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第23章
无机物性质规律讨论
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23 － 1 物质的颜色
自然光是由可见光区 400－730 nm 全部波段的光组成的。大体上说，当自然光照射在物质上，某些波段的光被吸收时，物质就会呈现其余波长的光的颜色，即它的“互补色”；
当全部波段的光都被吸收时，则该物质呈黑色；
如果某种物质吸收光的波长太长或太短，落在可见区之外，而可见光区全部波段的光透过，则该物质为无色透明；
若可见光区全部波段的光发生反射，则该物质呈现白色。
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蓝
黄
紫红
绿
紫
黄绿
绿蓝
橙
红
蓝绿
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吸收光颜色
紫
蓝
绿蓝
蓝绿
绿
黄绿
黄
橙
红
吸收光波长 /nm
400 ～ 435
435 ～ 480
480 ～ 490
490 ～ 500
500 ～ 560
560 ～ 580
580 ～595
595 ～ 605
605 ～ 750
物质的颜色与吸收光、透过光的关系
物质颜色（互补色）
黄绿
黄
橙
红
红紫
紫
蓝
绿蓝
蓝绿
KMnO4
黄绿色的树叶，实际只吸收了波长为 400 ～ 435urn 的紫光，显示出的黄绿色是反射的其它色光的混合效果，而不只反射黄绿色光。
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本节拟从物质分子的微观结构层次上，对单质和无机化合物的显色规律和机理作一简单介绍。
光和电磁辐射
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23 － 1 － 1 d - d 跃迁与荷移吸收
1 d - d 跃迁
“d－d 跃迁” 导致过渡金属离子及其化合物常常带有颜色，这是过渡金属离子的主要特征之一。表 23–1 列出一些常见过渡元素水合离子的颜色。
（1） 定义： 过渡金属离子一般具有 d1~9 的价电子结构。在配体场的作用下，五重简并的 d 轨道发生分裂。当吸收一定能量时，电子可以从低能量的 d 轨道跃迁到高能量的 d 轨道，这种跃迁叫 “d－d 跃迁”。
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一些常见过渡元素水合离子的颜色及 d 电子数
水合离子 Ti(H2O)63+ V(H2O)63+ Cr(H2O)63+ Cr(H2O)62+ Mn(H2O)62+ Fe(H2O)63+
颜色 紫红 绿 蓝紫 蓝 浅红 淡紫
d 电子数 1 2 3 4 5 5
水合离子 Fe(H2O)62+ Co(H2O)63+ Co(H2O)62+ Ni(H2O)62+ Cu(H2O)62+ Zn(H2O)62+
颜色 浅绿 蓝 粉红 绿 蓝 无色
d 电子数 6 6 7 8 9 10
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“d－d 跃迁” 所吸收的能量主要决定于晶体场分裂能。其大小一般为 10000－30000 cm-1，位于可见光范围内，这正是一般过渡金属及其化合物带有颜色的原因。
影响分裂能大小的因素都会影响到过渡金属离子及其化合物带有颜色。
（2）影响因素 ：
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① 配体的影响
在序列中排在前面的配体，即弱场配体，晶体场分裂能较小，配位化合物 d–d 跃迁吸收长波长的光；
而位于后面的配体，即强场配体，分裂能较大，配位化合物 d–d 跃迁吸收短波长的光。
