(完整版)酸碱知识点总结
常见的酸碱盐知识点归纳
第五单元常见的酸和碱第一节生活中的酸和碱一．溶液酸碱性1．酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。
H2SO4=2 H++SO42-；HCl= H++Cl-；HNO3= H++NO3-。
一般命名为“某酸”2．碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。
NaOH=Na++OH-；Ca(OH)2=Ca2++2OH-。
一般命名为“氢氧化某”。
3．酸性溶液：含大量氢离子（H+）的溶液，有酸味。
如食醋、柠檬汁、西红柿等4．碱性溶液：含大量氢氧根离子（OH-）的溶液，有滑腻感和涩味。
如肥皂、洗衣粉等洗涤剂5．中性溶液：〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度相等，溶液既不显酸性也不显碱性。
如食盐氯化钠溶液，蔗糖溶液等【知识解读】（1）酸：①电离出的阳离子只有H+，电离出的阴离子叫做酸根，氯离子（Cl-）又叫盐酸根；②酸是由H+和酸根阴离子构成的；③酸一般命名为“xx酸”：H2SO4-硫酸；HCl-盐酸；HNO3-硝酸。
（2）碱：①电离出的阴离子只有OH-，叫做氢氧根离子；②碱是由金属阳离子和OH-离子构成的；③碱一般命名为“氢氧化x”。
NaOH-氢氧化钠；Ca(OH)2-氢氧化钙；Cu(OH)2-氢氧化铜。
（3）酸（碱）的溶液，一定显酸（碱）性；但是，酸（碱）性的溶液不一定是酸（碱）的溶液。
如纯碱碳酸氢钠的溶液显碱性，但是纯碱不是碱而是盐。
二．溶液酸碱性的检验1．尝味道：有酸味的溶液显酸性；有滑腻感和涩味的溶液显碱性。
注意：只能用于鉴别生活中的可食用的物质，2．酸碱指示剂（1）酸碱指示剂：能检验溶液酸碱性的试液。
常用的酸碱指示剂有石蕊和酚酞。
（2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝，中性不变色仍为紫色；无色酚酞试液遇酸和中性不变色仍为无色，遇碱变为红色。
注意：酸碱指示剂变色的原因，是因为酸碱指示剂与酸（或碱）电离出的H+（或OH-）发生作用，导致其存在的形式发生了变化，而出现指示剂的颜色变化。
所以，①溶液变色时酸碱指示剂变色，而不是酸或碱变色；②不是所有的酸或碱都能使酸碱指示剂变色。
酸碱值知识点总结
酸碱值知识点总结一、酸碱概念及定义酸碱概念最早起源于古希腊，由亚里士多德提出的酸碱概念是一个涉及氢离子（H+）的概念，酸碱是指物质在水中所产生的氢离子和氢氧根离子的来源。
酸是提供氢离子的物质，而碱则是提供氢氧根离子的物质。
在化学中，酸碱的水平被用pH值来表示，pH值越小表示越酸，pH值越大表示越碱性。
1.1 酸的定义酸是一类能够释放出氢离子（H+）的化合物。
当酸溶液与水接触时，水中的氢离子与酸分子之间的相互作用会导致酸分子中的氢离子释放出来，使得溶液中的H+浓度增加。
1.2 碱的定义碱是一类能够释放出氢氧根离子（OH-）的化合物。
将碱溶解于水中时，碱分子中的氢氧根离子会释放出来，使得溶液中的OH-浓度增加。
1.3 pH值的定义pH是用来表示酸碱度的度量单位，其全称为negative logarithm of hydrogen ion concentration。
简单来说，pH值用来表示溶液中的氢离子浓度。
pH值的范围一般为0到14，低于7表示酸性，大于7表示碱性，等于7表示中性。
pH值的计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]为氢离子的浓度。
二、酸碱性质及常见的酸碱物质酸碱性质通常表现在物质对其它物质的影响上，包括酸碱性物质对颜色变化的影响、其在化学反应中的作用等。
下面是一些常见的酸碱物质以及其性质：2.1 强酸与弱酸强酸指的是能够在水溶液中完全离解并释放出大量氢离子的酸，如盐酸（HCl）和硫酸（H2SO4）。
而弱酸则是在水溶液中只能部分离解的酸，如乙酸（CH3COOH）和碳酸（H2CO3）。
2.2 强碱与弱碱强碱是指在水溶液中能够完全离解并释放出大量氢氧根离子的化合物，如氢氧化钠（NaOH）和氢氧化钙（Ca(OH)2）。
弱碱则是只能部分离解并释放出少量氢氧根离子的化合物，如氨水（NH3）和碳酸氢钠（NaHCO3）。
2.3 酸碱指示剂酸碱指示剂是一类能够根据所在溶液的酸碱性质而改变颜色的物质。
(完整版)高中化学酸碱知识点总结
(完整版)高中化学酸碱知识点总结高中化学酸碱知识点总结
酸碱是化学中重要的概念，下面是高中化学中关于酸碱的知识
点总结：
1. 酸碱的定义
- 布朗酸碱理论：酸是能够接受电子对的物质，碱是能够提供
电子对的物质。
- 列维斯酸碱理论：酸是能够接受或分享电子对的物质，碱是
能够提供或分享电子对的物质。
- 亚里士多德酸碱理论：酸味来自酸性物质，碱味来自碱性物质。
注意：各理论都有其适用范围和局限性。
2. 酸碱的性质
- 酸的性质：酸味酸性，能腐蚀金属，能和碱反应生成盐和水。
- 碱的性质：苦味碱性，能中和酸，能和酸反应生成盐和水。
3. 水溶液中的酸碱反应
- 酸与碱的中和反应：酸和碱反应生成盐和水。
- 电离反应：酸、碱在水中电离成离子，形成溶液导电。
- 水中的自离子化：水分子自离子化成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
4. 酸碱指示剂
- 酸碱指示剂是用于判断溶液酸碱性质的化学物质。
- 常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、酸碱性状分别为：红色/无色、橙色/紫红色、黄色/蓝色。
- 酸碱指示剂的颜色变化可以帮助判断溶液的酸碱性质。
5. 酸碱化合物的命名
- 酸的命名：按元素名+酸字，或酸根离子+酸字。
- 碱的命名：原子基团+氢氧化。
以上是高中化学酸碱知识的简要总结。
这些概念对于理解溶液性质、酸碱中和反应以及相关实验和应用都非常重要。
高考化学酸碱知识点
高考化学酸碱知识点酸碱是高中化学中的重要概念，也是高考考点之一。
