中学化学物质酸碱性规律
中考重点酸碱中和反应与溶液的性质
中考重点酸碱中和反应与溶液的性质中考重点：酸碱中和反应与溶液的性质酸碱中和反应与溶液的性质是中学化学中的重要知识点，这两个概念之间有着密切的联系。
下面将详细介绍酸碱中和反应、溶液的性质以及它们之间的关系。
一、酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下反应生成盐和水的化学反应。
在这个反应中，酸与碱发生中和反应，生成的盐是由酸的阳离子和碱的阴离子组成。
这个过程中，氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)结合生成水(H2O)。
例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水的方程式为：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O在这个反应中，氢氧根离子与氢离子中和生成水，而硫酸的阴离子与氢氧化物的阳离子结合生成盐。
酸碱中和反应具有以下特点：1. 反应生成的产物是盐和水；2. 反应过程中发生中和反应，氢离子和氢氧根离子结合生成水；3. 反应前后酸和碱的酸碱度都会降低。
二、溶液的性质溶液是指溶质溶于溶剂中形成的均匀混合物。
在溶液中，溶质是指被溶解的物质，溶剂是指溶解溶质的物质。
溶液的性质主要涉及酸碱性、导电性等。
1. 酸碱性：酸性溶液含有H+离子，碱性溶液含有OH-离子。
利用酸碱指示剂可以判断溶液的酸碱性质。
例如，酸性溶液会将蓝色的酚酞指示剂变红，碱性溶液会将红色的甲基橙指示剂变黄。
2. 导电性：大部分酸和碱的溶液都能导电，因为它们含有离子。
在溶液中，离子能够移动产生电流。
而非电解质溶液，如纯水，几乎不导电，因为其中没有或只有极少的离子。
3. pH值：pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标。
酸性溶液的pH 值小于7，碱性溶液的pH值大于7，中性溶液的pH值等于7。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
三、酸碱中和反应与溶液性质的关系酸碱中和反应与溶液性质之间有着密切的联系。
酸碱中和反应会改变溶液的酸碱性质、导电性以及pH值。
1. 改变酸碱性质：存在酸的溶液与碱反应后会生成盐和水，使溶液的酸性减弱。
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。
高中化学盐溶液的酸碱性归纳与分析
盐溶液的酸碱性归纳与分析要点一、盐类水解的实质1．定义⑴以CH3COONa为例探究盐类的水解CH3COONa溶于水之后，完全电离————强电解质CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………① ————(电离出的离子既没有+，也没有OH-)H把CH3COONa溶于水之后，溶液中还存在的电离平衡： H2O H+ + OH-………②————(纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，显中性)CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
CH3COO- + H+CH3COOH………③(CH3COONa电离产生的CH3COO-与水电离产生的H+)随着CH3COONa的加入，CH3COO-结合水电离出的H+，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
溶液中c(OH-)＞1.0×10-7mol/L＞c(H+)，CH3COONa水溶液显碱性。
⑵盐类水解的定义在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
(在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
酸 + 碱盐 + 水2．实质在溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
注意：①只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。
②盐类水解使水的电离平衡发生移动，促进水的电离，使水电离出的c(OH-)≠c(H+)并使溶液呈酸性或碱性。
③盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性极弱。
3．水解特征可逆：盐类水解和酸碱中和反应互为可逆反应。
pH值与酸碱强弱的关系
pH值与酸碱强弱的关系在化学领域中，pH值是一种用来衡量溶液酸碱性质的指标。
它是通过测量溶液中氢离子（H+）的浓度来确定的。
pH值的范围从0到14，其中7被定义为中性。
小于7的pH值表示酸性，而大于7的pH值表示碱性。
酸碱性越强，pH值就越低或越高。
本文将探讨pH值与酸碱强弱之间的关系。
1. pH值与酸碱强弱酸性溶液具有较高的氢离子浓度，因此其pH值低于7。
强酸（如盐酸）具有极低的pH值，接近于0，表明其酸性非常强烈。
