部分性质变化规律及其解释
元素周期表中的电负性与原子性质的周期性变化
元素周期表中的电负性与原子性质的周期性变化元素周期表是化学中非常重要的工具，它系统地排列了所有已知元素。
这种排列方式揭示了元素之间的一些周期性变化，如原子性质和电负性。
本文将探讨元素周期表中电负性与原子性质的周期性变化，并解释其背后的科学原理。
一、周期表的基本结构元素周期表由一系列水平排列的行和垂直排列的列组成。
每个元素都有其原子序数、电子配置和原子质量等信息。
行被称为周期，列被称为族。
周期从左至右增加原子序数，而族则根据元素的化学性质和原子结构进行划分。
在周期表中，相似性质的元素通常出现在同一族中。
二、电负性的定义与意义电负性是描述一个原子结合时对电子的亲和力的物理量。
通常使用鲍林（Pauling）电负性来进行量化，其取值范围在0到4之间。
电负性越高的元素越倾向于吸引共享电子，而电负性较低的元素则更容易失去电子。
电负性的理解对于解释化学键的性质非常重要。
三、电负性的周期性变化在元素周期表中，电负性表现出一种周期性变化。
以周期表第一周期的氢（H）和氦（He）为例，氢的电负性相对较低，而氦的电负性接近0。
然而，当我们沿周期表向右移动时，电负性逐渐增加。
例如，氮（N）和氧（O）分别有3.04和3.44的电负性，而氟（F）的电负性更高，达到3.98。
这种周期性变化是由于原子核的正电荷增加和电子外壳的排布方式。
周期性变化的一个重要规律是电负性在周期表中随着原子序数的增加而增加。
这是因为原子序数越大，原子核中的正电荷越多，对外层电子的吸引力也就越强。
另外，原子半径的变化和电子层数的增加也会影响电负性的变化。
在同一周期中，随着电子层数的增加，原子半径也会增大，导致电负性减弱。
四、电负性与化学反应的关系电负性的周期性变化对于化学反应具有重要影响。
元素之间的化学反应通常涉及电子的转移或共享。
根据电负性的差异，可以预测化学键的类型和性质。
例如，当两个元素的电负性相近时，它们往往会形成共价键；而当电负性的差异较大时，它们可能会形成离子键。
化学常用名词解释
化学常用名词解释化学是研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的基础科学。
1、物理变化：没有生成新物质的变化。
如石蜡的熔化、水的蒸发2、化学变化：生成新物质的变化。
如物质的燃烧、钢铁的生锈化学变化的本质特征：生成新的物质。
化学变化一定伴随着物理变化，物理变化不伴随化学变化。
3、物理性质：不需要化学变化就表现出来的性质。
如颜色、状态、气味、密度、溶解性、挥发性、硬度、熔点、沸点、导电性、导热性、延展性等。
4、化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质（可燃性、助燃性、氧化性、还原性、稳定性）。
如铁易生锈、氧气可以支持燃烧等。
5、纯净物：只由一种物质组成的。
如N2 O2 CO2 P2O5等。
6、混合物：由两种或多种物质混合而成的。
如空气、蔗糖水等（里面的成分各自保持原来的性质）7、单质：由同种元素组成的纯净物。
如N2 O2 S P等。
8、化合物：由不同种元素组成的纯洁物。
如CO2 KClO3 SO2 等。
4、蜡烛燃烧实验（描述现象时不可出现产物名称）（1）火焰：焰心、内焰（最明亮）、外焰（温度最高）（2）比较各火焰层温度：用一火柴梗平放入火焰中。
现象：两端先碳化；结论：外焰温度最高（3）检验产物H2O：用干冷烧杯罩火焰上方，烧杯内有水雾CO2：取下烧杯，倒入澄清石灰水，振荡，变浑浊（4）熄灭后：有白烟（为石蜡蒸气），点燃白烟，蜡烛复燃5、吸入空气与呼出气体的比较结论：与吸入空气相比，呼出气体中O2的量减少，CO2和H2O的量增多（吸入空气与呼出气体成分是相同的）6、学习化学的重要途径——科学探究一般步骤：提出问题→猜想与假设→设计实验→实验验证→记录与结论→反思与评价化学学习的特点：关注物质的性质、变化、变化过程及其现象；7、化学实验（化学是一门以实验为基础的科学）。
高一化学认识同周期元素性质的递变规律
左下方的元素,其金属性就愈强。 Al,但失电子数目Na比Al少；
碱性:NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
