如何比较元素非金属性的强弱
比较非金属性强弱的九条依据
比较非金属性强弱的九条依据内部编号：（YUUT-TBBY-MMUT-URRUY-UOOY-DBUYI-0128）一、比较非金属性强弱的九条依据1.元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F ＞O ＞N ＞C ＞B ；Cl ＞S ＞P ＞S i 等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F ＞Cl ＞Br ＞I ；O ＞S ＞Se ；N ＞P ＞As 等 。
2.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强如F 2、Cl 2、Br 2、I 2与H 2化合由易到难，所以非金属性F ＞Cl ＞Br ＞I3.气态氢化物的越稳定，非金属性越强如稳定性：HF ＞H 2O ＞HCl ＞NH 3＞HBr ＞HI ＞H 2S ＞PH 3，所以非金属性：F ＞O ＞Cl ＞N ＞Br ＞I ＞S ＞P 。
如酸性： HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2CO 3＞H 4SiO 4，则非金属性：Cl ＞S ＞P ＞C ＞Si 。
如2F 2＋2H 2O ＝4HF ＋O 2↑；O 2＋4HCl ＝2H 2O ＋2Cl 2（地康法制Cl 2）；Cl 2+2NaBr ＝2NaCl+Br 2 ；3Cl 2＋2NH 3＝N 2＋6HCl ；Cl 2+H 2S ＝S ＋2HCl 。
6.非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。
常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S 2-＞I -＞Br -＞Cl -＞F -，则非金属性S ＜I ＜Br ＜Cl ＜F 。
7.与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强如Cu+Cl 2 →CuCl 2；2Cu+S → Cu 2S ，说明非金属性Cl ＞S 。
8.几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱如HClO 、HClO 3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。
9、能量：非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。
非金属性强弱比较的五种方法
非金属性强弱比较的五种方法
1、根据元素周期律比较。
同一周期元素从左到右，非金属性增强，而同主族元素从上到下，非金属性减弱；
2、根据元素原子的氧化性比较。
一般来说，元素原子氧化性越强，其非金属性越强；
3、根据单质和水生成酸的反应程度比较。
反应越剧烈的非金属性越强；
4、根据最高价氧化物对应水化物的酸性来比较。
一般来说，酸性越强，非金属性越强；
5、根据对应阴离子的还原性比较。
一般来说，还原性越强，对应非金属性越弱；
6、根据对应氢化物的稳定性比较。
一般来说，氢化物越稳定，非金属性越强；
7、根据和氢气化合的难易程度比较。
化合越容易，非金属性越强。
1.比较非金属性强弱的九条依据
一、比较非金属性强弱的九条依据1.元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞S i等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F＞Cl＞Br＞I；O＞S＞Se；N＞P＞As等。
2.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以非金属性F＞Cl＞Br＞I3.气态氢化物的越稳定，非金属性越强如稳定性：HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性：F＞O＞Cl＞N＞Br＞I＞S＞P。
4.最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强.如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性：Cl＞S＞P＞C＞Si。
5.非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。
如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。
6.非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。
常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。
7.与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强如Cu+Cl2→CuCl2；2Cu+S→Cu2S，说明非金属性Cl＞S。
8.几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱如HClO、HClO3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。
9、能量：非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。
说明：①常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H：②元素的非金属性与非金属单质活泼性是并不完全一致的：如元素的非金属性：O＞Cl，N＞Br；而单质的活泼性：O2< Cl2，N2<Br2。
元素金属性和非金属性强弱的判断
