鹼性用化學元素怎麼表示

Ⅰ 常見的鹼和鹼的化學式是什麼

常見的鹼有氫氧化鈉 NaOH、氫氧化鉀 KOH、氫氧化鋇Ba（OH）₂、氫氧化鈣 Ca（OH）₂、氨水 NH₃·H₂O。

鹼能與酸反應生成鹽和水。

Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4+2H2O

CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O

2NaOH+SO2==Na2SO3+H2O

鹼能與某些鹽溶液反應生成新鹼和新鹽。

Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH

氯氣與鹼的歧化反應，如：

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O (Br2、I2類似)

硫與鹼的歧化反應，如：

3S+6NaOH=Na2SO3+2Na2S+3H2O

硅與鹼的反應,如:

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

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分類

1、 按一個鹼分子電離出氫氧根離子的個數分：一元鹼 二元鹼 多元鹼

2、按溶解性分：可溶性鹼 微溶性鹼 難溶性鹼

3、 按電離能力分：強鹼 弱鹼

4、 按用途分：工業鹼 食用鹼

工業鹼：工業純鹼（碳酸鈉Na2CO3）、工業燒鹼（氫氧化鈉NaOH）、工業重鹼（NaHCO3）。工業鹼的純度和雜質（可能含有重金屬等）含量滿足一般性工業使用，工藝相對簡單，可以進行大規模工業生產，對人體有危害。

食用鹼：食用純鹼(碳酸鈉Na2CO3，分子式相同，但沒有工業純鹼的雜質）和食用小蘇打(碳酸氫鈉NaHCO3)。

Ⅱ 鹼性物質的化學式

酸鹼電離理論：凡是可以電離出H+的都是酸，凡是可以電離出OH-的都是鹼。酸鹼質子理論：凡是是可以釋放質子（氫離子，H+）的分子或離子為酸（布朗斯特酸），凡是能接受氫離子的分子或離子則為鹼（布朗斯特鹼）。
酸鹼電子理論：凡是可以接受電子對的都是酸，凡是可以提供電子對的都是鹼。
根據第一條，鹼金屬，鹼土金屬溶解種類，都可以電離出OH-。都是鹼
根據第二條，弱酸根會水解，水解會結合H+，所以弱酸跟都是鹼。
NH3，sp3雜化，3個H原子各結合了一個電子。正常應該sp3雜化為正四面體鍵角109°28′但氨分子鍵角106.6°，原因是被N原子的一對電子壓縮所致，所以NH3有一電子對。根據第三條，NH3也是鹼

Ⅲ 初三所有顯酸性和鹼性的物質及其化學式 （常用的）

酸：H2SO4
HCL
HNO3
鹼：KOH
NAOH
BA(OH)2
CA(OH)2
顯鹼性鹽：
K2CO3
NA2CO3
酸性：
酸類：硫酸，鹽酸，硝酸，磷酸，碳酸，醋酸，氫硫酸。
鹽類：氯化鐵，氯化鋁，硫酸氫鈉，硫酸氫鉀。
鹼性：
鹼類：氫氧化鈉，氫氧化鉀，氫氧化鈣，氫氧化鋇，氫氧化鎂（這五種即便是在水中也表現為鹼性，所以能夠使PH試紙，酚酞或石蕊變色）。另外還有，氫氧化銅，氫氧化鐵，氫氧化穿飢扁渴壯韭憋血鉑摩鋁等，這些不溶於水且鹼性很弱，不能使指示劑變色。
鹽類：碳酸鈉，碳酸鉀。

