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。

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、 Na 2CO 3与NaHC03的比较、Na 20与
Na 2O 2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：
H 2O
H 2O
I A :
Na 、K T H 2
Na ^ K
SiO 2
IV A :
C T Si H 2S
W A : O 2T S
W A :
CI 2T B 「2、I 2
B"T I 2
（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
H 2：
H +
OH -
Mg 、 Al t H 2 Al 、 Si t H 2 C t H 2
② 卤族元素单质与氧族元素单质之间的置换：
H 2O
F 2t O 2
Cl 2t S
③ 卤族元素单质与氮族元素单质之间的置换：
NH 3
Cl 2t N 2
④ 氧族元素单质与氮族元素单质之间的置换：
NH 3
O 2t N 2
⑤ 其他
CO 2
SiCl 4
Mg t C H 2t Si
（3） 过渡元素单质参与的置换反应： ①置换出氢气：
H 2O
Zn 、Fe ^ H 2 Fe ^ H 2
②非金属单质置换出金属：
H 2f Cu 、Fe C f Cu 、Fe Si f 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。