《第七单元 常见的酸和碱》知识详解

第五单元常见的酸和碱

本单元综合分析

本单元的学习方法，应注意以下几个方面：

一、学会知识迁移的方法

所谓知识迁移的方法，就是“从特殊到一般，由一般到特殊”的学习方法，即从已知事实出发，通过逻辑推理，得出具有规律性的结论，然后利用得出的规律解决新问题的方法。例如：学习了盐酸、硫酸的性质，则可推出酸类物质的一些共有性质。

二、适时做好知识总结归纳

按课本的探究方式，同时学习盐酸、氢氧化钠的物理、化学性质，比较分散，不够系统，为此，建议同学们要适时地把分散的知识归纳起来作一系统小结，使繁杂孤立的知识变得条理化，并以这种形式加以贮存。例如酸碱中和反应是第二节的内容，它也是第三节酸碱的性质的一部分。对酸类物质可归纳为：1、酸的定义；2、酸的组成；3、常见酸的物理性质；4、酸的共有化学性质；5、盐酸、硫酸的鉴别。在掌握共性的基础上，抓好个性，才会更好地学习本单元内容。

三、归纳题型，掌握技巧

本单元知识点多，化学反应比较复杂，题型多样，如果不归纳总结，往往会出现事倍功半的现象，造成学习积极性下降。归纳题型，掌握解题技巧不仅可以提高解题能力，更会激发学习的热情。例如：本单元的常见题型有鉴别题、除杂题、推断题等，要注意通过练习，把握方法。

四、联系生活

注意联系生活实际，把本节知识应用到生活中，提高联系实际的能力。从中考命题来看，本单元知识与生产生活结合比较紧密。

本单元重点：

1、识别酸和碱，物质的酸碱性及酸碱性强弱的测定方法。

2、重要的酸和碱的物理性质、化学性质，酸和碱的中和反应。

3、由一种反应物（生成物）的质量求另一种反应物（生成物）的质量。

本单元难点：

1、对酸和碱的认识，pH的大小与物质酸碱性强弱的关系。

2、常见酸和碱的化学性质的理解、掌握和应用。

3、相关反应化学方程式的书写及计算，以及正确审题解题能力的培养。

第一节生活中的酸和碱

学习目标与要求

1、学会用酸碱指示剂和用酸碱指示剂检验溶液的酸碱性。

2、了解溶液酸碱性强弱的表示方法，会用pH试纸检测溶液酸碱性的强弱程度。

3、从H+ 和OH－的角度认识溶液呈酸碱性的原因，进一步树立宏观与微观相联系的思想。

教材知识点

【知识点一】酸碱指示剂

遇到酸和碱的溶液本身能发生特定的颜色变化的物质，叫做酸碱指示剂。简称指示剂。常见的酸碱指示剂有紫色石蕊试液和无色酚酞试液。它们在不同的酸碱性溶液中的变色情况如下表：

