为什么盐类水解浓度越小越易水解

一、非金属单质的分子结构

1.8-N规则

非金属单质分子中原子间以共价键相连接。分析非金属单质中1 个原子键合相邻原子的数目，除O2、N2外，发现在以共价单键相连形成的单质分子中该数目为8-N个，N为该非金属元素的族数。这一现象称为8-N规则。

具体分析p区各族元素形成单质分子时的成键情况(P614图15-1)

①ⅦA族：1个原子键合1个原子，形成双原子分子 F2、Cl2、Br2、I2

②ⅥA族：1个原子键合两个原子，如斜方硫和单斜硫S8的环状结构分子；弹性硫的无限长链结构分子SX： S S S

\ / \ / \ /

S S S

Se、Te分子与弹性硫具有相似结构，也是链状结构分子。

③ⅤA族：1个原子键合三个原子

a.四面体小分子 P4、As4(黄砷)、Sb4

b.无限层状分子 黑磷、灰砷、灰锑

c.无限链状分子 红磷

④ⅣA族：1个原子键合四个原子，形成大分子。如金刚石、晶态硅

归纳起来：p区元素的单质(晶体)键合可有三种情况。

①按8N规则原子先键合成有限小分子，再靠范德华力形成分子晶体：X2、S8、P4、

As4、Sb4。

②按8-N规则原子先键合成无限链状或层状大分子，然后链与链之间，层与层之间仍以范德华力结合：SX、SeX、TeX、红磷、黑磷、灰砷、灰锑

③按8-N规则，原子直接键合成一个巨分子，构成原子晶体8-N规则其实质是非金属单质分子中的原子通过共用电子对达到同周期希有气体稳定结构的倾向。

2.第一横排元素(二周期)易构成重键

第一横排元素ⅥA的O以O2在空气中存在，ⅤA的N则大量以N2形式在空气中存在，分子中均构成重键。显然这是由于它们的两个原子之间连接时，形成一个σ键之后，由于r小，可再利用相互平行的2p轨道重叠形成pπ-pπ键，使体系能量降低较之形成二个(O)或三个(N) 单键更稳定；而同族的其他元素由于r较大，pπ-pπ重叠程度差，反不如构成8-N σ键与其它原子相键合在能量上有利。

第一横排ⅦA的F元素，因其价电子构型为2s22p5，故只能形成单键：

2F(1s22s22p5)→F2[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4(π*2p)4]

从分子轨道式看，实际上只有一个(σ2p)2构成一个σ键。

ⅣA的C元素的构成重键则表现在大量的含碳化合物中。

二、分子型氢化物

非金属元素都有最高氧化态的氢化物(见教材P616—617)，在分子中，非金属元素的原子以共价键与H原子相连结，这些氢化物在性质上主要有如下一些递变规律：

1.(熔)沸点

同族元素的氢化物，(熔)沸点从上到下递增，但Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ主族的二周期元素氢化物NH3 ，H2O及HF则因分子间存在氢键分子的缔合作用特别强而出现反常，表现出特别高的沸点。

(见教材P617图15-2)