如：铜的二价配位化合物CuCl42-、Cu(H2O)62+和Cu(NH3)62+，按配体场强度，Cl– < H2O < NH3，配位化合物的最大吸收波长依次减小，呈现的颜色分别为绿色、蓝色和深蓝紫色。
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② d 轨道电子构型的影响
全空（d0）或全充满（d10）的过渡金属离子，由于不能产生 d－d 跃迁，因而是无色的，如 Sc3+、Zn2+、Ag+ 均无色。
由表 23–1 可以看出，同一金属离子的不同价态，d 电子数不同，水合离子呈现不同的颜色，如 Fe3+（d5）、Fe2+（d6）分别为淡紫和浅绿色，Co3+（d6）和 Co2+（d7）分别为蓝紫和粉红色。
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③ 对称性原则
配合物的颜色不仅与 d–d 跃迁吸收的波长有关，还与跃迁几率有关，符合对称性原则的称为允许跃迁，否则称为禁阻跃迁。禁阻跃迁产生的颜色较淡。如 CoCl42- 和 Co(H2O)62+ 分别为深蓝色和浅粉红色，前者是允许跃迁产生的，而后者为禁阻跃迁。d5 组态的金属离子 d–d 跃迁一般为禁阻的。
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2 荷移吸收
（2）本质：是分子内部的氧化还原反应，它不仅发生在 d0、d10 构型的金属化合物中，在 d 轨道部分填充的金属化合物中也发生。过渡金属含氧酸根中电子转移的方向，是由带有负电荷的氧移向金属 M。
（1）定义：由于电子吸收能量从一个原子的轨道跃迁到了另一个原子的轨道，这种能量吸收过程就是电荷转移吸收，这种跃迁称荷移跃迁。 如： 过渡金属最高氧化态 (d0) 的含氧酸根常常带有很浓的颜色，一些主族金属 (d10) 的卤化物、氧化物和硫化物往往也有颜色。
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表 23–2 一些含氧酸根的颜色
酸根 颜色 酸根 颜色 酸根 颜色
VO43－ 黄 NbO43－ 无 TaO43－ 无
CrO42－ 黄 MoO42－ 淡黄 WO42－ 淡黄
MnO4－ 紫 TcO4－ 淡红 ReO4－ 淡红
由于荷移跃迁一般都为允许跃迁，故物质常呈现很浓的颜色。
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(a) M 的氧化能力： 氧化能力越强，荷移跃迁所需能量越低，吸收光的波长越大，即荷移吸收红移，产生的颜色随之变化。
对同一金属，高氧化态的氧化性较低氧化态的强，吸收光的波长小能量高, 所以不同氧化态的颜色有所不同，如 MnO42–、MnO4– 分别为绿色和紫红色。
主族元素的含氧酸根也产生荷移跃迁，但吸收位置落在可见区之外，因而为无色，如 SO42–、NO3- 等。
（3）影响因素：
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如 VO43－、NbO43－ 分别为黄色和无色，MnO4–、TcO4– 分别为紫红色和淡红色，而CrO42– 和 MoO42– 分别为黄色和淡黄色。
同副族内由于原子所在周期的不同，吸收光的波长发生变化，将导致其含氧酸根颜色的不同，尤其对于第一过渡系和第二过渡系更是如此。
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I– 比 Br–、Cl– 的变形性大，荷移吸收能量低，一般在可见区，所以碘化物多有颜色；氯化物有些是白色，而氟化物一般为无色，因为这些物质的荷移吸收能量高，在紫外区。卤素单质的颜色：Cl2（黄绿）Br2（红棕色）I2（紫色）见P570
(b) 配体的变形性：对于同一中心离子，不同配体的配位化合物，发生荷移跃迁需要的能量一般与配体的变形性有关。变形性越大，荷移吸收能量越低。
