云南大学无机化学考研资料.docx
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云南大学无机化学考研资料
无机总结
在学习方法上要求：
一、要掌握基本概念、基础知识
1基础知识，例如元素名称，符号，周期表，重要的方程式，重要单质的制备、性质及用途，重要化合物的制备、性质及用途；
例如：
重要的氧化剂：
KMnO4、K2Cr2O7、PbO2、H2O2、Cl2、NaClO、KClO3等
还原剂：
SnCl2、H2C2O4、Na2SO3、H2S、KI、
沉淀剂：
C2O42-、CrO42-、S2-、CO32-、OH-
配合剂：
NH3、H2O、CN-、SCN-、S2O32-
显色剂等；
2、一些重要的基本理论：
如：
化学键理论：
①VBT：
经典的价键理论、价层电子对互斥理论、杂化理论、
②CFT：
③MOT：
原子结构理论
酸碱理论
氧化还原理论
3、各种概念的具体定义，来源，使用范围；各种定律、定理、规则及使用条件等；例如：
PV=nRT使用条件为高温低压；配合物的定义、K稳的定义等。
镧系收缩、
4、一些伟大科学家的重要贡献；
例如：
1893年瑞士年仅26岁的化学家维尔纳（Wrener,A）提出PV=nRT使用条件为高温低压理论，成为化学的奠基人。
Pauling
阿累尼乌斯（Arrhenius,S.）
5、一些科学方法，例如测定分子量的方法（四种）、测定原子量的方法；使自己在科学思维能力，科学方法上得到提高。
特别是实验方法，动手操作能力上得到提高。
6、掌握学习方法。
例如：
演绎法，归纳法。
按照自己的习惯，建立一套适应自己的学习方法。
二、要系统总结所学过的知识
1、整个无机化学：
一个气体定律（四个定律）两个基础知识（热力学、动力学）三个结构（原子结构、分子结构和晶体结构）四大平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡和配合平衡）及各种元素的性质。
2、有关某一方面的知识
例如酸碱理论：
水离子论、
质子论、
溶剂体系论，
电子论、
软硬酸碱论，软硬酸碱规则。
无氧酸的强度规则，
含氧酸的ROH规则，Pauling规则、非羟基氧规则等。
酸强度大小的一些变化规律：
同周期、同族、同一元素的不同价态酸、同一元素的单酸和聚合酸等。
3、理论部分（上册）四条线：
①原子→原子结构→分子结构→晶体→单质→化合物的性质
②溶液→弱电解质电离平衡→沉淀溶解平衡→氧化还原平衡→配合平衡
③理想气体方程式→化学平衡→氧化还原
PV=nRT分压定律ΔG=-nεF
④热力学→化学平衡→氧化还原→沉淀溶解平衡→配合平衡
E=E0+0.059/nlg[氧]/[还]
既要加强理论与实际的联系，但也不能牵强附会。
例如既要善于从结构理论上推导物质的性质，但最终应尊重实验事实。
下册（物质部分）
一、酸碱理论
1．非含氧酸分子型氢化物）的酸性变化规律
B2H6CH4NH3H2OHF
SiH4PH3H2SHCl
GeH4AsH3H2SeHBr
（SbH3）H2TeHI（最强的无氧酸）
①从左到右，酸性增加。
从上到下，酸性增加。
具体用Ka或pKa测定。
解释：
H—X的电离难易估计，与H+直接相连的原子的电子密度有关，密度越小，对H+引力越小，酸性越强。
②利用电离过程的自由焓变推算。
（下册p621）
③根据热力学循环推算。
（下册p622.）
2．含氧酸的酸性强弱
①ROH规则（下册p624）
碱式电离
酸式电离
离子势φ=阳离子电荷/阳离子半径=Z/r
φ>10时ROH显酸性，7<φ<10时ROH显两性，φ<7ROH显碱性。
②Pauling规则：
（下册p628~629）
多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，
