高中化学酸制酸的规律
高中化学素材集锦19硝酸工业制法的发展
309教育网
309教育资源库 硝酸工业制法的发展
硝酸的工业制法有三种。
第—种是早在17世纪就使用的硝石法，它是利用钠硝石跟浓硫酸共热而得硝酸：
NaNO3+H2SO4（浓）加热
＝NaHSO4+HNO3↑。
由于硝酸较易挥发，所以反应产生的是硝酸蒸气，经冷凝后即为液体。
反应生成的酸式硫酸盐，在高温条件下可进一步与钠硝石反应，生成硫酸正盐和硝酸。
但硝酸在高温时会分解，所以硝石法一般控制在第一步反应。
此方法产量低，消耗硫酸多，又受到原料硝石产量的限制，故已逐步被淘汰。
第二种是电弧法。
它是利用电弧使空气中的氮气和氧气直接化合而成NO：N2+O2放电
＝2NO，这是可逆反应，而且这两种单质互相化合时是吸热的，因此高温对于NO的生成有利。
不过，即使在3000℃，平衡混合物中也仅含有5%的一氧化氮。
工业上用强大的电源产生的电弧做加热器，温度可达4000℃左右，当空气流迅速通过电弧时，空气受到强热，于是就生成少量的一氧化氮。
立刻将混合气体冷却到1200℃以下，然后再进一步冷却，混合气体中的NO 与O2化合而成NO2，最后用水吸收而成硝酸。
该方法耗费大量的电能，同时由于NO的产率较低，当氨氧化法问世后，此法也逐渐被淘汰了。
第三种是氮的催化氧化法。
此方法成本较低，产量高，消耗的电能少，为工业制硝酸常采用的方法。
高中化学 无机含氧酸分子的酸性比较
含氧酸的酸性强弱比较规律含氧酸一般是指，除了成酸元素外，分子组成中还含有羟基，这样的一类物质。
由于这种羟基上的氢原子能以氢离子的形式被电离出来，而使水溶液表现出酸性，所以它也被称之为“羟基酸”。
成酸元素不同、或其价态不同的含氧酸，在酸性强弱方面是有区别的。
含氧酸的组成与其酸性强弱间的关联，在中学化学及无机化学教学中，都占有一定的位置，也是一些化学工作者的关注点之一。
以至于在某些无机化学教材及文献中，也会出现相关讨论。
笔者在这里的工作，只是试图把这些不同层次教学中，有关含氧酸酸性强弱的内容，归纳起来，并使其能有一些关联性及系统性而已。
含氧酸的酸性一般存在如下规律：(1)同一成酸元素若能形成几种不同氧化态的含氧酸，其酸性依氧化数递增而递增；如〔原因：从HClO到HClO4非羟基氧原子逐渐增多，羟基-O-H键的极性增强，质子转移程度增强，故酸性增强〕(2)在同一主族中，处于相同氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自上而下减弱。
如〔原因：同主族元素自上而下，成酸元素的电负性逐渐减小，原子半径增大，吸引羟基氧原子的能力依次减小，羟基-O-H键的极性依次减小，所以酸性依次减弱。
〕(3)在同一周期中，处于最高氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自左至右增强。
如〔原因：同一周期中，从左至右元素的非金属性逐渐增强，成酸元素的电负性逐渐增大，吸引电子对的能力逐渐减小，电子偏向成酸元素R一方的程度增大，含氧酸分子中的氢原子的极化程度增大，所以酸性增强〕•无机含氧酸：•可以的分子式为H m RO n，其通式可以写成(HO)m RO n，也可写成RO m-，其中R称为成酸元素，无机含氧酸在水溶液中的酸强度取决于酸n OH n分子中羟基-O-H的电离程度，也可以用Pka值来衡量。
酸分子羟基中的质子在电离过程中脱离氧原子，转移到水分子中的孤对电子对上，其转移的难易程度取决于成酸元素R吸引羟基氧原子电子的能力。
2024年高考化学实验要点总结
