（一）酸式鹽的定義：酸式鹽是多元酸中的氫離子部分被堿中和的產(chǎn)物，它由金屬陽離子（或NH₄⁺）和酸式酸根離子構成，例如KHSO4、NaHS、NH4HCO3等。

（二）酸式鹽的類別：為了研究的方便，一般可把酸式鹽分成強酸酸式鹽（硫酸氫鹽）、弱酸酸式鹽（非硫酸氫鹽）兩大類。

（三）酸式鹽的形成

1、不足量堿與多元酸反應，例如：H₂SO₄+NaOH==NaHSO₄+H₂O；

2、正鹽與對應的酸反應，例如：Na₂CO₃+H₂O+CO₂==2NaHCO₃；

3、弱酸正鹽與少量強酸的反應，例如：Na₂CO₃+HCl==NaHCO₃+NaCl；

4、過量的酸性氧化物跟少量的可溶性堿溶液反應，例如：CO₂（過量）+NaOH==NaHCO₃；

5、過量的酸性氧化物與少量相應酸的正鹽或更弱酸的鹽反應，例如：

Na₂CO₃+CO₂+H₂O==NaHCO₃

NaAlO₂+CO₂+2H₂O==NaHCO₃+Al(OH)₃↓

（四）酸式鹽在水中的溶解性：絕大多數(shù)的酸式鹽易溶于水，而且酸式鹽的溶解度大于正鹽，例如Ca(HCO₃)₂＞CaCO₃、Mg(HCO₃)₂＞MgCO₃，但是堿金屬元素中有例外――Na₂CO₃在水中的溶解度就比NaHCO₃要大。

（五）酸式鹽的化學性質

1、熱穩(wěn)定性

（1）熱穩(wěn)定性大小順序一般為：正鹽＞酸式鹽＞對應酸，例如：Na₂CO₃受熱難分解、2 NaHCO₃Na₂CO₃+CO₂+H₂O、H₂CO₃=CO₂↑+H₂O。

（2）一般說來，多元弱酸（如H₂CO₃ 、H₂SO₃）易分解，其酸式鹽受熱也易分解，例如：2NaHSO₃=Na₂SO₃+SO₂+H₂O；多元酸較穩(wěn)定，其酸式鹽也較穩(wěn)定，例如：H₂SO₄較H₂CO₃穩(wěn)定，則NaHSO₄要較NaHCO₃穩(wěn)定。

2、酸式鹽與堿的反應

（1）強酸的酸式鹽

具有強酸的性質，例如：NaHSO₄ +NaOH==Na₂SO₄+H₂O（其離子方程式為H⁺+OH^-==H₂O），NaHCO₃+ NaHSO₄== Na₂SO₄+CO₂↑+H₂O（其離子方程式為HCO₃^-+H⁺== CO₂↑+H₂）。

（2）弱酸酸式鹽

弱酸酸式鹽具有H⁺的某些性質，能與堿反應。例如：NaHCO₃ + NaOH == Na₂CO₃+H₂O（其離子方程式為HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O），Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂==CaCO₃↓+H₂O（其離子方程式為Ca²⁺+HCO₃^-+OH^-==CaCO₃↓+H₂O）。

3、弱酸酸式鹽與強酸的反應

例如：NaHCO₃+ HCl ==NaCl+CO₂↑+H₂O（其離子方程式為HCO₃^-+H⁺== CO₂↑+H₂O）。

當然，酸式鹽仍然是鹽，肯定能體現(xiàn)鹽的某些性質――包括金屬陽離子（或NH₄⁺）和酸根離子的某些性質。

（六）酸式鹽的水解與電離

1、酸式鹽的水解

水解的規(guī)律是“有弱才水解、越弱越水解”，例如：HCO^3-+H₂OㄐH₂CO₃+OH^-。

弱酸酸式鹽與某些弱堿強酸鹽溶液混合時可能發(fā)生“雙水解反應”，例如：AlCl₃+ 3NaHCO₃=====Al(OH)₃↓+3CO₂↑+3NaCl。

2、酸式鹽的電離

（1）水溶液中

①NaHCO₃==Na⁺+ HCO₃^-、HCO₃^-ㄐH⁺+CO₃^2-

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

（2）熔化狀態(tài)下

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

②NaHSO₄== Na⁺+ HSO₄^-。

3、酸式鹽水溶液的酸堿性

酸式鹽溶于水后，溶液的酸堿性與酸式陰離子的電離和水解程度的大小有關，如果電離大于水解，則溶液顯酸性；如果電離小于水解，則溶液顯堿性。所以酸式鹽溶液不一定顯酸性，相反，絕大多數(shù)酸式鹽水溶液顯堿性，只有HSO₄^-、H₂PO₄^-、HSO₃^-等鹽的水溶液顯酸性。