元素金属性和非金属性强弱的判断1.化学反应性：金属性通常以稳定的氧化态存在，具有相对较低的化学反应性。
这使得金在大多数环境中不会氧化或与其他元素发生反应。
相比之下，非金属性元素更具有活泼的化学反应性，容易氧化或与其他元素发生反应。
2.电导率：金是最好的电导体之一，具有非常高的电导率。
这意味着金能够轻松地传导电流，使其在电子器件和电路中具有广泛的应用。
相比之下，非金属性元素通常具有较低的电导率。
3.密度：金是相对较重的金属，具有较高的密度。
相比之下，非金属性元素的密度通常较低。
4.熔点和沸点：金的熔点和沸点较高，使其能够在高温下保持状态稳定。
相比之下，非金属性元素的熔点和沸点通常较低。
5.导热性：金是非常好的导热体，能够有效地传导热量。
相比之下，非金属性元素通常具有较低的导热性能。
6.化合价：金通常以+1或+3的化合价存在，这意味着它在化合物中形成阳离子。
非金属性元素的化合价通常更广泛，可以是正离子或负离子。
这些因素都可以用来判断元素金属性和非金属性的强弱。
然而，要注意的是，这些判断是基于整体性质和一般规律。
对于一些具体情况，不同元素可能会表现出相反的性质。
除了上述因素，元素金属性和非金属性的强弱还可以从其他角度进行判断，如以下几个方面：1.耐腐蚀性：金通常具有较高的耐腐蚀性，能够在大多数化学溶液中稳定存在。
相比之下，非金属性元素可能更容易受到腐蚀的影响。
2.化学价电子层结构：金的价电子层结构稳定，使其形成比较稳定的化合物。
相比之下，非金属性元素的价电子层结构较为复杂，容易形成多种化合物。
3.计量体积：金的计量体积相对较小，这使得金在一定条件下能够形成致密的晶体结构。
非金属性元素的计量体积往往较大。
综上所述，元素金属性和非金属性的强弱可以通过多个标准进行判断。
这些标准包括化学反应性、电导率、密度、熔点和沸点、导热性、化合价等等。
然而，要注意的是，这些判断只是一般性的规律，并不能适用于所有情况。
在具体的化学和物理环境中，不同元素可能会表现出不同的特性。
元素金属性非金属性比较
元素金属性非金属性比较、简单微粒的半径比较及等电子体一、元素金属性非金属性强弱比较比较元素金属性强弱的依据：1、根据周期律进行比较；2、依据相同条件下金属单质与水或酸反应的剧烈程度进行比较。
与水或酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3、依据金属元素对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱进行比较。
碱性越强，其元素的金属性越强。
4、依据金属单质与盐溶液之间的置换反应进行比较。
较活泼金属置换出较不活泼金属。
注意：ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后生成的强碱再与盐发生复分解反应。
5、依据金属阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序进行比较。
优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
比较元素非金属性强弱的依据：1、根据周期律进行比较；2、依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性进行比较。
与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
3、依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱进行比较。
酸性越强，其元素的非金属性越强。
4、依据非金属单质与盐溶液中简单阴离子或非金属氢化物之间的置换反应进行比较。
非金属性较强的置换出非金属性较弱的。
5、根据非金属元素对应的简单阴离子的放电（失电子，还原性）顺序进行比较。
还原能力强的阴离子，其元素的非金属性弱。
例1、几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号L M Q R T原子半径/nm 0.160 0.143 0.102 0.089 0.074主要化合价+2 +3 +6、-2 +2 -2下列叙述正确的是（）A．T的氢化物的稳定性比Q的氢化物强 B．L、M的单质与稀盐酸反应速率：M > LC．T、Q的氢化物常态下均为无色气体 D．L、Q形成的简单离子核外电子数相等例2、下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是A．e的氢化物比d的氢化物稳定B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>aC．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强二、简单微粒半径大小的比较方法1．根据元素周期律比较（包括同周期原子的半径比较规律、同主族原子及离子的半径比较规律）；2．若几种微粒的核外电子排布相同（即电子数相同），则核电荷数越多，半径越小；写出2e-电子组、10电子组、18电子组简单微粒并比较半径大小：3．质子数相同时（即同一元素的原子与离子），电子数越多，半径越大；4．不满足上述三种情况时，依据“微粒的电子层数越多，半径越大”进行比较。
如何比较元素非金属性的强弱
如何比较元素非金属性的相对强弱？黄明建一、原子得电子能力的强弱是元素非金属性强弱的本质反映原子得电子能力的强弱与元素非金属性的强弱正相关，即：．．元素原子得电子的能力越强，元素的非金属性就越强。
而原子得电子能力的强弱是由原子结构决定的。
对于原子核外电子层数相同的元素来说，核电荷数越大，原子半径越小，核对外层．．．．．．电子的吸引力越大，原子得电子的能力就越强，元素的非金属性越强；对于原子最外层电子数相同（或外围电子层排布相似）的元素来说，核外电子层数．．．．．．．．越多，原子半径越大，核对外层电子的吸引力越小，原子得电子的能力就越弱，元素的非金属性越弱。
