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一、金属反应（1、本文本用于个人复习，内容较多，不喜勿喷（2、反应内容全凭手打难免有些错误，如发现错误请自行修正（3、除注明了的反应类型外，书写化学方程式或离子方程式凭个人喜好注意反应条件，使用等号或箭头，以及表明气态或沉淀符号）1、钠缓慢氧化2、钠在空气中加热/点燃3、钠与单质硫反应4、钠与氯气反应5、钠与水反应6、钠与铝投入水中*7、电解熔融氯化钠8、电解氯化钠溶液9、氧化钠与水反应10、氧化钠与二氧化碳反应11、氧化钠与盐酸反应12、过氧化钠与水反应13、过氧化钠与二氧化碳反应14、过氧化钠与盐酸反应15、过氧化钠与二氧化硫反应*16、过氧化钠投入品红溶液，现象是17、氢氧化钠溶液与氯气反应18、氢氧化钠溶液与氧化铝反应19、碳酸氢钠受热分解20、镁与氯气反应21、镁与硫反应22、镁与氮气反应23、镁与二氧化碳反应24、镁与水反应25、电解熔融氯化镁26、铝与氯气反应27、铝与硫反应28、铝与氧化铁反应29、铝与氢氧化钠溶液反应*30、电解制铝单质*31、灼烧氢氧化铝32、氢氧化铝与氢氧化钠溶液反应33、偏铝酸钠溶液中通入过量二氧化碳*34、氯化铝溶液滴加过量氨水*35、氯化铝溶液与偏铝酸钠溶液反应*36、偏铝酸钠和氯化铁混合溶液双水解37、铁在氧气中点燃38、铁与硫单质反应*39、铁与碘单质反应40、铁在氯气中点燃41、铁与水蒸气反应*42、氧化亚铁与稀硝酸反应43、四氧化三铁与稀硝酸反应44、氧化铁被一氧化碳还原45、氢氧化亚铁被氧化（现象）46、氢氧化铁与碘化氢反应47、氢氧化铁受热分解48、氢氧化铜受热分解49、氯化铁与硫氰化钾反应*50、制备氢氧化铁胶体51、氯化铁与铜反应52、氯化铁与铁反应53、铁与浓硝酸反应54、铁与浓硫酸反应55、铁与稀硫酸反应56、铁与稀硝酸反应57、氯化铁与硫化钠反应（少量）58、氯化铁与硫化钠反应（过量）59、碱式碳酸铜受热分解60、氯化铁与氨水反应61、氯化亚铁与氨水反应62、铜与浓硫酸反应*63、铜与浓硝酸反应*64、铜与稀硝酸反应*65、碳与氧化铁反应*66、硫酸铜与硫化氢反应*。
初中化学中的化学反应类型化学反应是物质之间发生的变化过程，它是化学学科的核心内容之一。
根据反应发生的方式和过程，化学反应可以分为几种不同的类型。
本文将介绍初中化学中常见的化学反应类型，包括酸碱反应、氧化还原反应、沉淀反应和置换反应。
一、酸碱反应酸和碱在适当条件下进行反应会产生盐和水的化学反应被称为酸碱反应。
通常情况下，酸的性质是酸性、呈酸味，可以与金属反应产生氢气，酸溶液酸性指示剂的颜色会发生变化。
碱的性质是碱性、呈苦味和触碰有滑感，碱溶液在酸性指示剂下会呈现碱性。
当酸和碱混合在一起时，会产生中和反应，生成盐和水。
酸碱反应的化学方程式通常可以表示为：酸 + 碱→ 盐 + 水举个例子，盐酸和氢氧化钠反应的化学方程式是：HCl + NaOH → NaCl + H2O二、氧化还原反应氧化还原反应是指反应物中的某个元素氧化态或还原态发生变化的反应。
在一个氧化还原反应中，有一种物质被氧化，同时另一种物质被还原。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
氧化还原反应的化学方程式常常可以表示为：氧化剂 + 还原剂→ 氧化产物 + 还原产物例如，铜和硫的氧化还原反应可以写作：Cu + S → CuS三、沉淀反应沉淀反应是指在两种溶液中混合产生沉淀的反应。
当两种具有溶度的盐的溶液混合时，由于反应生成物的溶度较低，会出现一种固体产物沉淀。
