判断元素金属性非金属性强弱的方法

判断元素金属性非金属性强弱的方法

在化学教学活动过程中，常常会遇到判断元素金属性、非金属性强弱的问题。对这个问题把握不好，往往会造成对与之相关联的其他问题的理解和错误处理。本文就中学化学教学中如何判断元素金属性、非金属性强弱的方法做一小结，以期对中学生的化学学习有所帮助。

一、利用元素在周期表中的位置判断

在元素周期表中，同周期元素从左至右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（稀有气体元素除外）；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。因此，除稀有气体元素外，金属性最强的元素铯（Cs）位于周期表的左下角，非金属性最强的元素氟（F）位于周期表的右上角。

二、利用单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断元素金属性强弱

元素的单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气越容易(反映越剧烈)，其金属性越强；反之，金属性越弱，如金属钠（Na）与冷水反应不及钾（K）剧烈，金属钾与冷水反应甚至可听到爆鸣声，所以钠的金属性比钾弱。镁（Mg）与盐酸反映剧烈放出氢气，铝与盐酸缓慢反映放出氢气，所以镁的金属性比铝强。

三、可利用单质与H2反应生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性判断元素非金属性强弱

单质与H2化合生成气态氢化物越容易，生成的气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强。如卤素按氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）的顺序，其单质与H2反应越来越难，氢化物（HX）的稳定性也越来越弱，所以卤素的非金属性按氟、氯、溴、碘顺序逐渐减弱。

四、利用最高价氧化物对应水化物的酸（碱）性强弱判断

若元素的最高价氧化物对应的水化物的酸（碱）性越强，则其非金属性（金属性）也越强。如酸性HNO3>H2CO3，则非金属性N>C；碱性NaOH>Mg(OH)2，则金属性Na>Mg。

五、利用单质与盐溶液的置换反应判断

依据盐溶液与金属作用规律，位于金属活动性顺序中前面的金属可以把位于其后面的金属从其盐溶液中置换出来，这样就可利用金属与盐溶液的置换反应来判断两种金属的活动性强弱。如铁（Fe）能从硫酸铜（CuSO4），溶液中置换出Cu，则Fe的金属性比Cu强。非金属间也存在类似的作用规律（常见非金属的活动性顺序F>O>Cl>Br>I>S）。所以可根据Cl2与NaBr溶液间的置换反应，判

断非金属性Cl>Br。

六、利用单质的还原性（氧化性）及阳离子（阴离子）的氧化性（还原性）强弱判断

单质的还原性越强，或对应阳离子氧化性越弱，则元素的金属性越强。常见金属单质的还原性逐渐减弱的顺序即金属活动性顺序；对应阳离子氧化性顺序为K+O2>Cl2>Br2>I2>S，对应阴离子的还原性顺序为F-

七、利用原电池中的电极材料判断

一般地说，两种活动性不同的金属组成的原电池中，充当负极的材料，其金属性强于正极材料。如铜——锌原电池中，作负极的锌的金属性比作正极的铜强。

八、利用元素的第一电离能判断

元素的第一电离能指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，即M(g)=M+(g)+e-，I1（第一电离能）。

同一族中，从上到下随着原子序数的增大，元素原子的第一电离能逐渐减小；同一周期中，从左至右随着原子序数增大，元素的第一电离能呈增大的趋势，但有些曲折，通常第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素高，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素高。

因此，结合元素周期律的知识，不难得出元素的第一电离能越小，元素金属性越强，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强（特殊情况例外）。

九、利用元素的电负性判断

电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元素的电负性越大（小），表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强（弱）。这是化学家鲍林下的定义。

鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素氟为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标度计算出来的。电负性是相对值，没有单位。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。一般地，同周期从左到右，元素的电负性增大；同主族，自上而下、元素的电负性减小。因此，我们可以用元素的电负性来判断元素的金属性和非金属性及其强弱。电负性大者，元素的非金属性强；电负性小者，元素的金属性强。一般来说，电负性小于1.8的，认为是金属元素，电负性大于1.8的，认为是非金属元素；电负性在1.8左右的元素，既有金属性又有非金属性，位于周期表中的“硼——砹分界线”附近，称为“类金属”或“准金属”如锗、锑等。电负性最小的元素是铯，其金属性最强；电负性最大的元素是氟（F），其非金属性最强。

综上所述，判断元素金属性、非金属性的强弱有诸多方法，其实质都是利用元素的原子得失电子的能力强弱判断。原子失去电子能力强，则元素金属性强；原子得电子能力强，则元素非金属性强。我们在教学中，一定要结合所遇到的实际问题情景，灵活选择恰当方法，才能恰当引导学生快速、正确地解决此类问题。