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：HFHBrO>HIO;亚卤酸(HXO 2 )酸性：HClO 2 >HBrO 2 >HIO 2 ;卤酸(HXO 3 )酸性：HClO 3 >HBrO 3 >HIO 3 。
　　(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：HClO 4 >HClO 3 >HClO 2 >HClO，H 2 SO 4 >H 2 SO 3 。
　　(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：HClO 4 >H 2 SO 4 >H 3 PO 4 >H 4 SiO 4 。
　　(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:
　　HClO 4  (HO)ClO 3  n=3 很强酸
　　HClO 3  (HO)ClO 2  n=2 强酸
　　H 2 SO 3  (HO) 2 SO n=1 中强酸
　　HNO 2  (HO)NO n=1 中强酸
　　H 3 BO 3  (HO) 3 B 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：
　　H 2 SO 4  >HF>H 4 SiO 4
　　HNO 3  > H 2 SO 3  > CH 3 COOH > H 2 CO 3  > HClO Al(OH) 3
　　HCl>H 3 PO 4  >C 6 H 5 OH
　　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>CH 3 COOH，在PH值相同时，两种酸的物质的量浓度大小关系为[CH 3 COOH] >[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CO 2 ，最终会产生沉淀的是( )
　　A、Na 2 SiO 3 饱和溶液 B、苯酚钠饱和溶液
　　C、CH 3 COONa饱和溶液 D、CaCl 2 饱和溶液
　　解析：硅酸和苯酚的酸性比碳酸的酸性弱，在Na 2 SiO3饱和溶液和苯酚钠饱和溶液中通入过量的CO 2 会析出硅酸沉淀和苯酚沉淀;而CH 3 COOH和HCl的酸性比碳酸强，CO 2 通入CH 3 COONa饱和溶液和CaCl 2 饱和溶液中不会产生沉淀，选A、B。
　　3.逆向思维应用型
　　酸越弱，即酸越难电离出氢离子和酸根离子，反过来思考就意味着电离出的酸根就越容易结合氢离子，反映在弱酸的盐容易水解，且酸越弱，其对应的盐水解能力越强(相同条件下)。弱酸都较难电离，所以在书写离子方程式时，弱酸分子不能拆成离子，在溶液中，氢离子和弱酸酸根也不能大量共存。
　　例3.在Na 2 SO 4 、Na 2 SO 3 、Na 2 CO 3 三种溶液中，已知[SO 4 2- ]=[SO 3 2- ]=[CO 3 2- ]，试比较三种溶液中钠离子浓度的大小。
　　解析：酸性：H 2 SO 3  >H 2 CO 3 ，相同条件下，CO 3 2- 水解的程度比SO 3 2- 的大，而SO 4 2- 不水解，所以当三种溶液中[SO 4 2- ]=[SO 3 2- ]=[CO 3 2- ]时，必有[Na 2 CO 3 ] >[Na 2 SO 3 ] >[Na 2 SO 4 ]，答案即可求出。
　　4.综合运用设计型
　　酸的强弱规律还可以广泛地运用在实验设计类的综合题中，如混合物的分离和提纯、物质的检验、实验证明等。
　　例4、试设计一个实验方案，分离乙酸、苯酚和苯的混合液。
　　解析：分析三种物质的性质，采用以退为进的思路，确定先加NaOH溶液，使乙酸和苯酚转化为易溶于水的离子化合物，分液可得苯。然后通入足量的CO 2 ，利用碳酸的酸性强于苯酚，使苯酚钠转化为苯酚，分液后提取。最后在余液中加入浓硫酸，蒸馏可得乙酸。
　　下面几题留给同学们去练习：
　　1.如何除去CO 2 中少量的HCl和SO 2 气体?