相对而言，弱酸（如乙酸）的pH值会稍微高一些，但仍然低于7。
碱性溶液则相反，其氢离子浓度较低，因此其pH值高于7。
强碱（如氢氧化钠）的pH值接近于14，表示其碱性十分强烈。
而弱碱（如氢氧化铵）的pH值会稍微低一些，但仍然高于7。
2. pH值的测量与指示剂pH值的测量可以通过使用酸碱指示剂或pH计来完成。
酸碱指示剂是一种能够根据溶液的pH值而发生颜色变化的物质。
最常见的指示剂是酚酞、酚酞红和甲基橙等。
通过观察溶液颜色的变化，我们可以粗略地确定其pH值。
而pH计是一种更为精确的测量仪器，它可以直接测量溶液中的氢离子浓度，并将其转化为相应的pH值。
pH计广泛应用于实验室和工业生产中，能够提供更准确和可靠的测量结果。
3. pH值与酸碱反应酸和碱之间的反应产生盐和水，这种反应被称为酸碱中和反应。
在中和过程中，溶液的pH值会接近7，表明中和后的溶液呈中性。
强酸与强碱之间的中和反应非常剧烈，这也是为什么我们在实验室中使用盐酸和氢氧化钠进行酸碱中和实验的原因。
弱酸和弱碱中和反应相对较慢，需要更长的时间才能达到中性。
4. pH值与生活应用pH值的概念在日常生活中有许多应用。
例如，我们可以使用pH试纸来检测家庭水源的水质是否酸性或碱性。
此外，pH值还对许多工业和农业过程至关重要。
在工业生产中，pH值的控制可以影响许多化学反应的进程和产物。
一些工业过程需要酸性条件，而另一些则需要碱性条件。
通过合理控制pH值，可以提高生产过程的效率和产物的质量。
九年级酸碱盐知识点ph
九年级酸碱盐知识点phpH是酸碱溶液酸碱性强弱的一个常用指标。
它是以氢离子浓度为基础，采用对数表示的。
pH的取值范围是0-14，数值越小表示酸性越强，数值越大表示碱性越强，数值为7表示中性。
1. pH的计算方法pH的计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
在酸性溶液中，氢离子浓度高；而在碱性溶液中，氢离子浓度低，计算pH可以帮助我们了解溶液的酸碱性质。
2. 酸性和碱性溶液的pH范围当溶液的pH小于7时，表示溶液为酸性。
例如，盐酸、硫酸等酸性物质具有较低的pH值。
而当溶液的pH大于7时，表示溶液为碱性。
例如，氢氧化钠、氨水等碱性物质具有较高的pH值。
当溶液的pH值等于7时，表示溶液为中性。
例如，纯水的pH值为7。
3. pH对物质性质的影响pH值对物质的性质有很大的影响。
在酸性溶液中，金属会被腐蚀，蓝色石蕊试纸会变红；在碱性溶液中，酸性物质可以被中和，红色石蕊试纸会变蓝。
pH值还可以影响化学反应的进行，因为许多酸碱反应只在特定的pH范围内才能进行。
4. pH的应用pH值在生活和工业中有许多应用。
例如，在食品加工中，通过控制pH值可以使食品保质期延长；在水处理中，通过调节水的pH值可以改善水的质量；在医学中，通过测量体液的pH值可以帮助判断人体内部的酸碱平衡等等。
总结：酸碱盐知识点ph是九年级化学教育中的重要内容。
了解pH值的计算方法和酸碱性质对物质的影响，有助于我们更好地理解化学反应和应用于实际生活中。
掌握了这些知识点，我们可以更好地理解和应用化学知识。
化学酸碱盐知识归纳
化学酸碱盐知识归纳1. 酸碱理论1.1 酸碱定义酸是指能够产生H+离子的物质，碱是指能够产生OH-离子的物质。
根据这个定义，我们可以将一些常见的物质归类为酸或碱。
1.2 pH值pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标，通常用来表示溶液中H+离子的浓度。
pH 值的范围是0-14，其中pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
2. 酸的性质2.1 酸的味道和触感酸有酸味，酸溶液具有刺激性，会引起灼烧感。
2.2 酸的导电性酸能够导电，这是因为酸溶液中存在离子，可以形成电流。
2.3 酸与金属的反应酸可以与金属反应，生成盐和氢气。
反应的一般方程式为：酸 + 金属→ 盐 + 氢气。
3. 碱的性质3.1 碱的味道和触感碱有苦味，碱溶液具有滑润感。
3.2 碱的导电性碱能够导电，这是因为碱溶液中存在离子，可以形成电流。
3.3 碱与酸的中和反应碱与酸反应可以产生盐和水。
反应的一般方程式为：酸 + 碱→ 盐 + 水。
4. 盐的性质4.1 盐的形态盐可以是晶体，也可以是固体或液体。
4.2 盐的溶解性大部分盐在水中能够溶解。
4.3 盐的导电性盐能够导电，这是因为盐溶液中存在离子，可以形成电流。
5. 盐的用途5.1 盐的食品用途盐是一种常见的调味品，能够提高食物的口味。
5.2 盐的工业用途盐在工业中有广泛的应用，例如用作化肥、制冷剂、脱硫剂等。
5.3 盐的医药用途盐在医药方面也有一定的应用，例如用作抗菌剂、药物辅料等。
结论化学酸碱盐是我们日常生活中经常接触到的物质。
了解酸碱盐的定义、性质以及用途，有助于我们更好地理解和应用这些化学物质。
同时，了解酸碱盐的基本知识，也有助于我们更加健康地生活和工作。
以上就是化学酸碱盐的一些知识归纳，希望对您有所帮助！。
高中化学 过关(中) 溶液的酸碱性与pH计算
考点过关(中）考点8 溶液的酸碱性与pH计算溶液的酸碱性是物质的一种重要化学性质，高中化学中关于溶液酸碱性是用溶液pH值来衡量的，溶液的酸碱性与pH计算是中学化学的重要知识点,其考查的主要内容有溶液中离子浓度间的关系；酸、碱、盐对水电离平衡的影响；酸、碱、盐或酸与碱溶液混合后pH的计算；稀释酸与碱溶液后pH的变化等。
