本文小结中学化学的基本原理，如复分解反应的原理、酸碱反应理论、复分解反应规律和氧化还原反应规律等，帮助同学老师提高教与学的效率。

一、酸、碱理论与反应原理

1、理论拓展

中学涉及的酸、碱反应是最基本的H⁺和OH^-的中和反应，随着科学的发展，酸碱理论也得到了发展，先介绍另外两种酸碱理论。

酸碱质子理论：能够提供H⁺的是酸，结合H⁺的是碱，所以H₂O与Na反应是酸，与H⁺生成水合H₃O⁺是碱。

酸碱电子理论：能够接受电子对的是酸，如H⁺、H₃BO₃都可接受OH^-的电子对所以都可以看成酸，所以H₃BO₃电离方程式就很特殊，类似与盐的水解了，但还应该叫电离；能提供电子对的是碱，如NH₃，H₂O都能提供电子对所以是碱。21．（10分）人们对酸碱的认识，已有几百年的历史，经历了一个由浅入深、由低级到高级的认识过程。我们目前中学课本中的酸碱理论是1887年阿仑尼乌斯（Arrhenius）提出了的电离理论。

（1）1905年富兰克林（Franklin）深入研究了水和液氨的相似性，把阿仑尼乌斯以水为溶剂的个别现象，推到任何溶剂，提出了酸碱溶剂理论。溶剂理论认为：凡能离解而产生溶剂正离子的物质为酸，凡能离解而产生溶剂负离子的物质为碱。

（2）1923年丹麦化学家布朗斯物（Brφusted）和英国化学家劳莱（Lowry）提出了质子论。凡是能够释放质子（氢离子）的任何含氢原子的分子或离子都是酸；凡是能与质子（氢离子）结合的分子或离子都是碱。

（3）1923年路易斯（Lewis）提出了广义的酸碱概念。凡是能给出电子对而用来形成化学键的物质是碱；凡是能和电子对结合的物质都是酸。

2、规律总结及应用

强弱律——以强制弱的规律

一个酸与盐生成新盐和新酸的反应如果能自发进行，说明反应物酸的酸性强于生成物酸的酸性，如果这个反应不能进行通常可以认为这个酸的酸性不如那个酸的酸性。

向NaHR的溶液中加入少量弱酸H₂A溶液，若反应生成H₂R和Na₂A，说明H₂A的酸性强于H₂R，H₂R的酸性弱于HA^-；若不能反应说明H₂A的酸性弱于H₂R。

向正盐Na₂R溶液加入少量弱酸H₂A溶液，若不反应，说明H₂A的酸性弱于HR^-，当然更弱于H₂R；若生成NaHR、Na₂A，则说明H₂A的酸性强于HR^-，若除生成NaHR，另外生成NaHA不生成Na₂A，说明不仅H₂A的酸性强于HR^-，HR^-的酸性又强于HA^－。例如向苯酚钠溶液中通入CO₂，为什么不会生成Na₂CO₃？这儿隐含两个以强制弱的的反应，一个是碳酸的酸性强于苯酚，另一个是由于苯酚电离出H⁺的能力强于HCO₃^－电离出H⁺的能力，与Na₂CO₃能继续反应生成NaHCO₃。

先后律——先强后弱、先弱后强规律

所谓先强后弱是指在酸碱反应中，不同种酸与同一强碱反应时，优先考虑强酸先反应。所谓先弱后强是指在酸碱反应中，优先生成更弱的电解质。

向复盐铝铵矾十二水合硫酸铝铵的浓溶液中逐滴加入浓NaOH溶液，依次会产生什么现象呢？①溶液中出现白色沉淀；②白色沉淀量逐渐增多；③有刺激性气味的气体放出；④白色沉淀逐渐减少；⑤白色沉淀完全消失。主要就是铝离子与OH^-先生成弱电解质氢氧化铝沉淀，然后铵根离子与OH^-反应生成氨水，最后沉淀溶解。

二、复分解反应

1．沉淀反应原理透析

沉淀反应是从溶液中析出沉淀的反应。不同的两种电解质溶液混合时，阳离子与阴离子互相吸引形成溶解度较小的化合物而发生沉淀产生固体。这类化学反应，由于能降低反应体系中离子的浓度，所以反应能自发正向进行。H₂S能与CuSO₄生成沉淀，就是因为CuS不溶于稀硫酸，反应体系中离子浓度得到降低而反应，H₂S与FeSO₄就不反应。