(2)最高价氧化物的水化物的碱性愈强,金属性则 (3)单质与水或酸反应置换氢的难易,愈易则金属性愈强。
律
1.规律 同周期由左到右,元素的原子得电子能力_增__强___, 失电子能力_减__弱__。
一、同周期元素原子结构与性质的递变规律
项目
同周期(从左到右稀有气体除外)
最外层电子数
由1逐渐增加到7
主要化合价 最高正价＋1→＋7,负价－4→－1
原子半径
逐渐减小(稀有气体元素除外)
原子得、失电子能 力
解析: C、N、O、F属同一周期的元素,且原子序数依次增大,原子半径逐渐减小,得电子能力依次增强；
1.判断元素金属性强弱 名师点拨: 解答本题应抓住以下两点:
名师点睛: O、F两元素常见化合价无正价,最高正价≠最外层电子数,也无最高价氧化物及其水化物。
(1)在元素周期表中的相对位置,在周期表愈位于 由于F无正化合价,所以第2周期元素的最高化合价不符合W<X<Y<Z。
二、硅、磷、硫、氯得电子能力的比较
1.单质与H2化合的难易程度为:_S_i_<_P_<_S_<_C__l2_。 2.生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为： _S_i_H_4_<_P_H__3<_H__2_S_<_H_C__l。 3.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为： _H_3_P_O__4_<_H_2_S_O__4<_H__C_l_O_4_。 4.硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为： _C_l_>_S_>_P_>__S_i 。
元素周期表的周期趋势
元素周期表的周期趋势元素周期表是化学家们用来系统地组织元素的工具，它提供了关于元素性质和特征的重要信息。
周期表的排列方式将元素按照原子序数的递增顺序排列，并将具有相似性质的元素放在同一垂直列中。
随着元素周期表的阅读，我们可以看到一些明显的周期趋势，这些趋势显示了元素性质随着原子序数的变化而变化的规律。
一、原子半径趋势原子半径是指原子的物理大小，它是通过测量原子间的距离来确定的。
在元素周期表中，从左至右，原子半径逐渐减小，这是因为原子核中质子的数量增加，而电子的外层数目相对不变。
对于同一周期的元素，由于电子层增加，原子半径增大。
例如，氧原子比炭原子更大。
二、电离能趋势电离能是指从一个原子中移除最外层电子所需的能量。
在周期表中，从左到右，原子的电离能增加。
这是因为原子半径的减小导致原子核对电子的吸引力增强。
相反，从上到下，电离能逐渐减小，因为电子外层的距离增加，与原子核的吸引力减弱。
例如，氧原子的电离能高于碳原子。
三、电负性趋势电负性是元素对电子的吸引力或亲合力的度量。
从左到右，元素的电负性逐渐增加。
这是因为原子半径减小，电子云趋于更接近原子核，所以对电子的亲合力增强。
相反，从上到下，电负性逐渐减小，原子半径增加，电子云更分散，对电子亲合力较弱。
例如，氧原子的电负性高于碳原子。
四、金属活性趋势金属活性是指金属元素与其他元素反应形成化合物的倾向。
从左到右，金属活性逐渐减弱。
这是因为原子半径减小，电子云更靠近原子核，所以对于其他元素的反应能力减弱。
相反，从上到下，金属活性逐渐增强，原因同上。
例如，钠是一个非常活泼的金属，能与氧反应形成氧化物。
五、氧化态的变化在元素周期表中，某些元素的氧化态具有明显的变化趋势。
从左到右，多数元素的最高氧化态逐渐增加。
这是因为在原子核中的质子数量增加，原子对电子的吸引力增强，因此与氧原子形成化合物的能力增强。
从上到下，氧化态的变化没有明显的规律。
例如，钠的最高氧化态是+1，而氧的最高氧化态是-2。
卤素详细性质
橙
黄
淡黄 (绿)
三：单质的化学性质（C级掌握） （1）与金属,非金属的作用
卤素单质均具有氧化性，且从F2—I2氧化性依次减弱,所以反应程度 也依次减弱. （2）与水、碱的反应 1）与水发生两类反应： X2 + H2O==2H+ + 2X- + 1/2O2 （1） X2 + H2O == H+ + X- + HXO （2）
荷大的因素占优势,使得F原子与别的元素形成的键键能均较大,所以氟
化物与其它相应的卤化物比总是最稳定的.