在水溶液中,无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在．．．．，二者相互依存,缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw.溶液的酸碱性决定于c（H＋）和c（OH－)的相对大小，如果c(H+）>c(OH—),溶液显酸性;如果c(H+）<c（OH—)，溶液显碱性；如果c(H+)=c(OH-）,溶液显中性。
pH决定于c(H＋）的大小，pH=7的溶液不一定呈中性,因为水的电离受温度的影响，只有在室温时，K w=1。
0×10-14，pH=7的溶液才显中性。
PH相同的酸，酸越弱,酸物质的量浓度越大,pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大;酸与碱的PH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合后溶液PH=7，强酸与弱碱混合后溶液PH＞7，强碱与弱酸混合后溶液PH＜7;等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后,强酸和强碱混合后溶液PH=7;强酸和弱碱混合后溶液PH〈7，弱酸和强碱混合后溶液PH>7,弱酸和弱碱混合后溶液PH由强者决定，未注明酸、碱强弱时后溶液PH无法判断；等体积强酸（PH1）和强碱（PH2）混合时，若溶液呈中性，二者PH之和为14；若溶液呈碱性，二者PH之和大于14；若溶液呈酸性,二者PH之和小于14。
【例题1】(1）25 ℃时，pH＝3的盐酸中由水电离出的c（H＋)是pH＝5的盐酸中由水电离的c（H＋）的倍。
(2)25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能为.(3)99 ℃时,向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变,测得溶液的pH＝2。
九年级化学知识点总结酸碱
九年级化学知识点总结酸碱化学作为一门基础性学科，贯穿了我们整个中学阶段的学习过程。
而在九年级化学课程中，酸碱是一个非常重要的章节。
下面，我们就来对九年级化学酸碱知识点进行总结和梳理，帮助大家更好地理解和应用这部分知识。
第一部分：酸碱的定义酸碱是化学中非常重要的一种物质性质，我们可以通过一系列的实验和观察来确定一个物质是酸性还是碱性。
在酸碱定义方面，有两种常见的定义方法：1. 布朗酸碱定义：酸是能够给出H+离子（质子）的物质，碱是能够接受H+离子的物质。
2. 判别酸碱的特征：酸常常有酸性气味、味酸、导电性强，而碱则有碱性气味、味苦、有腐蚀性。
第二部分：酸碱的性质及测试方法1. 酸性物质的特征：酸性物质具有发酸气味和味道、导电性良好、可以与碱发生中和反应。
2. 碱性物质的特征：碱性物质有碱性气味、有碱性味道、导电性好且有腐蚀性。
3. 酸碱性试纸：酸碱性试纸是酸碱实验中常用的一种测试试纸，通过改变试纸的颜色来判定被测物质是酸性、碱性还是中性的。
第三部分：酸碱盐的形成及反应酸碱盐是由酸和碱中和反应得到的物质，可以通过反应方程式表示为：酸 + 碱→ 酸碱盐 + 水。
酸碱盐的形成有以下几种方式：1. 酸和金属的反应：酸和活泼金属反应可以生成相应的金属盐和氢气。
2. 酸和碱的反应：酸和碱反应可以得到相应的盐和水。
3. 酸和碳酸盐的反应：酸和碳酸盐反应可以生成相应的盐、水和二氧化碳。
第四部分：常见酸碱盐的应用1. 酸的应用：酸广泛应用于工业生产、日常生活和医疗中。
例如硫酸可以用于制作化肥和矿产的提取过程中，柠檬酸可以用于食品加工中。
2. 碱的应用：碱广泛应用于玻璃、肥皂、洗衣粉等工业制品的生产中，同时也可用于调节土壤酸碱值。
3. 盐的应用：盐是日常生活中常见的调味品，也可以用于染料的生产以及农田中的肥料添加。
第五部分：酸碱中和反应的应用酸碱中和反应是酸碱反应中的一种重要类型，也是酸碱实验中常见的实验现象。
酸碱中和反应具有以下一些应用：1. 用于酸碱中毒的急救：对于急性酸中毒或碱中毒的患者，可以通过给患者服用相应的酸性或碱性物质进行中和，以减轻患者的症状和危险。
酸、碱、盐通性知识总结
酸、碱、盐通性知识总结整理： 周 健 （第二师33团中学）酸碱盐一章可以说是对整个初中化学知识的运用和综合。
它在化学基本概念、化学基本理论的基础上，通过对酸、碱、盐基本性质的讲解，总结出学习无机化学的规律，即通过对一个具体事物的研究，掌握规律，继而得出一类事物的性质，这是学习化学这门课程的一种有效的方法。
一、准确掌握酸、碱、盐的概念，明确它们的本质区别酸碱盐一章的概念较多，能否正确理解概念，是学好酸、碱、盐的前提条件。
1．酸及酸的通性酸的定义，电离时生成的阳离子全部．．．．．都是H ．+的化合物。
（特别注意：“阳离子”、“全部”、“H +”）。
酸==n H ++酸根离子n - 酸有通性的原因：不同的酸在溶于水时，都能电离出相同的H ＋。
下面我们以常见的硫酸和盐酸为例来说明酸的通性。
