酸和碱的性质
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酸的性质：
1、跟酸碱指示剂反应。紫色石蕊试液遇酸变红色 无色酚酞试液遇酸不变色。
2、跟活泼金属（金属活动性顺序表中比氢强的金属）发生置换反应：酸 + 金属 = 盐 + 氢气。
3、跟碱性氧化物反应：酸 +碱性氧化物→ 盐+水。
4、跟某些盐反应。酸 + 盐 → 新酸 + 新盐。
5、跟碱发生中和反应。酸 + 碱 → 盐 + 水。
碱的性质：
1、碱溶液能与酸碱指示剂作用。碱溶液遇紫色石蕊试液变蓝（现象不明显，但有变化），遇无色酚酞溶液变红。
2、碱能与非金属单质发生反应。
3、碱能与酸发生反应，生成盐和水。
4、碱溶液能与酸性氧化物反应，生成盐和水。
5、碱溶液（相对强碱）能与盐反应，生成新碱（相对弱碱）和新盐。
扩展资料
酸的分类：
1、根据有机无机分为无机酸和有机酸。
2、根据是否含氧分为含氧酸和无氧酸。
3、根据从酸分子中可以电离出氢离子的个数。
4、根据酸性强弱将酸分为强酸，中强酸，弱酸（是否能完全电离）。
5、根据是否是中心原子得电子分为强氧化性酸和非强氧化性酸。
碱的分类：
1、 按一个碱分子电离出氢氧根离子的个数分：一元碱 二元碱 多元碱
2、按溶解性分：可溶性碱 微溶性碱 难溶性碱
3、按电离能力分：强碱 弱碱
4、按用途分：工业碱 食用碱
参考资料来源：百度百科——碱
参考资料来源：百度百科——酸
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一、化学-酸 (acid) 电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸，25℃时，其稀溶液的pH值小于7。 酸是一类化合物的统称 。 酸在化学中狭义的定义是： 在水溶液中电离出的阳离子全部都是氢离子的化合物。 这类物质大部分易溶于水中，少部分，如：硅酸，难溶于水。酸的水溶液一般可导电，其导电性质与其在水中电离度有关,部分酸在水中以分子的形式存在，不导电;部分酸在水中离解为正负离子,可导电。较广义的定义，则认为反应中能提供质子的是酸，反之为碱，此定义称为勃朗特斯(J. M. Bronsted)-劳里(T. M. Lowry)酸。另外还有被称为-{zh-hk:刘以士;zh-cn:路易斯}-(G. N. Lewis)酸的定义，定义酸为电子对的接受者，范围更为广泛。酸可以和碱进行中和作用(neutralization),生成水和盐 根据酸在水溶液中电离度的大小，有强酸和弱酸之分 ，一般认为，强酸在水溶液中完全电离，如盐酸、硝酸；弱酸在水溶液中部分电离，如乙酸、碳酸[1]。 比较酸的强度，可比较它们在一种碱中的离解常数。根据广义的定义，水就是一种碱，故对弱酸，比较在水中的离解常数即可。这叫“水的区分效应”。强酸之间的比较，不能用水，这叫水的“拉平效应”；不过可以使用更强的碱。像乙酸这样的弱酸，几乎不在水中电离，使水的区分效应不明显，可使用更强的碱。 含氧酸的命名﹕对于分子中只含一个成酸元素的简单含氧酸﹐将其较为常见的一种称某酸﹐其他含氧酸按成酸元素的氧化数较某酸高﹑低或有无过氧─O─O─结构而命名。例如氯酸HClO3(氯的氧化数为+5)﹑高氯酸HClO4(氧化数+7)﹑亚氯酸HClO2(氧化数为+3)﹑次氯酸 HClO(氧化数+1)﹔又如HSO﹑ HSO8中含有─O─O─键﹐称过氧一硫酸﹑过氧二硫酸。两个简单含氧酸缩去一分子水后生成的酸称焦酸(或称一缩某酸)﹐例如﹕ 也有用重作词头来命名的﹐例如﹕ 简单含氧酸脱去(全部)氢氧基而生成的基称醯基﹐如─SO─称硫醯基﹐CrOCl称铬醯氯。 若把含氧酸的化学式写成MO(OH)(M为金属)﹐就可以根据 值来判断常见含氧酸的强弱﹕ =0 极弱酸﹐如硼酸H3BO3
分类
1.根据有机无机分为无机酸和有机酸 有机酸是指一些具有酸性的有机化合物。最常见的有机酸是羧酸，其酸性源于羧基 (-COOH)。磺酸 (-SO3H)等也属于有机酸。有机酸可与醇反应生成酯。 2.根据是否含氧分为含氧酸 （如硫酸H2SO4、碳酸H2CO3等）和 无氧酸（如盐酸HCl、氟酸HF等） 3.根据从酸分子中可以电离出H+的个数 可以分为一元酸（HCl）、二元酸（H2SO4）、三元酸（H3PO4）
化学性质