2.热稳定性 P619 表15-2

ΔHf° HF -271 HCl -92.3 HBr -36.4 HI 26.5

(KJ/mol) H2O -241.8 H2S -20.16 H2Se 85.8 H2Te 54.4

NH3 -46.19 PH3 9.25 AsH3 172 SbH3 145.1

热稳定性是指其是否易于分解为组成物质各元素的单质，这种分解是生成该物质反应的逆反应。分解的ΔH°应是生成的ΔHf°的负值，由以上数据可见：

(1)同族元素的氢化物从上到下热稳定性减小；

(2)同周期非金属元素的氢化物从左到右热稳定性增强。

P619表15-2

3.还原性

氢化物中只有HF不显示还原性，非金属元素氢化物还原性变化规律如下：

还 CH4 NH3 H2O HF│

原 SiH4 PH3 H2S HCl│

性 GeH4 AsH3 H2Se HBr│

增 (SnH4) SbH3 H2Te HI↓

强 ←—————————————

还 原 性 增 强

解释：沿箭头方向An-的半径r增大，A元素的电负性减小，因此失电子能力递增。

4.水溶液的酸碱性和氢化物酸性强度变化规律

教材P621表15-3给出了分子型氢化物在水溶液中的PKa值

CH4 58 NH3 39 H2O 16 HF 3 │酸

SiH4 35 PH3 27 H2S 7 HCl -7 │强

GeH4 25 AsH3 19 H2Se 4 HBr -9 │度

SnH4 20 SbH3 15 H2Te 3 HI -10↓增

——————————————————→ 加

酸 强 度 增 加

以水作为溶剂，氢化物的pKa<16则表现为酸性，在水溶液中可给出质子；反之，则表现为碱性，水溶液中可接受质子。但实际上，只有对ⅥA、ⅦA族元素的氢化物和ⅤA的NH3、PH3等讨论水溶液的酸碱性才有实际意义，可以看出NH3、PH3从Ka值上应划入碱性之列。

总结其递变规律为：(1)同族元素氢化物从上→下酸强度增大；(2)同周期从左→右酸性增强。

解释：同周期从左→右，A的电负性增大，吸引H-A键共用电子对的能力增强，H-A键的极性增强，故更易断键析出H+，表现出酸性增强（同周期从左至右，An-负氧化态降低，A原子上电子密度减小，对质子的吸引力减弱，故酸性增强）；同主族从上→下，A的电负性减小，半径r增大，对质子的吸引力减弱，故酸性增强。

pKa值可用热力学数据推算

(1)从电离过程的ΔG°推算

HF(aq)＝＝H+(aq)+F-(aq)

ΔGf° (KJ/mol) -294.6 0 -276.5

ΔG°＝＝ΔGf°[H+(aq)]+ ΔGf°[F-(aq)]- ΔGf°[HF(aq)]

＝＝0+(-276.5)-(-294.6)

＝＝18.1KJ

由 ΔG°＝-2.303RTlgKa R＝8.314J.K-1.mol-1

或 ΔG°＝-5.71lgKa T＝298K时 单位KJ

pKa＝-lgKa＝ΔG°/5.71＝3.17

Ka＝6.76×10-4

(2)根据热力学循环计算，见P622

ΔH

HA(aq)————————→H+(aq) ＋ A-(aq)

-ΔHh(HA)

HA(g) ΔHh(H+)

DHA ΔHh(A-)

IH

H(g)—————————→H+(g)

+ EA

A(g)———————————————→A-(g)

ΔH＝-ΔHh(HA)+DHA+I+EA+ΔHh(H+)+ΔHh(A-)

对于二元氢酸，因ΔHh(HA)相对很小，而IH和ΔHh(H+) 对同族分子型氢化物均相同,故其酸性大小的主要影响因素有：①氢化物的键能DHA(吸收能量)；②元素A的电子亲合能EA（EA1释放能量）；③阴离子的水合能ΔHh(A-)（释放能量）。概念：质子亲合能 PA = DHA + IH + EA

对An-分析：①n越大, EA越正，对ΔH的贡献越正，越不利于酸式离解；②n越大,则r越大，相应导致ΔHh(A-)变小，越不利于酸式离解。对同系列HA，若An- r越大，相应导致EA负值变小、ΔHh(A-)变小，越不利于酸式离解。

这种方法，可以帮助我们分析影响酸强度的主要因素。另一种循环参见无机化学疑难问题解析一书p117。

三、含氧酸

1.各族元素最高氧化态的氢氧化物(或氧化物的水合物)的酸碱性

元素的氢氧化物指某元素与氢、氧形成的三元化合物，如第三周期元素最高氧化态氢氧化物

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4(H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4

