2017年中考化学辅导：无机化学反应一般原理
化学反应的无机化学
化学反应的无机化学无机化学是研究无机物质的结构、性质和反应的学科。
在无机化学中，化学反应是探究无机物质变化过程的关键。
本文将从无机化学反应的定义、类型、反应条件以及应用等方面进行论述。
一、无机化学反应的定义无机化学反应是指无机物质之间或与其他物质之间发生化学变化的过程。
无机化学反应可以包括离子的交换、氧化还原、配位置换、沉淀生成以及酸碱中和等。
这些反应可以导致原有物质的性质发生改变，并生成新的化学物质。
二、无机化学反应的类型1. 离子交换反应：离子交换反应是指溶液中两个或多个离子相互交换位置，形成新的离子组合的反应。
例如，硫酸钠溶液与氯化银溶液混合反应，产生氯化钠溶液和硫酸银沉淀的反应。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质的电荷发生变化的反应。
其中一种物质被氧化，失去电子，而另一种物质被还原，获得电子。
例如，氢气与氧气反应生成水的反应。
3. 配位置换反应：配位置换反应是指在配合物中，配位原子被其他原子或离子取代的反应。
例如，氯铂酸与氯化钠反应，氯化铂酸钠溶液中的氯离子被氯化钠中的钠离子所取代。
4. 沉淀生成反应：沉淀生成反应是指溶液中两种或多种离子结合形成凝固物质，即沉淀的反应。
例如，铵盐与氧化铜反应，生成铜(II)氧化物沉淀的反应。
三、无机化学反应的反应条件无机化学反应的进行需要一定的反应条件。
这些条件可以包括温度、压力、浓度、催化剂等。
不同的反应类型会有不同的最适宜条件。
例如，高温下氧化还原反应更容易发生，而配位置换反应通常需要合适的配体和反应条件。
四、无机化学反应的应用无机化学反应在许多领域都有广泛的应用。
其中一些应用包括：1. 工业生产：无机化学反应在工业上被用于制备各种化学物质，例如合成氨、硝酸、硫酸等，以及金属的提取和精炼过程。
2. 药物研发：无机化学反应可以用于合成药物的中间体或最终药物。
例如，配位化合物可以用于制备抗肿瘤药物、抗生素等。
3. 环境保护：无机化学反应可应用于废水处理、气体净化等环境保护领域，以去除有害物质或将它们转化为无害物质。
无机化学反应
无机化学反应无机化学反应是无机化学研究的重要内容。
无机化学反应是指由两种或多种物质相互作用，以生成新的物质的过程。
这些过程在自然界和实验室中广泛存在，包括许多重要的化学反应，如水的电离，酸碱反应和氧化还原反应等。
本文将从这三个方面阐述无机化学反应的原理和应用。
一、水的电离水的电离是无机化学反应中最基本的反应之一，是指水分子自行发生断裂，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一反应也被称为自离化反应，其反应式为H2O = H+ + OH-。
水的电离是掌握无机化学反应的基础，因为它涉及到酸碱性质、氧化还原反应和一些其他反应。
利用水的电离反应，我们可以同样理解酸碱反应。
当强酸（如盐酸）与水混合时，Cl-离子和H2O之间发生反应，产生H3O+（称为氢离子），反应式为HCl + H2O= Cl-+H3O+；而当强碱（如氢氧化钠）与水混合时，会产生OH-离子，反应式为NaOH + H2O= Na+ + OH-。
二、酸碱反应酸碱反应是无机化学反应中最常见的类型之一，也是生活中最常见的化学反应之一。
酸碱反应发生在酸和碱之间，其原理是明确的。
“酸”是指能从化学物质中释放H+离子的物质；“碱”是指能从化学物质中释放OH-离子的物质。
这些离子相互结合生成水分子，以及一些其它生成产物。
例如，HCl（氯化氢）与NaOH（氢氧化钠）结合反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
这一反应同时也反映了水的电离，因为HCl释放的H+离子与NaOH释放的OH-离子参与了水的电离反应，生成了H2O。
三、氧化还原反应氧化还原反应是另一类非常重要的无机化学反应。
