高考化学专题复习 第九章 元素化学教案.docx
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高考化学专题复习第九章元素化学教案
2019-2020年高考化学专题复习第九章元素化学教案
一、教学基本要求
1．氢卤酸、卤化物
掌握卤化氢性质的变化规律，卤化物的溶解性、水解性（只要求锡、锑、铋盐的水解）；掌握卤离子的性质。
2．氧及氧化物
了解臭氧的结构和性质；掌握过氧化氢的结构与性质；掌握二氧化铅、二氧化锰的性质。
3．氧化物、含氧酸及其盐
掌握ROH规则及鲍林规则；理解含氧酸盐的溶解性与热稳定性；掌握氯的含氧酸及其盐的主要性质及其变化规律；掌握硫酸、亚硫酸、硫代硫酸、过硫酸及其盐的性质；掌握硝酸、亚硝酸及其盐的性质；掌握铋酸钠、重铬酸钾、高锰酸钾的性质。
4．配位化合物
掌握氰合物、异硫氰合物、含氧酸配合物等简单配合物。
二、学时分配：
讲授内容
学时数（10.0）
1.氢卤酸、卤化物
3.5
2.氧及氧化物
2.0
3.氢氧化物、含氧酸及其盐
4.0
4.配位化合物
0.5
三、教学内容
§11—1氢卤酸、卤化物
11.1.1氢卤酸
1.卤化氢的制备
卤化氢的制备可采用由单质合成、复分解和卤化物的水解等方法。
2.卤化氢的性质
卤化氢均为具有强烈刺激性臭味的无色气体，在空气中易与水蒸气结合而形成白色酸雾．卤化氢是极性分子，极易溶于水，其水溶液称为氢卤酸．卤化氢受热分解为氢气和相应的卤素：
2HX=H2+X2
表11-4列出卤化氢的一些重要性质。
从表中数据可以看出，卤化氢的性质依HF-HCl-HBr-HI顺序有规律的变化，唯独氟化氢在许多性质上表现出例外。
例如：
卤化氢的熔、沸点按HCl-HBr-HI的顺序增加，HF则具有反常的熔点、沸点。
卤化氢热稳定性按HF-HCl-HBr-HI顺序降低．
3.卤化氢的热稳定性
卤化氢的热稳定性是指其受热是否容易分解为单质：
2HXH2+X2
卤化氢的热稳定性依HF-HCl-HBr-HI顺序急剧下降。
碘化氢最易分解，当它受热到200℃左右就明显地分解，而气态HF在1000℃还能稳定地存在。
4.氢卤酸的酸性
在氢卤酸中，氢氯酸（盐酸）、氢溴酸和氢碘酸都是强酸，并且酸性按HCl-HBr-HI的顺序增强，只有氢氟酸是弱酸。
氢卤酸酸性的变化可通过卤化氢在水溶液中解离过程各步顺序的焓变和熵变来说明。
氢卤酸的酸性强弱主要与下列三个因素有关：
一是负离子的水合热；二是X的电子亲合能：
三是HX的键能。
虽然F-的水合热很大，同时HF的键能又特别大，而氟的电子亲合能却比预期的小，致使它与其它氢卤酸不同，酸性显著的弱。
氢氟酸还能与二氧化硅、硅酸盐作用生成气态SiF4：
SiO2+4HF＝SiF4十2H2O
CaSiO3+6HF=SiF4+CaF2+3H2O
上述反应可用来刻蚀玻璃，溶解硅酸盐等。
因此氢氟酸不宜贮于玻璃容器中，应该盛于塑料容器中。
5.氢卤酸的还原性
氢卤酸的还原强弱可用（X2/X-）数值来衡量和比较。
X-还原能力的递变顺序为I->Br->Cl->F-,事实上HF不能被一般氧化剂所氧化；与一些强氧化剂入F2,MnO2,KMnO4,PbO2等反应才显还原性；Br-和I-的还原性较强，空气中的氧就可以使他们氧化为单质。
溴化氢溶液在日光、空气作用下即可变为棕色；而碘化氢溶液即使在暗处，也会逐渐变为棕色。
11.1.2卤化物
严格地说，卤素与电负性较小的元素所形成的化合物才称为卤化物，例如卤素与IA、IIA族的绝大多数金属形成的离子型卤化物。
这些卤化物具有高的熔、沸点和低挥发性，熔融时能导电。
但广义来说，卤化物也包括卤素与非金属、氧化值较高的金属所形成的共价型卤化物，如SF6、UF6、SnCl4等。