本文将系统地介绍酸碱的相关知识点，帮助同学们复习和巩固相关内容。
一、酸碱的定义及特点1. 酸的定义：酸是指能够产生H+离子（质子）的化合物或离子。
酸呈现酸性溶液，具有酸味（如柠檬和醋）。
2. 碱的定义：碱是指能够产生OH-离子（氢氧根离子）的化合物或离子。
碱呈现碱性溶液，具有苦味（如肥皂水和氨水）。
3. 酸碱中和反应：酸和碱反应生成水和盐，并释放出大量的热。
此过程被称为酸碱中和反应。
二、酸碱的理论1. 阿尔尼热斯理论（Arrhenius Theory）：酸是指能够释放H+离子（氢离子）的物质，碱是指能够释放OH-离子（氢氧根离子）的物质。
在水溶液中，酸和碱相遇会发生中和反应。
2. 布朗酸碱理论（Bronsted-Lowry Theory）：酸是指可以给出H+离子的物质，碱是指可以接收H+离子的物质。
此理论扩展了酸碱概念，可以适用于非水溶液中的酸碱反应。
三、酸碱的常见性质和分类1. 酸的性质：a) 酸的气味和酸味：酸有特殊的气味，如硫酸等。
酸也呈现酸味，如柠檬汁等。
b) 酸的电离和导电性：酸在水中电离产生H+离子，这些离子能够导电。
c) 酸与金属的反应：酸与活泼金属（如锌、铝）反应会产生盐和氢气。
d) 酸与华盐的反应：酸与华盐反应会产生相应的盐和水。
例如硫酸与氢氧化钠反应生成硫酸盐和水。
2. 碱的性质：a) 碱的苦味和腻感：碱有特殊的苦味和腻感，如氢氧化钠等。
b) 碱的电离和导电性：碱在水中电离产生OH-离子，这些离子能够导电。
c) 碱与酸的中和反应：碱与酸反应会产生相应的盐和水。
四、常见的酸碱及其溶液的pH值1. 强酸和强碱：a) 强酸：完全电离产生H+离子的酸，如盐酸（HCl）和硫酸（H2SO4）。
b) 强碱：完全电离产生OH-离子的碱，如氢氧化钠（NaOH）和氢氧化钡（Ba(OH)2）。
c) 强酸溶液的pH值通常在0到1之间，强碱溶液的pH值通常在13到14之间。
酸碱盐最全知识点总结
酸碱盐最全知识点总结一、酸的定义和性质1. 酸的定义酸是指在水溶液中产生氢离子（H+）的化合物。
常见的酸包括盐酸、硫酸、硝酸等。
2. 酸的性质（1）酸味：酸的水溶液具有酸味，通常是酸、酸涩的味道。
（2）蓝石蕾试纸：酸能使蓝石蕾试纸变红。
（3）与碱中和：酸与碱发生中和反应，生成盐和水。
（4）与金属反应：酸能与金属反应产生氢气。
（5）酸的导电性：酸的水溶液能够导电。
3. 酸的分类（1）按溶液中氢离子的浓度分为强酸和弱酸，溶液的pH值越小，酸性越强。
（2）按酸的性质分为无机酸和有机酸，无机酸包括盐酸、硫酸等，有机酸包括乙酸、柠檬酸等。
4. 酸的化学反应（1）酸与碱反应：酸与碱中和生成盐和水的反应称为酸碱中和反应。
（2）酸与金属反应：酸与金属反应产生氢气。
（3）酸与碳酸盐反应：酸与碳酸盐反应生成盐、水和二氧化碳。
二、碱的定义和性质1. 碱的定义碱是指在水溶液中产生氢氧离子（OH-）的化合物。
常见的碱包括氢氧化钠、氢氧化钾等。
2. 碱的性质（1）苦碱味：碱的水溶液有苦碱味。
（2）红石蕾试纸：碱能使红石蕾试纸变蓝。
（3）与酸中和：碱与酸发生中和反应，生成盐和水。
（4）碱的导电性：碱的水溶液能够导电。
3. 碱的分类（1）按溶液中氢氧离子浓度分类为强碱和弱碱，溶液的pH值越大，碱性越强。
（2）按碱的性质分为无机碱和有机碱，无机碱包括氢氧化钠、氢氧化钾等，有机碱包括胺类物质。
4. 碱的化学反应（1）碱与酸反应：碱与酸中和生成盐和水的反应称为酸碱中和反应。
（2）碱与氯化氢反应：碱与氯化氢反应生成盐和水。
（3）碱与沉淀酸：碱与含有二价铁离子的酸反应生成沉淀。
三、盐的定义和性质1. 盐的定义盐是由金属离子和非金属离子组成的化合物，通常包括金属离子和酸根离子。
常见的盐包括氯化钠、硫酸钠等。
2. 盐的性质（1）盐味：盐具有咸味。
（2）熔融性：盐在高温下能够熔化成液体状态。
（3）溶解性：大多数盐在水中能够溶解。
（4）晶体性：盐能够形成结晶。
中考化学：酸碱盐总结版
专题六知识点一：常见的酸、碱、盐1. 酸金属和酸性溶液的反应条件：在金属活动性顺序表中，金属要排在氢前。
浓硫酸、硝酸跟金属反应不能生成氢气。
铁发生置换反应时，生成+2价的铁的化合物（比如FeCl 2，而不是FeCl 3）。
浓硫酸可用来洗气干燥（长进短出）。
酸酸的组成：酸 H + + 酸根离子常 见 的 酸盐酸硫酸浓盐酸的性质：无色液体，有刺激性气味，具有挥发性，打开瓶盖后可以看见白雾（盐酸小液滴），敞口放置后溶质挥发，溶质质量分数变小；稀盐酸化学性质：可与酸碱指示剂、金属、金属氧化物、碱、盐等发生化学反应； 用途：重要的化工原料。
用于金属表面除锈、精炼石油、制造药物等。
浓硫酸的性质：粘稠油状液体，无气味，具有吸水性、脱水性（碳化现象）、强氧化性，溶于水时放出大量的热，敞口放置后溶剂增多，溶质质量分数变小； 稀硫酸的化学性质：可与酸碱指示剂、金属、金属氧化物、碱、盐等发生化学反应。
用途：重要的化工原料。
用于生产化肥、农药、火药、冶炼金属、金属除锈等碱碱的组成：碱 OH - + 金属离子（或NH ）常见 的 碱氢氧化钠 苛性钠、火碱、烧碱氢氧化钙 熟石灰、消石灰 物理性质：白色固体、颗粒，极易溶于水，溶于水时放出大量的热，易潮解；化学性质：可与酸碱指示剂、非金属氧化物、酸、盐等发生化学反应，有强腐蚀性，暴露在空气中会结合CO 2发生变质；用途：重要的化工产品。
广泛用于肥皂、石油、造纸、纺织等。
物理性质：白色粉末状固体，微溶于水；化学性质：可与酸碱指示剂、非金属氧化物（CO 2、SO 2）、酸、碱、盐等发生化学反应，有腐蚀性；用途：建筑业上常用来砌砖抹墙；农业上用来降低土壤的酸性，改良土壤结构，还用它来配制农药波尔多液等。
怎么判断？补充：1、注意区分酸溶液和酸性溶液、碱溶液和碱性溶液：酸溶液是指酸的水溶液，而酸性溶液是指能使紫色石蕊试液变红的溶液，因此，酸溶液一定是酸性溶液，而酸性溶液不一定是酸溶液；同样，碱性溶液不一定是碱溶液，碱溶液一定是碱性溶液。
(完整版)初中化学酸和碱知识点总结
第十单元酸和碱课题 1 常见的酸和碱一、酸、碱、盐1、酸：阳离子只含氢离子的化合物。