据此，“非金属单质与化合物间的置换反应”就常常成为判断元素非金属性强弱的一个重要依据。
二、以置换反应判断元素非金属性强弱需注意的问题以置换反应作为判断元素非金属强弱的依据，须有一个大前提——非金属单质在反．．．．．．．应中是作氧化剂，这样才能保证据此判断的结果不与元素非金属性强弱的本质相悖。
．．．．．．．例如，下面几个反应：Cl2+ 2NaBr＝2NaCl + Br2………………①Cl2+ H2S＝2HCl + S↓………………②Br2+ 2KI＝2NaBr + I2………………③O2+ 2H2S＝2H2O + 2S↓………………④反应①②均是Cl2作氧化剂，分别从NaBr溶液和氢硫酸中置换出Br2和S，表现出Cl比Br和S原子得电子能力都要强，所以元素的非金属性强弱次序是：Cl＞BrCl＞S反应③是以Br2作氧化剂，从KI溶液中置换出I2；反应④是以O2作氧化剂，从氢硫酸中置换出S；表现出Br比I原子得电子能力强、O比S原子得电子能力强，所以元素的非金属性强弱次序是：Br＞IO＞S但是，有些置换反应就不宜用于判断元素非金属性的相对强弱。
例如：I2+ 2KClO3＝Cl2+ 2KIO3………………⑤2C + SiO2=== 2CO + Si高温………………⑥显然，我们不能因为反应⑤来判断碘元素比氯元素的非金属性强。
怎样比较非金属性强弱的几条规律
一、比较非金属性强弱的九条依据【1】.元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F ＞O ＞N ＞C ＞B ；Cl ＞S ＞P ＞S i 等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F ＞Cl ＞Br ＞I ；O ＞S ＞Se ；N ＞P ＞As 等 。
【2】.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强如F 2、Cl 2、Br 2、I 2与H 2化合由易到难，所以非金属性F ＞Cl ＞Br ＞I 【3】.气态氢化物的越稳定，非金属性越强如稳定性：HF ＞H 2O ＞HCl ＞NH 3＞HBr ＞HI ＞H 2S ＞PH 3， 所以非金属性：F ＞O ＞Cl ＞N ＞Br ＞I ＞S ＞P 。
【4】如酸性： HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2CO 3＞H 4SiO 4， 则非金属性：Cl ＞S ＞P ＞C ＞Si 。
【5】如2F 2＋2H 2O ＝4HF ＋O 2↑；O 2＋4HCl ＝2H 2O ＋2Cl 2（地康法制Cl 2）；Cl 2+2NaBr ＝2NaCl+Br 2 ；3Cl 2＋2NH 3＝N 2＋6HCl ；Cl 2+H 2S ＝S ＋2HCl 。
【6】.非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。
常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S 2-＞I -＞Br -＞Cl -＞F -，则非金属性S ＜I ＜Br ＜Cl ＜F 。
【7】.与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强 如Cu+Cl 2 →CuCl 2；2Cu+S → Cu 2S ，说明非金属性Cl ＞S 。
【8】.几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱如HClO 、HClO 3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。
【9】、能量：非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。
二、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据1.金属性强弱的实验标志①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。
元素金属性、非金属性强弱的判断依据
元素金属性、非金属性强弱的判断依据
非金属性的比较规律：由元素原子的氧化性判断，由单质和水生成酸的反应程度判断，由和氢气化合的难易程度判断，由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断。
非金属性的比较规律：
1、由元素原子的水解性推论：通常情况下，水解性越弱，对应非金属性越弱。
2、由单质和水生成酸的反应程度判断：反应越剧烈，非金属性越强。
3、由对应氢化物的稳定性推论：氢化物越平衡，非金属性越弱。
4、由和氢气化合的难易程度判断：化合越容易，非金属性越强。
5、由最高价氧化物对应水化物的酸性去推论：酸性越弱，非金属性越弱。
值得注意
的就是：氟元素没正价态，故没氟的含氧酸，所以最高价氧化物对应水合物的'酸性最强
大的就是高氯酸，而不是非金属性低于氯的氟元素！故规律5只适用于于氟元素之外的非
金属元素。
6、由对应阴离子的还原性判断：还原性越强，对应非金属性越弱。
7、由转让反应推论：强置强。
（若依据转让反应去表明元素的非金属性高低，则非
金属单质应当搞氧化剂，非金属单质搞还原剂的转让反应无法做为比较非金属性高低的依据）
8、按元素周期律，同周期元素由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主
族元素由上到下，随电子层数的增加，非金属性减弱。
高中化学非金属性强弱判断口诀
高中化学非金属性强弱判断口诀1、由单质的氧化性判断，一般情况下，氧化性越强，对应非金属性越强。
2、由单质和酸或者和水的反应程度来看，反应越剧烈，非金属性越强。
（比如F2 Cl2 Br2 和H2O的反应剧烈程度依次减弱非金属依次减弱）3、由对应氢化物的稳定性判断。
氢化物越稳定，非金属性越强，4、由和氢气化合的难易程度判断。