2024年高考化学实验要点总结
：
1. 硫酸与氢氧化钠反应：将硫酸和氢氧化钠溶液混合，观察到生成盐和水的反应。
要注意控制反应温度和配比，避免产生过多的气体。
2. 酸碱指示剂检测酸碱性：使用酸碱指示剂如酚酞、溴甲酚等，加入待测物质中，观察颜色变化来判断溶液的酸碱性。
3. 金属与盐酸反应：将金属片如锌、铁等与盐酸反应，观察气体的产生和金属的溶解，判断金属的活动性和对酸的反应性。
4. 酸与碱中和反应：将一定量的酸和碱混合，逐滴加入，使用酸碱指示剂检测溶液的酸碱度，当溶液中出现颜色变化时停止加入，记录加入的酸碱体积。
5. 酒精和脱水剂实验：将酒精与脱水剂如浓硫酸等混合，观察到产生大量热和气体的反应，同时可以用湿的蓝色石蕊纸测试气体的酸碱性。
6. 金属的活动性实验：将不同金属片放入盐溶液中，观察反应产生的现象，如产生气泡、金属片的溶解等，可以根据表观现象判断金属的活动性顺序。
7. 催化剂实验：将过氧化氢溶液分别加入不同催化剂如铁粉、铜粉等，观察反应的速率和明火的变化，从而判断不同催化剂对反应速率的影响。
总的来说，化学实验要点包括注意安全操作、掌握实验步骤、正确使用实验仪器和观察现象、理解实验目的和结果分析等。
在考试
中，要注重实验基础知识的掌握和对实验原理的理解，有针对性地复习相关实验内容。
【高中化学】硫酸的工业制法PPT课件
原理一、提高原料转化率原理
1、增大反应物的浓度。根据勒夏特列原理，对于达到平衡后的可逆
反应，在其他条件不变时，增大一种反应物的浓度，可使平衡向正反 应方向移动，从而可以提高另一种反应物的转化率。在实际生产中，
常使反应中原料较易得到、价钱比较便宜的反应物的浓度超过反应所
需要的量，从而能提高较贵重原料的利用率。如煅烧黄铁矿制硫酸时， 采用通入过量空气的方法使黄铁矿充分燃烧。 2、逆流吸收原理。用98.3%的浓硫酸吸收时，液体和气体的流向是 相反的，液体自上而下，气体自下而上，使吸收更完全。在热交换中， 冷的和热的气体（或液体），都是采用逆流的方法进行热量交换的。
原理四、经济效益最高原理
LOGO
1、热能充分利用原理。硫酸生产过程中三个主要反应都是放
热的，可在制硫酸的工厂设置锅炉来加热水，用生成的水蒸气
发电。在接触氧化时用放出的热量来预热未起反应的空气。
2、循环原理。许多化学反应是可逆的，为了提高原料的利用
率，化学工业上一般把未起反应的原料分离出来再循环使用，
1、脱水性：可被浓硫酸脱水的物质一般为含 氢、氧元素的有机物，其中蔗糖、木屑、纸 屑和棉花等物质中的有机物，被脱水后生成 了黑色的炭（炭化）。 如C12H22O11===12C + 11H2O
2.吸水性： 就硫酸而言，吸水性有很多用处，比如 很多的气体都可以用浓硫酸来干燥。它是 良好的干燥剂。 这个与脱水性有很大的不 同：脱水性一般反应前没有水，而是H、O 元素以个数比2：1的形式形成水，从有机 物中出来。 除此之外浓硫酸还具有难挥发性（高沸点 ）、酸性和稳定性。
如用接触法制取中把未反应的（不能排放到空气中）加以回收
再通入接触室中继续参加反应，以保证原料的充分利用。
高中化学第五章化工生产中的重要非金属元素1.2硫酸教案2
第2课时硫酸课前自主预习一、硫酸的制备1．古代制法加热胆矾(CuSO4·5H2O)或绿矾(FeSO4·7H2O)制取硫酸。
2．现代工业制法——接触法二、硫酸的性质1．稀硫酸的化学性质具有酸的通性，溶于水完全电离：H2SO4===2H＋＋SO错误!。
2．浓硫酸的特性（1）吸水性浓硫酸能够吸收气体、液体中的水分子及固体中的结晶水，故常用作干燥剂。
