非金屬元素小結(jié)

1、第18章 非金屬元素小結(jié) 教學(xué)要求 1理解并掌握非金屬元素的單質(zhì)、無氧酸、含氧酸和含氧酸鹽的主要性質(zhì)變化規(guī)律。 2了解p區(qū)元素的次級(jí)周期性。 教學(xué)重點(diǎn) 1分子型氫化物的熱穩(wěn)定性、還原性及水溶液的酸堿性的遞變規(guī)律及其解釋。 2含氧酸鹽的溶解性、水解性、熱穩(wěn)定性、氧化還原性及酸性遞變規(guī)律及其解釋。 教學(xué)難點(diǎn) 非金屬元素的無氧酸、含氧酸和含氧酸鹽的性質(zhì)遞變規(guī)律的原因。 教學(xué)時(shí)數(shù) 6學(xué)時(shí) 教學(xué)內(nèi)容 18-1 非金屬單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì) 18-1-1 非金屬單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和物理性質(zhì) 在周期表一百多種元素中：其中金屬約 90多種，非金屬17種，準(zhǔn)金屬5種（B、Si、As、Se、Te）1、非金屬元素的特征非金屬 金

2、 屬價(jià)電子構(gòu)型 ns1-2(H , He) ns1-2ns2np1-6 ns2np1-4價(jià)電子: 3 -7(得電子) 1- 6(失電子)鍵 型共價(jià)鍵 離子鍵2、分子的組成和晶體結(jié)構(gòu) 在單質(zhì)結(jié)構(gòu)上，金屬的特點(diǎn)是以金屬鍵形成球狀緊密堆積，既沒有飽和性又沒有方向性，所以金屬具有光澤、延展性、導(dǎo)電和導(dǎo)熱等通性。非金屬單質(zhì)大都是由2或2個(gè)以上的原子以共價(jià)鍵相結(jié)合的，分子中的鍵既有飽和性又有方向性。如以N代表非金屬元素在周期表中的族數(shù)，則該元素在單質(zhì)分子中的共價(jià)數(shù)等于8-N。對(duì)于H則為2-N。 非金屬單質(zhì)的晶體結(jié)構(gòu)大多數(shù)是分子晶體，少數(shù)為原子晶體和過渡型的層狀晶體。 非金屬按其單質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)大致可以分成

3、三類： 小分子組成的單質(zhì)：如單原子分子的希有氣體及雙原子分子的X2 、O2 、N2 及H2 等。在通常狀況下，它們是氣體。其固體為分子型晶體，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)都很低。多原子分子組成的單質(zhì)：通常情況下是固體，如S8 、P4 和As4 等為分子晶體，熔沸點(diǎn)稍高于第一類單質(zhì)。 大分子單質(zhì)：如金剛石、晶態(tài)硅和硼等都系原子型晶體，為原子晶體，熔沸點(diǎn)極高，難揮發(fā)。在大分子物質(zhì)中還有一類過渡型晶體，如 石墨、黑磷等屬于過渡型晶體，其中微粒間的作用力不止一種，鍵型復(fù)雜。分子中的原子間大都是以二中心二電子共價(jià)鍵結(jié)合，每種元素在單質(zhì)分子中的共 價(jià)鍵數(shù)目大多數(shù)符合8-N規(guī)則。 18-1-2 非金屬單質(zhì)的化學(xué)反應(yīng) 1、單質(zhì)

4、間的化合反應(yīng) F2 、Cl2 、Br2 、O2 、P、S等活潑非金屬與金屬元素形成鹵化物、氧化物、硫化物、氫化物或含氧酸鹽等。2、與氧化性酸反應(yīng)生成相應(yīng)的氧化物或含氧酸： 非金屬一般不與非氧化性稀酸反應(yīng)。但可與濃HNO3 (或濃H2SO4)反應(yīng)3、與強(qiáng)堿反應(yīng) 除碳、氮、氧外，非金屬單質(zhì)可和堿溶液反應(yīng)，對(duì)于有變價(jià)的非金屬元素主要發(fā)生歧化反應(yīng)。如： Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2 O 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2 SO3 + 3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3 Si + 2NaOH + H2 O = N