化合反应越容易，非金属性越强。
5、由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断，酸性越强，非金属越强；6、由对应最低价阴离子的还原性判断，还原性越强，对应非金属性越弱；7、由置换反应判断！非金属强的强制弱！元素的非金属性包括很多方面：元素的原子得电子的能力，氢化物的稳定性，最高价氧化物水化物酸性强弱等。
它包含了原子得电子的能力氧化性,但比氧化性的含义更为广泛。
元素的非金属性实际按照其电负性的强弱。
对于元素来说，元素的电负性常数越大，则其非金属性越强，但电负性标度不只一个，不同元素在不同标度中的电负性强弱也有所不同，且相同元素在不同物质中的电负性也有所不同，因此具体情况仍需具体分析。
非金属元素非金属性强弱：F>O>N>Cl>Br>S,I>C>Se>At>H>P>As>Te>B>Si对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，原子核电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的引力逐渐增强，随原子半径逐渐减小，原子失电子能力减弱，原子得电子能力增加，元素非金属性逐渐增大。
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F>Cl>Br>I。
金属性、非金属性强弱比较的依据
金属性、非金属性强弱比较的依据弱的九比较非金属性强弱的九条依据一、比一、1.元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞S i 等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F＞Cl＞Br＞I；O＞S＞Se；N＞P＞As等。
2.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以非金属性F＞Cl＞Br＞I3.气态氢化物的越稳定，非金属性越强如稳定性：HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性：F＞O＞Cl＞N＞Br ＞I＞S＞P。
4.最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强.如酸性： HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性：Cl＞S＞P＞C＞Si。
5.非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。
如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。
6.非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。
常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。
7.与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强如Cu+Cl2 →CuCl2；2Cu+S→ Cu2S，说明非金属性Cl＞S。
8.几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱如HClO、HClO3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。
9、能量：非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。
说明：①常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序： F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si 、H：②元素的非金属性与非金属单质活泼性是并不完全一致的：如元素的非金属性：O＞Cl，N＞Br；而单质的活泼性：O2< Cl2，N2< Br2二、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据1.金属性强弱的实验标志①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。
判断非金属性强弱的方法
判断非金属性强弱的方法
首先，我们可以通过元素的电负性来判断其非金属性的强弱。
电负性是描述一个原子或原子团中的原子对电子的吸引能力的物理量。
通常来说，电负性越大的元素，其非金属性越强。
根据元素周期表，我们可以发现，同一周期内的元素，随着原子序数的增加，电负性也会增加。
比如氧气的电负性要大于硫，因此氧的非金属性要强于硫。
其次，非金属性的强弱还可以通过元素的氧化还原性来进行判断。
氧化还原性是指元素失去或获得电子的能力。
通常来说，非金属性越强的元素，其氧化还原性越强。
比如氧气具有很强的氧化还原性，而硫的氧化还原性就要弱一些。
此外，我们还可以通过元素的化合价来判断其非金属性的强弱。
化合价是指元素在化合物中所表现出的价态。
一般来说，非金属性越强的元素，其化合价也会更高。
比如氧气的化合价可以为-2或-1，而硫的化合价一般为-2。
由此可见，氧的非金属性要强于硫。
最后，我们还可以通过元素的化学性质来判断其非金属性的强弱。
非金属性强的元素通常具有较强的还原性和较强的氧化性。
比如氧气具有较强的氧化性，而硫的氧化性就要弱一些。
综上所述，我们可以通过电负性、氧化还原性、化合价和化学性质等多种方法来判断非金属性的强弱。
这些方法可以相互印证，从不同的角度来确定元素的非金属性强弱。
在实际应用中，我们可以根据需要选择合适的方法来进行判断，以便更好地理解和应用非金属性的相关知识。
怎样比较非金属性强弱的几条规律
