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 九年级化学第十单元酸和碱中考考点聚焦

1、知道溶液的酸碱性及检验方法

2、知道浓H2SO4 的特性及稀释方法

3、记住常见的酸与碱的主要性质及用途

4、学会检验氯离子、硫酸根离子等

5、掌握酸和碱之间发生的中和反应，了解中和反应在实际生产和生活中的应用。

【中考导向】

1、试题特点:本单元的内容在中考中所占的分值一般为10-15分，题型多为选择题、填空题、实验题、计算题。

2、试题热点：常见酸和碱的性质及用途、酸碱中和反应原理及应用、溶液的酸碱性及酸碱度的判断和测定。

【考点梳理】

考点1:溶液的导电性

1、金属能导电是因为金属内部有能自由移动的带负电的电子

2、酸、碱、盐在水溶液中可以离解成自由移动的离子，它们的水溶液导电。在能导电的溶液中，所有的阳离子带的正电荷总数和所有阴离子带的负电荷总数相等，整个溶液不显电性。

3、并不是所有的溶液都具有导电性，如酒精溶液、蔗糖溶液等。

考点2：溶液的酸碱性

1、酸碱指示剂：

(1)概念：指能与酸或碱的溶液起作用而显示出不同颜色的物质。

(2)常用的指示剂：紫色石蕊溶液、酚酞溶液。

(3)石蕊溶液、酚酞溶液与酸、碱溶液的反应：

石蕊溶液 酚酞溶液

本 身 紫色 无色

遇酸溶液 红色 无色

遇碱溶液 蓝色 红色

注意:酸碱指示剂遇酸性或碱性溶液变色，发生变色的是酸碱指示剂，而不是溶液本身。不能说成“酸碱指示剂使酸性或碱性溶液变色

2、酸性溶液和碱性溶液

(1)溶液中含有H+，呈酸性，是酸性溶液，如白醋。——能使紫色石蕊试液变成红色

(2)溶液中含有OH-，呈碱性，是碱性溶液，如石灰水。——能使紫色石蕊试液变成蓝色

(3)中性溶液，如食盐水和蔗糖水——不能使紫色石蕊试液变色。

注意：不含有H+或OH-的溶液并不一定是中性溶液，如NaCO3、NH4CL等

3、酸、碱、盐的组成

酸：是由氢元素和酸根组成的化合物酸 (酸 氢离子 + 酸根离子)

如：硫酸(H2SO4)、盐酸(HCl)、硝酸(HNO3)

碱：是由金属元素和氢氧根组成的化合物碱(碱 氢氧根离子 + 金属离子)

如：氢氧化钠、氢氧化钙、氨水(NH3•H2O)

盐：是由金属元素元素(或铵根)和酸根组成的化合物盐(盐 金属离子 + 酸根离子)如：氯化钠、碳酸钠

考点3：常见的酸及其性质

1、常见的酸

(1)浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途：

浓盐酸 浓硫酸

颜色、状态 无色液体

工业用盐酸：黄色(因为含Fe3+) 无色粘稠、油状液体，98%的浓硫酸的密度是1.84g/cm3

气味 有刺激性气味 无

特性 挥发性(挥发出氯化氢气体)

(敞口置于空气中，则瓶口有白雾生成) 吸水性 、脱水性、腐蚀性

用途 ①金属除锈

②制造药物

③人体胃中含有少量盐酸，助消化 ①金属除锈

②浓硫酸作干燥剂、脱水剂

③生产化肥、精炼石油

注意：

①浓盐酸密封保存的原因：浓盐酸具有挥发性，易挥发出氯化氢气体。

②浓硫酸密封保存的原因：浓硫酸具有吸水性，易吸收空气中的水蒸汽(相当于稀释)。

③浓盐酸敞口放置在空气中一段时间后，溶质、溶液质量减少，溶剂质量不变，所以溶质质量分数减小。

④浓硫酸敞口放置在空气中一段时间后，溶质质量不变，溶剂、溶液质量增加，所以溶质质量分数减小。

⑤稀释浓硫酸时：应把浓硫酸沿烧杯壁慢慢注入水里，并不断搅动。切不可把水直接倒入浓硫酸中。用玻璃棒搅拌的作用：①加速溶解 ②散热。

⑥如果不慎将浓硫酸沾到皮肤或衣服上，应先用布拭去，再用水冲洗，最后涂上3%—5%的碳酸氢钠溶液。

2、浓硫酸具有以下特性：

吸水性:浓硫酸能吸收空气中的水分，可用来做干燥剂。碱性气体不宜用浓硫酸干燥，如氨气。

脱水性：浓硫酸能将纸张、木材、布料、皮肤里的氢、氧元素按水的组成比脱去，生成黑色的炭。

强氧化性(腐蚀性)：活泼金属与浓硫酸在一定条件下发生反应时，没有氢气生成。

3、酸的化学性质(具有相似性质的原因：酸离解时所生成的阳离子全部是H+)：

①与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变红色，不能使无色酚酞试液变色。

②金属 + 酸 == 盐 + 氢气 置换反应(条件：活动性：金属>H )

H2SO4 + Fe == FeSO4 + H2↑ 2HCl + Fe == FeCl2+ H2↑

③金属氧化物 + 酸== 盐 + 水

Fe2O3 +6HCl == 2FeCl3 + 3H2O(注FeCl3溶液：黄色)

