如何比較元素非金屬性的強(qiáng)弱

1、如何比較元素非金屬性的相對強(qiáng)弱？黃明建一、原子得電子能力的強(qiáng)弱是元素非金屬性強(qiáng)弱的本質(zhì)反映原子得電子能力的強(qiáng)弱與元素非金屬性的強(qiáng)弱正相關(guān)，即：元素原子得電子的能力越強(qiáng)，元素的非金屬性就越強(qiáng)。而原子得電子能力的強(qiáng)弱是由原子結(jié)構(gòu)決定的。對于原子核外電子層數(shù)相同的元素來說，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小，核對外層電子的吸引力越大，原子得電子的能力就越強(qiáng)，元素的非金屬性越強(qiáng)；對于原子最外層電子數(shù)相同（或外圍電子層排布相似）的元素來說，核外電子層數(shù)越多，原子半徑越大，核對外層電子的吸引力越小，原子得電子的能力就越弱，元素的非金屬性越弱。據(jù)此，“非金屬單質(zhì)與化合物間的置換反應(yīng)”就常常成為判斷元素非金屬性強(qiáng)弱的

2、一個重要依據(jù)。二、以置換反應(yīng)判斷元素非金屬性強(qiáng)弱需注意的問題以置換反應(yīng)作為判斷元素非金屬強(qiáng)弱的依據(jù)，須有一個大前提一一非金屬單質(zhì)在反應(yīng)中是作氧化劑，這樣才能保證據(jù)此判斷的結(jié)果不與元素非金屬性強(qiáng)弱的本質(zhì)相悖。例如，下面幾個反應(yīng)：CI2+2NaBr=2NaCl+Br2,CI2+H2S=2HCI+S，,Br2+2KI=2NaBr+12,O2+2H2s=2H2O+2S，,反應(yīng)均是Cl2作氧化劑，分別從NaBr溶液和氫硫酸中置換出B2和S,表現(xiàn)出CI比Br和S原子得電子能力都要強(qiáng)，所以元素的非金屬性強(qiáng)弱次序是：CI>BrCI>S反應(yīng)是以Br2作氧化劑，從KI溶液中置換出I2；反應(yīng)是以O(shè)2作氧

3、化劑，從氫硫酸中置換出S;表現(xiàn)出Br比I原子得電子能力強(qiáng)、O比S原子得電子能力強(qiáng)，所以元素的非金屬性強(qiáng)弱次序是：Br>IO>S但是，有些置換反應(yīng)就不宜用于判斷元素非金屬性的相對強(qiáng)弱。例如:I2+2KCIO3=Cl2+2KIO3,高溫2C+SiO2=2CO+Si,顯然，我們不能因?yàn)榉磻?yīng)來判斷碘元素比氯元素的非金屬性強(qiáng)。因?yàn)樵摲磻?yīng)中，碘單質(zhì)中的碘原子并沒有從KCIO3中的氯原子哪里奪得電子，反而是CIO3中+5價的氯原子得電子被還原為CI2。所以，不能機(jī)械地利用該反應(yīng)比較碘與氯的非金屬性強(qiáng)弱。反應(yīng)中置換反應(yīng)的次序與“碳元素比硅元素的非金屬性強(qiáng)”的結(jié)論雖然是一致的。但仔細(xì)分析就會發(fā)現(xiàn)，這

4、個反應(yīng)與前面的幾個反應(yīng)有著本質(zhì)上的差異：碳原子在反應(yīng)中不僅沒有表現(xiàn)出得電子能力比硅原子強(qiáng)的性質(zhì)，反而是提供出電子使硅還原為硅單質(zhì)。所以，該反應(yīng)也不宜用于比較碳與硅的非金屬性強(qiáng)弱。為什么反應(yīng)能夠發(fā)生？原因應(yīng)該從自由能變化方面分析。近年高考命題也常涉及化學(xué)變化事實(shí)與結(jié)論關(guān)系的討論，即前面的提供的實(shí)驗(yàn)事實(shí)和后面的結(jié)論有無因果關(guān)系，實(shí)際要考查的就是學(xué)生的邏輯思維能力，值得關(guān)注。止匕外，我們通過反應(yīng)還可以注意到：原子得電子的能力大小并不是以單個原子得電子數(shù)目的多少決定，而是由原子得電子的難易決定。1個CI原子最多只能得1個電子，1個S原子最多能得到2個電子，可是當(dāng)2價S遇到CI原子時，不得不“繳械”投降

5、。順便提一下：反應(yīng)中，若是與氫硫酸反應(yīng)的CI2足夠多的話，其產(chǎn)物還有可能是H2SO4。三、以元素最高價氧化物的水化物酸性比較元素非金屬性的相對強(qiáng)弱可以認(rèn)為：主族元素最高價氧化物的水化物酸性能夠間接地反映原子得電子能力的相對強(qiáng)弱。例如酸性強(qiáng)弱次序：HCIO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3元素非金屬性：CI>S>P>C>Si一般而言，主族元素的原子得電子能力越強(qiáng)，其最高價.氧化物的水化物就越容易電離出H+,酸性就越強(qiáng)。不過，在中學(xué)化學(xué)中的H2SO4、HCIO4都屬于強(qiáng)酸，在稀的水溶液中幾乎都是100%電離。那憑什么說HCIO4比H