三：卤素的存在（了解）
在自然界不能以游离态存在，而是以稳定的卤化物形式存在。
14-2 卤素单质
一：单质的物理性质（C级掌握）
卤素单质的物理性质
性质
氟
氯
溴
碘
通常 聚集状态
气
气
气
气
条件 颜 色
淡黄
黄绿 红掌握）
Cl2 + 2X- == X2 + 2Cl-（X=Br，I）
Br2 + 2I- == I2 + 2Br-
5Cl2 + I2 + 6H2O == 2HIO3
+ 10HCl
14-2.3:请指出卤素单质在水中和碱液中的主要存在形式以及相关的方
程式(C级重点掌握)
解:在水中,F2立即与H2O反应生成HF和O2,在碱液中也反应生成F-
氟与碱的反应和其它卤素不同，其反应如下：
2F2 ＋ 2OH-
(2％)==2F- ＋ OF2 ＋ H2O
当碱溶液较浓时，则OF2被分解放出O2。
2F2 + 4OH-==4F- + O2 +
高中化学(新人教版)必修第一册课后习题：元素性质的周期性变化规律(课后习题)【含答案及解析】
元素周期律元素性质的周期性变化规律课后篇素养形成合格考达标练1.(2020河北沧州高一检测)已知铍(Be)的原子序数为4。
下列对铍及其化合物的叙述正确的是()A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.相同条件下,单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈C.氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强D.单质铍跟冷水反应产生氢气项,Be、B同周期,根据“序大径小”可知原子半径:Be>B;B项,金属性:Li>Be,故单质锂与酸反应比单质铍与酸反应剧烈;C项,金属性:Ca>Be,故碱性:Ca(OH)2>Be(OH)2;D项,活泼性:Mg>Be,Mg与冷水不反应,故Be与冷水不反应。
2.下列变化不可能通过一步实验直接完成的是()A.Al(OH)3Al O2-B.Al2O3Al(OH)3C.Al Al O2-D.Al3+Al(OH)3解析Al(OH)3+OH-Al O2-+2H2O;2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑;Al3++3NH3·H2OAl(OH)3↓+3N H4+,只有B项不能一步实现。
3.下列事实不能用元素周期律解释的只有()A.热稳定性:Na2CO3>NaHCO3B.酸性:H2CO3>H2SiO3C.碱性:NaOH>LiOHD.热稳定性:HF>HBr项,碳酸钠的热稳定性比碳酸氢钠强与元素周期律没有关系,A不能用元素周期律解释;B项,同主族自上而下非金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱,B能用元素周期律解释;C项,同主族自上而下金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,C能用元素周期律解释;D项,同主族自上而下非金属性逐渐减弱,氢化物的热稳定性逐渐减弱,D能用元素周期律解释。
4.(双选)(2020天津耀华中学高一期末)已知1~18号元素的离子a W3+、b X+、c Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构,下列关系正确的是()A.质子数:c<dB.离子的还原性:Y2->Z-C.氢化物的稳定性:H2Y>HZD.原子半径:X<WW3+、b X+、c Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构,则原子序数:c<d<b<a;质子数=原子序数,a则质子数:c<d,A正确;非金属性:Y<Z,元素非金属性越强,其阴离子的还原性越弱,还原性:Y2->Z-,B正确;非金属性:Y<Z,元素非金属性越强,其气态氢化物越稳定,氢化物的稳定性:H2Y<HZ,C错误;原子序数:b<a,且X、W为同一周期,则原子半径:X>W,D错误。
镧系元素的性质及其变化规律
这两种电子结构可以用来说明镧系元素化学性质的差异。 这些元素在参加化学反应时需要失去价电子，由于4f 轨道被 外层电子有效地屏蔽着, 且由于E4fE5d, 因而在结构为 4fn6s2 的情况下, f 电子要参与反应，必须先得由4f 轨道跃迁到5d 轨道。这样，由于电子构型不同，所需激发能不同，元素的 化学活泼性就有了差异。
原子序数是原子核内质子数的代表 ，偶原子序数的元素意味着核内质子数 为偶数。已经知道，核内无论是质子还 是中子，在基态时总以自旋相反配对存在，由于原子序数为偶数 的元素能满足这种自旋相反配对的要求，因而能量较低，所以就 特别稳定，既然该核特别稳定，那么它在地壳中的丰度就大。 稳定的原子核，吸收热中子后仍然很稳定，反之，奇原子序 数的核本身不稳定，吸收热中子后变得更不稳定，所以吸收热中 子的数目有限。
另一方面，激发的结果增加了一个成键电子，成键时可 以多释放出一份成键能。对大多数镧系的原子 , 其成键能大 于激发能，从而导致4f 电子向5d 电子跃迁, 但少数原子，如 Eu和Yb，由于4f 轨道处于半满和全满的稳定状态，要使4f 电子激发必须破坏这种稳定结构, 因而所需激发能较大, 激发 能高于成键能, 电子不容易跃迁, 使得Eu、Yb两元素在化学 反应中往往只以6s2电子参与反应。
2 镧系元素的价电子层结构
下表列出镧系元素在气态时和在固态时原子的电子层结构。
