高中无机化学反应类型归纳与总结.docx

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高中无机化学反应类型归纳与总结

高中无机化学反应类型归纳与总结

1氧化还原反应

高中阶段所学的氧化还原反应可分为单质参与的反应和具有氧化性或还原性的重要化合物参与的反应两大类，下面我们简要回顾一下这两大类反应。

⑴氧化性单质的反应

主要为O2、O3、卤素单质、S、N2、P等非金属单质参与的反应，以化合反应为主，其中应注意下面几个问题：

I.O2做氧化剂时，一般每消耗1molO2转移4mol电子，即O2+4e==2O2-，而O2在溶液中不能存在，因而在不同条件下与O2有关的电极反应为：

酸性O2+4H++4e==2H2O，中性或碱性O2+2H2O+4e==4OH-，上面的两个电极反应相当重要，请务必熟记！

II.卤素单质（Cl2、Br2、I2）、S、N2、P做氧化剂时，一般都会生成最低负价的化合物，其中应注意下面几点：

①氧化性Cl2>S，Cl2与还原性单质反应能生成该单质的最高价态化合物，而S有时只能生成较低价态化合物，如2Fe+3Cl2==2FeCl3 Fe+S==FeS，Cu+Cl2==CuCl2  

2Cu+S==Cu2S（黑色）；②高中课本上出现过的N2参与的反应总共只有3个：

N2＋O2==2NO，3Mg+N2==Mg3N23H2＋N2==2NH3。

III.F2的性质较特殊，高中阶段中F2参与的特殊反应有2F2＋2H2O=== 4HF＋O2和2F2＋2NaOH＝2NaF＋OF2＋H2O，而F2与NaCl、NaBr溶液等不能发生置换反应。

IV.高中阶段里出现的“燃烧”一般指物质在气体中发生的剧烈反应，燃烧时一般都会伴随有发光、放热等现象，而下面对一些特殊的燃烧现象作简要的归纳：

①在氧气中燃烧：

硫磺跟氧气：

发出明亮的蓝紫色火焰；红磷跟氧气：

生成大量白烟（P2O5），白烟易溶于水；铁跟氧气：

持续剧烈燃烧，火星四射，铁丝熔成小球，生成黑色固体（Fe3O4）；镁条燃烧：

发出耀眼白光；乙炔与氧气：

火焰明亮，带有浓烟（碳的质量分数很大），燃烧时火焰温度很高（破坏碳碳三键需要的能量很大）；

②在其它气体中燃烧：

氢气在氯气中燃烧：

发出苍白色火焰；红磷在氯气中燃烧：

有白色烟雾（PCl3和PCl5的混合物）生成；铜片在氯气中燃烧：

产生棕黄色的烟（CuCl2），溶于水生成绿色或蓝色溶液（由浓度决定）；镁条在二氧化碳中燃烧：

有黑色和白色的两种固体生成。

③反应物的量与燃烧的关系：

a.含有碳元素的可燃物质不完全燃烧时都会生成CO，进一步燃烧能使CO发生2CO+O2==2CO2，完全燃烧时碳元素完全转化为CO2；b.钠在空气中氧化成Na2O失去金属光泽，而钠在空气中燃烧生成淡黄色固体（Na2O2）；c.硫化氢气体不完全燃烧时，在火焰上罩上蒸发皿，蒸发皿底部有黄色的粉末；硫化氢气体完全燃烧，生成有刺激性气味的气体，气体能使品红溶液褪色。

反应方程式为2H2S+O2==2S+2H2O（不完全燃烧）2H2S+3O2==2SO2+2H2O（完全燃烧）

V.高中课本中简单提到了O3，O3是一种极强的氧化剂，发生氧化还原反应时通常会生成O2，如O3+2KI+H2O==2KOH+I2+O2，这一反应似乎不符合一般的氧化还原反应的规律，以高中阶段的知识无法深究，记下来即可。

实际上，从分子的结构角度来说，O3分子中一个氧原子是-2价，两个氧原子是+1价，这个反应与氧化还原反应的规律并不矛盾。

（2）还原性单质的反应

主要为金属或H2、C、Si非金属单质参与的反应，这些物质一般只有还原性，注意下面几个问题即可。

I.高中阶段出现的金属单质能发生的反应一般只有与非金属单质的化合反应，与H2O、酸、氧化物、盐类的置换或类似置换的反应和与强氧化性物质（浓硫酸、硝酸等）的氧化还原反应三种。