5、a2 SiO3 + 2H2 2B + 2NaOH + 2H2 O = NaBO2 + 3H2 大部分非金屬單質(zhì)不與水反應(yīng)，鹵素僅部分地與水反應(yīng)，碳在熾熱條件下才與水蒸氣反應(yīng)。18-2 分子氫型化物 非金屬都有正常氧化態(tài)的氫化物。如： B2H6 CH4 NH3 H2O HF SiH4 PH3 H2S HCl AsH3 H2Se HBr H2Te HI 通常情況下為氣體或揮發(fā)性液體。其熔沸點(diǎn)的變化呈現(xiàn)一定的規(guī)律。例如，同一族中，沸點(diǎn)從上到下遞增，但相比之下，第 二周期的NH3、H2O及HF的沸點(diǎn)異常地高，這是由于在這些分子間存在著氫鍵，分子間的締合作用特別強(qiáng)的緣故。 18-2-1 熱穩(wěn)定性 分子型

6、氫化物的熱穩(wěn)定性，與組成氫化物的非金屬元素的電負(fù)性有關(guān)，非金屬與氫的電負(fù)性相差越大，所生成的氫化物越穩(wěn)定；反之則不穩(wěn)定。 分子型氫化物的標(biāo)準(zhǔn)生成自由能f G 或標(biāo)準(zhǔn)生成焓f H 越負(fù)，氫化物越穩(wěn)定。 分子型氫化物的熱穩(wěn)定性，在同一周期中，從左到右逐漸增加，在同一族中，自上而下地減小。這個(gè)變化規(guī)律與非金屬元素電負(fù)性的變化規(guī)律是一致的。在同一族中，分子型氫化物的熱穩(wěn)定性與鍵強(qiáng)自上而下越來越弱有關(guān)。 18-2-2 還原性除HF以外，其它分子型氫化物都有還原性，其變化規(guī)律與穩(wěn)定性的增減規(guī)律相反，穩(wěn)定性大的氫化物，還原性小。在同一周期中，從左到右氫化物還原性逐漸減弱 ，在同一族中，自上而下地增強(qiáng)。這些氫

7、化物能與氧、鹵素、高氧化態(tài)的金屬離子以及一些含氧酸鹽等氧化劑作用。例如： （1）與O2 的反應(yīng)： CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2 O 4HBr + O2 = 2Br2 + 2H2 O （2）與Cl2 的反應(yīng)： 8NH3 + 3Cl2 = 6NH4Cl + N2 PH3 + 4Cl2 = PCl5 + 3HCl 2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2 （3）與高氧化態(tài)金屬離子反應(yīng)：2AsH3 + 12Ag+ + 3H2 O = As2O3 + 12Ag + 12H+（4） 與氧化性含氧酸鹽的反應(yīng)： 5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5S + 8H2O

8、 6HCl + Cr2O72- + 8H+ = 3Cl2 + 2Cr3+ + 7H2O 18-2-3 水溶液酸堿性和無氧酸的強(qiáng)度 非金屬元素氫化物在水溶液中的酸堿性和該氫化物在水中給出或接受質(zhì)子能力的相對(duì)強(qiáng)弱有關(guān)。非金屬元素的氫化物，相對(duì)于水而言，大多數(shù)是酸：HX和H2S等；少數(shù)是堿：NH3、PH3等；H2O本身既是酸又是堿，表現(xiàn)兩性。 酸的強(qiáng)度取決于下列質(zhì)子傳遞反應(yīng)平衡常數(shù)的大?。?HA + H2O = H3O+ + A- 通常用電離常數(shù)Ka或pKa來衡量。pKa越小，酸的強(qiáng)度越大。如果氫化物的pKa小于H2O的pKa，它們給出質(zhì)子，表現(xiàn)為酸，反之則表現(xiàn)為堿。 究競(jìng)是哪一些主要因素影響這些氫

9、化物在水中的酸堿性，主要因素有兩個(gè)：(1)HA的鍵能， (2)非全屬元素A的電負(fù)性。 (1) HA的鍵能(D): HA鍵越弱，越易放出H+。如HF<HCl (2) 元素電子親合能(E): E大，則HA分子的極性大，易于電離，如H2O<HF (3) 陰離子A-的水合能(Ha): 半徑小的陰離子,其水合能大, 則有利于HA在水中的電離。無機(jī)酸酸強(qiáng)度的定性解釋： AHn與H+直接相連的原子的電子密度是決定無機(jī)酸強(qiáng)度的直接原因。原子的電子密度越低，對(duì)H+的吸引力越弱， H+越易釋放出來，酸性越強(qiáng)。原子的電子密度越高，對(duì)H+的吸引力越強(qiáng)， H+越難釋放出來，酸性越弱。在同一周期中，從左到右氫

