科學思維的訓練
特殊性和普遍性
為了突出某個問題，在一般教科書上，教學過程中常舉一些典型的觀點、實例、理論，然而對隱含在典型事物中普遍性往往未能及時揭示。若能在注意典型、特殊性問題的同時，兼顧及其普遍性，將有助於擴大我們的知識麵、提高能力。
(1)KClO3、CaCO3熱分解的啟示
教科書上常以KClO3、CaCO3受熱分解作為含氧酸鹽熱分解反應的兩個典型實例。其隱含的普遍性是什麼？
了解普遍性的基礎是對特殊性的深入了解。它們的熱分解反應的方程式
2KClO3→2KCl+3O2
CaCO3→CaO+CO2
如果CaCO3也按KClO3類型進行熱分解反應，則其產物應為“CaC和O2”。從能量角度看，CaO能量比CaC低(即前者更為穩定)，CO2能量也低於O2。從總結果看，產物為CaO和CO2的總能量低於CaC和O2的總能量，所以產物隻能是CaO和CO2；如若KClO3、NaClO3按CaCO3類型進行熱分解反應，則產物為K2O和Cl2、O2，Na2O和Cl2、O2(Cl2、O2是氯的氧化物受熱分解的產物)。由於鈉、鉀氯化物比其氧化物更為穩定附：鈉、鉀氯化物更為穩定的一個事實是；用鈉(還有鎂)還原氯化物，如
TiCl4TiCl4+4Na→Ti+4NaCl
而不用Na還原氧化物；還原氧化物，則用鎂、鋁作還原劑。這些還原反應都是生成了更穩定的氯化物、氧化物］，所以熱分解生成KCl和O2。
由上述討論可以得到一種觀點：熱分解反應的產物都是(相對而言)穩定的(附：因為是受熱，由環境對體係供給能量，所以相對而言動力學因素降為次要因素，即可根據熱力學判斷反應的產物)。
基於這個具有普遍性的觀點，下麵再來判斷某些非金屬含氧酸鹽的熱分解產物。
氯酸鹽熱分解產物因鈉、鉀、銀的氯化物比氧化物穩定，所以其產物為MCl和O2；由於鋁、鐵(Ⅲ)等的氧化物比相應氯化物穩定，所以產物為Al2O3、Fe2O3及Cl2、O2；鎂、鋅的氧化物穩定性和氯化物相近，其熱分解產物中兼有氧化物、氯化物及Cl2、O2。
溴酸鹽熱分解產物鈉、鉀、銀溴酸鹽熱分解產物為MBr和O2(理由同上)；鎂、鋁、鋅溴酸鹽熱分解產物為氧化物和Br2、O2；溴酸銅、溴酸鉛(Ⅱ)熱分解產物中兼有溴化物和氧化物、Br2和O2。
除少數幾種元素的氧化物不如氯化物、溴化物穩定外，一般元素的氧化物均比(同氧化態的)硫化物、氯化物、溴化物、氮化物、碳化物、磷化物穩定，所以硫酸鹽、硝酸鹽、磷酸鹽、碳酸鹽的熱分解產物必為氧化物，而不可能是硫化物、氮化物……。
綜上所述，KClO3、CaCO3熱分解反應的共同點是生成穩定(相對而言)的化合物。前者的特點是：鈉、鉀、銀的氯化物更為穩定。此外，都是生成了相應的金屬氧化物和非金屬氧化物。
對於後者可用下列通式表示
MAOn+1MO+AOn
M為2價金屬，A為非金屬元素。AOn是相應酸酐——非金屬氧化物，如SO3、N2O5、P2O5、CO2等
硫酸鹽熱分解反應及其普遍性硫酸鹽受熱分解，按產物而言，可有以下幾類
CuSO4CuO+SO3
2FeSO4Fe2O3+SO3+SO2
CaSO4CaO+SO2+O2
HgSO4===Hg+SO3+O2
CuSO4熱分解溫度低於CaSO4的溫度，前者產物中有SO3，後者為SO3和O2。這可被認為是在高溫下SO3分解為SO2和O2所致。因此可把CaSO4熱分解反應式視為由下麵兩式加合而成
CaSO4→CaO+SO3
SO3→SO2+O2
已知SO2、O2和SO3平衡反應於1000K(約)，平衡常數約為1，因此，約1000K是硫酸鹽熱分解產物中含硫化合物以SO3或SO2和O2為主的分界溫度。如Ge(SO4)2(473K分解)，Al2(SO4)3(883K)，其熱分解產物中以SO3為主；熱分解溫度接近1000K者，如CoSO4(981K)熱分解產物中兼有SO3和SO2及O2。明顯高於1000K者，產物以SO2和O2為主。