若以R—O—H来代表这些氢氧化物的结构，那么它们在水中可能有两种离解方式

R O—H R—O H

碱式离解 酸式离解

ROH是按碱式离解或是按酸式离解，与Rn+阳离子的极化作用相关，阳离子的电荷越高，半径越小，极化作用越大，此时O原子上的电子云将偏向Rn+，而使O—H键极性增强，易于断键，ROH 将采取酸式离解；反之，阳离子电荷低，半径大，极化作用弱，O—H键相对较强，R-O键相对较弱（RO离子性）ROH将采取碱式离解。

从R-O键来看，碱式离解，R-O键离子性较强，而酸式离解则R-O键的共价性较明显。

如何定量地衡量阳离子极化能力，并把它和ROH的酸碱性联系在一起呢?卡特雷奇(Cartledge)提出用离子势即阳离子电荷半径比来表示阳离子极化能力

Φ＝Z/r 例如

Na+ Z＝+1 r＝0.097nm ΦNa+＝10

Al3+ Z＝+3 r＝0.051nm ΦAl3+＝59

S6+ Z＝+6 r＝0.030nm ΦS6+＝200

在此基础上，有人找出了用Φ值判断ROH酸碱性的经验公式：

当 √Φ >10时，ROH显酸性

7<√Φ <10时，ROH显两性

√Φ <7时，ROH显碱性

*以埃为半径长度单位则其值不同。

用以解释上面的例子，对于NaOH √Φ ＝3.20<7 故显碱性；对于Al(OH)3 √Φ ＝7.67，7<Φ <10，故显两性；对于H2SO4 √Φ ＝14.14>10，故显酸性。

由于离子势这个概念相当于把阴阳离子之间的作用简单地当成电场中正、负点电荷之间的静电引力来处理，因此显得粗糙，这样处理问题不可避免地会出现一些矛盾。例如，Zn(OH)2 是两性氢氧化物，但对Zn2+计算Φ 值

Z＝+2 r＝0.074nm Φ ＝27.0 √Φ ＝5.20

小于7，按经验公式应划为强碱性之列。为了解决这些矛盾，有人又提出用Z/r2或Z2/r，乃至Z*/r等等，但万变不离其宗，离子的电荷 和半径比是决定离子极化程度大小的主要因素这点是统一的。

2.含氧酸及其酸根的结构(正酸)

(1)第二周期元素形成的含氧酸及其酸根离子中，中心原子采取SP2杂化态，酸根离子呈平面三角形。酸分子或酸根离子中可用未杂化的2P轨道(垂直分子平面)形成Pπ—Pπ键或离域π键，如H2CO3中有一π键，HNO3中有π34，CO32-，NO3-中有π46。

(2)第三周期元素形成的含氧酸及其酸根离子中，中心原子采取SP3杂化态，因此空间分布为四面体。由于价层d轨道的存在，在除Si之外的含氧酸及其酸根中，还可在σ 配键基础上形成反馈d-pπ键。Si的r大，不利于d-pπ配键的形成；P、S、Cl 在相应正酸中通过中心原子提供电子对与非羟基O原子(O原子归并一个2p轨道)形成σ配键，再在此基础上形成d-pπ键。

r(pm) Si4+ 42 P5+ 35 Cl5+ 34 Cl7+ 27

(3)四周期元素与三周期相似。

(4)五周期元素由于中心原子半径增大，5d轨道与5s、5p轨道的能级差ΔE小（5s、5p电子云较松散），成键倾向较强，因此除了一些与三、 四周期元素相似的情况外，在H6TeO6、H5IO6中，中心原子采取sp3d2杂化态形成正八面体结构。

3.含氧酸的强度

(1)变化规律及其定性解释

根据前面的知识，含氧酸R—O—H作酸式离解的难易程度取决于Rn+的极化能力，Rn+ 的极化作用越强，吸引羟基O原子的电子云的能力越强，导致O—H键极性增强，越易电离出H+，而Rn+的极化能力，主要决定于其电荷和半径两个因素。下面我们列出含氧酸强度变化规律，并从电荷，半径两方面加以分析。