含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下的关系：
K1≈105N-7，即pKa≈7-5N
非羟基氧原子数N：
N=3极强，N=2强酸，N=1弱酸，N=0很弱的酸。
特殊的酸：
H3PO4H3PO3H3PO2H3BO3
契劳尼斯（Cheronis,N,D.）建议：
强酸Ka≥1弱酸Ka=10-7~1
很弱的酸=10-4~10-7
③同一周期最高氧化数的含氧酸，从左到右酸性增加：
H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4
④同族（氧化数相同）从上到下，酸性减小（有例外），
⑤同元素的不同氧化数的含氧酸，高价>低价HNO3>HNO2
⑥同元素的聚合酸酸性>单酸酸性。
H2Cr2O7>H2CrO4
3．含氧酸的结构：
（下册p628~629）
第二周期：
平面Δ的多
第三周期：
四面体的多
高碘酸H5IO6：
八面体结构高碲酸H6TeO6：
八面体结构。
4．含氧酸的氧化还原性：
二、热稳定性
许多盐受热会发生分解反应，由于盐的种类不同，分解产物的类型、分解反应的难易有很大差别。
为了深入地了解盐类热分解的本质，掌握热分解的规律并运用这些规律解释反应结果和完成一些无机合成反应，有必要对热分解的问题作一系统的讨论。
无机盐按组成划分可分为含氧酸盐（如：
硝酸盐，硫酸盐、高锰酸盐等）和非含氧酸盐（如碱金属卤化物、硫化物等）两大类。
它们热分解的情况虽有不同，但本质上是类似的，因此，这里只讨论含氧酸盐的热分解问题。
1、无机含氧酸盐热分解的类型和规律
①含水盐的脱水反应
许多含有结晶水的含氧酸盐受热以后比较容易失水或首先熔化在各自的结晶水中，进一步加热会逐步脱水，最后变成无水盐，这是由含水盐制备无水盐的一般通用的方法。
例如：
CuSO4•5H2O—→CuSO4•H2O—→CuSO4
Na2CO3•10H2O—→Na2CO3•7H2O—→Na2CO3•H2O—→Na2CO3
Na2B4O7•10H2O—→溶于结晶水中—→Na2B4O7
哪些含氧酸盐的结晶水合物受热能发生脱水反应，以及脱水反应进行的难易等问题，根据实验结果可归纳成以下几点经验规律：
（a）难挥发性含氧酸盐的水合物受热后一般总是脱水成无水盐，或者先溶化在自身的结晶水中随后再变成无水盐，如MgSO4•7H2O，Zn3（PO4）2·4H2O，Na2SiO3·9H2O加热后都可以直接得到相应的无水盐。
（b）碱金属和其它金属性较强的金属（如Ca，Sr，Ba和稀土元素等），它们含氧酸盐的水合物（其中包括易挥发性含氧酸的盐在内）受热后也总是脱水变成无水盐。
例如：
Ca（NO3）2·4H2O—→溶于结晶水中—→Ca（NO3）2
La（NO3）3·6H2O—→La（NO3）3·H2O—→La（NO3）3
（c）阴离子相同金属离子不同的碱金属和碱土金属的含氧酸盐，其脱水温度在同族内通常随金属离子半径的增大递减，如：
Ca（NO3）3·4H2O，Sr（NO3）2·4H2O和Ba（NO3）2·4H2O等盐转变为无水盐的温度分别为405K，373K和室温。
再如：
BeSO4•4H2O，MgSO4·7H2O和CaSO4·2H2O等盐转变为无水盐的温度分别为523K，511K和436K。
此外，金属离子相同阴离子不同的碱金属和碱土金属的含氧酸盐其脱水温度，‘通常随阴离子的电荷增高递增，如：
NaH2PO4·2H2O，Na2HPO4·12H2O和Na3PO4·12H2O等含水盐转变为无水盐的温度依次为：
373K，453K和大于473K。
2、含水盐的水解反应
有些含氧酸盐的水合物受热后并不能直接获得无水盐，它们常发生水解反应生成碱式盐甚至变成氢氧化物，如：
Mg（NO3）2•6H2O—→Mg（NO3）2•2H2O—→Mg（OH）NO3
Fe（NO3）3•9H2O—→溶于结晶水中—→Fe（OH）3
由易挥发性含氧酸组成的含氧酸盐（如：
