氧化性、还原性是指物质(单质和化合物)得失电子的能力,而非金属性与金属性则是指元素的原子得失电子的能力,原子得电子的能力体现其所属元素的非金属性,而原子失电子的能力则体现其所属元素的金属性。如果不仔细甄别,两组概念似乎一样,都是描述得失电子的能力,故学生往往会将金属性与还原性、氧化性与非金属性混为一谈。但仔细对比分析,两者的区别还是很大的。
一、什么是氧化性和还原性
事实上,还原性与氧化性是指物质在一定外界条件下发生氧化还原反应时,表现出来的该物质中的某种特定价态的元素在这种特定环境中得失电子的能力。在化学反应中,得电子的物质体现氧化性,失电子的物质体现还原性,而具体得失电子是由组成物质的某种元素来体现。
物质的氧化性与还原性不但与元素的原子本身得失电子能力相关,而且与元素所在物质的小环境(如化合价)及外部大环境(温度、浓度、压强、溶液的酸碱性、通电与否等外部因素)有关,如碘单质具有一定的氧化性,而碘离子却有较强的还原性;碳单质在常温条件下化学性质非常稳定,而在高温环境中却能体现其较强的还原性,几乎能还原所有金属氧化物;用MnO和盐酸制备氯气的反应中,若盐酸浓度过低则反应不能进行;MnO离子,溶液的酸性越强,其氧化性越强;NO在酸性溶液中能体现较强的氧化性,但在中性或碱性溶液中几乎没有氧化性;醛类物质,溶液的碱性越强,其还原性越强。所以氧化性和还原性是物质在特定条件下其性质上的内外因素的综合体现。
二、正确理解金属性和非金属性
非金属性与金属性是元素的原子在不受外部因素干扰的情况下本身得失电子能力的体现,它只与原子本身结构相关,属内部因素。非金属性是指非金属原子得电子能力的性质,通常可用电子亲和能来衡量。金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质,通常可以用电离能来衡量。
元素的金属性和非金属性,是反映该元素原子转移出或转入电子的一种性质,它的强弱由该元素的气态原子的电离能或亲和能大小来决定。原子电离能或亲和能又与元素的原子结构相关,一般来说,元素原子半径越小,原子最外层上电子数越多,其电子亲和能越大,获电子能力就越强,我们就说该元素的非金属性就越强;而元素原子半径越大,最外层上电子数越少,电离能越小,其失电子能力就越强,我们就说该元素的金属性就越强。如由于氧原子只有2层电子,其原子最外层有6个电子,故其有较强的得电子能力,所以氧元素有较强的非金属性;又如钠原子有3层电子,其最外层只有1个电子,失电子的能力很强,故钠元素有较强的金属性。因此,元素的金属性与非金属性强弱是由元素种类所决定的,只要元素的种类不变,其金属性与非金属性强弱就是不变的。
三、金属性和还原性、非金属性和氧化性的联系和区别
由此可见,金属性和非金属性是指元素的性质,而对于某种物质来说,则讲它的氧化性和还原性,两者不能混为一谈。所以我们可以说“氯单质的氧化性比溴单质强”、“溴离子的还原性比氯离子强”、“氯元素的非金属性比溴元素的非金属性强”,这些说法是正确的。而说“氯元素的氧化性比溴元素的氧化性强”、“氯气的非金属性比溴单质的非金属性强”,则是错误的。
当然,元素的非金属性与金属性和物质的氧化性与还原性还是有关联的。
通常我们可以利用元素的金属性(或非金属性)强弱来预测单质的还原性(或氧化性)强弱。一般来说,元素的金属性越强,其单质的还原性越强;元素的非金属性越强,单质的氧化性越强。如属性Na>Mg>Al,单质的还原性Na>Mg>Al。非金属性F>Cl>Br>I,单质的氧化性F>Cl>Br>I。
但这一结论并不绝对。例如氮元素,原子核外只有2个电子层,最外层有5个电子,它的原子得电子能力很强,所以氮元素的非金属性很强,它的单质应该是氧化性较强的非金属单质。而实际上氮气的化学性质很不活泼,氧化性很弱,原因是氮氮叁键键能特别大,键不易断裂,故不易发生化学反应;又如,硫元素有较强的非金属性,但由于0价是硫元素的中间价态,因此硫单质既有氧化性又有还原性,在和金属、氢气等还原性较强的物质反应时,体现出氧化性,而与氧气等强氧化性物质反应时却体现出还原性;再如,钠的第一电离能比钙的第一电离能要小,因此钠的金属性要比钙强,但是钙在水溶液中形成水合离子的倾向比钠大,即钙的标准电极电势比钠要低,所以钙的金属活动性比钠大;Pb和Sn也有类似上述的情况:金属性Pb>Sn,金属活动性却Sn>Pb。由此可见,金属性与金属活动性两者概念是有区别的。
所以我们可以这样理解,元素的金属性和非金属性是影响单质的还原性和氧化性的一个因素,但是不是唯一标准,在其他条件一定的情况下,元素的金属性越强,它组成的单质的还原性就越强,元素的非金属越强,其单质的氧化性就越强。
总之,金属性与非金属性指的是元素的原子在未成键时或将成键时所显现的本身属性,而氧化性与还原性则指的是元素原子成键后在特定的外部大环境中表现出来的性质。把握这一点,对两组概念的应用就不会张冠李戴了。
参考文献:
[1]高悌.对“金属性”的新认识[J].天津师大学报(自然科学版),1994,(01).