10、化物酸性逐漸增強(qiáng)，在同一族中，自上而下地增強(qiáng)。18-3 含氧酸 18-3-1 最高氧化態(tài)氫氧化物的酸堿性(OH)nROm-n 非金屬元素氧化物的水合物為含有一個(gè)或多個(gè)OH基團(tuán)的氫氧化物。作為這類化合物的中心原子R,它周圍能結(jié)合多少個(gè)OH,取決于R+n的電荷數(shù)及半徑大小。 通常R+n的電荷高，半徑大時(shí)，結(jié)合的OH基團(tuán)數(shù)目多。當(dāng)R+n的電荷高且半徑小時(shí)，例如Cl+7應(yīng)能結(jié)合七個(gè)OH基團(tuán)，但是由于它的半徑太小(0.027nm)，容納不了這許多OH，勢(shì)必脫水，直到Cl+7周圍保留的異電荷離子或基團(tuán)數(shù)目，既能滿足Cl+7的氧化態(tài)又能滿足它的配位數(shù)。 若以R-O-H表示脫水后的氫氧化物，則在這分子中存在著

11、R-O及O-H兩種極性鍵， ROH在水中有兩種解離方式： 堿式解離： ROH R+ + OH- 酸式解離： ROH RO- + H+ ROH按堿式還是酸式解離，與陽離子的極化作用有關(guān)，陽離子的電荷越高，半徑越小，則陽離子的極化作用越大?？ㄌ乩灼嬖?jīng)把這兩個(gè)因素結(jié)合在一起考慮，提出“離子勢(shì)”的概念，表示陽離子的極化能力。離子勢(shì)即陽離子電荷與陽離子半徑之比，常用符號(hào)表示如下： = 陽離子電荷/陽離子半徑 = z / r 用值判斷ROH酸堿性的經(jīng)驗(yàn)公式如下： 1/2 >10， ROH 顯酸性； 7< 1/2 <10， ROH顯兩性； 1/2< 7， ROH 顯堿性總而言之，R

12、+n的值大。ROH是酸；值小，ROH是堿。非金屬元素值一般都較大，所以它們的氫氧化物為含氧酸。 離子化合物的許多性質(zhì)，如溶解性，鹽類的熱穩(wěn)定性、水解性以及離子形成配合物的能力等等都與陽離子對(duì)陰離子或偶極分子的靜電引力有關(guān)。因此，用離子勢(shì)可以說明離子化合物的這些性質(zhì)。周期表中出現(xiàn)的對(duì)角線上元素性質(zhì)相似的規(guī)律也常用離子勢(shì)解釋。 18-3-2 含氧酸及其酸根（含氧酸陰離子）的結(jié)構(gòu) 1. 第2周期的成酸元素沒有d軌道，中心原子用sp2雜化軌道分別與3個(gè)氧原子形成s健。中心原子R的一個(gè)2p軌道和氧原子2p軌道形成離域p鍵。RO3n-離子都是P46大p鍵，為平面三角形(NO3-、CO32-)。2. 第3,

13、 4 周期的成酸元素原子的價(jià)電子空間分布為四面體。形成的RO4n-為正四面體。在SiO44-中，Si原子以sp3雜化軌道與4個(gè)氧原子形成4個(gè)s鍵。氧原子上的孤電子對(duì)與R形成d-pp鍵。3. 第5周期的元素，其中心原子R的半徑比較大，5d軌道成鍵的傾向又較強(qiáng)，它們能以激發(fā)態(tài)的sp3d2雜化軌道形成八面體結(jié)構(gòu)，配位數(shù)為6，也可以為4。所以碘有配位數(shù)為6的高碘酸H5IO6，還有配位數(shù)為4的偏高碘酸HIO4。碲酸的組成式為H6TeO6。由此可以看出： （1） 同一周期元素的含氧酸的結(jié)構(gòu)相似。分子中的非羥基氧原子數(shù)隨中心原子的半徑的減小而增加； （2） 同族元素的含氧酸隨著中心原子半徑的遞增，分子中的羥