（七）涉及酸式鹽的�？碱}型

1、酸式鹽與堿反應的離子方程式問題

（1）單純“中和”，如前述NaHSO₄ +NaOH ==Na₂SO₄+H₂O的離子方程式為H⁺+OH^-=H₂O，NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃+H₂O的離子方程式為HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O ，NaHCO₃+ NaHSO₄== Na₂SO₄+CO₂↑+H₂O的離子方程式為HCO₃^-+H⁺== CO₂↑+H₂O。

（2）既“中和”又“沉淀”

①NaHSO₄（少量）+Ba(OH)₂的離子方程式為：H⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+OH^-==BaSO₄↓+H₂O；

NaHSO₄（過量）+Ba(OH)₂的離子方程式為：Ba²⁺+2OH^-+2H⁺+SO₄^2-== BaSO₄↓+2H₂O。

②Ca(HCO₃)₂ + NaOH（少量）的離子方程式為： OH^-+ Ca²⁺+HCO₃^-== CaCO₃↓+H₂O；

Ca(HCO₃)₂ + NaOH（過量）的離子方程式為：Ca²⁺+2HCO₃^-+2OH^-== CaCO₃↓+2H₂O。

書寫這類離子方程式的訣竅是“設少為1，以少定多”――設量少的物質為1mol，根據(jù)其電離產(chǎn)生的離子物質的量，確定量多物質有關離子的用量（它們需多少便有多少）。

但要注意：Mg(HCO₃)₂+NaOH（過量）的離子方程式為：Mg²⁺+2HCO₃^-+4OH^-== Mg(OH)₂↓+2CO₃^2-+2H₂O，原因是Mg(OH)₂比MgCO₃更難溶。

2、離子共存問題

（1）弱酸的酸式鹽離子（如HCO₃^-、HS^-等），不能與H⁺或OH^-大量共存。

（2）HCO₃ ^-等弱酸酸式鹽離子，在溶液中能與Al³⁺、Fe³⁺等離子發(fā)生雙水解反應，因而不能大量共存。

注意AlO₂^-與HCO^3-在溶液中也不能大量共存。這不是水解，而是因為AlO₂^-的水解促進了HCO₃^-的電離，其離子方程式為：AlO₂^-+HCO₃^-+H₂O==Al(OH)₃↓+CO₃^2-。

（3）HS^-、HSO₃^-等酸式鹽離子通常具有還原性，因而不能與Fe³⁺、ClO^-等具有強氧化性的離子大量共存。

3、推斷題。限于篇幅，這里從略。

復習必須“樹魂立根”――樹化學理論之魂、立元素及其化合物知識之根，充分運用理論的指導作用，才能把每個知識點導深、導活、導透。重要的理論包括：

1、氧化還原反應理論：主要解決物質是否具有氧化性、還原性及其強弱等。例如，元素處于最低價態(tài)時只可能具有還原性、處于最高價態(tài)時只可能具有氧化性、處于中間價態(tài)時既可能具有還原性又可能具有氧化性。一般說來，元素處于高價且對應物質不穩(wěn)定就具有強氧化性，如HClO、濃H₂SO₄、HNO₂及其鹽、HNO₃及其鹽；但如果物質穩(wěn)定，即使元素處于最高價也沒有強氧化性，如HClO₄及其鹽（ClO₄^-穩(wěn)定）、稀H₂SO₄及其鹽（SO₄^2-穩(wěn)定）。

2、離子反應理論和電解質溶液理論：主要解決溶液中離子的種類和濃度、溶液的酸堿性、離子之間是否發(fā)生反應――包括離子互換反應、氧化還原反應、雙水解反應和絡合反應等。例如FeCl₃溶液的性質可以從以下方面去考慮：Cl^-的性質（沉淀性及還原性）、Fe³⁺的性質（沉淀性、水解性、氧化性、絡合性）；又如新制氯水的性質可以從以下方面去考慮：