酸一般有腐蚀性。弱酸在水溶液中存在电离平衡如下﹕ [HA]﹑[H+]﹑[A-]分别是HA﹑H+﹑A-的物质的量浓度﹐是弱酸HA的电离平衡常数。例如﹐298K时乙酸的电离常数为1.8×10-5﹐氢氟酸为7.2×10-4。电离平衡常数随弱电解质的浓度和温度有很小的变化。 在一定温度下﹐弱酸的电离度因溶液变稀而增大﹐如0.10﹑1.0×10-3﹑1.0×10-4乙酸的电离度分别为1.34﹑13.4﹑42%﹐无限稀释时完全电离。 多元弱酸的电离是分步进行的。例如﹐磷酸分三步电离﹐每步都有相应的电离平衡常数﹕ 水是无机化合物极好的溶剂﹐离子能被水分子强烈吸引而稳定﹐酸中 H+是裸露的质子﹐直径为10-3皮米﹐能强烈地与水分子结合成H3O+。例如﹐水合高氯酸晶体HClO4·H2O实际上是由H3O+和ClO4¯组成﹐在水溶液中H3O+和其他三个水分子结合成H2O。目前常用H表示水溶液中的氢离子。 酸的通性： （1）跟指示剂反应 紫色石蕊试液遇酸变红色 硝酸
无色酚酞试液遇酸不变色 （2）跟活泼金属（金属活动性顺序表中比氢强的金属）发生置换反应 酸 + 金属 = 盐 + 氢气 例：2HCl+Fe=FeCl2+H2↑ （3） 跟碱性氧化物反应酸 + 碱性氧化物→ 盐+水 3H2SO4+Fe2O3=Fe2(SO4)3+3H2O （4）跟某些盐反应 酸 + 盐 → 新酸 + 新盐 H2SO4+BaCl2=2HCl+BaSO4 ↓ （5）跟碱发生中和反应酸 + 碱 → 盐 + 水 2HCl+Cu(OH)2=CuCl2+2H2O 像以上的 （3）（4）（5）反应中，都是两种化合物互相交换成分，生成新的两种化合物，我们把它叫做复分解反应。 复分解反应是有一定的要求的，要求反应物必须要溶于水 （如果有酸，只须酸溶于水即可），而且生成的产物中必须要有气体或沉淀或水（其中1个即可）。 注：若生成H2CO3必须写成H2O + CO2↑ 正如 Na2CO3 + 2HCl =2NaCl + H2O + CO2↑ 这里有气体生成，（也有水生成） BaCl2 + Na2SO4 =BaSO4↓ + 2NaCl 这里BaSO4是一种不溶于水的沉淀 NaCl能和硫酸反应,因为生成的HCl逸出使反应不断正向移动，此反应可用于实验室制取HCl气体。 但像CaCO3+HCl， 情况又不一样，敬请参考复分解反应的详细解答。这里不做展开。 所以，判断是否能和酸反应，可以以这个为一个参考依据。
酸度（氢离子浓度指数，pH值）
1909年丹麦化学家S.P.L.索伦森建议用pH来表示[H+]。pH=-lg[H+]。 酸性 [H+]〉[OH-] pH <7 中性 [H+]=[OH-] pH =7 碱性 [H+]〈[OH-] pH >7 可用pH试纸或酸度计(pH计)来检测溶液的pH值。
应用用途
酸的用途很广﹐许多工业和实验室都要用酸﹐常用的有硫酸﹑盐酸﹑硝酸。许多化学反应在水溶液中进行﹐pH值很重要。如将二氧化碳通入含Ca2+的溶液﹐能否得到碳酸钙沉淀﹐取决于溶液的pH值﹐某些反应须在恒定的pH值下进行﹐为此常用弱酸(硷)及其盐的溶液作缓冲溶液。正常人的血液pH=7.4(其中含有HCO和HCO﹑HPO和HPO)﹐稍微变动就会生病。 1.与金属反应 例如:盐酸与铁反应(Fe+2HCl=FeCl2+H2↑) 硫酸与锌等活泼金属反应(Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑)，生成盐和氢气。 2.与碱反应 发生中和反应,例如:氢氧化钠与盐酸反应(NaOH+HCl=NaCl+H2O) 氢氧化镁与硫酸反应( Mg(OH)2+H2SO4=MgSO4+2H2O)等,生成盐和水. 3.与盐反应 例如:盐酸与碳酸钠反应(2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑) 4.与氧化物（金属氧化物）反应 例如:盐酸与氧化铁反应，生成氯化铁和水。(6HCl+Fe2O3=2FeCl3+3H2O)
常见的酸的性质
