酸和鹽基：中和作用與鹽
進階中和作用是酸與鹽基反應生成鹽和水的放熱反應，本質為氫離子與氫氧離子結合成水；滴定以標準溶液和指示劑測定未知濃度；鹽依可溶性選用結晶或沉澱法製備。
- 中和作用：酸+鹽基→鹽+水；離子反應式 H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)；放熱
- 抗酸劑含溫和鹽基（氫氧化鎂、氫氧化鋁）中和胃酸；熟石灰改良酸性土壤；鹼中和酸性廢水
- 滴定：滴定管盛標準溶液、錐形瓶加兩三滴指示劑，剛變色即終點；n = 濃度 × 體積（dm³）
文體小知識：科學探究記敘——記述一次酸鹼滴定：由胃藥中和胃酸的原理，到用標準溶液和指示劑測定濃度，再到鹽的製備路線。
§課文原文 Passage
1胃液含氫氯酸，分泌過多便胃痛灼熱；胃藥中的鹽基如氫氧化鎂，能與過多的酸反應，這就是中和作用：酸與鹽基反應，生成鹽和水。以氫氯酸與氫氧化鈉為例，生成氯化鈉和水。反應的本質只有一句：酸中的氫離子與鹼中的氫氧離子結合成水分子，其餘離子留在溶液中組成鹽。中和作用是放熱反應，兩溶液混合後溫度略為上升。
2中和作用的用途就在身邊：農夫把熟石灰撒進酸性土壤，改良土質；工廠把酸性廢水用鹼中和後才排放，保護河道；被蟻咬處塗上稀氨水或梳打粉漿，中和蟻酸以止癢。選用中和劑要適量——過少中和不了，過多反而帶來新的腐蝕性，所以抗酸劑常用溫和的鹽基，分量也經過計算。
3實驗室用酸鹼滴定準確量度中和所需的量：把已知濃度的標準溶液裝進滴定管，用移液管量取一定體積的待測溶液放入錐形瓶，加入兩三滴指示劑，然後逐滴加入並搖勻，指示劑剛變色即達終點，記下所用體積，便可計算未知濃度。濃度以摩爾濃度表示，即每一立方分米溶液所含溶質的摩爾數，是計算的橋樑。
4酸鹼中和的產物是鹽，由金屬離子（或銨離子）與酸根離子組成，如氯化鈉、硫酸銅(II)、硝酸鉀，名稱直接反映來源：氯 → 氯化物，硫酸 → 硫酸鹽，硝酸 → 硝酸鹽。製備可溶鹽，多把酸與過量不溶鹽基反應，過濾後把濾液蒸發結晶；製備不溶鹽，則把兩種合適的溶液混合，讓鹽沉澱出來再過濾。路線選錯，事倍功半。
1重點摘要 Summary
中和作用是酸與鹽基反應生成鹽和水的放熱反應，本質為氫離子與氫氧離子結合成水；滴定以標準溶液和指示劑測定未知濃度；鹽依可溶性選用結晶或沉澱法製備。
2生字卡 Vocabulary
酸與鹽基反應生成鹽和水的反應，本質是氫離子與氫氧離子結合成水，屬放熱反應。
由金屬離子（或銨離子）與酸根離子組成的化合物，如氯化鈉、硫酸銅(II)。
含溫和鹽基（如氫氧化鎂、氫氧化鋁）的藥物，用來中和胃酸、舒緩胃痛。
把一種溶液逐滴加入另一種溶液中，藉指示劑判斷恰好中和，從而計算濃度的實驗方法。
濃度已準確得知的溶液，是滴定計算的基準。
滴定中指示劑剛好變色的一刻，表示兩種溶液恰好完全反應。
每一立方分米溶液所含溶質的摩爾數，單位 mol dm⁻³。
附有活栓、可準確放出並讀出液體體積的長管，滴定時裝標準溶液。
能溶於水的鹽，如鈉鹽、鉀鹽和硝酸鹽，多用酸加鹽基後結晶製備。
溶液混合後生成的固體；不溶鹽藉沉澱法製備，過濾收集。
3逐步講解 Steps
- 第一步：中和作用的本質舉個例子：把稀氫氯酸與氫氧化鈉溶液混合，發生的反應是 HCl + NaOH → NaCl + H₂O，生成鹽和水。化學式背後只有一幕戲：酸的氫離子與鹼的氫氧離子相遇，結合成水，離子反應式為 H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)；鈉離子和氯離子自始至終旁觀，留在溶液中成為氯化鈉。任何強酸與強鹼的中和，離子反應式都是同一條，這條式子是本課的鑰匙，必須一字不差地記住。
- 第二步：胃藥怎樣中和胃酸胃液過酸時，胃痛灼熱；抗酸劑內含溫和的鹽基，把多餘的氫離子接收過來。舉個例子：常用的氫氧化鎂與胃酸反應，Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O，一摩爾氫氧化鎂能中和兩摩爾氫氯酸，比例 1 比 2。選用鹽基要溫和且難溶，中和得慢而持久，不會令胃部過鹼；藥廠計算每粒藥的分量，正是應用滴定背後的摩爾計算，醫學與化學在此相遇。
- 第三步：中和作用的日常應用中和作用用在三個層面。農業上，酸性土壤撒熟石灰（氫氧化鈣），把土壤中的酸中和，作物才長得好；工業上，工廠的酸性廢水須用鹼中和至接近中性才可排放，否則毒害河道；生活上，蟻咬分泌蟻酸，塗稀氨水或梳打粉漿可止癢。舉個例子：髮型師燙髮後用弱酸沖洗劑中和殘餘鹼性，原理相同。每一項應用都提醒我們：化學反應式不只寫在試卷上，也寫在農田、工廠與藥房裡。