一个常见的沉淀反应是硫酸铜和氯化钠的反应：CuSO4 + 2NaCl → CuCl2 + Na2S O4四、置换反应置换反应是指一个活泼金属可以从其盐溶液中取代另一种较不活泼金属的反应。
在这一类型的反应中，较活泼的金属会取代较不活泼金属的盐溶液中的金属离子。
一个典型的置换反应是铁和铜(II)硫酸盐的反应：Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu通过了解和掌握这些化学反应类型，我们可以更好地理解和解释化学反应在现实生活中的应用，并为进一步学习和研究化学打下坚实的基础。
总结：初中化学中的化学反应类型包括酸碱反应、氧化还原反应、沉淀反应和置换反应。
常见的化学反应类型一、酸碱反应酸碱反应是化学反应中常见的一种类型，指的是酸和碱之间的反应。
在酸碱反应中，酸和碱通过互相转化形成盐和水。
常见的酸碱反应有中和反应、酸和金属的反应以及酸和碱的反应。
中和反应是酸碱反应中最常见的一种类型。
当酸和碱按化学计量比例混合时，会发生中和反应。
中和反应的特点是酸和碱的溶液中的氢离子和氢氧根离子结合生成水分子。
例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
酸和金属的反应也是酸碱反应中的一种重要类型。
酸和金属的反应会产生氢气。
例如，盐酸和锌反应生成氯化锌和氢气。
在这个反应中，盐酸中的氢离子与锌金属中的电子发生转移，生成氢气。
酸和碱的反应是酸碱反应中的另一种常见类型。
在酸和碱的反应中，酸和碱中的氢离子和氢氧根离子结合生成水分子。
例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水。
在这个反应中，硫酸中的氢离子与氢氧化钠中的氢氧根离子结合生成水分子。
二、氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中另一个重要的类型。
氧化还原反应是指物质中的电子转移或共享过程。
在氧化还原反应中，有一种物质丧失电子（被氧化），而另一种物质获得电子（被还原）。
常见的氧化还原反应有金属与非金属的反应、还原剂与氧化剂的反应以及单质与氧气的反应。
金属与非金属的反应是氧化还原反应中的一种常见类型。
在这种反应中，金属丧失电子（被氧化），而非金属获得电子（被还原）。
例如，铁和硫反应生成硫化铁。
在这个反应中，铁原子丧失了电子生成铁离子，而硫原子获得了电子生成硫离子。
还原剂与氧化剂的反应也是氧化还原反应中的一种常见类型。
在这种反应中，还原剂失去电子（被氧化），而氧化剂获得电子（被还原）。
例如，硫酸和铜反应生成二氧化硫和铜离子。
在这个反应中，硫酸是氧化剂，它获得了铜原子失去的电子。
单质与氧气的反应是氧化还原反应中的另一种重要类型。
在这种反应中，单质丧失电子（被氧化），氧气获得电子（被还原）。
例如，碳和氧气反应生成二氧化碳。
在这个反应中，碳原子失去了电子生成二氧化碳，而氧气分子获得了碳原子失去的电子。
中学化学中常见置换反应类型归纳置换反应类型在解答无机框图推断题过程中具有其特殊的功用，其特殊形式往往成为解题的重要突破口。
但由于学生在学习过程中，不善于积累，缺乏总结，置换反应的实例在头脑中没贮存多少，因而对这类试题总是感到束手无策。
现将置换反应的实例类型归纳如下。
一、按元素的性质划分，金属与金属单质间的置换、金属与非金属单质间的置换。
1、金属单质置换金属单质（1）铝热反应：2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe （Al还可与Fe3O4、V2O5、CrO3、WO3、MnO2等发生置换。
