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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，則一般既可表現氧化性、又可表現還原性；若處于最高價態，則只能表現氧化性。例如H₂O₂跟強氧化性物質（如KMnO₄/H⁺）作用表現還原性，與強還原性物質（如H₂S）作用表現氧化性。

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還原性，注意MnO₂與濃鹽酸，SO₂與H₂S，NH₃與CuO，H₂O與F₂等的反應。

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：由于最外層電子數一般少于4個，易失去外層電子而達到穩定結構，所以容易表現出還原性，不會表現氧化性，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會發生鈍化等。

②非金屬單質：由于最外層電子數一般比較多，易得到電子達到穩定結構，容易表現出氧化性（當然也可以表現出還原性），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。

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）

氣態氫化物←單質→氧化物→對應水化物→相應含氧酸鹽

氣態氫化物

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。

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、穩定性、熔沸點、硬度、溶解性等。

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。

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

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，元素處于最低價態時只可能具有還原性、處于最高價態時只可能具有氧化性、處于中間價態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；但如果物質穩定，即使元素處于最高價也沒有強氧化性，如HClO₄及其鹽（ClO₄^-穩定）、稀H₂SO₄及其鹽（SO₄^2-穩定）。

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：

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。