共价型卤化物固态时为分子晶体，一般熔、沸点低，熔融时不导电，并且有挥发性，如常温下呈气态的SF6，呈液态的CCl4及固态的HgCl2（升汞）。
但是离子型卤化物与共价型卤化物之间没有严格的界限，如FeCl3是易挥发共价型卤化物，它在熔融态时能导电。
卤化物中我们着重讨论氯化物。
1.卤化物的溶解性
大多数卤化物易溶于水。
氯、溴、碘的银盐（AgX）、铅盐（PbX2）、亚汞盐（HgX2）、亚铜盐（CuX）是难溶的。
氟化物的溶解度表现有些反常，例如CaF2难溶，而其它CaX2易溶；AgF易溶，而其它AgX难溶。
这是因为钙的卤化物基本上是离子型的，氟的离子半径小，CaF2的晶格能大，致使其难溶。
而在AgX系列中，虽然Ag+的极化力和变形性都大，但F-半径小难以被极化，故AgF基本上是离子型的易溶于水；而从Cl-到I-，变形性增大，与Ag+相互极化作用增加，键的共价性随之增加，故它们均难溶，且溶解度越来越小。
一般来说，重金属卤化物的溶解度大小次序为：
MFnMCln>MBrn>MIn
此外，金属卤化物的溶解度常因生成配合物而加大。
如]PbCl2在冷水中溶解度较小，在HCl溶液中因与Cl-离子形成配离子而增大了溶解度。
PbCl2+Cl-=PbCl3-
2.卤化物的水解
大多数不太活泼金属（如镁、锌等）的卤化物会不同程度地与水发生反应，尽管反应常常是分级进行和可逆的，却总会引起溶液酸性的增强。
它们与水反应的产物一般为碱式盐与盐酸，例如：
MgCl2十H2O=Mg（OH）Cl+HCl
在焊接金属时常用氯化锌浓溶液以清除钢铁表面的氧化物，主要是利用ZnCl2与水反应产生的酸性。
而SnCl2、SbCl3和BiCl3水解后分别以碱式氯化亚锡Sn（OH）Cl，氯氧化锑SbOCl和氯氧化铋BiOCl的沉淀形式析出。
SnCl2十H2O=Sn（OH）Cl+十HCl
SbCl3+H2O=SbOCl+2HCI
BiCl3十H2O=BiOCl十2HCI
所以在配制这些盐溶液时，为了防止沉淀产生，应将盐类先溶于浓盐酸，然后再加水稀释。
较高价态金属的卤化物（如FeCl3、AlCl3、CrCl3）与水反应的过程比较复杂，不要求掌握。
11.1.3卤离子（X-）的性质
1.还原性
卤素获得电子成为氧化值为-1的X-离子的标准电极电势如下：
电对F／F-Cl2/Cl-Br/Br-I2/I-
／V2.87l.361.090.536
可知卤素单质的氧化性F2>C12>Br2>I2，卤素离子的还原性I->Br->Cl->F-，因此每种卤素都可以把电负性比它小的卤素从后者的卤化物中置换出来。
例如氟可以从固态氯化物、溴化物、碘化物中分别置换氯、溴、碘；氯可以从溴化物、碘化物的溶液中置换出溴、碘；而溴只能从碘化物的溶液中置换出碘。
I-具有较强的还原性，遇氧化剂（Fe3+等）可发生如下反应：
2Fe3+十2I-2Fe2++I2
而在水溶液中，Cu2+的氧化性不算强，由下列电对的值来看，似乎Cu2+难把I-氧化。
Cu2+十e-=Cu+=0.153V
I2十2e-=2I-=0.536V
但实际上却能发生下列反应：
2Cu2++4I-=2CuI+I2
这是由于Cu+与r反应生成了难溶于水的CuI，使溶液中Cu+的浓度变得很小，使中（Cu2+／Cu+）变大，相对来说Cu2+的氧化性增强了。
CuX是难溶盐，但在过量的浓X-溶液中，易形成稳定的CuX2-而溶解。
2.配位性
卤素离子能与金属和非金属离子形成多种配合物，如HF可通过氢键与活泼金属的氟化物形成各种“酸式盐”，如KHF2（KF-HF）、NaHF2（NaF-HF）等：
还可与四氟化硅直接生成比H2SO4酸性还强的氟硅酸。
SiF4+2HF=2H+十SiF62-
例如CdS、Sb2S3等不溶于水和弱酸，但能溶于浓HCl也是因为生成了CdCl42-和SbCl63-配离子的缘故。
