常見(jiàn)酸的酸性強(qiáng)弱的比較

1、常見(jiàn)酸的酸性強(qiáng)弱的比較首先要看你是哪種酸堿理論如果是電離理論。則 Ka越大，越易電離，酸性越強(qiáng)。如果是質(zhì)子理論。則越容易給出質(zhì)子，酸性越強(qiáng)含氧酸的酸性強(qiáng)弱的判據(jù)：在有氧酸根中，主元素的非金屬性越強(qiáng)，與氧的結(jié)合能力就越強(qiáng)，于是與氫之間的鍵的鍵能就越小， 氫就越容易游離出來(lái)。 不同元素的最高價(jià)含氧酸，成酸元素的非金屬性越強(qiáng)，則酸性越強(qiáng)。如非金屬性CI>S>P>C>Si則酸性：HCIQ'HSOHPQ'HCOHSiOs 同種元素的不同價(jià)態(tài)含氧酸，元素的化合價(jià)越高，酸性越強(qiáng)。有些高價(jià)酸在通常情況下氧化性強(qiáng) 于酸性，就是說(shuō)通常這些酸都顯氧化性而不顯酸性，比如高錳酸和

2、高氯酸。在書(shū)寫(xiě)方程式的時(shí)候要注意 不要忽略了酸的強(qiáng)氧化性。酸性 HCIQ>HCIQ>HCIQ2>HCI0 （氧化性 HCI0>HCIQ>HCIQ>HCIQ4）H 2SOHSO, HNO>HNO, HPQ>HPQ>HPO無(wú)氧酸（氣態(tài)氫化物的水溶液）酸性強(qiáng)弱的判據(jù)：對(duì)于無(wú)氧酸來(lái)說(shuō)，在元素周期表中，鹵素的無(wú)氧酸是 同周期中最強(qiáng)的，例如HCI > H 2S。在氫硫酸溶液里，硫化氫分子內(nèi)存在著氫鍵，這個(gè)氫鍵使硫化氫的結(jié)構(gòu)更加穩(wěn)定，所以氫在水中更加不 容易電離出來(lái)，所以硫化氫的酸性弱于鹽酸的酸性。 同一主族元素，核電荷數(shù)越多，原子半徑越大，氫化物

3、酸性越強(qiáng)。如酸性：HI>HBr>HCI>HF（弱酸） 非同一主族元素的無(wú)氧酸酸性，需靠記憶。如酸性：HCI>HF>HS由反應(yīng)方向判據(jù)：酸A+鹽鹽A +酸B'則酸性A>B '如：CO+2HO+NaB2=H3BO+NaHCQ H3BO+NCO=NaBG+NaHC&F2O,則酸性：HCO>HBO>HC®由R-O-H模型來(lái)判據(jù)：R 元素的價(jià)態(tài)越來(lái)越高，半徑越小，則R-OH的酸性越強(qiáng)，R元素的價(jià)態(tài)越低，半徑越大，則R-O-H的堿性越強(qiáng)，如第三周期元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物：NaOH Mg（OHH AI（OH） 3、H2S

4、Q3、HPO4H2SQ、HCIQ。自左至右，堿性減弱，酸性增強(qiáng)。由電子效應(yīng)來(lái)比較：羧酸酸性強(qiáng)弱跟烴基和羧基的相互影響有一定的關(guān)系，這種相互影響常用誘導(dǎo)效應(yīng)（誘導(dǎo)效應(yīng)是指在有機(jī)分子中引入一原子或基團(tuán)后，使分子中成鍵電子云密度分布發(fā)生變化，從而使化學(xué)鍵發(fā)生極化的現(xiàn)象，稱為誘導(dǎo)效應(yīng)。）來(lái)加以解釋。且有 Cl3CCOOHCH2COOHGCICOOHCCOOH有機(jī)酸的酸性：一般來(lái)說(shuō)，分子量越大的酸酸性越弱。因?yàn)樵谟袡C(jī)酸中，酸顯酸性是因?yàn)橛恤然拇嬖?。如果酸的原子量很大，與羧幾相連的碳與羧基中的氧的碳氧鍵就越弱，相應(yīng)的氧氫鍵就越強(qiáng)，所以氫就越不容易 游離出來(lái)。HCIO4 （高氯酸）HI （氫碘酸）HBr