为了使用方便，通常用蓝色或红色石蕊试纸检验溶液的酸碱性。

（1）使蓝色石蕊试纸变红色————此溶液显酸性。

（2）使红色石蕊试纸变蓝色————此溶液显碱性。

注意：

1、酸碱指示剂与酸、碱性溶液作用发生颜色变化的主体是指示剂，因为酸碱指示剂中含有色素，酸或碱使指示剂变色，而不能说指示剂使酸

或碱变色。故一般有两种说法：

①紫色石蕊试液遇酸性溶液变红色；②酸性溶液使紫色石蕊试液变红色。酚酞的叙述相同。

2、酸溶液肯定显酸性，但是显酸性的溶液不一定是酸溶液。例如：硫酸铵、氯化铵等是盐，但其溶液显酸性。酸性溶液也包括酸的溶液和一

些盐的溶液。同样，碱性溶液也包括碱的溶液和一些盐的溶液（如碳酸钠溶液和碳酸钾溶液）。

【知识点二】原子团

1、定义：在许多化学反应里，作为一个整体参加反应，好像一个原子一样，这样的原子集团叫做原子团。原子团不能独立存在，它们在溶液中以

离子的形式存在。

2、常见的原子团：（划线部分为原子团）

NaOH HNO3H2SO4Na2CO3NH4Cl H3PO4KMnO4

氢氧根硝酸根硫酸根碳酸根铵根磷酸根高锰酸根

【知识点三】酸

1、定义：电离时生成的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。如：

盐酸的电离：HCl H+ + Cl–

硫酸的电离： H 2SO 4 2H + + SO 42-

硝酸的电离： HNO 3 H + + NO

3-

酸电离的产物是氢离子（H +）和酸根离子。可表示为：酸 → H + + 酸根离子

2、主要特征：电离时产生唯一的阳离子是氢离子。

不同的酸溶液中因电离出相同的H +，所以，酸有一些相似的化学性质。如都能使紫色石蕊试液变红色。

3、酸溶液中都含有H +，溶液显酸性；溶液显酸性，说明溶液中含有H +，但并不是只有酸的溶液中才有H +。

【知识点四】碱

1、定义：电离时生成的阴离子全部是OH - 的化合物叫做碱。如：

氢氧化钠的电离： NaOH Na + + OH -

氢氧化钾的电离： KOH K + + OH -

氢氧化钙的电离： Ca （OH ）2 Ca 2+ + 2OH -

碱电离的产物是金属离子（铵根离子）和氢氧根离子（OH -）。可表示为：碱 → 金属离子 + OH -

2、主要特征：电离时产生唯一的阴离子是氢氧根离子。

不同的碱溶液中因电离出相同的OH -，所以，碱有一些相似的化学性质。如都能使紫色石蕊试液变蓝色。

3、碱溶液中都含有OH -，溶液显碱性；溶液显碱性，说明溶液中含有OH -，但并不是只有碱的溶液中才有OH -。

【知识点五】酸碱的判断

1、从组成上看： 酸 → H + + 酸根离子（以H 开头，H 2O 、H 2O 2 除外）

碱 → 金属离子 + OH -

2、从名称上认识酸与碱： 酸常读作“某酸”或“氢某酸”（只含有两种元素的酸）；碱常读作“氢氧化某”。如：硫酸是一种酸，氢氧化钠是一种碱。

【知识点六】溶液酸碱性的强弱程度

使用酸碱指示剂可以检验溶液是酸性还是碱性。但在生产实践中，仅仅知道溶液的酸碱性是不够的，还必须测定和控制溶液的酸碱性强弱程度，即溶液的酸碱度。化学家常用pH 来表示溶液的酸碱度。用pH 试纸可以粗略地测定溶液的酸碱度。

1、 pH ： 用来表示溶液的酸碱度；

2、 取值范围：0 ～ 14；

3、 溶液的酸碱度与溶液pH 的关系：

pH 值和溶液的酸碱性

pH = 7时溶液呈中性；

pH ＜7时溶液呈酸性，pH 越小，酸性越强；

pH ＞7时溶液呈碱性，pH 越大，碱性越强。

【知识点七】pH 的测定方法：通常用pH 试纸粗略测定

方法：用玻璃棒把待测溶液滴在pH 试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH 。用pH 试纸测定的pH 数值是整数；用pH 计可精确测量，出现小数。

注意：1、不能将pH 试纸直接浸入待测液中测定，否则待测液会受到污染。

2、不能将pH 试纸用水润湿，否则待测液被稀释，测出的pH 为稀释后溶液的pH 。酸变稀了，则pH 上升，酸性减弱；碱变稀了，则pH

下降，碱性减弱。

【知识点八】改变溶液pH 的方法

溶液的pH 实质上是溶液中的H + 浓度或OH - 浓度大小的外观表现。一般来说，H + 的浓度越大，溶液的pH 越小；而OH - 的浓度越大，溶液的pH 越大。若改变溶液中H + 或OH - 的浓度，则溶液的pH 会发生改变。

