산 및 염기의 화학적 성질

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1, 화학-산 (acid) 이온화 시 생성되는 양이온은 모두 수소 이온 (H+) 인 화합물을 산이라고 하며, 25 C 에서는 희석 용액의 pH 값이 7 미만이다. 산은 일종의 화합물의 총칭이다. 화학에서 산의 좁은 정의는 수용액에서 이온화된 양이온은 모두 수소 이온의 화합물이라는 것이다. 이런 물질은 대부분 물에 잘 용해되고, 실리콘산과 같은 작은 부분은 물에 잘 용해되지 않는다. 산의 수용액은 일반적으로 전도성이 있는데, 그 전도성은 수중에서의 이온화도와 관련이 있고, 일부 산은 물 속에 분자로 존재하고, 전도성이 없다. 일부 산은 물에서 양이온으로 분해되어 전기를 전도할 수 있다. 더 넓은 의미의 정의라면 반응에서 양성자를 제공할 수 있는 것은 산이고, 반대로 알칼리라고 생각하는데, 이 정의는 브란트스 (J. M. Bronsted)- 로리 (T. M. Lowry) 산이라고 불린다. 또 -{zh-hk: 유이시라고 불리기도 합니다. Zh-cn: 루이스 }-(G. N. Lewis) 산의 정의로서, 산을 전자쌍의 수취인으로 정의하는 것이 더 광범위하다. 산은 염기와 중화작용 (neutralization) 을 할 수 있으며, 생성수와 소금은 수용액에서 산의 이온화도 크기에 따라 강산과 약산의 구분이 있으며, 일반적으로 강산은 염산 질산과 같은 수용액에서 완전히 이온화되는 것으로 여겨진다. 약산은 수용액에서 아세트산, 탄산 [1] 과 같이 부분적으로 이온화된다. 산의 강도를 비교하면, 하나의 염기에서 그것들의 해리 상수를 비교할 수 있다. 넓은 의미의 정의에 따르면, 물은 일종의 염기이므로 약산에 대해서는 물속의 해리 상수를 비교하면 된다. 이를 "물의 차별화 효과" 라고합니다. 강산 간의 비교는 물을 사용할 수 없다. 이를 물의' 평평효과' 라고 한다. 그러나 더 강한 염기를 사용할 수 있다. 아세트산과 같은 약산은 물에서 거의 이온화되지 않아 물의 구분 효과가 뚜렷하지 않고 더 강한 알칼리를 사용할 수 있다. 산소산의 이름 지정: 분자에 단 하나의 산성원소만 들어 있는 단순한 산소산의 경우, 비교적 흔히 볼 수 있는 것을 어떤 산이라고 부르는데, 다른 산소산은 성산원소의 산화 수가 어느 산보다 높거나 낮거나 무산소인 O-O-구조의 이름을 따서 명명한다. 염소산 HClO3 (염소의 산화수는+5), 과염소산 HClO4 (산화수+7), 아염소산 HClO2 (산화수+3), 차염소산 HClO (산화수+1), HSO, 예를 들어, 두 개의 간단한 산소산이 한 분자를 수축시킨 후 생성되는 산은 초점산 (또는 한 축산) 이라고 합니다. 예를 들어, 예를 들어, 간단한 산소산 탈탈 (모든) 수소산소기에서 생성된 아세틸기 (예:-─SO─-황세라미드, ﹐CrOCl 은 크롬염소) 라고 합니다. 산소산을 함유한 화학식을 MO(OH)(M 이 금속임) 로 쓰면 값에 따라 일반적인 산소산의 강약을 판단할 수 있다. = 0 극약산, 예를 들면 붕산 H3BO3

