2常見酸的酸性強(qiáng)弱的比較精編版

1、常見酸的酸性強(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。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 Cl>S>P>C>Si 則酸性： HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3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， 就是說通常這些

2、酸都顯氧化性而不顯酸性， 比如高錳酸和高氯酸。 在書寫方程式的時(shí)候要注意不要忽略了酸的強(qiáng)氧化性。酸性 HClO4>HClO3>HClO2>HClO（氧化性HClO>HClO2>HClO3>HClO4）H2SO4>H2SO3， HNO3>HNO2， H3PO4>H3 PO3>H3PO2無氧酸（氣態(tài)氫化物的水溶液）酸性強(qiáng)弱的判據(jù)：對(duì)于無氧酸來說，在元素周期表中，鹵素的無氧酸是同周期中最強(qiáng)的，例如HCl > 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，所以硫化

3、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，氫化物酸性越強(qiáng)。如酸性： HI>HBr>HCl>HF(弱酸 )非同一主族元素的無氧酸酸性，需靠記憶。如酸性：HCl>HF>H2S由反應(yīng)方向判據(jù)：1酸 A+鹽 B鹽 A +酸 B則酸性 A>B如：CO2+2HO+NaBO2=H3BO3+NaHCO3， H3BO3+Na2CO3=NaBO2+NaHCO3+H2O，則酸性： H2CO3>H3BO3>HCO3-由 R-O-H 模型來判據(jù)：R 元素的價(jià)態(tài)越來越高， 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-

4、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(OH)2、Al(OH) 3、H2SiO3、 H3PO4、 H2SO4、 HClO4。自左至右，堿性減弱，酸性增強(qiáng)。由電子效應(yīng)來比較: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)。）來加以解釋。且有 Cl 3CCOOH>CH2COOH>CHl2ClCOOH>CH3COOH有機(jī)酸的酸性 :一般來說， 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)?/p>

5、有羧基的存在。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。HClO（4 高氯酸 ）>HI（氫碘酸 ）>HBr（氫溴酸 ）>HCl（鹽酸 ）>H2SO（4 硫酸）>HNO（3 硝酸 ）>HClO3（氯酸 ）（以上為 強(qiáng)酸）>H2 C2 O4 ( 草酸 ） >H2SO3（亞硫酸 ）>H3PO4（磷酸） >CH3COCOOH（丙酮酸 ） >HNO2（亞硝酸 ） >HF （氫氟酸 ）>HCOOH（甲酸 ） ( 以上為 中強(qiáng)酸 ）>C3 H6 O3（乳酸

6、） >C6H5COOH(苯甲酸 )>CH2=CH-COOH(丙烯酸 )>CH3COOH（醋酸） >C2H5COOH(丙酸)>C17H33COOH(油酸 )>C17H35COOH（硬脂酸 ）>H2O·CO2( 即 H2CO3) （碳酸）>H2S（氫硫酸 ）>HClO（次氯酸 ）>HBO（硼酸） >HSiO3（偏硅酸 ）>C H OH（苯酚）33265酸性常用該酸的 標(biāo)準(zhǔn)溶液 （ I=0, 溫度 25攝氏度， 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) 來判斷

7、。（數(shù)值越小酸性越強(qiáng)）HIO3 （碘酸） 0.31H2S2O3（硫代硫酸 ） 0.6H4P2O7 （焦磷酸 ） 0.7H2CrO4（鉻酸 ）0.74HSCN（硫氰酸 ） 0.9H3PO2 （次磷酸 ） 1.23H3PO （亞磷酸 ）1.43HSO（亞硫酸） 1.91HClO2（亞氯酸 ）1.95323H PO （磷酸） 2.18H3AsO（砷酸 ）2.21HNO2（亞硝酸） 3.15344HF（氫氟酸） 3.15HCNO（異氰酸 ）3.48H2CO （碳酸） 3.603H S（氫硫酸） 7.02HClO（次氯酸） 7.53HBrO（次溴酸 ）8.632HCN （氫氰酸 ） 9.21H3BO（硼

8、酸） 9.24H3AsO （亞砷酸 ）339.29H2SiO3 （偏硅酸） 9.77HIO（次碘酸 ）10.64H2O2 （過氧化氫 ）11.652HAlO2 （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 元素隨著原子序數(shù)的

9、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

10、斷而得：同種金屬元素低價(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，誰對(duì)氧離子的吸引力若，就在誰處電離；在A 處電離，該氫氧化物顯堿性，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<CsOH）；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)>Al(OH)3）2常見的弱堿有： Fe（ OH）2Fe（OH）3Cu（ OH）2AgOH Zn(OH)2 Al(OH)