元素及其化合物知识复习思路
元素及其化合物知识复习思路
高考化学总复习一般分三轮展开：第一轮复习的主要内容是学科内主干知识的复习与学科能力的培养（一般安排在先年9月至次年3月），第二轮复习的主要内容是热点（或专题）复习与综合能力的培养（一般安排在次年3月至4月），第三轮复习的主要内容是套题训练与查漏补缺（一般安排在次年5月）。元素化合物知识是中学化学的重要组成部分，是其它版块研究的具体对象。从备考复习角度讲这部分知识也是高考命题的重要热点之一，况且化
学实验、化学计算、化学原理等也常把元素化合物作为背景和载体。因此，复习中应把这部
分内容放在必须导深、导活、导透的战略高度来认识。
由于元素化合物涉及到的知识点太多，且许多都是描述性的，内容繁杂零碎，需要理解和记忆的东西分散、不系统，因此复习使用起来不太容易。鉴于这些特点，在进行专题复习
时应着重抓好如下几点。
一、深入研究教材和《考试大纲》，明确每个知识点的要求
每年的《考试大纲》都有细微的变化，但一些已经明确不要求的知识点（如HCI的实
验室制法、H2S的性质、硝酸盐的化学性质）就没有必要再去“深挖洞”了；而一些与社会生活生产实际有密切的知识点（如O3、H2O2、光化学烟雾以及其它环境的污染与保护涉及
到的知识）就必须高度重视。再比如铜及其化合物、酸式盐等知识，在教材中极其分散，《考试大纲》也没有明确要求，但从近年实际情况看必须进行深入研究。下面是笔者设计的酸式
盐知识专题复习内容：
（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KHS04、NaHS、NH 4HCO 3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==NaHSO 4+H2O;
2、正盐与对应的酸反应，例如：Na2CO3+H2O+CO2==2NaHCO 3；
3、弱酸正盐与少量强酸的反应，例如：Na2CO3+HCI==NaHCO 3+NaCI ；
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==NaHCO 3；
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==NaHCO 3
NaAIO 2+CO2+2H2O==NaHCO 3+AIQH）3 J
（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（HCO 3）2> MgCO3,但是碱金属元素中有例夕卜——W2CO3 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 NaHCO3?Na2CO3+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：NaHS04 +NaOH==Na 2SO4+H 2O （其离子方程式为
H++0H-==H20）, NaHC03+ NaHS04== Na2SO4+CO2f +H2O （其离子方程式为HC03-+H+== CO2T
+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：NaHCO s + NaOH == Na 2CO3+H2O （其离子方程式为HCO3-+OH-==CO32-+H2O）, Ca（HCO3）2 + Ca（OH）2==CaC0 3 +H2O （其离子方程式为Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3J +H2O）。
3、弱酸酸式盐与强酸的反应
例如：NaHC03+ HCl ==NaCl+CO 2T +H20（其离子方程式为HC0 3-+H+== CO2T +H2O）。当然，酸式盐仍然是盐，肯定能体现盐的某些性质一一包括金属阳离子（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：HCO3-+H2O= H2CO3+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：AICI 3+
3NaHC0 3=====AI（0H）3 J +3C0 2 f +3NaCI。
2、酸式盐的电离
（1）水溶液中
①NaHC0 3==Na++ HCO 3-、HCO 3= H++CO32-
②NaHS04== Na++ H++ SO42-（或NaHS04= Na++ HS04-）
（2）熔化状态下
①2NaHCO3 （熔）==Na2CO3+CO2+H2O （NaHC03在熔化状态下不存在，要分解），Na2CO3 （熔）==2Na++CO32-。
②NaHS04== Na++ HS04-。
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-、HS03-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NaHS04 +NaOH ==Na 2SO4+H20的离子方程式为H++0H-=H20, NaHC03 + NaOH = Na 2CO3+H2O 的离子方程式为HC0 3-+0H-==CO32-+H2O , NaHCO 3+ NaHS04== Na2SO4+CO2 f +H20的离子方程式为HC03-+H+== CO2 f +H2O。
（2）既“中和”又“沉淀”
①NaHS04 （少量）+Ba（OH）2的离子方程式为：H++SO42-+Ba2++OH-==BaS04 J +H2O;
NaHS04 （过量）+Ba（OH）2的离子方程式为：Ba2++2OH-+2H++SO42-== BaS04 J +2H2O。
②Ca（HCO3）2 + NaOH （少量）的离子方程式为：0H-+ Ca2++HCO3-== CaCO3J +H2O; Ca
（HCO3）2 + NaOH （过量）的离子方程式为：Ca2++2HCO 3-+2OH -== CaCO3 J +2H2O。
书写这类离子方程式的诀窍是“设少为1，以少定多”一一设量少的物质为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（HCO 3）2+NaOH （过量）的离子方程式为：Mg 2++2HCO3-+4OH-==
Mg（OH）2 J +2CO32-+2H2O，原因是Mg（OH）2比MgCO 3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0H-大量共存。