生活中常见的酸有：盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）、碳酸（H2CO3）、醋酸（CH3COOH）等，一般说酸时写名称不写化学式。
2、碱：阴离子只含氢氧根离子的化合物。
生活中常见的碱有：氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钙［Ca(OH)2］、氢氧化钾（KOH）、氨水（NH3.H2O）等。
3、盐：由金属（或铵根）离子和酸根离子构成的化合物。
如：氯化钠(食盐)［ NaCl］、硫酸铜（CuSO4）、碳酸钙（CaCO3）等。
4、能够导电的物质：酸、碱、盐的水溶液，金属，石墨等。
（金属能导电是因为其中存在自由移动的电子；酸、碱、盐溶液能导电是因为有自由移动的离子。
二、酸碱指示剂1、酸碱指示剂(简称指示剂)：是指与酸性或碱性溶液作用而显示不同顔色的物质。
2、常见的指示剂有紫色石蕊溶液和无色酸酞溶液；紫色石蕊遇酸变红，遇碱变蓝；无色酚酞遇碱变红，遇酸不变色。
三、生活中常见的酸1、盐酸（HCl）：氯化氢气体的水溶液，人的胃液中含有盐酸。
1、物理性质：纯净的盐酸是无色，有刺激性气味和酸味的液体，工业盐酸因含有杂质而略带黄色。
2、浓盐酸有挥发性，打开浓盐酸瓶盖后瓶口有白雾是因为挥发出的氯化氢气体与空气中水蒸气结合形成的盐酸小液滴。
盛放浓盐酸的试剂敞口放置会导致溶液质量减少，溶质质量分数变小。
3、盐酸是重要的化工产品，用途：①、金属表面除锈、②、制造药物、③、胃液中的盐酸可帮助消化。
2、硫酸（H2SO4）：汽车的铅蓄电池中含有盐酸。
1、物理性质：纯净的浓盐酸是无色、粘稠、油状的液体，不易挥发，有酸味。
2、浓硫酸：①、有很强的吸水性，常用作某些气体的干燥剂；将盛放浓硫酸的容器敞口放置其溶液质量会增加，溶质质量分数会减小，是因为浓硫酸吸收空气中的水蒸气使溶剂质量增加。
②、浓硫酸有很强的腐蚀性（脱水性），能夺取纸张、木材里的水分，生成黑色的炭，使用时要十分小心。
化学酸碱知识点总结大全
化学酸碱知识点总结大全一、酸碱的定义与性质1.1 酸的定义与性质酸是一类化合物，具有以下共同特征：（1）味酸：酸味是酸的一种特殊性质，例如醋酸（醋酸）、柠檬酸（酸橙汁）。
（2）腐蚀性：酸可以腐蚀金属、皮肤等；如硫酸可以腐蚀皮肤。
（3）颜色变化：酸对于酸性酚酞、甲基橙等指示剂有明显的颜色变化特点，红色或橙色。
酸的定义：布朗斯特效应将酸定义为能释放质子（氢离子）的物质。
例如：HCl（气体）→ H+（质子）+ Cl-（氯离子）H2SO4（硫酸）→ 2H+（质子）+ SO4^2-（硫酸根离子）HNO3（硝酸）→ H+ + NO3^-1.2 碱的定义与性质碱是一类化合物，具有以下共同的特征：（1）有苦味：碱具有苦味，如氢氧化钠（苦苹果味）；（2）腐蚀性：碱可以腐蚀皮肤，龙胥纸等；如氢氧化钠可以腐蚀皮肤；（3）颜色变化：碱对于甲基橙、酚酞等指示剂有明显的颜色变化特点，蓝色或紫色。
碱的定义：布朗斯特效应将碱定义为能接受质子（氢离子）的物质。
例如：NaOH（氢氧化钠）→ Na+（钠离子）+ OH－（氢氧根离子）KOH（氢氧化钾）→ K+ + OH^-1.3 酸碱的中和反应酸、碱中和反应是酸碱理论的一大重要成果，它是酸、碱两种分类化合物在一定条件下（通常是在水溶液中）相互反应，生成盐和水的反应。
酸碱中和反应的特点：（1）质子和氢氧根离子的结合；（2）反应生成水和盐。
中和反应的例子：HCl（气体）+ NaOH（氢氧化钠）→ NaCl（氯化钠，盐）+ H2O（水）二、常见酸碱的分类2.1 强酸、强碱和弱酸、弱碱的概念在水溶液中，根据酸碱的强弱程度，可以将酸碱分为强酸、强碱、弱酸、弱碱四种类型。
2.1.1 强酸强酸是指在水中完全解离，生成大量氢离子的酸。
强酸的特点包括：（1）完全离子化，生成的氢离子浓度大；（2） pH值小于7。
常见的强酸有：HCl（氢氯酸）；H2SO4（硫酸）；HNO3（硝酸）。
2.1.2 弱酸弱酸是指在水中只部分解离，生成少量氢离子的酸。
(完整版)酸碱盐知识点总结及汇总
酸碱盐知识点总结一、酸及酸的通性酸的定义，电离时生成的阳离子全部都是H +。
酸是由氢离子和酸根离子构成。
12.酸的通性： 盐 酸 HCl 硫 酸 H 2SO 4酸使紫色石蕊试液变红，使无色酚酞试液不变色。
金属+酸→盐+氢气 Zn+2HCl=ZnCl 2+H 2↑ Zn+ H 2SO 4 =ZnSO 4+H 2↑碱性氧化物+酸→盐+水 Fe 2O 3+6HCl=2FeCl 3+3H 2O Fe 2O 3+3H 2SO 4=Fe 2(SO 4)3+3H 2O 碱+酸→盐+水 NaOH+HCl=NaCl+ H 2O Cu(OH)2+H 2SO 4= CuSO 4+2H 2O盐+酸→另一种盐+另一种酸 AgNO 3+HCl=AgCl↓+HNO 3 BaCl 2+H 2SO 4=BaSO 4↓ +2HCl 注意：（1）在‘金属+酸→盐+氢气’中，酸通常指的是稀硫酸和稀盐酸，不能是浓硫酸或硝酸。
因为浓硫酸或硝酸都有强氧化性，与金属反应时不能生成氢气而生成了水；指在金属活动顺序表中排在‘氢’前面的活泼金属排在‘氢’后不能置换酸中的氢。
（2）通过金属跟酸的反应情况导出金属活动顺序表：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au金属活动性由强逐渐减弱金属活动性顺序中，金属位置越靠前，活动性越强，反应越剧烈，所需时间越短。
（3）浓硫酸具有吸水性，通常用它作为干燥剂。
硫酸还具有脱水性，它对皮肤或衣服有很强的腐蚀性。
稀释浓硫酸时一定要把浓硫酸沿着器壁慢慢地注入水里，并不断搅动，切不可把水倒进浓硫酸里，如果把水注入浓硫酸里，水的密度较小，会浮在硫酸上面，溶解时放出的热会使水立刻沸腾，使硫酸液向四处飞溅，容易发生事故。
二、碱及碱的通性定义：电离时生成的阴离子全部是OH －离子。
碱是由金属离子（或铵根离子）和氢氧根离子构成。
1碱使紫色石蕊试液变蓝，使无色酚酞试液变红。
氢氧化钠使紫色石蕊试液变蓝，无色酚酞试液变红。
化学酸碱盐知识点总结
化学酸碱盐知识点总结一、酸的性质1. 酸的定义：酸是一类物质，它能够与水反应产生氢离子（H+）。