Ⅳ 化學周期表中所有主族元素的酸、鹼化學式

元素周期表中的規律一、最外層電子數規律 1. 最外層電子數為1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。 2. 最外層電子數為2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。 3. 最外層電子數在3~7之間的元素一定是主族元素。 4. 最外層電子數為8的元素：0族（He除外）。二、數目規律 1. 元素種類最多的是第IIIB族（32種）。 2. 同周期第IIA族與第IIIA族元素的原子序數之差有以下三種情況：（1）第2、3周期（短周期）相差1；（2）第4、5周期相差11；（3）第6、7周期相差25。 4. 同主族相鄰元素的原子序數：第IA、IIA族，下一周期元素的原子序數=上一周期元素的原子序數+上一周期元素的數目；第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序數=上一周期元素的原子序數+下一周期元素的數目。三、化合價規律 1. 同周期元素主要化合價：最高正價由+1 +7（稀有氣體為0價）遞變、最低負價由-4 -1遞變。 2. 關系式：（1）最高正化合價+|最低負化合價|=8；（2）最高正化合價=主族族序數=最外層電子數=主族價電子數。 3. 除第VIII族元素外，原子序數為奇（偶）數的元素，元素所在族的序數及主要化合價也為奇（偶）數。四、對角線規律金屬與非金屬分界線對角（左上角與右下角）的兩主族元素性質相似，主要表現在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。五、分界線規律位於金屬與非金屬之間的分界線，右上方的元素為非金屬（周期表中的顏色為深綠色），在此可以找到製造農葯的元素（如Cl、P等），左下角為金屬元素（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性，又有非金屬性；能與酸和鹼反應（如Be、Al等），還可找到製造半導體材料的元素（如Si、Ge等）。六、金屬性、非金屬性變化規律 1. 同一周期，從左到右（0族除外）金屬性減弱，非金屬性增強；同一主族，從上到下金屬性增強，非金屬性減弱。金屬性最強的位於左下角的銫，非金屬性最強的是位於右上角的氟。 2. 金屬性越強，單質越容易跟水或酸反應置換出氫，對應的最高價氧化物水化物鹼性越強；非金屬性越強，跟氫氣反應越容易，生成的氣態氫化物越穩定，對應的最高價氧化物水化物酸性越強。七、半徑大小規律 1. 原子半徑：同主族——從上到下逐漸增大；同周期——從左到右逐漸減小（0族除外）。 2. 離子半徑：同主族——同價離子從上到下逐漸增大；同周期——陰離子半徑大於陽離子半徑；具有相同的電子層結構的離子——核電荷數越大，離子半徑越小。 3. 同種元素的各種微粒，核外電子數越多，半徑越大；反之，核外電子數越少，半徑越小（如）。 八、主族族序數與周期序數的規律 1. 關系式：主族族序數=最外層電子數；周期序數=電子層數。 九、電子層與電子數的倍比關系（短周期元素） 4. 原子的最外層電子數與核外電子層數相等為H、Be、Al。元素周期表中位、構、性的規律一、位——元素在周期表中位置的規律 1. 各周期最後一種元素（即稀有氣體元素）核電荷數為2、10、18、36、54、86、（118）； 2. 周期表縱行行序數與主族族序數關系：1——IA、2——IIA、13——IIIA、14——IVA、15——VA、16——VIA、17——VIIA、18——0族。 3. IIA與IIIA的同周期元素核電荷數之差（△Z）：二、三周期——△Z＝1；四、五周期——△Z＝11；六、七周期——△Z＝25； 4. 相鄰周期同一主族元素核電荷數之差（△Z）： 5. 電子層結構相同的離子，若電性相同，則位於同周期，若電性不同，則陽離子位於陰離子的下一周期； 6. 由原子序數確定元素位置的規律。基本公式：原子序數－稀有氣體元素核電荷數［10（二周期）、18（三周期）、36（四周期）、54（五周期）、86（六周期）］＝差值。（1）對於18號以前的元素，有兩種情況： ①若0＜差值≤7時，元素在下一周期，差值為主族序數； ②若差值為0，一定為零族元素；（2）對於19號以後的元素分三種情況： ①若差值為1～7時，差值為族序數，位於VIII族左側； ②若差值為8、9、10時，為VIII族元素； ③若差值為11～17時，再減去10最後所得差值，即為VIII族右側的族序數。二、構——元素原子結構（包括電子層數、最外層電子數、質子數、中子數、各層電子數之間的關系）的規律 1. 原子序數＝原子核內的質子數＝中性原子的核外電子數＝核電荷數質量數＝質子數＋中子數； 2. 周期序數＝原子核外的電子層數主族族序數＝最外層電子數（即價電子數）＝最高正價（O、F除外）； 3. 最高正價＋｜負價｜＝8； 4. 次外層電子數為2的元素為第二周期元素； 族序數等於周期數2倍的元素：C、S；族序數等於周期數3倍的元素：O；周期數是族序數2倍的元素：Li；周期數是族序數3倍的元素：Na； 7. 正負化合價代數和等於（即絕對值之差）三、性——元素及其化合物的性質（包括元素的金屬性和非金屬性，元素的化合價、元素原子半徑大小、元素單質與氫化或置換氫能力強弱等性質）的規律 1. 同周期元素從左到右（同主族元素從上到下與此相反）（1）原子半徑逐漸減小；（2）非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱；（3）氣態氫化物穩定性逐漸增強；（4）最高價氧化物對應的水化物酸性逐漸增強，鹼性逐漸減弱。 4. 其氫化物能腐蝕玻璃的元素為氟（F）。 5. 最高價氧化物對應的水化物可與其氫化物起化合反應的元素為氮（N），能起氧化還原反應的元素為硫（S）。 6. 形成化合物種類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素、氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素是碳（C）。 7. 空氣中含量最多的元素或氣態氫化物的水溶液呈鹼性的元素是氮（N）。 8. 地殼中含量最多的元素或氫化物在通常情況下呈液態的元素是氧（O）。 9. 地殼中含量最多的金屬元素是鋁（Al）。 10. 元素的氣態氫化物和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素是硫（S）。 11. 元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素是鋰（Li）、鈉（Na）、氟（F）。 12. 常見的能形成同素異形體的元素有碳（C）、磷（P）、氧（O）、硫（S），其中一種同素異形體易著火的元素是磷（P）。 13. 最活潑的非金屬元素、無正價的非金屬元素、無含氧酸的非金屬元素、無氧酸可腐蝕玻璃的元素、氣態氫化物最穩定的元素、陰離子的還原性最弱的元素是氟（F）。 14. 最活潑的金屬元素、最高價氧化物對應的水化物鹼性最強的元素、陽離子氧化性最弱的元素是銫（Cs）。