HgI2在过量I-离子存在下由于形成曲[HgI4]2-离子而溶解。
HgI2+2I-=[HgI4]2-
碘难溶于水，但易溶于碘化物（如碘化钾）中，主要是由于形成I3-的缘故。
I2+2I-=I3-
I3-可以离解生成I2，故多碘化物溶液的性质实际上和碘溶液相同，实验室常用此反应获得较大浓度的碘水溶液。
从铜的电势图：
Cu2+0.153Cu+0.521Cu
可看出，因此在水溶液中Cu+易发生歧化反应，且K值很大，即在平衡时溶液
中绝大部分Cu+转变为Cu2+和Cu。
例如Cu2O溶于稀Cu2SO4中，得到的不是Cu2SO4而是CuSO4和Cu：
Cu2O十H2SO4=Cu+CuSO4+H2O
只有当Cu+形成沉淀或配合物时,Cu+浓度被大大减小，该歧化反应才能向反方向进行，
例如铜与氯化铜在热浓盐酸中形成+1价铜的化合物：
Cu+CuCl2=2CuCl
CuCl+HCl=HCuCl2
由于生成配离子[CuCl2]-溶液中游离的Cu+浓度非常小，反应可继续向右进行直到完全。
将制得的[CuCl2]-溶液倒入大量水中稀释，会有白色氯化亚铜CuCl沉淀析出：
[CuCl2]-CuCl+CI-
与铜的电势图不同，在酸性溶液中汞的电势图如下：
Hg2+0.920Hg22+0.797Hg
可以看出右<左，因此在水溶液中Hg22+不会发生歧化反应，相反Hg2+却可以将Hg氧化Hg22+：
Hg2+十HgHg22+K=[Hg22+]/[Hg2+]=166（25℃）
这说明在平衡状态下，绝大多数Hg2+可转变Hg22+。
以上反应的K值还不是很大，采取适当措施也可以使平衡向歧化反应方向移动，如加入一种试剂和Hg2+形成沉淀（如OH-、NH3、S2-、CO32-）或形成配合物（如I-，CN-等），大大降低溶液中的Hg2+浓度，就会促使Hg22+歧化反应的进行。
例如，加入一种试剂如I-，能与Hg2+形成稳定的配离子[HgI4]2-大大降低了Hg2+的浓度，就会促使上面反应向左进行，使Hg22+的歧化反应得以进行：
Hg22++4I-=[HgI4]2-+Hg
顺便指出，加入的试剂与Hg22+形成的沉淀有许多是不稳定的，也会发生歧化反应。
例如：
Hg22++H2S=HgS+Hg+2H+
Hg22++2OH-=HgO+Hg+H2O
白色难溶的Hg2C12中加入氨水时也会发生以下歧化反应：
Hg2C12+2NH3=HgNH2Cl（白）+Hg（黑）+lNH4Cl
此反应常用来检验Hg22+。
§11-2氧及氧化物
11.2.1臭氧
1.臭氧
氧单质有两种同素异形体，即O2，和O3（臭氧）。
氧在O2中，两个氧原子通过一个键和两个三电子键结合，由于O2分子中有两个单电子，使O2表现出顺磁性。
①臭氧的形成和臭氧成的作用。
臭氧存在于大气的最上层，由太阳对大气中氧气的强辐射作用而形成。
臭氧能吸收太阳光的紫外辐射，从而提供了一个保护地面上一切生物免受太阳过强辐射的防御屏障—臭氧保护层。
近年来发现大气上空臭氧锐减，甚至于在南极和北极上空已形成了臭氧空洞。
造成臭氧减少的元凶是作为制冷剂和工业清洗剂而广泛应用的化学物质——氯氟烃。
臭氧层的变化还会损害人的免疫系统，破坏整个地球的生态环境。
由此可见，在世界范围内限制氯氟烃的生产，开发研究氯氟烃的代用品势在必行。
②臭氧的结构。
O3的结构比较特殊，组成臭氧分子的三个氧原子构呈V型排列（图11-2）。
中心氧原子采取sp2杂化，形成三个sp2杂化轨道（共有四个电子），它用两个杂化轨道与两端两个氧原子键合，
另一个杂化轨道被孤对电子占据，键角117○。
`除此以外，中
心原子还有一个没有参加杂化的p轨道（被2个电子占据），
两端的两个氧原子也各有一个p轨道（各被1个电子占据），
这三个p轨道相互平行，形成了垂直于分子平面的三中心四O3分子的结构