Al与V2O5或CrO3等金属氧化物组成的混合物，也称为铝热剂。
）（2）溶液中：Fe+CuSO4FeSO4+Cu（湿法冶铜）Zn＋FeCl3Fe＋ZnCl2 （3）Na与金属熔融盐反应冶炼钛（Ti）、钽（Ta）、铌（Nb）、锆（Zr）等稀有金属。
（谐音记忆：泰坦尼克号，实际最后一个字读gao）Na+TiCl44NaCl+Ti ※（4）工业上制取金属钾的原理：Na＋KCl NaCl＋K↑。
（说明：这个反应发生，不能说明Na的还原性比K强。
其原因是，在熔融状态下，金属钾已经变为蒸汽，从化学平衡的角度来说，及时将生成的钾蒸汽从平衡体系中抽走，促使平衡向正反应方向进行。
所以反应能进行到底。
）反应Mg＋2RbCl MgCl2＋2Rb↑的原理与此类似。
2、金属单质置换非金属单质（1）极活泼金属与水或醇反应：2Na+2H2O2NaOH+H2↑2 CH3CH2OH＋2 Na 2CH3CH2ONa＋H2↑活泼金属与非氧化性酸（HCl或稀硫酸）反应：Zn+H2SO4 Zn+ ZnSO4 +H2↑（实验室制取氢气）Fe＋2HCl=FeCl2＋H2↑（只生成亚铁盐）（2）2Mg+CO22MgO+C（3）3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2 △？3、非金属单质置换金属单质(在干态条件下反应)（1）H2+CuO△Cu+H2O（2）3C+Fe2O32Fe+3CO Si+2FeO2Fe+SiO2※备注：反应（1）不能说明H2的还原性比Cu强。
11.4 金属元素在水溶液中的反应类型无机反应基本上可分为两大类：酸碱反应和氧化还原反应。
广义的酸碱反应为不发生电子转移的反应，如沉淀反应，水解反应，配位反应，缩合反应。
另一类氧化还原反应则为电子发生转移的反应，现将各类反应及其反应规律进行概要的总结。
11.4.1 金属离子的沉淀反应金属离子与许多阴离子能生成难溶物沉淀，除单纯的沉淀反应（如Ag+＋Cl-→AgCl↓），它的生成与溶解由Ksp决定外，许多难溶物的生成与溶解都与pH有关。
如氢氧化物沉淀，弱酸盐沉淀。
也与溶液中配位剂，氧化剂的存在有关。
11.4.1.1 金属离子与碱反应金属离子在溶液中强烈水化形成水合离子，作为弱酸，如加入OH-离子，它们便失去H+离子，生成氢氧化物。
最后得到不带电荷的四水合二氢氧化物（H2O分子以很弱的偶极相连）它们通常是沉淀（简化为M（OH）2）。
有些氢氧化物沉淀可进一步溶于过量碱中，变为带负电荷的配离子。
有些氢氧化物能溶于氨水，如按周期表中金属阳离子与氢氧化钠溶液或氨水反应生成氢氧化物可分成下面几组；（图11—7）A组：H、IA族、Ba的氢氧化物可溶。
B组：Ca、Sr形成白色较难溶的氢氧化物，生成的沉淀较少，且较慢。
C组：Mg，Sc，Ti，V，Bi形成白色不溶氢氧化物（除V（OH）3绿色外），Mg（OH）2，Sc（OH）3，Ti（OH）4，Bi（OH）3D组：Cr、Mn、Fe、Co形成不溶氢氧化物，低氧化态在空气中转化为高氧化态，Cr（OH）2（黄一棕）变为绿色Cr（OH）3（见F组）；Mn（OH）2（粉色）变为棕色MnO（OH）2Fe（OH）2（浅绿）变为暗棕色Fe2O3·nH2O；Co（OH）2（红色）变为棕色Co2O3·nH2OE组：形成不溶氢氧化物，溶于过量NH3·H2O中形成配合物，除Zn，F组：白色不溶氢氧化物（除Cr（OH）3灰绿色），溶于过量氢氧化物成无色溶液，除Zn外，本组不溶于NH3·Ｈ2O。
常见的化学反应类型化学反应是化学变化的过程，通过分子之间的相互作用，原子或者离子重新组合形成新的物质。