金属的硫化物经常有颜色，因为 S2– 的变形性大，荷移吸收能量低，可见区的光大部分被吸收，显黑色的较多。同一种金属的氧化物，其荷移吸收因 O2– 的变形性小些而紫移，部分吸收可见光，因而颜色与硫化物有所不同。
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卤 化 物
PbI2 黄 SnI2 红 SbI3 红 BiI3 灰黑
PbBr2 白 SnBr2 黄 SbBr3 白 BiBr3 灰黑
PbCl2 白 SnCl2 白 SbCl3 白 BiCl3 白
CoI 2 黑 FeI 2 暗红 Hg2I2 黄 HgI2 黄或红
CoBr2 绿 FeBr2 黄绿 Hg2Br2 淡黄 HgBr2 白
CoCl2 浅蓝 FeCl2 白 Hg2Cl2 淡黄 HgCl2 白
AgI 黄 NiI 2 黑 CuI 白
AgBr 淡黄 NiBr2 暗褐 CuBr 白 CuBr2 黑
AgCl2 白 NiCl2 黄 CuCl 白 CuCl2 黄褐
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(c) 价间电荷转移： 混合价态化合物中电子在不同价态间的转移，也产生荷移吸收，称为价间电荷转移，其吸收位置一般在可见或近红区。因此许多混合价化合物都带有颜色。
如普鲁士蓝的深蓝色就是由于 [Fe(CN)6]2+ 中的 d 电子向 Fe3+ 转移产生的。
f-f 跃迁
用于解释f区元素的离子及化合物颜色，与d-d跃迁相似
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23 -1 -2 固体化合物的颜色与能带理论
金属及半导体的颜色可由能带理论得到解释。
图 23–1 物质的导带和满带
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如 CdS 的 Eg = 2.45 eV，跃迁吸收了蓝色光，因而显黄色。
当 Eg < 1.7 eV时，固体呈黑色；
当 Eg 更大时，跃迁落在紫外区，固体为白色。
一些物质的能隙值见表 23–4。
满带中的电子可以吸收一定能量越过禁带跃迁到导带。因此，禁带的能量宽度（能隙）落在可见光范围内，即Eg = 1.7~3.0 eV 的物质就会显色。λ =730～410nm
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表 23–4 一些物质的禁带能量宽度
化合物 Eg/eV 化合物 Eg /eV
ZnO 3.4 AlP 3.0
ZnS 3.8 AlAs 2.3
ZnSe 2.8 AlSd 1.5
ZnTe 2.4 GaP 2.3
CdO 2.3 GaAs 1.4
CdS 2.45 GaSb 0.7
CdSe 1.8 InP 1.3
CdTe 1.45 InAs 0.3
Cr3O2 3.4 InSb 0.2
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如 Cr2O3 的能隙为 3.4 eV，按能带理论，应为白色，但由于发生了 Cr3+ 的 d－d 跃迁，因而呈现绿色。再如 CdS 的黄色即可由能带理论来解释，也可由荷移吸收得到解释。一些可以因 d－d 跃迁产生颜色的物质，同时也可能有电荷跃迁，情况就更复杂些。
一种物质的颜色，可能与一种或几种跃迁有关。
因此物质显色的基本原理是清楚的，但解释具体的问题时经常有一定的难度，而要寻找规律难度就更大了。必须注意的是，在讨论问题时一定要有实验事实作为根据。
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23 -2 物质的酸性与碱性
酸性一般是指物质释放质子 H+ 的能力，而碱性一般是指物质释放 OH- 的能力，或者是指物质与水解离出的 OH- 或 H+ 相结合的的能力.