분류 < /p>

1.; 가장 흔한 유기산은 카르복실산이며, 그 산성은 카르복실기 (-COOH) 에서 유래한다. 술폰산 (-SO3H) 등도 유기산에 속한다. 유기산은 알코올과 반응하여 에스테르를 만들 수 있다. 2. 산소 함유여부에 따라 산소산 (예: 황산 H2SO4, 탄산 H2CO3 등) 과 무산소 (예: 염산 HCl, 브롬산 HF 등) 로 나뉜다 .3. 산분자에서 전리할 수 있는 H+ 의 수에 따라 일원산 (HCl), 이원산 (H2SO 약산은 수용액에 이온화 균형이 있다: [HA], [H+], [A-] 각각 HA, H+,A-의 물질 농도는 약산 HA 의 이온화 평형 상수이다. 예를 들어, ﹐298K 에서 아세트산의 이온화 상수는 1.8× 10-5 이고 불화 수소산은 7.2×10-4 입니다. 전리 평형 상수는 약한 전해질의 농도와 온도에 따라 아주 작은 변화가 있다. 일정 온도에서 약산의 이온화도는 용액이 묽어지면서 증가한다. 예를 들면 0.10, 1.0 × 10-3, 1.0× 10-4 아세트산의 이온화도는 각각 1.34, 13.4, 42 로 무한히 희석될 때 완전히 이온화된다. 다원약산의 이온화는 단계적으로 진행된다.

예를 들어, 인산은 3 단계 이온화로 나뉘며, 각 단계마다 그에 상응하는 이온화 평형 상수를 가지고 있습니다. 물은 무기화합물의 우수한 용제이며 이온은 물 분자에 강하게 끌려 안정될 수 있고, 산 중 H+ 는 노출된 양성자이며, 지름은 10-3pim 이며, 물 분자와 강하게 결합될 수 있습니다. H3O+ 예를 들어, 수화 과염소산 결정체 HClO4·H2O 는 실제로 H3O+ 와 ClO4 로 이루어집니까? 수용액에서 H3O+ 와 다른 세 개의 물 분자를 결합하여 H2O 를 형성합니다. 현재 일반적으로 h 는 수용액 중 수소 이온을 나타내는 데 사용됩니다. 산의 통성: (1) 지시제에 반응하여 보라색 리트머스 시액이 산성으로 변하면 붉은 질산이 된다

무색페놀프탈레인 시액은 산 변색 (2) 과 발랄한 금속 (금속 활동성 순서표에서 수소보다 강한 금속) 이 발생한다는 변위 반응산+금속 = 소금+수소예: 2HCl+Fe=FeCl2+H2↑ (3) 3+3H2O (4) 와 일부 염반응산+소금 → 신산+신염 H2SO4+BaCl2=2HCl+BaSO4 ↓ (5) 염기발생중화반응산+알칼리 → 소금+물 2 HCL 분해 반응은 일정한 요구 사항이 있으며 반응물은 물에 용해되어야 하며 (산이 있다면 물만 녹으면 됨), 생성된 생성물에는 기체나 침전물이나 물 (그 중 한 개면 됨) 이 있어야 한다. 주: H2CO3 을 생성하려면 NA2CO3+2 HCl = 2 NaCl+H2O+CO2↑ 와 같이 H2CO3 을 H2O+CO2 ↑ 로 작성해야 합니다. 여기에 가스 생성, (물 생성) BACL2+BaSO4 = Bacl 이 있습니다. 그러나 CaCO3+HCl 과 마찬가지로 상황이 다르니 복잡한 분해 반응에 대한 자세한 답변을 참고하시기 바랍니다. 여기는 전개를 하지 않는다. 따라서 산과 반응할 수 있는지 판단하는 것은 이것을 참고의 근거로 삼을 수 있다. < /p>

산도 (수소 이온 농도 지수, pH 값) < /p>

1909 년 덴마크 화학자 S.P.L 소렌슨은 [H+] 를 pH 로 나타낼 것을 제안했다. PH=-lg[H+]. 산성 [h+] > [oh-] ph lt; 7 중성 [H+]=[OH-] pH =7 알칼리성 [h+] < [oh-] ph gt; 7 pH 시험지나 산도계 (pH 계) 를 사용하여 용액의 pH 값을 감지할 수 있습니다. < /p>