在这类反应中，电荷从一种物质转移到另一种物质。
原子或离子上的电子会跳跃到其他原子或离子中，从而改变它们的价态（电荷状态）。
这一反应是广泛出现在生活和工业环境中的。
例如，当铜与氧反应时，铜离子（Cu2+离子）会被还原为铜原子（Cu0）；当铁与氯化氢反应时，铁离子（Fe2+离子）被氯离子还原成了铁原子（Fe0）。
高考化学无机化学反应原理
高考化学无机化学反应原理无机化学反应原理是高考化学中的重要内容之一，它涉及到化学反应的基本规律和反应机制。
在高考化学考试中，无机化学反应原理占据了相当大的比重，因此对于考生来说，掌握好无机化学反应原理是非常重要的。
本文将围绕无机化学反应原理展开讨论，帮助考生全面了解和掌握相关知识。
一、离子反应原理离子反应是无机化学中常见的一种反应类型。
离子反应是指以离子为反应物的化学反应。
在离子反应中，正离子与负离子按照一定的规律结合形成新的物质。
常见的离子反应有酸碱中和反应、氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的过程，氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
离子反应原理是高考无机化学中的重点内容，考生需要重点掌握离子反应的特点和计算方法。
二、配位反应原理配位反应是指配位化合物中配位剂与中心金属离子发生配位结合的反应。
配位反应在高考无机化学中占据了重要的地位，主要涉及到配位键、配位数、配位体系和配位理论等方面的内容。
在配位反应中，配位剂可以是单原子离子，也可以是配位分子。
在配位反应中，中心金属离子与配位剂之间的配位键一般是通过配位作用力来形成的。
配位反应原理对于了解和预测配位化合物的性质和反应行为具有重要意义。
三、盐类反应原理盐类反应是指盐类化合物（包括金属盐和非金属盐）之间发生的化学反应。
盐类反应在高考无机化学中常常涉及到盐的晶体结构、盐溶液的电离性、盐的水溶液中的化学反应等方面的内容。
在盐类反应中，常见的反应类型有沉淀反应、溶解反应、水解反应等。
沉淀反应是指在盐溶液中，两种盐发生反应生成的产物不溶于水从而形成沉淀的过程。
水解反应是指盐溶液中的盐离子与水分子发生反应生成酸或碱的过程。
四、氧化还原反应原理氧化还原反应是高考化学中的重点内容之一。
氧化还原反应是指物质中的氧化态发生变化的化学反应。
在氧化还原反应中，发生氧化反应的物质被称为氧化剂，而发生还原反应的物质被称为还原剂。
氧化还原反应涉及到氧化态、电子转移、氧化数以及平衡反应等方面的内容。
无机化学反应的机理
无机化学反应的机理无机化学反应是指由无机物质之间的相互作用而导致物质转化的过程。
了解无机化学反应的机理对于理解和掌握化学反应的本质和规律具有重要意义。
本文将以无机化学反应的机理为主题，探讨无机化学反应中的关键概念和机制。
一、反应速率与活化能在无机化学反应中，反应速率是衡量反应进行快慢的关键指标。
反应速率受到多种因素的影响，其中一个重要因素是反应物的活化能。
活化能是指反应物分子必须克服的能量障碍，才能发生有效碰撞并进行反应。
反应速率与活化能之间存在直接的关系，活化能越低，反应速率越快。
二、反应机理的探索为了揭示无机化学反应的机理，化学家们采用了多种实验方法和理论模型。
其中一种常用的方法是观察反应的速率随温度的变化关系，利用阿累尼乌斯（Arrhenius）方程可以计算活化能。
此外，化学家们还通过分析反应物和产物之间的摩尔比例关系、利用质谱仪和红外光谱仪等仪器对反应的中间体进行分析，来推断反应的细节过程。
三、无机化学反应的分类根据反应机理的不同，无机化学反应可以分为几种常见的类型。
1. 酸碱反应：酸碱反应是指酸与碱之间的中和反应，产生盐和水。
典型的酸碱反应包括盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的氧化剂与还原剂之间的电子转移反应。
典型的氧化还原反应是金属与非金属之间的反应，例如铁和氧气反应生成铁的氧化物。