【关键词】小结 规律性的化学知识 知识网络 内在联系
一些学生在学习化学时，往往感觉困难，原因是没有掌握系统和规律性的化学知识，尽管一些参考书已对每一节、每一章做了系统的归纳和总结，但学生对这些现成的东西感到枯燥，不能激发学生再认识的主动性和积极性，所以在化学教学中，教师必须帮助学生掌握系统和规律性的化学知识，这样才不会使学生感到化学学习繁、多、杂，主动构筑知识网络，学生印象深刻。
帮助学生掌握系统和规律性的化学知识应做到以下几点：
1．重视单元小结。每教完一章后，都要进行单元小结，帮助学生把这一章知识中本质的内容找出来，并找出知识之间的内在联系，从而使学生获得系统和规律性知识。如“烃的衍生物”这一章学完后，我们在单元小结过程中要求学生掌握下表中烃的衍生物之间的相互转化关系，这样不但使学生理解烃的衍生物之间的内在联系，而且获得了较为系统的化学知识。
2．抓好专题小结。每教完一组重要的概念后，都要认真归纳整理，进行专题小结，找出概念之间的内在联系。例如：学完“物质的量”、“摩尔质量”、“气体摩尔体积”、“物质的量浓度”、“质量分数”等概念，这里涉及五个重要公式，教师和学生一起用下列图式进行专题小结，找出它们的导出关系和换算关系，从而使知识系统化。专题小结是沟通知识的重要途径，在专题小结过程中，尽量让学生去议论、总结，使学生拥有主动权、发言权，保持旺盛的思维积极性，同学们反映这样的课“学得活、记得牢、规律强、有兴趣”，掌握了知识的内在联系。
3．认真综合归纳。每教完一类重要的物质后，都要系统整理，认真归纳，让学生找出其中的规律性，如教完非金属元素这部分知识后，可引导学生讨论这样一些问题，如何比较元素非金属性的强弱呢？然后教师在学生讨论的基础上，让学生归纳出比较元素非金属性的强弱的方法。
3．1 用非金属元素最高价氧化物的水化物的酸性进行比较。一种非金属元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，这种元素的非金属性越强。如下列酸的酸性的强弱次序为：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4，那么元素非金属性强弱次序为Cl>S>P>Si。
3．2 利用非金属元素相互置换进行比较。非金属性强的元素能把非金属性弱的元素从它们盐溶液中置换出来，如卤素的下列性质：Cl2+2NaBr==Br2+2NaCl，Cl2+2NaI==I2+2NaCl，Br2+2NaI==I2+2NaBr，则卤素的非金属性强弱次序为Cl>Br>I。
3．3 利用非金属元素与金属反应进行比较。一种非金属元素与金属反应时，得电子能力越强，则它的非金属性也越强。例如：2Fe+3Cl2 2FeCl3，Fe+S FeS，前者反应较为激烈，氯与金属铁反应得电子能力比硫与金属铁反应得电子能力强，氯的非金属性比硫非金属性强。
3．4 利用非金属元素与氢反应的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性进行比较。一种非金属元素与氢反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，则它的非金属性也越强。如下列反应：H2+F2==2HF（发生爆炸），H2+Br2 2HBr（温度在600℃以上），说明氟的非金属性比溴强。由于NH3比PH3稳定，说明氮的非金属性比磷强。
3．5 利用非金属元素与强氧化剂反应进行比较。一种非金属元素越容易被强氧化剂氧化，则它的非金属性也越弱。例如磷比硫易被氧化，所以磷比硫非金属性弱。
3．6 利用非金属元素的电负性大小进行比较。一般来讲，非金属元素的电负性越大，则它的非金属性也越强。例如氧的电负性是3.5，而氟的电负性为4.0，所以氟的非金属性比氧强。
3．7 利用非金属元素第一电离能进行比较。元素的第一电离能越大，表示该元素的非金属性越强，例如：氯的第一电离能较硫大，则氯的非金属性比硫强。
学生掌握了以上这些规律性知识后，运用这些知识来比较两种元素非金属性的强弱就容易多了，在全面综合归纳过程中，通过举一反三，学生的兴奋点被激活，解决问题就容易许多，既促进了学生知识网络的形成，也培养了学生的思维能力，学生掌握了规律性的知识，也就掌握了解决问题的钥匙。
4．全面总结巩固提高。在总复习时，根据中等专业化学学过的知识，要全面归纳总结、划分类型、找出关系，使知识进一步系统化。例如在复习时，讨论这样一个问题：如何比较酸的相对强弱？学生在讨论过程中，一定会提出这样或那样的比较方法，然后教师在学生讨论的基础上，根据学过的化学知识，帮助学生归纳出比较酸性相对强弱的方法。
4．1 利用元素的非金属性比较。一种元素的非金属性越强，则它的含氧酸的酸性越强。如硫的非金属性比磷的非金属性强，则硫酸的酸性比磷酸强。
4．2 利用酸与盐的反应比较。如：CH3COOH+ Na2CO3==2CH3COONa+CO2+H2O强酸盐可以置换弱酸盐，上述反应说明醋酸的酸性比碳酸强。
4．3 利用酸与金属反应速度不同比较。在酸的浓度相同的情况下，酸与金属反应的速度越快，则酸性越强。
4．4 利用酸溶液的导电性比较。在酸浓度和温度相同的情况下，酸溶液的导电性越强，则酸性越强。
4．5 利用电离常数比较。K电离值的大小可以表示弱电解质的相对强弱，酸的Ka值越大，表明酸较强，因此通过比较弱酸的Ka值的大小就可知弱酸的相对强弱。
4．6 利用酸的电离度比较。在温度相同的情况下，弱酸溶液的电离度越大，表明弱酸的相对酸性相对较强。
4．7 利用PH值比较。在浓度和温度相同的情况下，若酸溶液中的[H+]越大（即PH越小），则酸性越强。
通过这样全面系统的归纳总结，使学生掌握此部分化学知识体系，巩固和加深了对知识的理解，同时获得了较为系统的化学知识。
关键词：金属性；非金属性；依据；问题