根据不同的理论，酸可以有不同的定义，包括阿伦尼乌斯酸、布朗酸和路易斯酸等。
2. 酸的常见性质：酸有酸味、腐蚀性强、与碱反应生成盐和水、与金属反应生成氢气等。
3. 酸的分类：根据酸的溶解度和电离程度的不同，可以将酸分为强酸和弱酸。
强酸在水中完全电离生成氢离子，而弱酸只能部分电离。
通常，常见的无机强酸包括硫酸、盐酸、硝酸等，常见的弱酸包括乙酸、碳酸等。
4. 酸的应用：酸在生产和生活中有着广泛的应用，例如硫酸用于制造肥料、化肥和肥皂等；盐酸用于制造染料、媒染、矿物加工和金属腐蚀；乙酸用于制备乙酸纤维素、醋酸纤维、乙酸纬和硝酸盐等。
二、碱的性质1. 碱的定义：碱是一类物质，它能够与酸中的氢离子结合形成水和盐。
根据不同的理论，碱可以有不同的定义，包括阿伦尼乌斯碱、布朗碱和路易斯碱等。
2. 碱的常见性质：碱具有苦味和腐蚀性，能够与酸反应生成盐和水，常见的碱有氢氧化钠、氢氧化钾等。
3. 碱的分类：根据碱的强弱不同，可以将碱分为强碱和弱碱。
强碱在水中完全电离生成氢氧根离子，而弱碱只能部分电离。
通常，常见的强碱包括氢氧化钠、氢氧化钾等，常见的弱碱包括氨水等。
4. 碱的应用：碱在生产和生活中也有着广泛的应用，例如氢氧化钠用于制造肥皮、玻璃、皂、纸张等；氢氧化钙用于制造氢氧化钠和氢氧化钾等；氨水用于染料、医药、合成纤维和化学分析等。
三、酸碱指示剂酸碱指示剂是一类能够根据溶液的酸碱性质而改变颜色的化学物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、溴甲酚等。
酸碱指示剂广泛应用于酸碱滴定和酸碱中和反应等领域。
四、盐的性质1. 盐的定义：盐是一类离子化合物，由阳离子和阴离子组成。
根据阴离子的不同，盐可以分为氯化物、硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐等。
2. 盐的性质：盐具有吸湿性、溶解性强、熔点低、导电性等性质。
同时，不同种类的盐在溶液中表现出不同的酸碱性质。
酸碱知识点总结
酸碱知识点总结1. 氢离子浓度和pH值在溶液中，酸碱性质是通过氢离子浓度来确定的。
溶液中的氢离子浓度通过pH值来表示。
pH值是对数形式的负对数，表示了溶液中氢离子的浓度。
pH值小于7的溶液为酸性溶液，pH值大于7的溶液为碱性溶液，pH值等于7的溶液为中性溶液。
2. 酸的特性酸是指在溶液中能释放出氢离子的物质。
酸的特性包括：酸的味道酸酸的，酸可溶于水，酸对蓝色石蕊试纸呈红色。
酸的生成也是多种多样的，包括氧化金属、酸的溶液和化合物分解等。
3. 碱的特性碱是指能释放氢氧离子的物质。
碱的特性包括：苦味、含苦味、刺激性和腐蚀性，能溶于水，有导电性，与酸中和反应产生盐和水。
碱也是多种生成方式，例如氧化金属、水合氢氧化物发热、水合氧化钙发热等。
4. 酸碱反应酸碱反应是指酸和碱在一定条件下发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的中和反应是一种重要的化学反应，通常是在水介质中进行。
酸和碱溶液中的氢离子和氢氧离子可以相互中和形成水分子。
在酸碱反应中，通常要求酸碱物质中含有游离氢离子和氢氧离子，而且反应必须在溶液中进行。
5. 酸碱指示剂酸碱指示剂是一种能够根据溶液的pH值变化而改变颜色的物质。
它们在酸碱滴定和其他实验中有着广泛的应用。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚绿、甲基红、酚酞等。
不同的酸碱指示剂在不同的pH值下会呈现不同的颜色，从而可以用来判断溶液的酸碱性质。
6. 酸碱中和酸碱中和是指酸和碱在一定条件下发生中和反应的过程。
酸碱中和是化学反应的一种表现形式，通过酸碱中和反应可以形成盐和水。
在酸碱中和反应中，酸和碱的摩尔比应当是1:1，因此可以通过反应物的摩尔比来计算生成物的摩尔比。
7. pH值的测定方法pH值可以通过酸碱指示剂、酸碱滴定、玻尔墨试纸等方法来测定。
其中，酸碱指示剂通过颜色变化来表示pH值，酸碱滴定是通过酸碱中和反应来测定溶液的pH值，而玻尔墨试纸则是一种能够根据溶液的pH值变化而改变颜色的试纸。
不同的方法有着各自的适用范围和精度。
酸碱知识点梳理总结
酸碱知识点梳理总结酸碱是化学中非常重要的概念，涉及到物质的性质、化学反应以及生活中的许多方面。
在化学中，酸碱是指物质在水溶液中的性质，具有酸性的物质称为酸，具有碱性的物质称为碱。
本文将从酸碱的性质、定义、浓度、酸碱中和、酸碱指示剂等方面进行梳理，并探讨一些相关的应用和实例。
一、酸碱的性质1. 酸的性质酸的性质主要包括酸味、导电性、腐蚀性和酸性反应。
酸味是酸独有的特征，但不是所有酸都有酸味，有些酸味道很淡。
酸的导电性是酸能导电，即酸性溶液中有离子的存在，可以导电。
酸的腐蚀性是酸能腐蚀许多物质，包括金属和其他物质。
酸的酸性反应是酸能和碱、金属反应，产生盐和水等。
2. 碱的性质碱的性质主要包括苦味、导电性和碱的中和作用。
碱的苦味是碱独有的特征，但不是所有碱都有苦味。
碱的导电性是碱能导电，即碱性溶液中有离子存在，可以导电。
碱的中和作用是碱能与酸反应，产生盐和水等。
二、酸碱的定义根据勃朗斯特和劳里亚氏的定义，酸和碱的定义如下：1. 勃朗斯特酸的定义勃朗斯特定义酸为能够给出质子的物质，即能够与水反应产生氢离子（H+）的物质。
2. 勃朗斯特碱的定义勃朗斯特定义碱为能够接受质子的物质，即能够与水反应接受氢离子（H+）的物质。
此外，还有路易斯酸碱理论和共轭酸碱的概念。
路易斯酸碱理论将酸定义为能够接受电子对的物质，碱定义为能够给出电子对的物质。
共轭酸碱则是指在酸碱反应中形成的配对的酸碱，它们有相似的化学性质。
三、酸碱的浓度酸碱溶液的浓度一般用pH来表示。
pH是对数值标度，以10为底数，表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH ＜ 7，表示酸性溶液pH = 7，表示中性溶液pH ＞ 7，表示碱性溶液酸碱溶液的浓度还可以用酸碱度或者碱度来表示。