怎样比较非金属性强弱的几条规律LG GROUP system office room 【LGA16H-LGYY-LGUA8Q8-LGA162】一、比较非金属性强弱的九条依据【1】.元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F ＞O ＞N ＞C ＞B ；Cl ＞S ＞P ＞S i 等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F ＞Cl ＞Br ＞I ；O ＞S ＞Se ；N ＞P ＞As 等 。
【2】.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强如F 2、Cl 2、Br 2、I 2与H 2化合由易到难，所以非金属性F ＞Cl ＞Br ＞I 【3】.气态氢化物的越稳定，非金属性越强如稳定性：HF ＞H 2O ＞HCl ＞NH 3＞HBr ＞HI ＞H 2S ＞PH 3， 所以非金属性：F ＞O ＞Cl ＞N ＞Br ＞I ＞S ＞P 。
【4】如酸性： HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2CO 3＞H 4SiO 4， 则非金属性：Cl ＞S ＞P ＞C ＞Si 。
【5】如2F 2＋2H 2O ＝4HF ＋O 2↑；O 2＋4HCl ＝2H 2O ＋2Cl 2（地康法制Cl 2）；Cl 2+2NaBr ＝2NaCl+Br 2 ；3Cl 2＋2NH 3＝N 2＋6HCl ；Cl 2+H 2S ＝S ＋2HCl 。
【6】.非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。
常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S 2-＞I -＞Br -＞Cl -＞F -，则非金属性S ＜I ＜Br ＜Cl ＜F 。
【7】.与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强 如Cu+Cl 2 →CuCl 2；2Cu+S → Cu 2S ，说明非金属性Cl ＞S 。
【8】.几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱如HClO 、HClO 3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。
比较元素非金属性强弱的依据
比较元素非金属性强弱的依据
1．依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。
与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。
酸性越强，其元素的非金属性越强。
3．依据元素周期表。
同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。
4．非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。
非金属性强的置换非金属性弱的。
5．非金属单质与具有可变价金属的反应。
能生成高价金属化合物的，其非金属性强。
6．气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。
7．依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。
如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说
明非金属性是O > Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F > O。
元素周期表非金属性强弱顺序
元素周期表非金属性强弱顺序1、同一周期，从左到右：原子的还原性逐渐减弱,氧化性逐渐增强；其对应的离子的氧化性逐渐增强,还原性逐渐减弱。
2、同一主族,从上到下：原子的还原性逐渐增强,氧化性逐渐减弱；其对应的离子的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强。
非金属性强弱顺序判断：1、元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞Si等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F＞Cl＞Br＞I；O＞S ＞Se；N＞P＞As等。
2、非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强。
如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以非金属性F＞Cl＞Br ＞I。
3、气态氢化物的越稳定，非金属性越强。
如稳定性：HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性：F＞O＞Cl＞N＞Br＞I＞S＞P。
4、最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强。
如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性：Cl＞S＞P＞C＞Si。
5、非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。
如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。
6、非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。
常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。