镧系元素气态原子的 4f 轨道的充填呈现两种构 型 , 即 4fn － 15d16s2 和 4fn6s2 ，这两种电子构型的相对 能量如图1所示: 其中 La、Ce、Gd、Lu 的基态处于4fn－15d16s2 时 能量较低，而其数的变 化作图，如左图所示。 一方面, 镧系元素原子半径从La的187.7 pm到Lu的173.4 pm，共缩小了14.3 pm，平 均每两个相邻元素之间缩小 14.3/14≈1 pm。 尽管平均相差只有1个pm，但其累积效应(共 14 pm)是很显著的。另一方面，原子半径不 是单调地减小，而是在 Eu 和 Yb 处出现峰和 在Ce处出现谷的现象。这被称为“峰谷效应 ”或“双峰效应”。
化学规律知识点总结
化学规律知识点总结化学规律是指在化学反应和化学现象中，物质的特定性质和变化规律所遵循的定律或规律。
这些规律是通过大量实验和观察所得到的总结和归纳，它们帮助我们理解和解释化学现象，并且可以用来预测化学反应和物质的性质。
在化学学科中，化学规律是基础知识，对于理解和掌握化学知识具有非常重要的意义。
在本文中，我将对一些常见的化学规律进行总结和介绍，希望能够帮助读者更好地理解和掌握化学知识。
一、周期表和元素周期律周期表是一种用来组织元素的工具，它将元素按照其原子序数和化学性质进行了分类和排列。
周期表中的水平行被称作周期，垂直列被称为族。
周期表的绝大多数版本都是由门捷列夫提出的形式。
周期表的排列依据是原子序数增加的规律性重复。
即元素的周期函数性质随着原子序数的增加呈现周期性变化。
根据化学性质的周期律规律，门捷列夫创制了周期表。
门捷列夫制表时，把元素按原子量升序排列，并且对第一周期元素类似性的定则认为是首要的，在之后其他元素也可以用广泛性来排列。
而且，门捷列夫发现，每个周期表中的特定种类族是具有类似性的。
这样就提出了门捷列夫周期表的立足，吼[转过来以至于找men17可以]假发此致都元素的[转过来自述上]按重子扁慷究酸及盛[转回来然]本等性进行了分析种族。
至于列向三[持转三做准一块]单列化合啊按列元素则是[málléiç及化上文士湾及]一种[转回來nl称的有无]的和离散排列。
周期表按原子量的大小排列，周期函数性质有奇偶性和周期性。
德波尔理论可以解释周期表的规律性（现代量子化学）。
经典周期表元素是由门捷列夫发现的，周期表按原子序数的增长规律性、所示周期函数性质的基本原理。
根据周期表的特点，人们构建了不同的周期表，用以总结和归纳元素的性质和规律。
二、阿氏体和马氏体的转变和规律阿氏体和马氏体是固体相变的两种形态，在金属学中有着重要的意义。
阿氏体是钢经过淬火后所得到的一种组织，而马氏体是一种在一定条件下产生的新的金相组织。
(完整版)同主族元素性质的递变规律
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
主要化合价
最高正价+1→+7
最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱
水化物酸碱性
酸性逐渐增强
非金属元素气态氢 形成：难→易
化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素 最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ B）
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
例题3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序 数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子 数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____
____________________________。
都易失电子， 具强还原性。
Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
请您小结
同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性
逐渐减弱。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下， 电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐 增强，得电子的能力逐渐减弱。
F2 Cl2 Br2 I2
变化 规律
色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
依次加深
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
(教学指导) 时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律Word版含解析
第3节元素性质及其变化规律第1课时原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律发展目标体系构建1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。
3.了解元素周期律的应用价值。
1．影响因素2．变化规律规律原因同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外)增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大电子层数的影响大于核电荷增加的影响同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(n s)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)⎩⎨⎧ 电子层数相同核电荷数增大―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)⎩⎨⎧ 价电子数相同电子层数增多―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