电子的大键，以表示。
这种大键是不定域（或离
域）键，即成键电子不固定在两个原子之间。
而O2分子中的三电子键，是两个原子之间的键，是定域键，也称为小键，以区别于两个以上原子间所存在的不定域大键。
臭氧分子中无单电子，故为反磁性物质。
③臭氧的性质。
臭氧是浅蓝色，有鱼腥臭味的气体。
臭氧比氧气易溶于水。
臭氧是非常不稳定的，在常温下缓慢分解为氧，当温度高于200℃时则迅速分解。
O3的氧化性仅次于F2，比氧强得多，是最强的氧化剂之一。
臭氧作为氧化剂时，一个氧原子的氧化值还原为—2，同时产生一个普通氧分子，它在酸性和碱性溶液中的标准电极电势为：
O3+2H++2e-O2+H2O，a=2.08V
O3+H2O+2e-O2+2OH-，b=1.24V
O3能氧化许多不活泼的单质如Hg、Ag、S等，还可从碘化钾溶液中使碘析出，此反应常作为O3的鉴定反应。
O3+2I-+2H+I2+O2+H2O
利用臭氧的强氧化性和它不容易导致二次污染这个优点，臭氧能把酚、苯、醇等氧化成无害物质，因而可用于工业废水的处理；臭氧可使许多染料被氧化而褪色，可用来做棉、麻、纸张等的漂白剂和皮毛的脱臭剂；臭氧有很强的氧化力，能杀死多种病菌，可用来消毒水和净化空气。
但是，如果空气中臭氧的含量超过1g/g则对人体健康产生有害影响。
11.2.2过氧化氢的结构与性质
过氧化氢的分子式为H2O2。
过氧化氢为极性分子，其成键作用和水分子一样，氧原子也是采取不等性的sp3杂化，两个sp3杂化轨道中各有两个成单电子，其中一个和氢原子的1s轨道重叠形成H—O键，另一个则和第二个氧原子的sp3杂化轨道重叠形成O—O键。
H2O2分子不是呈H-O-O-H的直线型结构，两个氢原子像在半展开书本的两页纸上，两页纸的夹角93。
51，两个氧原子在书的夹缝上，O-H键和O-O键之间的夹角为96。
52／（见图11，3）。
纯的过氧化氢是近乎无色的粘稠状液体，分子见有氢键，由于极性比水强，在固态和液态时分子缔合程度比水大，所以它的沸点（150℃）远比水高。
过氧化氢能以任何比例与水互溶。
过氧化氢的水溶液叫做双氧水，常用的双氧水H2O2中的质量分数为3％或30％。
过氧化氢分子中存在过氧键—O—O—，使H2O2的性质和H2O有很大的差别。
它的主要化学性质如下：
①弱酸性过氧化氢具有很弱的酸性，是二元酸，在水溶液中解离如下：
H2O2H++HO2-K1=1.5×10-12，
HO2-H++O22-K2=1.0×10-23
过氧化氢能与碱作用生成盐，所生成的盐称为过氧化物。
H2O2+Ba（OH）2BaO2+2H2O
②不稳定性由于过氧基—O—O—内过氧键的键能较小，过氧化氢分子不稳定，易分解。
2H2O2O2+2H2OrHm=-196.21Kj.mol-1：
相对而言，纯的过氧化氢液体稳定些，在常温下基本不分解，光照、加热和增大溶液的碱度都能促使其分解。
溶液中微量杂质、MnO2或重金属离子（如Fe3+、Mn2+、Cu2+、Cr3+等）对H2O2的分解有催化作用。
常将过氧化氢溶液装在棕色瓶中，并避光放于阴凉处。
在放入一些稳定剂，如微量的锡酸钠、焦磷酸钠等，效果则更好。
③氧化还原性过氧化氢中氧的氧化数是—1，处于中间氧化态，它既可以被氧化，也可以被还原，其标准电极电势如下：
酸性溶液：
，H2O2+2H++2e-2H2Oa=+1.776V
O2+2H++2e-H2O2a=+0.695V
碱性溶液：
H2O2+2HO2-+2e-3OH-b=+0.878V
O2+H2O+2e-HO2-+OH-b=-0.076V
由上述电极电势值可见，H2O2无论在酸性或碱性介质中均有氧化性，尤其在酸性溶液中是个强氧化剂，可氧化I-和Fe2+。
H2O2+2H++2I-2H2O+I2
H2O2+2H++2Fe2+2H2O+2Fe3+