成分

H₂O

Cl₂

HClO

H⁺

Cl^-

ClO^-、OH^-（微量）

性質

與CuSO₄等反應

與Fe²⁺、

Br^-等反應

強氧化性及漂白性

酸的通性

沉淀性及還原性

3、元素周期律理論：主要解決元素及其化合物的基本性質，例如元素的金屬性非金屬性、同周期元素及其化合物的遞變性、同主族元素及其化合物的相似性與遞變性等。

4、化學鍵理論和晶體結構理論：主要解決物質結構、化學活性、穩(wěn)定性、熔沸點、硬度、溶解性等。

5、化學反應速率與化學平衡理論：主要解決化學反應的快慢與進行的程度。

在復習每種物質（知識點）時，應引導學生按以下程序進行聯(lián)想：

在復習元素的單質及其化合物時首先列出以下兩條知識主線：

（一）非金屬知識主線（六種）

氣態(tài)氫化物←單質→氧化物→對應水化物→相應含氧酸鹽

氣態(tài)氫化物

單質

氧化物

對應水化物

相應含氧酸鹽

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）金屬知識主線（五種）

單質→氧化物→對應水化物→相應鹽

單質

氧化物

對應水化物

相應鹽

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

在此基礎上再構建知識網(wǎng)絡，例如銅及其化合物：

中學無機化學重點研究的物質有單質、氫化物、氧化物、酸、堿、鹽六大類。

１、單質

（1）結構：分子組成可分為單原子分子、雙原子分子、多原子分子。晶體結構可分為：分子晶體、原子晶體、金屬晶體。

（2）性質

①金屬單質：由于最外層電子數(shù)一般少于4個，易失去外層電子而達到穩(wěn)定結構，所以容易表現(xiàn)出還原性，不會表現(xiàn)氧化性，主要研究與氧化性物質的化學反應，故一般研究其與非金屬單質、氫化物（包括H₂O）、高價態(tài)氧化物（如CO₂）、酸（分氧化性酸和非氧化性酸）和鹽的反應。當然也要注意一些特殊的反應，如某些金屬（如Al）可與強堿溶液反應，又如某些金屬（如Fe和Al）與濃H₂SO₄、濃HNO₃會發(fā)生鈍化等。

②非金屬單質：由于最外層電子數(shù)一般比較多，易得到電子達到穩(wěn)定結構，容易表現(xiàn)出氧化性（當然也可以表現(xiàn)出還原性），主要研究與還原性物質的化學反應，故一般研究其與金屬單質、非金屬單質（如H₂）、氫化物（如H₂O）、氧化物（一般是金屬氧化物）、酸、堿和鹽的反應，也要注意一些特殊的反應，如Si與HF、C與濃H₂SO₄或濃HNO₃等。

２、氫化物

（1）結構：分族研究，各族都有特定的結構，如第VA族氫化物是三角錐形。另外F、O、N與H原子之間可形成氫鍵，會使物質的一些性質（如熔點、溶解度）表現(xiàn)出特殊性。

（2）性質

①金屬氫化物：主要研究其與水反應生成堿和H₂。其本質是金屬氫化物中―1價的氫與水中+1價的氫之間發(fā)生歸中反應。

②非金屬氫化物：先判斷水溶液的酸堿性，若水溶液顯酸性，則一般可以表現(xiàn)酸的通性，可與單質、氧化物、堿反應。其次非金屬氧化物易表現(xiàn)還原性，注意MnO₂與濃鹽酸，SO₂與H₂S，NH₃與CuO，H₂O與F₂等的反應。

３、氧化物

（1）分類                 酸性氧化物（包括Mn₂O₇等）

            成鹽氧化物    堿性氧化物

    氧化物                兩性氧化物（Al₂O₃)

            不成鹽氧化物（CO、NO）

                過氧化物等特殊氧化物

（2）非氧化還原通性

①酸性氧化物：與水反應只生成酸，與堿性氧化物反應只生成鹽，與堿反應只生成鹽和水，與某些鹽反應。

②堿性氧化物：與水反應只生成堿，與酸性氧化物反應只生成鹽，與酸反應只生成鹽和水，與某些鹽反應。

③兩性氧化物：兼有酸性氧化物、堿性氧化物的性質。

（3）氧化性還原性

氧化物里中心元素的化合價決定了氧化物的氧化性和還原性。若處于中間價態(tài)，則一般既可表現(xiàn)氧化性、又可表現(xiàn)還原性；若處于最高價態(tài)，則只能表現(xiàn)氧化性。例如H₂O₂跟強氧化性物質（如KMnO₄/H⁺）作用表現(xiàn)還原性，與強還原性物質（如H₂S）作用表現(xiàn)氧化性。