5、（氫溴酸）HCI （鹽酸）fSQ （硫酸）HNO（硝酸）HCIO3 （氯酸） （以上為強(qiáng)酸）FK2Q（草酸）HSO（亞硫酸）HPQ （磷酸）CHCOCOOH丙酮酸）HNO（亞硝酸）HF （氫氟酸）HCOOH（甲酸）（以上為中強(qiáng)酸）GH5Q （乳酸）GH5COOIH苯甲酸）CH2=CH-COOH丙烯酸）CH3COO（醋酸）C2H5COOH丙酸）Ci7H33COOH油 酸）Ci7H35COOH硬脂酸）"O CQ（即 HbCO）（碳酸）"S （氫硫酸）HCIO（次氯酸）HBO （硼酸）"SiO3（偏硅酸）C6H5OH （苯酚）酸性常用該酸的 標(biāo)準(zhǔn)溶液（1=0,溫度25攝

6、氏度，1標(biāo)壓，C=1.0 mol/L）的PKa表示，即酸度常數(shù)。在弱酸中，應(yīng)依照酸的 解離常數(shù)來(lái)判斷。（數(shù)值越小酸性越強(qiáng)）HIO3 （碘酸）0.31H2SO（硫代硫酸）0.6H4P2O （焦磷酸）0.7H2CrC4（鉻酸）0.74HSCN（硫氰酸）0.9H3PO （次磷酸）1.23HPO （亞磷酸）1.43H2SO （亞硫酸）1.91HCIO2（亞氯酸）1.95HPQ（磷酸）2.18H3AsC4 （砷酸）2.21HNO2（亞硝酸）3.15HF （氫氟酸）3.15HCNO（異氰酸）3.48H2CO（碳酸）3.60H2S （氫硫酸）7.02HCIO（次氯酸）7.53HBrO（次溴酸）8.63HCN

7、 （氫氰酸）9.21H3BO （硼酸）9.24H3AsO（亞砷酸）9.29H2SQ3 （偏硅酸）9.77HIO（次碘酸）10.64H2Q（過(guò)氧化氫）11.65HAIO2 （偏鋁酸）12.2堿的堿性強(qiáng)弱的比較總原則：根據(jù)堿的電離常數(shù)的大?。簤A的電離常數(shù)越大，該堿的堿性越強(qiáng)。推論：金屬陽(yáng)離子的水解常數(shù)越大，由該金屬原子在該價(jià)態(tài)組成的氫氧化物的堿性越弱。1、金屬元素的電負(fù)性越小，該金屬的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性越強(qiáng)。A） 一般金屬活動(dòng)性越大（即金屬活動(dòng)性順序表中排位越靠前），該金屬的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性越強(qiáng)。B）元素周期表中，同周期的金屬 主族元素隨著原子

8、序數(shù)的遞增，該金屬的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性越弱；同周期的金屬副族元素隨著原子序數(shù)的遞增，該金屬的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性越弱；同周期的金屬主族與副族元素之間不能應(yīng)用此規(guī)律。C） 元素周期表中，同族的金屬主族元素隨著原子序數(shù)的遞增，該金屬的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性越強(qiáng)；一般同族的金屬副族元素隨著原子序數(shù)的遞增，該金屬的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性越弱。2、同種金屬元素不同價(jià)態(tài)的氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性的判斷方法可根據(jù)鹽類水解的規(guī) 律：鹽中有弱（酸或堿根）就水解，越弱越水解，水解產(chǎn)物越穩(wěn)定，判斷而得：同種金

9、屬元素低價(jià)態(tài)的 氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性比其高價(jià)態(tài)的氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（即氫氧化物）的堿性。 其實(shí)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性可用離子鍵理論解釋 R離子和氫離子中，誰(shuí)對(duì)氧離子的吸引力若，就在誰(shuí)處電離；在A處電離，該氫氧化物顯堿A % 性，在B處電離，該氫氧化物顯酸性。隨著同主族的R的原子序數(shù)的增大， R的半徑也遞增，對(duì)氧離子的引力自然減弱，越顯堿性（如：堿性:LiOH<NaOH<KOH<RbOH<C）OH同樣，隨著同周期的 R的原子序數(shù)的增大， R的半徑減小，對(duì)氧離子的引 力增強(qiáng)，越顯酸性（如：堿性： NaOH>Mg（OH>AI（OH） 3）常見(jiàn)的弱堿有： Fe （ OH 2 、Fe （OH 3、Cu （OH 2、AgOH、Zn（OHb、ai（oh）3、Mg （