14、基數(shù)增加，而非羥基氧原子數(shù)減少。 18-3-3 含氧酸的強(qiáng)度1. R-O-H規(guī)則: 含氧酸的強(qiáng)度可按照 R-O-H 規(guī)則來推斷，但這一規(guī)則是定性規(guī)則，只考慮了與R相連的羥基對(duì)酸強(qiáng)度的影響，沒有考慮與R相連的其它原子（特別是氧原子）的影響。鮑林根據(jù)實(shí)驗(yàn)事實(shí)，總結(jié)出了一些規(guī)則。酸性的強(qiáng)弱取決于羥基氫的釋放難易，而羥基氫的釋放又取決于羥基氧的電子密度。若羥基氧的電子密度小,易釋放氫,酸性強(qiáng)。羥基氧的電子密度取決于中心原子R的電負(fù)性、半徑、 電荷和與R相連的非羥基氧的數(shù)目若 R 的電負(fù)性大、半徑小、電荷高則羥基氧電子密度小，酸性強(qiáng)；非羥基氧的數(shù)目多，可使羥基氧上的電子密度小，從而使O-H鍵的極性增強(qiáng),

15、有利于質(zhì)子H+的轉(zhuǎn)移,所以酸的酸性強(qiáng)。2. 鮑林(Pauling,L.)規(guī)則:含氧酸HnROm可寫為ROm-n(OH)n，分子中的非羥基氧原子數(shù)Nm-n(1)多元含氧酸的逐級(jí)電離常數(shù)之比約為10-5，即Kl:K2:K31:10-5:10-10,或pKa的差值為5。例如:H2SO3的K1=1.2×10-2, K21×10-7。 (2)含氧酸的K1與非羥基氧原子數(shù)N有如下的關(guān)系： K1105N-7，即:pKa7-5N N=1 中強(qiáng)酸( Ka =10-4 -10-2) H2SO3,HNO2N=2 強(qiáng)酸 ( Ka =10-1 -103) H2SO4, HNO3 N=3 特強(qiáng)酸 (K

16、a >103) HClO4 18-4非金屬含氧酸鹽的性質(zhì)18-4-1 溶解性 含氧酸鹽屬于離子化合物，它們的絕大部分鈉鹽、鉀鹽、銨鹽以及酸式鹽都溶于水。其它含氧酸鹽在水中的溶解性可歸納如下易溶鹽：鈉、鉀、銨的鹽；酸式鹽；硝酸鹽；氯酸鹽；大部分硫酸鹽。 難溶鹽：碳酸鹽；磷酸鹽；硅酸鹽。（1)、離子型鹽類溶解性的一般規(guī)律： 陽離子電荷低，半徑大的鹽溶解性大 NaF CaF2 r較大的鹽，隨金屬離子的原子序數(shù)增大溶解性減小。 LiI-CsI溶解性 r較小的鹽，隨金屬離子的原子序數(shù)增大 溶解性增大。 LiF-CsF(2)、影響因素；鹽溶解的熱力學(xué)分析離子化合物的溶解過程可以認(rèn)為：首先是離子晶體中

17、的正、負(fù)離子克服離子間的引力，從晶格中解離下來成為氣態(tài)離子，然后進(jìn)入水中 并與極性水分子結(jié)合成水合離子的過程。 sH0 = U+hH離子化合物的溶解性與其溶解過程的吉布斯自由能有密切的關(guān)系： sGmlatGmhGm (latHm+hHm)T(latSmhSm) sHmTsSmP.619若solGm 為負(fù)值，溶解過程能自發(fā)進(jìn)行，鹽類易溶；如果 solGm 為正值，則溶解不能自發(fā)進(jìn)行，鹽類難溶。 18-4-2 水解性 鹽在水中發(fā)生電離，不論是酸根離子與H+結(jié)合還是陽離子與OH-結(jié)合，都會(huì)促進(jìn)水和鹽的電離平衡向右進(jìn)行，這就是水解反應(yīng)。 M+A- + (x + y)H2O = M(OH2)x+ + A