在化学反应中，不同的物质可以以不同的方式相互作用，产生不同类型的反应。
本文将介绍常见的化学反应类型，并对其特点进行探讨。
一、化合反应化合反应是指两个或多个物质结合在一起形成新的化合物的反应。
这类反应是最为常见的化学反应类型，也是构成化学合成的基础。
化合反应可以通过反应方程式来表示，其中反应物和生成物之间用箭头分开。
具体的反应类型有：1. 酸碱反应：酸和碱通过中和反应生成盐和水。
例如，HCl（盐酸）与NaOH（氢氧化钠）反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
2. 氧化还原反应：在这种反应中，物质失去或获得电子。
常见的氧化还原反应包括金属与非金属氧化物的反应、金属与酸的反应等。
例如，2Mg（镁）与O2（氧气）反应生成2MgO（氧化镁）。
3. 气体生成反应：在这类反应中，反应物产生气体。
例如，酸与碳酸盐反应会产生二氧化碳气体。
当HCl与Na2CO3反应时，生成NaCl、H2O和CO2。
二、分解反应分解反应是指一个化合物分解成两个或多个较简单的物质。
这种反应常通过加热或施加电流等外界能量来进行。
分解反应也可以用反应方程式来表示，反应物在反应箭头的左侧，而生成物在右侧。
常见的分解反应类型有：1. 热分解反应：在高温下，化合物分解为较简单的物质，其中一个生成物为氧气。
例如，CaCO3（碳酸钙）在加热后分解为CaO（氧化钙）和CO2。
2. 电解反应：通过电流的作用，化合物在电解质溶液中分解。
例如，电解水可以将水分解成氧气和氢气。
三、置换反应置换反应是指元素或离子在化合物之间交换位置的反应。
在此类反应中，一个元素或离子被另一个元素或离子取代。
具体的反应类型有：1. 单一置换反应：在这种反应中，一个元素或离子被另一个单质所取代。
例如，CuSO4（硫酸铜）与Zn（锌）反应生成Cu（铜）和ZnSO4（硫酸锌）。
2. 双重置换反应：两个化合物分解重组成两个新的化合物。
四大化学反应类型化合反应：化合反应指的是由两种或两种以上的物质反应生成一种新物质的反应。
其中部分反应为氧化还原反应，部分为非氧化还原反应。
此外，化合反应一般释放出能量。
可简记为A+B=AB.1．金属+氧气→金属氧化物很多金属都能跟氧气直接化合。
例如常见的金属铝接触空气，它的表面便能立即生成一层致密的氧化膜，可阻止内层铝继续被氧化。
如：2．非金属+氧气→非金属氧化物经点燃，许多非金属都能在氧气里燃烧，如：C+O2=点燃=CO23．金属+非金属→无氧酸盐许多金属能与非金属氯、硫等直接化合成无氧酸盐。
如：2Na+Cl2==点燃==2NaCl4．氢气+非金属→气态氢化物.因氢气性质比较稳定，反应一般需在点燃或加热条件下进行。
如：2H2+O2=点燃=2H2O5．碱性氧化物+水→碱.多数碱性氧化物不能跟水直接化合。
判断某种碱性氧化物能否跟水直接化合，一般的方法是看对应碱的溶解性，对应的碱是可溶的或微溶的，则该碱性氧化物能与水直接化合。
如：Na2O+H2O=2NaOH.对应的碱是难溶的，则该碱性氧化物不能跟水直接化合。
如CuO、Fe2O3都不能跟水直接化合。
6．酸性氧化物+水→含氧酸.除SiO2外，大多数酸性氧化物能与水直接化合成含氧酸。
如：CO2+H2O=H2CO37．碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐Na2O+CO2=Na2CO3.大多数碱性氧化物和酸性氧化物可以进行这一反应。
其碱性氧化物对应的碱碱性越强，酸性氧化物对应的酸酸性越强，反应越易进行。