A.同周期主族元素的最高氧化态含氧酸，从左到右酸性增强，如

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

PK1 10.0 2.1 -2.0 -7

—————————————————> Rn+电荷升高，半径减小

酸性增强

Z +4 +5 +6 +7

r(pm) 42 35 30 27

B.同一主族，相同氧化数的含氧酸，从上→下酸性减弱

如 HClO HBrO HIO 结构相似的情况，结构不同时可考虑非羟基氧原子数

pKa 7.4 8.7 10.0 如高卤酸中H5IO6反常，硫族正酸中H6TeO6反常。

——————————————>

酸性减弱

中心"离子"Rn+电荷相同(+1)，但电负性递减，半径递增。

C.同一元素不同氧化态的含氧酸，随中心"离子"，氧化数升高，离子半径减小，Rn+ 吸引羟基氧原子电子的能力增强，因而酸性增强，如

HClO HClO2 HClO3 HClO4 非羟基氧原子数增多的影响

PKa +7.4 +2.0 -2.7 -7

D.同一元素氧化态相同，结构不同的含氧酸，非羟基氧原子数越多(d-pπ键越多)， 酸性越强，如： O O

HIO4 H5IO6 HO OH

pKa1 ～-7 3.29 HO—I O I

HO OH

O OH

(2)含氧酸强度的定量表示

在含氧酸分子中，非羟基氧原子会把R—O键上的电子对往自己这方吸引，而使Rn+ 的电负性增强，这样非羟基氧原子越多，R的有效电负性就越强， 对羟基氧原子的电子吸引能力也越强，使O—H键极性增强，易于电离，其酸性也就越强。由此可见，含氧酸中非羟基氧原子数N 与含氧酸强度存在着十分紧密的联系。Pauling在总结了许多事实之后归纳出两条半定量的规律：

A.多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即K1:K2:K3:...=1:10-5:10-10:...，或PKa的差值为5。

如 H2SO3 K1=1.2×10-2 K2=1×10-7

H3PO4 K1=7.52X10-3 K2=6.23X10-8 K3=2.2X10-13 （291K）

解释：因酸分子电离出(一个)H+后，变成带负电离子，负电荷越高，中心原子R的电荷(实际) 降低越多，对剩下的O—H中氧原子的电子吸引力越弱，O—H键越强，越不容易断键。

B.含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下的关系：

含氧酸可用通式HnROm表示。为区分分子中的羟基氧原子和非羟基氧原子，还可写作

ROm-n(OH)n，显然，含氧酸中羟基氧原子数＝n，非羟基氧原子数为m-n。令 N＝m-n， 即非羟基氧原子数为N。

K1≈105N-7 或PK1≈7-5N

如H2SO3 N=1 (SO(OH)2) K1计算≈105X1-7=10-2

一般地有

N 分子式 K1 PK1 例

O R(OH)n ≤10-7 ≥7 HOCl K=2.95×10-8 H4SiO4 H6TeO6 H3BO3

1 RO(OH)n ～10-2 ～2 HClO2 K1=1×10-2 H3PO4 H2SO3 H2CO3

2 RO2(OH)n ～10+3 ～-3 HClO3 K1=1×103 H2SO4 HNO3

3 RO3(OH)n ～108 ～-8 HClO4 K1=1×108 HMnO4 HReO4

说明：

A.运用经验公式 K1≈105N-7估算含氧酸强度时，应与含氧酸结构联系起来，如H3PO3，H3PO2，结构分别为

O O

H— P —OH 和 H— P —OH

OH H

故N均为1，其Ka1或Ka均约为10-2，H6TeO6为Te(OH)6，N=0，Ka≈10-7。

B.经验公式没有考虑组成相同，但中心原子不同的含氧酸强度的不同。如 HClO，HBrO，HIO，按K1=105N-7其N=O，Ka≈10-7，PKa≈7，但它们的PKa实际上分别为7.4，8.7，10.0，是有区别的。在这种情况下，应再考虑中心原子半径(或R—O键长)和电负性的变化。

