davidanugraha/M4-RAG huggingface dataset:
Oxyde de calcium

L'oxyde de calcium, deformule chimiqueCaO, est le seuloxydeconnu ducalcium.
Communément appeléchaux vive, il est obtenu parcalcinationducalcaireà825°C. Mais il existe aussi à l'état naturel, sous la forme d'unminéralrare qu'il est possible d'observer en petites masses blanches dans leséjectastransformés à haute température parmi leslavescommunes sur les flancs des formations volcaniques, par exemple sur leVésuveen Italie. Référencée officiellement en 1935 dans le champ de la minéralogie, la chaux (vive) fait partie du groupeisostructurelFm3m dupériclaseMgO.
On dit que CaO est de lachaux vivecar elle réagit violemment avec l'eau, enproduisant de la chaleur, selon la réaction :
On obtient la chaux dite «éteinte» (elle ne réagit plus avec l'eau). La chaux est un enduit de choix, car, parcarbonatationà l'air libre (grâce au CO2atmosphérique) :
Elle devient ducarbonate de calcium(CaCO3), ou calcaire, retrouvant sa solidité initiale. Ainsi, la chaux éteinte enduite sur les murs crée une couche de calcaire (généralement colorée rouge, orange ou encore jaune).
La chaux vive est irritante pour la peau, car elle réagit avec l'eau présente sur la peau et produit de la chaux éteinte, qui est très basique (pKa= 12,6 pour le couple Ca2+ 2 H2O/Ca(OH)2).
Hydroxyde de magnésium

L'hydroxyde de magnésiumest uncomposé inorganiquede formule Mg(OH)2. Cettebasese présente sous la forme d'une poudre pratiquement insolubledans l'eau.
Le «lait de magnésie» est unesuspensiond'hydroxydedemagnésiumdans sasolution saturée, d'aspect laiteux. Sa formeminéralenaturelle est connue sous le nom debrucite.
L'hydroxyde de magnésium est utilisé enthérapeutiqueen tant qu'antiacide(pour calmer lesbrûlures d'estomac),laxatifet comme désodorisant corporel naturel (inodore et non irritant pour la peau).
L'hydroxyde de magnésium est le produit d'hydratation de l'oxyde de magnésium(aussi appelé « magnésie ») :
LepHdu lait de magnésie est compris entre 9,5 et 10,5. C'est unebase fortemais sa très faible solubilité (0,000 2mol/L) limite le pH de la solution.
Il peut être fabriqué (sous forme deprécipitéblanc) parmétathèseentre un sel de magnésium soluble (tel unchlorureou unacétate(en)) et un hydroxyde desodium, depotassiumou d'ammonium:
Lacalcinationde l'hydroxyde de magnésium fournit l'oxyde de magnésium :
L'hydroxyde de magnésium est unadditif alimentairedenuméroE528, utilisé commerégulateur de pH.
D'autre part, la brucite trouve une application industrielle commechargeignifugeante; pendant lacombustion, l'hydroxyde de magnésiumabsorbe la chaleurendégageant un gaz inerte (vapeur d'eau). À ce titre, il est un des composants de choix desretardantslargués par lesaéronefs bombardiers d'eau.
L'hydroxyde de magnésium est utilisé à faible dose comme antiacide pour neutraliser l'acidité stomacale; avec l'acide chlorhydrique, il se forme du chlorure de magnésium :
Il estcontre-indiquéen cas d'insuffisance rénale sévèreet de déplétion enphosphore. Il est notamment commercialisé en association avec l'hydroxyde d'aluminium, sous lesnomsde « Gelox » et «Maalox». L'hydroxyde de magnésium est aussi utilisé à doses plus fortes comme laxatif, commercialisé sous le nom de « Chlorumagène » et sous forme de mélange « Lubentyl à la magnésie ».
La réaction entre l'hydrure de magnésium et l'eau produit de l'hydroxyde de magnésium et du dihydrogène, provoquant une élévation du pH de l'eau qui confère des propriétés nettoyantes.
Carbonate d'ammonium

Lecarbonate d'ammoniumest uncomposé chimiquedeformule(NH4)2CO3. C'est unseld'ammoniumNH4et decarbonateCO3. Il se présente sous forme de cristaux cubiques incolores solubles dans l'eau et qui se décomposent entièrement à58°CenammoniacNH3, eneauH2Oet endioxyde de carboneCO2.
Il a longtemps été utilisé pour ranimer les personnes évanouies — d'où l'expression anciennefaire respirer des sels— et a été le prédécesseur dubicarbonate de sodiumNaHCO3et de lalevure chimique(composée essentiellement de bicarbonate de sodium et d'acide tartriqueHOOC-CHOH-CHOH-COOH) en tant qu'agent de levaison.
On le prépare, ensolution aqueuse, par réaction dudioxyde de carboneCO2avec l'ammoniacNH3:
On peut également l'obtenir en chauffant ducarbonate de calciumCaCO3avec dusulfate d'ammonium(NH4)2SO4, le carbonate d'ammonium se sublimant en laissant un résidu solide desulfate de calciumCaSO4:
L'ion ammonium étant acide, en solution aqueuse, il réagit avec lesionscarbonateouhydroxydeet dissout le carbonate de calcium ou l'hydroxyde de calciumCa(OH)2. C'est un agent agressif pour lebétondont il dissout la pâte decimentdurcie.
Il est utilisé dans l'agroalimentaire, y compris pour les produits biologiques, comme poudre à lever, sous le nom deE503i.
कैल्सियम हाइड्रॉक्साइड

कैल्सियम हाइड्रॉक्साइड(Calcium hydroxide) एक अकार्बनिक यौगिक है जिसका अणुसूत्र Ca(OH)2है। इसे परम्परागत रूप से 'शामित चूना' या 'बूझा चूना' (स्लैक्ड लाइम) कहा जाता है।
काष्ठ भस्म

काष्ठ भस्मचिमनी,अग्निक्रीडाया औद्योगिक विद्युत्संयन्त्र मेंकाष्ठदहनके बाद अवशेषचूर्णहै। यह मुख्यतः काष्ठ में मौजूद अन्य अदहनशील ट्रेस तत्त्वों के साथ-साथकैल्सियमयौगिकों से बना है। इसका प्रयोग पूर्ण इतिहास में कई उद्देश्यों हेतु किया गया है।
काष्ठ भस्म का प्रयोग कृष्यमृदापोषण को समृद्ध करने हेतुउर्वरकके रूप में किया जा सकता है। इस भूमिका में, काष्ठ भस्मपोटैसियमऔरकैल्सियम कार्बोनेटके स्रोत के रूप में कार्य करती है, जोअम्लीय मृदाकोउदासीनकरने हेतुचूनाकर्मक के रूप में कार्य करती है।
काष्ठ भस्म का प्रयोग कार्बनिकजल संवर्धनहेतु एक संशोधन के रूप में भी किया जा सकता है, जो सामान्यतः कैल्सियम, पोटैसियम,मैग्नीसियमऔरफॉस्फोरसयुक्तअकार्बनिक यौगिकोंकी स्थान लेता है।
काष्ठ भस्म का निपटान प्रायः भूमिपूर्ण में किया जाता है, लेकिन बढ़ती निपटान लागत के साथ, पारिस्थितिक रूप से अनुकूल विकल्प, जैसे कि कृषि औरवानिकीअनुप्रयोगों हेतुखादके रूप में कार्य करना, अधिक लोकप्रिय हो रहे हैं।चूँकि काष्ठ भस्म में उच्च मात्रा में चार की मात्रा होती है, इसलिए इसका प्रयोग गन्ध नियन्त्रण कर्मक के रूप में किया जा सकता है, विशेषतः खाद बनाने के कार्यों में।
काष्ठ भस्म का प्रयोगमृच्छिल्पमें किए जाने का एक बहुत दीर्घ इतिहास है, विशेषतः चीनी, जापानी और कोरियाई परम्पराओं में, यद्यपि इसका उपयोग कई शिल्पकुम्भकारोंद्वारा किया जाता है।
सहस्राब्दियों तक,पोटासियम कार्बोनेटका अशुद्ध घोल प्राप्त करने हेतु पौधे या काष्ठ भस्म को जल से निक्षालित किया जाता था। इस उत्पाद को तेल या वसा के साथ मिलाकर नरम साबुन जैसा उत्पाद तैयार किया जा सकता है, जैसा कि प्राचीनसुमेर,यूरोपऔरमिस्रमें किया जाता था।यद्यपि केवल कुछ विशेष प्रकार के पौधे ही ऐसे साबुन का उत्पादन कर सकते हैं जो वास्तव में फेनयुक्त हो।बाद में, मध्ययुगीन यूरोपीय साबुन निर्माताओं ने साबुन निर्माण हेतु हाइड्रॉक्साइड युक्त घोल प्राप्त करने हेतु काष्ठ भस्म के घोल को जलयुक्त चूने से उपचारित किया, जिसमेंकैल्सियम हाइड्रॉक्साइडहोता है।
ऑक्साइड