下面对一些重要的反应作一个简要的归纳：

①金属与水的反应：

a.2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑现象：

浮、游、球、响、红——金属钠浮在水面上，溶成小球，四处游动，发出嘶嘶的声音，滴加酚酞溶液变红；

b.Mg+2H2O==Mg（OH）2+H2↑现象：

在热水中反应，生成白色固体并放出无色气体，滴酚酞试液变红，过一段时间后又变回无色（氢氧化镁分解或加热时酚酞被氧化）

c.2Al＋2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑现象：

铝片与纯水很难反应，但与氢氧化钠溶液在常温下即反应，放出无色气体。

注意这一反应的本质仍是铝与水的反应，可以看成2Al+6H2O==2Al（OH）3+3H2和Al（OH）3+NaOH==NaAlO2+H2O两个反应的加合，反应中被还原的物质是H2O而不是NaOH。

d.3Fe＋4H2O（g）==Fe3O4＋4H2↑注意反应的条件必须是水蒸气，反应在高温条件下进行。

②金属与非氧化性酸、盐类的反应：

金属与非氧化性酸反应生成H2，注意金属的活动型与反应速率的关系即可。

金属与盐类的置换反应一般发生在K、Ca、Na之后的金属之间，注意描述现象时的用语，如“将一洁净铁钉浸入硫酸铜溶液中，铁钉表面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅”，从金属和溶液两方面回答。

应注意最好不要说“铁钉逐渐溶解”，因为在实际的操作中“溶解”是看不到的。

K、Ca、Na与活动型较低的盐类的反应时，金属先与水反应，如2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，然后生成的OH-与溶液中的金属离子结合生成沉淀3NaOH＋FeCl3===3NaCl＋Fe（OH）3↓，写成总式即6Na＋2FeCl3＋6H2O==6NaCl＋2Fe（OH）3↓＋3H2↑，实验现象为“金属逐渐溶解，生成红褐色沉淀，放出无色气体，溶液的颜色变浅”。

③金属与氧化物的反应

金属与氧化物发生的置换反应同样应遵循金属活动型的规则。

这类反应中，有些是工业上制取某些金属单质的方法。

这类反应通常都会放出大量的热量。

如

铝热反应：

2Al＋Fe2O3==2Fe＋Al2O3 8Al＋2Fe3O4==9Fe＋4Al2O3 实验现象：

剧烈的反应，放出大量的热，同时纸漏斗被烧穿，有熔溶物（铁珠）落入沙中

工业上制钒、铬、锰单质均用铝热法4Al+3MnO2==2Al2O3+3Mn

镁与氧化铝固体在高温下反应 3Mg+Al2O3==3MgO+2Al 

II.H2、C、Si发生的氧化还原反应

C+2CuO==2Cu＋CO2↑ H2＋CuO==Cu＋H2O实验现象：

均生成红色固体，前者生成能使澄清石灰水变浑浊的气体，后者的试管壁上出现水珠。

C＋H2O==CO＋H2（可逆反应）

 Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑（反应的实质是：

Si作还原剂，H2O作氧化剂）

 工业上制取粗硅：

2C＋SiO2==Si＋2CO↑副反应3C＋SiO2==SiC＋2CO↑注意只生成CO

粗硅提纯：

Si+2Cl2==SiCl4 SiCl4+2H2==4HCl+Si

（3）氧化性化合物的反应

高中阶段所学的形成化合物的氧化剂主要是浓H2SO4、HNO3等强氧化性酸，MnO4-、Cr2O72-、ClO3-、ClO-、Fe3+等离子以及MnO2、PbO2、H2O2等其它氧化剂。

请牢记这些氧化剂发生反应时常见的自身变化

浓硝酸：

NO3-+2H++e==NO2↑+H2O 稀硝酸：

NO3-+4H++3e==NO↑+2H2O  

酸性高锰酸钾溶液：

MnO4-+8H++5e==Mn2++4H2O

酸性重铬酸钾溶液：

Cr2O72-+14H++6e==2Cr3++7H2O

ClO3-和ClO-通常被还原成Cl-，Fe3+被还原成Fe2+，MnO2被还原成Mn2+，H2O2一般被还原成H2O，浓硫酸发生的氧化还原反应不属于离子反应，因为发生反应时起作用的是H2SO4分子，H2SO4一般被还原成SO2。