Ⅳ 化學：什麼是鹼性詳細！

鹼性（alkaline）是指一種物質在溶劑中能向其它物質提供未共用電子對的能力.
對於一種物質，是否具有鹼性取決於未成對電子接受質子的能力.如在水溶液中，OH-離子能夠接受H+,NH4+等離子，從而表現出鹼性；相應的，在非水體系中，如在液氨溶劑中,NH2-離子能夠接受NH4+等離子，同樣也表現出鹼性.
常用的無機鹼有：NaOH,KOH,Ca(OH)2,NaNH2,NH3·H2O等，常用的有機鹼主要是季銨鹼類.R4NOH
一般來說，物質的鹼性強弱取決於接受質子能力的大小和形成的原子團的穩定性等.如NH3能接受BF3形成BF3+NH3-,NH3能接受H+形成NH4+，但該離子的穩定性差，故NH3表現為弱鹼性.而NH2-接受H+則形成穩定的NH3，故NH2-表現為強鹼性.在水溶液中，NaOH與KOH等鹼性相當，這時稱這樣的溶劑為拉平溶劑，而在某些溶劑中能表現出不同鹼鹼性的差別，這樣的溶劑稱為區分溶劑.
元素的金屬性越強，其最高價氧化物的水化物的鹼性越強；元素的非金屬性越強，最高價氧化物的水化物的酸性越強。
某些化合物的鹼性也可以用O2-負離子的含量來表示，如某些工業用渣的鹼性大小用O2-負離子的活度來表示。

Ⅵ 化學中的酸性和鹼性物質分別有哪些用化學式該怎樣表示

酸性物質有：硫酸H2SO4，鹽酸HCl，硝酸HNO3，碳酸H2CO3，醋酸CH3COOH，硫酸氫鈉NaHSO4，氯化銨NH4Cl，硫酸銨(NH4)2SO4等等；
鹼性物質有：氫氧化鈉NaOH，氫氧化鈣Ca(OH)2，氫氧化鉀KOH，氫氧化鋇Ba(OH)2，氨水NH4OH，碳酸鈉Na2CO3，碳酸鉀K2CO3等等；
中性的有：氯化鈉NaCl，硫酸鈉Na2SO4，氯化鈣CaCl2，硫酸鈣CaSO4，氯化鉀KCl，硝酸鈉NaNO3，硝酸鉀KNO3等等。

