关。若中心原子半径小，电负性大，获得电子的能力强，其含氧酸（盐）的氧化性也就强，反之，氧化性则弱。
同一周期的元素，自左往右，电负性增大，半径减小，所以它们的最高氧化态含氧酸的氧化性依次递增。
同一族元素，从上至下，电负性减小，原子半径增大，所以低氧化态含氧酸（盐）的氧化性依次递减。高氧化态氧化性锯齿形变化，则是由于次级周期性引起的。
(2) 含氧酸分子的稳定性: 含氧酸的氧化性和分子的稳定性有关，一般来说，如果含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子又不稳定，其氧化性越强。含氧酸分子的稳定性与分子中R-O键的强度和键的数目有关。键的数目越多，R-O键强度越大，要断裂这些键，使高氧化态的含氧酸还原为低氧化态甚至为单质，就比较困难，所以，稳定的多变价元素的含氧酸氧化性很弱，甚至没有氧化性。
R-O键的强度和数目与R的电子构型、氧化态、原子半径、成键情况以及分子中带正电性的H原子对R的反极化作用等因素有关。
例如：在HClO、HClO2、HClO3、HClO4系列中，由于酸分子中R-O键数目依次增加，R-O键键长减小，稳定性依次增加，因而，氧化性随氯的氧化态增加而依次减弱。HClO>HClO2>HClO3>HClO4
低氧化态含氧酸氧化性强还和它的酸性弱有关，因为在弱酸分子中存在着带正电性的氢原子，对酸分子中的R原子有反极化作用，使R-O键易于断裂，同理可以解释：①为什么浓酸的氧化性比稀酸强？因为在浓酸溶液中存在着自由的酸分子，有反极化作用。②为什么
n++
含氧酸的氧化性比含氧酸强？因为含氧酸盐中M反极化作用比H弱，含氧酸盐比含氧酸稳定。
(3) 其他外界因素的影响: 溶液的酸碱性、温度以及伴随氧化还原反应同时进行的其他非氧化还原过程（如水的生成、溶剂化和反溶剂化作用、沉淀生成、缔合等）对含氧酸的氧化性有影响。
三、含氧酸盐的热稳定性规律 1、同一盐及其酸稳定性次序是：
正盐 > 酸式盐 > 酸 Na2CO3 > NaHCO3 > H2CO3 o
分解温度C～1800 270 室温以下 2、同一酸根不同金属的含氧酸盐，热稳定性次序是：
碱金属 > 碱土金属 > 过渡金属 > 铵盐
K2CO3 CaCO3 ZnCO3 (NH4)CO3 分解温度Co 1800 825 300 58
3、同一酸根同族金属离子盐，热稳定性从上到下依次递增：
BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 o
分解温度C 100 350 825 1350 1450 4、同一成酸元素其高氧化态含氧酸盐比低价态稳定
KClO4> KClO3> KClO2> KClO
5、不同价态的同一金属离子的含氧酸盐，其低价比高价稳定：
Hg2(NO3)2>Hg(NO3)2
6、酸不稳定其盐也不稳定，酸越稳定，其盐也较稳定，碳酸盐，硝酸盐，亚硫酸盐，卤酸盐的稳定性都较差，较易分解，而硫酸盐，磷酸盐较稳定。其酸也较稳定，难分解。
如：盐 Na3PO4 > Na2SO4 > Na2CO3 > NaNO3 分解温度Co 不分解 不分解 1800 380
用离子极化理论可以对上述规律做出定性解释，金属离子的反极化作用越大，该盐的热稳定性就越差。
四、含氧酸的热分解产物
热分解产物，不仅与酸有关，与其正离子的性质也有关，多数情况下分解为酸酐和金属氧化物或其他产物：CaCO3=CaO＋CO2↑
（一）对于硝酸盐的热分解有三种情况：
1、碱金属，碱土金属的硝酸盐分解，产生亚硝酸盐和O2, 如：
2KNO3=2KNO2＋O2↑
2、电化学序在Mg-Cu之间的金属，因亚硝酸盐不稳定，其分解产物为M氧化物，NO2和O2，如：
2Pb(NO3)=2PbO+4NO2↑+O2↑
3、电位顺序Cu以后的M，因其M氧化物不稳定，分解产生M单质，如：
2AgNO3=2Ag＋2NO2+O2↑
（二）对于铵盐的热分解产物与含氧酸根是否具有氧化性密切相关，若无氧化性，分解成酸酐
和其他产物，有氧化性要进一步分解为低价产物。
2(NH4)2CO3=2NH3↑+CO2↑+H2O 4NH4ClO4=2N2↑+6H2O+4HCl+6O2↑ 2NH4NO3=N2↑+4H2O+O2
（三）对于稳定酸的酸式盐，热分解失水，形成偏酸盐或焦酸盐。如：
NaH2PO4=NaPO3+H2O 2Na2HPO4=Na4P2O7+H2O
五．P区元素的次级周期性
次级周期性是指元素周期表中,每族元素的物理化学性质,从上向下并非单调的直线式递变,而是呈现起伏的”锯齿形”变化.对于P区元素,主要是指第二.第四.第六周期元素的正氧化态,尤其是最高氧化态的化合物所表现的特殊性. 1.第二周期P区元素的特殊性
（1）N．O．F的含氢化合物容易形成氢键，离子性较强。
（2）它们的最高配位数为4，而第3周期和以后几个周期的元素可以超过4。 （3）多数有生成重键的特性。
与同族元素相比，除稀有气体外，B、C、N、O、F内层电子少，只有1s2，原子半径特别小（同一族中，从第二周期到第三周期原子半径增加幅度最大），价轨道没有d轨道等特点，所以第二周期元素的电子亲和能（EA）反常地比第三周期同族元素的小。在形成化合键时，在键型、键数和键能等方面也有不同于同族元素的特殊性，影响到这些元素的单质和化合物的结构和性质。
2.第四周期P区元素的不规则性
最突出的反常性质是这些元素最高氧化态化合物(如氧化物;含氧酸及其盐)的稳定性小,而氧化性则很强.