①盐酸（氢氯酸）（HCl）大多数氯化物均溶于水，电位序在氢之前的金属及大多数金属氧化物和碳酸盐都可溶于盐酸中，另外，Cl—还具有一定的还原性，并且还可与很多金属离子生成配离子而利于试样的溶解。常用来溶解赤铁矿（Fe2O3）、辉锑矿（Sb2S3）、碳酸盐、软锰矿(MnO2)等样品。 ②硝酸(HNO3)具有较强的氧化性，几乎所有的硝酸盐都溶于水，除铂、金和某些稀有金属外，浓硝酸几乎能溶解所有的金属及其合金。铁、铝、铬等会被硝酸钝化，溶解时加入非氧化酸，如盐酸除去氧化膜即可很好的溶解。几乎所有的硫化物也都可被硝酸溶解，但应先加入盐酸，使硫以H2S的形式挥发出去，以免单质硫将试样裹包，影响分解。除此之外，硝酸还很不稳定，在加热或光照的条件下能够分解成水、二氧化氮和氧气，并且硝酸浓度越高，就越容易分解。硝酸还有强氧化性，它能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，氮元素化合价降低，变为二氧化氮或一氧化氮（浓硝酸与金属非金属等反应生成二氧化氮，稀硝酸则生成一氧化氮）。另外，硝酸还可与蛋白质反应，使之变黄。 ③硫酸（H2SO4）除钙、锶、钡、铅外，其它金属的硫酸盐都溶于水。热的浓硫酸具有很强的氧化性和脱水性，常用于分解铁、钴、镍等金属和铝、铍、锑、锰、钍、铀、钛等金属合金以及分解土壤等样品中的有机物等。硫酸的沸点较高（338℃），当硝酸、盐酸、氢氟酸等低沸点酸的阴离子对测定有干扰时，常加硫酸并蒸发至冒白雾（SO3）来驱除。 酸雨破坏的树木
浓硫酸还有一些特殊性质： 『吸水性』浓硫酸可吸收物质表面的湿存水和气态物质中的水蒸气。例如，将浓硫酸敞口放在空气中，它将会吸收空气中的水蒸气，结果浓度变低。并且放出大量的热。 『脱水性』浓硫酸能将盐的结晶水或非游离态水以及某些有机物中的H、O元素以2：1的原子个数比脱出来，并生成水。 『强氧化性』浓硫酸能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，硫元素化合价降低，变为二氧化硫。 硫酸性质： 硫酸浓硫酸溶解时放出大量的热，因此浓硫酸稀释时应该“酸入水，沿器壁，慢慢倒，不断搅。” 若将浓硫酸中继续通入三氧化硫,则会产生"发烟"现象,这样含有SO3的硫酸称为"发烟硫酸"。 ④硒酸（H2SeO4）selenic acid 分子量： 144.9 白色六方柱晶体，极易吸潮。 熔点(℃)： 58 沸点(℃)： 260(分解）相对密度： 2.95 ×10^3kg/m3，易溶于水，不溶于氨水，溶于硫酸。 主要用途： 用作鉴别甲醇和乙醇的试剂，及硒盐制备。 吸湿性腐蚀性强。对眼睛、皮肤、粘膜和呼吸道有刺激作用。吸入、口服或经皮肤吸收中毒重者可致死。可引起化学性支气管炎、肺炎或肺水肿。慢性影响：可有头痛、眩晕、疲倦、食欲减退等表现。 不燃，具强腐蚀性、强刺激性，可致人体灼伤。具有强氧化性与强酸性（均强于硫酸）。其水溶液有腐蚀性和强烈的刺激性。 ⑤磷酸（H3PO4）磷酸根具有很强的配位能力，因此，几乎90%的矿石都能溶于磷酸。包括许多其它酸不溶的铬铁矿、钛铁矿、铌铁矿、金红石等，对于含有高碳、高铬、高钨的合金也能很好的溶解。单独使用磷酸溶解时，一般应控制在500～600℃、5min以内。若温度过高、时间过长，会析出焦磷酸盐难溶物、生成聚硅磷酸粘结于器皿底部，同时也腐蚀了玻璃。磷酸的性质： 一 物理性质 纯净的磷酸是无色晶体，熔点42.3摄氏度，高沸点酸，易溶于水。 市售磷酸试剂是粘稠的、不挥发的浓溶液，磷酸含量83-98%。 二 化学性质 磷酸是三元中强酸，分三步电离，不易挥发，不易分解，几乎没有氧化性。具有酸的通性 ⑥高氯酸（HClO4）热的、浓高氯酸具有很强的氧化性，能迅速溶解钢铁和各种铝合金。是酸性最强的无机酸。能将Cr、V、S等元素氧化成最高价态。高氯酸的沸点为203℃，蒸发至冒烟时，可驱除低沸点的酸，残渣易溶于水。高氯酸也常作为重量法中测定SiO2的脱水剂。使用HClO4时，应避免与有机物接触，以免发生爆炸。</P> ⑦氢氟酸（HF）氢氟酸的酸性很弱，但 F¯的配位能力很强，能与 Fe³+、Al³+、Ti(Ⅳ)、Zr(Ⅳ)、W(Ⅴ)、Nb(Ⅴ)、Ta(Ⅴ)、U(Ⅵ)等离子形成配离子而溶于水，并可与硅形成SiF4而逸出。能腐蚀玻璃。 ⑧氢溴酸（HBr）无色或浅黄色液体，微发烟。分子量80.92，气体相对密度（空气=1）3.5；液体相对密度2.77(-67℃)；HBr47%水溶液1.49。熔点-88.5℃，沸点-67.0℃。易溶于氯苯、二乙氧基甲烷等有机溶剂。能与水、醇、乙酸混溶。露于空气及日光中因溴游离，色渐变暗。强酸性，具有与盐酸相似的刺激味。除铂、金和钽等金属外，对其他金属皆腐蚀，生成金属溴化物。还具有强还原性，能被空气中的氧及其他氧化剂氧化为 溴 【一般定义】 通常指味苦的、溶液能使特定指示剂变色的物质（如使紫色石蕊变蓝，使酚酞变红等），其水溶液的PH值大于7。 在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子（今理论认为，电离时能吸收质子的物质为碱性，阴离子全为OH-的为碱类，统称碱），与酸反应形成盐和水。