元素金属性、非金属性强弱的判断、微粒半径大小的比较

元素金属性、非金属性强弱的判断、微粒半径大小的比较元素金属性、非金属性与其对应单质或离子的还原性、氧化性有着密不可分的关系，他们具有统一性，其实质就是对应原子得失电子的能力，那么，如何判断元素金属性、非金属性强弱呢？这主要应从参加反应的某元素的原子得失电子的难易上进行分析，切忌根据每个原子得失电子数目的多少进行判断。下面就针对元素金属性、非金属性强弱的判断方法做一简要分析和总结。一、元素金属性强弱判断依据1、 根据常见金属活动性顺序表判断金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。Na Mg Al Zn Fe 。 单质活动性增强，元素金属性也增强需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性SnPb，元素的金属性是SnPb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用第二种方法。2、根据元素周期表和元素周期律判断 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na Mg Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属主族，Sn在Pb的上方 ，所以金属性SnPb。3、 根据物质之间的置换反应判断通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。如：Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu 说明铁比铜金属性强。这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn + Fe2+ = Zn2+ + Fe 说明金属性ZnFe，但Cu +2Fe3+ = Cu2+ + 2Fe2+，却不说明金属性CuFe，而实为FeCu。4、 根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na Mg Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na Mg AlFeCu。5、根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断 如从NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物可得知金属性：Na Mg Al。6、 根据金属阳离子氧化性强弱判断一般来说对主族元素而言最高价阳离子的氧化性越弱，则金属元素原子失电子能力越强，即对应金属性越强。如：氧化性Al3+ Mg2+ Na+ K+；金属性K Na MgAl由以上分析可知，在判断金属性强弱时要综合运用各方面知识进行，以防判断时出现偏颇。二、元素非金属性强弱判断依据1、 根据元素周期表判断同周期从左到右，非金属性逐渐增强；同主族从上到下非金属性逐渐减弱。2、 从元素单质与氢气化合难易上比较非金属单质与H2化合越容易，则非金属性越强。如：F2与H2可爆炸式的反应，Cl2与H2点燃或光照即可剧烈反应，Br2与H2需在200时才缓慢进行，而I2与H2的反应需在更高温度下才能缓慢进行且生成的HI很不稳定，同时发生分解，故非金属性FClBrI。3、 从形成氢化物的稳定性上进行判断氢化物越稳定，非金属性越强。如：H2S在较高温度时即可分解，而H2O在通电情况下才发生分解，所以非金属性OS。4、 从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断（F除外，因F无正价）若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。例如：原硅酸（H4SiO4）和硅酸（H2SiO3）它难溶于水，是一种很弱的酸，磷酸（H3PO4）则是中强酸，硫酸（H2SO4）是强酸，而高氯酸（HClO4）酸性比硫酸还要强，则非金属性SiPSY如已知：2H2S + O2 = 2S + 2H2O，则非金属性OS；另卤素单质间的置换反应也很好的证明了这一点。6、 从非金属阴离子还原性强弱判断非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱，其非金属性越弱，即“易失难得”，指阴离子越易失电子，则对应原子越难得电子。7、 从对同一种物质氧化能力的强弱判断如Fe和Cl2反应比Fe和S反应容易，且产物一个为Fe3+，一个为Fe2+，说明Cl的非金属性比S强。8、 根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断 一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正价的元素原子。如：S + O2 = SO2，则非金属性OS。综上所述可知，元素的金属性和非金属性与元素得失电子能力以及对应单质或离子的氧化性和还原性有着密不可分的关系，它们可相互推导；这部分内容也是对金属元素和非金属元素知识的整合与提高，一定要详细分析，理解记忆。三、微粒半径大小的比较方法原子或离子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断：1.若是同周期的，电子层数相同，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小；（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2.若是同主族的，最外层电子数相同，从上到下，随着电子层数增多，原子半径或离子半径依次增大。如：LiNaKRbCs； F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+,P3S2Cl4同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层。5.同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。如FeFe2+Fe3+；同种非金属的阴离子半径大于其原子半径。概括为：同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+ ，S2S， BrBr。判断微粒半径大小的总原则是：1电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；2电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；3电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+） r（Fe3+）4核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；5若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，也找不到可以对比的参照物，则难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。注意：1