酸度和碱度分别是在酸碱溶液中，酸性离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度。
浓度越高，酸度或碱度越大。
四、酸碱中和酸碱中和是指酸和碱在一定条件下反应生成盐和水的化学反应。
酸+碱→盐+水酸碱中和反应是化学反应中的一种常见反应，也是化学工程中重要的一种反应。
化学酸碱盐知识点归纳
化学酸碱盐知识点归纳一、酸的性质与特点1. 酸的定义：酸是指能够产生氢离子（H+）的化合物，常见的酸包括硫酸、盐酸、硝酸等。
2. 酸的酸度：酸的酸度可以用pH值来表示，pH值越小，表示酸的酸度越强。
3. 酸的性质：酸具有酸味、腐蚀性、导电性等特点。
酸与碱反应会产生盐和水，这种反应称为酸碱中和反应。
二、碱的性质与特点1. 碱的定义：碱是指能够产生氢氧根离子（OH-）的化合物，常见的碱包括氢氧化钠、氢氧化钾、氨水等。
2. 碱的碱度：碱的碱度也可以用pH值来表示，pH值越大，表示碱的碱度越强。
3. 碱的性质：碱具有苦味、腐蚀性、导电性等特点。
碱与酸反应会产生盐和水，这种反应称为酸碱中和反应。
三、酸碱中和反应1. 酸碱中和反应的定义：酸碱中和反应是指酸与碱反应产生盐和水的化学反应。
在反应中，酸和碱的氢离子和氢氧根离子结合形成水分子，而阳离子和阴离子结合形成盐。
2. 中和反应的特点：中和反应是一种放热反应，反应过程中会释放出大量的热能。
此外，酸碱中和反应的产物是盐和水，不会产生其他副产物。
3. 中和反应的应用：酸碱中和反应广泛应用于生活中，如制备食盐、制备药物、调节土壤酸碱度等。
四、盐的性质与分类1. 盐的定义：盐是由酸和碱中和反应得到的化合物，是由阳离子和阴离子组成的晶体化合物。
2. 盐的性质：盐味咸、无色或白色晶体、导电性强等特点。
不同的盐具有不同的性质和用途。
3. 盐的分类：盐可以分为无机盐和有机盐两大类。
无机盐是指由无机酸和无机碱中和得到的盐，如氯化钠、硫酸铜等；有机盐是指由有机酸和无机碱中和得到的盐，如乙酸钠、柠檬酸钙等。
4. 盐的应用：盐在生活中有广泛的应用，如食盐用于调味、硝酸盐用于制造肥料和炸药、氯化钠用于消毒等。
五、酸碱指示剂1. 酸碱指示剂的定义：酸碱指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性质显示不同颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴蓝等。
2. 酸碱指示剂的原理：酸碱指示剂的颜色变化与氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度有关。
酸碱常见知识点总结
酸碱常见知识点总结
一、酸碱的定义
酸碱是化学中的重要概念，它们是指在水溶液中能够释放出氢离子（H+）的化合物称为酸，能够释放出氢氧根离子（OH-）的化合物称为碱。
这是布朗斯特德定义酸碱的观点。
另外，还有路易斯定义酸碱的观点，它是把酸看作是接受电子的物质，碱看作是捐赠电子的物质。
二、酸碱的性质
1. 酸的性质
酸的性质有三种表现形式：酸的腐蚀性、酸对蓝色底物的变色作用和酸对金属的反应。
其中，酸对金属的反应是酸的常见性质，通常是酸和金属反应可以产生氢气。
2. 碱的性质
碱的性质主要表现为：电解水生成氢氧根离子、对酸的中和作用、碱对金属的反应等。
三、酸碱的力
酸碱的力是指酸碱在水溶液中释放出氢离子或氢氧根离子的能力。
酸的强弱可以通过pH
值来表示，pH值越小，酸越强；碱的强弱可以通过pOH值来表示，pOH值越小，碱越强。
四、酸碱的浓度
在水溶液中，酸碱浓度可以通过浓度、摩尔浓度、物质的量浓度等多种方式来表示。
五、酸碱反应
酸碱反应是酸和碱在水溶液中发生的一种化学反应，其产物一般是水和盐。
常见的酸碱反
应有中和反应和氢氧化反应。
六、酸碱的应用
酸碱在日常生活和工业生产中有着重要的应用，例如：酸碱检测、酸碱中和、酸碱溶液的
配制等。
以上就是酸碱常见知识点的总结，介绍了酸碱的定义、性质、力、浓度、反应和应用。
希
望对大家有所帮助。
高二化学酸碱知识点(经典)
高二化学酸碱知识点(经典)
1. 酸碱定义:
- 酸是指能够产生氢离子（H+）的化合物或离子，如盐酸（HCl）;
- 碱是指能够产生氢氧根离子（OH-）的化合物或离子，如氢氧化钠（NaOH）。
2. 酸碱性质:
- 酸性物质具有以下性质：
- 在水中溶解时，产生酸性溶液（含有H+离子）；
- 可与金属反应，产生氢气（H2）；
- 可与碱中和，生成盐和水。
- 碱性物质具有以下性质：
- 在水中溶解时，产生碱性溶液（含有OH-离子）；
- 可与酸中和，生成盐和水；
- 可与酸性氧化物反应，产生盐和水。
3. pH值:
- pH值用于衡量溶液的酸碱性，其范围从0到14，数值越小表示越酸，数值越大表示越碱，7表示中性。
- 强酸的pH值通常小于等于1，而强碱的pH值通常大于等于13。
4. 酸碱中和反应:
- 酸与碱反应会产生盐和水的化学反应被称为酸碱中和反应。
- 酸与碱按化学式配比反应，生成相应的盐和水，如HCl + NaOH → NaCl + H2O。
5. 酸碱的分类:
- 根据溶液中H+和OH-的浓度可以将酸碱分类为强酸、弱酸、强碱和弱碱。
- 强酸和强碱的离子化程度高，溶液中离子浓度较高，反应速
度快，弱酸和弱碱则相对较弱。
以上是高二化学酸碱知识点的经典内容，希望对学习有所帮助。
酸碱反应相关知识点总结
酸碱反应相关知识点总结一、酸碱的定义酸碱的定义是化学中非常重要的一部分。
瑞典科学家林奈最早提出了酸碱的概念。
酸是指在水中能释放出H+离子的化合物，碱是指能在水中释放出OH-离子的化合物。
通常来说，酸和碱是以质子（H+）和氢氧根离子（OH-)的产生和接受能力来定义的。
另一个重要的酸碱的定义是布朗斯特德酸碱定义。
根据布朗斯特德酸碱的定义，酸是能够接受一个电子对的化合物，碱是能够给出一个电子对的化合物。
这一定义比较广义，包含了氢离子和氢氧根离子的反应以外的其他酸碱反应。