18、(H2O)y- 水解規(guī)律 (1) 陰離子的水解能力與其共軛酸的強(qiáng)度成反比.酸越弱，水解性越強(qiáng)。強(qiáng)酸陰離子不水解。 (2) 陽離子的水解與離子極化能力成正比. 離子電荷越高，半徑越小，離子勢(shì)就越大，水解能力越強(qiáng). （3）非金屬鹵化物的水解 根據(jù)電負(fù)性判斷元素的正、負(fù)氧化態(tài)； 羥基所進(jìn)攻的原子必須具備空軌道。(4) 水解是吸熱反應(yīng)，加熱有利于水解進(jìn)行；水解是熵增大的反應(yīng)，稀釋熵增大，有利于水解進(jìn)行。 18-4-3 熱穩(wěn)定性 無機(jī)鹽按其組成可分為含氧酸鹽和無氧酸鹽兩類。含氧酸鹽受熱時(shí)一般會(huì)發(fā)生分解。按分解反應(yīng)的類型可分為以下兩類： （1）非氧化還原分解反應(yīng)： 含結(jié)晶水的含氧酸鹽受熱時(shí)脫去結(jié)晶水，生成

19、無水鹽。 無水鹽分解成相應(yīng)的氧化物或酸和堿的反應(yīng)。 無水的酸式含氧酸鹽受熱時(shí)發(fā)生縮聚反應(yīng)生成多酸鹽， 如果酸式鹽中只含有一個(gè)OH基，則縮聚產(chǎn)物為焦某酸鹽。 （2）自氧化還原分解反應(yīng)： 分子內(nèi)氧化還原反應(yīng)： Mn(NO3)2= MnO2 + 2NO2 (NH4)2Cr2O7= Cr2O3 + N2+ 4H2O 歧化反應(yīng)： 4Na2SO3 =Na2S + 3Na2 SO4 (陰離子歧化) Hg2CO3 =Hg + HgO + CO2 (陽離子歧化) 含氧酸鹽熱分解的本質(zhì)和某些規(guī)律1、含水鹽熱分解本質(zhì) P2、無水鹽的熱分解本質(zhì) MmROn+1=ROn +MmO （1）同一酸根不同金屬離子的鹽:堿金屬

20、鹽>堿土金屬鹽>過渡金屬鹽>銨鹽K2CO3 CaCO3 ZnCO3 (NH4)2CO3分解溫度(K) 熔融不分解 1170 573 331（2） 同種酸及其鹽:正鹽 > 酸式鹽 > 酸Na2CO3 NaHCO3 H2CO3分解溫度(K) 約2073 623 室溫以下（3） 同一金屬離子不同酸根的鹽:一般磷酸鹽、硅酸鹽>硫酸鹽>高氯酸鹽>碳酸鹽>硝酸鹽 理論解釋結(jié)構(gòu)因素解釋 A) 陰離子結(jié)構(gòu)不對(duì)稱不緊密易分解，反之則穩(wěn)定。如：NO3- 、CO32-為平面三角形，易分解，SO42- 、SiO42-、PO43-為正四面體，很穩(wěn)定。 B) 陽離子的

21、極化力（電荷、半徑、離子構(gòu)型）越強(qiáng)，就越易分解。熱力學(xué)解釋 GT0 = HT0 - T ST0 分解反應(yīng)的GT0值越正，鹽就越穩(wěn)定。 由于同類鹽分解熵變ST0接近， GT0主要決定分解焓HT0 。含氧酸鹽的分解反應(yīng)方程式為：MmROn+1=ROn +MmO HT0 = fH0 (MmO) + fH0(ROn) - fH0(MmROn+1) HT0越負(fù), 就越易分解(越不穩(wěn)定)。18-4-4 含氧酸及其鹽的氧化還原性高氧化態(tài)含氧酸（鹽）表現(xiàn)氧化性；低氧化態(tài)化合物表現(xiàn)為還原性；而處于中間氧化態(tài)的既有氧化性又有還原性。 （1）、含氧酸（鹽）氧化還原性變化規(guī)律 1）在同一周期中，各元素最高氧化態(tài)含氧酸

22、的氧化性，從左到右增強(qiáng)。 HClO4 > H2SO4 >H3PO4>H4SiO4 2）同一主族元素，從上到下，高氧化態(tài)含氧酸氧化性多數(shù)呈鋸齒形升高。如： HClO3 HBrO3>HIO3從第二周期到第三周期，最高氧化態(tài)（中間氧化態(tài)）含氧酸的氧化性有下降的趨勢(shì)。從第三周期到第四周期又有升高的趨勢(shì)，第四周期含氧酸的氧化性很突出，有時(shí)在同族元素中居于最強(qiáng)地位。第六周期元素的含氧酸鹽氧化性又比第五周期強(qiáng)得多。 3）同一元素不同氧化態(tài)的含氧酸，低氧化數(shù)的氧化性較強(qiáng)。 如：HClO > HClO2 > HClO3 >HClO4 HNO2HNO3（?。? H2SO3