典型的碱如胺类物质（包括氨水，化学式：NH3·H2O），烧碱（氢氧化钠，化学式：NaOH），熟石灰[氢氧化钙，化学式：Ca(OH)2]等。碱的更广义的概念是指提供电子的物质，或是接受质子的物质。 【化学定义】电离时所有阴离子都是氢氧根离子（OH-）的化合物。（有些盐类物质溶液的pH值也大于7，但它不是碱，如：纯碱（碳酸钠）Na2CO3，小苏打（碳酸氢钠）NaHCO3等。） 【碱的溶解性】除氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡、氢氧化钙（微溶）和一水合氨（氨水）外，其余的碱基本上都难溶于水。 另外要注意的是，氢氧化钙的溶解度会随温度的升高而减小。
编辑本段碱的化学性质
综述：碱的化学性质共5条，又称为碱的通性。要注意的是有些性质只适用于可溶性的碱。 1、碱溶液能与酸碱指示剂作用 碱溶液遇紫色石蕊试液变蓝（现象不明显，但有变化），遇无色酚酞溶液变红（现象明显） 2、碱能与非金属单质发生反应 卤素与碱的歧化反应，如： Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO(Br2、I2类似) 硫与碱的歧化反应，如： 3S+6NaOH=NaSO3+2Na2S+3H2O 硅与碱的反应,如: Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2(气) 3、碱能与酸发生反应，生成盐和水（这类反应通常被称作中和反应，此类反应放出大量热） 举例：工业上常用熟石灰（氢氧化钙）中和含过多硫酸的废水 Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4+2H2O 4、碱溶液能与非金属氧化物反应，生成盐和水 举例：这类反应最常见的就是实验室里用澄清石灰水检验二氧化碳的反应，但这类反应不属于复分解反应 CO2+H2O==H2CO3 H2CO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+2H2O 综合一下： CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O 这个反应不符合两种离子化合物互相交换成分，故不是复分解反应 5、碱溶液能与盐反应，生成新碱和新盐 举例：这类反应常见的有实验室里制备氢氧化钠的反应，碱与盐的反应有两个要求，其一要求参与反应的碱与盐都要可溶于水，其二要求生成物中有沉淀、气体或水生成。 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 注：碱液与酸性氧化物反应 （1）概念：能与碱反应；生成盐和水的氧化物。如CO2、SO2、SiO2、SO3、Mn2O7等均属于酸性氧化物。 （2）注意：①酸性氧化物包括大多数非金属氧化物和少数金属氧化物（如Mn2O7），可见酸性氧化物不一定是非金属氧化物，少数非金属氧化物不是酸性氧化物，如CO、H2O等。②酸性氧化物多数能溶于水，跟水化合生成酸，也有少数酸性氧化物不溶于水，也不能与水反应化合生成酸，如SiO2。
编辑本段常见的碱
氢氧化锂 是一种苛性碱，固体为白色晶体粉末或小颗粒，属四方晶系晶体。相对密度为1.46g/cm3，熔点为471℃，沸点925℃，于沸点开始分解，在1626℃完全分解。它微溶于乙醇，可溶于甲醇，不溶于醚；因溶解放热和溶解后溶液密度变大的缘故，在288K饱和水溶液浓度可达5.3mol/L。可认为是强碱：Kb=0.675，pK=0.17。一水合物属单斜晶系晶体，溶解度：22.3g/100g水（10℃），密度为1.51g/cm3。呈强碱性，因而其饱和溶液可使酚酞改变结构，能使酚酞由无色转变为深红色。在空气中极易吸收二氧化碳.氢氧化锂有强的腐蚀性及刺激性，应密封保存。 氢氧化钠 俗称火碱、烧碱、苛性钠。氢氧化钠的用途十分广泛，在化学实验中，除了用做试剂以外，由于它有很强的吸湿
性，还可用做碱性干燥剂。烧碱在国民经济中有广泛应用，许多工业部门都需要烧碱。使用烧碱最多的部门是化学药品的制造，其次是造纸、炼铝、炼钨、人造丝、人造棉和肥皂制造业。 氢氧化钙 俗称熟石灰、消石灰，可由生石灰（即氧化钙）与水反应制得，反应时会放出大量的热。农业上常用氢氧化钙中和酸性土壤，也用它来配制农药波尔多液。日常生活中的三合土、石灰浆的主要成分都是熟石灰。另外氢氧化钙的澄清水溶液常用于实验室检验二氧化碳 氢氧化钾 溶于水、乙醇，微溶于醚，溶于水放出大量热，易溶于酒精和甘油。熔点360.4℃。其化学性质类似氢氧化钠（烧碱），水溶液呈无色、有强碱性，能破坏细胞组织。用作化工生产的原料，也用于医药、染料、轻工等工业。 氢氧化铜 蓝色或蓝绿色凝胶或淡蓝色结晶粉末，难溶于水，溶于酸、氨水和氰化钠，受热至60-80℃变暗，温度再高分解为