3. 沉淀反应：沉淀反应是指溶液中的两种离子发生反应生成难溶性盐，从而形成沉淀。
一个常见的例子是铵盐与硫酸铜反应生成硫酸铵和硫酸铜沉淀。
4. 配位反应：配位反应是指配体与中心金属离子之间的反应，形成配合物。
常见的配位反应是氯化钾与六水合铜离子反应生成四水合铜离子和氯化钠。
四、反应速率与反应物浓度反应物浓度是决定反应速率的重要因素之一。
根据速率论，反应速率与反应物浓度之间存在正比关系，即反应速率随着反应物浓度的增加而增加，反之亦然。
五、催化剂的作用催化剂是一种能够改变反应速率但不参与反应的物质。
无机化学基本原理
无机化学基本原理无机化学基本原理涉及无机化合物及其特性、反应性质和应用等方面的知识。
无机化学是研究无机物质的组成、结构、性质、制备和应用的科学。
无机化学的基本原理包括：1. 元素周期律：元素周期律是对元素周期系统的整体性规律进行总结和归纳的理论。
根据元素周期律，元素按照原子核电荷数的增加顺序排列，呈阶梯状，可以划分为不同的周期和族。
2. 化学键：化学键是原子之间形成的一种特殊的化学连接。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由带正电荷的金属离子和带负电荷的非金属离子之间的电荷吸引力形成的。
共价键是由原子之间的共用电子形成的。
金属键是由金属原子之间的电子云形成的。
3. 化学反应：化学反应是发生在物质之间的转化过程。
常见的化学反应包括氧化还原反应、酸碱中和反应、沉淀反应等。
在化学反应中，物质发生新的化学键的组合、断裂和重新排列。
4. 晶体结构：晶体是由周期性排列的离子、分子或原子组成的有序固体。
晶体结构是晶体中原子、分子或离子的排列方式，包括离子晶体、共价晶体和金属晶体等。
晶体的结构决定了其特定的物理和化学性质。
5. 配位化合物：配位化合物是由中心金属离子和其周围配体形成的化合物。
配位化合物的性质和结构取决于中心金属离子和配体之间的配位键类型、配位数以及配位构型。
6. 化学电池：化学电池是利用化学反应产生的电能来进行能量转换和储存的装置。
化学电池包括原电池和电解池两种类型。
原电池通过化学反应直接转化化学能为电能。
电解池则利用外加电压来促使非自发性化学反应发生。
无机化学的基本原理对于理解和应用无机化学具有重要意义，并为无机化学的研究和发展提供了理论基础。
无机化学-化学反应的一般原理
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第二节 反应限度 化学平衡
反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？
2-1 反应限度的判据
1、能量判据 [分析] 恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以 自发进行，是因为△G＜0 。 随着反应进行，必有∑G产增大，∑G反降低。故有 △G →0趋势。 当△ G=0 时，反应失去推动力，宏观上反应“不 再进行”，即自发反应进行到△ G=0 而“停止”。 反应限度的能量判据： △G=0
2-2多重平衡规则——K的组合
一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差， 则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。 即平衡常数与达到平衡的途径无关。 [分析]∵△Go= -RTlnKo 若：总反应=反应1+反应2 △Go总=△Go1+△Go2 －RTlnKo =－RTlnKo1－RTlnKo2 ∴KO=KO1×KO2 [注] 各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同 才能组合。
2-3 应用——平衡计算