FeSO4於810K分解，其產物是SO2和SO3。這是因為在高溫下SO3有顯著的氧化性，把FeO氧化為Fe2O3。HgSO4熱分解生成Hg，顯然是HgO受熱分解為Hg和O2所致。綜上所述，硫酸鹽熱分解反應的通式是
有還原性的MO(MnO、FeO、SnO、PbO……)可能被SO3氧比；對熱不穩定的金屬氧化物(Ag2O、HgO……)將分解為相應單質。需要強調：若讓Al2(SO4)3在高於1000℃條件下分解，則氣態產物也是以SO2和O2為主。
硝酸鹽熱分解產物也可按上述方法歸納硝酸鹽熱分解產物。硝酸鹽的熱分解氣態產物是NO2和O3；若分解反應在高於773K(NO2明顯分解為NO和O2的溫度)進行，則氣態產物以NO和O2為主，在冷卻過程NO又和O2生成NO2(和硫酸鹽熱分解生成SO2和O2不同，在冷卻時不易生成SO3)；如若熱分解反應在高於1100K下進行(NO明顯分解為N2和O2)，氣態產物為N2和O2(冷卻時不易變成NOx)。如
4MNO3→2M2O+2N2+5O2(M=Na，K)
如果把NO2和O2看成是N2O5熱分解產物，則硝酸鹽熱分解通式為
由於NO2的氧化性強於SO3，所以Fe(Ⅱ)、Sn(Ⅱ)、Mn(Ⅱ)、Pb(Ⅱ)硝酸鹽熱分解將生成含有相應高氧化態的氧化物，例如Fe2O3、Fe3O4、Mn2O3、Mn3O4，SnO2及Pb3O4。另一方麵，Ag(Ⅰ)、Hg(Ⅱ)硝酸鹽熱分解生成相應的金屬單質。
碳酸鹽熱分解通式為
MCO3→MO+CO2↑
由於CO2在高於2000K時才明顯分解為CO和O2，而一般碳酸鹽又是在約1000K左右分解，所以氣態產物以CO2為主。因CO2在升溫條件下具備弱的氧化性，它能氧化那些具備較強還原性的金屬氧化物(如MnO)
3MnCO3→Mn3O4+2CO2↑+CO↑
顯然，Ag2CO3熱分解產物是Ag、CO2及O2。
用這個觀點考察草酸鹽熱分解反應，其中酸酐為“C2O3”，將分解為等摩爾的CO和CO2
CaC2O4→CaO+CO2↑+CO↑
若是氯酸鹽熱分解生成金屬氧化物，則相應酸酐Cl2O5將分解為Cl2和O2
4Al(ClO3)3→2Al2O3+6Cl2+15O2
若是磷酸鹽熱分解，則生成金屬氧化物及酸酐。讀者所熟悉的由磷灰石製磷的分步反應式不就是這樣寫的嗎！
Ca3(PO4)2+3nSiO2→3CaO·nSiO2+P2O5
P2O5+5C→2P↑+5CO↑
以上對於這個普遍反應式的討論，從邏輯上講，既注意了各類產物的相對穩定性，對熱穩定性，又顧及兩種產物間的反應，似乎已經做到了“無一遺漏”的地步。如此這般，就將大多數非金屬含氧酸鹽的熱分解反應“統一”起來了。不可避免，尚有少數含氧酸鹽的熱分解反應未包括在內，如鈉、鉀硝酸鹽(在不太高溫度)分解為亞硝酸鹽。然而這些少量的事實不能、也不應該影響我們對上述熱分解反應通式的認識和總結。也可以說，上述熱分解通式不包括硝酸鈉(鉀)、氯酸鈉(鉀)……等少數非金屬含氧酸鹽。
深入了解個別性質(特殊性)是認識事物的基礎，而對比有助於更深入了解其特殊性及通性。
隻是在占有了一定量事實(個性)的基礎上才能深入了解其特殊性，並從中較好地了解普遍性。由此得到的規律很可能還有許多例外，然而(有時)恰好是這些例外可能使規律逐步趨於完善，並有可能發展為理論。不可否認，某些例外可能是另一種規律的反映。對於後一種情況，以銨鹽熱分解反應為例。
銨鹽熱分解碳酸氫銨在常溫下是極易揮發的肥料
NH4HCO3→NH3↑+CO2↑+H2O↑
因之被稱為“氣肥”，然而相應的鈉、鉀鹽較為穩定。
為什麼銨鹽(相對於鈉、鉀鹽)較易熱分解，而且熱分解產物也和金屬(相應)鹽不同。銨鹽熱分解的特殊性是什麼？
目前認為銨鹽熱分解反應起因於銨離子，NH+4中的質子，H+傳遞給酸根(A-)。若HA是強酸，則A-接受質子的能力