酸碱解离平衡中我们曾用 pKa、pKb以及 pKh 值定量地表示它们。
本节中，我们讨论两类物质的酸碱性——第一类是含氢的二元化合物，第二类是含氢且含氧的三元化合物。
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1、分子氢化物:
氢直接与中心原子 A 相连，如 NH3、PH3、H2S、HCl 等。
规律： 无论同一周期还是同一族，随着中心原子原子序数的增加，氢化物的酸性均增大。
表23-5 VA族 VIA族 VIIA族
第二周期 NH3 35 H2O 16 HF 3.2
第三周期 PH3 27 H2S 7.0 HCl －7
第四周期 H2Se 3.9 HBr －9
第五周期 H2Te 3 HI －10
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原因：原子所带的负电荷数减少，因而中心原子的电子密度越来越小，对于 H+ 的束缚能力降低，所以氢化物给出 H+ 的能力即酸性增强。
同一族元素的氢化物，随着原子序数增加，它们的原子半径增大，使得这些原子的电子密度逐渐变小，氢化物的酸性依次增强，
例如表中物质的酸性
HI > HCl > HF，
H2Te > H2Se> H2S > H2O
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在水合离子中，有 3 个质子同时吸引氧上的电子，使得其上的电子密度很低，对 H+ 的束缚力很弱，因而容易释放出质子；水分子中有两个质子，因而氧上的电子密度较大，对 H+ 的束缚也较强，酸性较弱；在氢氧根中，只有一个质子吸引氧上的电子，因而氧上的电子密度最高，对 H+ 的束缚最强，不但不能释放质子，反而吸引质子而显碱性。
例如：判断水合质子、水以及氢氧根酸性强弱次序
H3O+ > H2O > OH–
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再如：在 NH3 中，N 的氧化数为 －3，且原子半径很小，故其电子密度很高，对 H+ 的束缚极强。在水溶液中 NH3 不但不能释放质子，反而结合水解离出的 H+ ，从而使体系显碱性。
PH3 和 NH3 相似，但由于 P 的原子半径比 N 大些，故其电子密度低于 N，所以 PH3 的碱性比 NH3 弱。
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2、含氢且含氧的三元化合物：
含氧酸中氢通过氧原子与其中心原子 A 相连，如 H2SO4、H3PO4 等。
规律：（1）同一周期元素、同种类型的含氧酸从左向右中心原子 A 的半径逐渐减小，元素电负性增大，氧化数变大，因此使得氧原子的电子密度降低，于是对氢的束缚减弱，而表现出越来越强的酸性。
如：H4SiO4 是弱酸，H3PO4 是中强酸，H2SO4 和 HClO4 是强酸。
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（2）同一主族元素相同类型的含氧酸，从上到下酸性依次减弱。如：HClO > HBrO>HIO
（3）同一元素、不同价态的含氧酸，一般来说价态高的酸性强。如：HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
原因：当中心原子的半径较小，电负性较大、电荷较高时，它将使与之相连的氧原子的电子密度降低，于是对氢的束缚减弱，而表现出较强的酸性。
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23 - 3 无机含氧酸的氧化性
在本节我们仅从热力学观点对无机含氧酸的氧化性加以讨论，采用标准电极电势 E 作为氧化还原能力强弱的量度标志。为了找到一点规律性的东西，我们仅针对各元素最高价态的含氧酸，在 pH ＝ 0 条件下被还原为单质时的 E 进行探讨。
物质的氧化还原性质既涉及化学热力学，又涉及反应动力学问题。含氧酸的氧化性则更为复杂，一种元素往往可以有几种价态的含氧酸，同一价态的含氧酸又可以还原成不同的产物。
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23 -3 -1 氧化性的规律
1 、同一周期主族元素含氧酸的氧化性从左到右增强，其E 值显著升高。
H4SiO4 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4
同一周期副族元素含酸的氧化性从左到右也有所增强。
电对 VO2+ / VO2+ Cr2O72－/ Cr3+ MnO4－/ Mn2+
E /V 0.99 1.23 1.51
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2、同一主族元素含氧酸的氧化性从上向下呈现波浪式变化，第 2、4、6 周期的 E 值较高，第 3、5 周期的 E 值较低。但低价态自上而下有规律递减