1、加水 只能改变溶液的酸碱度，不能改变溶液的酸碱性，使溶液的pH 逐渐接近于7。

2、加酸碱性相同，pH 不同的溶液 溶液的酸碱性不会发生变化，但混合后溶液的pH 在两种溶液的pH 之间。

3、加酸碱性相反的溶液 由于两溶液间发生了中和反应，使混合后的溶液pH 可能等于7；若加入的溶液过量，原溶液的酸碱性就会发生相反的变化。

【知识点九】了解溶液酸碱度的重要意义

1、化工生产中许多反应必须在一定pH 的溶液里才能进行。

2、在农业生产中，农作物一般适宜在pH 为7或接近7的土壤中生长。

3、测定雨水的pH （因溶有二氧化碳，正常雨水的pH 约为5.6，酸雨的pH 小于5.6），可以了解空气的污染情况。

4、测定人体内或排出的液体的pH ，可以了解人体的健康状况。

① 正常人体的血浆的pH 在 7.35 ～ 7.45 之间，为碱性体质者，但这部分人只占总人群的10％左右，更多人的体液的pH 在7.35以下，

身体处于健康和疾病之间的亚健康状态，医学上称为酸性体质者。

②

人体内pH 最小的分泌物——胃液，胃液的主要成分为盐酸，通常pH 在0.8 ～ 1.5。 ③ 人剧烈运动时，血浆的pH 会变小：CO 2 不能及时排出，与水化合生成碳酸；运动后肌肉酸痛是因为产生乳酸。

5、生活中大多数的水果呈酸性，厨房中常用的洗涤剂呈碱性，碱面（又叫纯碱，化学式为Na2CO3）呈碱性，食盐呈中性；卫生间常用的洗

涤剂呈酸性，肥皂水呈碱性等。

第二节中和反应

学习目标与要求

1、初步认识中和反应，了解中和反应在生产、生活中的运用；

2、从微观角度了解中和反应的实质，学会用中和反应改变溶液的酸碱性；

3、认识盐的定义及会判断盐的组成。

教材知识点

【知识点一】中和反应

盐酸和氢氧化钠的反应可表示为：HCl + NaOH === Na Cl + H

O

2

盐酸和氢氧化钙的反应可表示为：2HCl +Ca（OH）2=== C aCl

+ 2 H2O

2

上述两个反应的共同点是：

①反应物都是酸和碱；②生成物中有水；③另一种生成物是盐。

1、定义：酸和碱反应生成盐和水的反应叫中和反应。

注意：①中和反应一定生成盐和水，但有盐和水生成的反应不一定是中和反应。例如：

CO2 + Ca（OH）2=== CaCO3↓+ 2H2O

②中和反应属于复分解反应类型（下一节课学习）。

2、表达式：酸 + 碱→盐 + 水

3、实质：酸溶液中的H+ 和碱溶液中的OH- 结合生成中性的水

H+ + OH-===H

O

2

所以中和反应过程中伴随溶液酸碱性的改变。

4、pH的变化

①酸中加入碱溶液，酸中的H+ 和碱溶液中的OH- 中和，生成水，H+ 的数目减小，所以酸性

逐渐减弱，pH增大，当加入的碱溶液恰好与酸溶液中的H+ 完全反应，此时溶液为中性，pH = 7，加入碱溶液过量时，溶液显碱性，p H ＞7。

②碱溶液中加入酸溶液，碱性逐渐减弱，pH减小，恰好反应时 pH = 7。

【知识点二】盐

1、由金属离子（铵根离子）和酸根离子组成的化合物叫盐。如NaCl、CaCl

2、Na2CO3 。

2、盐的组成：盐→金属阳离子（铵根离子）+ 酸根离子。

3、盐的物理性质

盐在常温下大都是晶体。不同种类的盐在水中的溶解性不同。常见的硝酸盐、钾盐、钠盐、铵盐都易溶于水；氯化物中AgCl不溶于水；硫酸盐中BaSO4不溶于水，CaSO4、Ag2SO4微溶于水；碳酸盐中Na2CO3，K2CO3，（NH4）2CO3易溶于水，MgCO3微溶于水，其余均不溶于水。