硝酸盐，碳酸盐等）其水合物受热后，往往会发生水解反应，因此得不到相应的无水盐。
例如：
将镁和铜的硫酸盐水合物用加热脱水的方法都可以得到无水盐，但是它们的硝酸盐水合物受热后因失去易挥发的HNO3而发生水解反应，从而只能得到碱式盐。
同样MgCO3·5H2O加热后也发生水解反应生成碱式盐MgCO3•Mg（OH）2。
但是并不是所有硝酸盐、碳酸盐水合物受热后都发生水解反应。
通常只有半径较小，电荷较高的金属离子（如：
Be2+，Mg2+，A13+，Fe3+等）的硝酸盐，碳酸盐受热时发生水解反应，而且金属离子的电场越强其水解反应也越容易进行。
3、分解成氧化物或碱和酸的反应
我们知道含氧酸盐可以被看作是碱性氧化物和酸性氧化物或碱和酸相互作用的产物。
这种反应通常都是放热的，因此，将无水的含氧酸盐加热可以得到相应的氧化物或碱和酸，例如：
CaCO3—→CaO+CO2↑
CuSO4—→CuO+SO3↑
（NH4）2SO4—→NH3↑+NH4HSO4
这种热分解的特点是：
反应过程中没有电子的转移，只是分解成原始组成氧化物或酸和碱。
在无水含氧酸盐热分解反应中，这是最常见的一种类型，根据这种反应的特点，下边的反应也可属于这一类：
Na2S2O7—→Na2SO4+SO3↑
发生这种类型反应的规律是：
（a）碱金属、碱土金属和具有单一氧化态金属的硫酸盐、碳酸盐和磷酸盐等，通常都是按这种类型发生热分解反应。
（b）由于B2O3和SiO2的沸点极高，难以气化，所以硼酸盐和硅酸盐受热后几乎都不发生这种类型的热分解反应。
（c）阴离子相同的含氧酸盐，其分解温度，在同一族中随金属离子半径的增高递增；同时也按着过渡金属<碱土金属<碱金属的顺序，它们含氧酸盐的分解温度递增（表14-20）。
表14-20若干含氧酸盐的热分解温度和ΔH（武汉大学无机p710）
阳离子相同的含氧酸盐，其分解温度通常总是硫酸盐高于碳酸盐（表14-20）。
4、缩聚反应
许多无水的酸式含氧酸盐受热后，阴离子可能缩合失水进一步又聚合成多酸离子。
例如：
2NaHSO4—→Na2S2O7（焦硫酸钠）
Na2HPO4•l2H2O—→溶于结晶水中—→Na2HPO4—→Na2P2O7（焦磷酸钠）
磷酸二氢钠NaH2PO4受热失水后虽然不生成焦磷酸钠，但是由于受热条件不同也极易发生聚合作用生成不同的聚合物，如：
NaH2PO4—→（NaPO3）2—→（NaPO3）3—→（NaPO3）3
二聚体三聚体多聚体
Mg（NH4）PO4受热分解成Mg2P2O7的反应，也可看成是首先失去易挥发的NH3生成MgHPO4，随后MgHPO4失水聚合成Mg2P2O7的过程。
从上面几个例子中我们可以清楚地看到：
多元含氧酸的酸式盐受热分解时，通常总是生成多酸盐。
如果酸式盐中只含有一个OH基，则该酸式盐的热解产物为焦某酸盐。
但是有些多元酸（多是弱酸）的正盐受热时也可能发生聚合，如：
Ca3（PO4）2—→CaO+Ca2P2O7
应当指出有些含氧酸很不稳定，它们的酸式盐受热时由于分解而不能形成多酸盐，如：
Ca（HCO3）2—→CaCO3+CO2+H2O
影响缩聚反应的因素主要决定含氧酸中阴离子的种类，许多实验事实表明，缩聚反应的难易按硅酸>磷酸>硫酸>高氯酸的顺序变化。
例如，硅酸盐的水溶液在室温条件下，其中就有部分酸根离子发生缩聚生成Si2O5-和[SiO32-]n等离子，而磷酸和硫酸的酸式盐则要在加热其固体的条件下才能形成多酸盐Na4P2O7和（NaPO3）n和Na2S2O7。
至于高氯酸盐就根本不能生成多酸盐。
5、自身氧化还原反应
上述四种含氧酸盐热分解的类型，其共同特点是在分解过程中并没有电子的转移，即这些热分解反应都不是氧化还原反应。
但是有些含氧酸盐，其中的金属离子或含氧酸根离子不稳定，加热时，能够由于电子的转移而引起含氧酸盐的分解。
例如：
氯酸钾受热分解成高氯酸钾和氯化钾，硝酸铵受热分解为N2O和水，硝酸银受热分解为银和二氧化氮等。