ऑक्साइडवेरासायनिक यौगिकहोते हैं, जिनमें कम से कम एकऑक्सीजनपरमाणु और कम से कम एक अन्य तत्त्व हो। पृथ्वी की सतह का अधिकांश भाग ऑक्साइड से से बना है। तत्त्वों कीवायुमें ऑक्सीजन सेऑक्सीकरणअभिक्रिया से ऑक्साइड्स का निर्माण होता है।
आक्साइड किसी तत्व के साथ आक्सीजन के यौगिक हैं। ये सर्वत्र बहुतायत से मिलते हैं। हाइड्रोजन का आक्साइड पानी (H2O)पृथ्वीपर बहुत बड़ी मात्रा में है। इसके अतिरिक्त हवा में कई प्रकार के गैसीय आक्साइड हैं, जैसे कार्बन डाइ आक्साइड, सल्फर डाइ आक्साइड आदि। खनिजों, चट्टानों और धरती की ऊपरी तह में भी विभिन्न आक्साइड हैं। आक्सीजन कुछ तत्वों को छोड़कर लगभग सभी तत्वों से प्रत्यक्ष अथवा अप्रत्यक्ष क्रिया करता है। इससे अनेक आक्साइड उपलब्ध हैं।
आक्साइड बनाने के लिए वैसे तो बहुत सी विधियाँ हैं, परंतु साधारणतया निम्नांकित विधियों का प्रयोग होता है :
सोडियम, फास्फोरस, लोह, कार्बन, गंधक, मैग्नीशियम इत्यादि हवा या आक्सीजन में गरम करने पर आक्साइड बनाते हैं। इनमें कुछ तो साधारण ताप पर ही धीरे-धीरे आक्सीजन से क्रिया करते हैं, जैसे सोडियम, फास्फोरस आदि।
मोरचा लगने से अथवा गरम लोहे पर भाप की क्रिया से लोहे का आक्साइड प्राप्त होता है। कुछ धातुओं के नाइट्रेट या कारबोनेट को अधिक गरम करने पर (लवण के विघटन से) आक्साइड प्राप्त होता है, जैसे कापर नाइट्रेट या कैल्सियम कारबोनेट से क्रमानुसार ताँबे तथा नाइट्रोजन के और कैल्सियम तथा कार्बन के आक्साइड। इसी विधि से हाइड्रॉक्साइड (जैसे फ़ेरिक हाइड्रॉक्साइड) भी आक्साइड देते हैं।
रासायनिक गुण अथवा आक्सीजन के अनुपात के अनुसार इन आक्साइडों को क्रम से रखने पर प्रत्येक समूह के प्रतिनिधि आक्साइड M2O या MO इत्यादि होते हैं (यहाँ = M कोई धातु, O = आक्सीजन)। परंतु कुछ तत्व कई आक्साइड बनाते हैं, जिनमें आक्सीजन की मात्राएँ भिन्न होती हैं।
रासायनिक गुण के विचार से आक्साइड निम्नांकिंत वर्गों में विभक्त किए जा सकते हैं :
ये पानी से मिलकर अम्ल बनाते हैं अथवा क्षार या क्षारीय आक्साइड के लवण; जैसे कार्बन डाइ आक्साइड, सल्फर डाइ आक्साइड। कुछ आक्साइड मिश्रित ऐनहाइड्राइड होते हैं, जैसे नाइट्रोजन पराक्साइड पानी के साथ नाइट्रस औरनाइट्रिक अम्लदोनों बनाता है।
ये पानी से मिलकर क्षार बनाते हैं अथवा अम्ल या अम्लीय आक्साइड से लवण; जैसे सोडियम, पोटैशियम, कैलिशयम के आक्साड।
इनकी क्रिया से न लवण ही बनता है और न क्षार अथवा अम्ल; जैसेनाइट्रस आक्साइड, कार्बन मोनोक्साइड। वैसे तो नाइट्रस आक्साइड हाइपोनाइट्रस अम्ल का ऐनहाइड्राइड है, परंतु पानी से मिलकर अम्ल नहीं बनाता।
ये अम्ल से क्षारीय आक्साइड के सदृश तथा क्षार से अम्लीय आक्साइड के सदृश क्रिया करते हैं, जैसे ज़िंक आक्साइड अम्ल तथा क्षार दोनों से लवण देता है।
इनमें साधारण से अधिक आक्सीजन होता है। ऐसे (क्षारीय) पराक्साइड पानी अथवा अम्ल से हाइड्रोजन आक्साइड बनाते हैं (जैसे सोडियम या बेरियम पराक्साइड)। इनमें भी दो प्रकार हैं, पहला सुपर आक्साइड तथा दूसरा बहु (पॉली) आक्साइड।
कुछ धातु के ऐसे दो आक्साइड, जिनमें से एक में आक्सीजन की मात्रा कम है तथा दूसरी में अधिक, मिलकर मिश्रित आक्साइड देते हैं। जैसे FeO तथा Fe2O3।
आक्साइड के नामकरण में आक्सीजन की मात्रा के अनुसार मोनो (एक), डाई (द्वि), सेस्क्वी (अध्यर्द्ध) इत्यादि का प्रयोग होता है।
आक्साइड़ों का उपयोग बहुत तरह के रासायनिक यौगिकों के बनाने में है। कई प्रकार के उत्प्रेरकों (कैटालिस्टों) तथा उनके उन्नायकों (प्रोमोटर्स) में आक्साइड का बहुत उपयोग होता है।
क्षार

क्षारएक ऐसा पदार्थ है, जिसको जल में मिलाने से जल काpHमान7.0 से अधिक हो जाता है।ब्रंस्टेड और लोरीके अनुसार, क्षार एक ऐसा पदार्थ है जो अम्लीय पदार्थों को OHदान करते हैं।
क्षारक वास्तव में वे पदार्थ हैं जोअम्लके साथ मिलकरलवणऔरजलबनाते हैं। उदाहरणत:, जिंक ऑक्साइड सल्फ्यूरिक अम्ल के साथ मिलकर ज़िंक सल्फेट और जल बनाता है। दाहक सोडा (कॉस्टिक सोडा), सल्फ़्यूरिक अम्ल के साथ मिलकरसोडियम सल्फेटऔर जल बनाता है। धातुओं के ऑक्साइड सामान्यत: क्षारक हैं। पर इसके अपवाद भी हैं।
क्षारकों में धातुओं के ऑक्साइड और हाइड्राॅक्साइड हैं, पर सुविधा के लिए तत्वों के कुछ ऐसे समूह भी रखे गए हैं जो अम्लों के साथ मिलकर बिना जल बने ही लवण बनाते हैं। ऐसे क्षारकों मेंअमोनिया,हाइड्राॅक्सिलएमीनऔरफाॅस्फीनहैं। द्रव अमोनिया में घुल जाता है पर फिनोल्फथैलीन से कोई रंग नहीं देता। अत: कहाँ तक यह क्षारक कहा जा सकता है, यह बात संदिग्ध है।
यद्यपि ऊपर की क्षारक की परिभाषा बड़ी असंतोषप्रद है, तथापि इससे अच्छी परिभाषा नहीं दी जा सकी है। क्षारक (बेस) और क्षार (ऐल्कैली) पर्यायवाची शब्द नहीं हैं। सब क्षार क्षारक हैं पर सब क्षारक क्षार नहीं हैं। क्षार-धातुओं के ऑक्साइड, जैसे सोडियम ऑक्साइड, जल में घुलकर हाइड्राॅक्साइड बनाते हैं। ये प्रबल क्षारकीय होते हैं। क्षारीय मृदाधातुओं के आक्साइड, जैसे कैल्सियम ऑक्साइड, जल में अल्प विलेय और अल्प क्षारीय होते हैं। अन्य धातुओं के ऑक्साइड जल में नहीं घुलते और उनके हाइड्राॅक्साइड परोक्ष रीतियों से ही बनाए जाते हैं।
धातुओं के ऑक्साइड और हाइड्राॅक्साइड क्षारक होते हैं। क्षार धातुओं के ऑक्साइड जल में शीघ्र घुल जाते हैं। कुछ धातुओं के ऑक्साइड जल में कम विलेय होते हैं और कुछ धातुओं के ऑक्साइड जल में ज़रा भी विलेय नहीं हैं। कुछ अधातुओं के हाइड्राइड, जैसे नाइट्रोजन और फाॅस्फोरस के हाइड्राइड (क्रमश: अमोनिया और फाॅस्फीन) भी भस्म होते हैं।
Kalsium hidroksida

Kalsium hidroksidaadalahsenyawakimiadenganrumus kimiaCa(OH)2. Kalsium hidrokida dapat berupakristaltak berwarnaatau bubukputih. Kalsium hidroksida dihasilkan melaluireaksikalsium oksida(CaO) denganair. Senyawa ini juga dapat dihasilkan dalam bentuk endapan melalui pencampuranlarutankalsium klorida(CaCl2) dengan larutannatrium hidroksida(NaOH).
Dalambahasa Inggris, kalsium hidroksida juga dinamakanslaked lime, atauhydrated lime(kapur yang di-airkan). NamamineralCa(OH)2adalahportlandite, karena senyawa ini dihasilkan melalui pencampuran air dengansemen Portland.Suspensipartikel halus kalsium hidroksida dalam air disebut jugamilk of lime(Bahasa Inggris:milk=susu,lime=kapur). Larutan Ca(OH)2disebutair kapurdan merupakanbasadengan kekuatan sedang. Larutan tersebut bereaksi hebat dengan berbagaiasam, dan bereaksi dengan banyaklogamdengan adanya air. Larutan tersebut menjadi keruh bila dilewatkankarbon dioksida, karena mengendapnyakalsium karbonat.
Pada 512 °C,kalsium hidroksidateruraimenjadikalsium oksidadanair.
Karena kekuatan sifat basanya, kalsium hidroksida banyak digunakan sebagai
Basa

Basadapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat bergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskanionOH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut.
Ketika dilarutkan dalamair, maka natrium hidroksida yang merupakan basa kuat akan terionisasi menjadi ion natrium dan ion hidroksida:
di saat yang sama,asam kloridadalam air akan membentuk ion klorida dan ion hidronium:
Ketika 2 campuran ini dijadikan satu, maka ionH3OdanOHakan bergabung menjadi satu membentuk air:
Jika jumlah NaOH dan HCl yang dilarutkan sama persis, maka asam dan basa akan tepat ternetralisasi, sehingga hanya akan terdapat larutan NaCl (ataugaram dapur).
Basa kuat adalah adam love Valen sederhana yang dapat mendeprotonasi asam sangat lemah di dalam reaksi asam-basa. Contoh paling umum dari basa kuat adalahhidroksidadari logam alkali danlogamalkalitanahseperti NaOH danCa(OH)2.
Berikut ini adalah daftar basa kuat:
Kation dari basa kuat di atas terdapat pada grup pertama dan kedua pada daftar periodik (alkali dan alkali tanah).
Asam dengan pKalebih dari 13 dianggap sangat lemah, danbasa konjugasinyaadalah basa kuat.
Beberapa basa kuat sepertikalsium hidroksidasangat tidak larut dalamair. Hal itu bukan suatu masalah – kalsium hidroksida tetap terionisasi 100% menjadi ion kalsium dan ion hidroksida. Kalsium hidroksida tetap dihitung sebagai basa kuat karena kalsium hidroksida 100% terionisasi.
Skema metode penentuan pH basa kuat
Untuk menentukan pH 0.500 mol larutan natrium hidroksida, karena natrium hidroksida bersifat ionik, tiap mol natrium hidroksida menghasilkan jumlah mol ion hidroksida yang sama dalam larutan.
Sekarang dapat menggunakan nilai Kw pada suhu larutan. Biasanya menggunakan 1.00 x 10moldm-6.
Hal ini berlaku jika air tersebut murni. Dengan demikian diperoleh nilai konsentrasi ionhidroksida, sehingga:
Setelah didapatkan nilai [H], dan kemudian diubah menjadi pH, akan diperoleh pH 13,7.
Basa lemah adalah larutan basa tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan.
Amonia adalah salah satu contoh basa lemah. Sudah sangat jelas amonia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.
Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida.
Berikut ini contoh basa lemah:
Magnesium hidroksida