응용용도 < /p>

< P > 산은 용도가 매우 넓다. 많은 공업과 실험실은 모두 산을 사용해야 한다. 일반적으로 황산, 염산, 질산이 사용된다. 많은 화학반응이 수용액에서 진행되며, PH 값은 매우 중요하다. 이산화탄소를 Ca2+ 함유 용액으로 통과시키면 탄산칼슘을 침전시킬 수 있는지 여부는 용액의 pH 값에 따라 일정한 pH 값으로 진행되어야 하며, 이를 위해 약산 (알칼리) 과 소금의 용액을 완충용액으로 사용한다. 정상인의 혈액 pH=7.4 (HCO 와 HCO﹑HPO, HPO 포함) 는 약간의 변동으로 병에 걸린다. 1. 금속반응: 염산과 철반응 (Fe+2HCl=FeCl2+H2↑) 황산과 아연 등 활발한 금속반응 (Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑), 소금과 수소를 생성합니다.

2. 수산화나트륨과 염산반응 (NaOH+HCl=NaCl+H2O) 수산화마그네슘과 황산반응 (Mg(OH)2+H2SO4=MgSO4+2H2O) 과 같은 염기반응과의 중화 반응 (6HCl+Fe2O3=2FeCl3+3H2O)

일반적인 산의 특성 < /p>

① 염산 (과염소산) (HCl) 대부분의 염화물은 물에 용해되고 적철광 (Fe2O3), 휘안티몬 광산 (Sb2S3), 탄산염, 연광광 (MnO2) 등의 샘플을 용해하는 데 자주 쓰인다. ② 질산 (HNO3) 은 산화성이 강해 거의 모든 질산염이 물에 녹는다. 백금, 금, 일부 희귀금속을 제외한 농축 질산은 거의 모든 금속과 그 합금을 용해시킬 수 있다. 철, 알루미늄, 크롬 등은 질산에 의해 둔화되고 용해될 때 산화산을 첨가하는데, 예를 들면 염산이 산화막을 제거하면 잘 용해된다. 거의 모든 황화물도 질산에 용해될 수 있지만, 먼저 염산을 넣어 황이 H2S 형태로 휘발되도록 해야 한다. 단질황이 샘플을 감싸 분해에 영향을 주지 않도록 해야 한다. 이 밖에도 질산은 불안정하여 가열이나 조명 조건 하에서 물, 이산화질소, 산소로 분해될 수 있으며 질산 농도가 높을수록 분해되기 쉽다. 질산은 또한 강한 산화성을 가지고 있으며, 일부 금속, 비금속 및 환원성 물질과 반응할 수 있으며, 그 결과 질소 화합가가 낮아져 이산화질소 또는 일산화질소 (농축 질산과 금속 비금속 등의 반응은 이산화질소를 생성하고, 묽은 질산은 일산화질소를 생성한다) 로 변한다. 또 질산은 단백질과 반응하여 노랗게 만들 수 있다. ③ 황산 (H2SO4) 칼슘, 스트론튬, 바륨, 납을 제외한 다른 금속의 황산염은 모두 물에 용해된다. 뜨거운 진한 황산은 산화성과 탈수성이 강하며 철 코발트 니켈 등 금속과 알루미늄, 베릴륨, 안티몬, 망간, 토륨, 우라늄, 티타늄 등 금속합금 분해, 토양 분해 등 샘플의 유기물 등에 자주 사용된다. 황산의 끓는점은 비교적 높으며 (338 C), 질산, 염산, 수소산 등 저비점 산 음이온이 측정에 방해가 될 때, 황산을 자주 첨가하여 백안개 (SO3) 로 증발시켜 제거한다. 산성비가 파괴한 나무 < /p>