现象：铁锈溶解，溶液由无色变为黄色。

CuO + 2HCl == CuCl2 + 2H2O (注CuCl2溶液：蓝色)

现象：黑色固体溶解，溶液由无色变为蓝色。

④碱 + 酸 == 盐 + 水

HCl + NaOH == NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH == Na2SO4 + 2H2O

⑤盐 + 酸 → 另一种盐 + 另一种酸(产物符合复分解条件)

注：a、复分解反应的条件：当两种化合物互相交换成分，生成物中有沉淀或有气体或有水生成时，复分解反应才可以发生

b、常见沉淀：AgCl↓ BaSO4↓ Cu(OH)2↓ Fe(OH)3↓ Mg(OH)2↓

BaCO3↓ CaCO3↓

考点4：常见的碱及其性质

1、常见的碱

(1)氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途：

氢氧化钠 氢氧化钙

颜色、状态 白色固体，极易溶于水(溶解时放热)，易潮解 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

制 法 Ca(OH)2+Na2CO3 == CaCO3↓+2NaOH CaO +H2O == Ca(OH)2

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：石灰浆(粉刷墙壁)

注意：

①氢氧化钠的潮解属于物理变化。

②氢氧化钠密封保存的原因：氢氧化钠易吸收空气中的水蒸汽而潮解，同时又能与空气中的二氧化碳反应而变质。

③如果不慎将碱液沾到皮肤上，要用较多的水冲洗，再涂上硼酸溶液。

2、碱的化学性质(具有相似性质的原因：碱离解时所生成的阴离子全部是OH-)：

(1)碱溶液与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变蓝色，使无色酚酞试液变红色。

(2)非金属氧化物 + 碱 == 盐 + 水

2NaOH + CO2 == Na2CO3 + H2O(氢氧化钠敞口放置在空气中变质的原因)

2NaOH + SO2 == Na2SO3 + H2O 2NaOH + SO3 == Na2SO4 + H2O

(3)酸 + 碱== 盐 + 水

NaOH + HCl == NaCl + H2O Ca(OH)2 + 2HCl == CaCl2 + 2H2O

2NaOH + H2SO4 == Na2SO4+ 2H2O

(4)盐+碱 → 另一种盐+另一种碱(反应物均可溶，产物符合复分解条件)

3、CaO 、Ca(OH)2 、CaCO3的俗名及相互转化关系：

CaO：生石灰 Ca(OH)2：熟石灰、消石灰 CaCO3：石灰石、大理石

Ca(OH)2 CaCO3

CaO

考点5：中和反应

1、中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应：( 酸 + 碱== 盐 + 水)

HCl + NaOH == NaCl + H2O 2HCl + Ca(OH)2 == CaCl2 + 2H2O

H2SO4 + 2NaOH == Na2SO4 + 2H2O

2、实质：OH-+H+ == H2O

3、中和反应的应用：

(1)改变土壤的酸碱性。例如：如果土壤显酸性，则加熟石灰中和;如果土壤显碱性则加碳酸水中和。

(2)处理工厂的废水。例如用熟石灰中和硫酸厂的污水(含有硫酸等杂质)。

(3)用于医药。例如：用胃舒平(含氢氧化铝)来医治胃酸(盐酸)过多;不小心被黄蜂刺了(蜂毒呈碱性)可以用食醋涂在皮肤上;被蚊虫叮咬(分泌出蚁酸)涂上些含有碱性物质(如氨水、肥皂)的药水。

考点6：溶液的酸碱度 (溶液酸碱度的表示法——pH)

1、PH值的范围：0----14

0 7 14

酸性增强 中性 碱性增强

在酸性溶液中，酸性越强，PH值越小，溶液中氢离子浓度越大;

在碱性溶液中，碱性越强，PH值越大，溶液中氢氧根离子浓度越大。

2、PH值与溶液酸碱性的关系：

PH=7 溶液呈中性 例如：H2O NaCl溶液 Na2SO4溶液

PH<7 溶液呈酸性，PH越小酸性越强 例如：酸溶液

PH>7 溶液呈碱性，PH越大碱性越强 例如：碱溶液

注意：

酸溶液一定是酸性溶液，但酸性溶液不一定是酸溶液

碱溶液一定是碱性溶液，但碱性溶液不一定是碱溶液

3、改变溶液PH值的方法：

(1)向酸性溶液中：加水，溶液PH值不断增大，最终将接近于7(但不能达到7);

加碱性溶液，溶液PH值不断增大，最终PH值大于7。

(2)向碱性溶液中：加水，溶液PH值不断减小，最终将接近于7(但不能达到7);

加酸性溶液，溶液PH值不断减小，最终PH值小于7。

4、pH的测定：最简单的方法是使用pH试纸。

用玻璃棒(或滴管)蘸取待测试液少许，滴在pH试纸上，显色后与标准比色卡对照，读出溶液的pH(读数为整数)。

注意：

(1)用PH试纸测得的PH值只能为正整数，不能为小数及零。

(2)用PH试纸测PH值时，不能先用蒸馏水润湿PH试纸。若先用蒸馏水润湿后再测会影响结果：使酸性溶液的PH值增大;使碱性溶液的PH值减小;中性溶液的PH值不变。

5、酸雨：正常雨水的pH约为5.6(因为溶有CO2);

pH<5.6的雨水为酸雨。

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