（一）酸式盐的定义：酸式盐是多元酸中的氢离子部分被碱中和的产物，它由金属阳离子（或NH₄⁺）和酸式酸根离子构成，例如KHSO4、NaHS、NH4HCO3等。

（二）酸式盐的类别：为了研究的方便，一般可把酸式盐分成强酸酸式盐（硫酸氢盐）、弱酸酸式盐（非硫酸氢盐）两大类。

（三）酸式盐的形成

1、不足量碱与多元酸反应，例如：H₂SO₄+NaOH==NaHSO₄+H₂O；

2、正盐与对应的酸反应，例如：Na₂CO₃+H₂O+CO₂==2NaHCO₃；

3、弱酸正盐与少量强酸的反应，例如：Na₂CO₃+HCl==NaHCO₃+NaCl；

4、过量的酸性氧化物跟少量的可溶性碱溶液反应，例如：CO₂（过量）+NaOH==NaHCO₃；

5、过量的酸性氧化物与少量相应酸的正盐或更弱酸的盐反应，例如：

Na₂CO₃+CO₂+H₂O==NaHCO₃

NaAlO₂+CO₂+2H₂O==NaHCO₃+Al(OH)₃↓

（四）酸式盐在水中的溶解性：绝大多数的酸式盐易溶于水，而且酸式盐的溶解度大于正盐，例如Ca(HCO₃)₂＞CaCO₃、Mg(HCO₃)₂＞MgCO₃，但是碱金属元素中有例外――Na₂CO₃在水中的溶解度就比NaHCO₃要大。

（五）酸式盐的化学性质

1、热稳定性

（1）热稳定性大小顺序一般为：正盐＞酸式盐＞对应酸，例如：Na₂CO₃受热难分解、2 NaHCO₃Na₂CO₃+CO₂+H₂O、H₂CO₃=CO₂↑+H₂O。

（2）一般说来，多元弱酸（如H₂CO₃ 、H₂SO₃）易分解，其酸式盐受热也易分解，例如：2NaHSO₃=Na₂SO₃+SO₂+H₂O；多元酸较稳定，其酸式盐也较稳定，例如：H₂SO₄较H₂CO₃稳定，则NaHSO₄要较NaHCO₃稳定。

2、酸式盐与碱的反应

（1）强酸的酸式盐

具有强酸的性质，例如：NaHSO₄ +NaOH==Na₂SO₄+H₂O（其离子方程式为H⁺+OH^-==H₂O），NaHCO₃+ NaHSO₄== Na₂SO₄+CO₂↑+H₂O（其离子方程式为HCO₃^-+H⁺== CO₂↑+H₂）。

（2）弱酸酸式盐

弱酸酸式盐具有H⁺的某些性质，能与碱反应。例如：NaHCO₃ + NaOH == Na₂CO₃+H₂O（其离子方程式为HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O），Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂==CaCO₃↓+H₂O（其离子方程式为Ca²⁺+HCO₃^-+OH^-==CaCO₃↓+H₂O）。

3、弱酸酸式盐与强酸的反应

例如：NaHCO₃+ HCl ==NaCl+CO₂↑+H₂O（其离子方程式为HCO₃^-+H⁺== CO₂↑+H₂O）。

当然，酸式盐仍然是盐，肯定能体现盐的某些性质――包括金属阳离子（或NH₄⁺）和酸根离子的某些性质。

（六）酸式盐的水解与电离

1、酸式盐的水解

水解的规律是“有弱才水解、越弱越水解”，例如：HCO^3-+H₂OㄐH₂CO₃+OH^-。

弱酸酸式盐与某些弱碱强酸盐溶液混合时可能发生“双水解反应”，例如：AlCl₃+ 3NaHCO₃=====Al(OH)₃↓+3CO₂↑+3NaCl。

2、酸式盐的电离

（1）水溶液中

①NaHCO₃==Na⁺+ HCO₃^-、HCO₃^-ㄐH⁺+CO₃^2-

②NaHSO₄== Na⁺+ H⁺+ SO₄^2-（或NaHSO₄= Na⁺+ HSO₄^-）

（2）熔化状态下

①2NaHCO₃（熔）== Na₂CO₃+CO₂+H₂O（NaHCO₃在熔化状态下不存在，要分解），Na₂CO₃（熔）== 2Na⁺+CO₃^2-。

②NaHSO₄== Na⁺+ HSO₄^-。

3、酸式盐水溶液的酸碱性

酸式盐溶于水后，溶液的酸碱性与酸式阴离子的电离和水解程度的大小有关，如果电离大于水解，则溶液显酸性；如果电离小于水解，则溶液显碱性。所以酸式盐溶液不一定显酸性，相反，绝大多数酸式盐水溶液显碱性，只有HSO₄^-、H₂PO₄^-、HSO₃^-等盐的水溶液显酸性。