周期数 2 3 4 5 6
电对 NO3－/ N2 H3PO4/ P H3AsO4/ As Sb2O5 / Sb Bi2O5 / Bi
E /V 1.24 －0. 14 0.37 0.32 0.83
HClO>HBrO>HIO
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3、同一元素来说，在均为稀酸的条件下，低价态的酸比高价态的酸氧化性强。例如 HCIO ＞ HClO3，H2SO3 ＞ 稀 H 2SO4，HNO2 ＞ 稀 HNO3。
4、对于同一种含氧酸及其盐来说，一般是浓酸氧化性大于稀酸，含氧酸氧化性大于含氧酸盐。
例如，浓 HNO3 ＞稀 HNO3 ＞ 硝酸盐。
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23 -3 -2 影响氧化能力的因素
1） 中心原子结合电子的能力
含氧酸被还原，是中心原子获得电子的过程。成酸元素的电负性越大，中心原子越容易获得电子而被还原，因而氧化性越强。
含氧酸得失电子的难易程度，与许多因素有关，目前还没有完全统一的解释。
2） 中心原子和氧原子之间 R—O 键的强度
含氧酸还原为低氧化态或单质的过程涉及 R—O 键的断裂。因此，含氧酸 R—O 键越强，数目越多，则酸越稳定，氧化性越弱。
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中心原子和氧原子之间存在着配位键和 d－p 配键，因此 R—O 键相当于一个双键。形成的 d－p 配键的强度顺序是 3d < 4d < 5d。因此，同族过渡元素从上到下，其含氧酸的 R—O 键增强，酸的稳定性增大，氧化性减弱。
3） 中心原子抵抗 H+ 的极化作用的能力
以分子状态存在的弱酸承受 H+ 的极化作用，致使 R—O 键被削弱，所以弱酸的氧化性强。稀的强酸以酸根离子的状态存在，不承受 H+ 的极化作用，R—O 键较强，氧化性较弱。
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同一元素不同氧化态的含氧酸，通常是较高价态含氧酸的氧化能力较弱，这与高价态含氧酸的中心原子抵抗 H+ 的极化作用的能力较强有关。所以氧化能力的关系是 HClO4 < HClO3，H2SO4（稀）< H2SO3 。
溶液的酸碱性、温度以及伴随氧化还原反应同时进行的非氧化还原反应（如水、沉淀等的生成）对含氧酸的氧化性有影响
4)、其他因素的影响：
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23 -4 含氧酸盐的热分解
无机盐类是酸碱中和的产物，按着含氧酸和无氧酸可将盐划分为两大类：
一类是含氧酸盐如 KClO4、CuSO4 5H2O 等；
另一类是无氧酸盐如 NaCl、CdS 等。
本节仅就含氧酸盐的受热分解规律进行简单的总结与讨论。
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23 -4 -1 含氧酸盐热稳定性的一般规律
1 无水含氧酸盐的热稳定性规律
（1） 对于同一种含氧酸及其盐，其热稳定性是正盐最高，酸式盐次之，酸的热稳定性最差。（H+的极化）
含氧酸盐的热稳定性与含氧酸的热稳定性、金属阳离子的极化性质有关。
（2） 同种酸根、不同金属离子的同种类型的含氧酸盐，其热稳定性次序一般为
碱金属盐 > 碱土金属盐 > 过渡金属盐 > 铵盐
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（3）同一族金属离子含氧酸盐的热稳定性次序随原子序数增大而增大，以IIA族为例（离子极化）
BaCO3 > SrCO3 > CaCO3 > MgCO3
（4）对于不同的含氧酸的盐，一般来说，含氧酸越稳定，则它相应的含氧酸盐的热稳定性也高；含氧酸的热稳定性差，则它相应的含氧酸盐也易受热分解。如:硫酸盐、磷酸盐、硅酸盐都是难于分解的盐，而碳酸盐、硝酸盐、亚硫酸盐、氯酸盐都是热稳定性较差、容易分解的盐。
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硫酸盐、磷酸盐、硅酸盐 > 碳酸盐 > 硝酸盐 > 氯酸盐
硫酸盐的分解温度一般在 1273 K 以上，碱金属的硫酸盐加热到高温仍很稳定，熔融甚至挥发而不分解。
以钠盐为例，常见含氧酸盐的热稳定性次序一般为 ：
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许多无机盐含有结晶水。当受热时，无机盐容易失去结晶水，生成无水盐。如，Na2SO4 10H2O 和Na2CO3 10H2O 受热后分别得到无水 Na2SO4 和无水 Na2CO3。