二、元素的电离能及其变化规律1．电离能(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
(2)符号：I ，单位：kJ·mol －1。
2．电离能的分类M(g)――――――→第一电离能(I 1)失去1个e －M ＋(g)――――――→第二电离能(I 2)失去1个e －M 2＋(g)――――――→第三电离能(I 3)失去1个e －M 3＋(g)…且I 1＜I 2＜I 3。
物质的性质和变化规律
物质的性质和变化规律一、物质的性质1.物质的组成：物质是由原子、分子、离子等基本粒子组成。
2.物质的分类：物质可分为纯净物和混合物。
纯净物又可分为元素和化合物。
化合物根据组成元素的类别可分为有机化合物和无机化合物。
3.物理性质：物质不需要发生化学变化就表现出来的性质，如颜色、状态、气味、密度、硬度、熔点、沸点等。
4.化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质，如可燃性、助燃性、氧化性、还原性、酸碱性、腐蚀性等。
5.物质的结构：物质内部粒子之间的排列和空间构型。
6.物质的能量：物质具有的能量，包括热能、化学能、电能等。
二、化学反应与变化规律1.化学反应：物质之间发生的一种或多种物质转化为另一种或多种物质的过程。
2.化学变化的实质：反应物分子分解成原子，原子重新组合成新分子。
3.化学反应的类型：氧化还原反应、置换反应、复分解反应、加和反应、消除反应等。
4.化学平衡：反应物和生成物浓度不再发生变化的状态。
5.化学反应速率：单位时间内反应物消失或生成物出现的量。
6.影响化学反应速率的因素：温度、浓度、压强、催化剂、固体表面积等。
7.化学平衡的影响因素：温度、浓度、压强等。
8.化学反应的能量变化：放热反应、吸热反应。
9.热力学定律：能量守恒定律、熵增定律。
10.化学反应的限度：可逆反应中，正反应和逆反应进行的程度。
三、物质的制备与应用1.物质的制备：通过化学反应或物理方法制得所需物质的过程。
2.物质的应用：物质在生产、生活、科研等方面的应用。
3.化学工艺：物质的制备方法和技术。
4.物质的用途：根据物质的性质决定其在实际应用中的用途。
四、物质的检验与鉴别1.物质的检验：通过化学反应或物理方法确定物质的存在。
2.物质的鉴别：根据物质的性质差异，用化学反应或物理方法区分物质。
3.化学试剂：用于检验和鉴别物质的化学物质。
4.分析方法：光谱分析、色谱分析、电化学分析、滴定分析等。
五、物质的可持续发展与环境保护1.可持续发展：满足当代人的需求，不损害后代满足其需求的能力。
玻璃化学基础知识
玻璃化学第一章1玻璃的定义：玻璃是一种具有无规则结构的非晶态固体，其原子不像晶体那样在空间作长程有序的排列，而近似于液体那样具有短程有序。
2玻璃的特性：①各向同性: 玻璃体在任何方向都具有相同的物理化学性质。
就是说，玻璃态物质各个方向的硬度、弹性模量、热膨胀系数、热传导系数、折射率、导电率等都是相同的，而非等轴晶系的晶体具有各向异性。
②介稳性玻璃处于介稳状态，就是说，玻璃态物质是由熔融体过冷却或其它方法形成玻璃时，系统所含有的内能并不处于最低值③性质的可变性玻璃的成分在一定的范围内可以连续变化，与此相应玻璃的性质也随之发生连续的变化。
④性质变化的可逆性:玻璃在固态和熔融态间可逆转化时，其物理化学性质的变化是连续的和渐变的，而且是可逆的。
3玻璃的转变：在Tg～T温度范围内及其附近的结构变化情况，可以从三个温度范围来说明：①在Tf以上：由于此时温度较高，玻璃粘度相应较小，质点的流动和扩散较快，结构的改变能立即适应温度的变化，因而结构变化几乎是瞬时的，经常保持其平衡状态。
因而在这温度范围内，温度变化快慢对玻璃的结构及其相应的性能影响不大。
②在Tg以下：玻璃基本上已转变为具有弹性和脆性特点的固体物质，温度变化的快慢，对结构、性能的影响也相当小。
这个温度间距一般称为退火温度。
低于这一温度范围，玻璃结构实际上可以认为已被“固定”，即不随加热及冷却的快慢而改变。
③在Tg一Tf范围内：玻璃的粘度介于上述两种情况之间，质点可以适当移动，结构状态趋向平衡所需的时较短。
因此玻璃的结构状态以及玻璃的一些结构灵敏的性能，由Tg一Tf区间内保持的温度所决定。
4氧化物形成玻璃条件：①氧离子最多同两个阳离子相连接；②围绕阳离子的氧离子数目不应过多（一般为3或4）；③网络中这些样多面体以顶角相连，不能以多面体的边或面相连；④每个多面体至少有三个氧离子与相邻的多面体相连形成三度空间发展的无规则网络。
5无规则网络学说：强调了玻璃中多面体相互间排列的连续性、均匀性和无序性方面。
高中化学鲁科版选择性必修2第1章第3节第1课时原子半径及其变化规律(47张)
3．关于同一种元素的原子或离子，下列叙述正确的是( ) A．原子半径比阴离子半径小 B．原子半径比阴离子半径大 C．原子半径比阳离子半径小 D．带正电荷多的阳离子半径比带正电荷少的阳离子半径大 解析 原子半径比阴离子半径小，而比阳离子半径大，A 正确，B、C 错误；价态高的离子半径小，D 错误。
×
)
第1章 原子结构与元素性质
元 第素1章性质原及子其结变(构化5与规)元律同素性主质 族元素中，自上而下，金属元素原子失去电子的能力越来越强；
第1章 原子结构与元素性质
非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。( √ )