四、非金属含氧酸盐的某些性质

1.含氧酸盐的溶解性

⑴规律：

A.含氧酸的绝大部分钠盐，钾盐，铵盐及酸式盐均易溶于水。

B.硝酸盐，氯酸盐都易溶于水，溶解度随温度T升高而升高。

C.硫酸盐大部分溶于水，但Sr2+，Ba2+，Pb2+的硫酸盐难溶，Ca2+，Ag+，Hg22+，硫酸盐微溶。

D.碳酸盐大多不溶于水，最难溶的有Ca2+，Sr2+，Ba2+，Pb2+盐。

E.磷酸盐大多不溶于水。

根据这5条做P646第10题

⑵如何判断或讨论溶解性： 用热力学循环讨论溶解性

(1)从溶解过程能量变化初步判断

ΔHs

M+X-(s) M+(aq)+ X-(aq)

-U ΔHh（包含M+(g)、 X-(g)的水合焓）

M+(g)+ X-(g)

ΔHs＝-U+ΔHh＝ΔHh-U

若晶格能|U|>>|-ΔHh|(水合能)，则难溶；反之易溶。通常电荷高、半径小的离子形成盐晶格能大，但同时相应离子的水合能也大，因其与极性H2O分子的引力也大，此时，晶格能和水合能究竟哪一个起主导作用，可以分析阴阳离子大小匹配和情况，一般规律是：

阴阳离子半径相差大的比相差小的易溶，即Δr越大越易溶。当r->>r+时，离子水合在溶解过程中居优势，故在性质相似的盐系列中，阳离子半径越小越易溶，如Na+，K+，Rb+的高氯酸盐：rClO4-大，rNa+ < rK+ < rRb+ (97<133<147)；当r-～r+则晶格能占主导。

这一规律适用于性质相似的一系列离子化合物，下面以碱土金属的硫酸盐和氢氧化物为例，说明之。

溶解度mol.L-1 溶解度mol.L-1

Mg(OH)2 0.0003 溶解 MgSO4 2.88 溶解

Ca(OH)2 0.022 度递 CaSO4 0.015 度递

Sr(OH)2 0.066 增 SrSO4 0.005 减

Ba(OH)2 0.223 BaSO4 0.00001

给出有关半径数据：

Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ OH- SO42-

r(pm) 66 99 112 134 140 230

1/r 0.0152 0.0191 0.00893 0.00714 0.00714 0.00435

1/(r++r-)

SO42- 0.00338 0.00304 0.00292 0.00275 相差 0.00063

OH- 0.00485 0.00418 0.00397 0.00365 相差 0.00120

已知晶格能，水合能与半径成如下函数关系：y

U=f1[1/(r++r-)] (1)

ΔHh=f2(1/r+)+f3(1/r-) (2)

从函数关系式可知，当r->>r+时，同系列盐的U不会有较大的变化，因1/(r++r-)变化不大，此时f2(1/r+)即ΔHh的影响将起主导作用；而r-～r+时，同系列离子化合物的U会因1/(r++r-)变化较大而有较大变化，此时U起主导作用。见无机疑难问题解析 P34。

比较碱土金属的硫酸盐和氢氧化物可见，前者属于r->>r+的情况，而后者属于r-～r+的情况，因此硫酸盐系列随着从Mg2+→Ba2+ r+的增大，ΔHh的减幅超过 U(ΔHs=ΔHh-U)的减幅，故其溶解度递减；而氢氧化物系列随着从Mg2+→Ba2+ r+的增大，U的减幅超过ΔHh的减幅，故其溶解度递增，数据见下表：