농황산에는' 흡수성' 농황산이 물질 표면의 습유수와 기체 물질의 수증기를 흡수한다는 특별한 성질이 있다. 예를 들어, 진한 황산 노출을 공기 중에 두면 공기 중의 수증기를 흡수하여 농도가 낮아집니다. 엄청난 양의 열을 방출합니다. 탈수성' 농황산은 소금의 결정체수 또는 비유리상태의 물과 일부 유기물의 H, O 원소를 2: 1 의 원자 수에 비해 벗겨 물을 생성한다. 강한 산화성' 농황산은 일부 금속, 비금속, 복원성 물질과 반응해 황원소 화합가가 낮아져 이산화황으로 변한다. 황산 성질: 황산 농황산이 용해될 때 대량의 열을 방출하므로 농황산이 희석될 때는' 산에 물을 넣고 기벽을 따라 천천히 쓰러져 계속 휘저어야 한다' 고 해야 한다. 농황산을 삼산화황으로 계속 통과시키면' 연기' 현상이 생겨 SO3 이 함유된 황산을' 발연 황산' 이라고 부른다. ④ 셀레산 (H2SEO4) 셀렌 ACID 분자량: 144.9 흰색 육각 기둥 결정체로 습기를 쉽게 흡수한다. 융점 (℃): 58 비등점 (℃): 260 (분해) 상대 밀도: 2.95× 10 3KG/M3, 물에 잘 용해되고 암모니아에 용해되지 않으며 황산에 용해됩니다. 주요 용도: 메탄올과 에탄올을 감별하는 시약 및 염제비제로 쓰인다. 흡습성 부식성이 강하다. 눈, 피부, 점막, 호흡기에 자극 효과가 있다. 흡입, 구강 또는 피부 흡수 중독을 통해 치명적일 수 있습니다. 화학성 기관지염, 폐렴, 폐부종을 일으킬 수 있다. 만성 영향: 두통, 현기증, 피로, 식욕감퇴 등이 있습니다. 불연성, 강한 부식성, 강한 자극성으로 인체의 화상을 초래할 수 있다.