(6)元素的原子半径随着元素原子序数的递增呈现周期性变化。( √ )
解析 (3)同周期元素阳离子(或阴离子)半径从左到右逐渐减小，但是阴 离子半径>阳离子半径。
2 个电子层，而 K＋的核外有 3 个电子层，故 K＋的半径更大，D 错误。
解析 答案
4．下列离子半径的大小顺序正确的是( )
①Na＋ ②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：2s22p6
④Z－：3s23p6
A．③>④>②>①
B．④>③>②>①
C．④>③>①>②
D．②>④>③>①
解析 由核外电子排布式可知，②、③、④三种离子分别是 S2－、O2－、
3．对于同主族元素的原子来说，自上而下，随着原子序数的逐渐 08 _增__大___，原子半径逐渐 09 _增__大___。这是因为随着电子层数的增加，离核更 远的外层轨道填入电子，10 __电__子__层__数____的影响大于 11 __核__电__荷__增__加____的 影响，导致原子半径 12 __增__大__。
六年级数学各种性质和规律运算的意义与学习技巧
六年级数学各种性质和规律运算的意义与学习技巧小学数学复习课的基本任务是抓住双基串成线，沟通联系连成片，温故知新补缺漏，融会贯通更熟练。
小编在这里整理了相关信息，希望能帮助到您。
六年级数学各种性质和规律(一)商不变的规律商不变的规律：在除法里，被除数和除数同时扩大或者同时缩小相同的倍，商不变。
(二)小数的性质小数的性质：在小数的末尾添上零或者去掉零小数的大小不变。
(三)小数点位置的移动引起小数大小的变化1. 小数点向右移动一位，原来的数就扩大10倍;小数点向右移动两位，原来的数就扩大100倍;小数点向右移动三位，原来的数就扩大1000倍……2. 小数点向左移动一位，原来的数就缩小10倍;小数点向左移动两位，原来的数就缩小100倍;小数点向左移动三位，原来的数就缩小1000倍……3. 小数点向左移或者向右移位数不够时，要用“0"补足位。
(四)分数的基本性质分数的基本性质：分数的分子和分母都乘以或者除以相同的数(零除外)，分数的大小不变。
(五)分数与除法的关系1. 被除数÷除数= 被除数/除数2. 因为零不能作除数，所以分数的分母不能为零。
3. 被除数相当于分子，除数相当于分母。
六年级数学运算的意义(一)整数四则运算1整数加法：把两个数合并成一个数的运算叫做加法。
在加法里，相加的数叫做加数，加得的数叫做和。
加数是部分数，和是总数。
加数+加数=和一个加数=和-另一个加数2整数减法：已知两个加数的和与其中的一个加数，求另一个加数的运算叫做减法。
在减法里，已知的和叫做被减数，已知的加数叫做减数，未知的加数叫做差。
被减数是总数，减数和差分别是部分数。
加法和减法互为逆运算。
3整数乘法：求几个相同加数的和的简便运算叫做乘法。
在乘法里，相同的加数和相同加数的个数都叫做因数。
相同加数的和叫做积。
在乘法里，0和任何数相乘都得0. 1和任何数相乘都的任何数。
一个因数× 一个因数 =积一个因数=积÷另一个因数4 整数除法：已知两个因数的积与其中一个因数，求另一个因数的运算叫做除法。
科学的十大化学原理口诀
科学的十大化学原理口诀化学原理是科学研究的基础，它揭示了物质的组成、性质和变化规律。
以下是化学的十大原理口诀以及详细解释：1. 原子结构决性质，各类性质展疯狂。
这条原理是指原子的结构决定了物质的性质。
原子由中心的原子核和围绕核运动的电子组成。
原子核包含质子和中子，质子带正电荷，中子不带电荷；电子带负电荷。
原子核的质量主要由质子和中子决定，电子的质量非常小可以忽略不计。
原子核带正电荷，电子带负电荷，整个原子是电中性的，它的性质由电子的行为决定。
2. 互变原子保守恒。
这条原理是指在化学反应中，原子的数目是保持不变的。
化学反应是指物质之间的转化，原子之间的联系发生改变，但是原子的种类和数目是保持不变的。
这一原理是化学反应基本定律之一，被称为质量守恒定律。
3. 元素周期表，化学家最钟爱。
元素周期表是化学家最钟爱的工具，它按照原子序数的增加，将元素按照一定规律排列，使得相似性质的元素处于相同的列中。
元素周期表的分组和周期特性揭示了元素之间的周期性规律。
元素周期表可以帮助我们了解元素的性质和反应规律。
4. 化学键构建结构，释放能量关键。
化学键是确立化学物质结构的关键组成部分，化学键是由原子之间的电子转移或共享形成的。
化学键的形成和断裂涉及能量的吸收和释放。
化学键的类型包括离子键、共价键和金属键等，它们决定了分子的性质和反应的类型。
5. 离子反应电解盐，电解液离电解。
离子反应是指发生在电解质中的离子之间的反应。
电解质是能够在溶液中或熔融态中导电的物质，它们可以通过电解成为离子。
离子反应是通过离子之间的相互作用来改变化学物质的结构和性质的。
6. 酸碱和中和，化学等值配合。
酸和碱是广义上的化学物质分类，酸具有质子（H+）供体的性质，碱具有质子（H+）受体的性质。
酸碱中和是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
酸碱中和反应是通过酸碱之间质子的转移来实现的。
7. 氧化还原电子转，能量转化关键。
氧化还原反应是指物质失去电子的过程被称为氧化，物质得到电子的过程被称为还原。
教科版六年级上册《科学》复习教案
教科版六年级上册《科学》复习教案一、课程导入（约5分钟）问候与热身：教师微笑进入课堂，向学生致以亲切的问候，短暂地讨论近况和天气等日常话题，营造和谐的课堂氛围。
导入主题：通过提出问题的方式，引出复习课程主题。
教师可以问：“大家还记得我们本学期学习的《科学》课程有哪些重要内容吗？”以此激发学生回忆本学期的学习内容。
回顾课程大纲：教师在黑板上列出本学期《科学》课程的大纲，包括主要章节和知识点，帮助学生理清复习的方向和脉络。