[内容] ko的确定及平衡组成的有关计算 1、K的确定 Ⅰ.根据△Go= -RTlnKo Ⅱ.多重平衡规则 Ⅲ.实验测定 2、计算平衡组成 平衡转化率：简称转化率 平衡时已转化的某反应物的量与转化前该物质的量 之比。 还有离解率、分解率之说 它也反映了反应进行的程度
例：已知反应CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g) T=1473K时 Kc=2.3，求： ①当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/L ② 当 CO2 起 始 浓 度 为 0 . 0 1 mol/L，H2 起 始 浓 度 为 0.02mol/L 两种情况下。CO2的转化率。 [小结]： K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与 反应物起始浓度和反应温度有关，K而仅为温度的 函数 注意解题步骤。
化学反应的无机化学原理
化学反应的无机化学原理化学反应是化学科学中极其重要的一个概念。
它涉及热力学、动力学、结构、电子结构和原子核结构等多个方面的知识。
而无机化学反应则是化学反应中的一个部分，它涉及有机物质以外的所有化合物。
本文将围绕无机化学反应的原理展开。
无机化学反应包括原子、离子和分子间的相互作用。
它们都是由化学键的形成和断裂引起的。
化学键是原子或离子之间的电子对共享或转移产生的相互作用，它们决定了分子中原子的组合方式。
无机化学反应中的化学键通常分为离子键、共价键和金属键。
离子键是由阳离子和阴离子之间的静电相互作用形成的，离子化通常在化合物中存在。
共价键是当两个或多个原子通过共享电子对来形成共价键。
共价键分为单键、双键和三键。
通常来说，单键是两个原子共享一对电子，双键是两个原子共享两对电子，三键是两个原子之间共享三对电子。
金属键是由金属原子之间的电子互相共享而形成的。
这种键的特别之处在于，金属原子不分离，形成一个金属晶格，这个晶格的特性决定了金属的物理和化学性质。
在无机化学反应中，化学键可以形成和断裂，导致化学反应发生。
反应的各个阶段可以根据反应的机理分为不同的步骤。
在各步骤中，反应物的分子或离子之间发生了相互作用，导致反应物被转化为产物。
无机反应中最常见的反应类型是酸碱反应。
这种反应涉及到质子转移。
酸是一种可以释放出H+离子的物质，在水中会释放出一个氢离子，形成氢离子（H+）。
碱是一种能接受H+离子的物质，在水中会释放出羟离子（OH-）。
当一个酸与一个碱反应时，它们中间的质子通常转移到碱上。
例如，当氢氧化钠（NaOH）和盐酸（HCl）反应时，氧化钠的羟基接受了盐酸中的质子，形成了水（H2O）和氯化钠（NaCl）。
还有其他常见的反应类型，如氧化还原反应、置换反应和复分解反应。
在氧化还原反应中，电子从一种物质转移到另一种物质。
在具体的化学反应中，电子以淘汰一对电子或吸收一对电子的形式转移。
在置换反应中，多种离子互相交换它们的离子组成。
无机化学四大反应
无机化学四大反应一、化合反应1. 定义- 化合反应是由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。
可以用通式表示为：A + B+·s→ C。
例如：2H_{2}+O_{2}{点燃}{=!=!=}2H_{2}O，氢气和氧气两种物质在点燃的条件下反应生成一种物质水。
2. 反应特点- 多变一。
反应过程中，反应物的种类减少，生成物只有一种。
3. 常见类型- 金属与非金属的化合反应，如2Na + Cl_{2}{点燃}{=!=!=}2NaCl。
- 非金属与非金属的化合反应，例如H_{2}+Cl_{2}{点燃}{=!=!=}2HCl。
- 某些酸性氧化物与水的化合反应，像CO_{2}+H_{2}O = H_{2}CO_{3}。
二、分解反应1. 定义- 分解反应是一种物质分解成两种或两种以上较简单的物质的反应。
通式为：C → A + B+·s。