（七）涉及酸式盐的常考题型

1、酸式盐与碱反应的离子方程式问题

（1）单纯“中和”，如前述NaHSO₄ +NaOH ==Na₂SO₄+H₂O的离子方程式为H⁺+OH^-=H₂O，NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃+H₂O的离子方程式为HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O ，NaHCO₃+ NaHSO₄== Na₂SO₄+CO₂↑+H₂O的离子方程式为HCO₃^-+H⁺== CO₂↑+H₂O。

（2）既“中和”又“沉淀”

①NaHSO₄（少量）+Ba(OH)₂的离子方程式为：H⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+OH^-==BaSO₄↓+H₂O；

NaHSO₄（过量）+Ba(OH)₂的离子方程式为：Ba²⁺+2OH^-+2H⁺+SO₄^2-== BaSO₄↓+2H₂O。

②Ca(HCO₃)₂ + NaOH（少量）的离子方程式为： OH^-+ Ca²⁺+HCO₃^-== CaCO₃↓+H₂O；

Ca(HCO₃)₂ + NaOH（过量）的离子方程式为：Ca²⁺+2HCO₃^-+2OH^-== CaCO₃↓+2H₂O。

书写这类离子方程式的诀窍是“设少为1，以少定多”――设量少的物质为1mol，根据其电离产生的离子物质的量，确定量多物质有关离子的用量（它们需多少便有多少）。

但要注意：Mg(HCO₃)₂+NaOH（过量）的离子方程式为：Mg²⁺+2HCO₃^-+4OH^-== Mg(OH)₂↓+2CO₃^2-+2H₂O，原因是Mg(OH)₂比MgCO₃更难溶。

2、离子共存问题

（1）弱酸的酸式盐离子（如HCO₃^-、HS^-等），不能与H⁺或OH^-大量共存。

（2）HCO₃ ^-等弱酸酸式盐离子，在溶液中能与Al³⁺、Fe³⁺等离子发生双水解反应，因而不能大量共存。

注意AlO₂^-与HCO^3-在溶液中也不能大量共存。这不是水解，而是因为AlO₂^-的水解促进了HCO₃^-的电离，其离子方程式为：AlO₂^-+HCO₃^-+H₂O==Al(OH)₃↓+CO₃^2-。

（3）HS^-、HSO₃^-等酸式盐离子通常具有还原性，因而不能与Fe³⁺、ClO^-等具有强氧化性的离子大量共存。

3、推断题。限于篇幅，这里从略。

复习必须“树魂立根”――树化学理论之魂、立元素及其化合物知识之根，充分运用理论的指导作用，才能把每个知识点导深、导活、导透。重要的理论包括：

1、氧化还原反应理论：主要解决物质是否具有氧化性、还原性及其强弱等。例如，元素处于最低价态时只可能具有还原性、处于最高价态时只可能具有氧化性、处于中间价态时既可能具有还原性又可能具有氧化性。一般说来，元素处于高价且对应物质不稳定就具有强氧化性，如HClO、浓H₂SO₄、HNO₂及其盐、HNO₃及其盐；但如果物质稳定，即使元素处于最高价也没有强氧化性，如HClO₄及其盐（ClO₄^-稳定）、稀H₂SO₄及其盐（SO₄^2-稳定）。

2、离子反应理论和电解质溶液理论：主要解决溶液中离子的种类和浓度、溶液的酸碱性、离子之间是否发生反应――包括离子互换反应、氧化还原反应、双水解反应和络合反应等。例如FeCl₃溶液的性质可以从以下方面去考虑：Cl^-的性质（沉淀性及还原性）、Fe³⁺的性质（沉淀性、水解性、氧化性、络合性）；又如新制氯水的性质可以从以下方面去考虑：