（2）脱水性浓硫酸能按水的组成比脱去纸、棉布、木条等有机物中的氢、氧元素。
向蔗糖中加入浓硫酸时，观察到的现象有：①蔗糖变黑；②蔗糖体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状的炭;③放出有刺激性气味的气体。
（3)强氧化性①与金属的反应：除金、铂以外的绝大多数金属都能与浓硫酸作用。
常温下，Fe、Al遇浓硫酸发生钝化.与铜反应的实验探究②与非金属的反应浓硫酸与木炭的反应：2H2SO4（浓）＋C错误!CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。
3．硫酸的用途（1)重要的化工原料，实验室必备的重要试剂。
(2)工业上可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。
（3)用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸，作干燥剂等.三、硫酸盐课堂互动探究硫酸的制备工业上接触法制硫酸的主要设备及生产流程如下图：根据上图回答下列问题：(1)填写下列各进口或出口物质的名称：A含硫矿石(如FeS2）;B炉渣；C二氧化硫、氧气；D尾气(SO2、O2)。
(2）接触法制硫酸分为三个阶段，填写下表：浓硫酸与稀硫酸1．浓硫酸与稀硫酸的比较2.浓硫酸与稀硫酸的鉴别方法（1)取少量蒸馏水，向其中加入少量试样,能够放出大量热的为浓硫酸,反之为稀硫酸。
(2）观察状态：为黏稠状液体的是浓硫酸，而黏稠度较小的是稀硫酸.(3）取体积相等的两液体，用手掂掂，质量较大的是浓硫酸。
(4）取少量试样,向其中加入铁片，若能够产生大量气泡的则为稀硫酸：Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑；若无明显现象（钝化),则为浓硫酸。
高中化学酸碱滴定的曲线解读与应用
高中化学酸碱滴定的曲线解读与应用酸碱滴定是高中化学中的重要实验内容，通过滴定曲线的解读和应用，可以帮助我们更好地理解滴定过程中的化学反应和指示剂的选择。
本文将从滴定曲线的基本形态、曲线解读和应用三个方面进行论述，帮助高中学生和他们的父母更好地掌握酸碱滴定实验。
一、滴定曲线的基本形态滴定曲线是指在滴定过程中，酸或碱溶液的pH值随滴定剂体积的变化而发生的变化。
一般来说，滴定曲线可以分为以下几种基本形态：1. 强酸与强碱的滴定曲线：在滴定过程中，pH值一开始较低，然后随着滴定剂的加入逐渐上升，最后在等量点附近突然上升到较高的值。
这是因为在等量点前，酸和碱的反应会产生水，而水的pH值为中性。
等量点后，滴定剂的过量会使溶液呈碱性。
2. 弱酸与强碱的滴定曲线：在滴定过程中，pH值一开始较低，然后随着滴定剂的加入逐渐上升，但在等量点附近pH值的上升速度较慢。
这是因为弱酸的酸离子和强碱的碱离子在等量点附近的反应速率较慢。
3. 强酸与弱碱的滴定曲线：在滴定过程中，pH值一开始较低，然后随着滴定剂的加入逐渐上升，但在等量点附近pH值的上升速度较快。
这是因为强酸的酸离子和弱碱的碱离子在等量点附近的反应速率较快。
二、曲线解读通过对滴定曲线的解读，我们可以得到以下几个重要的信息：1. 等量点的确定：等量点是滴定过程中酸和碱摩尔比例相等的点，也是滴定反应完成的点。
在滴定曲线上，等量点对应的体积可以通过曲线的突变来确定。
在强酸与强碱的滴定曲线中，等量点对应的pH值较高，而在弱酸与强碱的滴定曲线中，等量点对应的pH值较低。
2. 酸碱溶液的浓度计算：通过滴定曲线上的等量点，可以根据滴定剂的浓度和滴定剂与被滴定物质的摩尔比例来计算酸碱溶液的浓度。