NH4A→NH3+HA
不強，則該種銨鹽的熱分解溫度較高。如NH4I熱分解溫度高於NH4Br，後者又高於NH4Cl；若HA是弱酸，A-較易接受質子，HA的酸性越弱，A-接受H+的傾向越強，相應銨鹽的熱分解溫度越低。已知常溫下NH4HCO3很易分解，由此可以預料(NH4)2CO3對熱將更不穩定：市售碳酸銨試劑實際上是等摩爾NH4HCO3和NH2COONH4的混合物，後者，氨基甲酸銨與水作用生成碳酸銨，即
NH2COONH4+H2O→(NH4)2CO3
又如，試劑(NH4)2S有很濃的NH3氣味，在室溫下不易得到它的晶體；再如，(NH4)3PO4熱分解溫度低於(NH4)2HPO4，後者又低於(NH4)H2PO4。
除了考慮酸性外，還要考慮酸的其他性質。如H3PO4的K3小於H2CO3的K2，就是說PO3-4得質子傾向強於CO2-5，但由於CO2和NH3都是易揮發物，而H3PO4不易揮發，所以室溫下(NH4)3PO4卻比(NH4)2CO3穩定，即不能僅僅根據A-親合質子傾向來判斷相應銨鹽對熱穩定性順序。
再者，NH3在高溫下具有還原性。如若HA不具備氧化性，則熱分解產物為NH3及HA(如HCl，HBr……)或相應的酸式鹽
(NH4)2SO4→NH4HSO4+NH3
或酸酐(如CO2)；若HA有氧化性，將和NH3發生氧化還原反應
NH4NO2→N2+2H2O
NH4NO3→N2O+2H2O
5NH4NO3→4N2+2HNO3+9H2O
2NH4NO3→2N2+O2+4H2O
(NH4)2Cr2O7→N2+Cr2O3+4H2O
以上5個氧化還原反應的共同點是：得失電子關係在銨鹽內部是平衡的。
順便提及，把不發生內部氧化還原反應的銨鹽(NH4A)和其他物質(X)混合加熱時，應考慮NH3和HA是否和X發生反應。若反應，則可把它看成是2個簡單反應的結合
涉及NH3的性質是堿性和還原性；HA的性質是酸性、氧化性(因希望較全麵討論，所以把氧化性也列入了)、還原性。
NH3：
●堿性2NH4Cl+Ca(OH)2→CaCl2+2NH3+2H2O
●還原性2NH4Cl+6CuCl2→N2+6CuCl+8HCl
HA：
●酸性2NH4Cl+CaCO3→CaCl3+2NH2+CO3+H2O
●氧化性2NH4Cl+Fe→2NH3+FeCl2+H2
●還原性4NH4Cl+6HCl+2K2Cr2O7→4KCl+2CrCl3
+Cr2O3+2N2+11H2O
(附：對於某些加熱發生水解的化合物如MgCl2·6H2O，可在加NH4Cl條件下受熱製得無水鹽。)
由上可見，深入了解個性有助於對通性的掌握。
(2)中間氧化態含氧酸鹽受熱分解的反應
氯酸鉀中的氯是中間氧化態，在沒有催化劑及溫度不很高時發生自氧化還原反應，反應釋熱54.1kJ/mol
反應釋熱是因為兩種生成物均比反應物穩定(加熱為了提供發生反應所必須的活化能)。根據周期表第三周期元素規律，可以提出2個問題：Na2SO3、Na2HPO4是否也能發生下列反應
事實上，在沒有O2(如有O2，則Na2S、PH3將被氧化，氯酸鉀則不同，其熱分解產物KCl、KClO4均不可能和O2反應)時確能發生這兩個反應。Na2SO3的自氧化還原反應也是釋熱過程(釋42.4kJ/mol)。這是一種產物Na2SO4比較(Na2SO3)穩定，而Na2S不穩定，前者所得能量可以償後者所失的能量且有餘；Na2HPO3發生自氧化還原反應，產物中P(V)化合物比反應物P(Ⅲ)穩定，而PH3更不穩定，此處所得能量不夠償其所失的能量(吸熱17.6kJ/mol)，然而由於pH3是氣體，使Na2HPO3的自氧化還原反應在加熱時得以進行。
以上3個反應都是中間氧化態含氧酸鹽的自氧化還原反應，然而導致反應發生的動力卻不同。
●每種生成物均比反應物穩定、能量低，是釋熱過程；