강한 산화성과 강산성 (모두 황산보다 강함) 을 가지고 있다. 그 수용액은 부식성과 강한 자극성이 있다. ⑤ 인산 (H3PO4) 인산근은 배위 능력이 강하기 때문에 거의 90 의 광석이 인산에 용해된다. 다른 많은 산을 용해하지 않는 크롬철광, 일철광, 철광, 금홍석 등을 포함해서 고탄소, 고크롬, 고텅스텐이 함유된 합금에도 잘 용해된다. 인산용해를 단독으로 사용할 때는 일반적으로 500 ~ 600 C, 5min 이내로 조절해야 한다. 온도가 너무 높고 시간이 너무 길면 초점인산염 용해물을 석출해 폴리실리콘인산을 만들어 그릇 바닥에 붙이고 유리를 부식시킬 수 있다. 인산의 성질: 물리적 성질이 순수한 인산은 무색 결정체로 융점 섭씨 42.3 도, 고비점 산, 물에 잘 녹는다. 시약 인산염은 끈적하고 휘발하지 않는 진한 용액으로 인산 함량이 83-98 이다. 이화학성질인산은 삼원 중 강산으로, 3 단계 전리로 나뉘어 휘발하지 않고 분해하기 쉬우며 산화성이 거의 없다. 산성의 통성 ⑥ 과염소산 (HClO4) 열을 지닌 과염소산은 산화성이 강하여 강철과 각종 알루미늄 합금을 빠르게 용해시킬 수 있다. 산성이 가장 강한 무기산입니다. Cr, V, S 등의 원소를 최고가상태로 산화시킬 수 있다. 과염소산의 끓는점은 203 C 로 증발하여 연기가 날 때 저끓는 산을 몰아낼 수 있고, 찌꺼기는 물에 잘 녹는다. 과염소산도 중량법에서 SiO2 를 측정하는 탈수제로 자주 쓰인다. HClO4 를 사용할 때 폭발이 발생하지 않도록 유기물과의 접촉을 피해야 합니다. Lt; /pgt; ⑦ 불화 수소산 (HF) 불화 수소산의 산성은 약하지만 f? 배위 능력이 강하고 Fe 와 함께 할 수 있습니까? +,알? +,ti (ⅳ), Zr (ⅳ), w (ⅴ), nb (ⅴ), ta (ⅴ), u (ⅵ) 플라즈마는 이온을 형성하여 물에 용해되고 실리콘과 함께 SiF4 를 형성하여 빠져나갈 수 있다 유리를 부식시킬 수 있다. ⑧ 수소 브롬산 (HBr) 무색 또는 연한 노란색 액체, 약간의 연기. 분자량 80.92, 가스 상대 밀도 (공기 = 1) 3.5; 액체 상대 밀도 2.77 (-67℃); HBr47 수용액 1.49. 융점 -88.5℃, 비등점-67.0 ℃입니다. 클로로 벤젠, 디 에톡시 메탄 및 기타 유기 용매에 쉽게 용해됩니다. 물, 알코올, 아세트산과 혼합될 수 있다. 공기와 햇빛에 노출되어 브롬이 헤엄쳐서 색이 어두워졌다. 강산성, 염산과 비슷한 자극적인 냄새가 난다. 백금, 금, 탄탈륨 등의 금속을 제외하고 다른 금속에 부식되어 금속 브롬화물이 생성된다. 또한 공기 중의 산소 및 기타 산화제에 의해 브롬으로 산화될 수 있는 강한 복원성을 가지고 있으며, 일반적으로 쓴맛이 나는 용액이 특정 지시제를 변색시킬 수 있는 물질 (예: 보라색 리트머스를 파란색으로, 페놀프탈레인을 빨갛게 만드는 등) 을 의미하며, 그 수용액의 PH 값은 7 보다 크다. 수용액에서 이온화된 음이온은 모두 수소산소근이온 (현재 이론은 이온화할 때 양성자를 흡수할 수 있는 물질이 알칼리성, 음이온이 모두 OH- 인 염기류, 통칭 알칼리) 으로 산과 반응하여 소금과 물을 형성한다는 이론이다. 전형적인 알칼리로는 아민 물질 (암모니아, 화학식: NH3·H2O 포함), 가성소다 (수산화나트륨, 화학식: NaOH), 익은 석회 [수산화칼슘, 화학식: Ca(OH)2] 등이 있다. 알칼리의 더 넓은 개념은 전자를 제공하는 물질이나 양성자를 받아들이는 물질을 가리킨다. 화학적으로 이온화를 정의할 때 모든 음이온은 수소산소근이온 (OH-) 의 화합물이다. (일부 염류 용액도 pH 값이 7 보다 크지만 소다회 (탄산나트륨) Na2CO3, 베이킹 소다 (탄산수소 나트륨) NaHCO3 등과 같은 염기는 아닙니다. ) 염기의 용해성 수산화나트륨, 수산화칼륨, 수산화 바륨, 수산화칼슘 (미세 용해) 및 1 수화물 암모니아 (암모니아) 를 제외한 나머지 염기는 기본적으로 물에 용해되지 않는다. 또한 수산화칼슘의 용해도는 온도가 높아지면 감소한다는 점도 유의해야 한다. < /p>

이 단락의 염기의 화학적 특성 편집 < /p>

요약: 염기의 화학적 성질 ***5 조, 염기의 통성이라고도 함. 일부 성질은 수용성 알칼리에만 적용된다는 점에 유의해야 한다.