6、2SO4的酸性強(qiáng)呢？這需要借助酸堿質(zhì)子理論解釋。酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡是能給出質(zhì)子（H+）的分子或離子都是質(zhì)子給體，稱為酸；凡是能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子都是質(zhì)子受體，稱為堿。同時也取決于溶劑接受酸堿強(qiáng)弱不僅決定于酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力,和釋放質(zhì)子的能力例如，醋酸（CH3COOH）在水中是一種弱酸，而在液氨中則是一種較強(qiáng)的酸，因?yàn)橐喊苯邮苜|(zhì)子的能力比水強(qiáng)。如果以液態(tài)HF作溶劑，CH3COOH就成弱堿了，因?yàn)橐簯B(tài)HF比CH3COOH提供質(zhì)子能力強(qiáng)，不僅能抑制CH3COOH的電離，還能使CH3COOH分子接受質(zhì)子，迫使CH3COOH進(jìn)入堿的行列。在中學(xué)比較酸堿強(qiáng)弱，都是以水為溶劑的分散系來討

7、論的，而H2O是一種接受質(zhì)子能力較強(qiáng)的物質(zhì)，能使HCIO4和H2SO4完全電離，所以無法區(qū)分它們酸性的相對強(qiáng)弱，這種現(xiàn)象被稱作“拉平效應(yīng)”。就好像一臺稱重范圍在100g1g之間的天平，對大于100g的不同質(zhì)量物質(zhì)就只能都“拉平”為100g了。要想?yún)^(qū)分大于100g的不同質(zhì)量物質(zhì)只有換一臺天平。在化學(xué)上，要想?yún)^(qū)分HCIO4和H2SO4的相對強(qiáng)弱，可用醋酸為溶劑，因?yàn)镠CIO4、H2SO4在醋酸中均不能完全電離。如HCIO4在醋酸中的電離方程式：HCIO4+CH3COOH?CH3c（OH）2+CIO4其酸性強(qiáng)弱次序是：HCIO4>H2SO4,它們在醋酸中摩爾電導(dǎo)率的比值為：HCIO4：H2SO

8、4=40:3由此可以說明HCIO4比H2SO4酸性強(qiáng)的原因。四、以單質(zhì)與H2反應(yīng)形成氣態(tài)氫化物的難易比較元素非金屬性的相對強(qiáng)弱鹵素單質(zhì)與H2反應(yīng)生成氣態(tài)氫化物的難易主要決定于鹵素原子得電子能力強(qiáng)弱，能很好地說明元素非金屬性強(qiáng)弱與原子結(jié)構(gòu)的對應(yīng)關(guān)系。同時，鹵化氫的熱穩(wěn)定性也與元素的非金屬性正相關(guān)。因此，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性常常也被作為比較元素非金屬性的一種判斷依據(jù)。但是，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性與分子內(nèi)原子間的成鍵方式和鍵烙（或鍵能）大小等因素有著密切關(guān)系。例如：常見化學(xué)鍵的鍵焰中，CH的鍵烙為415kJ-moINH的鍵烙為389kJmol<CH4需在1000c開始分解，約1500c才基本分解完全

9、。NH3在700C時就會明顯分解。2007年某地高考題認(rèn)為“氫化物的穩(wěn)定性順序?yàn)椋篊H4VNH3”，應(yīng)當(dāng)是一種慣性思維的錯覺所致。五、以元素在周期表中的位置判斷元素非金屬性的相對強(qiáng)弱.fZ.Th'*TBi*"!Pw*Am*BliT"Gil*叫一1冉中5MWM由ill«i，二、L,“樸/，JSJ丁廿*r.，黑I1¥7¥；r|l1!才M），卜卜，0'Ik1臥MZr"J用元素周期表反映元素周期律有多種形式，目前在各類教科書中最常用的是長式周期表（如上圖所示）。在同周期中，從堿金屬到鹵素，隨著原子核電荷數(shù)的遞增，元素的非金屬性

10、逐漸增強(qiáng)，金屬性逐漸減弱；在同主族元素中，從上到下，隨著原子核外電子層數(shù)的遞增，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。分析元素在周期表中的排列位置和性質(zhì)的關(guān)系，還會發(fā)現(xiàn)一個有趣的現(xiàn)象：各主族元素性質(zhì)的變化在周期表中呈現(xiàn)兩極一一越往左下角的元素，其金屬性越強(qiáng),非金屬性逐漸減弱；越往右上角排的元素，其非金屬性越強(qiáng)，金屬性越弱。猶如一幅奇妙的太極圖，而F和Cs如同兩極的中心。黃福也日自曲國版戶泉工VJAII«BItTbIt”wTQWfflFS-%UlU44.M餐人冷wM羯EiqmlhErlWKW電子MH事23UI呦手齷<B恭胃ftfT*-H為黃策時口幾餐，11參考書目：宋心琦王晶化學(xué)2（必修），人民教育出版社，2007,15-18