Magnesium hidroxidaadalah suatusenyawa anorganikdenganrumus kimia(dalam keadaan basah) Mg(OH)2. Biasanya Magnesium terdapat dalam bentuk klorida, silikat, hidrat, oksida, sulfat, atau karbonat. Oksigen dalam tabel periodik memiliki simbol O dengan nomor Atom 16, Magnesium berreaksi dengan Oksigen menghasilkan Mg(OH)2. Karakteristik dari Magnesium Hidroksida yaitu berbentuk serbuk putih, tidak berrasa, mengabsorsi CO2secara perlahan dari udara. Magnesium Hidroksida tidak larut dalam air, alkohol, kloroform, dan eter namun larut dalam asam encer. Magnesium Hidroksida adalah antasida yang digunakan bersama-sama dengan Aluminium Hidroksida untuk menetralisir asam lambung. Hal ini mengingat dari karakteristik Magnesium Hidroksida itu sendiri yang larut dalam asam encer. Di dalam tubuh manusia, kelenjar lambung setiap harinya memproduksi cairan lambung yang bersifat asam. Cairan ini mengandung HCl dengan konsentrasi sekitar 0,03 M, hal ini menyebabkan lambung bersifat asam dengan pH sekitar 1,5. Produksi asam lambung yang berlebihan akan menyebabkan penyakit tukak lambung atau maag. Reaksi Magnesium Hidroksida di dalam lambung berlangsung sebagai berikut:
Magnesium Hidroksida bereaksi dengan asam lambung menghasilkan magnesium klorida dan air. Selain menetralkan asam lambung, antasida juga meningkatkan pertahanan mukosa lambung denagn memicu produksi prostaglandin pada mukosa lambung, tetapi ketika jumlahnya berlebih akan menjadi obat pencahar yang menyebabkan diare. Metabolisme senyawa ini dalam tubuh yaitu Magnesium Hidroksida digunakan sebagai katartik dan antasida yang tidak larut dan efektif sebelum obat ini bereaksi dengan HCl membentuk MgCl2. 1 gram Mg(OH)2dapat menetralisir 32,6 mEg dari asam lambung. Disamping itu terdapat beberapa efek samping yang disebabkan dari penggunaan Magnesium Hidroksida di dalam antasida, diantaranya adalah menyebabkan diare, sebanyak 5-10% magnesium diabsorsi dan dapat menyebabkan kelainan neurologi, neuromuskular, dan kardivoaskular. Magnesium Hidroksida juga digunakan di dalam pasta gigi, hal berfungsi untuk asam yang ada di dalam mulut dan mencegah terjadi kerusakan gigi, serta gangguan pencernaan terutama pada lambung.
Kapur tohor

Kapur tohor, atau dikenal pula dengan nama kimiakalsium oksida(CaO), adalah hasil pembakaran kapur mentah (kalsium karbonatatau CaCO3) pada suhu kurang lebih 90 derajat Celcius.Jika disiram denganair, maka kapur tohor akan menghasilkan panas dan berubah menjadi kapur padam (kalsium hidroksida, CaOH)
Saat kapur tohor disiram dengan air, terjadi reaksi sebagai berikut:
Reaksi kapur tohor dengan air yang memberikan energi berupa panas, telah lama diketahui dan dimanfaatkan untuk memasak dengan biaya yang murah. Catatan mengenai hal ini sudah dibuat olehAl Razidari Persia, namun belum terpikirkan untuk kegunaannya dalam memasak. Barulah padaera Victoriapotensinya mulai disadari sebagai pengganti bahan bakar yang umum. Dan kini dipertimbangkan untuk makanan kaleng yang bisa memanaskan dirinya sendiri.Kapur tohor yang dipanaskan hingga suhu 2400 derajat Celcius menghasilkan cahaya terang. Sifat ini dimanfaatkan dalam pembuatan panggungteatersebelum adanya lampu listrik.
Kapur tohor dengan sifat basanya juga dimanfaatkan dalam pembuatantelur bitan.
Kapur tohor adalah bahan penting dalam pembuatansemen. Komposisi dan jenis kapur yang digunakan akan mempengaruhi hasil semen yang dihasilkan.
Kloroform

Kloroformadalah nama umum untuk triklorometana (CHCl3).Kloroform dikenal karena sering digunakan sebagai bahan pembius, akan tetapi penggunaannya sudah dilarang karena telah terbukti dapat merusakliverdanginjal.Kloroform kebanyakan digunakan sebagai pelarut nonpolar di laboratorium.Wujudnya pada suhu ruang berupacairanbening, mudah menguap, dan berbau khas.
Kloroform dapat disintesis dengan cara mencampuranetil alkoholatauetanoldengankalsium hipoklorit. Kalsium hipoklorit merupakan donor unsurklor.Selain kalsium hipoklorit, penyumbang unsur klor yang dapat dipakai adalahpemutih pakaian.Pemutih pakaian memilikisenyawaaktif yaituasam hipoklorit.Etil alkohol dipanaskan dan dicampurkan dengan kalsium hipoklorit.Untuk mendapatkan kloroform dari reaksi pencampuran ini, terdapat tiga reaksi yang terjadi:
Selain menggunakan etil alkohol, aseton dapat digunakan untuk menggantikan etil alkohol.Reaksi yang terjadi adalah:
Kloroform dapat digunakan untuk mengekstraksi komponen yang tidak larut dalam air sepertilipiddalam prosesisolasi DNA.Proses isolasi DNA melibatkan larutan yang berisi campuranfenol, kloroform, danisoamilalkohol. Campuran ini akan membuatsuspensiDNA pada lapisan atas dan pengotor-pengotor akan mengendap pada bagian bawah tabung. Cairan yang berada pada bagian atas tabung akan diproses lebih lanjut untuk analisis DNA, dan bagian pengotor dibuang.
Kloroform digunakan untuk mengekstraksikafeinadalamminuman.Untuk mendapatkan kafeina tersebut, dalam pemisahannya perlu ditambahkandiklorometanauntuk menarik senyawa pengotor.Lapisan kloroform diambil, lalu diuji menggunakanspektrofotometer ultraviolet.
Kloroform dapat digunakan untuk campuran untuk menentukan konsentrasidetergenanionikseperti''sodium dodesil sulfat''.Metode yang dilakukan dinamakanMethylene Blue Active Substance.Lapisan bagian kloroform diambil lalu diukur menggunakanspektrofotometerpada panjang gelombang 652 nm.
Kloroform juga dapat digunakan untuk mengkuantifikasi secara kasar kandungan lipid dalam suatu sampel.Untuk memisahkan lipid dari pengotor-pengotor lainnya, sering ditambahkanpelarut organiklainnya seperti metanol untuk menarik kandungan protein. Lapisan kloroform diambil lalu diuapkan hingga tersisa lipidnya.
Sebagai reagen, kloroform menyediakan gugus diklorokarben CCl2.Kloroform bereaksi dengannatrium hidroksidaberair biasanya dengan adanya katalis transfer fase untuk menghasilkan dikklorokarben CCl2.Reagen ini memengaruhi ortho-formilasi cincin aromatik teraktivasi seperti fenol, menghasilkan aril aldehida dalam reaksi yang dikenal sebagai reaksi Reimer-Tiemann. Atau, karbena dapat terjebak oleh alkena untuk membentuk turunan siklopropana. Dalamreaksi adisiKharasch, kloroform membentuk radikal bebas CHCl2di samping alkena.
Kloroform termasuk dalam anestesi umum yang bekerja padasistem saraf pusat.
Idrossido di potassio

L'idrossido di potassio, meglio noto comepotassa caustica, è ilprodottodiidratazionedell'ossido di potassio.
Atemperatura ambientesi presenta come unsolidoincolore e inodore, spesso commercializzato in forma di gocce. È un compostonocivoe corrosivo.
È unprodotto chimicoindustriale che trova moltissimi utilizzi, ad esempio come elettrolita nellebatteriealcaline,catalizzatoredellatransesterificazionenel processo di preparazione delbiodiesel, anti-schiumogenonella produzione dellacarta, regolatore dipH, produzione dipolimeri, resine e fibre tessili, nella produzione del sapone (che risulta avere una consistenza più soffice rispetto a quello ottenuto con l'uso dell'idrossido di sodio, e quindi adatto a produrre saponi liquidi).
Come additivo alimentare, viene usato in funzione di regolatore di acidità. È identificato dal numeroE525.
Utilizzato come mezzo per contenere la popolazione dinematodinel terreno. È infatti unamolecolain grado di sviluppare unareazione esotermicanel terreno con azione nematocida.
In laboratorio può essere sintetizzato dalsolfato di potassioeidrossido di bario:
o, in alternativa, dal processo dicaustificazionedelcarbonato di potassioconidrossido di calcio:
Viene usato nella produzione di biodiesel, comeelettrolita, e veniva utilizzato nella produzione del sapone, dando origine a un prodotto più morbido di quello ottenuto con l'idrossido di sodio.
Viene inoltre utilizzato, misto all'acqua, in un processo chiamato "idrolisi alcalina" in alternativa alla cremazione dei resti di una persona defunta, l'acquamazione.
Può inoltre essere utilizzato negli impianti di cattura dell'anidride carbonica dall'atmosfera (impianti DAC - Direct Air Capture). In una tipologia di questi impianti il funzionamento del primo stadio prevede di legare l'anidride carbonica, a quel punto ancora miscelata alle altre componenti atmosferiche, a molecole di idrossido di potassio contenute in una soluzione acquosa, secondo la reazione:
Nel seguito il carbonato di potassio (K2CO3{\displaystyle {\ce {K2CO3}}}) entra nella prima di un ciclo di reazioni chimiche in una delle quali l'anidride carbonica riappare come unica componente gassosa dei prodotti, per cui risulta facilmente asportabile in forma pura, realizzando così il processo di cattura dall'atmosfera. Alla fine di questo ciclo tutte le altre molecole che vi avevano preso parte come reagenti risultano nuovamente prodotte, con un dispendio di energia pari a 12.8 kJ per mole diCO2{\displaystyle {\ce {CO2}}}catturata.
Nel romanzo di fantascienzaDalla Terra alla LunadiJules Vernedel1865, l'autore ipotizza l'uso dell'idrossido di potassio per assorbire l'anidride carbonicaprodotta dalla respirazione dagli "astronauti".
Ossalato di calcio

