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初中化学知识点归纳酸碱中和反应的沉淀反应初中化学知识点归纳：酸碱中和反应的沉淀反应酸碱中和反应是化学中的一种重要反应类型。
在此类反应中，酸和碱反应生成盐和水。
而在某些特定条件下，酸碱中和反应还会伴随着沉淀的生成。
本文将重点对酸碱中和反应中的沉淀反应进行归纳和探讨。
一、酸碱中和反应基础知识酸碱中和反应是指酸和碱在一定比例下发生反应，生成盐和水。
在化学方程式中，通常写作：酸 + 碱→ 盐 + 水。
酸是指能够释放出H+离子（即氢离子）的化合物，具有酸性的物质。
碱是能够释放出OH-离子（即氢氧根离子）的化合物，具有碱性的物质。
反应过程中，H+离子和OH-离子结合生成水，而原本存在于酸和碱中的离子则结合形成盐。
二、酸碱中和反应的沉淀反应沉淀反应是指在溶液中生成不溶于溶液的固体产物。
在酸碱中和反应中，沉淀反应常常发生，形成具有沉淀性质的盐。
1. 氢氧化物与酸反应当酸与含有氢氧化物（碱）的溶液发生反应时，产生的产物往往是沉淀。
这是由于酸中的H+离子与氢氧化物中的OH-离子结合形成水的同时，其他阴离子和阳离子结合生成不溶于溶液的盐，沉淀下来。
例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O（氯化钠是可溶于溶液中的盐，不产生沉淀）2. 碳酸氢盐与酸反应碳酸氢盐（如重碳酸氢钠、碳酸氢铵等）与酸反应时，产生的产物也常常是沉淀。
这是因为碳酸氢盐中的HCO3-离子与酸中的H+离子结合生成水的同时，其他阴离子和阳离子结合形成不溶于溶液的盐，沉淀下来。
例如：HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2↑ + H2O（氯化钠是可溶于溶液中的盐，不产生沉淀；而二氧化碳则以气体形式释放）3. 硫酸盐与银盐的反应硫酸盐与银盐发生反应时，常常会生成不溶于溶液的硫酸盐沉淀。
这是由于硫酸盐与银盐中的阳离子结合形成不溶于溶液的盐，沉淀下来。
例如：Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl（硫酸钡是典型的沉淀）三、酸碱中和反应沉淀反应的应用酸碱中和反应和沉淀反应在实际应用中具有广泛的用途。
化学四大基本反应
化学中的四大基本反应包括酸碱中和反应、氧化还原反应、沉淀反应和分解反应。
首先，酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下相互中和的化学反应。
这种反应通常会产生盐和水，是化学实验中常见的一种反应，也是生活中许多重要化学过程的基础。
其次，氧化还原反应是指物质失去电子的氧化反应和物质获得电子的还原反应的统称。
这种反应是化学反应中最常见和重要的一种类型，涉及到电子的转移和能量的释放或吸收。
第三，沉淀反应是指在两种溶液混合时，生成一种不溶于溶液的固体沉淀的化学反应。
这种反应常常涉及离子的交换和生成新的化合物，是化学实验中常用的一种反应类型。
最后，分解反应是指一种化合物在适当条件下分解成两种或更多种物质的反应。
这种反应在化学工业生产和实验室研究中都有重要应用，也是化学课程中的重点内容之一。
这四种基本反应在化学中起着非常重要的作用，对于理解化学物质的性质、化学反应的规律以及实际应用都具有重要意义。
通过深入理解和掌握这些基本反应，我们可以更好地理解和应用化学知识。
酸碱反应的类型酸碱反应是化学中常见的一种化学反应类型，它基于酸和碱之间的相互作用。
在酸碱反应中，酸和碱会互相转化为盐和水，这是由于酸和碱之间的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合释放出了水（H2O）。
酸碱反应的类型主要包括中和反应、酸碱中的氧化还原反应、产生气体的反应和沉淀反应。
下面将依次进行详细说明。
1. 中和反应中和反应是指酸和碱完全反应生成盐和水的反应。
在中和反应中，酸的氢离子和碱的氢氧根离子结合生成水，并伴随形成盐。
这种类型的反应是最常见和最简单的酸碱反应。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）发生中和反应，生成盐（硫酸钠Na2SO4）和水（H2O）的化学方程式如下：H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O2. 酸碱中的氧化还原反应酸碱中的氧化还原反应是指酸和碱反应中伴随氧化还原反应的类型。
