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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^＋＋SO₄^2－

部分电离：NaHCO₃==Na^＋＋HCO₃^－

HCO₃^－H^＋＋CO₃^2－

NaH₂PO₄==Na^＋＋H₂PO₄^－

H₂PO₄^－H^＋＋HPO₄^2－

HPO₄^2－H^＋＋PO₄^3－

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)此处提醒一个问题，就是直接将大量SO₂气体通入澄清石灰水中时，实际是看不到沉淀的，因为SO₂在水中的溶解度比CO₂大得多，生成的沉淀很快就被溶于水中的SO₂溶解了。

若直接写总式，下面的反应可写成CO₂(SO₂)＋OH^－==HCO₃^－(HSO₃^－)

若将CO₂通入饱和碳酸钠溶液中，会有结晶沉淀析出 

Na₂CO₃＋CO₂＋H₂O==2NaHCO₃↓

注意上面反应的“沉淀”和一般的沉淀是不一样的。饱和溶液中析出的“沉淀”是盐的结晶，有一定外形且是透明的；而一般的沉淀是固体颗粒或结成絮状的固体带，聚集度较大，能显出一定的颜色。

一般来说，中学阶段的所接触的酸式盐都是可溶的，只是溶解度存在差异而已。唯一的例外是磷酸一氢钙(Ca(HPO₄)₂)，它是微溶的酸式盐。而磷酸二氢盐都是可溶的，因而在农业生产中，偏酸性的土壤更有利于磷的吸收，因为H^＋能将溶解度小的磷酸盐和磷酸氢盐转化为可溶的磷酸二氢盐，发生反应Ca(HPO₄)₂＋H^＋==Ca^2＋＋H₂PO₄^－，便于植物根系吸收。而施用磷肥时，磷肥不能与碱性肥料(草木灰等)混用，以防二者反应生成难溶物。

III. 酸式盐的两性

弱酸的酸式盐必然有两性，即其既能与酸又能与碱反应。这是由酸式酸根离子在溶液中存在的电离－水解的矛盾关系决定的。H^＋或OH^－能促进一者，抑制另一者，从而使酸式盐表现出酸与碱的共同性质。如

HCO₃^－＋H^＋==H₂O＋CO₂↑

HCO₃^－＋OH^－==CO₃^2－＋H₂O；

HS^－＋H^＋==H₂S↑

HS^－＋OH^－==S^2-＋H₂O； 

HPO₄^2－＋H^＋==H₂PO₄^－； 

HPO₄^2－＋OH^－==PO₄^3－＋H₂O

弱酸酸式盐的溶液的酸碱性由电离－水解中优势者决定，电离占优势则显酸性，水解占优势则显碱性。如NaHCO₃溶液显碱性HCO₃^－＋H₂O==H₂CO₃＋OH^－

亚硫酸的酸性很强，甚至强于磷酸(H₂SO₃ pK_a1=1·89，H₃PO₄ pK_a1=2·13)。亚硫酸与磷酸一级电离后得到的阴离子HSO₃^－和H₂PO₄^－仍有一定的酸性，其电离能力大于水解能力，因而其盐溶液呈酸性。

酸式盐溶液与相应的正盐比较，其相应的碱性则较弱，如溶质浓度相同时pH：NaHCO₃溶液＜Na₂CO₃溶液。其原因可以简单地看成正盐酸根离子要多进行一步水解CO₃^2－＋H₂OHCO₃^－＋OH^－提供一个规范的解释，不作要求：HCO₃^－和CO₃^2－分别是H₂CO₃和HCO₃^－的“共轭碱”，酸性显然有H₂CO₃＞HCO₃^－，由酸碱的质子理论，共轭碱的碱性有CO₃^2－＞HCO₃^－。

IV. 酸式盐的热稳定性

一般酸式盐的热稳定性比相应的碳酸盐差。但一定要注意的一点是，谈论“热稳定性”一定是在物质的固体状态，酸式盐在溶液中是不会发生分解的。

2NaHCO₃==Na₂CO₃＋CO₂↑＋H₂O↑ 

若要获得NaHCO₃晶体，最好不要直接蒸干溶液，否则蒸发过程中析出的晶体会被加热分解掉。

Ca(HCO₃)₂==CaCO₃↓＋CO₂＋H₂O

自然界中溶洞景观的形成过程，便是CaCO₃洞中被溶有大量CO₂的水溶解，转化成可溶的Ca(HCO₃)₂，温度升高时Ca(HCO₃)₂又分解重新生成CaCO₃，从而使溶岩形成了各种独特的形状。

V. 酸式盐的定量反应关系

酸式盐生成沉淀、气体时的定量反应是高中阶段里非常热门的知识点，常出现在离子反应与离子方程式的相关考题中。所涉及的方程式并不多，但容易混淆。其实，写这些方程式有许多的诀窍，下面便摘取几组常考到的方程式。