●一種生成物比反應物能量低，而另一種能量高，所得能量不僅能償失而且還有“餘”，仍是放熱過程；
●生成一種能量更低的生成物之“得”，償不了生成另一種不穩定產物之“失”，需借氣體產物之幫助。
下麵再列出兩個實例。
如果不具備上述三者中的任一種條件，則中間氧化態的含氧酸鹽不可能發生自氧化還原反應。
以上基於由中間氧化態含氧酸鹽發生自氧化還原反應所得到的結論，可以想象，此結論也應適用於非含氧酸鹽的其他中間氧化態化合物。如鈦有3種氯化物，TiCl2、TiCl3、TiCl4。其中TiCl3受熱發生的自氧化還原反應是吸熱過程，反應的“動力”是生成了氣態產物，TiCl4
2TiCl3→TiCl4↑+TiCl2△Hφ=69kJ/mol
如若反應物和生成物方麵均有氣態物，並且生成物方麵氣態物摩爾更多，則仍可按上述結論判斷。
最後要強調，以上討論的自氧化還原反應都是在相應溫度範圍裏進行的，溫度過低，則反應不能“起動”(提供能量不夠)；溫度過高，某些生成物發生進一步分解。如
KClO4→KCl+2O2↑
CaCO3→CaO+CO2↑
所有這些，再次提醒我們必須注意實驗條件，特別是不要把在一定前提下得到的結論任意推廣。對此，傅鷹教授曾一再告誡：“在一定條件下所得到的結論，即使是正確無誤的，也不要任意推廣，因為任何結論都是有條件的。”
(3)勒夏特裏(LeChatelier)平衡移動原理
該原理專門討論改變濃度、壓力及溫度對化學平衡的影響。對於有氣態物參與的反應，可把改變壓力視為氣態物濃度改變加以討論。現將恒溫條件下改變濃度、壓力(指總壓)對合成氨平衡的影響示於圖2－1中。
改變一種反應物濃度(無疑這是在體係容積不變前提下進行的)，則可提高或降低其他反應物的利用率(如提高O2的濃度以充分利用SO2)，但其本身利用率反而降低或增大了，絕不可能出現被增加濃度物種的利用率(如O2)和另一物種(如SO2)的利用率同步增長的情況。改變總壓，則平衡體係中所有氣態物的濃度均以同等倍數增加或減小，由於反應物方麵和生成物方麵氣態物摩爾不同，平衡發生移動。以合成氨為例，增大總壓可同時提高N2、H2的利用率。需要強調，由於增大總壓，所以再次達平衡時c(N2)、c(H2)也比加壓前增大了［請注意：在這裏平衡移動離N2、H2而去，但c(N2)、c(H2)卻增大了］；若對合成氨體係減壓，有利於NH3的分解，再次達平衡時，N2、H2濃度也比減壓前減小(平衡向著它而來，但N2、H2濃度卻減小了)。改變壓力對平衡的影響，也能以濃度改變來表示其移動，但它和前述濃度對平衡移動的最基本的區別是：改變濃度往往隻是改變一種物質(反應物或生成物)的濃度；而改變總壓，則是體係中所有氣態物均以同樣倍數增大或減小，隻是因反應前後氣態物摩爾不同致使平衡移動。從反應體係容積是否有改變來判斷平衡移動方向，結論是顯而易見的。一般所謂的改變濃度並不包括體積改變，改變總壓必
伴隨著體積的改變；體積變，濃度相應變。歸根結底，改變濃度是核心問題。
討論了在有氣態物參與的平衡中所得到的結論，對溶液中平衡移動是否有效？以醋酸電離平衡為例。如某濃度(～0.1mol/1)CH3COOH已達平衡，電離度(α)為定值，往其中加少量固態CH3COONa(忽略加CH3COONa前後溶液體積的改變：即體積不變)，因c(CH3COO-)增大並和H+用向生成CH3COOH方向移動，電離度(α1)減小(α＞α1)，c(CH3COOH)、c(CH3COO-)比以前大了，但c(H+卻減小(和上述增大O2以充分利用SO2相同)；若往CH3COOH溶液中加等體積的水，在加水的一刹那間，CH3COOH、CH3COO-、H+濃度均減半，有利CH3COOH繼續電離，即電離度(α2)增大(α＜α2)，但c(H+、c(CH3COO-)比加水前減小(和上述減壓對合成氨平衡移動影響相同)。