．．．．．．． 碱==金属离子m + +mO H - 碱有通性的原因：不同的碱在溶于水时，都能电离出相同的OH -（NH 4+可以认为是金属离子m +，NH 4+是由非金属原子构成的特殊的金属离子） 注意区分：酸溶液、碱溶液、酸性溶液、碱性溶液①酸溶液一定是酸性溶液，但酸性溶液不一定是酸溶液。
如：(NH 4)2SO 4溶液显酸性，却是盐溶液 ②碱溶液一定是碱性溶液，但碱性溶液不一定是碱溶液。
如：Na 2CO 3溶液显碱性，却是盐溶液 ③酸性溶液范围>酸溶液范围 碱性溶液范围>碱溶液范围 酸性溶液、碱行溶液可能是盐溶液3．盐及盐的性质盐定义：电离时生成金属阳离子（或NH 4+）与酸根离子的化合物（特别注意：阴、阳离子没有强调全部）。
盐==金属离子m + + 酸根离子n-+…… 总之：在酸碱盐反应中 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2．．碱性氧化物+酸性氧化物→盐+ H2O五、常见酸碱盐的物理性质酸、碱、盐的水溶液可以导电（原因：溶于水时电离形成自由移动的阴、阳离子）（注：蒸馏水、乙醇溶液、蔗糖溶液不导电）1、浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途浓盐酸HCl 浓硫酸H2SO4颜色状态“纯净”：无色液体工业用盐酸：黄色（含Fe3+）无色粘稠、油状液体气味有刺激性气味无特性挥发性(敞口置于空气中，瓶口有白雾)敞口放置m质减小m剂不变ω减小吸水性脱水性强氧化性腐蚀性敞口放置m质不变m剂增加ω减小用途①金属除锈②制造药物③人体中含有少量盐酸，助消化①金属除锈②浓硫酸作酸性、中性气体干燥剂③生产化肥、精炼石油酸性强弱顺序：H2SO4>HCl> HNO3> H3PO4>CH3COOH> H2CO32、氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途氢氧化钠氢氧化钙Ca(OH)2颜色、状态白色固体，极易溶于水（溶解放热）白色粉末，微溶于水俗名烧碱、火碱、苛性钠（具有强腐蚀性）熟石灰、消石灰（具有腐蚀性）制法Ca(OH)2+Na2CO3== CaCO3↓+2NaOH CaO +H2O== Ca(OH)2 （反应放出大量的热）用途①氢氧化钠固体作干燥剂②化工原料：制肥皂、造纸③去除油污：炉具清洁剂中含氢氧化钠①工业：制漂白粉②农业：改良酸性土壤、配波尔多液③建筑：氢氧化钠易吸收空气中水蒸气而发生潮解，所以可作为碱性、中性气体的干燥剂碱性强弱顺序：KOH> NaOH>Ca(OH)2 > NH3·H2O3、常见的盐氯化钠NaCl碳酸钠Na2CO3碳酸氢钠NaHCO3碳酸钙CaCO3俗称食盐纯碱、苏打小苏打石灰石、大理石颜色状态物性白色粉末,水溶液有咸味溶解度受温度影响不大白色粉末状固体可溶于水，且溶液呈现碱性白色细小颗粒状固体可溶于水，且溶液呈现碱性白色固体难溶于水用途烹调、选种融雪剂化工原料用于食品及化工原料发酵粉中和胃酸化工原料建筑材料二、明确复分解反应发生的本质，掌握酸碱盐反应的规律1．复分解反应及其发生的条件定义：由两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
酸碱理论
第二讲酸碱理论前言酸碱概念的历史几乎同化学本身一样悠久，在化学科学发展的历史长河中，也有着迂回曲折的道路。
酸碱概念是无机化学中的重要理论之一，也是中学化学中的基本概念，在化学学科中占有极为重要的地位。
随着科学的发展，酸和碱的范围愈来愈广泛。
更多的化学物质属于它们的范围之中，因此对它进行系统的认识和分析就显得更加重要。
历史上曾经有过几种不同的酸碱理论，认识这些理论的产生、形成和发展的过程，是人们追踪化学历史发展的重要线索。
从这些理论中，我们不但可以看出酸碱概念的历史演变，而且还可看到它们对整个化学学科的影响。
一、早期人们对酸碱的认识1 早期酸碱概念的产生1663年，英国化学家波义耳对酸的通性作了如此的描述：①有酸味;②有一种特殊的溶剂能力，能溶解许多物质；③能使许多含有蓝色的植物染料(如石蕊)变红；④能与硫化物(多硫化钾)作用生成硫的沉淀；⑤与碱作用，酸性消失，生成中性的盐。
1776年，英国化学家卡文迪什又补充了一条酸的性质；⑥很多酸（如硫酸、盐酸等)和锌、铁、锡等金属作用生成氢气。
波义耳对碱的通性描述为①令人具有滑溜的感觉和去污的能力；②有溶解油和硫磺的作用；③有苦涩味；④有能够对抗酸的能力，并能销毁酸；⑤能使因酸的作用变成红色的石蕊溶液变为蓝色。
2 拉瓦锡酸的氧理论1770-1780年间，法国化学家拉瓦锡企图从酸的组成来解释酸性现象，提出了氧是酸的组成成分和‘酸化要素”即“酸化的基”理论，他认为凡是酸都应该含氧元素。
这个酸的氧理论，持续了七十年，一直影响到十九世纪，普遍地为人们所接受，他明确指出，非金属元素在氧中燃烧生成酸；金属元素在氧中燃烧生成碱。
3李比希酸的氧理论正当人们崇奉拉瓦锡酸的氧理论时，1789年法国化学家贝托雷首先揭示了这个理论的缺陷，他发现氢氰酸(HCN)并不含有氧，但其水溶液却有较弱的酸性。
但是，由于氢氰酸的酸性比较弱，以致有人认为它根本够不上称为酸的资格，所以拉瓦锡关于酸的氧理论并没有因此而动摇：后来，英国化学家戴维(H．Davy 1778-1829)用普通的盐酸(HCl)来验证，也同样证实了拉瓦锡的错误。
九年级化学复习专题-酸碱盐