L'ossalato di calcioè unsaledicalciodell'acido ossalico, di formula CaC2O4.
In natura si trova in molte piante (per esempio:rabarbaro, altea,dieffenbachia,pastinaca) per le quali costituisce elemento di difesa contro il loro consumo alimentare. I cristalli di ossalato di calcio presenti neivacuolidelle piante quando appaiono sotto forma di aghi sono dettirafidi. Negli animali e nell'uomo è il principale costituente deicalcoli renalie degliotoliti, residenti nell'utricolo e nel sacculo dell'orecchio internoe preposti al senso dell'equilibrio negli spostamenti avanti-indietro (es. automobile) e su-giù (es. ascensore). I suoi cristalli si presentano tipicamente sotto forma di "busta da lettera" o di clessidra.
È un prodotto intermedio nella produzione diacido ossalico. Si produce nella reazione di salificazione traossalato di sodioeidrossido di calcio:
Na2C2O4+ Ca(OH)2→ CaC2O4+ 2NaOH
Reagendo conacido solforicoliberaacido ossalico:
CaC2O4+ H2SO4→ H2C2O4+ CaSO4
Idrossido ferrico

L'idrossido ferricooidrossido di ferro(III)è uncomplessodiformulaFe(OH)3in cui uncationedi ferro(III) è legato a treanioniidrossido.
Appare come un solido marrone, inodore ed altamente insolubile in acqua.
Il minerale dell'idrossido ferrico è labernalite.
Si può ottenere l'idrossido ferrico combinando un composto contenente uno ioneferrotrivalente positivoed uno contenente uno ione idrossido, come ad esempiocloruro ferricoesoda caustica:
3NaOH(aq)+FeCl3(aq)⟶3NaCl(aq)+Fe(OH)3{\displaystyle {\ce {3NaOH(aq) + FeCl3(aq) -> 3NaCl(aq) + Fe(OH)3}}}
o cloruro ferrico edidrossido di ammonio:
3NH4OH(aq)+FeCl3(aq)⟶3NH4Cl(aq)+Fe(OH)3↓{\displaystyle {\ce {3NH4OH(aq) + FeCl3 (aq) -> 3NH4Cl(aq) + Fe(OH)3 v}}}
Se lasciato all'aria o in acqua, l'idrossido ferroso degrada spontaneamente in idrossido ferrico, formando un deposito arancio chiaro sopra al precipitato verde scuro di idrossido di ferro(II). Lasciando asciugare al sole  dell'idrossido ferroso per qualche ora si otterrà un solido bruno scuro (colorruggine), ossia l'idrossido di ferro(III).Anche lasciando riposare dell'idrossido ferroso in un recipiente pieno d'acqua si otterrà idrossido ferrico, sotto forma di deposito arancio chiaro sopra al precipitato verde di idrossido di ferro(II).
Fe(OH)2+H2O⟶Fe(OH)3+12H2{\displaystyle {\ce {Fe(OH)2 + H2O -> Fe(OH)3 + 1/2 H2}}}
La reazione è piuttosto lenta, e si svolge nell'ordine di tempo delle ore, ma viene accelerata aumentando la temperatura.
L'idrossido ferrico è usato per la depurazione delle acque da composti dell'arsenicoe deifosfati.
Le tre varietà diferrobatteriSiderocapsaceae,ChlamynobacteroaceaeeGallionellaceaeproducono idrossido ferrico come sottoprodotto del loro metabolismo:ossidandoil Fecontenuto nell'idrossido ferrosoparzialmente disciolto nell'acqua in cui proliferano, ottengono energia termica per il proprio sostentamento, e come prodotto di scarto rilasciano idrossido ferrico.
Idrossido ferroso

L'idrossido ferrosooidrossido di ferro(II)è uncomposto chimicoignifugo, non tossico, insapore (allappante), originariamente di colore bianco che cambia colore in verde scuro o verde-nero fino al marrone man mano che siossidaall'aria.Più specificamente, è l'idrossidoin cui il ferro assume stato di ossidazione +2.
Si può ottenere facendo reagire un composto contenente lo ione ossidrile con un altro contenente lo ione Fe, come ad esempioidrossido di sodioecloruro ferroso:
soda caustica esolfato ferroso:
oppureidrossido di potassioe solfato ferroso:
Si può ottenere idrossido ferroso tramiteelettrolisidi unasoluzionedicloruro di sodioin acqua utilizzandoelettrodidi ferro.
Gli ioni Cle Namigrano agli elettrodi, trasformandosi in Cl gassoso e Na metallico.
A questo punto Il sodio sviluppato all'anodo andrà a legarsi con l'acqua di soluzione per formare idrossido di sodio eidrogeno:
Mentre il cloro si legherà al ferro dell'elettrodo formando cloruro ferroso:
Quest'ultimo composto, entrando in contatto con l'idrossido di sodio del catodo si combina generando cloruro di sodio e idrossido ferroso:
L'elettrolisi può continuare scindendo di nuovo il cloruro di sodio ottenuto, fino ad esaurimento dell'acqua di soluzione o degli elettrodi.Man mano che la reazione procede si noterà che il precipitato da verde lentamente si scurisce diventando marrone scuro.
Si passa alla purificazione della sostanza ottenuta dall'idrossido di sodio tramite molteplici lavaggi in cui si aggiunge acqua alla soluzione, si lascia decantare l'idrossido di ferro(II) e si aspira l'acqua di superficie, per poi ripetere varie volte il procedimento.
Dopo la depurazione, si può conservare l'idrossido ferroso in un comune congelatore domestico, senza necessariamente separarlo dall'acqua in cui è contenuto.
Se esposto all'acqua, allalucee soprattutto all'aria, (in presenza diossigeno) degrada in sostanze secondarie come l'idrossido ferrico.
Per preservarne le caratteristiche è sufficiente tenere il composto a basse temperature e non direttamente esposto all'aria.
L'idrossido ferroso viene utilizzato per la depurazione delle acque da composti delselenio.
Ibatteri ferrofissatoriossidano il catione Fedell'idrossido ferroso con l'ossigeno presente nell'acqua in cui vivono per trarne energia.
Tramite un processo chimico chiamatoreazione di Schikorrl'idrossido ferroso viene convertito inmagnetitecon liberazione di acqua e idrogeno gassoso:
水酸化カルシウム

水酸化カルシウム（すいさんかカルシウム、英:Calcium hydroxide）は、化学式Ca(OH)2で表されるカルシウムの水酸化物。消石灰（しょうせっかい）とも呼ばれる。固体はカルシウムイオンと水酸化物イオンからなるイオン結晶である。水溶液は石灰水、懸濁液は石灰乳と呼ばれ、共に強いアルカリ性を示す。石灰水は二酸化炭素を簡易的に検出する試薬として多用されている。小・中学校の理科の授業でも使用されている。
天然には、ポートランダイト（英語版）（ポートランド石ともいうが、同名の岩石とは異なる）として産出する。
酸化カルシウムに加水すると生成する。その水和熱は大きく、乾燥剤としてよく用いられる酸化カルシウム（生石灰）に水を加えることは危険である。
消石灰の2016年度日本国内生産量は 1,342,058t、消費量は 517,767 t である。
ほたての貝殻を焼成・粉砕した焼成カルシウム、またはそれに加水したものを「ほたてカルシウム（貝殻焼成カルシウム）」の名称で販売している商品もある。
水酸化カルシウムは、強塩基であるが劇物指定を受けていないため、酸性化した河川や土壌の中和剤、凝集剤として幅広く使われる。ほかに、試薬・農業・食品や化粧品のpH調整剤、カルシウム補充剤、化学合成原料、体質顔料、殺菌剤、歯科治療における感染根管処置時の貼薬剤などとしても用いられる。コンニャクの凝固剤としても使用されている。また、火力発電所の排ガス中の硫黄酸化物の除去にも用いられる。漆喰は水酸化カルシウムを主成分とする建築材料である。
強塩基であることから、微生物の繁殖を抑制したり不活性化したりする性質がある。中世ヨーロッパでは、ペストの流行時に消石灰を家に撒く対策が行われた。現代でも、高病原性鳥インフルエンザや豚熱などの防疫のため、消石灰が利用されている。
小中学校などでは校庭に白線を引くラインパウダーとして用いられていた。他方、強塩基であるため、目に入ると失明する危険性があることから、2007年11月に文部科学省スポーツ・青少年局学校健康教育課長名で通達が出されたこともあり、白線用としては、より安全な炭酸カルシウムに変更されている。
水酸化カルシウムは水に少量溶解して塩基性を示し、飽和溶液の電離度が0.8程度と高いために強塩基として分類されるが、溶解度はアルカリ金属などの水酸化物よりはるかに低く、塩基としての作用はこれらより弱い。その溶解度積は以下の通りで、飽和水溶液はpH=12.4である。
また、水に対する溶解熱が発熱的であるため、溶解度は温度の上昇と伴に減少する。
水酸化カルシウムを酸で中和したものであるカルシウム塩水溶液はごくわずかに加水分解するが、ほとんど無視し得る。その酸解離定数は以下の通りである。
したがって、水酸化カルシウムの第二段階塩基解離定数は以下のようになる。
水酸化カルシウムが飽和した水溶液は石灰水(Lime water) と呼ばれ、二酸化炭素を吹き込むと炭酸カルシウムが析出し、白く濁る。これは生成する炭酸カルシウムが水に難溶性であるためである。
さらに、過剰に二酸化炭素を吹き込むと、炭酸カルシウムと二酸化炭素と水の結合により、炭酸水素カルシウム（Ca(HCO3)2）が生成される。炭酸水素カルシウムは水に溶解するので濁りも消えるが、以下の平衡定数の関係上、2倍程度に薄めた石灰水でないと濁りは完全に消えない。
実験室でアンモニアを発生させるとき、強塩基かつ不揮発性の水酸化カルシウムと塩化アンモニウムを混合して加熱する。
水酸化カルシウムは塩基であるため、酸と中和反応を起こす。たとえば、塩酸と反応して水と塩化カルシウムを生成する。
水溶液はアルカリ性を示すため、粘膜・皮膚を侵す。特に目に入った場合は角膜・結膜に障害を起こすことがあるので、速やかに流水で十分に洗眼し、緊急に眼科医の診察を受けるべきである。
胃に入った場合は胃液で中和されるために人体への影響は少ないが、多量に摂取すると下記のような健康への影響がありうる。
酸化カルシウム

