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。
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。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。
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：
H2SO4 >HF>H4SiO4
HNO3 > H2SO3 > CH3COOH > H2CO3 > HClO Al(OH)3
HCl>H3PO4 >C6H5OH
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>CH3COOH，在PH值相同时，两种酸的物质的量浓度大小关系为[CH3COOH] >[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CO2，最终会产生沉淀的是( )
A、Na2SiO3饱和溶液 B、苯酚钠饱和溶液
C、CH3COONa饱和溶液 D、CaCl2饱和溶液
解析：硅酸和苯酚的酸性比碳酸的酸性弱，在Na2SiO3饱和溶液和苯酚钠饱和溶液中通入过量的CO2会析出硅酸沉淀和苯酚沉淀;而CH3COOH和HCl的酸性比碳酸强，CO2通入CH3COONa饱和溶液和CaCl2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Na2SO4、Na2SO3、Na2CO3三种溶液中，已知[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]，试比较三种溶液中钠离子浓度的大小。
解析：酸性：H2SO3 >H2CO3，相同条件下，CO32-水解的程度比SO32-的大，而SO42-不水解，所以当三种溶液中[SO42-]=[SO32-]=[CO32-]时，必有[Na2CO3] >[Na2SO3] >[Na2SO4]，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CO2，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CO2中少量的HCl和SO2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。
（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。
（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 | ||
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。
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。
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。
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