2 结晶水合盐易受热脱水
结晶水的存在形式：配位水（水分子与金属配位），键合水（水分子通过氢键与阴离子结合），晶格水（在晶体中占据一个晶格位置）。
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位于晶格中的结晶水最容易失去；与金属离子和阴离子结合的水分子要断开化学键才能失去，故需要较高温度。因此许多含有结晶水的无机盐脱水是分步进行的，如 CuSO4 5H2O 的 5 个结晶水分子中有 4 个与 Cu2+ 配位，一个与 SO42– 阴离子通过氢键结合。所以 CuSO4 5H2O 的脱水过程是分步进行的。
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一般硝酸盐、碳酸盐受热易发生水解反应；金属离子 Be2+、Mg2+、Al3+、Fe3+ 等的盐类易发生水解反应。
1 受热水解反应
挥发性含氧酸与半径小、电荷高的金属形成的盐，在含有配位水时，受热易发生水解反应。
原因：金属的正电场强，因而与 H2O 之间配位键也较强，削弱了水中原有的 O-H 键。当受热时，H+ 同酸根结合成挥发性酸而逸出反应体系，使得水解反应可以一直进行下去。
23－4－2 含氧酸盐热分解反应的类型
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即含氧酸盐发生反应分解成原来的氧化物或酸和碱，但产物中必须有一种在分解温度下能汽化的物质从体系中逸出，如
CuSO4 CuO + SO3↑
2 简单热分解反应
923 K
从反应结果看，这类分解反应是金属离子将含氧酸根中的 O2– 夺走。因此，金属离子正电场越强，即半径越小、电荷数越高，越容易发生分解反应；酸根离子越不稳定，越容易发生分解反应。
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2Na2HPO4 Na4P2O7
2NaHSO4 Na2S2O7
523 K
593 K
硼酸盐、硅酸盐不易发生这类简单热分解反应，其中一个原因就是 B2O3、SiO2 沸点较高，难以汽化。
3 受热缩聚反应
硼酸盐、硅酸盐、磷酸盐都比较稳定，受热不易分解，但容易发生缩聚反应。一些酸式盐容易脱水缩合成多酸盐。
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如 SiO32–、CO32–、PO43–、SO42– 比较，SiO2 和 P2O5 不易挥发，硅酸盐、磷酸盐易缩聚； CO2 易挥发，碳酸盐不易缩聚；SO3 高温时可挥发，硫酸盐可发生缩聚反应。
生成缩聚产物的难易程度，与含氧酸盐热分解后生成的氧化物的挥发性有关。生成的氧化物越易挥发，越容易发生简单热分解反应，所以不稳定酸的酸式盐受热后分解不能生成多酸盐。
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（1） 酸根和金属离子之间的反应
氧化性较强的含氧酸根与还原性较强的金属离子，或还原性较强的含氧酸根与氧化性较强的金属离子形成的含氧酸盐易发生这种情况。如,
(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 ↑+ 4H2O
Mn(NO3)2 MnO2 + 2NO ↑
AgNO2 Ag + NO2
> 432 K
431 K
433-473 K
4 氧化还原反应
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不稳定的中间价态金属离子形成的盐，受热时金属离子可能发生歧化
Hg2CO3 HgO + Hg + CO2
酸根阴离子的中心原子处于不稳定中间价态，含氧酸盐受热时，发生歧化反应
4KClO3 KCl + 3KClO4
4Na2SO3 Na2S + 3Na2SO4
（2）歧化反应
△
强热
≥673 K
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2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
NaNO3 NaNO2 + 2O2↑
某元素最高价态含氧酸不稳定，相应氧化物也不稳定，它的稳定的阳离子盐类受热时，元素的价态降低，同时放出氧气
氧化物稳定的含氧酸盐一般不发生这类反应，如硫酸、磷酸、碳酸，其氧化物 SO3、CO2、P2O5 均稳定，硫酸盐、磷酸盐、碳酸盐均不发生这种热分解。
△
△
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23－5 无机化合物的水解
典型的离子化合物 AnMm 溶于水中发生解离，如果Mn+ 离子夺取水分子中的 OH – 而释放出 H+ 离子，或 Am– 夺取水分子中的H+而释放出 OH – 离子，都将破坏水的解离平衡，这种过程即盐的水解过程。各种离子的水解程度不同，因此产物也不同。