酸化カルシウム（さんかカルシウム、Calcium oxide、quick lime）は化学式 CaO で表される化合物。慣用名として、生石灰（せいせっかい）とも呼ばれる。生石灰は「しょうせっかい」とも読めるため、消石灰と区別するため「きせっかい」と呼称される場合がある。腐蝕性（英語版）のあるアルカリで、室温では結晶である。石灰という語はカルシウムを含む無機化合物の総称であり、石灰岩のようにケイ素やマグネシウム、鉄、アルミニウムなどよりカルシウムの炭酸塩や酸化物、水酸化物が多く含まれている岩石も指す。対照的に、生石灰は純粋な化合物のみを指す。
生石灰は比較的安価で、酸化カルシウム（塩基無水物（英語版））とその誘導体である水酸化カルシウムは重要な汎用化学物質（英語版）である。
炭酸カルシウムの熱分解を利用する。炭酸カルシウムを825°C以上に加熱すると二酸化炭素を放出して生ずる。融点は2572°C。通常は石灰岩や貝殻を石灰窯で強熱して製造する。このプロセスは煆焼と呼ばれる。
しかし放置すると空気中の二酸化炭素と自発的に反応し、上記の反応の逆反応が起こる。ただし水を加えて消和すれば反応は止まり、ライムプラスター（英語版）やライムモルタル（英語版）になる。
水を加えると発熱し、数百℃にまで温まった後、水酸化カルシウム（消石灰）を生成する。この反応を、1リットルの水に約3.1キログラムの生石灰を投入して行うと、おおよそ3.54メガジュールのエネルギーが得られる。
乾燥剤や、殺虫剤などに用いられるほか、缶入の清酒や弁当を温めるために水と生石灰を袋詰し、紐を引くと両者が混合して発熱するようにしたものもある。火も使わず煙も出ないため、火を使えない状況や火に弱い素材でパックされた食品を温める用途や、自己加熱缶（英語版）に使われることが多い。
なお反応が進行すると熱平衡の状態となり、発熱は止まる。発熱反応で溶液は膨張する。ここでできた固体を強熱すると水酸化カルシウムは水和水を失う。
工業的には製鋼用、セメント原料が多く、陶磁器、ガラスの副原料そして土壌改良剤、るつぼの内張り用耐熱材などにも利用される。あるいは炭化カルシウム（カーバイド）、水酸化カルシウムの生産原料でもある。
また19世紀中頃から20世紀初頭にかけてガスマントル（水素ガス灯の発光体）として使用された。これは酸化カルシウムを2400°Cまで加熱すると強烈な光を放つ性質を利用したものである。電気による照明が発明されるまで特に劇場で多く用いられた。
石油化学工業でも重要な役割を果たす。水を検出するペーストは酸化カルシウムとフェノールフタレインを含んでいる。燃料を貯蓄するタンクに水が入り込むと、水と酸化カルシウムが反応し水酸化カルシウムができる。水酸化カルシウムは強い塩基性を示すため、フェノールフタレインが濃いピンク色に変色し、水の存在を確認できる。
製紙産業においては、クラフトパルプで炭酸ナトリウムから水酸化ナトリウムを作り直す。
土器前（英語版）新石器時代Bにフローリングなどに石灰岩を使用した漆喰を使っていたことが考古学的に証明されている。特に石灰と灰の床（英語版）は19世紀まで用いられていた。
酸化カルシウムの固体のスプレーやスラリーは脱硫の過程で二酸化硫黄を除去するのに使用される。
バイオディーゼルの塩基に酸化カルシウムが用いられている。
歴史家で哲学者のデイヴィッド・ヒュームは、著書英国の歴史（英語版）の中で、ヘンリー3世の初期から、イギリス海軍はフランス海軍の侵略を艦隊の視界を消すことで撃退してきたと述べている。
生石灰はギリシア火薬の成分であると考えている説もある。生石灰を水中に投入すると温度が150°Cまで上昇し、燃料に引火すると考えられている。
水を加えると発熱する性質を利用し、主に火が使えなくなってしまう状況での利用が予測される防災食品や、レーション（いわゆるミリメシ）等の加温をするための製品が各社から発売されている。
世界で見たときの年間生産量は2億8300万トンである。中国での生産量が最も多く、年間約1億7000万トンである。ついでアメリカで、2000万トンである。2016年度日本国内生産量は 734万885 トン、消費量は 92万7927トンである。
水を加えると発熱するため、消防法の危険物第3類に指定されていたが、1989年の消防法改正によって危険物からは除外された。現行法においては、危険物の規制に関する政令第1条の10に「生石灰（酸化カルシウム含有量80%以上のもの）を500キログラム以上取り扱う（貯蔵する）場合、最寄り消防署への届出義務」が規定されている。
酸化カルシウムが人の肌に触れたり、酸化カルシウムを吸入したりすると、水との高い反応性のためひりつきや炎症が生じる。吸入した場合、咳やくしゃみを伴い、呼吸困難になることもある。熱を放出して鼻中隔の穿孔や腹部の痛み、吐き気や嘔吐などの症状が出ることもある。酸化カルシウムは、水と反応しても発火しないが、可燃物を燃焼させるのに充分な熱を放出する。
なお地獄では獄卒（地獄の鬼）が罪人（地獄へ堕ちた亡者）の口に生石灰を詰め込む責苦を行うという。
炭酸カルシウム

炭酸カルシウム（たんさんカルシウム、calcium carbonate）は、組成式 CaCO3で表されるカルシウムの炭酸塩である。
貝殻やサンゴの骨格、鶏卵の殻、石灰岩、大理石、鍾乳石、白亜（チョーク）、方解石、アラレ石の主成分で、貝殻を焼いて作る顔料は胡粉と呼ばれる。土壌ではイタリアのテラロッサに含まれる。
実験室では、水酸化カルシウム水溶液に二酸化炭素を吹き込むことで合成する（石灰水による二酸化炭素の検出原理）。
あるいは塩化カルシウム等の可溶性カルシウム塩水溶液と炭酸ナトリウム等の可溶性炭酸塩水溶液を混合させることで合成する（溶液法あるいは可用性塩反応法）。
産業的には「炭カル（タンカル）」と通称され、石灰石を粉砕・分級した重質炭酸カルシウム（天然炭酸カルシウム、GCC; ground calcium carbonate）と化学反応で微細な結晶を液中で析出させた軽質炭酸カルシウム（合成炭酸カルシウム、沈降炭酸カルシウム、PCC; precipitated calcium carbonate）に分類される。
軽質炭酸カルシウムは、
(1)焼結:石灰石を高温で焼成することで脱炭酸し、酸化カルシウムを得る
(2) 水化: 生石灰を十分な量の水と反応させ、石灰乳(水酸化カルシウム)を得る
(3) 炭酸化（化合）: 焼成時に発生した炭酸ガスを石灰乳に導入し、液中で炭酸カルシウムを析出させる
ことで製造される。焼成時に発生した炭酸ガスを再利用する製法は、開発者である白石恒二(白石工業・創立者)の名に因んで特に白石法と呼称される。他方、欧米では溶液法によって生産されることもある。
錠剤の基材、チョーク、窯業、農薬、肥料、飼料などに用いられる他、填料としてゴム、プラスチック、接着剤、シーラント、紙、塗料、インキなど広範な工業分野で利用されている。製紙では塗工紙向け顔料のほか、炭酸カルシウムを主原料にした紙も日本で開発されている。研磨作用を利用し消しゴムや歯磨剤にも配合される。
化粧品原料、食品添加物としても使用が認められている。食品添加物としては栄養強化(カルシウム強化)を目的として乳飲料、即席麺等に添加される他、食感改善を目的として菓子やパン、水産練り製品等に添加される。
医薬品としては、維持透析中の慢性腎不全患者の高リン血症に対して、ないしは胃酸過多に対して制酸剤として用いられる。栄養素としてのカルシウム補充目的のサプリメントとしても販売されている。
地球温暖化対策として大気中の二酸化炭素濃度を減らすため、海水中の二酸化炭素をカルシウムイオンと共に晶出させ、炭酸カルシウムとして二酸化炭素を固定する「人工サンゴ」「人工珊瑚」というものが研究されている。
無色結晶または白色粉末であり、中性の水にほとんど溶けないが、塩酸などの強酸と反応して、二酸化炭素を放出する。
25 ℃ における溶解度積は以下の通りであり、炭酸バリウムよりやや小さく炭酸ストロンチウムよりやや大きい。
加熱することにより酸化カルシウムと二酸化炭素に分解する。二酸化炭素の解離圧が1気圧に達するのは 898 ℃ である。
水酸化カルシウム水溶液（石灰水）に二酸化炭素を吹き込むと炭酸カルシウムの沈殿が生じる。さらに過剰の二酸化炭素を吹き込むと炭酸水素カルシウムCa (HCO3)2となり水に溶解する。
多少吸い込んでも、肺の中に蓄積しない。血液の中には二酸化炭素があり、炭酸カルシウムは炭酸水素カルシウムに変化して溶解するからである。
固体結晶には常温常圧で最安定なカルサイト(三方晶系菱面体晶のもの、（方解石として産出）および準安定相であるアラゴナイト（直方晶系、霰石として産出）、不安定なヴァテライト（六方晶、ファーテル石）の構造多形が存在する。三方晶系の格子定数はa= 6.36Å、α = 46.4°であり、斜方晶系ではa= 7.92 Å、b= 5.72 Å、c= 4.94 Å である。
屈折率は三方晶系では通常光線に対して 1.6585、異常光線に対して 1.4864 の複屈折を示す。斜方晶系では 1.681（a軸に平行）、1.685（b軸に平行）、1.530（c軸に平行）と3軸不等である。
室温で塩基性の水溶液から炭酸カルシウムを析出させるとカルサイト結晶が生じるが、高温で析出させるとアラゴナイトが析出する。また、中性付近の溶液からだと最初はヴァテライトが析出する。
また、天然に産出する含水塩としてモノハイドロカルサイトCaCO3·H2Oおよびイカ石CaCO3·6H2Oが知られている。
自然界では、主にかつて海だった場所で、炭酸カルシウムを成分とする球状の岩石がしばしば見つかり、コンクリーション(Concretion)あるいはノジュール（Nodule）と呼ばれる。中に化石を含むことが多い。これらは海洋生物が死んで砂や泥に埋まると、その死骸から出た酸が海水中のカルシウムと反応して炭酸カルシウムを形成し、岩石として成長したと推測されている。
水中の炭酸カルシウムの析出傾向（腐食性）を示す数値にランゲリア係数がある。理論的pH（pHs：水中の炭酸カルシウムが溶解も析出もしない平衡状態時のpH）との差を数値化したもので、数値が小さいほど腐食性が強い水であることを示す。
塩化カルシウム