元素的金属性也就是还原性，指的是元素失电子的性质；非金属性也即氧化性，指的是元素的电子性质。所以它们的强弱就与原子得失电子的能力有关，容易失电子的，金属性强；容易得电子的，非金属性强。所以，判断元素金属性、非金属性的强弱，应从参加反应的元素的原子得失电子的难易上进行分析，与原子得失电子数目的多少没有关系。那么，怎么就知道元素得失电子的难易呢？我们可以从以下几个方面入手分析：
一、判断元素金属性强弱依据
1.根据常见金属活动性顺序表判断。
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Po Au
排在前面的金属其活泼性强，当然容易失电子，金属性强。
2.单质跟水（或酸）反应置换出氢气的难易程度――越易置换出氢气，金属性越强。
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：Na>Mg>Al。
3.相互置换反应――较活泼金属能从不活泼金属的盐溶液中（或熔融态的盐中）把不活泼金属置换出来。
如Fe+Cu2+=Fe2++Cu金属性：Fe>Cu。
如Zn+Fe2+=Zn2++Fe说明金属性Zn>Fe
4.原电池中的正负极的判断――负极金属活泼性大于正极金属。
特殊情况，铝和铜用导线连接后放入冷浓硝酸中，因铝钝化，铜为负极，但金属性却为Al>Cu。
5.从结构上看，在元素周期表中，同一周期从左到右，金属性减弱；同一主族从上到下，金属性增强。
如：同周期元素金属性：Na>Mg>Al。
Sn和Pb同属Ⅳ主族，金属性：Sn>Pb。
6.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）的碱性强弱――碱性越强，金属性越强。
如碱性：NaOH>MgOH>Al（OH）3金属性：Na>Mg>Al。
7.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，即对应金属性越强。
8.根据在电解过程中的金属阳离子的放电顺序判断。
放电顺序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
在电解过程中一般先得到电子的金属阳离子对应金属的金属性比后得到电子金属性弱。如，含有Cu2+和Fe2+的溶液电解时Cu2+先得电子，所以金属性Fe>Cu。
二、判断元素非金属性强弱的依据
1.跟氢气反应生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性――越易与氢气化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
如：F2+H2 [冷暗处爆炸]2HF Cl2+H2 [光照]2HF
Br2+H2=2HBr I2+H2 [可逆反应]2HI
非金属性：F2>Cl2>Br2>I2。
2.元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱――酸性越强，非金属性越强。
如：酸性：非金属性Si
3.非金属单质间的相互置换反应。
如：Cl2+5KI=2KCl+I2 Cl>I2
4.从结构上看，在元素周期表中，同一周期元素从左到右，非金属性增强；同一主族从上到下，非金属性减弱。
5.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。
6.从对同一种物质氧化能力的强弱判断。
如：Fe+Cl2 [点燃]FeCl3 Fe+S [加热]FeS
铁分别升到+2，+3，所以非金属性：Cl2>S。
综上所述，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。
例题：用“>”或“
1.酸性：H2CO3 H2SiO4 H3PO4
2.碱性：Ca（OH）2 Mg（OH）2 Mg（OH）2 Al（OH）3
3.气态氢化物的稳定性：H2O H2S H2S HCl
4.还原性：H2O H2S H2S HCl
5.酸性：H2SO4 H2SO3 HClO4 HClO
从以上答案中可以归纳出：
6.元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越 。
7.元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越
。
8.元素的 性越强，其对应气态氢化物的稳定性越 。
9.非金属性越强的元素生成的气态氢化物，其还原性越 。
10.同种非金属元素形成的含氧酸，其成酸元素价态越高，其酸性也越 。
分析：这几个题是对前面金属性非金属性强弱判断的综合应用。答案：1.> < 2.> > 3.> < 4.> < 5.> > 6.强 7.强 8.强 9.强 10.强
论文关键词：元素周期表，规律
一．“m/n定性”规律：
若主族元素族数为m，周期数为n，则：①m/n＜1时为金属，m/n值越小，元素失电子能力越强；②m/n＞1时是非金属。m/n越大，元素得电子能力越强；③m/n=1时多为两性元素。例如：Na是第一主族元素，m/n=1/3＜1为金属，Cl是第三周期第七主族元素，m/n=7/3＞1为非金属。
二．“阴前阳下，径小序大”规律：
“稀有气体元素原子、与之同周期元素的阴离子及下一周期元素阳离子”三者之间具有相同的电子层结构；同时原子序数大的，其粒子半径反而小。例如：
r (Ca2+)<r(K+)<r(Ar)<r(Cl-)<r(S2-)。
三．序差“左上右下”规律：
元素周期表中上下相邻两元素原子序数之差，取决于其所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB元素之左（或右），它们的原子序数之差就是上（或下）面的元素所在周期的元素个数。