Ⅶ 鹼性的化學式有哪些

Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2、KOH、NH3、Na2CO3

Ⅷ 鹼用化學式怎麼寫

鹼：電離的陰離子全部是OH-離子
而陽離子一般為金屬離子，設金屬離子(R)的化合價為n，則該金屬離子形成的鹼為：R(OH)n
常見的一價的有：NaOH,
KOH
二價：Ca(OH)2,
Ba(OH)2,
Mg(OH)2,
Fe(OH)2
(氫氧化亞鐵)
三價：Fe(OH)3
(氫氧化鐵)
Al(OH)3
還有一個特殊的弱鹼，NH3·H2O（NH4OH）

Ⅸ 常見的鹼和鹼的化學式是什麼

常見的鹼和鹼的化學式：

氫氧化鈉NaOH、氫氧化鉀KOH、氫氧化鋇Ba（OH）₂、氫氧化鈣Ca（OH）₂、氨水NH₃·H₂O

工業鹼：工業純鹼（碳酸鈉Na₂CO₃）、工業燒鹼（氫氧化鈉NaOH）、工業重鹼（NaHCO₃）。工業鹼的純度和雜質（可能含有重金屬等）含量滿足一般性工業使用，工藝相對簡單，可以進行大規模工業生產，對人體有危害。

食用鹼：食用純鹼(碳酸鈉Na₂CO₃，分子式相同，但沒有工業純鹼的雜質）和食用小蘇打(碳酸氫鈉NaHCO₃)。

在酸鹼電離理論中，鹼指在水溶液中電離出的陰離子全部都是OH-的物質；在酸鹼質子理論中鹼指能夠接受質子的物質；在酸鹼電子理論中，鹼指電子給予體。

(9)鹼性用化學元素怎麼表示擴展閱讀：

化學性質

1、鹼溶液能與酸鹼指示劑作用

鹼溶液遇紫色石蕊試液變藍（現象不明顯，但有變化），遇無色酚酞溶液變紅（現象明顯）

2、鹼能與非金屬單質發生反應：

氯氣與鹼的歧化反應，如：

Cl₂+2NaOH=NaCl+NaCl₀+H₂O

硫與鹼的歧化反應，如：

3S+6NaOH=Na₂SO₃+2Na2S+3H₂O

3、鹼能與酸發生反應，生成鹽和水：

舉例：工業上常用熟石灰（氫氧化鈣）中和含過多硫酸的廢水

Ca(OH)₂+H₂SO₄=CaSO₄+2H₂O

4、鹼溶液能與酸性氧化物反應，生成鹽和水：

舉例：這類反應最常見的就是實驗室里用澄清石灰水檢驗二氧化碳的反應，但這類反應不屬於復分解反應

CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O

參考資料來源：網路-鹼

Ⅹ 如何通過化學式來判斷物質呈酸性還是呈鹼性

一般來說
某個物質的化學式能中含有h+
則為酸性,
比如h2so4;
某個物質的化學式能中含有oh-
則為鹼性.
比如na(oh)2;
當然,你不能強行認為只要化學式裡面含有h就認為他是酸性的,因為這個h很有可能是屬於某個原子團的,它和其它化學元素之間是以共價鍵相連,不可能顯酸性的.
比如
ch4.
裡面雖然含有h,
但是它和c之間是以共價鍵相連.所以由於分子間引力作用,
h並不能擺脫c的束縛,即c沒有辦法奪取h的電子,h也沒有辦法奪取c的電子.
太專業的東西我也將不出來
不過大概就是這個樣子啦~
特別注意:
h2o雖然可以寫成h+和oh-,但是它是中性的
因為水中含有的h+和oh-實在太少,僅為10的負7次方,所以呈中性
哎....現在連初中化學都看不懂啦....想當初我高中的時候化學式何其nb的啊....呵呵~