下面两组非常经典的反应：

 C＋2H2SO4（浓）==CO2↑＋2SO2↑＋2H2O两种气体都能使澄清石灰水变浑浊

 C＋4HNO3（浓）==CO2↑＋4NO2↑＋2H2O 3C＋4HNO3（浓）==3CO2↑＋4NO↑＋2H2O 

Cu＋2H2SO4（浓）==CuSO4＋SO2↑＋2H2O（反应条件加热），

Cu＋4HNO3（浓）==Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O，

3Cu＋8HNO3（稀）==3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O金属与强氧化性酸的反应均体现了酸的强氧化性和酸性。

浓硫酸与硝酸与其它还原剂的反应的情况大体上并无太大差别，写方程式时最好先写离子方程式，生成物一侧为“氧化产物+气体+H2O”，然后再配平或改写为化学方程式。

写MnO4-、Cr2O72-、ClO3-、ClO-等离子发生的氧化还原反应的方程式的方法与上面方法是一样的，按“氧化剂+还原剂+H+==氧化产物+还原产物+H2O”来写即可，最好先写离子方程式，然后按题目要求改写成化学方程式。

此外，还应注意一个很特殊且经常考到的反应，即酸性高锰酸钾溶液与双氧水溶液间发生反应：

2MnO4-+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O，这个反应中H2O2做还原剂，自身转化为O2和H+，因而反应生成的H2O的氧全部来源于MnO4-。

（4）还原性化合物的反应

高中阶段所学的还原性化合物不多，同学们只需无机化合物中的掌握“四大还原剂”即可，即I-（HI）、S2-（H2S）、SO32-（SO2）、Fe2+，下面对这些还原剂做一个简要说明。

I.上面四种还原剂被氧化时，I-（HI）的氧化产物一般为I2，SO32-（SO2）的氧化产物一般为SO42-，Fe2+的氧化产物一般为Fe3+。

而S2-（H2S）相对特殊，因为生成的S仍有一定的还原性，但由于S是沉淀，已经从溶液反应体系中析出，有时无法被一些较弱的氧化剂（如Fe3+、Cl2、H2O2等）继续氧化，此时应在方程式中将硫写成以单质析出的形式。

而浓硫酸、硝酸、酸性高锰酸钾溶液的氧化性很强，能继续氧化S单质，故方程式中应将氧化产物写成SO42-离子的形式。

如无机化学中一个很有趣的实验：

FeCl3溶液与Na2S溶液反应2Fe3++S2-==2Fe2++S↓若S2-过量，生成的Fe2+还能与之结合成黑色的FeS沉淀Fe2++S2-==FeS↓，此时试管中会产生两种颜色的沉淀，整体会显棕色，而试管里的溶液将变成无色透明

而将在反应后的试管中加入稀硝酸，沉淀会全部消失，而溶液的颜色又会变回黄色，此过程中发生的反应有FeS+3NO3-+4H+==Fe3++SO42-+3NO↑+2H2O；S+2NO3-==SO42-+2NO↑

II.若不考虑较复杂的SO32，其它几种还原性的离子的还原性强弱顺序为I->Fe2+>S2->Br->Cl-，这是一个相当重要的式子，尤其适用于判断氧化还原反应发生的先后顺序。

如将氯气通入FeI2溶液和FeBr2溶液，发生的反应便是不一样的，前者是I-先反应，即先发生反应Cl2+I-==2Cl-+I2，后者则是Fe2+先反应，即先发生Cl2+2Fe2+==2Cl-+2Fe3+。

III.而I-的还原性很强，常温下能与Cu2+反应，生成白色的CuI沉淀，这个反应是定量测定Cu2+的重要方法2Cu2++4I-==2CuI+I2；

IV.上面所列举的还原性物质都容易被空气中的O2氧化，应掌握它们与氧气反应的方程式。

这几条方程式并不好写，可从离子方程式入手，先写O2+2H2O+4e==4OH-，然后与还原剂的电对反应加合，如

O2+4I-+2H2O==2I2+4OH- I-过量时生成的I2以I3-形式存在，不会继续发生歧化反应生成IO3-

Fe2+被氧气氧化12Fe2++3O2+6H2O==4Fe3++4Fe（OH）3↓此方程式不太好写，实际上第一步反应为4Fe2++O2+2H2O==4Fe3++4OH-，但有反应Fe3++3OH-==Fe（OH）3↓，将等号右边进行适当的调整便可写出