在这种反应中，酸或碱中的某些物质会发生氧化或还原。
例如，次氯酸（HClO）和氢氧化银（AgOH）反应，生成盐（氯化银AgCl）和水（H2O），同时氯酸还被还原为氯离子（Cl-）。
化学方程式如下：HClO + AgOH -> AgCl + H2O3. 产生气体的反应产生气体的反应是指在酸碱反应中，酸和碱之间的化学反应会产生气体释放出来。
这种类型的反应通常涉及到酸碱溶液中的氢离子和氢氧根离子结合产生水，并伴随产生气体。
例如，硫酸（H2SO4）和碳酸钠（Na2CO3）反应，产生盐（硫酸钠Na2SO4）、水（H2O）和二氧化碳（CO2）：H2SO4 + Na2CO3 -> Na2SO4 + H2O + CO24. 沉淀反应沉淀反应是指酸碱反应中，在一定条件下产生的沉淀物。
在这种类型的反应中，酸和碱中的某些物质会结合形成沉淀。
例如，硫酸（H2SO4）和氯化钡（BaCl2）反应，生成盐（硫酸钡BaSO4）和水（H2O），同时硫酸钡沉淀出来：H2SO4 + BaCl2 -> BaSO4 + 2HCl总结：酸碱反应的类型包括中和反应、酸碱中的氧化还原反应、产生气体的反应和沉淀反应。
化学反应中的酸碱中和和沉淀反应知识点总结化学反应是研究物质变化的一门科学，其中酸碱中和反应和沉淀反应是化学反应中的重要内容。
本文将对这两个知识点进行总结。
一、酸碱中和反应酸碱中和是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
以下是酸碱中和反应的几个重要知识点：1. 酸的特性：酸是指能够释放出H+离子的物质，常见的酸包括硫酸、盐酸等。
2. 碱的特性：碱是指能够释放出OH-离子的物质，常见的碱包括氢氧化钠、氢氧化钙等。
3. 盐的特性：盐是酸碱中和反应生成的产物，由阴离子和阳离子组成，如氯化钠、硫酸铜等。
4. 水的生成：酸和碱反应时，产生的H+离子和OH-离子结合生成水，这是酸碱中和反应的基本特点。
5. 中和反应的化学方程式：酸碱中和反应的化学方程式一般形式为：酸 + 碱→ 盐 + 水。
6. pH值的变化：在酸碱中和反应过程中，溶液的pH值会向中性的7靠近。
二、沉淀反应沉淀反应是指溶液中两种溶解度有限的物质反应生成难溶于溶液中的沉淀。
以下是沉淀反应的几个重要知识点：1. 溶解度积：溶解度积是指溶液中产生沉淀所需要的离子浓度乘积，如果离子浓度乘积大于溶解度积，沉淀反应将会发生。
2. 沉淀的性质：沉淀是指在溶液中形成的难溶于溶液的固体物质，常见的沉淀包括氧化物、氢氧化物等。
3. 沉淀反应的化学方程式：沉淀反应的化学方程式一般形式为：离子1 + 离子2 → 沉淀。
4. 沉淀反应的条件：沉淀反应需要满足溶解度积的条件，即离子浓度乘积大于溶解度积。
5. 用沉淀反应分离离子：由于沉淀反应的特性，可以利用沉淀反应将溶液中的离子进行分离和识别。
总结：化学反应中的酸碱中和反应和沉淀反应是化学研究中的重要内容。
酸碱中和反应产生盐和水，通过酸和碱之间的中和作用使溶液的pH值靠近中性。
沉淀反应则是由溶解度积的条件所决定，通过沉淀的形成实现将溶液中的离子分离和识别。
以上是对酸碱中和和沉淀反应的知识点的简要总结，希望对您的学习有所帮助。
第二章酸碱反应和沉淀反应§2-1水的解离反应和溶液的酸碱性一、酸碱电离理论最早在无机化学领域获得诺贝尔化学奖的是瑞典化学家S.Arrhenius。
他应用物理学的方法研究稀溶液中化学电解分离问题，提出一个新学说——电离理论。
他认为酸是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质；碱是在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH-的物质，酸碱反应的实质是H+和OH-结合生成水的过程。
二、水的解离反应纯水有极微弱的导电能力，其原因是水有微弱的电离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。
水的电离平衡（在纯水或稀溶液中）H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-；或H2O ⇌H+ + OH-；在25ºC时，纯水中[H+]和[ OH-]各等于1.0×10-7 mol·L-1，Kθ=[ H+] [OH-] /[H2O]；由于水的电离度很小，则纯水的浓度可视为常数，[H2O]=1000g·L-1/（18 g·moL-1）=55.6 mol·L-1；所以[ H+] [OH-]= Kθ·[H2O]= K wθ，K wθ称为水的离子积。