还可使黑色的PbS氧化成白色的PbSO4，这一反应用于油画的漂白。
PbS+4H2O2PbSO4+4H2O
在强碱性介质中H2O2能氧化CrO2-（即[Cr（OH）4]-）。
CrO2-+3H2O2+2OH-2CrO42-+4H2O
基于H2O2的氧化性，常把它用作漂白剂、氧化剂和消毒剂。
高浓度的H2O2是火箭燃料的氧化剂。
由于H2O2中O处于中间氧化态，当它遇到比自己更强的氧化剂时，就表现出还原剂的性质。
例如：
MnO4-+5H2O2+6H+2Mn2++5O2+8H2O
2MnO4-+3H2O22MnO2+3O2+2OH-+2H2O
Cl2+H2O22HCl+O2
在工业上常利用H2O2和Cl2的反应，除去漂白过的物件上残余的Cl2。
在定量分析中，常利用H2O2与KMnO4的反应（在酸性介质中）测定H2O2的含量。
④配位性在Ti（IV）盐的酸性溶液中加入H2O2，则生成较稳定的橙色配合物[Ti（H2O2）]2+，可利用此反应测定钛。
TiO22++H2O2[Ti（H2O2）]2+
在铬酸盐的酸性溶液中加入H2O2，生成深蓝色的过氧化铬CrO（O2）2：
HcrO4-+2H2O2+H+CrO（O2）2（蓝）+3H2O
相当于CrO3中两个氧被两个过氧基取代。
CrO（O2）2不稳定，极易分解放出氧：
4CrO（O2）2+12H+4Cr3++7O2+6H2O
为了提高CrO（O2）2的稳定性，其生成反应必须在冷溶液中进行，同时用乙醚或其它有机溶剂如戊醇萃取之。
由于CrO（O2）2在乙醚中能形成较稳定的深蓝色的CrO（O2）2.（C2H5）2O，常利用此反应鉴定Cr（VI）或H2O2。
11.2.3氧化物
1.氧化物的晶体结构与物理性质
氧化物按其组成可分为金属氧化物和非金属氧化物，通式为RxOy久，按照氧化物的键型，可分为离子型氧化物和共价型氧化物，见表11—7。
绝大部分金属氧化物为离子键，固态是离子晶体。
非金属氧化物为共价键，固态时为分子晶体或原子晶体。
离子晶体和原于晶体氧化物的熔点和沸点一般都很高，如MgO和-Al2O3（俗称刚玉）具有高熔点，可做耐火材料。
Cr2O3，和SiO2具有很高的硬度，可用作磨料和填充料。
而分子晶体氧化物的熔点和沸点都很低，不少这类化合物在室温时已呈气态，如CO2、SO3、P4O6和P4O10等。
2.氧化物的酸碱性
除了某些稀有气体之外，几乎所有元素都能生成氧化物。
根据氧化物对酸、碱反应的不同，可将其分为酸性、碱性、两性和中性氧化物（也称不成盐氧化物，如CO、NO等）四类。
3.氧化物的氧化还原性
①二氧化铅PbO2呈褐色，是一种强氧化剂，在硝酸介质中能使二价锰离子Mn2+氧化为紫红色的高锰酸根MnO4-，这个反应可用宋鉴定Mn2+。
2Mn2++5PbO2+4H+2MnO4-+5Pb2++2H2O
酸性介质中它还可将C1-氧化为单质氯。
PbO2+4HCl（浓）PbCl2+C12+2H2O
在工业上PbO2主要用于制造铅蓄电池，铅蓄电池的正极材料是PbO2，电极反应如下：
PbSO4+2e-Pb+SO42-==-0.351V
PbO2+SO42-+4H++2e-PbSO4+2H2O，=1.691V
总反应
PbO2+2H2SO4+Pb2PbSO4+2H2O,=2.042V
②二氧化锰MnO2是灰黑色固体，是锰的最稳定的氧化物，也是自然界中软锰矿的主要成分。
MnO2不溶于水，显两性，与它相应的水合物Mn（OH）4或MnO（OH）2也显两性。
MnO2在中性溶液中是稳定的，在酸性溶液中是较强的氧化剂，本身被还原为Mn2+。
例如MnO2与浓HCl共热可制备C12气，与浓H2SO4共热能放出氧气。
MnO2+4HClMnCl2+2H2O+Cl2
2MnO2+2H2SO42MnSO4+2H2O+O2