【知识点三】中和反应的应用

关于中和反应和溶液酸碱性的知识，在工农业生产和科学实验中有重要的用途。

1、医药卫生：人的胃中含有胃酸（HCl），如果胃酸过多，就闹胃病。此时医生常让病人服用含氢氧化铝【Al（OH）3】或小苏打（NaHCO3）的

药物，帮助他们中和掉过多的胃酸来治疗。

蚊叮虫咬，引起肿痛是因为分泌出蚁酸的原因，常涂碱性物质以减轻肿痛。

2、厨房中的应用：松花蛋中含有碱性物质，人们在食用它时常加一些醋，以中和其碱性，使松花蛋味美可口；在蒸馒头时，人们在经过发酵的面

粉里加一些纯碱，以中和发酵产生的酸，这样蒸出的馒头松软可口。

3、改良土壤的酸碱性：在农业生产上，土壤酸碱度对作物的生长影响很大。一般来说，大多数作物适宜在中性或接近中性的土壤中生长，当土壤

pH值小于4或大于8.5时，一般作物难以生长。利用中和反应原理，常在土壤中加酸性或碱性物质，控制土壤pH在适宜范围，如：改良酸性土壤常撒生石灰或熟石灰。

4、处理废水：工业废水酸性或碱性超过环保标准会对环境造成危害，因此在工业废水排放以前，需加入酸或碱性物质，调节废水的pH在标准以

内。如硫酸厂的污水中含有硫酸等杂质，可以用熟石灰进行中和处理，有关反应的化学方程式为：

Ca（OH）2 + H2SO4=== CaSO4 + 2H2O

5、调节溶液的酸碱性：例如，在化工生产或化学实验中，许多反应必须在一定酸碱度的溶液中才能进行。如果酸碱度过大，就得加入适量的碱或

酸去中和。

附一：检验Cl-和SO42-的检验

附二：检验Cl-和SO42-的检验

1、检验Cl-的方法：向溶液中滴入硝酸银溶液和稀硝酸，若有白色沉淀产生，证明溶液中存在Cl-。

检验SO42-的方法：向溶液中滴入硝酸钡溶液（氯化钡溶液）和稀硝酸，若有白色沉淀产生，证明溶液中存在SO42-。

两者加稀硝酸的目的是排除其他离子的干扰。如溶液中有可溶性的碳酸盐，它们也能跟硝酸银或硝酸钡、氯化钡反应生成白色沉淀碳酸银或碳酸钡，但碳酸银和碳酸钡均可溶于稀硝酸，而氯化银和硫酸钡既不溶于水，也不溶于稀硝酸。2、若溶液中同时存在Cl-和SO42-：应该先检验SO42-的存在，所需试剂为足量的硝酸钡溶液和稀硝酸，后用硝酸银溶液和稀硝酸检验Cl-存在。其原因有三：

①如果先检验Cl-，Ag+不仅和Cl-形成白色的AgCl沉淀，而且和SO42-结合生成微溶于水的Ag2SO4，量多时也会形成白色的沉淀，而影响判断；

②在首先检验SO42-时，应选用硝酸钡溶液，而不是氯化钡溶液，否则就会向溶液中引入Cl-，使溶液中Cl-存在具有不确定性；

③加入足量的硝酸钡溶液，其作用除检验硫酸根离子外，还可以将SO42-除净，以免对后续Cl的检验产生干扰。

附三：重要离子的鉴定