第四周期p区元素，经过d区长周期中的元素，此外成增加了10个d电子，次外层结2610
构是3s3p3d，由于d电子屏蔽核电荷能力比同层的s、p电子的要小，这就使从Ga→Br，最外层电子感受到有效核电荷Z*比不插入10个d电子时要大，导致这些元素的原子半径和第三周期同族元素相比，增加幅度不大。由原子半径引起的这些元素的金属性（非金属性）、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧酸（盐）的氧化性等性质都出现反常现象，即所谓“不规则性”。最突出反常性质是这些元素最高氧化态化合物（如氯化物、含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。如ⅦA高溴酸（盐）氧化性比高氯酸（盐）、高碘酸（盐）强得多。ⅥAH2SeO4的氧化性比H2SO4（稀）强，中等浓度的H2SeO4就能氧化Cl-→Cl2，而浓H2SO4和NaCl反应→HCl；ⅤAH2AsO4有氧化性,在酸性介质中能将I-氧化为I2，而H3PO4
-基本上没有氧化性，浓H3PO4和I反应只生成HI。
导致第四周期p区元素性质不规则性的本质因素是因为第三周期过渡到第四周期，次外
262610
层电子从2s2p变为3s3p3d，第一次出现了d电子，导致有效核电荷Z*增加得多，使最外层的4s电子能级变低，比较稳定。 3.P区金属6S2电子的稳定性
周期表中P区下方的金属元素,即第六周期的Tl;Pb;Bi;Po在化合物中的特征氧化态应依次为+Ⅲ;+ Ⅳ;+Ⅴ和+Ⅵ,但这四种元素的氧化态表现反常,它们的低氧化态化合物,既Tl(Ⅰ);Pb(Ⅱ);Bi(Ⅲ);Po(Ⅳ)的化合物最稳定.长期以来,学者们认为这是由于这四种元素存在6S2惰性电子对之故,这种现象为西奇威克最先注意到,并称之为”惰性电子对效应”.
产生惰性电子对效应，原因是多方面的，仅从结构上考虑主要有：从第四周期过渡到第五周期，原子的次外层结构相同，所以同族元素相应的化合物性质改变较有规律。从第五到第六周期，次外电子层虽相同，但倒数第三层电子结构发生改变，第一次出现了4f电子，
由于f电子对核电荷的屏蔽作用比d电子更小，以使有效电荷Z*也增加得多，6s2也变得稳定，所以第六周期p区元素和第五周期元素相比，又表现出一些特殊性。
六．无机化合物的水解性
无机物的水解是一类常见且十分重要的化学性质。在实践中我们有时利用他的水解性质（如制备氢氧化铁溶胶等），有时却又必须避免它的水解性质（如配置SnCl2溶液等）。
无机化合物中除强酸强碱盐外一般都存在着水解的可能性。众所周知，一些典型盐类溶于水可发生如下的电离过程：
+-+-MA+(x+y)H2O≒[M(OH2)x]+[A(H2O)Y]
+-+
上式中[M(OH2)x]和[A(H2O)Y]表示相应的水合离子，这个过程显然是可逆的，如果M离子夺
—+—+—
取水分子中的OH离子而释放出H,.或者A离子夺取水分子中的H而释放出OH离子。那将破坏水的电离平衡，从而产生一种弱酸或弱碱，这种过程即盐的水解过程。 1．影响水解的因素 （1）电荷和半径
+-从水解的本质可见：MA溶于水后是否发生水解作用，主要决定于M和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，他们对水分子有较强的极化作用，因此容易发生水解，反之低电荷和较大离子半径的离子在水中不易发生水解，如：AlCl3，SiCl4遇水都极易水解：
AlCl3 +3H2O=Al(OH)3+3HCl SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl
相反，NaCl, BaCl2在水中基本不发生水解。 （2）电子层结构
我们知道Ca2＋,Sr2＋和Ba2＋ 等盐一般不发生水解，但是电荷相同的Zn2＋,Cd2＋ Hg2＋ 等离
2＋2＋2＋-子在水中却会水解，这种差异主要是电子层结构不同而引起的。Zn,Cd，Hg等离子是18e
2＋2＋2
离子，他们有较高的有效核电荷，因而极化作用强，容易使配位水发生水解。而Ca,Sr和Ba＋-等离子是8e离子，它们具有较低有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生分解作用，即不易水解。
总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。有人找到了水解常数的负对数PKh
2＋2
同表示离子的极化能力的Z/R之间的关系， Na的Z/R=2.2×1028C2.M_,PKh=14.48,它基本上不
3＋2282_