这是一个非常重要的关系式，它明确地表达了在纯水中H+和OH-浓度的乘积为一常数（K wθ）。
在25ºC时，K wθ= [H+] [OH-]=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14。
一般，在室温下可按此值处理。
同样，K wθ=f（T）。
表1 不同温度下水的离子积t/ºC 5 10 20 25 50 100 K wθ/10-140.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.1三、溶液的酸碱性和pH值不仅在纯水中，而且在以水为溶剂的稀溶液中均存在着水的电离平衡，[H+] [OH-]=1.0×10-14。
1、酸性溶液：[ H+] >1.0×10-7 mol·L-1>[OH-]；2、中性溶液：[ H+] =1.0×10-7 mol·L-1=[OH-]；3、碱性溶液：[ H+] <1.0 ×10-7 mol·L-1<[OH-]；当溶液中[H+]或[OH-]较小（一般指小于1 mol·L-1）时，用[H+]的负对数（简称pH值）来表示溶液的酸碱性更方便。
一、 选 择 题
( )1. pH = 0 的水溶液，下列说法正确的是：
a) 氢离子浓度为零 b)溶液呈中性
c) 氢离子浓度为1 mol ⋅L -1
d) 溶液中无离子存在 ( )2. 等量的酸和碱中和，得到的pH 值应是：
a) 呈酸性 b)呈碱性 c)呈中性 d)视酸碱相对强弱而定 ( )3. 如果弱酸弱碱盐的水溶液为中性，则此类盐：
a) 在水中不电离 b) O a K 与O
b K 有一些差别 c)O a K = O b K d)是一种最好的缓冲剂
( )4. 下列混合溶液中，可以组成缓冲溶液的是
a) 10mL 0.1 mol ⋅L -1 HCl 和10mL 0.1 mol ⋅L -1NaCl ； b) 10mL 0.1 mol ⋅L -1 HCl 和10mL 0.1 mol ⋅L -1NaAc ； c) 10mL 0.2 mol ⋅L -1 HAc 和10mL 0.1 mol ⋅L -1NaOH ； d) 10mL 0.2 mol ⋅L -1 HCl 和10mL 0.1 mol ⋅L -1 NaAc
( )5. HAc 与NaAc 的混合溶液，其pH 值的计算式为：
a)pH ＝p o a
K －lg o
o
c
c c c 盐）酸()(； b)pH ＝p o w
K －p o a
K +lg o
o
c
c c c 盐）酸()(； c)pH ＝p o w
K + p o a
K －lg o
o
c
c c c 盐）酸()(； d)pH ＝p o a
K +lg o
o
c
c c c 盐）酸()( ( )6. 某水溶液（25︒C ）其pH 值为4.5，则此水溶液中OH -
的浓度
(单位：mol ⋅L -1)为 a)10-4.5 b)104.5 c)10-11.5 d)10-9.5 ( )7. 将等体积的0.1 mol·L －1 NaOH 和0.1 mol·L －1 HAc 溶液混合，
混合液呈：
a)酸性 b)碱性 c)中性 d)无法判断 ( )8. 25℃时，Ag 2SO 4的溶解度S ＝1.31⨯10－4mol ∙L －1，则其溶度积
o
sp
K 为：
a)2.25⨯10－
12 b)1.72⨯10－
3 c)8.99⨯10－
12 d) 2.25⨯10－
3
( )9. 某一浓度的HAc 水溶液稀释之后，关于其电离度α和H +
浓
度变化的
说法正确的是：
a)α增大，H +浓度减小； b) α增大，H +浓度增大； c)α减小，H +浓度减小； d) α减小，H +浓度增大。
( )10. 0.10 mol·L －1的H 2S 饱和溶液中S 2－离子浓度为
a)1.3×10－12 mol·L －1 b)1.3×10－13 mol·L －1 c)1.3×10－14 mol·L －1 d)1.3×10－15 mol·L －1 ( )11. 缓冲溶液只能在一定的范围内发挥其缓冲性能，实验证明当
pH = p O a K ±1（或pOH = p O b K ±1）的范围内时，
a)缓冲溶液具有缓冲能力 b)缓冲溶液没有缓冲能力
c)缓冲溶液具有较差的缓冲能力 d)不能判断
( )12. 将缓冲溶液适当稀释时，由于