专题三酸、碱和盐归纳整理酸、碱、盐是初中化学中三种极其重要的物质，学习时必须从其宏观组成、微观构成、物质分类、溶液的导电性、溶液的酸碱性和酸碱度等方面做全面的分析和研究，为理解和掌握其化学性质和用途打下坚实的基础。
1．酸（1）组成的共同点：酸中都含有氢元素和酸根，但学习中需要注意：①含有氢元素的化合物不一定是酸，如H2O，CH4以及盐类物质中的NaHSO4等，它们虽然含有氢元素，但并不属于酸；②含有酸根的化合物也不一定是酸，如盐类物质。
酸分子溶解于水时，能离解产生自由移动的H+和酸根离子，酸的水溶液能导电。
要牢记：酸指的是溶于水时离解产生的阳离子全部是H+的化合物,这也正是酸类物质具有相似的化学性质的根本原因。
（2）酸的分类：根据酸的组成和性质可将酸分为：①含氧酸和无氧酸，如H2SO4、HNO3等属于含氧酸，HCl、H2S等属于无氧酸；②挥发性酸和不易挥发的酸，如HCl、HNO3等属于挥发性酸，H2SO4、H3PO4等属于不易挥发的酸；③稳定性酸和易分解的酸，如H2SO4、H3PO4等酸不易分解，H2CO3等酸易发生分解。
（3）酸溶液的pH：酸溶液的pH<7，且pH越小，酸性越强（4）常见的酸：①盐酸—HCl；②硫酸—H2SO4；③硝酸—HNO32．碱（1）组成的共同点：碱（除氨水）中都含有金属元素和氢氧根，但学习中需要注意：含有氢氧根这一原子团的化合物不一定是碱，如Cu2（OH）2CO3、Mg（OH）Cl等盐类物质，它们虽然含有氢氧根，但并不属于碱。
碱溶于水时能离解产生自由移动的OH-和金属离子，碱的水溶液能导电。
要牢记：碱指的是溶于水时离解产生的阴离子全部是OH—的化合物，碱的水溶液中都含有OH—离子，这正是碱类物质具有相似的化学性质的根本原因。
（2）碱的分类：根据碱的溶解性可将其分为可溶性碱和难溶性碱，如NaOH、KOH等易溶于水，Ca（OH）2微溶于水，Cu（OH）2（蓝色）、Fe（OH）3（红褐色）等难溶于水。
化学物质酸碱性
化学物质酸碱性化学物质的酸碱性是指其溶液中所含的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度。
酸性溶液中氢离子的浓度大于氢氧根离子，而碱性溶液中氢离子的浓度小于氢氧根离子。
了解化学物质酸碱性的特性对于我们生活中的许多方面都具有重要的意义。
下面，我们将详细探讨化学物质酸碱性的定义、测试方法以及一些常见的酸碱物质。
一、定义酸碱性的定义可以从多个角度来说明。
根据布朗斯特德酸碱理论，酸是能够给出氢离子的物质，而碱是能够给出氢氧根离子的物质。
酸和碱在反应中相互中和，产生盐和水。
另一种常见的酸碱定义是根据刘易斯酸碱理论，酸是能够接受电子对的物质，而碱是能够提供电子对的物质。
二、测试方法确定化学物质的酸碱性可以通过多种测试方法。
最常用的方法之一是使用酸碱指示剂。
酸碱指示剂能够根据溶液的pH值的不同，显示出不同的颜色。
例如，酸性溶液会使酸碱指示剂变红，而碱性溶液会使其变蓝或紫。
另一种测试方法是使用酸碱计，通过测量溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度来确定酸碱性。
常用的酸碱计包括pH计和指示电极。
三、常见的酸性物质1. 盐酸（HCl）：盐酸是一种常见的无机酸，常用于实验室和工业生产中。
它具有强酸性，可以与碱反应，产生盐和水。
2. 硫酸（H2SO4）：硫酸是一种重要的无机酸，广泛应用于工业领域。
它具有强酸性，可以与碱反应，产生盐和水。
3. 柠檬酸（C6H8O7）：柠檬酸是一种有机酸，广泛应用于食品和饮料工业中。
它呈现酸味，但相对较弱。
四、常见的碱性物质1. 氢氧化钠（NaOH）：氢氧化钠是一种常见的无机碱，常用于实验室和工业生产中。
它具有强碱性，可以与酸反应，产生盐和水。
2. 氨水（NH3·H2O）：氨水是一种常见的无机碱，广泛应用于实验室和工业领域。
它具有较强碱性，可以与酸反应，产生盐和水。
3. 碳酸氢钠（NaHCO3）：碳酸氢钠是一种碱性盐，常用于烘焙和食品加工中。
它可以中和酸性物质。
五、应用与意义了解化学物质酸碱性的特性在许多方面都具有重要的意义。
酸碱盐的酸碱性
酸碱盐的酸碱性酸碱盐是无机化合物的一种，它们在溶液中具有不同程度的酸碱性。
酸碱性是指溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）浓度的相对量。
在化学中，酸碱性的程度通过pH值来表示。
pH值是一个在0到14之间的数值，表示溶液的酸碱度，具体数值小于7表示酸性，大于7表示碱性，等于7表示中性。
首先，我们来了解一下酸和碱的特性。
酸是指在水溶液中能够释放出氢离子（H+）的物质。
当酸溶液中有足够的水分子时，酸分子会离解，产生氢离子。
氢离子会与溶液中的水分子结合，形成氢氧根离子（H3O+），这就是酸性溶液的成因。
酸的例子包括盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）等。
酸性溶液味酸、蓝色的石蕊试纸会变红。
碱是指能够释放出氢氧根离子（OH-）的物质。
在水溶液中，碱分子会离解，产生氢氧根离子。
碱性溶液的成因是碱分子释放出的氢氧根离子与水分子结合形成水分子和氢氧根离子（OH-）。
碱的例子包括氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）等。