黑色氧化铜和水。用作分析试剂，还用于医药、农药等。可作为催化剂、媒染剂、颜料、饲料添加剂、纸张染色剂灯等。 氢氧化铁(非标准叫法：铁酸） 是一种难溶的红褐色的碱，可用来制颜料、药物，也可用来做砷的解毒药等。
氨水，氢氧化铵（NH4OH，或NH3·H2O） 它是一种重要的化工原料，也是化学实验中常用的试剂. 也称"气肥".（附：氨水的溶质为NH3）氨水的施用原则是”一不离土，二不离水”。不离土就是要深施覆土；不离水就是加水稀释以降低浓度、减少挥发，或结合灌溉施用。由于氨水比水轻，灌溉时要注意避免局部地区积累过多而灼伤植株。氨水可作基肥也可作追肥。
编辑本段碱性物质（如苏打）的食用价值
1. 在发面的过程中会有微生物生成酸，面团发起后会变酸，必须加碱性物质中和，才能制作出美味的面食； 2. 纯碱（苏打，碳酸钠Na2CO3）或碳酸氢钠（小苏打NaHCO3）能中和深绿色蔬菜上由于农药的过量喷施而粘着的有机酸或硫化物，从而可以保住蔬菜原有的本色，并去除农药对蔬菜的污染； 3. 纯碱有较强的脱脂作用，可以去掉油发干货原料上的多余油脂； 4. 纯碱能释放玉米中不易释放的烟酸，使长期食用玉米的人不至于会因玉米中的烟酸缺乏而患癞皮病； 5. 纯碱的缺点是对食物中的维生素B1、B2和维生素C有较强的破坏作用，同时会影响人体对某些矿物质的吸收和利用，因此不可滥用。 6.纯碱不是碱，溶液呈碱性
分类
1.根据有机无机分为无机酸和有机酸 有机酸是指一些具有酸性的有机化合物。最常见的有机酸是羧酸，其酸性源于羧基 (-COOH)。磺酸 (-SO3H)等也属于有机酸。有机酸可与醇反应生成酯。 2.根据是否含氧分为含氧酸 （如硫酸H2SO4、碳酸H2CO3等）和 无氧酸（如盐酸HCl、氟酸HF等） 3.根据从酸分子中可以电离出H+的个数 可以分为一元酸（HCl）、二元酸（H2SO4）、三元酸（H3PO4）
化学性质
酸一般有腐蚀性。弱酸在水溶液中存在电离平衡如下﹕ [HA]﹑[H+]﹑[A-]分别是HA﹑H+﹑A-的物质的量浓度﹐是弱酸HA的电离平衡常数。例如﹐298K时乙酸的电离常数为1.8×10-5﹐氢氟酸为7.2×10-4。电离平衡常数随弱电解质的浓度和温度有很小的变化。 在一定温度下﹐弱酸的电离度因溶液变稀而增大﹐如0.10﹑1.0×10-3﹑1.0×10-4乙酸的电离度分别为1.34﹑13.4﹑42%﹐无限稀释时完全电离。 多元弱酸的电离是分步进行的。例如﹐磷酸分三步电离﹐每步都有相应的电离平衡常数﹕ 水是无机化合物极好的溶剂﹐离子能被水分子强烈吸引而稳定﹐酸中 H+是裸露的质子﹐直径为10-3皮米﹐能强烈地与水分子结合成H3O+。例如﹐水合高氯酸晶体HClO4·H2O实际上是由H3O+和ClO4¯组成﹐在水溶液中H3O+和其他三个水分子结合成H2O。目前常用H表示水溶液中的氢离子。 酸的通性： （1）跟指示剂反应 紫色石蕊试液遇酸变红色 硝酸
无色酚酞试液遇酸不变色 （2）跟活泼金属（金属活动性顺序表中比氢强的金属）发生置换反应 酸 + 金属 = 盐 + 氢气 例：2HCl+Fe=FeCl2+H2↑ （3） 跟碱性氧化物反应酸 + 碱性氧化物→ 盐+水 3H2SO4+Fe2O3=Fe2(SO4)3+3H2O （4）跟某些盐反应 酸 + 盐 → 新酸 + 新盐 H2SO4+BaCl2=2HCl+BaSO4 ↓ （5）跟碱发生中和反应酸 + 碱 → 盐 + 水 2HCl+Cu(OH)2=CuCl2+2H2O 像以上的 （3）（4）（5）反应中，都是两种化合物互相交换成分，生成新的两种化合物，我们把它叫做复分解反应。 复分解反应是有一定的要求的，要求反应物必须要溶于水 （如果有酸，只须酸溶于水即可），而且生成的产物中必须要有气体或沉淀或水（其中1个即可）。 注：若生成H2CO3必须写成H2O + CO2↑ 正如 Na2CO3 + 2HCl =2NaCl + H2O + CO2↑ 这里有气体生成，（也有水生成） BaCl2 + Na2SO4 =BaSO4↓ + 2NaCl 这里BaSO4是一种不溶于水的沉淀 NaCl能和硫酸反应,因为生成的HCl逸出使反应不断正向移动，此反应可用于实验室制取HCl气体。 但像CaCO3+HCl， 情况又不一样，敬请参考复分解反应的详细解答。这里不做展开。 所以，判断是否能和酸反应，可以以这个为一个参考依据。
