hfhclhbhi(hf和hcl哪个更稳定)

导语：化学解惑：HF、 HCl、 HBr、 HI 水溶液的酸性为什么依次增强？

卤化氢的水溶液分别叫氢氟酸、氢氯酸(盐酸)、氢溴酸、氢碘酸。在稀溶液(约0.1 mol/L) 中，HF为弱酸，HCl、HBr、HI为强酸，且酸性依次增强，HX在水溶液中酸性的变化规律可以从热力学和物质结构2个角度加以说明。

(1) 从热力学角度来看，氢卤酸的电离倾向可据HX在水中电离的自由能变

ΔGθ值和电离常数Ka (表3-4)作出判断：ΔGθ值越负，Ka越大，酸性越强。

由表中数据可知：HF为弱酸，其他HX均为强酸。

ΔG=ΔH-TΔS，决定自由能变ΔG的因素为焓变ΔH与熵变ΔS，焓减熵增有利于HX的电离。从焓变来看，HX(aq)电离反应的ΔH均为负值，即都是放热过程，但HF放出的热量比其他HX少得多，这主要是因为HF的键能比其他HX大得多；从熵变来看，HI熵增，HBr、HCI熵减程度不大，HF熵减最大，这是因为HF和F-、H3O+与F-可以形成强的氢键使熵减小。同时，电离过程的熵变与离子水化有关，离子水化程度越大，熵减程度越大。F半径最小、水化程度最高，因而熵减最明显。焓变和熵变均不利共同导致HF解离时ΔGθ最大，Ka极小，所以HF为弱酸。

(2)从物质结构角度来看，氢化物分子酸性强弱取决于与H直接相连的原子上电子密度的大小。原子电子密度越大，对H吸引力越强，则H越难电离，酸性越弱。而原子电子密度的大小与原子半径及所带电荷数有关，通常，原子的负

氧化态越高，半径越小，原子的电子密度越大。例如，同周期主族元素的氢化物(如NH3、H2O、HF等)从左至右，原子的负氧化态逐渐降低，半径逐渐减小，负氧化态的降低为主要因素，故原子的电子密度逐渐减小，与H的作用力逐渐减弱，氢化物的酸性逐渐增强；对于同主族元素的氢化物而言，与H相连的原子的负氧化态相同,但从上至下原子半径逐渐增大,导致原子电子密度逐渐减小，与H的作用力逐渐减弱，故氢化物的酸性逐渐增强。因此，HF、HCl、 HBr、HI水溶液的酸性呈现.上述变化规律。

另外，HF水溶液的酸性特别弱还与氢键的形成有关。在HF水溶液中，一方面，HF分子间会因氢键的作用缔合为相对不自由的分子，这种缔合效应相当

于减小了HF的有效浓度，也就降低了HF电离出H+的能力。另一方面，HF电离产生的H3O+与F之间会形成氢键，F与HF分子之间也会形成氢键(如图3-34

所示)，这样就大大降低了HF在水中的电离能力。实验发现0.1 mol/L的HF的电离度约为8%，在无限稀的溶液中，HF的电离度也只有15%，只有小部分HF电离的事实，证明了HF在稀溶液中的弱酸性。

还需要特别说明的是，随着c(HF)的增加，F会与未电离的HF分子以氢键.

结合成相当稳定的HF2，使c(F)减小，从而导致c(H+)增大，溶液的酸性增强。当c(HF)超过5mol/L时，HF便成为一种相当强的酸。

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