塩化カルシウム（えんかカルシウム、塩カル、calcium chloride）は、化学式 CaCl2で示されるカルシウムの塩化物。CAS登録番号は10043-52-4。式量は110.98。二水和物、四水和物、六水和物として存在するが、薬品として、二水和物CaCl2・2H2O（式量147.01）がよく使用される。
工業的に炭酸ナトリウムを生成する「ソルベー法」の副産物として得られる。
また、塩酸と水酸化カルシウムが中和反応を起こして塩を形成することでも得られる。
塩化カルシウムはリン酸水素カリウムと反応して、リン酸水素カルシウムの沈殿が生じる。
また、塩化カルシウムは中性の乾燥剤であるが、アンモニアとは反応してしまうので使用できない。
除湿剤、融雪剤、豆腐用凝固剤、食品添加物に使用される。水に溶けやすく (82.8 g/100 g)、水溶液の凝固点が低くなる（凝固点降下）。この性質を利用して、スケートリンクの冷媒として飽和水溶液を用いる。
日本国内では、晩秋になると、積雪に備え道路の各所（主に橋梁、急勾配、急カーブ）に塩化カルシウムを入れた容器が配備される。積雪や凍結で路面が危険な状態にならないよう、通行者が自主的に撒布することができるようになっている。その際の適正な使用量は、道路の状況にもよるが1平方メートルあたり約30g（一握り）〜100g程度で、撒きすぎないように注意しなければならない。
また、道路やグラウンドなどで土ぼこりの発生防止用としても使われる。この場合は、1平方メートルあたり500〜1500g程度を用いる。水に溶けるときは発熱する。
塩化カルシウムは海水など自然環境の中に広く存在する毒性の少ない物質として知られている。しかし、家庭用の除湿剤を使えばタンクの中に高濃度の塩化カルシウム水溶液が溜まるようになっている他、前述の融雪剤として断続的に塩化カルシウムを使うことによる害について知っておく必要がある。
吸湿剤のタンクに溜まった液が皮革製品に接した場合、表面が侵される。吸湿剤は皮革製品を含む衣類を収納している場所に設置するのが常なので、吸湿剤を交換する等、衣類の出し入れの際にタンクを倒さないように配慮する必要がある。同時に、子供が誤飲することのないように設置場所を工夫したり、事前に注意しておくことも大切である。
もし固形のまま、あるいは高濃度の溶液を誤飲した場合は、脱水症状を起こすので大量に水分を飲ませたうえで医師に診せ、同じく目や鼻など粘膜に入った場合は、浸透圧で粘膜が浸蝕・潰瘍を起こすので直ちに大量の水で洗ったあと医師に診せる。同様に、皮膚に固形のままあるいは高濃度の溶液が付着した場合は、炎症を起こすので直ちに低濃度になるように水で洗い流し、症状が残るようならば医師に診せる。
融雪剤として撒布された塩化カルシウムは、周辺の植生にとって有害である。都市内の道路のように、周辺に植生のない場所なら問題ないが、山間部では必然的に塩化カルシウムの撒布が多頻度で行われるため、土壌における塩化物イオンの量が過剰となり、植生が衰退傾向を見せることもある。
塩化物イオンは、鉄筋コンクリートに対しても悪影響がある。これらの弊害については塩害の記事を参照。
また、道路の融雪・凍結防止目的で撒布された塩化カルシウムは水溶液となり、その上を車両が通行する際にしぶきとなり、自動車の車体や車輪に付着して、早期腐食や早期劣化の原因となる。塩化カルシウムが撒布された(とおぼしき)道路を通行した場合は、速やかに洗車すべきである。頻繁に通行する場合は、あらかじめマリン用品として出回っている塩害防止スプレーを塗布しておく予防策が有効である。
さらに、素手で塩化カルシウムを撒くのは、皮膚炎の原因になる。特に雪で皮膚が濡れている場合は注意が必要である。水分を遮断できる、ゴム製手袋を着けて散布作業すること。
天然での塩化カルシウムは、一般に低温の乾燥環境において産出し、非常に珍しい。鉱物としては2水和物のシンジャル石(Sinjarite)と6水和物の南極石(Antarcticite)の2種類が知られている。南極石は室温では融解する。
塩化カルシウムは化学式CaCl2で表される塩化カルシウム(II)の他に、化学式CaClで表される塩化カルシウム(I)が存在する。塩化カルシウム(I)は不安定な二原子分子であり、その結合は本質的に強いイオン性である。塩化カルシウム(I)の固体構造は1953年に報告されたが、後に行われた追試験は失敗している。
次亜塩素酸カルシウム

次亜塩素酸カルシウム（じあえんそさんカルシウム、Calcium hypochlorite）は、化学式CaCl(ClO)・H2OまたはCa(ClO)2の粉末。原料由来水酸化カルシウムを含有する次亜塩素酸カルシウムの製品はさらし粉（晒し粉、さらしこ）と呼ばれる。
さらし粉は消石灰（水酸化カルシウム、Ca(OH)2）に塩素を吸収させて製造する。ドイツ語でクロールカルキ（Chlorkalk）、略してカルキ、あるいは訳して塩化石灰ともいう。
次亜塩素酸カルシウムの含有量は塩素を通じる量によって変わり、高含有量 (70%) の製品が高度さらし粉Ca(ClO)2（次亜塩素酸カルシウム、CAS登録番号7778-54-3）と呼ばれ、水酸化カルシウムは試薬の不純物程度である。高度さらし粉は、吸湿性が小さく、長期の保存に耐えるなどの利点がある。水に可溶で酸化力が強い。漂白・消毒に使用される。また、これを固形化したものはプール（及び付帯施設の足洗い場・腰洗い槽）の消毒によく用いられる。
塩酸と反応して塩素を発生する。
これは塩素の実験室的発生方法に用いられることがある。
また、水、エタノールと反応して、水酸化カルシウム、クロロホルムと酸素を生じる。
類似の反応は他のアルコールでも起こるものがある。
アニリンにさらし粉や次亜塩素酸ナトリウムを加えると赤紫色に呈色する。また、硫酸酸性の K2Cr2O7水溶液で酸化するとアニリンブラックを生じる。
180℃の加熱により分解し、酸素を放出し酸化剤となる。単独では燃焼しない。
塩素による漂白作用は1785年にクロード・ルイ・ベルトレーにより発見されたが、塩素自体の臭い及び毒性の強さから、漂白剤としての実用化は困難であった。その後、塩素を石灰水に溶かすと安全かつ漂白作用を維持できることに気づいたベルトレーは、1786年にジェームズ・ワットにこのことを教えた。ワットからこのことを伝えられたチャールズ・テナント（英語版）は、1799年に固体で保存できるさらし粉を完成させた。
石灰

石灰（せっかい）とは、生石灰（酸化カルシウム、CaO）及び消石灰（水酸化カルシウム、Ca(OH)2）の総称。特に消石灰は粉体であり石灰（いしばい）ともいう。なお、炭酸カルシウム(CaCO3)やカルシウム(Ca)を指すこともある（これらについては各項目を参照）。
石灰岩の約52.0%は炭酸カルシウムであり、この石灰岩を900℃前後で加熱すると、脱水、分解を生じ、揮発成分が取り除かれる。この過程を煆焼（かしょう）といい、こうして生成されたもの（酸化カルシウム）を生石灰（quick lime）という。
これを化学反応式で示すと以下の通り。
この生石灰に水を加える（水和）と熱を発しながら水酸化カルシウムを生成する。これを分級整粒したものを消石灰（slaked lime）という。
石灰石や貝殻・珊瑚などを焼いて石灰を作るための釜を石灰窯という。「生石灰」や「消石灰」の名称は、石灰窯（石灰焼窯）から出した物に水をかけると生きているように水蒸気と熱気が出ることから「生石灰」、それにさらに水をかけると消沈してしまうことから「消石灰」と呼ばれるようになった。
生石灰（酸化カルシウム）は、製鋼用で最も使用量の多い副原料であり不純物を取り除く造滓剤として利用されている。このほか化学工業や農薬、建材製造などに利用されている。生石灰（酸化カルシウム）には強い吸湿性があるため乾燥剤として使われることも多い。なお、生石灰と炭素材を電炉で加熱反応させた後に冷却固化したカーバイドは、石灰窒素やアセチレン製造の原料となる。
消石灰（水酸化カルシウム）は、漂白剤やソーダ製造などの化学工業、左官材料の漆喰、肥料や食品製造に利用されている。消石灰（水酸化カルシウム）はアルカリ性であり酸性化した土壌に撒く中和剤としても用いられる。運動場や野球場などで白線を引くためのライン引きにも使われてきたが、アルカリ性を持つために触ると皮膚がかぶれてしまう危険性があることに加え、目に入ると視力の低下を引き起こすなどの問題が指摘され、より安全性の高い炭酸カルシウムが使われはじめてはいる。フレスコ画の原料でもある。
建築材料としては、古代エジプトで発明されたモルタル、近代建築に欠かせないコンクリート、また伝統的な日本家屋の白壁に使う漆喰の原材料でもある。
粉体の石灰に水を練って混ぜ、再び乾燥させると空気中の炭酸ガスを吸収して固結し、耐水性や耐火性をもつようになる性質を利用している。
日本では江戸時代後期、田畑に石灰を投入することにより収穫量が増加することが見いだされた。価格も当時流通していた金肥の数分の一と安価であり、肥料の一種として珍重されるようになった。当時、石灰の生産は、石灰岩の産出地周辺で原始的な石灰窯で盛んに製造されている。20世紀に入ると化学肥料が製造され始めたが、原料が軍需物資ということもあり大規模な使用は控えられた。このため石灰は、第二次世界大戦が終了するまで農業生産に大きな役割を果たし続けた。
水酸化物