这种类型的热分解反应特点是热分解过程中不仅有电子的转移，而且这种转移都是在含氧酸盐内部进行的。
换言之，这类氧化还原反应都是自身氧化还原反应。
这种自身氧化还原反应类型在含氧酸盐的热分解反应中是比较普遍的而且也是很复杂的。
根据电子转移情况的不同，这类反应又可分为以下几种情况：
（a）阴离子氧化阳离子的反应如果含氧酸盐中的阴离子具有较强的氧化性而阳离子又有较强的还原性，那么受热后可能枉在阴阳离子之间发生氧化还原反应，如：
NH4NO2—→N2+2H2O（实验室中制取N2的方法）
（NH4）2Cr2O7—→Cr2O3+N2+4H2O
2NH4ClO4—→N2+Cl2+2O2+4H2O
在以上几个反应中，我们可以看到NH4+离子在加热时被相应的NO2-、Cr2O72-和ClO4-离子氧化成稳定的氮气。
再如：
Mn（NO3）2—→MnO2+2NO
Hg2（NO3）2—→2HgO+2NO2
能发生这类热分解反应的含氧酸盐主要是具有氧化性含氧酸的铵盐和低价金属的含氧酸盐。
（b）阳离子氧化阴离子的反应如果含氧酸盐中的阳离子具有强氧化性而阴离子又有一定的还原性，则受热后也可能在阴阳离子间发生氧化还原反应，如：
AgNO2—→Ag+NO2
Ag2SO3—→2Ag+SO3
Ag2C2O4—→2Ag+2CO2
在上面的反应中Ag+离子分别将NO2―，SO32―，C2O42―氧化。
此外，在
AgSO4—→2Ag+SO2+O2
HgSO4—→Hg+O2+SO2
反应中也可看到类似的情况，从结果上看，在加热过程中，Ag+和Hg2+氧化了SO42―中的O2—，但也可以看成是Ag2SO4和HgSO4受热后首先分解成Ag2O，HgO和SO3，随后这些产物在高温又进一步分解成Ag，Hg，SO2和O2。
阳离子氧化阴离子的热分解反应，在含氧酸盐的热分解中，一般较为少见，主要是银和汞的含氧酸盐。
但是在简单盐的热分解中还是比较普遍的。
如：
2CuI2—→2CuI+I2
（c）阴离子自身的氧化还原反应某些含氧酸盐（如KClO4，KNO3，KMnO4等）其中阳离子稳定，但阴离子（ClO4―，NO3―，MnO4―）却不稳定，而且相应的酸性氧化物（C12O7，N2O5，Mn2O7）也不稳定时，它们受热以后，只在阴离子内部不同元素之间发生电子的转移而使化合物分解。
这种分解方式可称为阴离子的自身氧化还原反应。
其特点是分解时，通常有氧气放出。
例如：
KClO3—→KCl+2O2
2KNO3—→2KNO3+O2
2KMnO4—→K2MnO4+MnO2+O2
4Na2Cr2O4—→Na2CrO4+2Cr2O3+3O2
碱金属的第六、七族的最高价含氧酸盐特则是多数卤素含氧酸盐，加热时，通常是按这种方式分解。
由于CO2，SiO2，P2O5，SO3等分子比较稳定，所以碳酸盐，硅酸船、磷酸盐、硫酸盐等热分解时—般不能放出氧气。
含氧酸盐中的阳离子（如VO2+，VO2+等）内部不同元素之间，加热时发生还原反应的现象比较少见，这里不拟详加论述。
6、歧化反应
上述各种自身氧化还原反应其共同特点不仅是含氧酸盐内部有电子的转移，而且这种电子的转移都是在不同元素之间进行的。
然而也还有些含氧酸盐，如NaClO，Na2SO3，Cu2SO4等，它们受热分解时，也能发生自身的氧化还原反应。
不同的是这种氧化还原反应发生在同一元素之间，反应的结果是该元素发生歧化，即该元素的氧化数一部分变高另一部分变低。
我们把这种特殊的自身氧化还原反应称为歧化反应，这种歧化反应又可分为两种：
阴离子的歧化反应和阳离子歧化反应。
这类热分解反应类型也是比较常见的。
（a）阴离子歧化反应属于这类的反应有
NaClO—→2NaCl+NaClO3
KClO3—→KCl+KClO4
Na2SO3—→Na2S+3Na2SO4
在所列举的反应中，方程式左边的各种含氧酸盐受热后其中的C1和S等元素的氧化数都发生了歧化。