碱性溶液味苦、红色的石蕊试纸会变蓝。
酸碱中性的判断可以通过指示剂和酸碱指示纸来实现。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
酸碱指示纸则是通过不同的颜色变化来表示酸碱性。
红色的酸性指示纸变为蓝色或绿色表示碱性，蓝色的碱性指示纸变为红色或黄色表示酸性，绿色的酸碱中性指示纸则不会发生颜色变化。
酸和碱可以通过中和反应相互转化。
中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的一种化学反应。
中和反应的方程式通常可以表示为：酸 + 碱= 盐 + 水。
例如，盐酸和氢氧化钠反应产生氯化钠和水的方程式可以表示为：HCl + NaOH = NaCl + H2O。
在中和反应中，酸和碱中的氢离子和氢氧根离子结合形成水，同时产生盐。
酸碱盐在生活中有广泛的应用。
酸碱性的判断对于食品的质量检测非常重要。
比如，我们可以用醋酸作为酸性指示剂来检测牛奶是否发酸。
当牛奶中的乳酸含量增加时，pH值会下降，酸碱指示剂会变色。
此外，酸碱盐也被广泛应用于农业、化妆品、环境保护等领域。
初中化学常见物质的酸碱性解析
初中化学常见物质的酸碱性解析化学是一门研究物质变化和性质的学科，而物质的酸碱性是其中的一个重要性质。
在初中化学学习中，我们常常接触到一些常见物质，下面就让我们逐一解析这些物质的酸碱性。
（一）金属氧化物金属氧化物是由金属元素和氧元素组成的化合物，常见的金属氧化物包括氧化钠（Na2O）、氧化铁（Fe2O3）、氧化铝（Al2O3）等。
1. 氧化钠（Na2O）：化学式中Na代表钠元素，O代表氧元素，氧化钠呈碱性。
在水中溶解时会产生氢氧化钠（NaOH）溶液，而氢氧化钠是一种强碱。
2. 氧化铁（Fe2O3）：化学式中Fe代表铁元素，氧化铁呈弱酸性，因为它可以与碱反应生成盐和水。
如与氢氧化钠反应，可生成氧化钠铁（NaFeO2）和水。
3. 氧化铝（Al2O3）：化学式中Al代表铝元素，氧化铝呈弱酸性。
与氢氧化钠反应可生成氧化钠铝（NaAlO2）和水。
（二）无机酸无机酸是指不含碳元素的酸，常见的无机酸包括盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）等。
1. 盐酸（HCl）：化学式中H代表氢元素，Cl代表氯元素，盐酸呈酸性。
当盐酸溶解在水中时，可以生成氯化氢（HCl）溶液，氯化氢是一种强酸。
2. 硫酸（H2SO4）：化学式中H代表氢元素，S代表硫元素，O代表氧元素，硫酸呈酸性。
与水反应时，可以生成硫酸溶液，硫酸是一种强酸。
3. 硝酸（HNO3）：化学式中H代表氢元素，N代表氮元素，O代表氧元素，硝酸呈酸性。
与水反应时，可以生成硝酸溶液，硝酸是一种强酸。
（三）无机碱无机碱是指金属氧化物和金属氢氧化物，常见的无机碱包括氢氧化钠（NaOH）、氢氧化铜（Cu(OH)2）、氢氧化铝（Al(OH)3）等。
1. 氢氧化钠（NaOH）：化学式中Na代表钠元素，O代表氧元素，H代表氢元素，氢氧化钠呈碱性。
溶解在水中时，可以生成氢氧化钠溶液，氢氧化钠是一种强碱。
2. 氢氧化铜（Cu(OH)2）：化学式中Cu代表铜元素，O代表氧元素，H代表氢元素，氢氧化铜呈强碱性。
初三化学酸碱盐知识点与记忆方法
初三化学酸碱盐知识点与记忆方法初中化学酸碱盐是必考的知识点之一，所以我们要掌握好相关资料，那么这部分内容具体的资料和记忆方法，你想了解吗?小编整理了相关资料，希望能帮助到您。
初三化学酸、碱、盐九大知识点一、化学用语1、电离：H2SO4=2H++SO42- NaOH=Na++OH- Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-2、物质的俗称和主要成分生石灰——CaO 熟石灰、消石灰——Ca(OH)2 【石灰水的主要成分】石灰石、大理石的主要成分——CaCO3食盐——NaCl 纯碱、口碱——Na2CO3 烧碱、火碱、苛性钠——NaOH胆矾、蓝矾——CuSO4·5H2O碳酸钠晶体——Na2CO3·10H2O 氨水——NH3·H2O(学名：一水合氨)二、酸、碱、盐的溶解性1、常见盐与碱的溶解性：(如果不读出括号中的字，是不是一个较好记忆的顺口溜?)钾钠铵盐都可溶，硝酸盐遇水影无踪。
碳酸盐只溶钾钠铵(盐)。
硫酸盐不溶硫酸钡，氯化物不溶氯化银。
碱类物质溶解性：只有(氢氧化)钾、(氢氧化)钠、(氢氧化)钙、(氢氧化)钡溶。
2、七个常见的沉淀物：中考范围：(由主至次的顺序)碳酸钙、碳酸钡、氢氧化镁、氢氧化铜、氢氧化铁;——可溶于酸的沉淀以阅读材料形式考察：氯化银、硫酸钡碳酸银——不溶于酸的沉淀3、四个微溶物：中考范围：Ca(OH)2(石灰水注明“澄清”的原因) CaSO4(实验室制二氧化碳时不用稀硫酸的原因)以阅读材料形式考察：Ag2SO4(鉴别SO42-和Cl-时，不用硝酸银的原因); MgCO3(碳酸根离子不能用于在溶液中除去镁离子的原因)三、复分解反应的发生条件1、复分解反应口诀：复分解要进行，溶液中才可行;交换成分价不变;生成水、气或沉淀;不溶物溶于酸除了氯化银和硫酸钡。