例如：2KClO_{3}{MnO_{2},}{=!=!=}2KCl + 3O_{2}↑，氯酸钾在二氧化锰作催化剂和加热的条件下分解为氯化钾和氧气两种物质。
2. 反应特点- 一变多。
与化合反应相反，反应物只有一种，而生成物有多种。
3. 常见类型- 某些氧化物的分解反应，如2HgO{}{=!=!=}2Hg+O_{2}↑。
- 酸的分解反应，例如H_{2}CO_{3}=!=!=H_{2}O + CO_{2}↑。
- 盐的分解反应，像CaCO_{3}{高温}{=!=!=}CaO+CO_{2}↑。
三、置换反应1. 定义- 置换反应是一种单质和一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应。
通式为：A + BC=!=!=AC + B。
例如：Zn +H_{2}SO_{4}=!=!=ZnSO_{4}+H_{2}↑，锌（单质）与硫酸（化合物）反应生成硫酸锌（化合物）和氢气（单质）。
2. 反应特点- 一换一。
反应过程中，一种单质置换出另一种单质。
3. 反应发生的条件- 金属置换金属：- 在金属活动性顺序中，排在前面的金属能把排在后面的金属从其盐溶液中置换出来（K、Ca、Na除外，因为它们太活泼，会先与水反应）。
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2017年中考化学辅导：无机化学反应一般原理初中化学所涉及的元素化合物知识主要包括以O2、H2、C、S、P等为代表的非金属单质，以Fe、Cu、Na为代表的金属单质，以CO、CO2等为代表的非金属氧化物，以Fe2O3、CuO等为代表的金属氧化物，以H2SO4、HNO3、HCl为代表的酸，以NaOH、Ca(OH)2为代表的碱，以NaCl、CuSO4、Na2CO3、CaCO3为代表的盐。
这些物质之间的相互转化关系可用下图描述。
在初中化学中，通常把常见无机物分成单质、氧化物、酸、碱和盐等五大类。
从结构和性质角度来分析，把无机物分成以下几类可能更合理些：①金属(包括游离的金属单质和合金)，②非金属(非金属单质)，③碱性物质(包括碱性氧化物和碱，基本上都是离子化合物)，④酸性物质(包括酸性氧化物和酸，基本上都是共价化合物)，⑤盐(都可以看成是碱性物质和酸性物质的反应产物)。
同一类物质一般有相似的性质，由于无机物种类不多，所以貌似复杂纷繁的无机化学反应，大多数可以归纳到以下三大类反应。
①酸性物质和碱性物质之间的反应性质对立的这两类物质，一般都能反应，反应生成盐或盐和水。
②酸、碱、盐等电解质在溶液里的反应反应过程中一般有水、沉淀和气体生成。
③氧化还原反应在结构上容易得电子的物质和容易失电子的物质之间的化学反应。
初中化学中，没有单质参加的反应大部分属于前两类化学反应，但都是以个别反应为示例，未形成一般性规律，使我们无法用来分析高中阶段所接触物质的基本性质。
而反应物涉及单质的反应大多数为氧化还原反应，但反应本质的理解也不作为要求，氧化还原反应规律正是高中阶段接触的最重要的化学反应规律。
下面，我们将着重补充有关前两类反应的基本规律，以帮助我们更好地理解必修1中常见无机物的化学性质。
1.酸性物质和碱性物质的反应(1)酸性物质和碱性物质碱性物质包括碱和对应的碱性氧化物，除氨水外，结构上都可看成是由金属阳离子和OH-或O2-构成，状态上一般都是不挥发性固体。
酸性物质包括酸和酸性氧化物，酸又可分为无氧酸(如盐酸HCl、氢氟酸HF、氢硫酸H2S、氢氰酸HCN等)和含氧酸(如H2SO4、HNO3、H2CO3、H3PO4、高锰酸HMnO4、次氯酸HClO)，无机含氧酸都是酸性氧化物的水化物;酸性氧化物又可分为非金属氧化物和金属氧化物(如CrO3、Mn2O7等)。
酸性物质在结构上一般都是由分子构成(少量的直接以原子构成，如B2O3、SiO2)，在水分子作用下，酸分子可被离解成氢离子和其他阴离子;酸性氧化物在水中并不会被直接离解成阴阳离子，但部分酸性氧化物会与水化合形成酸。
中学阶段，大多数非金属酸性氧化物都是气体(P2O5、B2O3、SiO2是固体)，而金属酸性氧化物大多是固体。