MgSO4 CaSO4 SrSO4 BaSO4 Δ

-U 2878 2616 2522 2386 492 kJ.mol-1

ΔHh(M2+) -1920 -1650 -1480 -1360 -560 kJ.mol-1

Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 Δ

-U 2843 2554 2416 2228 615 KJ.mol-1

ΔHh(M2+) -1920 -1650 -1480 -1360 -560 KJ.mol-1

ΔHh(SO42+)=-907.5kJ/mol，ΔHh(OH+)=-460kJ/mol

(2)从自由能变判断

因溶解过程 ΔHs一般较小，因此要在U与-ΔHh相差不大的情况下判断溶解性，必须从ΔG°来看问题，即必须在能量变化的基础上再考虑熵变的影响。

ΔGs°=ΔHs0-TΔSs0

ΔSs

M+X-(s) M+(aq)+ X-(aq)

混乱度增大 ΔSL ΔSh 混乱度减小

熵增 熵减

M+(g)+ X-(g)

例如：

溶解过程的总的熵效应应为：

ΔSs°＝ΔSL°＋ΔSh °

升华ΔSL>0 水合ΔSh<0

也可表示为：

ΔSs°=∑ΔS°溶解产物离子

一般而言，离子的电荷低，半径大，ΔSL的影响较大，ΔSs常为正值，如P633表15-8、15-9中所列NO3-、ClO3-、ClO4-、Na+、K+、Rb+、Cs+的ΔSs°值所示；而电荷高，半径小的离子，则ΔSh的影响占主导，如P633表15-8、15-9中所列的CO32-、SO42-、PO43-、Mg2+、Ca2+、Ba2+ 的ΔSs°值所示，根据组成离子的ΔSs°可以计算离子化合物溶解过程的ΔSs°。

例P646 11题。

CaCO3 Na2CO3

ΔHs0 -12.13 -24.69 kJ/mol

ΔHs0 均小于0，但CaCO3难溶，而Na2CO3易溶。

比较ΔSs°

CaCO3 Na2CO3

Ca2+ CO32- Na+ CO32-

ΔSs° -94.1 -116.7 28.8 -116.7 J/mol.K

∑ΔS° -210.8 -59.1 J/mol.K

例： Na3PO4(s) ==== 3 Na+ (aq) + PO43-(aq)

ΔSs° 28.8 -317.2 J/mol.K

ΔSs°(Na3PO4) = 3ΔSs°(Na+) + ΔSs°(PO42-)

= 3×28.8 + (-317.2)

=-230.8(J.mol-1.K-1)

进一步由ΔHs°与ΔSs°计算ΔGs°：

ΔGs°(Na3PO4) = ΔHs° - TΔSs°

=-78.66 - 298×(-230.8/1000)

=-9.88(KJ.mol-1) 可溶

例： Ca3(PO4)2 (s) ==== 3 Ca2+ (aq) + 2PO43-(aq)

ΔSs° -94.1 -317.2 J/mol.K

ΔSs°(Ca3(PO4)2) = 3ΔSs°(Ca2+) + 2ΔSs°(PO42-)

= 3×(-94.1) + 2×(-317.2)

=-916.7(J.mol-1.K-1)

ΔGs°(Ca3(PO4)2) = ΔHs° - TΔSs°

=-64.6 - 298×(-916.7/1000)

=208.58(KJ.mol-1) 难溶

表15-10列出几种含氧酸盐的ΔHs°、ΔSs°、ΔGs°，其中Ca3(PO4)2和Na3PO4的ΔHs°均为负值，由于Ca3(PO4)2的ΔSs°负值较大，故表现为难溶；而KNO3和Ba(NO3)2尽管ΔHs°为正值，但因其ΔSs°为正值表现为熵增，其结果KNO3的ΔGS°为负值；Ba(NO3)2的ΔGS°=10.4KJ.mol-1，为何ΔGs°=10.4kJ.mol-1>0仍列为可溶?其原因如下：

