一、常見酸按酸性強(qiáng)弱的分類
習(xí)慣上，按照酸的電離能力的大小，可將酸大致分為以下三類：
1.強(qiáng)酸：如鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、硫酸、硝酸、高氯酸等。
2.中強(qiáng)酸：如亞硫酸、磷酸、氫氟酸等。
3.弱酸：如醋酸、碳酸、氫硫酸、次氯酸等。
二、酸的強(qiáng)弱變化規(guī)律
酸的強(qiáng)弱是由酸本身的組成和結(jié)構(gòu)決定的，表現(xiàn)在其電離能力的大小上。
1.無氧酸 中心元素的原子半徑越大，非金屬性越弱，對氫原子的吸引能力就越弱，酸就越容易電離出氫離子，酸性越強(qiáng)。例如，氫鹵酸的酸性：HF<HCL<HBR<HI。
2.含氧酸 含氧酸的酸性強(qiáng)弱情況比較復(fù)雜，主要有以下幾條規(guī)律：
(1)相同化合價(jià)的不同元素作中心原子，中心原子的原子半徑越小，非金屬性越強(qiáng)，其酸性越強(qiáng)。例如，次鹵酸(HXO)酸性：HClO>HBrO>HIO;亞鹵酸(HXO2)酸性：HClO2>HBrO2>HIO2;鹵酸(HXO3)酸性：HClO3>HBrO3>HIO3。
(2)同種元素作中心原子，中心元素的化合價(jià)越高，酸性越強(qiáng)。例如，酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3。
(3)非金屬性越強(qiáng)，其蕞高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)。例如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4。
(4)酸分子中不與氫原子相連的氧原子數(shù)目越多，酸性越強(qiáng)。美國化學(xué)家鮑林從實(shí)驗(yàn)中總結(jié)出一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律，他把含氧酸用通式表示為(HO)mROn,其中n為非羥基氧原子(即不與氫相連的氧原子)的數(shù)目,n越大,酸性越強(qiáng).例如:
HClO4 (HO)ClO3 n=3 很強(qiáng)酸
HClO3 (HO)ClO2 n=2 強(qiáng)酸
H2SO3 (HO)2SO n=1 中強(qiáng)酸
HNO2 (HO)NO n=1 中強(qiáng)酸
H3BO3 (HO)3B n=0 弱酸
HClO (HO)Cl n=0 弱酸
事實(shí)證明:鮑林的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律對于大多數(shù)含氧酸都是適用的。事實(shí)上，以上諸點(diǎn)是相互聯(lián)系、不可分割的。例如，某中心原子的化合價(jià)較高，就可能與更多的原子形成配位鍵;中心原子所帶的正電荷越多，中心原子的半徑越小，一般來說其吸引電子的能力就越強(qiáng)，其酸性也越強(qiáng)，反之越弱。
3.羧酸的酸性
乙酸極其同系物的酸性變化規(guī)律是：碳原子數(shù)越多，酸性越弱。
三、酸的強(qiáng)弱規(guī)律的應(yīng)用
根據(jù)中學(xué)化學(xué)的要求，高三化學(xué)總復(fù)習(xí)時(shí)，學(xué)生必須理解并熟練地記住以下粗略的酸性強(qiáng)弱變化規(guī)律：
H2SO4 >HF>H4SiO4
HNO3 > H2SO3 > CH3COOH > H2CO3 > HClO Al(OH)3
HCl>H3PO4 >C6H5OH
下面談?wù)勥@一規(guī)律的重要應(yīng)用。
1.離子濃度比較型
利用酸的強(qiáng)弱規(guī)律可以比較一定的條件下酸溶液PH值的大小、導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱和化學(xué)
反應(yīng)速率大小等問題，其本質(zhì)都是要根據(jù)酸的強(qiáng)弱規(guī)律確定溶液中相應(yīng)離子濃度的大小。
例1.PH值相同的等體積的兩份溶液(A為鹽酸、B為醋酸)分別和鋅反應(yīng)，若蕞后有一份溶液中鋅有剩余，且放出的氫氣一樣多，則正確的判斷為( )
①反應(yīng)所需要的時(shí)間A>B ②開始時(shí)反應(yīng)速率A>B
③參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量A=B ， ④整個(gè)反應(yīng)階段平均速率B>A
⑤鹽酸里鋅有剩余 ⑥醋酸溶液里鋅有剩余。
A、③④⑤ B、①③⑥ C、②③⑥ D、②③⑤⑥
解析：兩份溶液的pH相同，即開始時(shí)溶液中的氫離子濃度相同，反應(yīng)的起始速率相等;醋酸為弱酸，與
鋅反應(yīng)過程中能不斷電離出氫離子，氫離子濃度比鹽酸中的大，平均反應(yīng)速率大，放出等量的氫氣所需時(shí)間比鹽酸少;放出氣體一樣多，消耗鋅的量必定相等;根據(jù)酸性HCl>CH3COOH，在PH值相同時(shí)，兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為[CH3COOH] >[HCl]，兩種溶液的體積又相同，所有鋅只能剩余在鹽酸中，應(yīng)選A。
2.強(qiáng)弱互換利用型
化學(xué)反應(yīng)中有一條重要的規(guī)律：強(qiáng)酸制弱酸，需要注意的是，此處的“強(qiáng)”和“弱”具有相對性。實(shí)驗(yàn)室用鹽酸和石灰石反應(yīng)制取二氧化碳、用硫酸和亞硫酸鈉反應(yīng)制取二氧化硫、用稀硫酸或鹽酸與硫化亞鐵反應(yīng)制取硫化氫都是利用這條規(guī)律。這條規(guī)律還有很多重要的應(yīng)用，如判斷酸和鹽之間的反應(yīng)能否發(fā)生、實(shí)現(xiàn)指定物質(zhì)間的轉(zhuǎn)化等。
例2.向下列溶液中通入過量的CO2，蕞終會產(chǎn)生沉淀的是( )
A、Na2SiO3飽和溶液 B、苯酚鈉飽和溶液
C、CH3COONa飽和溶液 D、CaCl2飽和溶液
解析：硅酸和苯酚的酸性比碳酸的酸性弱，在Na2SiO3飽和溶液和苯酚鈉飽和溶液中通入過量的CO2會析出硅酸沉淀和苯酚沉淀;而CH3COOH和HCl的酸性比碳酸強(qiáng)，CO2通入CH3COONa飽和溶液和CaCl2飽和溶液中不會產(chǎn)生沉淀，選A、B。
3.逆向思維應(yīng)用型
酸越弱，即酸越難電離出氫離子和酸根離子，反過來思考就意味著電離出的酸根就越容易結(jié)合氫離子，反映在弱酸的鹽容易水解，且酸越弱，其對應(yīng)的鹽水解能力越強(qiáng)(相同條件下)。弱酸都較難電離，所以在書寫離子方程式時(shí)，弱酸分子不能拆成離子，在溶液中，氫離子和弱酸酸根也不能大量共存。
例3.在Na2SO4、Na2SO3、Na2CO3三種溶液中，已知[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]，試比較三種溶液中鈉離子濃度的大小。
解析：酸性：H2SO3 >H2CO3，相同條件下，CO32-水解的程度比SO32-的大，而SO42-不水解，所以當(dāng)三種溶液中[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]時(shí)，必有[Na2CO3] >[Na2SO3] >[Na2SO4]，答案即可求出。