水酸化物（すいさんかぶつ、英語:hydroxide）とは、塩のうち、陰イオンとして水酸化物イオン(OH) を持つ化合物のこと。陽イオンが金属イオンの場合、一般式は Mx(OH)yと表される。一般に塩基性（アルカリ性）もしくは両性を持ち、水酸化ナトリウム(NaOH) など、アルカリ金属やアルカリ土類金属の水酸化物は強塩基性を示す。組成式が水酸化物と相同することから、金属酸化物の水和物MxOy•(H2O)zを含む場合もある。
アルカリ金属以外の水酸化物は、一般に加熱により水を失い酸化物となる。
英語の "hydroxide" にはアルコールやフェノールなどのヒドロキシ基を持つ有機化合物も含まれるが、日本語の「水酸化物」にはこれらの化合物は含まれない。有機化合物のヒドロキシ基は共有結合により母骨格と結びついている。
金属イオンの電荷が小さくイオン半径の大きいアルカリ金属の水酸化物は、イオン間の静電気力が小さいため水に対する溶解度が大きく、かつ強塩基である。しかし電荷が2価のものでは比較的イオン半径の大きいアルカリ土類金属の水酸化物は幾分水に溶解するが、その他の重金属水酸化物では溶解度も小さく塩基としても弱い。これは静電気力が増大し、かつd軌道電子などの影響により金属イオンと水酸化物イオン間の結合が共有結合性を帯びるためである。3価の水酸化物ではより共有結合性が強くなり、溶解度はさらに小さく塩基としても弱い。
水酸化物の溶解度積と、水酸化物の共役酸に相当する水和金属イオンの酸解離定数との間には相関関係が見られる。
水酸化物の溶解平衡は以下の式で表され、水に難溶性のものでも酸性水溶液では水酸化物イオンが消費され平衡が右辺に偏るため溶解する。また溶解度積が小さな水酸化物を形成する金属イオンの水溶液ではよりpHが低い水溶液からでも水酸化物を沈殿する。
水酸化物には強塩基性の水溶液に対し溶解度が増大する、両性水酸化物と呼ばれるものが存在し、水酸化アルミニウムおよび水酸化亜鉛などはこの性質が著しいが、これは水酸化物に対しより高次の水酸化物イオンの配位が起こりヒドロキシ錯体を形成することによるもので、程度の違いはあるものの多くの水酸化物に一般的に見られる現象である。
水酸化ナトリウムや水酸化カリウムは、酸を中和する安価な塩基として用いられる。
鉱物学において、主に水酸化物からなる鉱物を水酸化鉱物（すいさんかこうぶつ、英:hydroxide mineral）という。ダイアスポア（AlO(OH)）、針鉄鉱（FeO(OH)）、水滑石（Mg(OH)2）、ギブス石（Al(OH)3）などがある。
수산화 칼슘

수산화 칼슘(영어:Calcium hydroxide)은 Ca(OH)2의 화학식을 가진 화합물이다.소석회,가성석회라고 불린다.수산화기를 포함하고 있기 때문에 수용액 상에서염기성을 띤다. 물에 잘 녹지는 않지만이온화도(해리성)가 높은 특성이 있기 때문에 물에 녹은 수산화 칼슘은 강한 염기성을 나타낸다.
강한 염기성을 이용하여 소석회. 즉, 수산화 칼슘이 들어간 비료를 사용하여산성화된 토양을 중화시키는데 사용한다.
탄화 칼슘(CaC2)를가수분해시키면아세틸렌(C2H2)과 수산화 칼슘(Ca(OH)2)이 생성된다.
산화 칼슘(CaO)을 물과 반응시키면 물 분자 하나(H2O)와 반응하여 수산화 칼슘(Ca(OH)2)이 생성된다.
산화 칼슘

산화 칼슘(Calcium oxide, CaO)은칼슘의산화물로생석회,생회(生灰),강회(剛灰),백회(白灰)라고도 불린다. 일반적으로탄산 칼슘(CaCO3)을 높은 온도로가열하면 이산화탄소(CO2)를 잃으며 생성된다.
이와 같은 성질 때문에산성비와 화학비료등으로산성화 된 논이나 밭을중화시키는 데 많이 이용되었다. 하지만 중화 과정에서의중화열의 양 및 물에 용해되는 과정에서의용해열의 양이 비교적 크기 때문에 보관 시 밀폐하여 공기 중의 수분과의 접촉을 피해야 하며,이온화도가 상당히 크기 때문에 수용액과의 직접적인 접촉을 피해야 한다. 이와 같은 주의를 기울이지 않을 시 불이 일어날 수 있으며, 피부 조직에 화상을 입을 수 있다.
수산화 마그네슘

수산화 마그네슘(Magnesium hydroxide)은 약염기이온결합물질이다. 수산화 마그네슘은 물에 대한용해도가 매우 낮아 물에 혼합하게 되면 용액이과포화되어 우유와 흡사하게 하얀빛을 띈다. 이 때문에 '마그네시아의 우유'라는 별칭이 있다. 주로제산제의 주성분으로 사용하며,엽산과철,칼륨흡수를 방해한다. 수산화 마그네슘 암석은수활석이라고 한다.
마그네슘염에 수산화 알칼리를 작용시켜콜로이드형태로 침전되는 수산화 마그네슘을 얻는다.
공업적으로는 수활석에서 채취하거나 해수로부터 반응시켜 대량으로 생산한다.
수산화 마그네슘현탁액은 주로 제산제나 설사약으로 사용된다.  또,칼륨흡수를 억제하기 때문에 고칼륨증 치료에도 사용하나 그 외 용도에 사용할 때 부작용으로 저칼륨증과근육통을 야기할 수 있다. .또한,겨드랑이냄새 탈취제로도 사용하며,국소적구내염및구강 궤양에 사용하기도 한다.과다 복용시 고 마그네슘증의 위험이 있다.
수산화 마그네슘은 인체에 무해하기 때문에 산성 폐수를 중화하는데 사용한다. 또한,수산화 칼슘과 함께 산호를 이루는 주성분이기에 인공 산호를 제조하는데 사용된다. 그리고 흡열 분해점이 332 ° C로 높기 때문에 다른 물질, 반응에 첨가시 발화점을 높히고 연기가 적게 나게 한다.
또한, 연소시 산소를 흡수하고 물을 생성하여 가연성 물질을 제거하기 때문에 화재 방지용으로 플라스틱 제품, 지붕등에 코팅하기도 한다.
수산화 마그네슘은 복용양에 따라 사용 목적이 나뉜다.
성인 복용 기준으로 0.5g ~ 1.5g의 수산화 마그네슘을 복용하게 되면, 다음과 같은 반응이 일어나 위액 속 염산을 중화시킨다.
이 보다 많은 2g ~ 5g을 섭취 할 경우, 중화 되고 남은 다량의 수산화 마그네슘이 주변 소화관에 흡수되어 농도를 높히고, 삼투압 현상으로 인해 소화관이 주변 세포조직으로부터 물을 흡수하게끔 만든다. 그 결과,연동운동이 활발해지며 대변을 부드럽게 한다. 남은 수산화 마그네슘은 소장에 일부 흡수된다. 이 과정에서신부전증을 앓고 있는 환자는혈변증상을 일으킬 수도 있다.
염기

염기(鹽基, base)는산(acid)과 반응하는 물질로, 아레니우스(Arrhenius) 염기, 브뢴스테드(Brønsted) 염기, 그리고 루이스(Lewis) 염기의 세 가지 정의방법을 따른다. 세 정의 모두 18세기 중엽 G.-F. 루엘(G.-F. Rouelle)에에 의해 제안된 염기가 산과 반응하는 물질이라는 기본 개념에는 동의한다.
1884년스반테 아레니우스는 염기를수용액에서수산화 이온(OH⁻)을 생성하는 물질로 정의하였다. 이러한 수산화 이온은 산에서 유래한수소 이온(H⁺)과 반응하여 물을 생성한다. 따라서, 아레니우스 염기는 일반적으로수산화나트륨(NaOH)이나수산화칼슘(Ca(OH)₂)과 같은 금속 수산화물이다. 아레니우스 염기는 미끄럽고 쓴맛을 가지며,pH 지시약의 색을 변화시킨다. OH⁻ 이온을 완전히 방출하는 가용성 염기는알칼리라고 불린다. 산과 염기의 반응은 물과염(salt)을 생성하는데 이를중화 반응이라 한다.
1923년,브뢴스테드와 로우리(Lowry)는 염기를 양성자(H⁺)를 받아들이는 물질로 정의하는브뢴스테드-로우리 산염기 이론을 제안하였다. 이 정의는 아레니우스 염기보다 확장된 개념으로, OH⁻ 이온 없이도 양성자를 받을 수 있는 물질을 포함한다. 일례로암모니아(NH₃)나아민류유기 화합물은 OH⁻ 이온이 없음에도 물과 반응하여 수산화 이온 농도를 증가시킨다.액체 암모니아에서는암모늄 이온(NH₄⁺)이 산성 종,아마이드 이온(NH₂⁻)**이 염기성 종으로 작용한다.
길버트 뉴턴 루이스는 염기를 염기가 가지고 있는비공유 전자쌍을 이용해 전자쌍 수용자와 공유 결합을 형성하는 전자쌍 제공자로 정의하였다.일례로, 암모니아는질소원자의 비공유 전자쌍을 이용해양성자(H⁺)와 결합할 수 있고,삼플루오르화 붕소(BF₃)와 같은 물질은 전자쌍 수용자로 작용한다. 루이스 이론은 양성자(H⁺)가 아닌 다른 물질도 염기와 반응할 수 있다는 점에서 가장 확장된 일반적 정의이다.
대부분의 염기는 금속산화물이다. 염기는전해질이며 대체로 쓴맛이 나고, 손에 닿으면 단백질을 녹이는 성질 때문에 미끈거린다. 염기 물질은 보통수소이온지수가 7 이상이다.
대표적인 염기는 강한 염기로수산화 나트륨(NaOH),수산화 칼륨(KOH),수산화 칼슘(Ca(OH)2) 등이 있고, 약한 염기로암모니아수(NH4OH),수산화 마그네슘(Mg(OH)2)이 있다.
스반테 아레니우스는 물에 녹아서 수산화 이온 OH과 양이온 H으로 전리되는 물질을 염기(base)라고 정의하였다.
브뢴스테드는 염기를 산-염기 반응에서 양성자(수소이온)을 받아들이는 분자 또는 이온이라고 정의하였다.
루이스는 염기가고립 전자쌍을 주는 화학종이라고 정의하였다.아레니우스가 정의한산과 염기도 루이스의 정의로 설명할 수 있다.
루이스의 정의는 매우 포괄적인 정의라고 할 수 있지만, 모든 산과 염기 이론을 설명할 수 있는 것으로 오해할 수 있다. 브뢴스테드-로우리 정의로 설명할 수 있었던 산 물질이 루이스 정의에서는 염기로 작용할 수 있다. 따라서 브뢴스테드-로우리 정의에 의한 산과 염기가 모두 루이스 산이나 루이스 염기가 될 수 있는 것은 아니다. 대표적인 예로 물은 브뢴스테드-로우리의 정의에 의해 산과 염기로 모두 작용할 수 있지만 루이스의 정의에 의한다면 물 자체는 루이스 염기로만 작용할 수 있다.
염화 칼슘