成分

H₂O

Cl₂

HClO

H⁺

Cl^-

ClO^-、OH^-（微量）

性质

与CuSO₄等反应

与Fe²⁺、

Br^-等反应

强氧化性及漂白性

酸的通性

沉淀性及还原性

3、元素周期律理论：主要解决元素及其化合物的基本性质，例如元素的金属性非金属性、同周期元素及其化合物的递变性、同主族元素及其化合物的相似性与递变性等。

4、化学键理论和晶体结构理论：主要解决物质结构、化学活性、稳定性、熔沸点、硬度、溶解性等。

5、化学反应速率与化学平衡理论：主要解决化学反应的快慢与进行的程度。

在复习每种物质（知识点）时，应引导学生按以下程序进行联想：

在复习元素的单质及其化合物时首先列出以下两条知识主线：

（一）非金属知识主线（六种）

气态氢化物←单质→氧化物→对应水化物→相应含氧酸盐

气态氢化物

单质

氧化物

对应水化物

相应含氧酸盐

HCl

Cl₂

Cl₂O

HCl

NaClO、Ca(ClO)₂

H₂S

S

SO₂、SO₃

H₂SO_3、H₂SO₄

Na₂SO_{3 、}Na₂SO₄

NH₃

N₂

NO、NO₂ 、N₂O₅

HNO₃

NaNO₃、Cu(NO₃)₂

PH₃

P

P₂O₅

HPO_3、H₃PO₄

Ca₃(PO₄)₂ 、Ca(H₂PO₄)₂

CH₄

C

CO、CO₂

H₂CO₃

CaCO₃ 、Ca(HCO₃)₂

SiH₄

Si

SiO₂

H₄SiO_{4 、}H₂SiO₃

Na₂SiO₃ 、CaSiO₃

（二）金属知识主线（五种）

单质→氧化物→对应水化物→相应盐

单质

氧化物

对应水化物

相应盐

Na

Na₂O、Na₂O₂

NaOH

Na₂CO₃ 、NaHCO₃

Mg

MgO

Mg(OH)₂

MgCl₂ 、Mg(HCO₃)₂

Al

Al₂O₃

Al(OH)₃

Al₂(SO₄) ₃ 、NaAlO₂

Fe

FeO、Fe₂O₃、Fe₃O₄

Fe(OH)₂ 、Fe(OH)₃

FeSO₄ 、Fe₂(SO₄)₃

Cu

Cu₂O、CuO

Cu(OH)₂

CuSO₄

在此基础上再构建知识网络，例如铜及其化合物：

中学无机化学重点研究的物质有单质、氢化物、氧化物、酸、碱、盐六大类。

１、单质

（1）结构：分子组成可分为单原子分子、双原子分子、多原子分子。晶体结构可分为：分子晶体、原子晶体、金属晶体。

（2）性质

①金属单质：由于最外层电子数一般少于4个，易失去外层电子而达到稳定结构，所以容易表现出还原性，不会表现氧化性，主要研究与氧化性物质的化学反应，故一般研究其与非金属单质、氢化物（包括H₂O）、高价态氧化物（如CO₂）、酸（分氧化性酸和非氧化性酸）和盐的反应。当然也要注意一些特殊的反应，如某些金属（如Al）可与强碱溶液反应，又如某些金属（如Fe和Al）与浓H₂SO₄、浓HNO₃会发生钝化等。

②非金属单质：由于最外层电子数一般比较多，易得到电子达到稳定结构，容易表现出氧化性（当然也可以表现出还原性），主要研究与还原性物质的化学反应，故一般研究其与金属单质、非金属单质（如H₂）、氢化物（如H₂O）、氧化物（一般是金属氧化物）、酸、碱和盐的反应，也要注意一些特殊的反应，如Si与HF、C与浓H₂SO₄或浓HNO₃等。

２、氢化物

（1）结构：分族研究，各族都有特定的结构，如第VA族氢化物是三角锥形。另外F、O、N与H原子之间可形成氢键，会使物质的一些性质（如熔点、溶解度）表现出特殊性。

（2）性质

①金属氢化物：主要研究其与水反应生成碱和H₂。其本质是金属氢化物中―1价的氢与水中+1价的氢之间发生归中反应。

②非金属氢化物：先判断水溶液的酸碱性，若水溶液显酸性，则一般可以表现酸的通性，可与单质、氧化物、碱反应。其次非金属氧化物易表现还原性，注意MnO₂与浓盐酸，SO₂与H₂S，NH₃与CuO，H₂O与F₂等的反应。

３、氧化物

（1）分类                 酸性氧化物（包括Mn₂O₇等）

            成盐氧化物    碱性氧化物

    氧化物                两性氧化物（Al₂O₃)