二、酸碱的性质1. 酸的性质-酸呈酸味、腐蚀性强-酸有蓝色变红色的指示性-酸可以与金属发生置换反应，产生氢气-酸和碳酸盐反应会产生二氧化碳和水2. 碱的性质-碱有苦味、滑感、有腐蚀性-碱在水中会生成氢氧根离子-碱能与酸发生中和反应，产生盐和水3. 酸碱的强弱酸碱的强弱是指其在溶液中释放出H+和OH-的能力，其强弱可以通过pH值来表征。
pH值越小，表示酸性越强；pH值越大，表示碱性越强。
在酸碱反应中，强酸和强碱会产生更多的H+和OH-离子，弱酸和弱碱产生的H+和OH-离子相对较少。
三、常见的酸碱1. 酸-盐酸：化学式HCl，常见的无机酸，强酸-硫酸：化学式H2SO4，常见的无机酸，强酸-柠檬酸：化学式C6H8O7，常见的有机酸2. 碱-氢氧化钠：化学式NaOH，常见的无机碱，强碱-氢氧化钙：化学式Ca(OH)2，常见的无机碱，强碱-氨水：化学式NH3·H2O，常见的无机碱四、酸碱指示剂酸碱指示剂是一种可以通过颜色改变来检测溶液酸碱性质的化合物。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、甲基红、溴甲酚绿等。
这些指示剂在酸性溶液和碱性溶液中都会呈现不同的颜色，可以用于酸碱滴定等实验中。
五、酸碱反应的应用1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是一种重要的酸碱反应，当强酸和强碱混合时，会产生中和反应，最终生成盐和水。
这是一种十分重要的化学反应，也应用广泛。
初中酸碱分类知识点总结
初中酸碱分类知识点总结一、酸碱的定义1. 酸的定义：酸是指能够释放出氢离子（H+）的化合物或溶液。
常见的酸包括硫酸、盐酸、硝酸等。
2. 碱的定义：碱是指能够释放出氢氧根离子（OH-）的化合物或溶液。
常见的碱包括氢氧化钠、氢氧化钙、氨水等。
二、酸碱的性质1. 酸的性质：酸有酸味，能与金属反应产生氢气，能与碱中和生成盐和水，能与碱石灰水反应产生二氧化碳。
2. 碱的性质：碱有碱味，能与酸中和生成盐和水，能与酸中和产生氢氧化盐，能与二氧化碳反应产生碳酸盐。
三、酸碱的鉴别方法1. 酸碱试纸：使用PH试纸能够鉴别出溶液的酸碱性，PH在0-7之间的溶液为酸性，PH在7以上的溶液为碱性。
2. 酸碱指示剂：使用酸碱指示剂能够根据颜色变化来判断溶液的酸碱性，如酚酞、溴甲酚、甲基橙等。
3. 中性化反应：通过溶液与酸碱溶液相互中和生成盐和水的反应来鉴别酸碱性。
四、酸碱的分类1. 按溶液的酸碱性质分类：酸性溶液、碱性溶液、中性溶液。
2. 按酸碱化学式分类：一元酸、二元酸、一元碱、二元碱。
3. 按酸碱盐的组合分类：氢盐、氢氧化物、氧化物。
4. 按酸碱的强弱分类：强酸、弱酸、强碱、弱碱。
五、酸碱反应1. 酸与碱的反应：酸与碱中和反应，生成盐和水。
2. 酸与金属的反应：酸与金属反应，生成氢气和盐。
3. 酸与碳酸盐的反应：酸与碳酸盐反应，生成二氧化碳、水和盐。
4. 碱与二氧化碳的反应：碱与二氧化碳反应，生成碳酸盐和水。
六、酸碱指数1. PH值：PH是衡量溶液酸碱性的指标，PH在0-14之间，PH越小表示酸性越强，PH 越大表示碱性越强。
2. POH值：POH是衡量溶液酸碱性的指标，POH与PH之和等于14，POH越小表示碱性越强，POH越大表示酸性越强。
3. 酸碱度的计算：根据酸碱度的计算公式可以求出溶液的PH或POH值。
七、酸碱实际应用1. 工业上的应用：酸和碱在许多工业生产中都有重要的应用，如生产肥料、纺织品、皂类等。
2. 生活中的应用：酸和碱在生活中也有很多应用，如洗涤剂、酸奶、食品调味品等。
初中酸碱知识点总结归纳
初中酸碱知识点总结归纳一、酸碱的基本概念1. 酸：指在水中能释放出H+离子的化合物，味道酸涩，能和金属反应产生氢气，能与碱中和。
2. 碱：指在水中能释放出OH-离子的化合物，味道苦涩，能与酸中和。
3. 酸碱反应：指酸和碱在水溶液中互相中和的化学反应。
二、酸碱的性质和判定方法1. 酸的性质：具有酸味、与碱中和生成盐和水、与金属反应生成氢气、变蓝色的石蕊试纸变红。
2. 碱的性质：具有苦味、与酸中和生成盐和水、与铝、锌等金属反应生成氢气、变红色的石蕊试纸变蓝。
3. 判定酸碱的方法：利用指示剂检测，如石蕊试纸、酚酞溶液等。
三、弱酸和弱碱1. 弱酸：指在水中只能部分离解生成H+离子的酸。
2. 弱碱：指在水中只能部分离解生成OH-离子的碱。
四、酸碱的定义和性质1. 布朗斯特里定义：酸是能给出H+的溶液，碱是能给出OH-的溶液。
根据该定义，酸和碱反应产生水。
2. 劳里耶定义：酸是能给出阳离子的化合物，碱是能给出阴离子的化合物。
根据该定义，酸和碱反应会生成盐和水。
五、常见酸碱及其应用1. 碳酸氢钠：是一种常见的碱性物质，常用于食品加工中的中和剂。
2. 硝酸：是一种常见的酸性物质，常用于炸药、化肥的生产。
六、酸碱中和反应的特点1. 酸碱反应产生水和盐。
2. 酸碱反应是放热反应，会产生热量。
七、水的酸碱性1. 水既可以表现为酸性，也可以表现为碱性。
2. 水的酸碱性可以通过pH值来表示，pH值越小，表示溶液越酸，pH值越大，表示溶液越碱。
综上所述，初中阶段的酸碱知识主要包括酸碱的基本概念、性质和判定方法、弱酸和弱碱、酸碱的定义和性质、常见酸碱及其应用、酸碱中和反应的特点、水的酸碱性等内容。
通过学习这些知识，可以帮助学生更好地理解化学反应中的酸碱过程，以及酸碱在日常生活和工业生产中的应用。
酸碱基础知识
酸碱必会基础知识1、盐酸是无色有刺激性气味的液体，有挥发性，打开瓶盖时瓶口处有白雾产生，因为挥发出的氯化氢气体遇到空气中的水蒸气形成盐酸的小液滴的缘故。
若敞口放置一段时间，则溶液中溶质质量变小，溶液中溶液质量变小，溶质的质量分数变小，对桌面的压强小。
2、浓硫酸是无色黏稠、油状液体。
浓硫酸有吸水性，可作某些气体的干燥剂；若敞口放置一段时间，则溶液中溶质质量不变，溶液中溶剂质量变大，溶液中溶液质量变大，溶质的质量分数变小，对桌面的压强变大。
浓硫酸有脱水性，若滴在纸上或木头上则使纸碳化变黑色。
浓硫酸有腐蚀性，若沾到皮肤上应先用大量水冲洗，再涂上碳酸氢钠溶液稀释浓硫酸方法：将浓硫酸沿着器壁慢慢地注入水中，并用玻璃棒不断搅拌，以使热量迅速扩散。
切不可将水倒进浓硫酸里，原因是（1）(2) 3、酸溶液与酸碱指示剂反应：能使紫色石蕊溶液变红色，使无色酚酞溶液不变色。