能够发生这类热分解反应的含氧酸盐，通常要具备以下三个条件：
①成酸元素的氧化态必须是中间氧化态，如氯的氧化数为+1（处于―1和+7之间）的NaClO，硫的氧化数为+4（处于―2和+6之间）的Na2SO3等。
②这种含氧酸盐中的酸根离子是不稳定的，如ClO―离子的稳定性小于C1―和C1O3―离子，SO32-离子的稳定小于SO42―离子。
③含氧酸盐中的阳离子要稳定，如碱金属离子和少数活泼的碱土金属离子等。
根据上述条件可以判断，在KNO2和AgNO2中，N的氧化虽处于中间氧化态，但是由于NO3―不如NO2―稳定，所以它们受热时都不会发生歧化反应。
（b）阳离子歧化反应如果含氧酸盐中的阳离子不稳定时，也可能发生歧比反应，如Hg2CO3受热分解为HgO，Hg和CO2；Mn2（SO4）3受热分解为MnO2，MnSO4和O2等。
阳离子的歧化反应多数情况下是在水溶液中发生，如Cu2SO4溶于水则立即歧化成CuSO4和Cu，而固态含氧酸盐受热歧化的例子不多，故不再详加论述。
从以上的讨论中我们可以看到含氧酸盐受热分解时可能有多种分解方式，如含水盐有脱水和水解两种分解方式，无水盐也有二类，一类是不发生氧化还原的简单分解反应和缩聚反应，另一类是发生氧化还原反应的自身氧化反应和歧化反应，总之共有六种分解方式。
非含氧酸盐受热分解也可能有类似的分解方式（没有缩聚反应）。
因此，熟练的掌握含氧酸盐热分解的规律和本质以后，也有助于解决非含氧酸盐热分解问题。
2、无机含氧酸盐热分解的本质和对某些规律的解释
首先讨沦水合物热分解的问题，我们知道，含氧酸盐和非含氧酸盐的晶体都可能含有若干结晶水，但是这些结晶水在晶体中存在的情况却有很大不同：
①在存在形式上通常可分为配位水、晶格水和不常见的阴离子水。
同金属离子紧密结合在一起的水分子称为配位水；同阴离子结合在一起的水分子稍；为阴离子水；既不同金属离子直接相连结也不同阴离子直接相连结的水分子，它们在晶格中占有一定位置，这样的水分子称为晶格水。
例如铝钒K2SO4A12（SO4）3·12H2O中含有12个结晶水，其中6个水分子靠配位键同Al3+离子结合（配位水），其余6个结晶水则排列在距K+离子较远的位置上（晶格水）。
在CuSO4•5H2O晶体中有4个水分子直接配位到Cu2+离子周围（图14-21），第5个水分子则与相邻的SO42―离子中的氧原子以氢键相结合（阴离子水）（图14-22）。
②晶格水，配位水和阴离子水在晶体中稳定情况不同。
晶格水虽然占有固定的晶格位置，但是因为它既不和阳离子也不和阴离子直接连接，所以它同晶体的结合最弱，受热后这种水也最容易失去。
Na2SO4·10H2O和NarCO3·10H2O受热后容易失水变为无水盐就是这个道理。
应当指出：
晶格水也会受到晶体中阳离子、阴离子电场的影响。
显然电荷高，半径小的阳离子或阴离子必然增强晶格水同晶体的结合。
这就解释了碱金属和Ca，Sr，Ba同种含氧酸盐的脱水温度在同一族内随金属离子半径的增加而递减的原因。
配位水通常靠配位键同金属离子结合在一起的，它比晶格水同晶体的结合力强得多，金属离子的正电场越强，结合力也越强。
过渡金属离子以及半径小正电荷为+2，+3的正常金属离子往往具有较强的正电场，因此这些金属离子的含氧酸盐经常含有—定数目的配位水，而且它们的难挥发性含氧酸盐水合物（如硫酸盐和磷酸盐等）的脱水温度也比相应的碱金属盐高得多。
配位水同金屈离子结合的强弱常常反映到金埔离子水合热的大小上，如表14-21所示（武汉大学等编无机p717表14-21，若干硫酸盐失水温度同水合热的关系）。
由表14—21可见表中各种盐开始失水温度随M2+离子水合热增大而增高。
阴离子水通常是靠氢键同阴离子结合在一起，所以它难以失去。
如许多7水合物和5水合物受热后比较容易变为一水合物，但是失去最后一个水分子一般需要加热到473—573K左右，可见阴离子水同晶体的结合比较牢固。