            不成盐氧化物（CO、NO）

                过氧化物等特殊氧化物

（2）非氧化还原通性

①酸性氧化物：与水反应只生成酸，与碱性氧化物反应只生成盐，与碱反应只生成盐和水，与某些盐反应。

②碱性氧化物：与水反应只生成碱，与酸性氧化物反应只生成盐，与酸反应只生成盐和水，与某些盐反应。

③两性氧化物：兼有酸性氧化物、碱性氧化物的性质。

（3）氧化性还原性

氧化物里中心元素的化合价决定了氧化物的氧化性和还原性。若处于中间价态，则一般既可表现氧化性、又可表现还原性；若处于最高价态，则只能表现氧化性。例如H₂O₂跟强氧化性物质（如KMnO₄/H⁺）作用表现还原性，与强还原性物质（如H₂S）作用表现氧化性。

４、酸

酸分为含氧酸和无氧酸，又可分为非氧化性酸、氧化性酸和还原性酸，还可分为挥发性酸和高沸点酸，强酸和弱酸，一元酸和多元酸。

（1）一般性：①与酸碱指示剂作用；②含氧酸一般由酸酐与水反应得到，一般溶于水，放出大量热，并电离出H⁺和相应酸根离子；③酸能与碱性氧化物、碱反应生成盐和水；④酸能与活泼金属发生置换反应放出H₂；⑤酸能与某些盐发生复分解反应生成新盐和新酸。

（2）特殊性：①一些氧化性酸与酸碱指示剂先显色后褪色；②H₂SiO₃不溶于水，且不能由SiO₂与水反应得到；③与碱或碱性氧化物反应生成的盐不一定是正盐；④强氧化性酸与金属反应，不一定是置换反应；不一定放出气体；放出的气体也不一定是H₂。

５、碱

（1）一般性：①与酸碱指示剂作用；②可溶性碱可由碱性氧化物与水反应得到；碱溶于水放出大量热，不溶性碱受热易分解；③可与酸性氧化物、酸反应生成盐和水；④碱可与一些非金属单质发生歧化反应；⑤碱能与某些盐发生复分解反应生成新盐和新碱。

（2）特殊性：①强碱可与铝反应生成H₂；②碱可使某些沉淀溶解，如NaOH溶液可溶解Al(OH)₃沉淀，氨水可溶解AgOH沉淀（得到银氨溶液）。

６、盐

（1）水溶性：钠盐、钾盐、铵盐均溶于水。碳酸盐大都不溶于水，而碳酸氢盐一般易溶于水。

（2）氧化性、还原性：①常见氧化性盐：Fe³⁺盐、KMnO₄/H⁺、NaClO；②常见还原性盐：KI、Na₂S、Na₂SO₃、Fe²⁺盐。

（3）特殊颜色：Fe³⁺（黄色）、Fe²⁺（浅绿色）、Cu²⁺（蓝色）、AgCl（白色）、AgBr（淡黄色）、AgI（黄色）、CuS（黑色）。

五、抓好“三个结合”，注重纵横联系

元素及其化合物知识不仅与基本理论密切相关，也与实验、计算以及生产生活实际有密切的联系，在复习元素及其化合物时要将这三块内容穿插其中，使元素及其化合物知识与实验、计算以及生产生活实际融为一体。

1、与实验结合

化学是一门以实验为基础的学科，实验中除基本操作外，试剂保存、仪器洗涤、物质的制备、分离和提纯、检验、定量实验，特别是性质实验无不与元素化合物知识有关。复习元素及其化合物时，如果能结合一些典型实验进行教学，不但能提高学习兴趣，而且还能加深对知识的理解和运用。与实验结合结合时，要特别注意综合与创新。

实例1：在复习“Fe²⁺”和“Fe³⁺”的相互转化关系时，可设计如下两组实验：（1）向新制的FeCl₂溶液中滴加几滴KSCN溶液，溶液无明显变化，再向其中滴加氯水，观察现象；（2）取四支分别盛有FeCl₃溶液的试管，再向其中三支试管中分别加入少量Fe粉，铜粉、KI溶液，观察产生的现象；并写出上述两组实验的有关反应方程式。通过上述实验，既复习了“Fe²⁺”和“Fe³⁺”的性质和相互转化关系，又复习了 “Fe²⁺”和“Fe³⁺”的检验。

实例2：使氯气依次通过湿的色布、浓硫酸、干燥的有色布条、FeCl₃溶液、氢硫酸、KI 淀粉溶液和NaOH溶液，各有什么现象？指出NaOH溶液的3个作用，写出有关化学方程式。这就把氯气的许多性质联系起来复习了。