设定复习目标：明确本次复习课程的目标，比如强化对生命科学、物质科学、地球与宇宙科学等核心概念的理解和运用。
激发兴趣：通过讲述一些有趣的科学现象或实验，激发学生探究科学的兴趣，增强复习的主动性和积极性。
可以简短介绍自然界中的神奇现象或是生活中的科学应用等。
通过这样的课程导入，不仅能够帮助教师顺利地进入复习主题，还能帮助学生回顾本学期的学习内容，明确复习目标，为接下来的复习活动做好充分的准备。
1. 教师简要回顾本学期的科学学习内容和重点。
亲爱的同学们，大家好！随着新学期的结束，我们即将迎来紧张的复习阶段。
在这个关键时期，为了更好地帮助大家回顾和巩固本学期所学的科学知识，今天我们将一起回顾本学期的科学学习内容和重点。
我们回顾一下本学期我们接触到的科学内容。
我们学习的内容涵盖了物质的性质、生命的多样性、自然界的循环等丰富的知识点。
通过这些学习，我们对身边的科学现象有了更深入的了解。
我将引导大家回顾各个章节的重点内容。
在物质科学方面，我们重点学习了物质的组成、性质以及变化规律。
通过本学期的学习，同学们应该掌握了物质的基本性质，如硬度、密度等，并了解了物质的变化过程，如熔化、凝固等现象。
我们还深入探讨了化学反应的本质和规律。
在生命科学领域，我们探索了生命的多样性和生命的演化过程。
同学们通过学习生物的构成和特征，了解了不同生物的生存方式和适应能力。
我们还关注了生物的繁殖和遗传规律，这些都是本学期学习的重点。
《元素性质的递变规律》 教学设计
《元素性质的递变规律》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标（1）理解元素周期律的内涵，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律。
（2）能够运用原子结构理论解释元素性质的递变规律。
2、过程与方法目标（1）通过对元素周期表的分析和探究，培养学生观察、分析和归纳的能力。
（2）通过实验探究，培养学生的实验操作能力和科学探究精神。
3、情感态度与价值观目标（1）让学生体会元素周期律对化学学习和研究的重要意义，激发学生学习化学的兴趣。
（2）培养学生严谨求实的科学态度和勇于创新的精神。
二、教学重难点1、教学重点（1）同周期、同主族元素性质的递变规律。
（2）元素性质与原子结构的关系。
2、教学难点（1）元素金属性和非金属性强弱的判断依据。
（2）“位—构—性”关系的理解和应用。
三、教学方法讲授法、讨论法、实验探究法四、教学过程1、导入新课展示元素周期表，提问：元素周期表中元素的排列有什么规律？元素的性质是否也存在规律呢？从而引出本节课的主题——元素性质的递变规律。
2、新课讲授（1）原子结构与元素性质的关系讲解原子结构的基本概念，包括原子核、电子层、质子数、中子数、核外电子排布等。
通过实例分析，让学生理解元素的性质（如金属性、非金属性）与原子结构（如原子半径、最外层电子数）之间的密切关系。
（2）同周期元素性质的递变规律以第三周期元素为例，引导学生分析钠、镁、铝等元素的原子结构特点。
通过实验探究钠、镁、铝分别与水、酸反应的剧烈程度，比较它们金属性的强弱。
同时，引导学生观察硅、磷、硫、氯等元素的单质与氢气化合的难易程度、氢化物的稳定性等，判断非金属性的强弱。
总结得出同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的规律。
（3）同主族元素性质的递变规律以ⅠA 族和ⅦA 族元素为例，分析碱金属元素（锂、钠、钾等）和卤族元素（氟、氯、溴、碘）的原子结构特点。
通过实验观察碱金属元素与水反应的剧烈程度，比较它们金属性的强弱；观察卤族元素单质之间的置换反应，判断非金属性的强弱。
氮元素在氧化还原反应中化合价变化规律-概述说明以及解释
氮元素在氧化还原反应中化合价变化规律-概述说明以及解释1.引言1.1 概述引言部分是文章的开端，主要介绍文章的背景和研究意义。
在本篇文章中，我们将探讨氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律。
氮元素是化学元素周期表中的第七号元素，具有丰富的化学性质。
在氧化还原反应中，氮元素能够表现出不同的化合价，从而参与不同类型的化学反应。
通过研究氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律，可以更深入地了解氮元素的化学性质，并为相关领域的研究提供重要参考。
因此，本文旨在系统地总结氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律，并探讨其在化学反应中的应用。
通过本文的研究，有望为相关领域的进一步研究和实践提供理论支持和指导。
json"1.2 文章结构":{"本篇文章将按照以下结构展开讨论氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律:- 第一部分将介绍氮元素的性质和化合价，为后续讨论奠定基础。
- 第二部分将详细阐述氮元素在氧化反应中的化合价变化规律，包括常见氧化态和反应机理。
- 第三部分将探讨氮元素在还原反应中的化合价变化规律，分析其影响因素和实际应用场景。
- 最后一部分将对氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律进行总结，指出研究的意义和应用价值，并展望未来的研究方向。
"}1.3 目的：本文旨在探讨氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律，通过对氮元素的性质及其在氧化和还原反应中的特点进行深入研究，从而揭示氮元素在化学反应中扮演的重要角色。