酸度（氢离子浓度指数，pH值）
1909年丹麦化学家S.P.L.索伦森建议用pH来表示[H+]。pH=-lg[H+]。 酸性 [H+]〉[OH-] pH <7 中性 [H+]=[OH-] pH =7 碱性 [H+]〈[OH-] pH >7 可用pH试纸或酸度计(pH计)来检测溶液的pH值。
应用用途
酸的用途很广﹐许多工业和实验室都要用酸﹐常用的有硫酸﹑盐酸﹑硝酸。许多化学反应在水溶液中进行﹐pH值很重要。如将二氧化碳通入含Ca2+的溶液﹐能否得到碳酸钙沉淀﹐取决于溶液的pH值﹐某些反应须在恒定的pH值下进行﹐为此常用弱酸(硷)及其盐的溶液作缓冲溶液。正常人的血液pH=7.4(其中含有HCO和HCO﹑HPO和HPO)﹐稍微变动就会生病。 1.与金属反应 例如:盐酸与铁反应(Fe+2HCl=FeCl2+H2↑) 硫酸与锌等活泼金属反应(Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑)，生成盐和氢气。 2.与碱反应 发生中和反应,例如:氢氧化钠与盐酸反应(NaOH+HCl=NaCl+H2O) 氢氧化镁与硫酸反应( Mg(OH)2+H2SO4=MgSO4+2H2O)等,生成盐和水. 3.与盐反应 例如:盐酸与碳酸钠反应(2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑) 4.与氧化物（金属氧化物）反应 例如:盐酸与氧化铁反应，生成氯化铁和水。(6HCl+Fe2O3=2FeCl3+3H2O)
常见的酸的性质
①盐酸（氢氯酸）（HCl）大多数氯化物均溶于水，电位序在氢之前的金属及大多数金属氧化物和碳酸盐都可溶于盐酸中，另外，Cl—还具有一定的还原性，并且还可与很多金属离子生成配离子而利于试样的溶解。常用来溶解赤铁矿（Fe2O3）、辉锑矿（Sb2S3）、碳酸盐、软锰矿(MnO2)等样品。 ②硝酸(HNO3)具有较强的氧化性，几乎所有的硝酸盐都溶于水，除铂、金和某些稀有金属外，浓硝酸几乎能溶解所有的金属及其合金。铁、铝、铬等会被硝酸钝化，溶解时加入非氧化酸，如盐酸除去氧化膜即可很好的溶解。几乎所有的硫化物也都可被硝酸溶解，但应先加入盐酸，使硫以H2S的形式挥发出去，以免单质硫将试样裹包，影响分解。除此之外，硝酸还很不稳定，在加热或光照的条件下能够分解成水、二氧化氮和氧气，并且硝酸浓度越高，就越容易分解。硝酸还有强氧化性，它能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，氮元素化合价降低，变为二氧化氮或一氧化氮（浓硝酸与金属非金属等反应生成二氧化氮，稀硝酸则生成一氧化氮）。另外，硝酸还可与蛋白质反应，使之变黄。 ③硫酸（H2SO4）除钙、锶、钡、铅外，其它金属的硫酸盐都溶于水。热的浓硫酸具有很强的氧化性和脱水性，常用于分解铁、钴、镍等金属和铝、铍、锑、锰、钍、铀、钛等金属合金以及分解土壤等样品中的有机物等。硫酸的沸点较高（338℃），当硝酸、盐酸、氢氟酸等低沸点酸的阴离子对测定有干扰时，常加硫酸并蒸发至冒白雾（SO3）来驱除。 酸雨破坏的树木
浓硫酸还有一些特殊性质： 『吸水性』浓硫酸可吸收物质表面的湿存水和气态物质中的水蒸气。例如，将浓硫酸敞口放在空气中，它将会吸收空气中的水蒸气，结果浓度变低。并且放出大量的热。 『脱水性』浓硫酸能将盐的结晶水或非游离态水以及某些有机物中的H、O元素以2：1的原子个数比脱出来，并生成水。 『强氧化性』浓硫酸能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，硫元素化合价降低，变为二氧化硫。 硫酸性质： 硫酸浓硫酸溶解时放出大量的热，因此浓硫酸稀释时应该“酸入水，沿器壁，慢慢倒，不断搅。” 若将浓硫酸中继续通入三氧化硫,则会产生"发烟"现象,这样含有SO3的硫酸称为"发烟硫酸"。 ④硒酸（H2SeO4）selenic acid 分子量： 144.9 白色六方柱晶体，极易吸潮。 熔点(℃)： 58 沸点(℃)： 260(分解）相对密度： 2.95 ×10^3kg/m3，易溶于水，不溶于氨水，溶于硫酸。 主要用途： 用作鉴别甲醇和乙醇的试剂，及硒盐制备。 吸湿性腐蚀性强。对眼睛、皮肤、粘膜和呼吸道有刺激作用。吸入、口服或经皮肤吸收中毒重者可致死。