工业及生活锅炉锅垢如不定期除去，往往会形成极大隐患，引发事故，那么锅垢是怎么形成的呢？这与所加热的水的成分有关系，如果水的硬度较大，水中Ca²⁺、Mg²⁺、HCO₃^－含量高，加热时会分解生成CaCO₃、MgCO₃沉淀，如在锅炉内长时间加热，MgCO₃会转化成更难溶的Mg(OH)₂。

工业上侯氏制碱法的原理之一，向饱和NaCl溶液中依次通入过量NH₃、CO₂，即有NaHCO₃晶体析出，也就是利用NaHCO₃的溶解度比同温度下的其他几种物质如Na₂CO₃、NaCl、NH₄Cl溶解度小而从体系中分离出来。

2、水解反应

盐的水解是中学化学的主干知识，为什么有些物质水解程度较大，而有些物质水解程度有较小。主要还是看盐在溶液中电离出的离子跟水电离出的H⁺、OH^—是否很容易结合，使溶液中的离子浓度降低。即使本来反应程度很小的反应，如果创造条件，也可能进行的比较完全。如FeCl₃在水溶液中会水解，但也不是很完全，但是如果加热会除了因反应是吸热使水解程度加大，还有另外一个重要原因就是HCl的挥发降低了溶液中的离子浓度，使水解趋向完全，先生成胶体，再形成沉淀。所以我们常常利用加热促进水解的原理，用加热法除去某些杂质。双水解也是因为降低了离子浓度，使反应得以完全。

在有机反应中，如卤代烃的水解、酯的水解都是可逆的，程度都不是很大，但是如果我们提供碱性条件，让水解生成的H+离子与碱反应，就可以使水解几乎完全，这就是因为碱降低了体系中离子浓度，使反应得以继续直至完全。工业油脂的皂化反应制皂，也就是应用的这个原理。

三、络合反应

中学化学没有将络合反应概念提出，但还是多处涉及，其反应的本质也是金属离子与溶液中分子或离子结合生成了难电离的微粒。与沉淀反应相似的是都降低了离子浓度，使反应更有利于进行到底，不同的是沉淀反应是生成难溶物质，络合反应一般是生成易溶于水难电离的物质。如Fe³⁺与SCN^—、F^－络合，很多物质如CaCl₂中Ca²⁺与NH₃、C₂H₅OH络合，Cu²⁺与H₂O、NH₃等的反应都是络合反应降低了离子浓度使反应得以进行。

我们都知道Au不溶于浓盐酸也不溶于浓硝酸，但却王水，就是因为在浓硝酸条件下金与Cl^-络合的缘故。钛不溶于稀盐酸、稀硫酸、却溶于HF酸，也是金离子与F-离子络合降低了金离子浓度使反应不断进行下去。

四、氧化还原反应

1、氧化性、还原性的比较方法

⑴根据活动性顺序判断；⑵从元素化合价高低来判断；⑶根据化学方程式；⑷根据元素周期表；⑸根据反应条件；⑹根据原电池或电解池中电极反应及电极放电顺序等。但也有例外，如在高温下Na+KCl==K+NaCl，这个反应违背金属性强弱原理却反应了，究其原因也就是因为K的沸点低，从反应体系中及时分离出去的缘故。

2、几个规律：氧化还原反应除遵循一般化学反应规律如原子守恒、电荷守恒，还有其独特的规律。

⑴电子守恒；

⑵ 价态律、转化律：元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，中间价态既有氧化性又有还原性。反应中，元素相邻价态间的转化最容易，同种元素不同价态之间的化合价变化遵循“只靠拢，不交叉”的归中原则，同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

⑶ 强弱律：这与前面酸碱反应中介绍的的规律有一定的相似性。强氧化剂 + 强还原剂 = 弱还原剂 + 弱氧化剂。氧化性（还原性）强者优先反应，先强后弱；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应。

⑷ 难易律：越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。

化学反应的基本原理是相通的，放在一起复习会更有利于理解一些基本的化学原理如平衡原理、反应原理、规则的比较，可能更有利于将知识网络化、系统化。化学教学中我们还可以在其他场合应用上面的原理。饱和的Na NO₃溶液与饱和的KCl溶液混合，按理说不会反应，但是随着加热蒸发，往往 会析出NaCl。这也好象不符合反应原理，不应当反应的，但却析出了NaCl，也就是因为NaCl溶解度小析出使Na NO₃+KCl==NaCl +KNO₃得以进行。