- 第四步：滴定的儀器與步驟滴定的標準配備：滴定管盛標準溶液，移液管量取 25.0 立方厘米待測溶液放入錐形瓶，加入兩三滴指示劑。操作時左手控制活栓，右手持續搖瓶，接近終點時逐滴甚至半滴加入，指示劑剛變色且半分鐘不褪，即達終點，記錄滴定管讀數，兩次讀數之差便是所用體積。舉個例子：以酚酞作指示劑，鹼在瓶中呈粉紅色，酸滴入至粉紅剛褪去便停，過量一滴都會令計算偏差。整個實驗須重複兩三次取平均，結果才可靠。
- 第五步：滴定計算三步曲滴定計算只有三步：先由濃度乘體積求摩爾數，再按反應式的摩爾比例換算，最後由摩爾數倒算所求。以標準情境為例：25.0 立方厘米 0.1 M 氫氧化鈉，用 0.1 M 氫氯酸滴定。第一步，氫氧化鈉摩爾數 = 0.1 × 25.01000 = 2.5×10⁻³ 摩爾；第二步，反應比例 1 比 1，需氫氯酸同為 2.5×10⁻³ 摩爾；第三步，體積 = 2.5×10⁻³ ÷ 0.1 = 0.025 立方分米 = 25.0 立方厘米。注意體積代入公式前必須換算成立方分米，這是最常見的失分位。
- 第六步：鹽的命名與可溶性鹽的名稱由金屬（或銨）加酸根組成：氫氯酸出氯化物，硫酸出硫酸鹽，硝酸出硝酸鹽，碳酸出碳酸鹽。可溶性有通則：鈉鹽、鉀鹽、銨鹽和硝酸鹽全部可溶；氯化物除氯化銀和氯化鉛外可溶；硫酸鹽除硫酸鋇、硫酸鉛和硫酸鈣外可溶；碳酸鹽大多不溶。舉個例子：配製食鹽水毫不費力，因為氯化鈉可溶；氯化銀卻一見便沉澱，因此可用來檢驗氯離子。記住通則，製備路線便一目了然。
- 第七步：兩條製鹽路線製備鹽先問一句：可溶還是不可溶。可溶鹽走結晶路線：把稀酸與過量不溶鹽基加熱反應，確保酸全部耗盡，過濾走剩餘固體，把濾液蒸發至部分水分離開，冷卻結晶。舉個例子：製硫酸銅(II)晶體，把氧化銅(II)加入溫熱稀硫酸至過量，過濾後結晶，得到藍色晶體。不溶鹽走沉澱路線：把兩種可溶溶液混合，鹽即沉澱，過濾、洗滌、烘乾。舉個例子：混合硝酸銀溶液與氯化鈉溶液，白色氯化銀沉澱立刻出現。選路線只看一件事：目標鹽溶不溶於水。
4圖解 Diagrams
5例題示範 Example
實驗情境：某胃藥標示含氫氧化鎂。同學先在實驗室練習滴定：用移液管量取 25.0 立方厘米 0.1 M 氫氧化鈉溶液放入錐形瓶，加酚酞兩滴，以滴定管內的 0.1 M 氫氯酸滴定，粉紅色剛褪去時用去 25.0 立方厘米酸。試解答：一、寫出中和作用的離子反應式；二、計算瓶中氫氧化鈉的摩爾數；三、驗證所需氫氯酸的體積；四、寫出氫氧化鎂中和胃酸的化學反應式。
- 離子反應式：強酸與強鹼中和的本質是 H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
- 求摩爾數：氫氧化鈉摩爾數 = 濃度 × 體積 = 0.1 × 25.01000 = 2.5×10⁻³ 摩爾
- 按比例換算：HCl 與 NaOH 反應比例為 1 比 1，需 HCl 2.5×10⁻³ 摩爾；體積 = 2.5×10⁻³ ÷ 0.1 = 0.025 立方分米 = 25.0 立方厘米，與實驗相符
- 胃藥反應式：Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O，比例為 1 比 2
- 答案：中和作用的離子反應式為 H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)。瓶中氫氧化鈉的摩爾數 = 0.1 mol dm⁻³ × 25.01000 dm³ = 2.5×10⁻³ 摩爾。氫氯酸與氫氧化鈉以 1 比 1 反應，需氫氯酸 2.5×10⁻³ 摩爾，體積 = 2.5×10⁻³ ÷ 0.1 = 0.025 dm³，即 25.0 立方厘米，與實驗用去的體積一致。胃藥中氫氧化鎂中和胃酸的反應式為 Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O，一摩爾氫氧化鎂可中和兩摩爾氫氯酸。
6常見錯誤 Mistakes
75 題快測 Quick check
Q1寫出中和作用的離子反應式。
Q225.0 立方厘米 0.1 M 氫氧化鈉溶液含氫氧化鈉多少摩爾？
Q3若改用 0.2 M 氫氯酸滴定上題的鹼液，需酸多少立方厘米？
Q4胃藥中常用哪種鹽基中和胃酸？寫出化學反應式。
Q5可溶鹽與不溶鹽的製備方法有何不同？
8重點回顧 Recap
- 中和作用：酸+鹽基→鹽+水；離子反應式 H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)；放熱
- 抗酸劑含溫和鹽基（氫氧化鎂、氫氧化鋁）中和胃酸；熟石灰改良酸性土壤；鹼中和酸性廢水
- 滴定：滴定管盛標準溶液、錐形瓶加兩三滴指示劑，剛變色即終點；n = 濃度 × 體積（dm³）
- 鹽由金屬離子（或銨離子）與酸根組成；鈉鉀銨硝酸鹽可溶，氯化銀、硫酸鋇等不溶
- 製備路線：可溶鹽用酸加過量不溶鹽基後結晶；不溶鹽用沉澱法過濾