)
()(共轭碱酸c c （或
)
()(共轭酸碱c c ）比值
不变，故溶液的pH 值
a) 不变 b) 变小 c) 变大
d) 不能判断
( )13. J ＜O
sp K 时，溶液为：
a)不饱和溶液，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解
b)饱和溶液，溶液中的沉淀与已溶解的离子之间处于平衡 c)沉淀从溶液中析出； d)无法判断
( )14. 某弱酸 HA 的O a K =2×10－5
，则A －
的O
h K 为：
a) 1/2×10－5 b) 5×10－3 c)5×10－10 d) 2×10－5 ( )15. 将稀AgNO 3溶液逐滴加入到含有等浓度Cl －和I －的混合溶液
中，首 先析出的是 a)黄色的AgI 沉淀， b)白色的AgCl 沉淀 c)黄色的AgI 和白色的AgCl 同时沉淀 d)以上都不是
二、 填 空 题
1. 饱和H 2S 水溶液中， H 2S 的浓度为 mol ∙L －1，H +
的浓度为 mol ∙L －1，HS －的浓度为 mol ∙L －1，S 2－
的浓度为 mol ∙L －1 (o 1K ＝1.1×10－7，o
2K ＝1.3×10－13)。
2. 已知NH 3∙H 2O 的电离常数为1.8×10－5
，则0.10 mol ∙L －1
NH 4Cl 的pH
＝ 。
3. 293.15K 时，BaSO 4在0.10 mol ∙L －1
Na 2SO 4溶液中的溶解度S 为
mol ∙L －1 (o
sp K (BaSO 4)＝1.1×10－2)。
4. 稀释定律所表示的 、o i K 和浓度c 之间的定量关系为 。
5. 如果HCO 3－
的K a 是10－8
，则CO 32－
的O h K 是 。
三、 判 断 题
( )1. 向缓冲溶液中加入酸或碱，该缓冲溶液的pH 值不变。
( )2. 298.15K 时，稀释NH 4Ac 水溶液，其水解常数o
h K 不发生变化。
( )3. 在一定温度下，弱酸的电离常数越大，则其盐的水解常数越大。
( )4. 1.0×10－5mol ∙L －1的盐酸溶液稀释1000倍，溶液的pH 值等于
8.0。
( )5. 氨水的浓度越小，电离度越大，溶液中OH －
的浓度也必然越
大。
( )6. 配制Na 2S 溶液时，必须先加入适量的NaOH ，以免因水解产
生挥发性酸H 2S 。
( )7. 在比较无机多元酸的酸性强弱时，只需比较一级电离常数即
可。
( )8. 将氨稀释1倍，溶液中的OH －
浓度就减少到原来的二分之一。
( )9. 将氨水和HCl 混合，不论两者比例如何，一定不可能组成
缓冲溶液。
( )10. 离解度和离解常数都可以用来比较弱电解质的相对强
弱程度，因此，α和O a K （或O
b K ）同样都不受浓度的影响。
四、 计 算 题 1. 当温度为25℃时，计算0.10 mol ∙L －1HAc 溶液的c (H +)和电离度(α)。
已知O a K (HAc)= 1.75×10－5。
2. 某浓度为0.10 mol ∙L －1的一元弱酸溶液，其pH 值为2.77，求这一弱酸的电离常数及该条件下的电离度。
3. 在10.0mL 0.5×10－3mol·L －1MnSO 4溶液中，加入5.0mL 0.15mol·L －1 NH 3∙H 2O ，能否生成Mn(OH)2沉淀? 若在原MnSO 4 溶液中，先加
入0.495g (NH 4)2SO 4固体，然后再加入上述NH 3∙H 2O 5.0mL ，能否
生成Mn(OH)2沉淀（忽略体积变化）？已知O
b K ( NH 3)=1.8×10－5，
O
sp
K {Mn(OH)2 }= 1.9×10－13。
4. 溶液中Fe 3+和Fe 2+的浓度均为0.050 mol·L －1，如要使Fe 3+沉淀而不
使Fe 2+沉淀，应控制溶液的pH 值在何范围内？已知O sp K {Fe(OH)3 }= 2.79×10－39，O sp K { Fe (OH)2 }= 4.87×10－17。
5. 某溶液中含有Pb 2+和Ba 2+，①若它们的浓度均为0.10 mol·L －1，问加入Na 2SO 4试剂，哪一种离子先沉淀？两者有无分离的可能？②若Pb 2+的浓度为0.0010 mol·L －1，Ba 2+的浓度仍为0.10 mol·L －1，
两者有无分离的可能？已知O sp K (PbSO 4)=2.53×10－8，O sp K (BaSO 4)=
1.08×10－10。