四．主族中非金属元素个数规律：
除ⅠA族外，任何一主族中，非金属个数=族序数—2。
五．“对角”规律：
1．沿表中金属与非金属分界线方向（↖ ），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金化学论文，性质（得、失电子能力）相近。
2．元素周期表中左上右下（↖ ）相邻的两金属元素的离子半径相近。
六．“奇偶数”规律：
在元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在的主序数及主要化学价也为奇（或偶）数（第Ⅷ族元素除外），即价奇序奇，价偶序偶。
七．“序位互定”规律：
若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为（n+1）2/2；若n为偶数，则第n周期最多容纳的元素种数为（n+2）2/2。应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数（第七周期为排满除外），进而还可以“序位互定”，即已知某元素的原子序数，可确定其在表中的位置；已知某元素在表中的位置，可确定出其原子序数。
八．“分界”规律：
1．表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元属（金属元素）的单质为金属晶体，化合物为离子晶体。分界线左边元属（非金属元素）的单质及其相互间的化合物为，固态时多为分子晶体。
2．分界线附近的金属多数有两性，非金属及其某些化合物多数为原子晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）；同时在分界线附近还可以找到半导体材料。
3．若把元素周期表从第ⅤA与ⅥA之间分开，则左边元素氢化物化学式，是将氢元素符号写在后面（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边的氢化物化学式，是将氢元素符号写在前面（如H20、HBr等）。
氢化物的稳定性是试卷中经常考查的题目，通常考查同周期或同主族元素的对应氢化物的稳定性。一般规律是，同周期从左到右，对应元素的非金属性逐渐增强，氢化物的稳定性逐渐增强；同主族从上到下，对应元素的非金属性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱。但有时题目中会出现既不同周期也不同主族元素的氢化物稳定性的比较，这时候如何比较呢？日前笔者在为某出版社审核一份原创试卷时，就发现有这么一个题目：“H2O的稳定性比HCl的稳定性弱。”命题者认为这是正确的。
笔者将这个问题让全班学生进行讨论，也有很多学生认为这句话是正确的，归纳起来主要有以下几种观点：（1）看状态：常温下，H2O为液态，HCl为气态，液态的物质比气态的物质稳定性强。（2）看作用力：水分子间存在氢键或H2O的氢键数量比HCl的多，水分子间作用力更大，结构更稳定。（3）看反应条件：水是由氧气和氢气制得的，一般在点燃条件下反应，在光照时不反应；氯化氢是由氯气和氢气制得的，在点燃或混合光照的条件下都能发生反应，而且比较剧烈。反应的难易程度与生成物的稳定性有关：反应越容易，生成物越稳定。（4）看氧化性：Cl2的氧化性比O2强，其原因是Cl2只有一个共价键而O2有两个，因此Cl―Cl键更易断裂，也更易反应，所以生成的氯化氢更稳定。
二、问题探讨
对于观点（1）：我们知道，物理性质和化学性质是物质的两种不同性质，是并列的关系，不能相互影响，因此（1）是错误的。对于观点（2）：物质的物理性质和化学性质是受组成物质的作用力所影响的，有的物质中的作用力同时影响两种性质，如离子晶体中的离子键和原子晶体中的共价键；也有的物质两种性质受不同的作用力影响，如分子晶体中的分子间作用力影响物理性质，分子内的共价键影响化学性质。水在固态时属于分子晶体，水分子间存在氢键，氢键主要影响物质的溶解性、熔沸点、物质的状态等物理性质，而物质的稳定性是化学性质，由水中的共价键所影响，氢键不可能影响化学性质，因此（2）是错误的。（1）与（2）错误的原因是混淆了基本概念之间的关系。
对于观点（3）：在中学化学中，通常认为非金属单质与氢气反应越容易，则生成的氢化物越稳定，这可能是命题者和很多学生易犯的错误。我们知道，任何规律都会存在着特殊情况，这里也不例外。对于观点（4）：Cl2只有一个共价键，其Cl―Cl的键能为242.7kJ・mol-1，O2中的O=O化学键的键能为496 kJ・mol-1。键能越大，化学键越牢固，形成的分子越稳定，因此Cl2更易与H2发生反应。观点（3）和（4）中，都是根据比较得出氧气的氧化性比氯气弱，从而确定H2O的稳定性比HCl弱。其实，氢化物的稳定性应与非金属性有关，而非金属性与非金属单质的氧化性有所不同，因而这两种比较实际上是混淆了非金属性与非金属单质的氧化性之间的关系。
那么非金属性与非金属单质的氧化性有什么区别与联系呢？
非金属性是指元素的原子获得电子的能力的强弱，通常用元素的电负性来衡量。电负性表示的是元素的原子吸引电子能力的相对强弱，它的大小可以比较准确地反应出元素非金属性的强弱。一般来说，电负性越大，元素的非金属性越强。非金属性的主体是元素的原子，它的强弱只与原子结构（如核电荷数、核外电子层数、外层电子数、原子半径等）有关，而与外界因素无关。
非金属单质的氧化性是指非金属单质在化学反应中的反应能力的大小。非金属单质氧化性的主体是非金属单质，它不仅与原子结构有关，还受非金属单质的组成、状态，以及浓度、温度、压强等其他条件的影响。
非金属性与非金属单质的氧化性之间有着明显的差异，它们分别指原子的性质和单质的性质。如我们通常认为可由单质与氢气化合的难易程度来判断非金属性的强弱：化合越容易，非金属性越强。其实根据这个反应事实，得到的应该是非金属单质的氧化性的强弱，而不是非金属性的强弱。