1. 알칼리 용액은 산염기 지시제 작용인 알칼리 용액과 보라색 리트머스 시액을 만나 청색으로 변할 수 있고, 무색페놀프탈레인 용액이 빨갛게 변하면 (현상이 뚜렷하다) 2, 알칼리는 비금속 단질과 반응하여 할로겐과 염기의 불균등 반응을 일으킬 수 있다. 예: Cl2+2 NaOH = NaCl+ 예: 3S+6NaOH=NaSO3+2Na2S+3H2O 실리콘과 염기의 반응 (예: Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 (가스) 3, 알칼리 에너지 및 산 반응 이런 반응은 대량의 열을 방출한다.) 예를 들면 공업상에서 자주 익힌 석회 (수산화칼슘) 와 과도한 황산을 함유한 폐수 Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4+2H2O 4, 알칼리 용액은 비금속 산화물과 반응하여 소금과 물을 생성한다. 이러한 반응의 가장 흔한 예는 실험실에서 맑은 석회수로 검사하는 것이다. 그러나 이런 반응은 복분해반응 CO2+H2O = = H2CO3 H2CO3+CA (OH) 2 = = CACO3 ↓ 2H2O 에 속하지 않는다. CO2+CA (OH) 2 = = CACACO 신염기와 신염 생성 예: 이런 반응은 실험실에서 수산화나트륨을 준비하는 반응이 일반적이며, 염기와 소금의 반응에는 두 가지 요구 사항이 있는데, 하나는 반응에 참여하는 염기와 소금이 모두 물에 용해되어야 하고, 두 번째는 생성물에 침전, 가스 또는 물 생성을 요구한다. CA (OH) 2+NA2CO3 = CACO3 ↓ 2 NAOH 참고: 잿물과 산성 산화물 반응 (1) 개념: 염기와 반응할 수 있다. 소금과 물을 생성하는 산화물. CO2, SO2, SiO2, SO3, Mn2O7 등은 모두 산성 산화물에 속한다. (2) 참고: 1 산성 산화물에는 대부분의 비금속 산화물과 소수의 금속 산화물 (예: Mn2O7) 이 포함되어 있으며, 산성 산화물은 반드시 비금속 산화물일 필요는 없으며, 소수의 비금속 산화물은 CO, H2O 등과 같은 산성 산화물이 아닙니다. ② 산성 산화물은 대부분 물에 용해되고, 수화와 화합하여 산을 생성하며, 소수의 산성 산화물도 물에 용해되지 않으며, SiO2 와 같은 수반응과 화합하여 산을 만들어서는 안 된다. < /p>

편집 이 단락에서 흔히 볼 수 있는 알칼리 < /p>

수산화 리튬은 흰색 결정체 분말 또는 작은 입자인 수산화 리튬으로 네모난 결정입니다. 상대 밀도는 1.46g/cm3, 융점은 471 C, 끓는 점은 925 C 로, 끓는 점에서 분해되기 시작하여 1626 C 에서 완전히 분해된다. 에탄올에 약간 용해되고, 메탄올에 용해되고, 에테르에 용해되지 않습니다. 용해 방열과 용해 후 용액 밀도가 커지면서 288K 포화수용액 농도는 5.3mol/L 에 달할 수 있다. 강염기로 간주될 수 있다: Kb=0.675, pK=0.17. 수화물은 단일 비스듬한 결정계 결정체로 용해도: 22.3g/100g 물 (10 C), 밀도 1.51g/cm3 입니다. 강한 알칼리성을 띠기 때문에 포화용액은 페놀프탈레인의 구조를 변화시켜 페놀프탈레인을 무색에서 진홍색으로 바꿀 수 있다. 공기 중에 이산화탄소를 쉽게 흡수한다. 수산화 리튬은 부식성과 자극성이 강하므로 밀봉하여 보관해야 한다. 수산화나트륨은 일반적으로 알칼로이드, 가성 소다, 가성 나트륨으로 알려져 있습니다. 수산화나트륨은 용도가 매우 광범위하다. 화학실험에서 시약 외에도 흡습 < /p>

