，因此不会改变溶液的pH值。

例如，水（H2O）不会和水发生化学反应，因此没有相应的化学方程式。

4. 强酸与强碱强酸指的是在水溶液中能够完全离解生成H+离子的酸性物质。

常见的强酸有盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）等。

与之相对的是弱酸，弱酸只能部分离解。

例如，盐酸与水反应的化学方程式如下：HCl + H2O → H3O+ + Cl-强碱指的是在水溶液中能够完全离解生成OH-离子的碱性物质。

常见的强碱有氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）等。

与之相对的是弱碱，弱碱只能部分离解。

例如，氢氧化钠与水反应的化学方程式如下：N aOH + H2O → Na+ + OH- + H2O5. 中性溶液与酸碱反应中性溶液指的是pH值在7左右的溶液，其中既不含有过多的H+离子也不含有过多的OH-离子。

如何比较元素非金属性的强弱

如何比较元素非金属性的相对强弱？黄明建一、原子得电子能力的强弱是元素非金属性强弱的本质反映原子．．得电子能力的强弱与元素非金属性的强弱正相关，即：元素原子得电子的能力越强，元素的非金属性就越强。

而原子得电子能力的强弱是由原子结构决定的。

对于原子核外电子层数相同．．．．．．的元素来说，核电荷数越大，原子半径越小，核对外层电子的吸引力越大，原子得电子的能力就越强，元素的非金属性越强；对于原子最外层电子数相同．．．．．．．．（或外围电子层排布相似）的元素来说，核外电子层数越多，原子半径越大，核对外层电子的吸引力越小，原子得电子的能力就越弱，元素的非金属性越弱。

据此，“非金属单质与化合物间的置换反应”就常常成为判断元素非金属性强弱的一个重要依据。

二、以置换反应判断元素非金属性强弱需注意的问题以置换反应作为判断元素非金属强弱的依据，须有一个大前提——非金属单质．．．．．．．在反应中是作．．．，这样才能保证据此判断的结果不与元素非金属性强弱的本质相悖。

．．．．氧化剂例如，下面几个反应：Cl2 + 2NaBr ＝2NaCl + Br2………………①Cl2 + H2S ＝2HCl + S↓………………②Br2 + 2KI ＝2NaBr + I2………………③O2 + 2H2S ＝2H2O + 2S↓………………④反应①②均是Cl2作氧化剂，分别从NaBr溶液和氢硫酸中置换出Br2和S，表现出Cl比Br和S原子得电子能力都要强，所以元素的非金属性强弱次序是：Cl＞Br Cl＞S反应③是以Br2作氧化剂，从KI溶液中置换出I2；反应④是以O2作氧化剂，从氢硫酸中置换出S；表现出Br比I原子得电子能力强、O比S原子得电子能力强，所以元素的非金属性强弱次序是：Br＞I O＞S但是，有些置换反应就不宜用于判断元素非金属性的相对强弱。

例如：I2 + 2KClO3＝Cl2 + 2KIO3………………⑤高温2C + SiO2 === 2CO + Si ………………⑥显然，我们不能因为反应⑤来判断碘元素比氯元素的非金属性强。

还原性强弱怎么判断

还原性强弱怎么判断根据元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱进行判断：如：酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2Si03，可以判断氧化性：Cl＞S＞P＞Si；碱性：NaOH＞Mg(OH)2，可以判断还原性：Na＞ Mg。

1还原性强弱怎么判断1、根据同一氧化还原反应进行判断要依据化学反应方程式比较物质的氧化性(还原性)强弱时，应该先在反应物中找出氧化剂（还原剂），然后在生成物中找出氧化产物（还原产物）。

结论是，氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物。

如：CuO + H2 Cu + H2O 中，CuO是氧化剂，H2是还原剂，H2O 是氧化产物，Cu是还原产物。

氧化性：CuO ＞ H2O；还原性：H2 ＞Cu。

2、根据活动顺序表进行判断（1）金属活动顺序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au还原性逐渐减弱K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+氧化性逐渐增强（2）非金属活动顺序表F2 Cl2 O2 Br2 I2 S P C Si H2氧化性逐渐减弱F- Cl- Br- I- S2还原性逐渐增强3、根据反应条件进行判断。

当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易程度来判断氧化剂的强弱，如：16HCl(浓) + 2KMnO4 ＝ 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2↑①4HCl(浓) + MnO2==MnCl2↑+2H2O + Cl2 ②4HCl(浓) + O2==2H2O + Cl2↑③上述三个反应中，还原剂都是浓盐酸，氧化产物都是氯气，而氧化剂分别是KMnO4 、MnO2、O2①式中KMnO4中常温时把浓盐酸中的氯离子氧化成氯原子②式中MnO2需要在加热条件下才能完成③式中O2不仅需要加热，而且还需要CuCl2做催化剂才能完成。