2、复分解的tips：(1)不溶性碱只能与酸性发生中和反应(2)不溶性盐，只有碳酸盐能与酸反应(3)KNO3、NaNO3、AgNO3、BaSO4不能做复分解反应的反应物四、溶液的酸碱性与酸碱度的测定1、指示剂———溶液的酸碱性：紫色的石蕊试液遇酸性溶液变红;遇碱性溶液变蓝。
物质的酸性和碱性之辨析
物 的。
所 以属于生理酸性 盐 ， 这 与盐本 身呈现 的酸碱性 恰好 是一致的 ； 而碳酸氢铵溶液本身是呈 弱碱 性 的， 却 因为 植物对铵根的 吸收多而 归属 于生理酸性 盐 ； 硝 酸钠 和
硝酸钙本身呈 中性 ， 由于植物吸收的硝酸根较多 ， 属生
理碱性盐 。
３ 酸性染料和碱性染料
在人教版高 中生 物必修 １中， 有 观察 根尖 细胞 有
丝分裂 的实验 ， 要求 用碱 性染 料 （ 如龙 胆紫 或 醋酸 洋
食 物的酸碱性 主要取决于食物中所 含矿物质 的种 类 及含量。与食物 的酸碱性 密切相关 的元素 主要有 ８ 种： 钾、 钠、 钙、 镁、 铁、 磷、 氯、 硫 。富含 前 ５种元素 的食 物一般属于碱性 食物 。例如 ， 蔬菜、 水 果 中含有较 多的
酸碱性无关 ， 即与食物进 入 口中形 成 的味觉无 关 。实 际上 ， 生活 中常见的酸性 口味 的食 品如醋 、 柠檬 、 橘子 、 苹果等食物都属 于碱性食 物 ； 而没有 酸味 的一些 食物 如鸡 、 鱼、 肉、 蛋等却 是酸性食 物。实 质上 酸碱性 食物 是一个生理性概 念 ， 以食 物经消化 吸收最 终被代 谢后 的产物是 酸性还 是碱性来 定义 的 ， 或者说 饮用 食物后
字， 却与 自身酸碱性毫无关系 ， 现总结如下。 １ 酸性食物和碱性食物 食物分成酸碱性 ， 常见于营养学相关 的杂志 ， 在学
术期刊 中较少见 。酸碱 性食物 的 区分 ， 与食 物本 身 的
无关 。例如 ， 硫酸铵 在溶液 中由于铵根 的水解呈酸性 ，
植物对 铵离子 的吸收远 远大于对 硫酸根 离子 的吸 收 ，
中学化学中的酸碱知识
中学化学中的酸碱知识在中学化学中，酸碱知识是一个非常重要的内容，它涉及到物质的成分、性质和变化等方面，对于认识化学现象和加深化学思维具有很大的促进作用。
本文将从酸碱概念、酸碱的物理性质、酸碱反应和常见酸碱物质等方面分别进行论述，希望能给中学生们带来一些帮助。
1. 酸碱概念酸碱是化学中的基本概念之一，指的是一类具有特殊化学性质的物质。
按照一般定义，酸是指能够释放出氢离子（H+）的物质，碱是指能够释放出羟基离子（OH-）的物质。
这一定义被称为布朗斯特德理论。
另一种酸碱定义是路易斯理论，它认为酸是指能够接受电子对的物质，碱是指能够提供电子对的物质。
不同的酸碱定义有不同的适用范围和理论解释，但在中学化学中通常采用布朗斯特德理论。
2. 酸碱的物理性质酸和碱具有一些独特的物理性质，可以通过实验观察和验证。
其中，较为显著的特点是酸的酸性和碱的碱性。
酸性可以通过酸度指示剂、pH计等工具来检测。
酸度指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性变化颜色的物质，比较常用的有苏丹红、甲基橙、酚酞等。
pH计也是一种检测酸碱性的仪器，它能够通过电子仪器测量溶液中的氢离子浓度，从而计算出溶液的pH 值。
一般认为，pH值小于7的溶液为酸性，大于7的溶液为碱性，等于7的溶液为中性。
碱性通常可通过溶液电导率、蓝墨水等工具检测。
溶液中若含有离子，则根据离子电荷和电量的作用，会对电流的流动产生一定的影响，即电导率。
在常温下，碱性溶液的电导率比酸性溶液大。
此外，蓝墨水是一种能够对碱性表现出特殊颜色反应的物质，它由酚酞溶液和氨水混合而成，只有在碱性溶液中才会呈现出深蓝色。
3. 酸碱反应酸碱反应是酸碱研究的重要内容之一，它是指酸和碱发生化学反应的过程。
此类反应通常可以通过观察微观变化（如离子配对等）和宏观变化（如颜色变化、气体的产生等）来进行判断和辨认。
这类反应可以分为酸碱滴定反应、酸碱中和反应、氧化还原反应等等。
酸碱滴定反应是通过溶液滴加的量和加入指示剂的反应关系来判断反应终点的一种反应。
酸碱中和的规律
酸碱中和的规律酸碱中和是化学中重要的概念之一。
在我们日常生活中，我们经常接触到酸和碱的概念，例如柠檬汁酸、洗衣粉碱等。
那么，什么是酸和碱呢？酸和碱是指一种化合物或溶液的性质，其特点是能产生氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）。
当酸和碱反应时，会发生中和反应，产生水和盐。
本文将详细介绍关于酸碱中和的规律。
首先，我们来了解一下酸和碱的概念。
酸是指能释放出氢离子（H+）的化合物或溶液，一般可用化学式H+来表示。
酸性溶液的pH值在0-6之间，值越小，酸性越强。
相反，碱是指能释放出氢氧根离子（OH-）的化合物或溶液，一般可用化学式OH-来表示。
碱性溶液的pH值在8-14之间，值越大，碱性越强。
在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。
酸和碱反应的化学方程式一般可用以下形式表示：酸 + 碱→ 盐 + 水例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）反应可以得到硫酸钠（Na2SO4）和水（H2O）：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O可以看出，氢离子和氢氧根离子结合形成了水，而硫酸和钠氢氧化物结合形成了硫酸钠。