例如，已知滴定剂的浓度和滴定剂与被滴定物质的摩尔比例，可以通过等量点的体积计算出被滴定物质的浓度。
3. 指示剂的选择：指示剂在滴定过程中起到了指示等量点的作用。
在选择指示剂时，需要考虑指示剂的变色范围和等量点的pH值。
高中化学酸的强强规律及应用
高中化学酸的强强规律及应用一、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。
二、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：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。
高中化学 第三章第二节第2课时 pH的计算 酸碱中和滴定教案 新人教版选修4
第2课时 pH 的计算 酸碱中和滴定[明确学习目标] 1.掌握pH 的简单计算，了解pH 在日常生活、生产中的应用。
2.了解混合溶液pH 的计算方法，了解溶液稀释时pH 的变化规律。
3.掌握酸碱中和滴定的原理、操作方法和滴定误差分析。
4.能正确选择指示剂。
一、pH 的计算 1．计算公式pH ＝□01－lg c (H ＋)，K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。
2．计算思路二、酸碱中和滴定及误差分析 1．概念用□01已知物质的量浓度的酸(或碱)测定□02未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。
2．实验用品(1)仪器：□03酸式滴定管(如图A)、□04碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、□05锥形瓶、烧杯等。
(2)试剂：□06标准液、□07待测液、□08指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用①酸性、□09氧化性的试剂一般用□10酸式滴定管，因为酸和氧化性物质能□11腐蚀橡胶。
②碱性的试剂一般用□12碱式滴定管。
3．操作步骤(1)查漏：检查滴定管□13是否漏液。
(2)润洗：加入酸碱反应液之前，滴定管要用□14所要盛装的溶液润洗2～3遍。
(3)装液：将反应液加入到相应的滴定管中，使液面位于“□150”刻度或□16“0”刻度以上某一刻度处。
(4)调液：调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于□17“0”刻度或□18“0”刻度以下某一刻度，并记录读取数值。
(5)滴定：在□19锥形瓶中加入一定体积的待测液，滴入□201～2滴指示剂，开始滴定，达到□21终点时，记录刻度。
4．数据处理重复2～3次实验，取□22平均值代入计算式计算。
5．中和滴定误差分析方法分析误差要根据计算式c 待＝□23c 标·V 标V 待分析：当用标准液滴定待测溶液时，c 标、V 待均为□24定值，c 待的大小取决于□25V 标的大小，V 标偏大，则结果□26偏高；V 标□27偏小，则结果偏低。
高中有机化学酸碱中和反应汇总
高中有机化学酸碱中和反应汇总
酸碱中和反应是有机化学中非常重要的反应之一。
这些反应能够帮助人们理解分子之间的相互作用和反应机制。
在这篇文章中，我们将总结高中有机化学酸碱中和反应的基本知识，以及几种常见的反应。
一、酸碱中和反应的基本知识
酸和碱是化学反应中最基本的概念之一。
酸可以被定义为产生H+离子的化合物，而碱可以被定义为产生OH-离子的化合物。