염화 칼슘(塩化칼슘,문화어:염화칼시움, CaCl2, Calcium chloride)은칼슘과염소로 이루어진 흰 빛깔의결정 구조를 지닌염이다.제빙할 때의 냉각 매제, 또 눈이 어는 것을 방지할 때 제설제로 쓰인다.
탄산 칼슘,산화 칼슘,수산화 칼슘에염산을 섞어 가열한 뒤증발, 농축시켜서 만든다.
시멘트 경화촉진제,기초공사 터파기 토질이 붕괴성 토질인 경우 지반의 화학적 안정화에 쓰인다.
도로의 아스팔트를 약하게 만드는 주범으로도 지목된다. 염화칼슘에 포함된 염소 성분은 금속의 부식을 촉진시켜 구조물에 영향을 끼치는데 철과 만나면 부식이 6배까지 가속화된다. 석회석이 들어간 시멘트도 지속적으로 접촉하면 부식이 진행돼된다. 염화칼슘으로 약해진 아스팔트를 위를 자동차가 지나가게 되면 노면이 탈락하고 도로 파임 현상이 생기기도 한다. 콘크리트 안에 철근까지도 침투해서 철근이 끊어지고 콘크리도 깨지고 하수도로 들어가면 물이 오염된다.
이온

이온(ion)은 원자 또는 분자의 특정한 상태를 나타내는 용어로, 전자를 잃거나 얻어전하를 띠는원자또는분자를 이른다.
원자에서양전하를 띠는양성자의 수는 화학 변화에 의해서 변하지 않지만,음전하를 띠는전자들은 감소하거나 증가할 수 있다. 원자가 이온이 되는 것을전리(電離) 또는이온화(ionization)라 한다. 중성의 원자에서 한개 이상의 전자를 잃으면, 원자는 양전하를 띠고, 한개 이상의 전자를 얻으면 음전하를 띠게 된다.양전하를 띤 이온을양이온(cation),음전하를 띤 이온을음이온(anion)이라 부른다.
전해질은이온을 통해 설명할 수 있는 물질인데, 이온의 정의없이는 설명할 수 없는 물질이기도 하다. 전해질이 물에 녹으면 양이온과 음이온으로 나뉜다. 이 현상을 '이온화'라고 하고, 양이온과 음이온을용해시키거나용융시키지 않은 채로 섞어 놓으면, 이온들은 정전기적 인력으로 인해 고체로 뭉치게 되는데, 이를이온 결합화합물(ionic compound)이라고 부른다.
이온은 원자,분자의 범위에서 정의되므로 '원자의 경우'와 '분자의 경우'로 나누어 분류하기도 한다.단 하나만의 원자를 가지고 있는 이온은단원자 이온(monatomic ion), 수산화 이온이나 시안 이온처럼 둘 이상의 원자가 합쳐져 만든 이온을다원자 이온(polyatomic ion)이라 한다. 또는 단원자이온을 줄여서 '원자이온' 또는 '이온'이라고 하고 특히 다원자이온은 '원자단 이온'이라고도 부른다.
전자를 n만큼 잃으면 원자나 분자기호 뒤에라고 표기하고 얻으면라고 표기하며, n 값이 1이면 숫자를 표시하지 않아도 된다.
단원자 이온은 원자가 가장 바깥쪽 껍질의 전자를 얻거나 잃을 때 형성된다. 안쪽의 껍질의 전자는 양전하를 띤 원자핵과 묶여있으며 화학반응에 관여하지 않는다. 이렇게 원자가 전자를 얻거나 잃는 과정을이온화라고 한다. 원자는 또한 강한방사선을 쬐는 것으로 이온화될 수 있다. 그러나 화학에서 일반적인 이온화는 원자나 분자가 사이에서 전자가 이동함으로써 일어난다. 이런 이동은 보통 안정된 전자 구성을 유지하려는 성질로 인해 일어난다. 예를 들면나트륨원자 (기호: Na)는 가장 바깥쪽 껍질에 전자 1개가 있다. 꽉찬 안쪽의 껍질들에는 10개의 전자가 있다. 10개의 전자로 이루어진 전자 구성은 매우 안정적이다. 이 때문에 나트륨은 가장 바깥쪽 껍질의 전자 1개를 잃고양이온이 되려는 경향이 있다. 양이온이 되는 과정은 이렇다.
반면에염소원자 (기호: Cl)는 가장 바깥쪽 껍질에 7개의 전자를 가지고 있다. 이 껍질이 8개의 전자로 채워지면 안정한 상태가 되므로 염소는 전자 1개를 얻고 음이온이 되려는 경향이 있다. 음이온이 되는 과정은 이렇다.
이것은 나트륨과 염소가 화학반응을 일으키게 하는 원동력이다. 이때 나트륨에서 염소로 전자 1개가 이동해서 나트륨 양이온과 염소 음이온이 형성된다. 이 양이온과 음이온은이온 결합을 일으키고 그 결과로염화나트륨(기호: NaCl, 일반적으로 소금으로 알려져 있다)을 형성한다.
다원자 및 분자의 이온은 종종 H같은 이온을 얻거나 잃음으로써 형성된다. 예를 들면암모니아(기호: NH3)는 H를 받아들여서 암모늄 이온 (기호: NH4) 을 형성한다. 암모니아와 암모늄은 같은 수의 전자를 가지고 있지만 암모늄은 양전하를 띠게 하는 양성자를 더 가지고 있다.
다원자이온의 형성에는 각 원자가 가지는 전자친화도가 중요한 역할을 한다.
예를 들자면 질산 이온(NO3)은 질소(N) 보다 산소(O)의 전자 친화도가 크므로 해서 질소는 +5가를 산소는 -2가이나 3개가 있으므로 -6가가 돼서 결국 -1가의 음이온이 된다.
양이온의 경우 원자 이름 + "이온"의 이름을 따르며, 음이온의 경우 원자이름 + "화 이온"의 이름을 따른다. 단, 음이온일 경우 산소와 염소의 "소"는 생략한다. (산소 → 산화 이온)
산소산의 경우 산소수에 따라 차아, 아, 과 등으로 나뉠 수 있으며, 수소수에 따라 이수소이온, 수소이온 등으로 나뉠 수 있다.
중화 반응

중화 반응(中和反應,영어:neutralization reaction)은아레니우스의 산-염기 개념(수용액의 H- OH)을 적용했을 경우의 반응이 아니다. 보다 넓게브뢴스테르-로리산-염기 개념이나루이스산-염기개념을 적용하면 수용액뿐만 아니라 보다 넓은 범위(유기물질의 반응)에서산-염기 반응으로 설명을 할 수 있다. 따라서 중화 반응은 산염기반응의 일종이라고 볼 수 있다. 하지만염과물이라는 부산물이 형성되는 특징 때문에 따로 분리된다.중화열이 방출되기 때문에 중화 반응이 일어나면 온도가 올라간다.
예를 들어,염산(HCl)과수산화 나트륨(NaOH)이 수용액이 반응하는 경우,
중화 반응의알짜 이온 반응식은 항상 아래와 같다.
하지만 아레니우스의 산-염기 개념으로는 설명할 수 없는 중화반응도 있다.
중화 반응의 의미는 반드시 중화점의 pH 농도가 7인 것을 의미하는 것은 아니다. 강산 및 강염기가 중화 반응을 하는 경우 중화점의 pH 농도는 7이 될 것이다. 예를 들어 강산,염산(HCl), 및 강염기의수산화나트륨(NaOH)이 반응하면 물과염화나트륨(NaCl)이 나올 것이다.
HCl + NaOH → H₂O + NaCl에서 H₃O나 OH에 농도 변화가 없기 때문에 최종 pH는 7이다.
만약 약산과 강염기가 반응하는 경우 중화점의 pH 농도는 7보다 커야 한다. 예를 들어 약산인아세트산과 강염기인수산화 나트륨이 반응하면 물,나트륨이온(Na),아세트산이온(CH₃COO이 나올 것이다.
CH₃COOH + NaOH → Na+ H₂O + CH₃COO
Na는 다른 이온과 반응하지 않는 이온이다. 그러나아세트산이온은 물을가수 분해해서 수산화 이온(OH)을 만드는 강염기이다.
CH₃COO+ H₂O ⇌ CH₃COOH + OH따라서, 생성된 용액은 염기성이다.
만약 약염기와 강산이 중화 반응을 하는 경우 중화점의 pH 농도는 7 미만이 될 것이다. 예를 들어 약염기인 시안화 이온(CN)과 강산인염산이 반응하면 염화 이온(Cl),시안화수소산이 나오게 된다.
CN+ HCl → Cl+ HCN
Cl는 다른 이온과 반응하지 않는 이온이다. 그러나시안화수소산은 물을가수 분해해서 H₃O이온을 나오게 하는 약산이다.
HCN + H₂O ⇌ CN+ H₃O
따라서, 생성된 용액은 산성이다.
마지막으로 약산과 약염기가 중화 반응을 하는 경우 산과 염기의 농도에 따라 달라진다. 예를 들어 약염기, CN와 약산,아세트산이 반응하는 경우 HCN과 CH₃COO가 나오게 된다. CH₃COOH(pKa=4.75)가 HCN(pKa=9.2)보다 강한 산이다. 그리고 약산과 약염기의 초기 농도를 가정하면  중화점의 pH 농도는 7 미만이 된다.
CN+ CH₃COOH ⇌ HCN + CH₃COO
아세트 이온은 물과 반응해서아세트산과 수산화 이온(OH)가 나오게 된다.
CH₃COO+ H₂O ⇌ CH₃COOH + OH
위의 경우에서는, 생성된 용액은 염기성이다.
산 염기 반응을 그래프로 나타낸 것이다. x축은 산 또는 염기의 양이 되며 y축은 pH가 된다. 산-염기 중화적정에서 가해준 산 또는 염기의 부피에 따른 용액의 pH변화를 나타낸 곡선이다.
여기서는 산염기 지시약을 뜻하며, pH변화를 색깔 변화를 통해 용액의 산도를 판별하는 시약이다.
석회수

석회수(石灰水)는수산화 칼슘을물에 녹인용액이다.석회액(石灰液)이라 부르기도 한다.무색투명하지만 공기에 접촉하거나 끓이면이산화 탄소를 흡수해 뿌옇게 변한다.강한염기성을 띠며, 소독, 살균, 이산화 탄소 검사시약등에 쓰인다.