①NaHSO₄溶液与Ba(OH)₂溶液

原理：中和反应，H^＋＋OH^－==H₂O

沉淀反应：Ba^2＋＋SO₄^2－==BaSO₄↓

反应有两个重要临界点：恰好沉淀完全：H^＋＋SO₄^2－＋Ba^2＋＋OH^－==BaSO₄↓＋H₂O

溶液恰好呈中性：2H^＋＋SO₄^2－＋Ba^2＋＋2OH^－==BaSO₄↓＋2H₂O

若将NaHSO₄溶液滴入Ba(OH)₂溶液，沉淀1mol SO₄^2－只需要1mol Ba^2＋，而1mol Ba(OH)₂尚有1mol OH^－，此时溶液显碱性。继续加NaHSO₄溶液，实际上只是发生中和反应；

若将Ba(OH)₂溶液滴入NaHSO₄溶液，溶液先达到中性，接下来只是Ba^2＋＋SO₄^2－==BaSO₄的反应。也可以用化学方程式来记忆这组方程式，前者生成NaOH，后者生成Na₂SO₄。

②NaHSO₄溶液和Ba(HCO₃)₂溶液

原理：HCO₃^－＋H^＋==H₂O＋CO₂↑ 

沉淀反应 ：Ba^2＋＋SO₄^2－==BaSO₄↓

若NaHSO₄过量，则发生：Ba^2＋＋2HCO₃^－＋2H^＋＋SO₄^2－==BaSO₄↓＋2CO₂↑＋2H₂O

若Ba(HCO₃)₂溶液过量，则发生：Ba^2＋＋HCO₃^－＋H^＋＋SO₄^2－==BaSO₄↓＋CO₂↑＋H₂O

这组反应实际上只是把上一组的OH^－换成了HCO₃^－，相应的反应也变成了产生CO₂气体的反应，但反应的本质是大同小异的，离子方程式的形式也无太大差别。

③NaHCO₃溶液和Ca(OH)₂溶液

原理：HCO₃^－＋OH^－==CO₃^2－＋H₂O

沉淀反应Ca^2＋＋CO₃^2－==CaCO₃↓

若NaHCO₃过量，则发生：2HCO₃^－＋Ca^2＋＋2OH^－==CaCO₃↓＋CO₃^2－＋2H₂O

若Ca(OH)₂过量，则发生：HCO₃^－＋Ca^2＋＋OH^－==CaCO₃↓＋H₂O

按化学方程式理解，前者HCO₃^－过量，还有未沉淀的CO₃^2－，生成物有Na₂CO₃；后者Ca(OH)₂过量，有未反应的OH^－，生成物中有NaOH。

这两个方程式的计量比可简记为“小苏打(HCO₃^－)多则水(生成物的H₂O)多”。

④Ca(HCO₃)₂溶液和NaOH溶液

原理：HCO₃^－＋OH^－==CO₃^2－＋H₂O

沉淀反应：Ca^2＋＋CO₃^2－==CaCO₃↓

若NaOH过量，则发生：2HCO₃^－＋Ca^2＋＋2OH^－==CaCO₃↓＋CO₃^2－＋2H₂O

若Ca(HCO₃)₂过量，则发生：HCO₃^－＋Ca^2＋＋OH^－==CaCO₃↓＋H₂O

这组反应其实只是将上一组的阴阳离子作了个调换而已，反应原理是一样的，离子方程式也相同。

⑤多元弱酸的正盐与酸的反应

原理：若HXA为x元弱酸(x＞1)，当n(H^＋)＜n(AX^－)=x:1时，将生成酸式盐

Na₂S溶液与少量盐酸反应：H^＋＋S^2-==HS^－

Na₂S溶液与过量盐酸反应：2H^＋＋S^2-==H₂S

应注意，向碳酸钠溶液中滴入盐酸，虽然反应式中不显示气体的生成，但由于盐酸的液滴滴入时，在溶液表面形成了“局部过量”的情况，此时会有少量的气泡出现。

VI. 其它问题

同学们应注意下面一个现象：在一般的实验室里进行的化学反应中，较多情况下会生成酸式盐，因为实验室中往往要加入过量的某种反应物以确保反应完全。如

SO₂通入Na₂CO₃溶液中：SO₂＋CO₃^2－＋H₂O==HSO₃^－＋CO₂

但一定要特别小心下面这个方程式：

CO₂通入苯酚钠溶液中：CO₂＋C₆H₅O^－==C₆H₅OH＋HCO₃^－

记住，无论CO₂是否过量，反应都只能生成HCO₃^－！因为苯酚的酸性比HCO₃^－弱，所谓的“强酸制弱酸”的生成物是HCO₃^－。

HsO₃^－离子也能与CO₃^2－离子反应，生成HCO₃^－和SO₃^2－

HSO₃^－＋CO₃^2－==HCO₃^－＋SO₃^2－

若HSO₃^－过量，还能与生成的HCO₃^－继续反应，放出CO₂。