当酸和碱混合在一起时，它们将发生中和反应，生成水和盐。
二、常见的有机化学酸碱中和反应
1. 醇的酸碱中和反应
醇是一种具有-OH官能团的化合物。
当醇和酸混合时，它们将发生酸碱中和反应，生成醇酸盐和水。
2. 羧酸的酸碱中和反应
羧酸是一种具有-COOH官能团的化合物。
当羧酸和碱混合时，它们将发生酸碱中和反应，生成盐和水。
3. 胺的酸碱中和反应
胺是一种具有-NH2官能团的化合物。
当胺和酸混合时，它们
将发生酸碱中和反应，生成胺盐和水。
三、总结
酸碱中和反应是有机化学中非常重要的反应之一。
它们能够帮
助人们理解分子之间的相互作用和反应机制。
此外，我们还总结了
几种常见的酸碱中和反应的例子，包括醇的酸碱中和反应、羧酸的
酸碱中和反应和胺的酸碱中和反应。
强酸制弱酸 原理
强酸制弱酸原理
强酸制弱酸是通过将强酸与弱酸反应，使其转化为弱酸的过程。
这种转化可以通过酸的中和反应实现。
在强酸制弱酸的过程中，强酸的酸性质会中和掉弱酸的酸性质，从而将其转化为弱酸。
这是因为强酸具有更高的离子化程度和更大的电离度，它们的酸性更强。
而弱酸的电离程度和酸性都较低。
在反应中，强酸的氢离子（H+）与弱酸中的酸根离子（A-）
结合，形成共有结构（HA）。
这种共有结构具有较弱的酸性质，因为它的电离程度较低。
具体而言，强酸制弱酸可以用如下的化学方程式表示：
H+（强酸）+ A-（弱酸酸根离子）→ HA（弱酸）
其中，H+代表氢离子，A-代表弱酸中的酸根离子，HA代表形成的弱酸。
需要注意的是，强酸制弱酸的过程是可逆的反应。
具体来说，将微弱的弱酸溶液与足够多的强酸反应，可以将其转化为强酸。
因此，在实际应用中，需要根据所需的酸性质进行适当的处理，以达到预期的效果。
总结起来，强酸制弱酸的原理是通过强酸与弱酸反应中和，将
弱酸转化为具有较弱酸性的共有结构。
这种过程可以根据需要进行逆反应，实现强酸的制备。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
（ 责任 编辑 罗 艳）
（ Ｃ０ ２过 量 ）
上述反应 中次氯 酸钠 和苯 酚钠分 别与 二氧 化碳 反
应都生成碳酸氢钠 ， 是 因为酸性强弱 为 ： Ｈ Ｃ Ｏ ３ ＞Ｈ Ｃ １ Ｏ
＞Ｃ 。 Ｈ。 ＯＨ ＞ ＨＣ Ｏ ￣， 而次 氯 酸钙 和少量 二氧 化碳反 应 生成碳酸钙 ， 是 由于沉淀物使离 子浓度进 一步减少 的结
由弱酸制强酸还会因为弱酸被 氧化而实 现 ， 此反应 的发生与反应 物 和产物 的氧 化还原 性大 小有 关 。氧 化 还原反应发生 的规律 ： 氧化性强 的氧化剂 ＋还 原性强 的 还原剂 一氧化性弱 的氧化产物＋还原性 弱的还原 产物。
如： ｃ ｌ ２ ＋Ｈ ２ ｓ —Ｓ ＋２ ＨＣ １
、
强 酸 制 弱 酸
酸性较强的酸能够 制取 酸性较 弱的酸 ， 是 因为较强
酸在水 溶液 中的 电离程度大 于较弱酸 ， 电离产生 的氢离 子可以跟较弱酸的酸根 离子结 合 ， 形成 较难 电离 的较弱
虽然硫酸的酸性 比氢硫 酸和 乙二 酸强 ， 但 由于这两
个反应都生成了一种难溶 于强酸 的物 质 ， 所 以反 应也可
Ｓ Ｏ２ ＋Ｃ ｌ ２ ＋２ Ｈ２ Ｏ—Ｈ２ Ｓ Ｏ４ ＋２ ＨＣ ｌ
Ｓ Ｏ２ ＋ Ｎａ Ｃ１ ０＋ Ｈ２ Ｏ— Ｈ２ Ｓ Ｏ ４ ＋ Ｎａ Ｃ１
如： ＨＣｌ ＋Ｃ Ｈ Ｃ Ｏ０Ｎａ —Ｃ Ｈ Ｃ ＯＯＨ＋Ｎａ Ｃ ｌ
２ ＣＨ３ Ｃ ＯＯＨ ＋ Ｎａ ２ Ｃ０３— ２ ＣＨ３ Ｃ ＯＯＮａ＋ Ｈ２ Ｏ ＋