　　2.用实验证明苯酚有弱的酸性。
　　3.只用蒸馏水和PH试纸，区别PH=2盐酸和乙酸两瓶无色溶液。
　　酸碱中和滴定
　　（1）实验原理
　　利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。以标准盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液，待测的氢氧化钠溶液的物质的量浓度为：
　　（2）实验用品
　　蒸馏水、0.1000mol/L盐酸溶液、0.1000mol/L NaOH溶液、酚酞指示剂、甲基橙指示剂；pH计、锥形瓶、烧杯、酸式和碱式滴定管、滴定管夹、铁架台。
　　（3）实验装置
　　（4）实验步骤
　　①滴定前的准备工作：
　　滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录初始读数；
　　锥形瓶：水洗→装液→滴加指示剂。
　　②滴定：
　　左手控制滴定管，右手不停摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。酸碱中和滴定开始时和达到滴定终点之后，测试和记录pH的间隔可稍大些，如每加入5～10 mL酸（或碱），测试和记录一次；滴定终点附近，测试和记录pH的间隔要小，每滴加一滴测一次。
　　③数据处理：
　　（5）实验滴定
　　注意：
　　①最后一滴：必须说明是滴入＂最后一滴＂溶液。
　　②颜色变化：必须说明滴入＂最后一滴＂溶液后溶液＂颜色的变化＂。
　　③半分钟：必须说明溶液颜色变化后＂半分钟内不恢复原来的颜色＂。
　　④读数时，要平视滴定管中凹液面的最低点读取溶液的体积。
　　（6）数据处理
　　按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据 计算。
　　（7）滴定曲线
　　酸碱滴定曲线是以酸碱中和滴定过程中滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的一条溶液pH随酸（或碱）的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱中和滴定过程中溶液pH的变化情况，其中酸碱滴定终点附近的pH突变情况（如上滴定曲线图），对于酸碱滴定中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。
　　02
　　误差分析
　　（1）原理  ， VB是准确量取的待测液的体积，cA是标准溶液的浓度，它们均为定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA大则cB大，VA小则cB小。
　　（2）误差分析
　　以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不当而引起的误差有：
　　步骤
　　操作
　　VA
　　cB
　　洗涤
　　酸式滴定管未用标准溶液润洗
　　变大
　　偏高
　　碱式滴定管未用待测溶液润洗
　　变小
　　偏低
　　锥形瓶用待测溶液润洗
　　变大
　　偏高
　　锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
　　不变
　　无影响
　　取液
　　量取碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
　　变小
　　偏低
　　滴定
　　酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
　　变大
　　偏高
　　振荡锥形瓶时部分液体溅出
　　变小
　　偏低
　　酸式滴定管中部分酸液滴出锥形瓶外
　　变大
　　偏高
　　溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
　　变大
　　偏高
　　读数
　　滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或＂前仰后俯＂)
　　变小
　　偏低
　　滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或＂前俯后仰＂)
　　变大
　　偏高
　　两次滴定所消耗酸液的体积相差太大
　　无法判断
　　03
　　酸碱中和滴定拓展应用
　　中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，还可以迁移应用于氧化还原反应、NaOH和Na2CO3混合溶液与盐酸的反应及沉淀反应。
　　（1）氧化还原滴定法
　　①原理：
　　以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质。
　　②实例
　　a．酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
　　原理：
　　2MnO4++6H++5H2C2O4===10CO2↑+2Mn2++8H2O
　　指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点。
　　b．Na2S2O3溶液滴定碘液
　　原理：
　　2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI
　　指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点。
　　（2）双指示剂滴定法  （以盐酸滴定NaOH和Na2CO3的混合溶液为例）
　　酚酞作指示剂：NaOH+HCl===NaCl+H2O
　　Na2CO3+HCl===NaCl+NaHCO3
　　甲基橙作指示剂：NaHCO3+HCl===NaCl+CO2↑+H2O
　　（3）沉淀滴定法  （利用生成沉淀的反应）
　　应用最多的是银量法，即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl−、Br−或I−的含量。
　　04
　　考试规范答题
　　1. 滴定管检查是否漏水操作
　　①酸式滴定管：
　　关闭活塞，向滴定管中加入适量水，用滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察是否漏水，若2分钟内不漏水，将活塞旋转180°，重复上述操作。
　　②碱式滴定管：
　　向滴定管中加入适量水，用滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察是否漏水，若2分钟内不漏水，轻轻挤压玻璃球，放出少量液体，再次观察滴定管是否漏水。
　　2. 滴定管赶气泡的操作
　　①酸式滴定管：
　　右手将滴定管倾斜30°左右，左手迅速打开活塞使溶液冲出，从而使溶液充满尖嘴。
　　②碱式滴定管：
　　将胶管弯曲使玻璃尖嘴向上倾斜，用两指捏住胶管，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖嘴流出，即可赶出碱式滴定管中的气泡。
　　05
　　例题解析
　　某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来滴定未知物质的量浓度的NaOH溶液，选择甲基橙作指示剂。
　　（1）用标准盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手控制酸式滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛注视______。直到当加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并_____为止。
　　（2）下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度偏低的是_____。
　　A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
　　B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
　　C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
　　D．读取盐酸体积时，开始时仰视读数，滴定结束时俯视读数
　　（3）若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为____mL，终点读数为____mL，所用盐酸的体积为____mL。
　　【答案】
　　（1）锥形瓶内溶液颜色的变化 半分钟内不褪色
　　（2）D
　　（3）0.10　25.90　25.80
　　【解析】
　　（1）滴定实验中规范操作:左控塞，右摇瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
　　（2）误差分析应根据 。酸式滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着水，可将加入的盐酸稀释，滴定相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结果偏高; 待测液的体积一旦确定，倒入锥形瓶后，加蒸馏水不影响OH-的物质的量，也就不影响滴定结果; 若排出气泡，液面下降，故读取的盐酸的体积偏大，结果偏高; 正确读数和错误读数如图所示，使所测结果偏低。