４、酸

酸分為含氧酸和無氧酸，又可分為非氧化性酸、氧化性酸和還原性酸，還可分為揮發(fā)性酸和高沸點酸，強酸和弱酸，一元酸和多元酸。

（1）一般性：①與酸堿指示劑作用；②含氧酸一般由酸酐與水反應得到，一般溶于水，放出大量熱，并電離出H⁺和相應酸根離子；③酸能與堿性氧化物、堿反應生成鹽和水；④酸能與活潑金屬發(fā)生置換反應放出H₂；⑤酸能與某些鹽發(fā)生復分解反應生成新鹽和新酸。

（2）特殊性：①一些氧化性酸與酸堿指示劑先顯色后褪色；②H₂SiO₃不溶于水，且不能由SiO₂與水反應得到；③與堿或堿性氧化物反應生成的鹽不一定是正鹽；④強氧化性酸與金屬反應，不一定是置換反應；不一定放出氣體；放出的氣體也不一定是H₂。

５、堿

（1）一般性：①與酸堿指示劑作用；②可溶性堿可由堿性氧化物與水反應得到；堿溶于水放出大量熱，不溶性堿受熱易分解；③可與酸性氧化物、酸反應生成鹽和水；④堿可與一些非金屬單質發(fā)生歧化反應；⑤堿能與某些鹽發(fā)生復分解反應生成新鹽和新堿。

（2）特殊性：①強堿可與鋁反應生成H₂；②堿可使某些沉淀溶解，如NaOH溶液可溶解Al(OH)₃沉淀，氨水可溶解AgOH沉淀（得到銀氨溶液）。

６、鹽

（1）水溶性：鈉鹽、鉀鹽、銨鹽均溶于水。碳酸鹽大都不溶于水，而碳酸氫鹽一般易溶于水。

（2）氧化性、還原性：①常見氧化性鹽：Fe³⁺鹽、KMnO₄/H⁺、NaClO；②常見還原性鹽：KI、Na₂S、Na₂SO₃、Fe²⁺鹽。

（3）特殊顏色：Fe³⁺（黃色）、Fe²⁺（淺綠色）、Cu²⁺（藍色）、AgCl（白色）、AgBr（淡黃色）、AgI（黃色）、CuS（黑色）。

五、抓好“三個結合”，注重縱橫聯(lián)系

元素及其化合物知識不僅與基本理論密切相關，也與實驗、計算以及生產(chǎn)生活實際有密切的聯(lián)系，在復習元素及其化合物時要將這三塊內容穿插其中，使元素及其化合物知識與實驗、計算以及生產(chǎn)生活實際融為一體。

1、與實驗結合

化學是一門以實驗為基礎的學科，實驗中除基本操作外，試劑保存、儀器洗滌、物質的制備、分離和提純、檢驗、定量實驗，特別是性質實驗無不與元素化合物知識有關。復習元素及其化合物時，如果能結合一些典型實驗進行教學，不但能提高學習興趣，而且還能加深對知識的理解和運用。與實驗結合結合時，要特別注意綜合與創(chuàng)新。

實例1：在復習“Fe²⁺”和“Fe³⁺”的相互轉化關系時，可設計如下兩組實驗：（1）向新制的FeCl₂溶液中滴加幾滴KSCN溶液，溶液無明顯變化，再向其中滴加氯水，觀察現(xiàn)象；（2）取四支分別盛有FeCl₃溶液的試管，再向其中三支試管中分別加入少量Fe粉，銅粉、KI溶液，觀察產(chǎn)生的現(xiàn)象；并寫出上述兩組實驗的有關反應方程式。通過上述實驗，既復習了“Fe²⁺”和“Fe³⁺”的性質和相互轉化關系，又復習了 “Fe²⁺”和“Fe³⁺”的檢驗。

實例2：使氯氣依次通過濕的色布、濃硫酸、干燥的有色布條、FeCl₃溶液、氫硫酸、KI 淀粉溶液和NaOH溶液，各有什么現(xiàn)象？指出NaOH溶液的3個作用，寫出有關化學方程式。這就把氯氣的許多性質聯(lián)系起來復習了。

實例3：對SO₂氣體的性質可通過下列實驗進行――SO₂通入哪種溶液中會出現(xiàn)下列現(xiàn)象：（A）使澄色溶液變?yōu)闊o色；（B）使棕黃色溶液變?yōu)闊o色；（C）使紫色溶液變?yōu)榧t色；（D）使紅色溶液變?yōu)闊o色，但加熱后又變?yōu)榧t色；（E）使無色溶液變?yōu)闇\黃色沉淀；（F） 使無色溶液出現(xiàn)白色沉淀，繼續(xù)通入過量的SO₂，白色沉淀逐漸溶解。通過對問題的分析與實驗，把SO₂的主要性質，即與溴水、FeCl₃、石蕊、品紅、氫硫酸、澄清石灰水等物質的反應得到全面復習。