那么，氢化物的稳定性可以从什么角度进行比较呢？
三、问题解决
稳定性主要是指热稳定性。对热是否稳定，其实质就是非金属元素原子和氢原子之间产生的化学键强弱的问题，化学键越强，键能越大，越不容易断开，就越难分解，稳定性就越强。而对于气态氢化物来讲，化学键的强弱也与元素的非金属性强弱有关，通常来讲，电负性越大，非金属性越强，与氢结合就越牢固，氢化物就越稳定。因此，我们可以从电负性角度和键能角度进行比较。
（1）电负性：氢的电负性是2.20，氧的电负性是3.44，氯的电负性是3.16，氧的电负性比氯大，说明氧的非金属性比氯强。另外，构成分子的两种电负性相差越大，分子越稳定。根据电负性相差的大小，显然水中两种元素的电负性相差较大，所以水比氯化氢稳定。
（2）键能角度：我们知道，O原子的半径比Cl原子小，故O―H键的键长比Cl―H键小，键长越小，键能越大，则O―H键的键能比Cl―H的键能大。查阅资料可知，水分子中O―H键的键能为468kJ・mol-1，而Cl―H键的键能为430 kJ・mol-1，O―H键的键能大于Cl―H键的键能，故O―H比Cl―H更难断裂，也即水更难分解，水的稳定性就更高。事实也是如此：水在约1470℃分解1.1%，而氯化氢在1120℃分解约1.7%。
那么，是不是所有非金属元素的氢化物的稳定性都可以用电负性和键能来比较呢？
答案是否定的。
我们知道，氮是非金属性很强的元素，电负性为3.04，而碳的非金属性没有氮强，只有2.55（均为鲍林数据），氮明显比碳强。按电负性规律应该是氨气比甲烷稳定，但事实却是相反的。经过实验，甲烷在1000℃才会发生分解，1200℃大量分解；氨气在500℃以上会发生少量分解，700℃以上明显分解，800℃大量分解。
这是为什么呢？这跟它们的分子结构有关。
因为甲烷分子是稳定的正四面体结构：一个C以sp3杂化位于正四面体中心，4个H位于正四面体的4个顶点上，这就导致甲烷分子中C―H键不容易断裂，结果就是甲烷化学性质比较稳定，热稳定性也很高。
事实上C―H键的键能也大于N―H键的键能，前者为413 kJ・mol-1，后者为391 kJ・mol-1。氨分子的空间结构是三角锥形，三个氢原子处于锥底，氮原子处在锥顶，稳定性弱于甲烷分子的正四面体结构。
综上所述，氢化物的稳定性跟非金属元素的非金属性的强弱、电负性的高低，有着密切的关系；同时也跟化合物的分子结构有关。因此比较氢化物的稳定性的方法主要有：
一、金属性判断标准
1.理论：元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其金属性越强。
例1：同主族：KOH>NaOH>LiOH，K>Na>Li；例2：同周期：NaOH>Mg（OH）>Al（OH），Na>Mg>Al
2.表：金属活动性顺序表中前边的元素比后边的元素金属性越强。
例1：K>Na>Mg>Al>Fe>Cu>Ag>Pt>Au
3.位置：在元素周期表中，左下角的元素比右上角的元素金属性强。
例1：同周期：左>右Na>Mg>Al；例2：同主族：下>上K>Na>Li；
4：实验：（1）与氧气反应时：①反应条件简单的元素金属性越强。
例1：4Na+O=2NaO，4Fe+3O+2nHO=2FeO·nHO，2Cu+O+HO+CO=Cu（OH）CO，？圯Na>Fe>Cu；
例2：4Na+O=2NaO，3Fe+2O=FeO，2Cu+O=2CuO，？圯Na>Fe>Cu；
②反应越激烈的元素金属性越强。
③产物中氧元素的化合价越复杂的金属性越强。
例1：钾有三种含氧化合物，如：KO、KO.KO，钠有两种含氧化合物，如：NaO、NaO，镁只有一种含氧化合物MgO，所以活泼性K>Na>Mg
（2）与水反应：①反应条件简单的元素金属性越强。
例1：钾、钙、钠与冷水反应生成碱和氢气，镁、铝与热水反应生成碱和氢气，铁铅与水蒸气高温条件下反应生成氧化物和氢气，（K、Ca、Na）>（Mg、Al）>（Fe、Pb）
②反应越激烈的元素金属性越强。
例2：钾与水反应轻微爆炸，钠与水反应平缓，金属性：K>Na
（3）与酸反应：反应越激烈、反应速率越大的金属性越强。
（4）与盐反应：①发生置换反应时，反应物金属比生成物金属的活泼性强。例1：Fe+CuSO=FeSO+Cu Fe>Cu
（5）两种金属露置在空气中，先被腐蚀的金属的活泼性强。
例1：在空气中铁比铜易生锈，所以铁比铜活泼。
（6）发生原电池反应：通常情况下，先腐蚀的金属比后腐蚀的金属活泼，原电池中的负极金属通常比正极金属活泼。
（7）发生电解池反应：通常情况下，在阴极先析出的金属比后析出的金属不活泼。
二、非金属性判断标准
1.理论依据：最高价氧化物对应的水化物酸性越强其非金属性越强。
①同周期：HClO>HSO>HPO>HSiOCl>S>P>Si；②同主族：HCO>HSiO，C>Si；HNO>HPO，N>P；
2.位置推断：右上角元素的非金属性比左下角元素的非金属性强。
①同周期：右>左？圯F>O>N>C>B；Cl>S>P>Si；②同主族：上>下？圯O>S；C>Si；N>P；F>Cl>Br>I；③右上>左下？圯F>S>As；N>Si；
1.同一周期的金属元素越靠前，金属性越强。
2.同一主族的金属元素原子序数越大，金属性越强。
二、根据金属活动性顺序
金属活动性顺序表中位置越靠前者，其金属性越强。
三、根据实验
1.元素金属性强弱的比较：
（1）根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。
（2）根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
（3）根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。