8．氨+氯化氢→氯化铵氨气易与氯化氢化合成氯化铵。
如：NH3+HCl=NH4Cl9.硫和氧气在点燃的情况下形成二氧化硫S+O2==点燃==SO2分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其它的物质的反应叫分解反应。
简称一分为二，表示为AB=A+B。
只有化合物才能发生分解反应。
氯酸钾加热分解成氯化钾和氧气等（二氧化锰为催化剂）2KClO₃(MnO₂）===（△)2KCl+3O₂高锰酸钾可以加热分解成锰酸钾、二氧化锰、氧气。
11.4 金属元素在水溶液中的反应类型无机反应基本上可分为两大类：酸碱反应和氧化还原反应。
广义的酸碱反应为不发生电子转移的反应，如沉淀反应，水解反应，配位反应，缩合反应。
另一类氧化还原反应则为电子发生转移的反应，现将各类反应及其反应规律进行概要的总结。
11.4.1 金属离子的沉淀反应金属离子与许多阴离子能生成难溶物沉淀，除单纯的沉淀反应（如Ag+＋Cl-→AgCl↓），它的生成与溶解由Ksp决定外，许多难溶物的生成与溶解都与pH有关。
如氢氧化物沉淀，弱酸盐沉淀。
也与溶液中配位剂，氧化剂的存在有关。
11.4.1.1 金属离子与碱反应金属离子在溶液中强烈水化形成水合离子，作为弱酸，如加入OH-离子，它们便失去H+离子，生成氢氧化物。
最后得到不带电荷的四水合二氢氧化物（H2O分子以很弱的偶极相连）它们通常是沉淀（简化为M（OH）2）。
有些氢氧化物沉淀可进一步溶于过量碱中，变为带负电荷的配离子。
有些氢氧化物能溶于氨水，如按周期表中金属阳离子与氢氧化钠溶液或氨水反应生成氢氧化物可分成下面几组；（图11—7）A组：H、IA族、Ba的氢氧化物可溶。
B组：Ca、Sr形成白色较难溶的氢氧化物，生成的沉淀较少，且较慢。
C组：Mg，Sc，Ti，V，Bi形成白色不溶氢氧化物（除V（OH）3绿色外），Mg（OH）2，Sc（OH）3，Ti（OH）4，Bi（OH）3D组：Cr、Mn、Fe、Co形成不溶氢氧化物，低氧化态在空气中转化为高氧化态，Cr（OH）2（黄一棕）变为绿色Cr（OH）3（见F组）；Mn（OH）2（粉色）变为棕色MnO（OH）2Fe（OH）2（浅绿）变为暗棕色Fe2O3·nH2O；Co（OH）2（红色）变为棕色Co2O3·nH2OE组：形成不溶氢氧化物，溶于过量NH3·H2O中形成配合物，除Zn，F组：白色不溶氢氧化物（除Cr（OH）3灰绿色），溶于过量氢氧化物成无色溶液，除Zn外，本组不溶于NH3·H2O。
图11-7 氢氧化溶解度和周期表由上可知，除碱金属及钡的氢氧化物为可溶外，其余均难溶。
Be，Zn，Al，Ga，Cr，Ge，Sn，Pb，Sb，Cu的氢氧化物有两性，它们的酸性较明显，易溶于稀的强碱，而Cu（OH）2的酸性较弱，只能在很强的浓碱里才显著溶解，即它们溶于碱的pH值不同，例如酸性较强的Al（OH）3在pH10.6时已开始溶解，而酸性微弱的Cu（OH）2只能在浓度为6mol·L-1的碱里才显著溶解，大多数如上所示有明显两性的氢氧化物也只在pH值超过13时才溶解，这一性质可用于离子分离，应当注意的是：组成两性氢氧化物的金属元素为两性元素，因此，它们在水溶液中存在的形式除阳离子（Mn+）外，还有含氧阴离子（羟基酸根或含氧酸根阴离子）。
由于两性氢氧化物都是弱酸，所以作为它们对应的盐（羟基酸盐）都是易水解的。
11.4.1.2 金属离子与硫化氢反应碱、碱土金属硫化物是可溶的，溶液中强烈水解。
Al3+、Cr3+、Fe3+的硫化物在水中完全水解形成氢氧化物沉淀。
其余金属硫化物都难溶，绝大多数有颜色。