这就是典型的酸碱中和反应。
酸碱中和的规律有以下几个重要特点：1. 反应物的摩尔比例在酸碱中和反应中，酸和碱的摩尔比例是1:1。
这是因为酸和碱反应时，氢离子和氢氧根离子结合形成水，水的化学式是H2O，其中包含两个氢离子和一个氢氧根离子。
因此，需要一个酸分子与一个碱分子反应才能完全中和。
2. 离子的质量和电荷在酸碱中和反应中，氢离子和氢氧根离子是负责中和反应的带电粒子。
氢离子具有一个正电荷，氢氧根离子具有一个负电荷。
当它们结合时，它们的电荷互相抵消，形成了中和产物-水。
3. pH值的变化在酸碱中和反应中，酸性溶液的pH值会增加，碱性溶液的pH值会降低，直至达到7，此时溶液为中性。
这是因为酸性溶液中的氢离子被中和，碱性溶液中的氢氧根离子被中和，导致酸碱度减弱，直至达到中性。
4. 酸碱中和反应的热效应在酸碱中和反应中，热效应通常是放热反应。
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酸性：
中学常见弱酸强弱记诵口诀(从前到后酸性逐渐变弱，只考虑第一级电离的比较）亚硫磷酸氢氟酸，亚硝甲酸冰醋酸，碳酸氢硫氢氰酸。
H2SO3>H3PO4>HF>HNO2>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCN
其他常见酸如HClO4, H2SO4,HNO3,HI，HBr都是强酸，强酸在水里视作酸性等同（水的拉平效应，使得强酸一级电离完全）
碱性：Fe(OH)2>Fe(OH)3>Cu(OH)2
规律：
0.总原则——根据碱的电离常数的大小：碱的电离常数越大，该碱的碱性越强。
推论：金属阳离子的水解常数越大，由该金属原子在该价态组成的氢氧化物的碱性越弱。
1.金属元素的电负性越小，该金属的最高价氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性越强。
推论（更具操作性）：
A）一般金属活动性越大（即金属活动性顺序表中排位越靠前），该金属的最高价氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性越强。
可得出：Fe(OH)3>Cu(OH)2
B）元素周期表中，同周期的金属{主族}元素随着原子序数的递增，该金属的最高价氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性越弱；同周期的金属{副族}元素随着原子序数的递增，该金属的最高价氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性越弱；同周期的金属主族与副族元素之间不能应用此规律。
根据第二点可得出：Fe(OH)3>Cu(OH)2
C）元素周期表中，同族的金属{主族}元素随着原子序数的递增，该金属的最高价氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性越强；一般同族的金属{副族}元素随着原子序数的递增，该金属的最高价氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性越若。
2.同种金属元素不同价态的氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性的判断方法可根据盐类水解的规律——盐中有弱（酸或碱根）就水解，越弱越水解，水解产物越稳定，判断而得：同种金属元素低价态的氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性比其高价态的氧化物对应的水化物（即氢氧化物）的碱性，
如：TlOH>Tl(OH)3。
可得出：Fe(OH)2>Fe(OH)3
其实氧化物对应水化物的酸碱性可用离子键理论解释R—A—O—B—H
R离子和氢离子中，谁对氧离子的吸引力若，就在谁处电离；在A处电离，该氢氧化物显碱性，在B处电离，该氢氧化物显酸性。
随着同主族的R的原子序数的增大，R的半径也递增，对氧离子的引力自然减弱，越显碱性（如：碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH）；同样，随着同周期的R的原子序数的增大，R的半径减小，对氧离子的引力增强，越显酸性（如：碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3)
由强到弱依次为：高氯酸，氢碘酸，硫酸，氢溴酸，盐酸，硝酸，碘酸（以上为
强酸，了解即可，大学涉及强弱排序），草酸（乙二酸），亚硫酸，磷酸，丙酮酸，亚硝酸（以上五种为中强酸），柠檬酸，氢氟酸，苹果酸，葡萄糖酸，甲酸，乳酸，苯甲酸，丙烯酸，乙酸，丙酸，硬脂酸，碳酸，氢硫酸，次氯酸，硼酸，硅酸（其余为弱酸或极弱酸）！
碱的排序为：
CsOH>RbOH>KOH>NaOH>Ba(OH)2>LiOH>Sr(OH)2>Ca(OH)2(以上均为强碱）>Mg(OH)2>AgOH(相当于Ag2O的悬浊液)（以上为中强碱）>NH3·H2O> Fe(OH)2> Cu(OH)2 > Fe(OH)3 >Al(OH)3(明显的两性，碱性很弱了）。