可引起化学性支气管炎、肺炎或肺水肿。慢性影响：可有头痛、眩晕、疲倦、食欲减退等表现。 不燃，具强腐蚀性、强刺激性，可致人体灼伤。具有强氧化性与强酸性（均强于硫酸）。其水溶液有腐蚀性和强烈的刺激性。 ⑤磷酸（H3PO4）磷酸根具有很强的配位能力，因此，几乎90%的矿石都能溶于磷酸。包括许多其它酸不溶的铬铁矿、钛铁矿、铌铁矿、金红石等，对于含有高碳、高铬、高钨的合金也能很好的溶解。单独使用磷酸溶解时，一般应控制在500～600℃、5min以内。若温度过高、时间过长，会析出焦磷酸盐难溶物、生成聚硅磷酸粘结于器皿底部，同时也腐蚀了玻璃。磷酸的性质： 一 物理性质 纯净的磷酸是无色晶体，熔点42.3摄氏度，高沸点酸，易溶于水。 市售磷酸试剂是粘稠的、不挥发的浓溶液，磷酸含量83-98%。 二 化学性质 磷酸是三元中强酸，分三步电离，不易挥发，不易分解，几乎没有氧化性。具有酸的通性 ⑥高氯酸（HClO4）热的、浓高氯酸具有很强的氧化性，能迅速溶解钢铁和各种铝合金。是酸性最强的无机酸。能将Cr、V、S等元素氧化成最高价态。高氯酸的沸点为203℃，蒸发至冒烟时，可驱除低沸点的酸，残渣易溶于水。高氯酸也常作为重量法中测定SiO2的脱水剂。使用HClO4时，应避免与有机物接触，以免发生爆炸。</P> ⑦氢氟酸（HF）氢氟酸的酸性很弱，但 F¯的配位能力很强，能与 Fe³+、Al³+、Ti(Ⅳ)、Zr(Ⅳ)、W(Ⅴ)、Nb(Ⅴ)、Ta(Ⅴ)、U(Ⅵ)等离子形成配离子而溶于水，并可与硅形成SiF4而逸出。能腐蚀玻璃。 ⑧氢溴酸（HBr）无色或浅黄色液体，微发烟。分子量80.92，气体相对密度（空气=1）3.5；液体相对密度2.77(-67℃)；HBr47%水溶液1.49。熔点-88.5℃，沸点-67.0℃。易溶于氯苯、二乙氧基甲烷等有机溶剂。能与水、醇、乙酸混溶。露于空气及日光中因溴游离，色渐变暗。强酸性，具有与盐酸相似的刺激味。除铂、金和钽等金属外，对其他金属皆腐蚀，生成金属溴化物。还具有强还原性，能被空气中的氧及其他氧化剂氧化为 溴 【一般定义】 通常指味苦的、溶液能使特定指示剂变色的物质（如使紫色石蕊变蓝，使酚酞变红等），其水溶液的PH值大于7。 在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子（今理论认为，电离时能吸收质子的物质为碱性，阴离子全为OH-的为碱类，统称碱），与酸反应形成盐和水。典型的碱如胺类物质（包括氨水，化学式：NH3·H2O），烧碱（氢氧化钠，化学式：NaOH），熟石灰[氢氧化钙，化学式：Ca(OH)2]等。碱的更广义的概念是指提供电子的物质，或是接受质子的物质。 【化学定义】电离时所有阴离子都是氢氧根离子（OH-）的化合物。（有些盐类物质溶液的pH值也大于7，但它不是碱，如：纯碱（碳酸钠）Na2CO3，小苏打（碳酸氢钠）NaHCO3等。） 【碱的溶解性】除氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡、氢氧化钙（微溶）和一水合氨（氨水）外，其余的碱基本上都难溶于水。 另外要注意的是，氢氧化钙的溶解度会随温度的升高而减小。
编辑本段碱的化学性质
综述：碱的化学性质共5条，又称为碱的通性。要注意的是有些性质只适用于可溶性的碱。 1、碱溶液能与酸碱指示剂作用 碱溶液遇紫色石蕊试液变蓝（现象不明显，但有变化），遇无色酚酞溶液变红（现象明显） 2、碱能与非金属单质发生反应 卤素与碱的歧化反应，如： Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO(Br2、I2类似) 硫与碱的歧化反应，如： 3S+6NaOH=NaSO3+2Na2S+3H2O 硅与碱的反应,如: Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2(气) 3、碱能与酸发生反应，生成盐和水（这类反应通常被称作中和反应，此类反应放出大量热） 举例：工业上常用熟石灰（氢氧化钙）中和含过多硫酸的废水 Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4+2H2O 4、碱溶液能与非金属氧化物反应，生成盐和水 举例：这类反应最常见的就是实验室里用澄清石灰水检验二氧化碳的反应，但这类反应不属于复分解反应 CO2+H2O==H2CO3 H2CO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+2H2O 综合一下： CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O 这个反应不符合两种离子化合物互相交换成分，故不是复分解反应 5、碱溶液能与盐反应，生成新碱和新盐 举例：这类反应常见的有实验室里制备氢氧化钠的反应，碱与盐的反应有两个要求，其一要求参与反应的碱与盐都要可溶于水，其二要求生成物中有沉淀、气体或水生成。 