7、与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强。
如Cu+Cl2→CuCl2；2Cu+S→Cu2S，说明非金属性Cl＞S。
8、几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱。
如HClO、HClO3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。
9、能量：非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。
比较非金属性强弱的九条依据
一、比较非金属性强弱的九条依据
1.元素在周期表中的相对位置
①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F ＞O ＞N ＞C ＞B ；Cl ＞S ＞P ＞S i 等。
②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F ＞Cl ＞Br ＞I ；O ＞S ＞Se ；N ＞P ＞As 等 。
2.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强
I
；。
性强于氯。
9、能量：非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。
③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。
④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。
⑤电解时，在阴极先析出的金属为不活泼金属（阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属）
2.非金属性强弱的实验标志
①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），气态氢化物越稳定，元素非金属性越强。
②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
③相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。
④与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强（将金属氧化成高价。
非金属性强弱的判断依据
非金属性强弱的判断依据
如何比较元素非金属性的相对强弱？
一、原子得电子能力的强弱是元素非金属性强弱的本质反映原子得电子能力的强弱与元素非金属性的强弱正相关，即：元素原子得电子的能力越强，元素的非金属性就越强。
而原子得电子能力的强弱是由原子结构决定的。
对于原子核外电子层数相同的元素来说，核电荷数越大，原子半径越小，核对外层电子的吸引力越大，原子得电子的能力就越强，元素的非金属性越强；对于原子最外层电子数相同（或外围电子层排布相似）的元素来说，核外电子层数越多，原子半径越大，核对外层电子的吸引力越小，原子得电子的能力就越弱，元素的非金属性越弱。
据此，“非金属单质与化合物间的置换反应”就常常成为判断元素非金属性强弱的一个重要依据。
二、以置换反应判断元素非金属性强弱需注意的问题以置换反应作为判断元素非金属强弱的依据，须有一个大前提——非金属单质在反应中是作氧化剂，这样才能保证据此判断的结果不与元素非金属性强弱的本质相悖。
总结如下
一、原子的电子能力的强弱是元素非金属性强弱的本质反映
二、以置换反应判断元素非金属性强弱
三、以元素最高价氧化物的水化物酸性比较元素非金属性的相对强弱
四、以单质与H2反应形成气态氢化物的难易比较元素非金属性的相对强弱
五、以元素在周期表中的位置判断元素非金属性的相对强弱。
判断元素金属性和非金属性强弱的方法
判断元素金属性和非金属性强弱的方法本页仅作为文档封面，使用时可以删除This document is for reference only-rar21year.March★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl ＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
2。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
可以认为：主族元素最高价氧化物的水化物酸性能够间接地反映原子得电子能力的相对强弱。例如——
酸性强弱次序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H2SiO3
元素非金属Байду номын сангаас：Cl＞S＞P＞C＞Si
一般而言，主族元素的原子得电子能力越强，其最高价氧化物的水化物就越容易电离出H+，酸性就越强。
例如，醋酸（CH3COOH）在水中是一种弱酸，而在液氨中则是一种较强的酸，因为液氨接受质子的能力比水强。如果以液态HF作溶剂，CH3COOH就成弱碱了，因为液态HF比CH3COOH提供质子能力强，不仅能抑制CH3COOH的电离，还能使CH3COOH分子接受质子，迫使CH3COOH进入碱的行列。
在中学比较酸碱强弱，都是以水为溶剂的分散系来讨论的，而H2O是一种接受质子能力较强的物质，能使HClO4和H2SO4完全电离，所以无法区分它们酸性的相对强弱，这种现象被称作“拉平效应”。就好像一台称重范围在100g～1g之间的天平，对大于100g的不同质量物质就只能都“拉平”为100g了。要想区分大于100g的不同质量物质只有换一台天平。在化学上，要想区分HClO4和H2SO4的相对强弱，可用醋酸为溶剂，因为HClO4、H2SO4在醋酸中均不能完全电离。如HClO4在醋酸中的电离方程式：
如何比较元素非金属性的相对强弱？
黄明建
一、原子得电子能力的强弱是元素非金属性强弱的本质反映