碱溶液与酸碱指示剂反应：能使紫色石蕊溶液变蓝色，使无色酚酞溶液变红色4、排在金属活动性顺序中氢前的（k Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb ）金属能和盐酸或硫酸发生置换反应（填反应类型）生成盐和氢气，有铁参加的置换反应，生成+2价亚铁盐，金属和酸反应溶液质量都（增加）5、金属氧化物和酸反应生成盐和水铁锈的主要成分是Fe2O3，为除去铁钉上的锈迹，，他首先看到这是因为（用化学方程式表示）Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O，Fe2O3+3H2SO4=Fe2（SO4）3+3H2O；不一会儿，又看到溶液中有气泡现象，是因为（用化学方程式表示）Fe +2HCl=FeCl2+H2↑6、酸和碱发生中和反应生成(盐．)和（水），（1）例如要使氢氧化钠与盐酸恰好中和，应先往氢氧化钠溶液中滴加酚酞溶液，现象是溶液变红色，然后再慢慢滴加盐酸，会看到红色变浅至恰好消失，说明氢氧化钠与盐酸恰好中和了。
（2）氢氧化钠与盐酸反应的微观实质是氢离子和氢氧根离子生成水分子。
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酸的个性酸的通性（H +）在水中电离时产生的阳离子全部都是H+的化合物叫做酸。
所以酸的通性即H+的通性。
HCI H 2SO41 •与指示剂:能使紫色石蕊试剂变红，不能使无色酚酞试剂变色2 .与活泼金属反应（置换反应：一种单质和一种化合物生成一种新单质和一种新化合物）A + BC = AC + B金属活动性顺序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H）Cu Hg Ag Pt Au H 之前的叫活泼金属锌铁锡铅汞银铂金排位越靠前越活泼例：Fe + 2HCl = FeCl 2（浅绿）+ H 2 f（现象：固体逐渐消失，有气泡产生，溶液变成浅绿色。
补充：Fe3+黄色Fe2+浅绿色）Mg + H 2SO4 = MgSO 4 + H 2 f（现象：固体逐渐消失，有气泡产生。
）书写及配平方法：金属进入酸溶液中替换掉酸中的H , H原子重新组合成H2。
金属和剩余部分结合成新物质，然后配平。
注意：单质铁与酸反应生成+2价的亚铁离子通式: 酸（稀）+活泼金属T盐+ H 2 f3. 与金属氧化物反应（复分解反应：两种化合物相互交换成分形成两种新的化合物）AB + CD = AD + BC复分解反应中各元素化合价不变。
复分解反应的条件：生成物中必须有沉淀 （J ）、气体（门、水（H 20 ）至少一种生成书写及配平方法：两物质首尾相互交换，因为金属化合物中的 O 原子与酸中的 H 原子会按1:2结合生成H 2O ，所以先把H 原子个数配成 O 原子个数的两倍，然后另外两部分结合成新物质，再配平。
这里的关键是掌握常见元素和原子团的化 合价。
通式： 酸（稀）+金属氧化物 T 盐+ H 2O练习：Fe 2。
3 + H 2SO 4 — AI 2 03 + HCI —4 .与部分盐反应练习:Fe + H 2SO 4 —Al + HCI—例：Fe 2O 3 + 6HCI = FeCI 3（黄）+ 3H 2O （现象：红棕色固体逐渐消失，溶液变成黄色），CuO （黑）+ H 2SO 4 = CuSO 4 （蓝）+ H 20（现象：黑色固体逐渐消失，溶液变成蓝色）例: AgNO 3 + HCI = AgCI J + HNO 3（现象：有白色沉淀产生）BaCI 2 + H 2SO 4 = BaSO 4 J + 2HCI(现象：有白色沉淀产生)补充：初中常见的几种沉淀蓝色J: Cu(OH) 2 J红褐色J: Fe(OH) 3 J白色J: AgCI J BaSO 4 J 前两种既不溶于水也不溶于酸 )Mg(OH) 2 J CaCO 3 J BaCO 3 JCaCO 3 + 2HCI = CaCI 2 + H 2O + CO 2 f Na 2CO 3 + H 2SO 4 = Na 2SO 4 + H 2O + CO 2 f (现象：固体逐渐减少, 有气泡产生) (其实质：2H + + CO 32- = H 2CO 3 = H 2O + CO 2 f )书写及配平方法：相互交换组成，然后配平。
生成的新酸和新盐中一定有沉淀 酸（H 2CO 3）,碳酸会分解成 H 20和CO 2 f（J ）或气体（f ），若H +与CO 32-结合成碳通式： 酸 + 盐 T 新酸 + 新盐练习：Ba(NO 3)2 + H 2SO 4 —MgCO 3+ HCI—Na2CO 3 + H 2SO 4 —5 .与碱反应（中和反应：酸与碱生成盐和水的反应，中和反应是复分解反应的一种）中和反应的实质：H + + OH - = H 2O例: NaOH + HCI = NaCI + H 2O2AI(OH) 3 + 3H 2SO 4 = Al 2(SO 4)3 + 3H 2O书写及配平方法：碱在水中电离出 OH -，酸在水中电离岀H +，H +与OH -按照1:1的比例生成H 2O ,所以配平时只需要配平H +与OH -即可。
通式：练习： Fe （OH ） 酸+ 碱 T 盐+ H 2O+ H 2SO 4 — Ca(OH)2 + HCI碱的个性碱的通性（0H-）在水中电离时产生的阴离子全部都是0H-的化合物叫做碱。
所以碱的通性即0H-的通性。
NaOH Ca（OH） 21 •与指示剂：碱溶液能使紫色石蕊试剂变蓝，使无色酚酞试剂变红。
___________因为Cu（OH）2等不溶性碱并不能使指示剂变色。
初中阶段只研究Ca（OH）2和NaOH。
2 •与非金属氧化物反应：初中阶段主要是CO2 , SO2 , SO3其余不用记）例：2NaOH + CO 2 = Na 2CO3 + H 2O（因为NaOH固体在空气中极易吸收空气中的水蒸气潮解、并且极易与空气中的二氧化碳发生反应产生Na2CO3变质，所以必须密封保存，取用称量时也必须用小烧杯盛放，使用滤纸的话会潮解粘连造成误差，会导致实验结果偏小。