此外课本上出现的将NaOH溶液滴入FeSO4溶液中制取Fe（OH）2的实验也是一个重要的考点。

整个实验中应注意的问题有

①实验的操作：

胶头滴管伸入液面以下

②Fe（OH）2被氧化成Fe（OH）3的化学方程式4Fe（OH）2+O2+2H2O==4Fe（OH）3；

③实验的现象：

有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，一会儿又转变为红褐色

V.非金属元素的氢化物一般都有一定的还原性，它们发生反应的情况与相应的负价离子反应的情况一般来说是一样的，下面总结一些与氢化物的还原性有关的重要问题：

①不能用浓硫酸和NaBr、NaI来制取HBr和HI，因为浓硫酸有强氧化性，加热状态下会发生反应2HBr（HI）+H2SO4==Br2（I2）+SO2+2H2O，实验室中可采用同样是高沸点酸的浓磷酸。

②H2S与SO2的反应2H2S+SO2==3S+2H2O是高中阶段所学的唯一的SO2作氧化剂的反应，这个反应在常温下极易发生，因而H2S与SO2是绝对不能共存的。

③SiH4和PH3是同学们较为陌生的物质。

二者都极不稳定，在空气中能自燃，它们燃烧的方程式为SiH4+2O2==SiO2+H2O，2PH3+4O2==P2O5+3H2O，燃烧时会出现大量的白烟（固体颗粒），而PH3便是墓地里“鬼火”的来源。

在这里我们可以引入另外一种有强还原性、易自燃的气体——SiCl4，其燃烧方程式为SiCl4+2O2==SiO2+4HCl，反应的现象是“出现大量的白色烟雾（HCl气体溶解产生的小液滴与SiO2固体的混合物）”。

④NH3并不是一种强还原剂，而高中阶段里接触过的NH3发生的还原反应也并不多，最常见的便是催化氧化反应4NH3+5O2==4NO+6H2O反应条件为“以铂丝作催化剂，加热”，此外，NH3能在纯氧中燃烧，发生反应4NH3+3O2==2N2+6H2O，不过在高考化学推断题中一般只考查前者，若无明显提示不需要考虑后一个方程式。

NH3还能发生的氧化还原反应有

2NH3+3Cl2==N2+6HCl，NH3过量时可写作8NH3+3Cl2==N2+6NH4Cl，这个反应的速率很快，常温下会立即反应，NH3过量时观察到的现象为“黄绿色褪去，产生大量白烟”

2NH3+3CuO==3Cu+N2+3H2O，现象：

黑色CuO固体变红，将气体通过浓硫酸后可收集N2

⑤同学们在高中阶段会在一些“STS信息题”中接触到肼——N2H4，这是一种很强的还原剂，其氧化产物是无污染的N2，适合做燃料和高效的还原剂。

它的相对分子质量32与O2相同，是一个很好的命题点。

写方程式时可以把N2H4中的N看成-2价，如N2H4与H2O2溶液的反应N2H4+2H2O2==N2+4H2O

2溶液中的离子反应

高中无机化学的内容里，溶液中的离子反应的知识同样占有十分重要的地位。

根据教材所述，离子反应的实质是“反应总是向反应物中某种离子的浓度减小的方向进行”。

因而溶液中发生离子反应时必然伴随着原来的一种离子的显著变化，即生成难溶物质、挥发性物质、弱电解质，或伴随氧化还原反应的发生。

实际上，复杂的溶液往往是一个“多重平衡”的体系，离子反应的真正的本质应是溶液体系的平衡被打破，溶液里的电离平衡、沉淀-溶解平衡、电化学平衡等发生移动的结果。

下面将对溶液中的离子反应的一些重点问题进行简要分析。

（1）沉淀反应

沉淀反应是离子反应中最常见的一种反应。

反应的实质是溶液中形成沉淀的离子打破了沉淀-溶解平衡，促使平衡向沉淀的方向移动，溶液中反应物的离子浓度减小。

对于沉淀反应，同学们应注意下面几个问题

I.沉淀归纳

高中阶段所接触过的能在反应中形成沉淀的难溶物、微溶物（未注明颜色的均为白色）

①单质：

S（淡黄色）、Ag（形成银色的银镜）

②难溶性碱（多形成絮状沉淀）：

Cu（OH）2（蓝色）、Fe（OH）3（红褐色）、Fe（OH）2（不稳定，在空气中会被氧化）、Al（OH）3、Zn（OH）2、Mg（OH）2、Ca（OH）2（微溶物）、AgOH（白色沉淀、不稳定，分解成棕色Ag2O沉淀）