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 注：碱液与酸性氧化物反应 （1）概念：能与碱反应；生成盐和水的氧化物。如CO2、SO2、SiO2、SO3、Mn2O7等均属于酸性氧化物。 （2）注意：①酸性氧化物包括大多数非金属氧化物和少数金属氧化物（如Mn2O7），可见酸性氧化物不一定是非金属氧化物，少数非金属氧化物不是酸性氧化物，如CO、H2O等。②酸性氧化物多数能溶于水，跟水化合生成酸，也有少数酸性氧化物不溶于水，也不能与水反应化合生成酸，如SiO2。
编辑本段常见的碱
氢氧化锂 是一种苛性碱，固体为白色晶体粉末或小颗粒，属四方晶系晶体。相对密度为1.46g/cm3，熔点为471℃，沸点925℃，于沸点开始分解，在1626℃完全分解。它微溶于乙醇，可溶于甲醇，不溶于醚；因溶解放热和溶解后溶液密度变大的缘故，在288K饱和水溶液浓度可达5.3mol/L。可认为是强碱：Kb=0.675，pK=0.17。一水合物属单斜晶系晶体，溶解度：22.3g/100g水（10℃），密度为1.51g/cm3。呈强碱性，因而其饱和溶液可使酚酞改变结构，能使酚酞由无色转变为深红色。在空气中极易吸收二氧化碳.氢氧化锂有强的腐蚀性及刺激性，应密封保存。 氢氧化钠 俗称火碱、烧碱、苛性钠。氢氧化钠的用途十分广泛，在化学实验中，除了用做试剂以外，由于它有很强的吸湿
性，还可用做碱性干燥剂。烧碱在国民经济中有广泛应用，许多工业部门都需要烧碱。使用烧碱最多的部门是化学药品的制造，其次是造纸、炼铝、炼钨、人造丝、人造棉和肥皂制造业。 氢氧化钙 俗称熟石灰、消石灰，可由生石灰（即氧化钙）与水反应制得，反应时会放出大量的热。农业上常用氢氧化钙中和酸性土壤，也用它来配制农药波尔多液。日常生活中的三合土、石灰浆的主要成分都是熟石灰。另外氢氧化钙的澄清水溶液常用于实验室检验二氧化碳 氢氧化钾 溶于水、乙醇，微溶于醚，溶于水放出大量热，易溶于酒精和甘油。熔点360.4℃。其化学性质类似氢氧化钠（烧碱），水溶液呈无色、有强碱性，能破坏细胞组织。用作化工生产的原料，也用于医药、染料、轻工等工业。 氢氧化铜 蓝色或蓝绿色凝胶或淡蓝色结晶粉末，难溶于水，溶于酸、氨水和氰化钠，受热至60-80℃变暗，温度再高分解为
黑色氧化铜和水。用作分析试剂，还用于医药、农药等。可作为催化剂、媒染剂、颜料、饲料添加剂、纸张染色剂灯等。 氢氧化铁(非标准叫法：铁酸） 是一种难溶的红褐色的碱，可用来制颜料、药物，也可用来做砷的解毒药等。
氨水，氢氧化铵（NH4OH，或NH3·H2O） 它是一种重要的化工原料，也是化学实验中常用的试剂. 也称"气肥".（附：氨水的溶质为NH3）氨水的施用原则是”一不离土，二不离水”。不离土就是要深施覆土；不离水就是加水稀释以降低浓度、减少挥发，或结合灌溉施用。由于氨水比水轻，灌溉时要注意避免局部地区积累过多而灼伤植株。氨水可作基肥也可作追肥。
编辑本段碱性物质（如苏打）的食用价值
1. 在发面的过程中会有微生物生成酸，面团发起后会变酸，必须加碱性物质中和，才能制作出美味的面食； 2. 纯碱（苏打，碳酸钠Na2CO3）或碳酸氢钠（小苏打NaHCO3）能中和深绿色蔬菜上由于农药的过量喷施而粘着的有机酸或硫化物，从而可以保住蔬菜原有的本色，并去除农药对蔬菜的污染； 3. 纯碱有较强的脱脂作用，可以去掉油发干货原料上的多余油脂； 4. 纯碱能释放玉米中不易释放的烟酸，使长期食用玉米的人不至于会因玉米中的烟酸缺乏而患癞皮病； 5. 纯碱的缺点是对食物中的维生素B1、B2和维生素C有较强的破坏作用，同时会影响人体对某些矿物质的吸收和利用，因此不可滥用。 6.纯碱不是碱，溶液呈碱性
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酸和碱的判断、PH试纸正确的用法原来如此
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