）Ca（OH）2 + CO 2 = CaCO 3 J+ H 2O （现象：白色沉淀产生）（因为Ca（OH）2与CO2的反应会有明显的白色沉淀现象，所以验证CO2时用Ca（OH）2，而除去CO2时用NaOH，因为NaOH极易与CO2反应，能完全除尽CO2 ）书写及配平方法：配平时可看做CO2进入水中与水反应H20 + CO 2 = H 2CO3①，H2CO3再与碱反应。
H2CO3 +2NaOH =Na 2CO3 + 2H2O②，①+②后消去两边相同的一个出0和H2CO3后，即得2NaOH + CO 2 = Na 2CO3 + H 20,如果仍觉得不好理解就将方程式背过！补充：2NaOH + SO 2 = Na 2SO3（亚硫酸盐）+ H 2O 2NaOH + SO 3 = Na 2SO4 + H 20（H20 + SO 2 = H 2SO3，SO2进入水中与水反应生成亚硫酸，所以S02和碱反应生成亚硫酸盐，H20 + SO 3 = H 2SO4，S03进入水中与水反应生成硫酸，所以S03和碱反应生成硫酸盐，）通式：碱（可溶）+非金属氧化物f盐+ H 20练习: Ca(OH) 2 + SO 23 .与部分盐反应例：Na 2CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 J + 2NaOH (工业制火碱)CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 J + Na 2SO 4(现象：产生蓝色沉淀)FeCI 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 J + 2NaCl FeCI 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 J + 3NaCl(现象：产生浅绿色沉淀 )( 现象：产生红褐色沉淀 )补充： 4Fe(OH) 2 + 2H 20 + O 2 = 4Fe(OH) 3(浅绿色的Fe(OH) 2被氧化成红褐色的 Fe(OH) 3 不在Fe(OH) 3后面加J 是因为反应物中有沉淀 )书写及配平方法：相互交换组成，然后配平。
反应物中的碱和盐必须都为溶液，产物中一定有沉淀。
通式： 碱+ 盐 T 新碱+ 新盐CuCI 2 + Ca(OH) 2 — AICI 3 + NaOH—4 .与酸反应（中和反应：酸与碱生成盐和水的反应，中和反应是复分解反应的一种）中和反应的实质：H + + OH - = H 2O加入过量的CaCI 2①若无白色J则没有变质酸碱性酸碱指示剂：遇到酸或碱时能发生特定的颜色变化的物质。
常用的酸碱指示剂有紫色石蕊试液和无色酚酞试液。
色石蕊试液遇到酸性物质变红，遇碱性物质变蓝，遇到中性物质不变色，仍为紫色）（无色酚酞遇碱性物质变红，遇到中性和碱性物质不变色，仍为无色。
）酸属于酸性物质，但是酸性物质不全是酸，例如酸式盐 （水溶液显酸性的盐类）：NaHSO 4 碱属于碱性物质，但是碱性物质不全是碱，例如碱式盐 （水溶液显碱性的盐类）：Na 2CO 3pH >7 碱性 OH -浓度越高 碱性越强 pH 越高pH =7中性pH <7 酸性H +浓度越高酸性越强 pH 越低练习:(AI(OH) 3是沉淀)例: AI(OH) 3 + 3HCI = AICI 3 + 3H 20 ( ■治疗胃酸，有时也用NaHCO 3治疗胃酸）书写及配平方法：碱在水中电离出OH -，酸在水中电离岀H +，H +与OH -按照1:1的比例生成H 2O ,所以配平时只需要配通式：酸+碱 T 盐+ H 2O补充：探究 NaOH 是否变质1.验证：①加 HCI ，②加CaCl 2，2.除杂：用 Ca （OH ）2，Na 2CO 3 + 2HCI = 2NaCI + H 2O + CO 2fNa 2CO 3 + CaCI 2 = CaCO 3 > 2NaCINa 2CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 J + 2NaOH②若有白色J ，滴加无色酚酞试液1①变红 T②不变红T有NaOH T 部分变质 无NaOH T 全变质（紫化学上用 pH (法语 potentieI d'hydrog ）表示溶液的酸碱性的强弱程度。
pH 数值一般在0 - 14之间 平H +与OH -即可 检验NaOH 变质程度：先将变质的 NaOH 配成溶液一般用pH试纸来测量溶液的pH。
但是pH试纸只能粗略测定，只能读到整数。
还可以用pH计可以精确测量物质的pH。
用pH 试纸测量溶液pH的方法：再结晶干燥的玻璃片或白瓷板上放一片pH试纸，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液，滴到试纸上，立即将试纸显示的颜色与pH标准比色卡对照，读岀相应的pH。
测碱性0H -浓度变小，pH下降，pH无限接近7,但不会到7测中性无影响pH试纸用水润湿测酸性H +浓度变小，pH上升，pH无限接近7,但不会到7中和反应中和反应的实质：H+ + OH - = H 20中和反应的应用： 1. 应用于医药卫生。
一般用AI(OH) 3治疗胃酸过多AI(OH) 3 + 3HCI = AICI 3 + 3H 2O2. 改变土壤酸碱性。
一般用Ca(OH) 2改良酸性土壤3. 处理工业废水。
一般用Ca(OH)4. 调节溶液的pH。
酸碱中和反应过程中溶液pH的变化：(向NaOH溶液中逐滴加入HCI溶液时)①当滴入HCI溶液量较少时，溶液中的NaOH有剩余，溶液呈碱性，pH >7②当滴入HCI溶液恰好与NaOH完全反应时，溶液呈中性，pH =7③当滴入HCI溶液量过量时，溶液中的HCI有剩余，溶液呈酸性，pH <7溶液溶液：一种或几种物质分散到另外一种物质中，形成的均一、稳定的混合物。
溶液未必都是液体：固体溶液比如合金、玻璃；气体溶液比如空气等。
溶质未必都是固体：酒精溶液中溶质是液体；盐酸溶液中溶质是HCI、汽水中溶质之一为CO2。
溶液未必都无色透明：CuSO4溶液为蓝色，Fe3+为_______________ ，Fe2+为___________ 。