（4）根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。
（5）根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属较活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素较不活泼。
2.元素非金属性强弱的比较：
（1）根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。
（2）根据形成的氢化物的稳定性：氢化物越稳定，则其对应元素的非金属性越强。
（3）根据非金属单质之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。
（4）根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。
练习：
1.X可以从盐溶液中置换出单质Y，则下列判断正确的是：
A.X一定是比Y活泼的金属
B.X一定是排在金属活动性顺序表中氢前面的金属
C.X是金属时，Y可能是金属也可能是非金属
D.X是金属时，Y一定是金属；X是非金属时，Y一定是非金属
2.用“>”或“
（1）酸性：H2CO3_____H2SiO3，H2SiO3_____H3PO4
（2）碱性：Ca（OH）2_____Mg（OH）2，Mg（OH）2_____Al（OH）3
（3）气态氢化物稳定性：H2O_____H2S，H2S_____HCl
（4）还原性：H2O_____H2S，H2S_____HCl
（5）酸性：H2SO4_____H2SO3，HClO4_____HClO
从以上答案中可归纳出：
（1）元素的非金属性越强，其对应最高氧化物水化物的酸性越_____；
（2）元素的金属性越强，其对应最高氧化物水化物的碱性越
_____；
（3）元素的_____性越强，其对应气态氢化物的稳定性越_____；
（4）非金属性越强的元素生成的气态氢化物，其还原性越
_____；
（5）同种非金属元素形成的含氧酸，其成酸元素价态越高，其
1.原子的构成
（2）①原子：核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数；
）：核电荷数=质子数=核外电子数-n。
2.核外电子排布规律
（2）最外层电子数不超过8（若K层为最外层，电子数不超过2）。
（3）次外层电子数不超过18，倒数第三层电子数不超过32。
3.2电子、10电子、14电子、18电子微粒
（2）10电子微粒。
（4）18电子微粒。
4.分子中原子8电子稳定结构的判断
注意：H、Be、B及化合物中的稀有气体元素原子不满足8电子稳定结构。
5.元素周期律[主族元素（0族元素除外）]
性质同周期（从左向右）同主族（从上到下）
原子半径减小增大
电子层结构电子层数相同，最外层电子数增加电子层数增加，最外层电子数相同
失电子能力（得电子能力）减弱（增强）增强（减弱）
金属性（非金属性）减弱（增强）增强（减弱）
主要化合价最高正价：+1+7（O、F除外）；非金属最低负价：-4-1最高正价相同（O、F除外），非金属最低负价=族序数-8（H除外）
最高价氧化物对应水化物酸碱性酸性增强、碱性减弱酸性减弱、碱性增强
非金属气态氢化物形成难易程度及氢化物稳定性形成由难到易，稳定性增强形成由易到难，稳定性减弱
非金属气态氢化物还原性减弱增强
（1）比较元素金属性强弱的实验方法。
①比较单质与水或酸置换出氢的难易程度；②比较最高价氧化物对应水化物的碱性；③依据金属活动性顺序表（Sn和Pb例外）；④根据组成原电池的正负极：一般来说，负极的活动性比正极强；⑤根据金属与盐溶液的置换反应。
（2）比较元素非金属性强弱的实验方法。
①比较单质与H2化合的难易程度；②比较气态氢化物的稳定性；③比较最高价氧化物对应水化物的酸性；④比较氢化物还原性：氢化物还原性越强，该元素非金属性越弱；⑤根据非金属与盐溶液的置换反应；⑥比较与金属反应的难易及产物中金属化合价高低：一般来说，越易与金属反应且使金属呈高化合价的元素，非金属性越强。
6.微粒半径比较
（1）原子半径最小的元素是H。
（2）同周期，随着原子序数的增加原子半径减小（0族元素除外）。
（3）同主族，随着原子序数的增加原子半径增大。
7.元素周期表中位置、结构、性质的关系
8.根据原子序数推断元素在周期表中的位置
用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数[稀有气体元素原子序数分别为2（氦）、10（氖）、18（氩）、36（氪）、54（氙）、86（氡）]，即得该元素在周期表中的列数，根据列数推断该元素所在的族。该元素所在周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
若为第6、7周期元素（原子序数≥55），用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数后，再减去14，即得该元素所在列数。
9.电子式的书写
（1）简单阳离子的电子式直接用离子符号表示，如Na+。
（4）常考物质的电子式。
化学式电子式化学式电子式
10.化学键
离子键
共价键
极性键非极性键
成键粒子活泼金属阳离子（或NH+4）和阴离子不同非金属元素原子同种非金属元素原子
粒子间相互作用静电作用共用电子对
（2）共价化合物只含有共价键，一定不含离子键。
（3）由金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物。
（4）仅由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl是离子化合物。
（8）具有强极性键但不是强电解质的物质：HF等。