由于它们的溶解度不同（Ksp不同），故各种金属阳离子与H2S作用，生成硫化物的反应完全程度不同。
表11—3 M2+和H2S（K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12）的反应K值由上表数据可知，生成CuS、CdS、HgS的反应极为完全，而生成ZnS的反应不完全，生成MnS、FeS的反应较难发生。
ZnS、MnS、FeS它们溶于稀酸，需在微碱性介质中才能反应完全，而CuS、CdS、HgS不溶于稀酸，反应完全，它们溶于氧化性酸。
利用沉淀硫化物pH的不同，可以分离去除重金属杂质离子。
其它难溶弱酸盐也可用弱酸的解离常数和溶度积常数的关系式K=K1K2（H2A）/Ksp（MA），（式中H2A为弱酸，MA为弱酸盐）来判断沉淀的生成和溶解。
11.4.1.3 金属离子与碳酸盐反应金属离子和Na2CO3反应或生成正盐沉淀，或生成碱式盐沉淀，或生成氢氧化物沉淀。
究竟生成什么？按理可根据它们的溶度积来判断，但由于碱式盐的溶度积，目前很难找到，我们可以根据氢氧化物和溶度积值作大致判断。
设取0.20mol·L-1Na2CO3和等体积0.20Mol·L-1MCl2溶液混合，混合后（产生沉淀前）Na2CO3、MCl2的浓度均降为0.10mol·L-1。
0.10mol·L-1Na2CO3溶液中[CO32-]≈0.10mol·L-1，[OH-]=4.5×10-3mol·L-1（水解计算从略），此时溶液中[M2+][OH-]2=2.0×10-6[M2+][CO32-]=10-2若MCO3的Ksp<<10-2，而M（OH）2的Ksp＞10-6，则生成MCO3。
周期表中ⅠA、ⅡA（除Li、Be、Mg）族金属离子在溶液中不水解，大多数氢氧化物易溶，溶解度较小的氢氧化物的Ksp＞10－6，因此生成碳酸盐沉淀，如CaCO3等。
若MCO3的Ksp<<10-2，M（OH）2的Ksp＞10-6，则生成碱式碳酸盐沉淀。
除ⅠA、ⅡA的Ca 、Sr、Ba外，大多数金属元素Be、Mg、Mn、Fe、Co、Ni、Cu、Zn、Hg、Tl、Pb、Bi等，它们的阳离子有水解性，氢氧化物均难溶，Ksp《10-6，故都生成碱式碳酸盐沉淀，如 Mg（OH）2CO3，Cu（OH）2CO3。
若欲在溶液中制正盐，例如PbCO3，MnCO3，则可用酸式盐作沉淀剂，用NaHCO3代替 Na2CO3。
Pb（NO3）2＋NaHCO3→PbCO3↓+HNO3＋NaNO3Mn（NO3）2＋NaHCO3→MnCO3↓+HNO3+NaNO3因为PbCO3的溶解度（3.9 × 10-7g/100gH2O）比Pb（OH）2的溶解度（5. 5 ×10-5g/100gH2O）小，故可用 NaHCO3控制溶液 pH值，使析出PbCO3正盐，MnCO3与PbCO3相同。
但应指出不是所有的这类金属离子的碳酸盐都可用NaHCO3作沉淀剂制得。
这种情况也适用于Mn+和Na3PO4反应，由于Na3PO4溶液中[OH-]较大，所以也容易生成碱式磷酸盐，因此欲制备正磷盐时，常用Na2HPO4作沉淀剂。
如：此外，若M（OH）n的Ksp非常小，则生成氢氧化物沉淀，如Al（OH）3、Cr （OH）3、Fe（OH）3等。
11.4.2 金属离子的水解反应11.4.2.1 金属阳离子的水解趋势水合金属离子吸引水中的OH-，形成羟基离子释放出H+，使溶液呈酸性程称为水解。
M（H2O）63++H2O→M（H2O）5OH2++H3O+各种金属离子水解能力是不同的，影响离子水解因素是多方面的：其一，是离子的电荷和半径，阳离子具有高电荷和较小的离子半径时，它们对配位水分子有较强的极化作用，因此易发生水解。