③在晶体中的水分子不仅其存在形式，同离子结合的强弱等方面有所不同，水分子中的O-H键也会因为氧的配位而减弱，其减弱的程度随金属离子正电场的增强而增强，即水分子同金属离子结合越强，配位水分子中的O—H键就越弱。
在这种情况下，如果阴离子是——种易挥发性酸根离子，加热时，水分子中的O—H键可断裂，于是H+离子同酸根结合成挥发酸逸出反应体系，结果分解产物不是无水盐而是碱式盐。
金属离子的正电场越强，相应含氧酸越容易挥发，其含水盐受热时，也越容易发生水解反应。
相反，如果阴离子是—种难挥发性酸根离子时，加热时，因为破坏了水分子同金属离子的配位键使盐脱水而不发生水解。
现在讨论无水含氧酸盐热分解问题、我们知道，所有含氧酸盐基本上都是离子结晶，即占有晶格点的是金属离子Mn+和含氧酸根离子（如CO32―，SO42―等）。
在通常的条件下，这些离子在晶体中总是以品格点为中心作振摆运动。
如果给含氧酸盐加热，则加剧了这种运动，使正负离子更加靠近，从而加强了正负离子问的相互极化作用。
这种相互极化作用继续增强的结果是金属离子Mn+夺取了含氧酸根中的部分O2―离子，这就引起含氧酸根离子的完全破裂。
由此可见，无水含氧酸盐热分解的本质就是正离子争夺含氧酸根中的O2―离子。
热分解过程中含氧酸根离子的变化情况可由图14—23中看出。
图14—22CO32―离子在电场中的变化
以CO32—离子为例，当没有外界电场影响时，CO32—离子中三个氧原子同样地被C4+所极化（A），由于外界正电场的增强，对最近的一个O2—离子所产生的诱导偶极抵消了原有的偶极（B），电场进一步的增强，诱导偶极超过原有的偶极（C），因此，O2—离子同C4+间的键大大地被削弱。
外界电场的继续增强就引起CO32—离子的完全破裂（D）。
从上面的讨论中可以清楚地看到，酸根离子相同时，金属离子的正电场越强，该含氧酸盐也越容易分解。
如：
过渡金属的碳酸盐比相应的碱土金属碳酸盐更容易分解，就是因为过渡金属是不规则电子层结构，因而有较强的正电场的缘故。
同理，金属离子相同时，酸根离子中成酸元素（如碳酸根中的碳，硫酸根中的硫）的电场越强，该含氧酸盐也越不易分解，这就解释了为什么硫酸盐往往比相应的碳酸盐更稳定的原因。
有些含氧酸的酸式盐受热后可能发生缩聚反应，结果形成一种新的多聚盐，示意过程如下：
含氧酸盐热分解的情况也可以用热力学的原理来说明。
三、一些重要的分解反应：
1．铵盐：
易分解
①NH4Cl==NH3+HCl
②NH4NO3===N2+2H2O+1/2O2
③NH4HCO3==NH3+H2O+CO2
④NH4VO3===V2O5+2NH3+H2O
⑤（NH4）2Cr2O7===Cr2O3+N2↑+4H2O
2．硝酸盐：
易分解
①2NaNO3===2NaNO2+O2（电位顺序在Mg之前）
②2Pb（NO3）2==2PbO+4NO2+O2（电位顺序在Mg~Cu之间）
③@AgNO3===2Ag+2NO2+O2（电位顺序在Cu之后）
3．碳酸盐：
易分解
4．草酸盐
5．硫酸盐
四、无机化合物的水解性
无机物的水解性是一类常见且十分重要的化学性质。
在实践中，我们有时需要利用它的水解性质（如制备氢氧化铁溶胶等），有时却又必须避免它的水解性质（如配制SnCl2溶液等）。
无机化合物中除强碱强酸盐外一般都存在着水解的可能性。
在第三章中，我们已经讨论过强碱弱酸盐，弱碱强酸盐，弱碱弱酸盐的水解度、水解常数的计算以及多元弱酸盐，多价金属阳离子的分步水解问题。
1、影响水解的因素
（1）电荷和半径
从水解的本质可见：
MA溶于水后是否能发生水解作用，主要决定于M+或A—离子对配位水分子影响（极化作用）的大小，显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的离子半径时，
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