对溶解结晶(沉淀)平衡，由

ΔG°s=-2.303RTlgKsp

取T=298K，有：ΔG°s=-5.7lgKsp

如果以溶解度为0.01mol.l-1为可溶、难溶的界限，对于AB2型盐有：

AB2(s) == An+(aq) + 2B-n/2(aq)

S 2s

Ksp = s×(2s)2 = (0.01)×(0.02)2

ΔG°s=-5.7lg(0.01)×(0.02)2=-5.7×(-6)=30.8kJ.mol-1

反过来由ΔGs°可以计算出 Ba(NO3)2的溶解度为0.246mol.l-1。A2B型盐与AB2型可溶难溶的ΔGs°值一致。AB型可按上述方法计算出ΔGs°≤22.8KJ.mol-1为可溶。

P646 11题可照例子处理。

2.水解性

(1)盐类水解的实质

盐类溶于水后，阴阳离子发生水合，在其周围各配有一定数目的水分子，此时存在离子对极性水分子的极化作用，如果这种极化力强到足以使水分子中O—H键断裂，则阳离子夺取H2O 中的OH-而释放出H+，或者阴离子夺取水分子中的H+而释放出OH-，从而破坏了水的电离平衡，直到水中建立起弱酸或弱碱与水的电离平衡这个过程即盐的水解。

(2)影响水解的因素

A.阴离子水解能力与其共轭酸强度成反比, 共轭酸愈弱，水解愈彻底。

强酸根不水解；弱酸根酸愈弱，水解愈彻底。

ClO4-、NO3-不水解，CO32-、PO43-、SiO32-水解

B.阳离子水解程度主要与电荷、半径相关，还与离子的电子构型相关。有人总结出PKh与Z2/r的函数关系 PKh=F( Z2/r) ，PKh为水解常数的负对数值。

P636表15-12列出了有关数据和变化规律：PKh越小，离子水解程度越大；而阳离子极化能力越大，PKh越小。同时考虑阳离子的价电子构型，构型不同，影响不同。

3.热稳定性

(1)不同含氧酸盐的稳定情况(常见含氧酸盐的热稳定性)

A.磷酸盐、硅酸盐较稳定，加热不分解，但易脱水缩合为多酸盐。如

673～773K

3NaH2PO4——————→(NaPO3)3+3H2O

973K

xNaH2PO4——————→(NaPO3)x+xH2O 格氏盐

硅胶的制备

加热不发生氧化还原反应，也不分解为金属氧化物及相应酸酐。

B.硝酸盐和卤酸盐一般不太稳定，受热易分解，发生氧化还原反应。如

668K

4KClO3——————→KCl+3KClO4

Δ

2KClO3——————→2KCl+3O2↑

MnO2

Δ

16Pb(ClO3)2——————→14PbO2+2PbCl2+11Cl2↑+6ClO2↑+28O2

Δ

2Zn(ClO3)2—————→2ZnO+2Cl2↑+5O2↑

Δ

2NaNO3—————→2NaNO2+O2↑

Δ

2Pb(NO3)2—————→2PbO+4NO2↑+O2↑

Δ

2AgNO3—————→2Ag+2NO2↑+O2↑ 金属氧化物可能进一步发生分解

C.碳酸盐和硫酸盐稳定性介于A、B之间，受热可分解。分解产物为金属氧化物和相应酸酐。金属离子极化力强的，金属氧化物还可继续发生分解。如

1073～1173K

CaCO3———————→CaO+CO2↑

1273K

CuSO4———————→CuO+

盐类的水解是一个化学平衡，根据平衡移动原理（勒夏特列原理），溶液越稀，也就是水越多会使平衡向水解的方向移动。从而盐类水解浓度越小越易水解。如硝酸银溶液是存在下列平衡：
AgNO(3)+H(2)O←→AgOH+HNO(3)
水越多会使平衡向右移动，即盐类水解浓度越小越易水解。