（9）无化学键的物质：稀有气体。
（10）化学变化中一定有化学键的断裂和形成，但有化学键断裂的变化不一定是化学变化。如KCl熔化过程中离子键被破坏，但该变化是物理变化。
二、常见易错点归纳
1.机械类比，不会打破常规，凭借思维定式得出错误结论
例1.（2013·广东）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如右表所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是（）
A.非金属性：Z
B.R与Q的电子数相差26
C.气态氢化物稳定性：R
D.最高价氧化物的水化物的酸性：T>Q
【错因分析】（1）机械类比，运用同周期元素性质递变规律错选A；（2）不会推断Br的原子序数。
【解析】与H2在黑暗处剧烈化合并发生爆炸的是F2，所以R、X、T、Z、Q分别是F、S、Cl、Ar、Br。Ar是0族元素，最外层达到8电子稳定结构，所以非金属性Cl>S>Ar，A项错误；第四周期开始出现副族（IIIB～IIB），Br的原子序数比Cl大18，F和Br的原子序数分别为9和35，B项正确；非金属性：F>Cl>Br，气态氢化物稳定性：HF>HCl>HBr，最高价氧化物对应水化物酸性：HClO4>HBrO4，C项错误、D项正确。
【答案】BD
2.不会根据化学式判断化合价
【错因分析】只关注两种元素原子序数之和，不会运用化学式确定元素化合价。
【解析】根据材料的化学式可知M和R的化合价分别为+3、+4。第三周期元素原子序数之和为27的元素有Na和S、Mg和P、Al和Si，结合化合价可知R为Si。
【答案】
3.不会判断共价键的类型
例3.（2013·安徽）我国科学家研制出一种催化剂，能在室温下高效催化空气中甲醛的氧化，其反应如下：HCHO+O2催化剂CO2+H2O。下列有关说法正确的是（）
A.该反应为吸热反应
【错因分析】（1）不会判断极性键和非极性键；（2）不会判断σ键和π键。
【解析】物质与氧气的反应是放热反应，A项错误；同种元素间形成的共价键是非极性键，不同种元素间形成的共价键是极性键，二氧化碳分子结构式为OCO，其中存在CO极性键，B项错误；HCHO分子结构式为CHHO，单键全是σ键，双键中有1个σ键和1个π键，C项正确；D项中缺少标准状况，错误。
【答案】C
4.不会运用最高价氧化物对应水化物酸性比较元素非金属性
例4.（2013·大纲全国卷节选）五种短周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A和C同族，B和D同族，C离子和B离子具有相同的电子层结构。A和B、D、E均能形成共价型化合物。A和B形成的化合物在水中呈碱性，C和E形成的化合物在水中呈中性。回答下列问题：
（1）五种元素中，原子半径最大的是，非金属性最强的是（填元素符号）；
（2）由A和B、D、E所形成的共价型化合物中，热稳定性最差的是（用化学式表示）；
（3）A和E形成的化合物与A和B形成的化合物反应，产物的化学式为，其中存在的化学键类型为；
（4）D最高价氧化物的水化物的化学式为。
【错因分析】Cl和N既不位于同周期又不位于同主族，不会反过来运用HClO4和HNO3的酸性得出非金属性Cl>N。
【解析】由A和B、D、E均能形成共价化合物，且A和B形成的化合物在水中呈碱性可推知该化合物为NH3，所以A、B分别为H和N；由A、C同族及B、D同族可知C、D分别为Na和P；由原子序数依次增大且五种元素均为短周期元素可知E可能为S或Cl，由C和E形成的化合物在水中呈中性可知E为Cl。（1）同周期元素从左向右，原子半径减小（0族元素除外），非金属性增5.不熟悉短周期中的金属元素
例5.（2013·福建）四种短周期元素在周期表中的位置如右图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是（）
A.原子半径Z
B.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱
C.X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小
D.Z位于元素周期表中第2周期、第ⅥA族
【错因分析】不知道短周期中只有五种金属元素。
【答案】B
6.忽视最高价氧化物对应水化物的酸性强弱与元素非金属性一致
例6.（2013·山东）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如右图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（）
A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y
B.Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y
C.X元素形成的单核阴离子还原性大于Y
D.Z元素单质在化学反应中只表现氧化性
【错因分析】用物质的酸性比较元素非金属性强弱，一定要用元素最高价氧化物对应水化物进行比较，本题易误选B。
【答案】A
7.不清楚元素周期表（律）的特殊性
例7.（2013·天津）下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（）
A.ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物
B.第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7
C.同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大