实例3：对SO₂气体的性质可通过下列实验进行――SO₂通入哪种溶液中会出现下列现象：（A）使澄色溶液变为无色；（B）使棕黄色溶液变为无色；（C）使紫色溶液变为红色；（D）使红色溶液变为无色，但加热后又变为红色；（E）使无色溶液变为浅黄色沉淀；（F） 使无色溶液出现白色沉淀，继续通入过量的SO₂，白色沉淀逐渐溶解。通过对问题的分析与实验，把SO₂的主要性质，即与溴水、FeCl₃、石蕊、品红、氢硫酸、澄清石灰水等物质的反应得到全面复习。

2、与计算结合

复习元素及其化合物的性质时，将定性深化为定量是必不可少的，与计算结合，既巩固加深了对物质性质的理解和运用，又可提高学生的分析和计算能力。例如ClO₂、Cl₂都是强氧化剂，都可以消毒杀菌，与同质量的Cl₂相比，ClO₂具有更高的消毒效率计算相同质量的ClO₂消毒效率是Cl₂的多少倍。又如在复习氮氧化物知识时，应穿插NO、NO₂、O₂、H₂O反应的有关计算。

3、与生产生活实际结合

在复习中，应尽可能将元素及其化合物知识与生产、生活、环境、自然、能源等实际问题紧密联系起来，使学生感到化学知识是有源之水、有本之木，学习化学知识不仅仅是为了应试，更重要的是具有实际的意义。同时，这也是激发学生学习兴趣的重要途径。

六、渗透重要的化学思想，提高学生的思维能力

1、分类的思想：分类思想就是根据研究对象本质属性的相同点与不同点，将其分成几个不同种类的一种科学思想。它既是一种重要的科学思想，又是一种重要的逻辑方法。分类的思想是学习中最常用也最有用的思想，它能将知识系统化，是寻找共性的基础。例如我们在前面就将中学无机化学涉及的物质分成了单质、氢化物、氧化物、酸、碱、盐六大类去研究。

2、同中求异、异中求同的思想：在创造性思维活动中，求异思维占主导地位，也有求同的成分，而且两者是密切结合的。在复习中，只有引导学生同中求异与异中求同的反复结合，才能培养思维的流畅性、变通性、新奇性。例如对一类物质，我们可以先分析它们的通性，再去寻找某些个体的特性。

3、对比的思想：将不同物质从多角度进行对比，不仅有助于记忆，而且能体现二者的区别。在元素化合物中有一些元素化合物之间存在着相同点、不同点和相互联系，容易引起混淆，对于这些物质，可采用比较法，进行综合分析，一一进行对照比较分析，找出其共性和差异，以获得牢固、系统、准确的知识。例如液氯和氯水的比较、盐酸和氯化氢的比较、三大强酸的比较、Na₂CO₃与NaHCO₃的比较、Na₂O与Na₂O₂的比较。

4、类比的思想：类比是依据两个对象之间存在着某些相同或相似的属性，推出它们存在其它相同或相似的属性的思维方法。例如对于同一主族的元素或处于对角线位置的元素，性质常常十分相似，运用类比思想，便可推出未学元素的一些性质。

5、归纳的思想：归纳推理是从具体的前提过渡到一般性的结论的推理。它有两种功能，一是概括一般情况，二是推测将来结果，其结论都超越了前提的范围。例如对置换反应可作如下归纳：

（1）同主族元素单质之间的置换反应：

ⅠA：　Na、K→H₂　　Na→K

ⅣA：　C→Si

ⅥA：　O₂→S

ⅦA：　Cl₂→Br₂、I₂　　Br₂→I₂

（2）不同主族元素单质之间的置换反应：

①碱金属单质以外的金属单质置换H₂：

Mg、Al→H₂　Al、Si→H₂　C→H₂

②卤族元素单质与氧族元素单质之间的置换：

F₂→O₂　　Cl₂→S

③卤族元素单质与氮族元素单质之间的置换：

Cl₂→N₂

④氧族元素单质与氮族元素单质之间的置换：

O₂→N₂

⑤其他

Mg→C　　H₂→Si

（3）过渡元素单质参与的置换反应：

①置换出氢气：

Zn、Fe→H₂　Fe→H₂

②非金属单质置换出金属：

H₂→Cu、Fe　C→Cu、Fe　Si→Fe

③铝热反应：Al与比它活泼性差的金属氧化物之间的置换。

④金属单质置换出金属单质：遵循金属活动顺序表。

复习有法但无定法。元素化合物的复习，重在方法的指导和典型知识的归纳总结、并关注各类知识间的相互渗透，力求达到知识的有序储存和有序检索，努力提高学生的综合能力。