성이 강하기 때문에 알칼리성 건조제로 사용할 수 있다. 가성 소다는 국가 경제에서 널리 사용되고 있으며 많은 산업 분야에서 가성 소다가 필요합니다. 가성 소다를 가장 많이 사용하는 부문은 화학약품의 제조이고, 그 다음은 제지, 알루미늄 제련, 텅스텐 제련, 레이온, 인조면, 비누 제조업이다. 수산화칼슘은 일반적으로 익은 석회, 소석회로 알려져 있으며 생석회 (즉 산화 칼슘) 와 물 반응으로 만들어 반응할 때 대량의 열을 방출한다. 농업에서는 수산화칼슘과 산성 토양을 자주 사용하며 농약 보르도액을 배합하는 데도 사용한다. 일상생활의 삼합토, 석회펄프의 주성분은 모두 익은 석회이다. 또한 수산화칼슘의 맑은 수용액은 실험실에서 이산화탄소 수산화칼륨이 물, 에탄올, 에테르에 용해되고, 물에 용해되어 대량의 열을 방출하고, 알코올과 글리세린에 쉽게 용해되는 것을 검사하는 데 자주 사용된다.

융점 360.4 C. 화학적 성질은 수산화나트륨 (수산화나트륨) 과 비슷하며 수용액은 무색, 강한 알칼리성, 세포 조직을 파괴할 수 있다. 화공 생산의 원료로 쓰이며 의약 염료 경공 등의 공업에도 쓰인다. 수산화동 블루 또는 청록색 젤이나 연한 파란색 결정가루는 물에 용해되기 어렵고 산, 암모니아, 시안화 나트륨에 용해되어 60-80 C 가 어두워질 때까지 가열되고 온도가 다시 < /p>

검은색 산화동과 물로 분해된다. 분석 시약, 의약품, 농약 등에도 쓰인다. 촉매제, 매염제, 물감, 사료 첨가제, 종이 염색제 등 등으로 사용할 수 있습니다. 수산화철 (비표준 명칭: 철산) 은 녹기 어려운 적갈색 알칼리로 안료, 약, 비소 해독제 등을 만드는 데 쓰인다. < /p>

암모니아, 수산화암모늄 (NH4OH 또는 NH3·H2O) 은 중요한 화공 원료이자 화학실험에서 흔히 사용되는 시약.' 기비료' 라고도 합니다. 흙을 떠나지 않는 것은 흙을 깊이 덮어야 하는 것이다. 물을 떠나지 않는 것은 물을 희석하여 농도를 낮추거나, 휘발을 줄이거나, 관개와 함께 시용하는 것이다. 암모니아가 물보다 가볍기 때문에 관개할 때는 국부 지역이 과도하게 축적되어 식물을 태우는 것을 피해야 한다. 암모니아는 기초 비료로도 쓸 수 있고 추비도 할 수 있다. < /p>

소다와 같은 알칼리성 물질의 식용 가치 편집 < /p>

1 2. 소다회 (소다, 탄산나트륨 Na2CO3) 또는 탄산수소 나트륨 (베이킹 소다 NaHCO3) 은 진한 녹색 채소에 농약의 과다 분사로 붙어 있는 유기산이나 황화물을 중화시켜 채소의 본색을 보존하고 농약에 의한 채소 오염을 제거할 수 있다. 3. 소다회는 비교적 강한 탈지작용이 있어, 유발 건화물 원료에서 여분의 기름을 제거할 수 있다. 4. 소다회는 옥수수에서 쉽게 방출되지 않는 담배산을 방출하여 옥수수를 장기간 먹는 사람이 옥수수의 담배산 부족으로 인해 피부병에 걸리지 않도록 한다. 5. 소다회 단점은 음식물 중 비타민 B1, B2, 비타민 C 에 강한 파괴작용이 있고, 동시에 인체에 특정 미네랄의 흡수와 이용에 영향을 미치기 때문에 남용해서는 안 된다는 것이다. 6. 소다회는 염기가 아니고 용액은 알칼리성 < /p > 입니다