D.同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强
【错因分析】（1）误认为ⅠA族元素即为碱金属元素；（2）不清楚通常情况下F和O无正价。
【解析】ⅠA族元素中H、碱金属元素与ⅦA族元素分别形成共价化合物、离子化合物，A项正确；通常情况下，O、F无正价，B项错误；同主族元素从上到下非金属性减弱、阴离子还原性增强，氢化物水溶液酸性增强，阴离子水解程度减小，C项错误；同周期元素从左向右，金属性减弱，失电子能力减弱，D项错误。
【答案】A
8.不会类比迁移
例8.（2013·浙江）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如右表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是（）
A.钠与W可能形成Na2W2化合物
B.由Z与Y组成的物质在熔融时能导电
C.W得电子能力比Q强
D.X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体
【错因分析】（1）不会将O与S类比迁移；（2）不知道熔融时共价键不断裂。
【答案】A
9.不熟悉主族元素在周期表中的位置
【答案】弱
10.陌生物质结构不会推断
11.化学键与化合物关系模糊不清
例11.（2012·全国）下列有关化学键的叙述，正确的是（）
A.离子化合物中一定含有离子键
B.单质分子均不存在化学键
C.含有极性键的分子一定是极性分子
D.含有共价键的化合物一定是共价化合物
【错因分析】（1）不清楚离子（共价）化合物的定义；（2）不知道离子化合物中可能有共价键；（3）不知道分子的极性取决于正负电荷重心是否重合。
【答案】A
12.不会比较离子半径大小
例12.（2013·辽宁联考）X、Y、Z、T四种原子序数递增的短周期元素，其部分性质或结构如下：
元素编号元素性质或原子结构
X形成的简单阳离子核外无电子
Y元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应
Z元素在周期表的族序数等于周期序数的3倍
T同周期元素中形成的简单离子半径最小
下列说法正确的是（）
A.原子半径大小顺序：T>Z>Y>X
B.常温下，T的单质与Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液反应生成氢气
C.X分别与Y、Z均可形成既含极性键又含非极性键的化合物
D.由X、Y和Z三种元素构成的强电解质，对水电离均起抑制作用
【错因分析】不会比较同周期元素离子半径大小。
【答案】C
三、思维训练
1.下列有关化学用语表示正确的是（）
A.丁烯的结构简式：C4H8
B.氢氧根离子的电子式：[∶O····∶H]-
C.硫原子的结构示意图：
D.中子数为143、质子数为92的铀（U）原子：14392U
2.正长石的主要成分为硅酸盐，由前20号元素中的四种组成，化学式为XYZ3W8。其中，只有W显负价。X、Y的最外层电子数之和与Z的最高正价数相等。Y3+与W的阴离子具有相同的电子层结构。X、W的质子数之和等于Y、Z的质子数之和。下列说法错误的是（）
A.X的离子半径>Y的离子半径
B.Z的氢化物稳定性
C.Y的氧化物既能与盐酸，又能与NaOH溶液反应
D.X2W2、Y2W3两种化合物含有的化学键类型完全相同
3.右图为元素周期表短周期的一部分。E原子的电子层数为n，最外层电子数为2n+1。下列叙述不正确的是（）
A.C和E氢化物的热稳定性和还原性均依次减弱
B.A与B形成的阴离子可能有AB2-3、A2B2-4
C.AD2分子中每个原子的最外层均为8电子结构
D.A、D、E的最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强
4.下表为部分短周期元素化合价及其相应原子半径的数据。
（1）元素G在周期表中的位置是；元素F所形成的常见单质的电子式为。
（2）A、B、C、E的氢化物稳定性顺序是。（用化学式回答）
（3）分子组成为ACH2的物质在水中会强烈水解，产生使品红溶液褪色的无色气体和一种强酸。该反应的化学方程式是。
（4）请写出B的单质的一种重要用途；工业上制取该单质的反应原理为。
（5）请设计一个实验方案，使铜和A的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液反应，得到蓝色溶液和氢气。请在方框内绘出该实验方案原理装置示意图。
5.原子序数由小到大排列的四种短周期元素X、Y、Z、W，四种元素的原子序数之和为32，在周期表中X是原子半径最小的元素，Y、Z左右相邻，Z、W位于同主族。请回答下列问题：
（1）X、Y、Z、W四种元素的原子半径由大到小的排列顺序是（用元素符号表示）。
（2）由X、Y、Z、W四种元素中的三种组成的一种强酸，该强酸的稀溶液能与铜反应，离子方程式为。
（3）由X、Y、Z、W四种元素组成的一种离子化合物A：
①已知1molA能与足量的NaOH浓溶液反应生成标准状况下44.8L气体。写出加热条件下A与NaOH溶液反应的离子方程式；
②又知A既能与盐酸反应，又能与氯水反应，写出A与足量盐酸反应的离子方程式。
（4）由X、Y、Z、W和Fe五种元素组成的式量为392的化合物B，1mol B中含有6mol结晶水。对化合物B进行如下实验：
a.取B的溶液加入过量浓NaOH溶液并加热，产生白色沉淀和无色刺激性气味气体。过一段时间白色沉淀变成灰绿色，最终变成红褐色；
b.另取B的溶液，加入过量BaCl2溶液产生白色沉淀，加盐酸沉淀不溶解。
①B的化学式为；
②B溶液中的离子浓度由大到小的顺序为。
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