23、H2SO4（稀）; H2SeO3H2SeO44）濃酸的氧化性稀酸，含氧酸的氧化性一般比相應(yīng)鹽的氧化性強(qiáng)。同 一種含氧酸鹽在酸性介質(zhì)中的氧化性比在堿性介質(zhì)中強(qiáng)。 （2）、影響因素1）中心原子結(jié)合電子的能力含氧酸（鹽）的氧化能力指處于高氧化態(tài)的中心原子在它轉(zhuǎn)變?yōu)榈脱趸瘧B(tài)的過程中獲得電子的能力，這種能力與它的電負(fù)性、原子半徑及氧化態(tài)等有關(guān)。凡電負(fù)性大、原子半徑小、價(jià)態(tài)高的中心原子，其獲得電子能力強(qiáng)，酸的氧化性就強(qiáng)。 2）分子的穩(wěn)定性：分子越不穩(wěn)定，氧化性越強(qiáng)。RO鍵的強(qiáng)度：RO鍵越弱，斷鍵就越容易，中心原子R越易獲得電子，其酸的氧化性就越強(qiáng)。影響酸分子中R-O強(qiáng)度的因素： R-O鍵的數(shù)目 酸根的對(duì)稱

24、性 H+的反極化作用一般來說，如果含氧酸分子中的中心原子多變價(jià)，分子又不穩(wěn)定，該含氧酸（鹽）就有氧化性，而且分子越不穩(wěn)定，其氧化性越強(qiáng)。3）.其它外界因素的影響 溶液的酸堿性、溫度以及伴隨氧化還原反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行的其它非氧化還原過程（例如水的生成、溶劑化和反溶劑化作用、沉淀的生成、締合等）都對(duì)含氧酸（鹽）的氧化性有影響。如溶液的酸堿性、濃度、溫度、以及伴隨氧化還原反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行的其它非氧化還原過程對(duì)含氧酸的氧化性均有影響。含氧酸鹽在酸性介質(zhì)中比在中性介質(zhì)或堿性介質(zhì)中的氧化性強(qiáng)。濃酸比稀酸的氧化性強(qiáng)。酸又比相應(yīng)的鹽的氧化性強(qiáng)。對(duì)同一元素來說，一般是低氧化態(tài)弱酸的氧化性強(qiáng)于稀的高氧化態(tài)的強(qiáng)酸。 18-5

25、 P區(qū)元素在周期性變化上的某些特殊性-“次級(jí)周期性” 1、第二周期非金屬元素的特殊性 1） N、O、F的含氫化合物易形成氫鍵，極性較強(qiáng)；強(qiáng)弱比較：FH.F>OHO >NHN 2） 最大配位數(shù)為4；（半徑小，沒有2d軌道） 3） 具有自相成鍵能力，以碳為最強(qiáng)；多數(shù)生成重鍵； 4）同素異形體在性質(zhì)上差別大，如O2和O3。 5) EA1 : N<P, O<S, F<Cl 鍵離解能： N-N<P-P , O-O<S-S , F-F < Cl-Cl 但NN>PP, O=O>S-S, F-H>Cl-H 2、第4周期元素的不規(guī)則性 1） 第4周期P區(qū)元素的原子半徑增加很小。（第4周期插入10種元素，3d電子屏蔽作用小，有效核電荷增加） 原子半徑的大小影響元素的電負(fù)性、金屬性、電極電勢(shì)以及含氧酸的氧化還原性等都出現(xiàn)異常現(xiàn)象，即所謂“不規(guī)則性”。 2）第4周期元素的電負(fù)性、金屬性（非金屬性）、電極電勢(shì)以及含氧酸的氧化還原性等都出現(xiàn)異?，F(xiàn)象（原子半徑小及原子次外層為18電子構(gòu)型）。如 A族，Ga的金屬性不如Al，Ga(OH)3的酸性比Al(OH