（2）HC03 -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AI0 2-与HCO3-在溶液中也不能大量共存。这不是水解，而是因为AlO 2-的水解促进
了HCO3-的电离，其离子方程式为：AlO 2-+HCO 3-+H2O==AI（OH）3 J +CO32-。
（3）HS-、HSO3-等酸式盐离子通常具有还原性，因而不能与Fe3+、CIO -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。
二、充分运用理论的指导作用，把每个知识点导深、导活、导透
复习必须“树魂立根”一一树化学理论之魂、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HCIO、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HCIO4及其盐（CIO4-稳定）、稀H2SO4及其盐（SO42-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一一包括离子互换反应、氧化还原反应、双水解反应和络合反应
等。例如FeCI3溶液的性质可以从以下方面去考虑：CI-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：
3
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：
三、抓住两条主线，构建知识网络
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J单质T氧化物T对应水化物T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
HCI CI2CI2O HCI NaCIO、Ca(CIO) 2
H2S S SO2、SO3H2SO3、H2SO4Na2SO3、Na2SO4
NH3N2NO、NO2 、N2O5HNO3NaNO3、C U(NO3)2
PH3P P2O5HPO3- H3PO4Ca3(PO4)2、Ca(H2PO4)2 CH4C CO、CO2H2CO3CaCO3、Ca(HCO 3)2
SiH4Si SiO2H4SQ4、H2SQ3Na2SiO3、CaSiO3
单质氧化物对应水化物相应盐
Na Na2O、Na2O2NaOH Na2CO3、NaHCO3
Mg MgO Mg(OH) 2MgCI 2、Mg(HCO 3)2
AI Al 2O3AI(OH) 3Al 2(SO4) 3、NaAIO 2
Fe FeO、Fe2O3、Fe3O4Fe(OH)2、Fe(OH)3FeSO4、Fe2(SO4)3
Cu CU2O、CuO Cu(OH) 2CuSO4
四、把握各类物质性质的一般规律，注意特殊性
CuO+COj + H jO
CnSO4 -5M a0(蓝J
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 H 20）、高价态氧化物（如 C02）、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H 2SO 4、浓HN0 3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 H 2）、氢化物（如 H 20）、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H 2SO 4或浓HN03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 、 0、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 H 2。其本质是金属氢化物中一1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 与H 2S , NH 3与Cu0 , H 20与F 2等的反应。
3、氧化物
（1） 分类 -酸性氧化物（包括 Mn 207等）
L 成盐氧化物 J 碱性氧化物 氧化物
I 两性氧化物（Al 203
）
1不成盐氧化物（C0、N0）
.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, 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, 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
H 2O 2跟强
氧化性物质（如KMn0 4/H +）作用表现还原性，与强还原性物质（如H 2S ）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
H 2 ；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；②
H 2SQ 3不溶于水，且不
能由Si02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
H 2。
Mn0 2与浓盐酸，S02
与碱反应只生成盐和
与酸反应只生成盐和
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、KMnO 4/H+、NaClO ;②常见还原性盐：KI、Na2S、Na2SO3、Fe2+盐。
（3）特殊颜色：Fe3+（黄色）、F0 （浅绿色）、Cu2+（蓝色）、AgCI （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FeCb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、FeCb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一一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CIO2、Cl2都是强
氧化剂，都可以消毒杀菌，与同质量的Cl2相比，CIO2具有更高的消毒效率计算相同质量的
CIO2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。