一定濃度CH3COOH的電離平衡移動也可按改變某條件時溶液體積是否改變來討論，這樣就找到了和改變濃度、壓力導致平衡體係移動的共同點(實際上體積和濃度是相通的)。
現在進一步討論，把少量與平衡體係無關的物質引入體係，如合成氨體係中含Ar——是製備原料氣N2、H2時由空氣中帶入的，將少量NaCl加入CH3COOH溶液，情況又該如何呢？
在合成氨達到平衡後，保持恒溫，通入用氣Ar時有兩種情況。若保持體係客積不變，則在加少量Ar前後，c(N2)、c(H2)、c(NH3)未變，平衡當然不會發生移動；若在通入Ar時保持體係的總壓不變［原ρ總=ρ(N2)+ρ(H2)+ρ(NH3)，現在ρ總=ρ′(N2)+ρ′(H2)+ρ′(NH3)+ρ(Ar)］，則體係容積增大，平衡發生移動。請考慮，此種情況是否和上述減壓(體積增大)對合成氨影響相同？如若相同，則平衡移動的結果是顯而易見的。
同理，往CH3COOH溶液中加少量固體NaCl(忽略溶液體積改變)，因c(CH3COOH)、c(CH3COO-)、c(H+未變(嚴格講，其活度是改變了，本書不討論活度，且加少量NaCl前後活度改變不大，可忽略不計)，所以平衡不發生移動；若往CH
COOH溶液中加少量NaCl溶液，體係容積增大。請考慮，此種情況是否和往CH3COOH液中加水相同？無疑平衡移動結果是：CH3COOH電離度加大，但c(CH3COO-)，c(H+)降低。
對於加水稀釋弱酸稀溶液時，c(H+)下降的一個實際例子是：如因購得的食醋，味道太酸，可加水稀釋。加水，電離度增大，如若c(H+)也同時增大，就是說往食醋中加水的過程是酸味逐漸增濃的過程，你能同意這個結論嗎？
總之，上述結論適用於任何平衡。最後提一個問題請讀者考慮。如Cu(I)和Cl-的絡離子有CuCl-2、CuCl2-3，用水稀釋此絡離子，則釋出CuCl沉澱，請問選用下列兩個反應式中的哪一個和實際情況相符？
CuCl-2→CuCl+Cl-
CuCl2-3→CuCl+2Cl-
歸納法
從有關事物中歸納其共同性得出相應的規律、觀點、理論，就是歸納法。歸納過程往往是不斷完善規律的過程。
許多老科學家認為：國內教學對歸納法注意不夠，而歸納法往往是發現某些新規律的起點。李政道教授根據自己在國內和國外所受的教育，曾不止一次提出：國內教學上應注意歸納法。
本節將以水解反應為例進行討論。
物質和水發生複分解是水解反應，如
CaO+H2O→Ca2++2OH-
CH3COO-+H2O→CH3COOH+OH-
NH+4+H2O→NH3·H2O+H+
NH+4+CH3COO-+H2O→CH3COOH+NH3·H2O
RCONH2+H2O→RCOOH+NH3(或RCOONH+4)
C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6
其中前4個反應發生在離子和水之間；後兩者是由於在水分子進攻下，原先的C—N、C—O共價鍵斷裂並和水中H+、OH-結合。水解反應的共同點是：原化合物中的“正性”(顯然包括陽離子)部分和水中OH-結合，“負性”(包括陰離子)部分和水中H+結合。
為了便於歸納，先討論氯化物的水解(因HCl是強酸，所以可認為氯化物中的“Cl”不發生水解)。除了氯在和氟、氧、氮的化合物中顯正性，水解產物中含正氧化態的氯化合物外
ClF5+3H2O→HClO3+5HF
Cl2O+H2O→2HOCl
NCl3+3H2O→NH3+3HOCl
氯在其他化合物中均顯負性，所以在歸納氯化物水解時不必考慮“Cl-”的水解，即隻要考慮氯化物中正性部分的水解就可以了。
TiCl4、SiCl4、無水AlCl3、PCl5……等氯化物在空氣中冒煙，就是它們發生水解作用之故。水解產物之一受熱(水解釋熱)揮發和空氣中水氣結合
MCl4+(n+2)H2O→MO2·nH2O+4HCl↑(M=Si、Ti)