二氧化锰在碱性介质中可被一些较强氧化剂（如KClO3，O2等）氧化为+6价的锰。
例如将MnO2和O2或固体的KClO3一起共熔，可得到绿色的锰酸钾K2MnO4。
2MnO2+4KOH+O22K2MnO4+2H2O
3MnO2+6KOH+KClO33K2MnO4+KCl+3H2O
二氧化锰常用作氧化剂（如大量用于干电池的制造）和催化剂，还常用于制造火柴、玻璃和其它锰的化合物。
§11-3氢氧化物、含氧酸及其盐
11.3.1氢氧化物、含氧酸酸性的相对强弱
1．R—O—H规则
氧化物的水合物形成酸或碱，其组成均可用R—O—H通式表示。
R称为中心离子或原子，如果解离时在R—O键处断裂，即按碱式解离，则呈碱性；如果在O—H键处断裂，即按酸式解离，则呈酸性：
R十O—HR—O十H
碱式解离酸式解离
R—O—H究竟进行酸式解离还是碱式解离，以及解离的程度如何，其影响因素比较复杂。
一般由R元素的电荷多少以及半径大小等因素来决定，可由“离子势”来衡量阳离子极化作用的强弱：
离子势（）=
在R—O—H中，若R的值大，则R极化作用强，氧原子的电子云将偏向R，使O—H键的极性增强，则R—O—H以酸式电离为主；若R的值小，则
R—O—H倾向于进行碱式解离。
据此，有人提出用以下值（r以nm为单位）作为判断R—O—H酸碱性的标度。
现以第三周期及IIA族元素氧化物的水合物为例，说明它们的酸碱性递变与值的关系。
（见表11-10、11-11）
值
<7
7-10
>10
R—O—H酸碱性
碱性
两性
酸性
同一族元素，例如IIA族元素的氢氧化物M（OH）2，从表11-1l所列的存值可见，
Be（OH）2为两性氢氧化物，其余都是碱性氢氧化物，而且碱性依Be到Ba的顺序逐渐增强。
离子势判断氧化物水合物的酸碱性只是一个经验规律，它能够指明酸碱性的变化规律，但它不能回答某一氢氧化物酸碱的强度。
计算表明，它对某些物质（当R为非8电子构型离子时）是不适用的，如Zn（OH）2的Zn2+离子半径为0.074nm，=5.2，按酸碱性的标度Zn（OH）2应为碱性，而实际上Zn（OH）2为两性。
Cr（OH）3、Sn（OH）2、Pb（OH）2等都是两性物质。
2．鲍林规则
简单含氧酸分子可以写成ROm-n（OH）n，其中m-n为非羟基氧原子数（不与氢原子键合的氧原子数）。
应用VSEPR理论可推知酸分子或离子的空间构型。
空间构型为四面体、三角锥时，中心原子R以sp3杂化轨道成键；若为平面三角形或v字形时，以sp2杂化轨道成键，有可能生成大键（羟基氧原子不参与大键的生成）。
R与非羟基氧原子之间的化学键一般写成配键RO形式，仅C、N可写成双键。
鲍林规则可以用经验式：
pKi=2-5（m—i）半定量地估计含氧酸的强度，Ki为酸的第i级解离常数。
它包括如下两条：
规则1：
判断含氧酸酸性的相对强弱，m-n值越大，酸性越强，见下表：
m-n
Ki
酸强度
举例
0
<10-8
弱
HClO,HBrO,H3AsO3,H3BO3
1
10-2～10-4
中强
H2SO3,HNO2,H3PO4
2
～103
强
HClO3,H2SO4,HNO3
3
～108
很强
HClO4
这一经验规则有着广泛地用途。
m-n值越小，酸性越弱。
例如：
m-n
3210
含氧酸
酸性
相对强弱
HClO4>HClO3>HClO2>HClO
HClO4>H2SO4>H3PO4
HNO3>HNO2
规则2：
多元含氧酸的分步解离常数Ka1:
Ka2:
Ka3=1:
10-5:
10-10
还值得指出以下几点：
（1）H3PO3、H3PO2（次磷酸）的结构式分别为（HO）2HPO和（HO）H2PO，H3PO3是
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