原子得电子能力的强弱与元素非金属性的强弱正相关，即：
元素原子得电子的能力越强，元素的非金属性就越强。
而原子得电子能力的强弱是由原子结构决定的。
对于原子核外电子层数相同的元素来说，核电荷数越大，原子半径越小，核对外层电子的吸引力越大，原子得电子的能力就越强，元素的非金属性越强；
同时，卤化氢的热稳定性也与元素的非金属性正相关。因此，气态氢化物的稳定性常常也被作为比较元素非金属性的一种判断依据。
但是，气态氢化物的稳定性与分子内原子间的成键方式和键焓（或键能）大小等因素有着密切关系。例如：常见化学键的键焓中，C－H的键焓为415kJ·molˉ1，N－H的键焓为389kJ·molˉ1。CH4需在1000℃开始分解，约1500℃才基本分解完全。NH3在700℃时就会明显分解。2007年某地高考题认为“氢化物的稳定性顺序为：CH4＜NH3”，应当是一种惯性思维的错觉所致。
不过，在中学化学中的H2SO4、HClO4都属于强酸，在稀的水溶液中几乎都是100%电离。那凭什么说HClO4比H2SO4的酸性强呢？这需要借助酸碱质子理论解释。
酸碱质子理论认为：
凡是能给出质子（H+）的分子或离子都是质子给体，称为酸；凡是能与质子结合的分子或离子都是质子受体，称为碱。
酸碱强弱不仅决定于酸碱本身释放质子和接受质子的能力，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。
HClO4+ CH3COOH⇌[CH3C(OH)2]++ ClO4－
其酸性强弱次序是：HClO4＞H2SO4，它们在醋酸中摩尔电导率的比值为：
HClO4∶H2SO4＝40∶3
由此可以说明HClO4比H2SO4酸性强的原因。
四、以单质与H2反应形成气态氢化物的难易比较元素非金属性的相对强弱
卤素单质与H2反应生成气态氢化物的难易主要决定于卤素原子得电子能力强弱，能很好地说明元素非金属性强弱与原子结构的对应关系。
王磊《化学2》（必修），山东科学技术出版社，2004，19-23
华彤文陈景祖等《普通化学原理》（第3版），北京大学出版社，2005，158-162，93
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》（第5版），2006，100-111
唐宗薰《中级无机化学》，高等教育出版社，2003，89-90
周公度《化学辞典》（第二版），化学工业出版社，317
2C + SiO2=== 2CO + Si………………⑥
显然，我们不能因为反应⑤来判断碘元素比氯元素的非金属性强。因为该反应中，碘单质中的碘原子并没有从KClO3中的氯原子哪里夺得电子，反而是ClO3－中+5价的氯原子得电子被还原为Cl2。所以，不能机械地利用该反应比较碘与氯的非金属性强弱。
反应⑥中置换反应的次序与“碳元素比硅元素的非金属性强”的结论虽然是一致的。但仔细分析就会发现，这个反应与前面的①②③④几个反应有着本质上的差异：碳原子在反应中不仅没有表现出得电子能力比硅原子强的性质，反而是提供出电子使硅还原为硅单质。所以，该反应也不宜用于比较碳与硅的非金属性强弱。为什么反应⑥能够发生？原因应该从自由能变化方面分析。
近年高考命题也常涉及化学变化事实与结论关系的讨论，即前面的提供的实验事实和后面的结论有无因果关系，实际要考查的就是学生的逻辑思维能力，值得关注。
此外，我们通过反应③还可以注意到：原子得电子的能力大小并不是以单个原子得电子数目的多少决定，而是由原子得电子的难易决定。1个Cl原子最多只能得1个电子，1个S原子最多能得到2个电子，可是当－2价S遇到Cl原子时，不得不“缴械”投降。顺便提一下：反应③中，若是与氢硫酸反应的Cl2足够多的话，其产物还有可能是H2SO4。
对于原子最外层电子数相同（或外围电子层排布相似）的元素来说，核外电子层数越多，原子半径越大，核对外层电子的吸引力越小，原子得电子的能力就越弱，元素的非金属性越弱。
据此，“非金属单质与化合物间的置换反应”就常常成为判断元素非金属性强弱的一个重要依据。
二、以置换反应判断元素非金属性强弱需注意的问题
以置换反应作为判断元素非金属强弱的依据，须有一个大前提——非金属单质在反应中是作氧化剂，这样才能保证据此判断的结果不与元素非金属性强弱的本质相悖。
五、以元素在周期表中的位置判断元素非金属性的相对强弱
用元素周期表反映元素周期律有多种形式，目前在各类教科书中最常用的是长式周期表（如上图所示）。在同周期中，从碱金属到卤素，随着原子核电荷数的递增，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；在同主族元素中，从上到下，随着原子核外电子层数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
Cl＞BrCl＞S
反应③是以Br2作氧化剂，从KI溶液中置换出I2；反应④是以O2作氧化剂，从氢硫酸中置换出S；表现出Br比I原子得电子能力强、O比S原子得电子能力强，所以元素的非金属性强弱次序是：
Br＞IO＞S
但是，有些置换反应就不宜用于判断元素非金属性的相对强弱。例如：
I2+ 2KClO3＝Cl2+ 2KIO3………………⑤
例如，下面几个反应：
Cl2+ 2NaBr＝2NaCl + Br2………………①
Cl2+ H2S＝2HCl + S↓………………②
Br2+ 2KI＝2NaBr + I2………………③
O2+ 2H2S＝2H2O + 2S↓………………④
反应①②均是Cl2作氧化剂，分别从NaBr溶液和氢硫酸中置换出Br2和S，表现出Cl比Br和S原子得电子能力都要强，所以元素的非金属性强弱次序是：
分析元素在周期表中的排列位置和性质的关系，还会发现一个有趣的现象：
各主族元素性质的变化在周期表中呈现两极——越往左下角的元素，其金属性越强，非金属性逐渐减弱；越往右上角排的元素，其非金属性越强，金属性越弱。犹如一幅奇妙的太极图，而F和Cs如同两极的中心。
参考书目：
宋心琦王晶《化学2》（必修），人民教育出版社，2007，15-18