(2)酸性物质和碱性物质的反应酸性物质和碱性物质之间可发生以下四种反应类型：酸性氧化物+碱性氧化物===含氧酸盐酸性氧化物+碱===盐+水碱性氧化物+酸===盐+水酸+碱===盐+水从中可以看出，当反应物中只有氧化物时，生成物只有盐;而反应物中有酸或碱时，生成物是盐和水。
酸性物质跟碱性物质，两者的性质对立越强烈，也就是反应物间酸碱性差异越大，反应越容易发生。
弱酸性物质和弱碱性物质，往往较难发生反应，如碳酸和氢氧化铁就不发生反应。
①酸性氧化物和碱性氧化物生成含氧酸盐酸碱性对立越强烈，两种氧化物间反应生成含氧酸盐就越容易发生，反过来，生成的含氧酸盐就越稳定，越难分解。
参加反应的两种氧化物中，如果有一种是强酸性或强碱性的，反应往往都能进行。
Na2O+CO2===Na2CO3(Na2O是碱性较强的物质，对应水化物为烧碱)CaO+CO2===CaCO3(CaO是碱性较强的物质，对应水化物为熟石灰)CuO+SO3===CuSO4(SO3酸性较强，对应水化物为硫酸)如果两种氧化物的酸、碱性都不强，它们一般不能发生反应，例如氧化铜跟二氧化碳就不能直接化合。
在这种反应类型中，人们还发现，极难挥发的酸性氧化物(如P2O5、B2O3、SiO2，其中SiO2熔点高达1 700 ℃左右，极高温度下也不挥发)跟碱性氧化物混合强热时能化合生成对应盐。
如钢铁冶炼中的高温造渣反应，本质是SiO2和各种金属氧化物的反应。
CaO+SiO2===CaSiO3 FeO+SiO2===FeSiO3②碱性氧化物和酸的反应碱性氧化物和酸的性质对立越强烈，反应越容易。
不溶性碱性氧化物(对应水化物往往是弱碱，碱性较弱)一般不能跟极弱的酸(如碳酸、次氯酸HClO)反应。
碱性氧化物遇酸时，结构中的氧离子跟H+结合生成水，金属阳离子和酸根离子结合成盐。
强酸能跟所有碱性氧化物反应，工业生产中常利用酸除去金属表面的氧化物锈斑，例如：Fe2O3+6HCl===2FeCl3+3H2OCuO+H2SO4===CuSO4+H2O醋酸这类较强的弱酸，也几乎能跟所有碱性氧化物反应，如：Fe2O3+6CH3COOH===2(CH3COO)3Fe+3H2O③酸性氧化物和碱的反应酸性氧化物跟碱反应，一般生成盐和水。
反应在溶液中进行时，可以看成酸性氧化物先跟水反应变成酸，酸再和碱反应生成盐和水。
如：2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O(Na2CO3读作碳酸钠)2NaOH+SO2===Na2SO3+H2O(Na2SO3读作亚硫酸钠)两者性质对立越强，反应越容易，不溶性氢氧化物(大多为弱碱)一般不跟极弱的酸性氧化物(如CO2、SiO2)反应，像SiO2这种极弱的不溶性酸性氧化物跟强碱作用时反应也很慢，与强碱共熔时才有很好的反应，如硅酸钠、硅酸钾等盐常利用二氧化硅跟强碱共熔制备，硅酸钠、硅酸钾的水溶液有很强的粘性，俗称水玻璃，是常用的无机矿物胶。
2NaOH+SiO2强热(=====)Na2SiO3+H2O2KOH+SiO2强热(=====)K2SiO3+H2O其实，碱和酸性氧化物要生成盐和水，碱必须相对过量，酸性氧化物少量。
如果反应中酸性氧化物过量，而碱不足时就只能生成酸式盐，如NaOH+CO2===NaHCO3(NaHCO3读作碳酸氢钠)NaOH+SO2===NaHSO3(NaHSO3读作亚硫酸氢钠)[试一试] 1.写出氨水(NH3·H2O)和CO2生成正盐和酸式盐的两种化学反应方程式。
由此可见，酸性氧化物和碱反应生成物与其相对量有关，相对量不同，生成的盐也不同，导致基于此类反应的有关实验制备、化学计算更趋复杂。
④酸跟碱的反应酸跟碱的反应，本质上是酸组成中的H+与碱组成中的OH-结合成水，金属阳离子(或铵根离子)与酸根离子结合成盐。
酸和碱生成盐和水的反应，又称为中和反应，它是最典型的复分解反应之一。