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23－5－1 水解的产物
AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3↓+ 3HCl
FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3↓+ 3HCl
1 酸和碱
水解反应是酸碱中和反应的逆反应，因此水解反应的最终产物可以是一种酸和一种碱。这些水解反应常常需加热以促进水解的彻底发生，如
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多数阳离子的水解反应进行得不够彻底，于是生成碱式盐和一种酸。如
SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl↓+ HCl
Sn（II）只和一个 OH－ 结合，水解不完全。
SbCl3 + H2O = SbOCl↓+ 2HCl
Sb（III）结合两个 OH－，生成 Sb(OH)2+，之后脱去一个 H2O 得到 SbO+。这种水解反应，是可以抑制的，只需要向反应体系中加入盐酸。
2 酸和碱式盐
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Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+
2Fe(OH)2+ = [Fe2(OH)2]4+
这种水解可以看成是水合离子 [Fe(H2O)6]3+ 解离，生成的 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 聚合成多核配位化合物 [Fe2(H2O)8(OH)2]4+
有些高价金属离子水解时首先生成碱式盐，然后这些碱式盐聚合成多核阳离子，如
称之为多碱，可看成是弱碱性金属氧化物通过羟桥（OH）结合成的聚合物。
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AsCl3 + 3 H2O = H3AsO3+ 3HCl
PCl3 + 4H2O = H3PO3 + 3HCl
3 两种酸
一些化合物中，显正价态的部分并不是金属，它们与OH－结合时生成含氧酸，于是水解的产物是两种酸，如
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SnCl4 + 3H2O == H2SnO3 + 4HCl
生成的含氧酸，经常写成氧化物的水合物形式，如SnO2·H2O、TiO2·H2O。
由于As(III)、P(V)的金属性很弱，与 OH- 的结合力极强，因此这种水解反应非常彻底，即使加入盐酸也很难抑制。高价金属盐类的水解，也属于这种情况，因为价态高时金属性减弱，如
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有些卤化的水解产物与未水解物发生配合作用，这种情况多发生在非金属元素水解时，如 SiF4 的水解，首先发生的反应是
SiF4 + 4H2O = H4SiO4 + 4HF
4 生成配位化合物
之后过量的反应物 SiF4 与水解产物之一的 HF 结合生成 SiF62－ 配酸根阴离子。于是总的反应结果是
3 SiF4 + 4 H2O = H4SiO4 + 4 H＋+ 2 SiF62－
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23－5－2 影响水解的因素
阳离子的水解能力与离子极化作用有关。离子极化作用越强，越易发生水解。碱金属离子不水解，而高价离子、过渡金属离子易水解。
1 阳离子的极化能力的影响
水解产物也与极化能力有关，低价金属离子水解产物一般为碱式盐，高价金属离子水解产物一般为氢氧化物或含水氧化物，而正氧化态的非金属元素水解产物一般为含氧酸。
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共价型化合物水解的必要条件是正电性原子具有空轨道。一些正氧化态的非金属元素的化合物容易发生水解，如 SiCl4。原因是它的的中心原子 Si 有空的 3d 轨道，可以接受水分子中氧原子的孤电子对以形成配位键，使水的 HO–H 键削弱而断裂。而 CCl4 却不能发生水解，原因在于 C 的价层没有空的 3d 轨道。
2 原子轨道的空间效应
硼原子中虽然没有可用的 3d 轨道，但由于硼的缺电子特点，有空的 2p 轨道，因此 BCl3 可强烈水解。
*

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