③易沉淀阳离子形成的盐：

银盐：

AgCl、AgBr（浅黄色）、AgI（黄色）、Ag3PO4（黄色）、Ag2SO4（微溶）；铅盐：

PbCl2、PbSO4

④不易沉淀的阴离子形成的盐：

BaSO4、NaHCO3（从饱和溶液中析出）

⑤易沉淀的阴离子形成的盐：

碳酸盐：

CaCO3、BaCO3、MgCO3（微溶）、Ag2CO3、ZnCO3；亚硫酸盐：

CaSO3、BaSO3、ZnSO3；金属硫化物：

ZnS（白色），FeS、CuS、Cu2S、PbS、AgS（均为黑色），HgS（红色）；磷酸盐：

除钾、钠、铵盐外均难溶，课本上接触过Ca3（PO4）2（重钙）；其它：

CaF2、CaC2O4

⑥其它：

Cu2O（红色，醛与新制Cu（OH）2反应得到）、H2SiO3、

II.沉淀的生成与溶解

下面我们对高中无机化学中与沉淀有关的重要反应和现象进行一个简单探讨。

①一种物质以沉淀的形式从溶液中析出有两种方式：

a.溶液中的离子发生化学反应形成难溶物，这是最常见的一种析出沉淀的方式；b.溶质从饱和溶液中析出，这种析出方式有两种可能，一为溶解度的改变使溶质结晶析出；或者是因为多种溶质共存时，溶解度小者便会结晶析出。

如著名的侯氏制碱法，其基本反应原理为CO2+NH3+NaCl==NH4Cl+NaHCO3↓，提取NaHCO3便利用了NaHCO3的溶解度比NH4Cl小的特点。

②并不是反应式中生成难溶物便代表该反应是沉淀反应。

如水解反应和生成胶体的反应。

这两种反应的基本原理是相同的，生成的难溶物微粒的直径都比其距离小得多，不能构成沉淀。

③高中阶段接触了一些使沉淀溶解的方法，这些方法可以大致归为下面几类：

a.H+溶解

适用于难溶的弱酸盐或难溶性碱的沉淀，如CaCO3+2H+==Ca2++H2O+CO2↑Cu（OH）2+2H+==Cu2++2H2O但应注意金属硫化物的溶解较为特殊，如CuS既不溶于水也不溶于酸，于是有高中阶段里的一个特殊方程式Cu2++H2S==Cu2+↓+2H+，反应出现了“弱酸制强酸”的现象。

而FeS、ZnS能溶于酸，故有FeS（ZnS）+2H+==Fe2+（Zn2+）+H2S↑

b.OH-溶解

高中阶段里能溶于碱的沉淀除了耳熟能详的“Al系列”之外，还有“Si系列（Si、SiO2、H2SiO3）”“P系列（P、P2O5）”以及S单质。

Si单质生成SiO32-并放出H2，而S、P溶于热的碱液会发生歧化反应；而酸性氧化物SiO2、P2O5以及弱酸H2SiO3便无须多说，下面是一些应注意的方程式：

Al2O3+2OH-==2AlO2-+H2O SiO2+2OH-==SiO32-+H2O

Al（OH）3+OH-==AlO2-+H2O 注意AlCl3溶液与NaOH溶液反应的相关问题，NaOH过量时，反应的总式为Al3++4OH-==AlO2-+2H2O，因此应注意n（AlCl3））/n（NaOH）=1:

3和1:

4的两个临界点

3S+6OH-==2S2-+SO32-+3H2O需在热的碱液中进行，是除去容器壁残留的硫固体的方法之一，另一种方法是使用CS2溶解

c.氧化还原反应溶解

这是对付不溶于强酸和强碱的沉淀的最好方法。

最常用的除沉淀试剂是硝酸，因为硝酸本身有很强的氧化性，且自身转化为气体、几乎不会与任何阳离子结合成新的沉淀的NO3-和H2O，操作上十分便捷。

（一般不用浓硫酸，因为浓硫酸的反应大多需要加热，且副反应多，操作不便）

硝酸可以溶解Cu、Hg、Ag等不活泼金属和绝大多数金属硫化物沉淀。

而将浓盐酸与浓硝酸按3：

1比例可配制成王水，可以溶解Pt、Au等极不活泼的金属和HgS等极难溶的硫化物沉淀。

（王水中浓盐酸是“配位剂”，有助于金属离子形成配离子迅速脱离溶液体系，硝酸才是真正的氧化剂）

硝酸溶解的一个典型应用便是用稀硝酸除去“银镜”3Ag+4H++NO3-==3Ag++NO↑+2H2O

不溶于稀硫酸的CuS也可用稀硝酸除去3CuS+8NO3-+8H+==3Cu2++3SO42-+8NO↑+4H2O

d.配合反应溶解

在无机化学中，利用配合反应是溶解难溶物的重要且十分有效方法。

高中阶段里只接触过一个实例：

配制银氨溶液中AgOH+2NH3==Ag（NH3）2++OH-

这里归纳一些银氨溶液的注意事项：

配制银氨溶液过程中必须将氨水滴入硝酸银溶液中，直至最初生成的沉淀恰好完全溶解，NH3不能过量，否则无法进行判断；银氨溶液必须现配先用，且用完后一定要及时处理！

处理办法是用盐酸将Ag+沉淀出来，即Ag（NH3）2++Cl-+2H2O==AgCl↓+2NH3·H2O。

（2）水解反应

水解反应是高中阶段最重要的知识点之一，在化学推算题中也常常出现相关的知识的考察。

此处便不再列举水解反应的相关知识点，仅对两个问题进行一些适当的说明。

I.水解方程式的书写

水解方程式的基本形式就是中和反应的逆反应而已，对于阳离子，带多少正电荷就与多少分子的H2O反应；对于多元弱酸根阴离子，一定要分步写出水解的方程式，不做要求时一般写出第一步即可。

如

Fe3+水解Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+；AlO2-水解AlO2-+2H2OAl（OH）3+OH

CO32-水解CO32-+H2OHCO3-+OH- HCO3-+H2OH2CO3+OH-  不能写成总式！

II.双水解反应

   双水解反应是非氧化还原反应中在推断题里出现频率极高的一类反应。

这类反应的原理并不复杂，即弱酸根水解产生的OH-与金属阳离子水解产生的H+结合成H2O，使两种离子的水解平衡向水解方向移动而互相促进水解。

双水解反应常伴随沉淀和气体的生成，反应较为彻底，故反应式不写可逆符号。

写双水解反应的方程式可以用最原始的方法：

先写各自的水解式再加合起来，最后扣去水。

但其实只要仔细观察，就可以发现两条规律：

①双水解反应的生成物一侧总电荷必为0；②H2O不可能为生成物。

则写方程式时，先写出右边的沉淀或气体，再根据电荷守恒规则配平参与反应的两种离子，最后看情况在左边补上H2O即可。

如

泡沫灭火器的原理Al3++3HCO3-==Al（OH）3↓+CO2↑现象：

生成白色沉淀，放出无色气体

Al2S3固体的水解2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑现象：

生成白色沉淀，放出无色有臭鸡蛋气味的气体。

因此Al2S3只能用Al与S固体共热反应制取

Al3++3AlO2-+6H2O==4Al（OH）3↓“Al家族”的三大主角“聚首”的反应，出现频率极高！

（3）酸式盐

在离子反应这一部分，高中化学与初中化学最大的区别莫过于酸式盐的大量出现。

酸式盐的性质多样，反应时关系复杂，是化学推断题中非常青睐的考点。

下面便对酸式盐做一个简要的总结。

I.基本概念

酸式盐是弱酸中的氢离子部分被碱中和的产物，其中含有酸式酸根离子。

酸式盐在晶体态和熔融态时只存在阳离子和酸式酸根阴离子，而溶于水中能部分或完全电离，生成三种以上的离子。

酸式盐的电离方程式如下

完全电离（中学阶段只有HSO4-）：

NaHSO4==Na++H++SO42-

部分电离：

NaHCO3==Na++HCO3-    HCO3-H++CO32-

               NaH2PO4==Na++H2PO4-  H2PO4-H++HPO42-   HPO42-H++PO43-

多级电离的后一步电离的程度都必然比前一步小。

II.酸式盐的溶解性

酸式盐溶解的基本规律是：

除了钾、钠、铵盐外，金属酸式盐的溶解度都比相应的正盐大；多元酸式盐中含可电离的氢越多，其溶解度越大。

如将CO2、SO2气体通入澄清石灰水中，开始时产生白色沉淀，但继续通入气体，白色沉淀会溶解，即发生反应CaCO3（CaSO3）+CO2+H2O==Ca（HCO3）2（Ca（HSO3）2）此处提醒一个问