例如Al3+极易水解。
其二，是离子的电子构型。
例如 Ca2+、Sr2+、Ba2+等盐一般不水解，但电荷相同的Zn2+、Cd2+、Hg2+等离子在水中却会水解，这种差异主要是由于电子构型不同所引起的。
后者为18e电子构型。
它们有较高的有效核电荷和较小的离子半径，因而极化作用较强，易使配位水分解。
其三，是与阳离子的配位数有关。
例如Zn2+、Cd2+、Hg2+，它们的电子构型电荷相同，Hg2+半径较大，然而Hg2+离子水溶液的酸性却很强，大于Zn2+、Cd2+（pKa3.7）。
这是因为Hg2+有形成配位数为2的化合物的强烈倾向，一般配位数小的中心离子的电子吸引性强，因此Hg2+水合离子易解离出H+，金属离子的水解常数见表 11— 4。
由上表可知，各种金属离子发生水解的pH值是不同的，有些高氧化态的水合离子在 pH很小的酸性溶液里就水解。
如Fe3+、Al3+、Bi3+、Sn2+等。
在试剂生产中广泛利用这种性质去除试剂中的杂质铁等。
11.4.2.2. 金属阳离子水解产物金属阳离子水解的产物是很复杂的，一般有以下几类：1.水解产物为碱式盐或羟基阳离子SnCl2＋H2O→Sn（OH）Cl↓＋hClSn（H2O）62＋＋H2O→Sn（OH）（H2O）5+＋H3O＋Zn（H2O）42＋＋H2O→Zn（OH）（H2O）3+＋H3O＋2.水解产物为金属氧基盐Sb（Ⅲ）、 Bi（Ⅲ）盐极易水解，在酸性溶液中强烈水解Bi（NO3）3＋H2O→BiONO3↓＋2HNO3SbCl3＋H2O→SbOCl↓＋2HCl表达11-1 金属离子的水解常数* 单位为SI制的C2·m-1×1028**单位为e2A-1本表取自Huheey, J, E, Inorg, Chem;p, 266,2-nd、ed, Harper &. Row(1978)Sb、Bi氧基盐（酰基盐）可看成羟基盐脱水产物，它不溶于水实际上在Bi（Ⅲ）盐溶液中不存在单个[Bi（H2O）n]3+，水解产物是很复杂的，中性溶液中主要是[Bi6O6]6+或它的水合物[Bi6（H2O）12]6+多聚形式存在，而不存在简单BiO+离子。
在高价金属离子 Ti（Ⅵ ）盐水解时也形成钛氧基离子：Ti（SO4）2＋H2O→TiOSO4＋H2SO4（即z/r）大，极化力大的缘故。
3.水解产物本身发生缩合作用水溶液中Al3+、Cr3+、Fe3+的水解行为极为相似，它们的各级水解产物同时发生各种类型的缩合反应，例如：[Al（H3O）6]3＋[Al（H2O）5（OH）]2＋＋H+ K＝1.12×10-5[Al（H2O）5（OH）]2+缩合趋势较大，广泛存在的羟桥连接的双聚体（多核配合物）：同样，在[Cr（H2O）6]3+的水溶液中也存在[Cr（H2O）5（OH）]2+和[（H2O）5Cr—OH—Cr（H2O）5]5+。
在Fe（H2O）63+水溶液中，在较低浓度时主要以[Fe（H2O）5OH]2+存在[Fe（HϕO）ϕ]3++H2O〔Fe（H2O）5OH〕2++H3O+K= 1 .84 ×10-3同时还存在由〔Fe（H2O）5（OH）〕2+缩合而形成以氧桥连接的一氧双聚体：2〔Fe（H2O）〕2+〔（H2O）5Fe—0—Fe（H2O）5〕4++H2O当浓度稍大时尚有其它类型的含氧物种。
由此可见，金属阳离子的水解产物往往不是单一的，而是一个多种物种共存的复杂体系。
因此它们水解的逆反应的动力学过程较慢，一般用加酸来抑止金属离子水解时，溶液往往不能立即变为清亮。
表达11-5 金属元素常见的配离子说明：1表中标出的数字是形成配离子的配位数，应当指出，以上所得配离子都系指水溶液中金同离子与所列配位剂直接结合的产物。