AlCl3+3H2O→Al(OH)3+3HCl↑
PCl5+4H2O→H3PO4+5HCl↑
呈現冒煙。順便提及，無水Al2(SO4)3水解作用不如無水AlCl3明顯，可見水解反應的現象還應和負性部分性質，如HCl易揮發有關。
按照正性部分和水中OH-結合能力由弱到強，其產物依次為堿式鹽、氫氧化物、含氧酸，某些情況下可生成酸酐。
MgCl2+H2OMg(OH)Cl+HCl↑
AlCl3→Al(OH)Cl2→Al(OH)2Cl→Al(OH)3
BCl3+3H2O→H3BO3+3HCl↑
SCl4+2H2O→SO2+4HCl↑
COCl2+H2O→CO2↑+2HCl↑
根據氯化物中陽性部分水解由弱到強，水解反應通式為
AClnA(OH)Cln-1A(OH)aCln-a
A(OH)n或HnAOn
(有時為Aon/2)
此通式適用於A的可溶性強酸鹽，如溴化物、碘化物、高氯酸鹽的水解。由A組成的弱酸鹽，因負性部分也發生水解，產物種類可能會更多。
把上述通式用於氯化物水解時，有無“例外”？有，而且還有不少。那麼，如何理解這個水解反應的通式呢？下麵逐個進行討論。
(1)有時因水量不同，得不同的產物
如PCl3和過量水作用的產物是H3PO3和HCl，其反應式為
PCl3+3H2O→H3PO3+3HCl↑
若PCl3和限量的水反應，則有
生成。前者可被看成是2molP(OH)2Cl和2molP(OH)Cl2“作用脫去3molH2O”；後者可被認為是3molP(OH)2Cl脫去3mol水的產物。而P(OH)Cl2、P(OH)2Cl是PCl3第一步、第二步水解的中間產物。當水量稍多時產物為H3PO3和H4P2O5(後者可被看成是2molH3PO3脫去1mol水的產物)。此例表明：某些物質水解產物因水量而異。對於氯化物而言，水少時，Cl未脫盡，水量不足得到了相當於含OH物質脫水的產物。中間產物若能繼續水解(如POCl3)，則在遇水時繼續反應，生成最終產物(如H3PO4)；若中間物不能發生水解，則中間物就是最終產物(如SbOCl)。
PCl5+H2O→2HCl+POCl3
H3PO4+HCl
SbCl3+H2O→SbOCl+2HCl
SnCl2+H2O→Sn(OH)Cl+HCl
IF7+H2O→IOF5+2HF↑
繼續水解
有鑒於此，在運用以上歸納得到的通式時，還要注意有時會出現因水量不同而生成不同產物的情況。
(2)水解產物的穩定性
NCl3水解性質已如前述。按說應得到NH3和HOCl，但實際產物中常雜有N2和HCl(受熱時更甚)。後兩者是NCl3“初級”水解產物間互相發生氧化還原反應生成的。這類發生在兩種水解產物間的氧化還原反應的實例並不多。但另一種情況，一種水解產物發生自氧化還原反應則是常見的。問題是水解產物在該條件下是否穩定。如前例提及SCl4水解產物SO2和HCl，在實驗條件下是穩定的，而且兩者可以“相安無事”，所以是最終產物。與此相似，SeCl4、TeCl4水解產物是H2SeO3、TeO2及HCl。
SCl2水解的“原先產物”應是HCl和不穩定的S(OH)2，後者將發生自氧化還原反應生成硫氧化態＞2+和＜2+的化合物；同理，Se2Cl2水解的“原先”產物為HCl和Se2(OH)2，後者將發生自氧化還原反應得到氧化態高(＞1)、低(＜1)的兩種硒化合物。電子得失數在Se2(OH)2分子內部是平衡的。
2Se2Cl2+H2O→3Se+H2SeO3+4HCl↑
這個複雜的反應可被看成是在水解反應通式上加上了一個“Se2+2”的自氧化還原反應。
2“Se2+2”→3Se+“Se4+”
按說S2Cl2水解反應的產物也應是S和H2SO3，但因含S—S鍵的化合物比較穩定，所以產物種類比Se2Cl2的多。
P2Cl4的水解產物應是HCl和不穩定的P2(OH)4，後者岐化為等摩爾H3PO2和H3PO2