Ｎａ Ｃｌ Ｏ＋ Ｃ Ｏ２ ＋ Ｈ２ Ｏ— Ｎａ ＨＣＯ３ ＋ ＨＣ１ Ｏ Ｃ６ Ｈ５ ＯＮａ ＋Ｃ Ｏ２ ＋ Ｈ２ Ｏ— Ｃ ６ Ｈ５ ＯＨ＋ Ｎａ ＨＣ Ｏ３ Ｃ６ Ｈ５ ＯＨ ＋ Ｎａ ２ Ｃ Ｏ３ 一 Ｈ５ ＯＮａ ＋ Ｎａ ＨＣＯ３ Ｃ ａ （ Ｃ１ ０） ２ ＋ Ｈ２ Ｏ＋ ＣＯ２ 一Ｃ ａ ＣＯ￣ ＋ ２ ＨＣ １ ０（ Ｃ Ｏ２
一
弱酸能制 取强酸 的道 理事 实上是 与强 酸制 弱酸 相 同， 弱酸 能制取 强酸 ， 是使 整个 反应 向总 的离子浓度 减
小 的方 向进行 ， 原因是 生成 的盐 的溶解度很小 。
如： Ｃ ｕ Ｓ ０ ４ ＋Ｈ Ｓ —Ｃ ｕ Ｓ ＋ Ｈ２ Ｓ Ｏ ４
Ｆ ｅ Ｓ Ｏ ￣ ＋ Ｈ２ Ｃ ２ ０４ 一Ｆ ｅ Ｃ ２ ０４ ＋ Ｈ Ｓ Ｏ４
（ 过量 Ｓ Ｏ： ）
少量 ）
Ｃ ａ （ Ｃ１ ０） ２ ＋２ Ｈ２ Ｏ＋ ２ Ｃ Ｏ２ 一 Ｃａ （ ＨＣ ｏ３ ） ２ ＋ ２ ＨＣ ｌ Ｏ
总之 ， 酸制 酸的反应 中 ， 只要 符合 勒夏 特列 原理 和
氧 化 还 原 反应 的 规律 ， 这 样 的化 学 反 应 Ｓ ｉ Ｏ３ ＋ Ｃ０ ２ 一 Ｎａ ２ Ｃ Ｏ３ ＋ Ｈ２ Ｓ ｉ Ｏ３ ２ Ｈ５ ＯＮａ＋ Ｓ Ｏ２＋ Ｈ２ Ｏ一 ２ Ｈ５ ＯＨ ＋ Ｎａ Ｓ Ｏ ３
（ Ｓ （ ） ２ 少量） Ｃ６ Ｈｓ ＯＮａ ＋Ｓ （ ） ２ ＋ Ｈ２ Ｏ— Ｈ５ ＯＨ＋ Ｎａ ＨＳ ０３ （ Ｓ Ｏ ２ 过量 ）
断酸制酸 的复分解反应能不能 发生 ， 除 了要 看酸 的强 弱
三、 弱 酸 制 强酸 １ ． 非 氧 化 还 原反 应 的复 分 解 反 应
还要考虑有没有沉淀 、 气体 、 高 沸点或低 沸点酸 的生成 。 换 句话说 ， 要看 整个反应是否 向着离子浓 度减小 的方 向
进行； 对 于判断 酸制 酸的氧化 还原反 应能不 能发生 ， 一 定 要看是否是强氧化剂制 弱氧化剂 。
Ｎａ ２ Ｓ 【 ） ４ ＋２ ＨＣ １ 十
中学教 学参考
２ 。 １ ３ 年８ 月
总第 ｌ ６ ７ 期
中学 教 学 参 考
热 彘点击
高 中 化 学 酸 制 酸 的 规 律
青 海 乐都 县 第一 中学（ ８ １ Ｏ ７ ０ Ｏ ） 祁媚 媚
酸 制 酸 是 中 学 化 学 一 条 重 要 的 反 应 规 律 。一 般 判
Ｎａ ＮＯ３ ＋ Ｈ２ Ｓ Ｏ， ＝ 兰 Ｎａ ＨＳ Ｏ４ ＋ ＨＮＯ３
以发 生 。
２ ． 氧 化 还 原 反 应
酸分子从体系 中“ 游离” 出去 ， 从而导致 化学平衡 向着生
成较弱酸的方向移动 。（ 依据 酸度常数 可知常见 弱酸 的
酸性 强 弱 ： Ｈ２ Ｓ Ｏ３ ＞ ＣＨ３ Ｃ ＯＯＨ ＞ Ｈ２ Ｃ Ｏ３ ＞ ＨＳ Ｏ ＞
ＨＣｌ Ｏ＞ Ｈ ＯＨ＞ ＨＣＯ￣）
２ ＫＭｎ Ｏ￣ （ Ｈ ） ＋５ Ｓ Ｏ２ ＋２ Ｈ２ Ｏ一 ２ Ｍｎ Ｓ Ｏ４ ＋ Ｋ２ Ｓ ０４
＋２ Ｈ Ｓ ０ ３ Ｃａ （ Ｃ１ Ｏ） ２＋ ２ Ｓ ０２＋ ２ Ｈ２ Ｏ一 ２ Ｃ ａ Ｓ Ｏ４＋ Ｃ ａ Ｃ １ ２ ＋
４ ＨＣ ｌ Ｏ（ 适量 Ｓ Ｏ 。 ）
Ｃａ （ Ｃ１ ０） ２ ＋２ Ｓ ０２ ＋２ Ｈ Ｏ— Ｃ ａ Ｓ Ｏ￣ ＋２ ＨＣｌ ＋ Ｈ２ Ｓ （
果。
二、 高沸点的酸制取低 沸点 的酸
酸的制取跟其 沸点有 相 当的关 系 ， 一 般来 说 ， 是 高
沸点酸制取低 沸点 酸 ， 不易 挥发 的酸制 取易 挥发 性酸 ，
原 理 就是 勒夏 特 列 原 理 。
／ ＼
如： ２ Ｎ ａ Ｃ ｌ ＋Ｈ， Ｓ （ ） ４ （ 浓）
１ ０ ２