NaOH+HCl===NaCl+H2ONaOH+HClO===NaClO+H2O(HClO读次氯酸，为弱酸)NaOH+CH3COOH===CH3COONa+H2ONaOH+HNO2===NaNO2+H2O(HNO2读亚硝酸，为弱酸)2NaOH+H2SO4===Na2SO4+2H2O酸和碱的性质对立越强，反应越容易，一般只有极弱的酸跟极弱的碱之间才不会反应，其他酸和碱一般都能反应，例如不溶性氢氧化物一般不溶于碳酸、硅酸等极弱的酸溶液。
2.酸、碱、盐等电解质在溶液里的反应碱、酸和盐在水溶液里全部或部分电离成离子，都是电解质，在溶液里可两两反应。
其中酸和碱的反应称为中和反应，生成水是相互间反应的基本条件。
另外，酸和盐、碱和盐也能发生反应，其反应规律分别如下。
(1)酸和盐的反应在中学阶段，我们所接触的酸以可溶性酸为主，溶质在水中电离成氢离子和酸根离子，当向其中加入盐时，只要其中任何一种离子的浓度能降低，盐和酸的反应就能发生。
在盐酸中加入碳酸钠固体，因为碳酸钠在水中可电离出碳酸根离子，它和H+能快速结合成不稳定的碳酸，分解成CO2和水，导致该反应发生。
同样，加入碳酸钙或碳酸钡固体时，虽然固体溶解度不大，但溶解部分电离产生的碳酸根仍能和H+结合，所以照样可以反应，不过相同条件下产生气泡不如碳酸钠剧烈。
其反应方程式如下：Na2CO3+2HCl===2NaCl+CO2↑+H2OBaCO3+2HCl===BaCl2+CO2↑+H2O在硫酸中加入醋酸钠固体时，醋酸钠在水中可电离出醋酸根离子，它和H+结合形成醋酸(一种弱酸，水溶液中主要以分子形态存在)，这将大大降低了H+浓度，促成反应进行到底。
次氯酸钠、磷酸钠等弱酸盐和硫酸、盐酸等强酸的反应原理与此相似，习惯上被初中化学教师概括为强酸制弱酸。
反应方程式如下：2CH3COONa+H2SO4===Na2SO4+2CH3COOH2NaClO+H2SO4===Na2SO4+2HClO[试一试] 2.一定条件下，稀硫酸和氯化钡溶液，氯化钠与硝酸银溶液混合都有白色沉淀生成，写出反应方程式，说明反应充分进行的理由。
向硫酸铜溶液中，滴入新制的饱和氢硫酸(H2S、二元弱酸)时，能观察到黑色沉淀，表明二者能发生化学反应，其反应方程式如下：CuSO4+H2S===H2SO4+CuS ↓该反应的发生证明，弱酸在一定条件下也可生成强酸，所以“强酸制备弱酸”规律是有缺陷的、不严密的、有条件的。
从本质上看，硫酸铜电离产生的Cu2+能和氢硫酸部分电离产生的S2-形成难溶于水(也难溶于酸)的CuS沉淀，铜离子浓度降低，反应能够发生。
从表面看，这一反应发生的理由仍然是因为生成物出现了不溶性沉淀物，降低了离子浓度。
(2)碱和盐的反应一定条件下，在氯化铁溶液中滴加氢氧化钠溶液可以产生红褐色沉淀，该反应往往被用来验证溶液中是否存在铁离子，其反应方程式是FeCl3+3NaOH===Fe(OH)3↓+3NaCl。
工业生产中，通过向氢氧化钙悬浊液中加入饱和碳酸钠溶液制备烧碱，其反应方程式是Na2CO3+Ca(OH)2===CaCO3↓+2NaOH。
向氯化铵稀溶液中加入烧碱固体，能放出有刺激性气味的氨气，这是铵盐的一个重要性质，其反应方程式是NH4Cl+NaOH===NaCl+NH3↑+H2O。
一般来说，盐和碱的反应中，两种反应物都是可溶性化合物，如果都不溶解，反应将很难进行。
(3)盐和盐的反应酸和酸、碱和碱、盐和盐理论上也可能发生反应，酸和酸、碱和碱的反应，反应原理复杂，在高中化学中会逐步接触个别案例;而盐与盐的反应在初中化学中已有接触，在高中会增加更多案例。
如我们熟知的硝酸银与氯化钠的反应，被用来检验溶液中是否存在氯离子;氯化钡和硫酸钠的反应，被用来检验溶液中是否存在硫酸根离子;碳酸钠和氯化钡溶液混合时也会产生白色沉淀。
目前所接触的案例中，大多数盐和盐的反应均发生在两种可溶性盐之间，在高中选修“化学反应原理”模块，会学习不溶性盐和另一种可溶性盐溶液之间的反应，如分析化学中常用饱和碳酸钠溶液处理硫酸钡固体，将不溶于水的硫酸钡转化为可溶于酸的碳酸钡，这种反应方式常被用于无机化合物的制备、提纯和废水处理中。