水解，Al的Z/R=43.6×10C.M,PKh=5.14它显著水解，其水解反应式如下：
Al3＋＋6 H2O→[Al(H2O)6] 3＋→H3O＋＋[Al(H2O)5OH] 2＋
2＋-生成的配离子[Al(H2O)5OH]还可以逐级水解。此外还可以看到非稀有气体构型（18e，9
—17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都容易发生水解。 （3）空轨道
我们知道碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解，但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易水解，如：
SiX4＋4H2O= H4SiO4＋4HX
对于四氟化硅来讲，水解后所产生的HF与部分四氟化硅生产氟硅酸： 3SiF4＋4 H2O= H4SiO4＋4H＋＋2SiF62—
这种区别是因为碳原子只能利用2S和2P轨道成键，这就使其最大共价数限制在4，并阻碍水分子中氧原子将电子对给予碳原子，所以碳的卤化物不水解。然而硅不仅有可利用的3S和3P轨道形成共价键，而且还有空的3d轨道，这样，当遇到水分子时，具有空的3d轨道的Si4＋
接受水分子中氧原子的孤电子对，而形成配位键，同时使原有的键削弱，断裂。这就是卤化硅水解的实质，由于相同的理由，硅也容易形成包含SP3d2杂化轨道的SiF62—配离子。
NF3不易水解，PF3却易水解也可以用同样的理由解释。 硼原子虽然利用2S和2P轨道成键，但是因为成键后在2P轨道中还有空轨道存在，所以硼原子还有接受电子对形成配位键的可能，这就是硼的卤化物为什么会强烈水解的原因。如：BCl3的水解反应可认为是从氧原子的孤电子对给予硼原子开始的；
H2O＋BCl3→[H2O→BCl3] →HOBCl2＋HCl
↓2 H2O
B(OH)3+2HCl
除结构因素影响水解反应以外，增高温度往往使水解加强，例如，
MgCl2.6 H2O→Mg(OH)Cl＋HCl↑＋5H2O Mg(OH)Cl→MgO＋HCl↑
再如，FeCl3在水中有部分水解，可以写成为： [Fe(H2O)6]3＋＋H2O→[Fe(OH)(H2O)5]2＋＋H3O＋ 或简写为：
Fe3+＋H2O→Fe(OH)2＋＋H＋
但加热后，会进一步水解，最后得到红棕色凝胶状的[Fe(OH)3(H2O)3]沉淀。 由于水解反应是一个可逆平衡，所以溶液的酸度也会影响水解反应的进行。 2．水解产物的类型
一种化合物的水解情况主要决定于正负两种离子水解情况。负离子的水解一般比较简单，下面主要讨论正离子水解的情况。水解产物的类型大致可分为以下几种： （1）碱式盐
多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一种最常见的水解类型。如： SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl （2）氢氧化物
有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化物，这些水解反应常需要加热以促进水解的完成，如：
AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl （3）含氧酸
许多非金属卤化物和高价金属盐类水解后生成相应的含氧酸，如： BCl3＋H2O=H3BO3＋3HCl PCl5＋4H2O=H3PO4＋5HCl SnCl4＋3H2O=H2SnO3＋4HCl
水解后所产生的含氧酸，有些可以认为是相应氧化物的水合物，如H2SnO3,可以认为是SnO2.H2O，TiCl4的水解产物H2TiO3也可以认为是TiO2. H2O。
无机物水解产物类型上的差别，主要是化合物中正离子和负离子对配位水分子的极化引起的。现将离子极化作用和水解产物关系对比如下：
Ⅰ Ⅱ 极
2+2-（1）[H2O·M·OH2] （1）[H2O·A·H2O] 化
（2）[H2O·M·OH]+ 作
-（3）[HO·M·OH] （2）[H2O·A·H] 用
-（4）[HO·M·O] 增
2-（5）[O·M·O] （3）[H·A·H] 强
水解反应有时伴有其他反应而使产物复杂化，这些反应有聚合，配合，脱水和氧化还原等。 （4）聚合和配合
有些盐发生水解时首先生成碱式盐，接着这些碱式盐聚合成多核阳离子，如：
Fe3++H2O = [Fe(OH)]2++H+
2Fe3++2H2O
[Fe2(OH)2]4++ 2H+ [Fe2(OH)2]4+多聚配阳离子有如下的结构：
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