2、與計算結合

復習元素及其化合物的性質時，將定性深化為定量是必不可少的，與計算結合，既鞏固加深了對物質性質的理解和運用，又可提高學生的分析和計算能力。例如ClO₂、Cl₂都是強氧化劑，都可以消毒殺菌，與同質量的Cl₂相比，ClO₂具有更高的消毒效率計算相同質量的ClO₂消毒效率是Cl₂的多少倍。又如在復習氮氧化物知識時，應穿插NO、NO₂、O₂、H₂O反應的有關計算。

3、與生產(chǎn)生活實際結合

在復習中，應盡可能將元素及其化合物知識與生產(chǎn)、生活、環(huán)境、自然、能源等實際問題緊密聯(lián)系起來，使學生感到化學知識是有源之水、有本之木，學習化學知識不僅僅是為了應試，更重要的是具有實際的意義。同時，這也是激發(fā)學生學習興趣的重要途徑。

六、滲透重要的化學思想，提高學生的思維能力

1、分類的思想：分類思想就是根據(jù)研究對象本質屬性的相同點與不同點，將其分成幾個不同種類的一種科學思想。它既是一種重要的科學思想，又是一種重要的邏輯方法。分類的思想是學習中最常用也最有用的思想，它能將知識系統(tǒng)化，是尋找共性的基礎。例如我們在前面就將中學無機化學涉及的物質分成了單質、氫化物、氧化物、酸、堿、鹽六大類去研究。

2、同中求異、異中求同的思想：在創(chuàng)造性思維活動中，求異思維占主導地位，也有求同的成分，而且兩者是密切結合的。在復習中，只有引導學生同中求異與異中求同的反復結合，才能培養(yǎng)思維的流暢性、變通性、新奇性。例如對一類物質，我們可以先分析它們的通性，再去尋找某些個體的特性。

3、對比的思想：將不同物質從多角度進行對比，不僅有助于記憶，而且能體現(xiàn)二者的區(qū)別。在元素化合物中有一些元素化合物之間存在著相同點、不同點和相互聯(lián)系，容易引起混淆，對于這些物質，可采用比較法，進行綜合分析，一一進行對照比較分析，找出其共性和差異，以獲得牢固、系統(tǒng)、準確的知識。例如液氯和氯水的比較、鹽酸和氯化氫的比較、三大強酸的比較、Na₂CO₃與NaHCO₃的比較、Na₂O與Na₂O₂的比較。

4、類比的思想：類比是依據(jù)兩個對象之間存在著某些相同或相似的屬性，推出它們存在其它相同或相似的屬性的思維方法。例如對于同一主族的元素或處于對角線位置的元素，性質常常十分相似，運用類比思想，便可推出未學元素的一些性質。

5、歸納的思想：歸納推理是從具體的前提過渡到一般性的結論的推理。它有兩種功能，一是概括一般情況，二是推測將來結果，其結論都超越了前提的范圍。例如對置換反應可作如下歸納：

（1）同主族元素單質之間的置換反應：

ⅠA：　Na、K→H₂　　Na→K

ⅣA：　C→Si

ⅥA：　O₂→S

ⅦA：　Cl₂→Br₂、I₂　　Br₂→I₂

（2）不同主族元素單質之間的置換反應：

①堿金屬單質以外的金屬單質置換H₂：

Mg、Al→H₂　Al、Si→H₂　C→H₂

②鹵族元素單質與氧族元素單質之間的置換：

F₂→O₂　　Cl₂→S

③鹵族元素單質與氮族元素單質之間的置換：

Cl₂→N₂

④氧族元素單質與氮族元素單質之間的置換：

O₂→N₂

⑤其他

Mg→C　　H₂→Si

（3）過渡元素單質參與的置換反應：

①置換出氫氣：

Zn、Fe→H₂　Fe→H₂

②非金屬單質置換出金屬：

H₂→Cu、Fe　C→Cu、Fe　Si→Fe

③鋁熱反應：Al與比它活潑性差的金屬氧化物之間的置換。

④金屬單質置換出金屬單質：遵循金屬活動順序表。

復習有法但無定法。元素化合物的復習，重在方法的指導和典型知識的歸納總結、并關注各類知識間的相互滲透，力求達到知識的有序儲存和有序檢索，努力提高學生的綜合能力。