同时，通过对氮元素在氧化还原反应中的化合价变化规律进行探讨，旨在为进一步理解和应用氮元素在化学反应中的作用提供理论支持和实验指导。
通过本研究，不仅可以加深对氮元素化学性质的认识，还可以为相关科研领域提供新的思路和方法，促进氮元素的应用研究和开发。
2.正文2.1 氮元素的性质和化合价:氮元素是化学元素周期表中的第七位元素，原子序数为7，符号为N。
氮元素是一种气体，在常温下是一种无色、无味、无毒的气体。
《元素性质及其变化规律》 学历案
《元素性质及其变化规律》学历案一、学习目标1、了解元素原子核外电子排布的规律，理解原子结构与元素性质的关系。
2、掌握元素主要化合价、金属性和非金属性的周期性变化规律。
3、理解元素周期律的实质，能用元素周期律解释一些化学现象。
二、学习重难点1、重点（1）元素原子核外电子排布、化合价、金属性和非金属性的周期性变化规律。
（2）元素周期律的实质。
2、难点（1）元素性质的周期性变化规律的归纳和总结。
（2）运用元素周期律解释一些化学现象。
三、知识链接1、原子结构原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。
质子数决定元素的种类，质子数和中子数共同决定原子的质量。
核外电子分层排布，离核越近的电子能量越低。
2、元素的概念具有相同质子数（即核电荷数）的一类原子的总称。
四、学习过程（一）原子核外电子的排布1、电子层人们把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层，分别用n ＝1、2、3、4、5、6、7 表示，离核最近的电子层为第一层，依次向外为第二层、第三层……2、核外电子排布的规律（1）核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。
（2）各电子层最多容纳的电子数为 2n²个（n 为电子层数）。
（3）最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层时不超过 2 个）。
（二）元素周期律1、原子半径的周期性变化同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素化合价的周期性变化（1）主族元素的最高正化合价等于其最外层电子数（O、F 除外）。
（2）主族元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和等于 8（H 元素的最低负化合价为－1 价）。
3、元素金属性和非金属性的周期性变化（1）金属性同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱；同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强。
（2）非金属性同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱。
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表：分子型氢化物在水溶液中的PKa
第ⅣA族 第ⅤA族 第ⅥA族 第ⅦA族 CH4 58 NH3 39 H2O 27 H2S 16 HF 3 SiH4 35 PH3 7 HCI -7 -10
强
GeH4 25 AsH3 19 H2Se 4 HBr -9 SnH4 20 SbH3 15 H2Te 3 HI
O4
2.58 30pm +6
HCIO4
3.16 27pm +7 降低
酸性
增强
结论1：同周期、同类型的含氧酸的酸性，随 原子序数增加而增强。
2014-12-7 18
例：
HOCI
HOBr
HOI
X电负性
X半径/pm
3.16
181
2.96
195
2.66
216
O电子密度依次升高 O-H键能依次增强 HOX酸性依次减弱
2014-12-7 3
二、1.同一主族中，元素的最高氧化态含氧酸的氧化 性，多数随原子序数的增加成锯齿形升高。第三周期 元素含氧酸的 Eθ有下降趋势，第四周期元素含氧酸的 Eθ有升高趋势，第六周期元素含氧酸的氧化性比第五 周期强。 HClO3 Eθ(XO3-/X2) 1.47 Eθ[R(Ⅵ)/R(Ⅳ)] 0.17 HBrO3 1.51 HIO3 1.20
2014-12-7
9
一、影响无机酸强度的直接因素
二、氢化物酸性强弱的规律 三、含氧酸的酸性强弱规律
2014-12-7
10
一、影响无机酸强度的直接因素
无机酸的类型 无氧酸-中心原子与质子直接相连，R-H 含氧酸-中心原子通过氧与质子相连，R-O-H 酸强度的大小即它们释放质子（H+）的难易。 影响酸性大小的因素： 与质子直接相连的原子（R或O）的电子密度。
氢化物的酸性随原子序数的增加而增强。
2014-12-7 13
1.物质结构观点的解释
同周期 R氧化数 NH3 -3 H 2O -2 HF -1
从N到F，负电荷数减少，R的电子密度减小，对 氢的束缚力减小，酸性增强。
同主族
R半径/pm
HF
136
HCI
181
HBr
195
HI
216
从F到I，电荷相同，半径增大电子密度减小， 对H的束缚力减小，酸性增强。
该原子所带的负电荷数及原子体积（原子半径）
2014-12-7 11
该原子的电子密度大，对质子的束缚力强，对 应酸的酸性就弱。 该原子的电子密度小，对质子的束缚力弱，对 应酸的酸性就强。 例如：酸性 H3O+>H2O>OH二、氢化物酸性强弱的规律
平衡常数Ka越大,酸性越强, 或PKa越小,酸性越强.
结论2：同族中同类型含氧酸的酸性，随原子序 数的递增而减弱。
2014-12-7 19
结论3：同一元素不同氧化数的含氧酸，氧化 数越高，酸性越强。
HOCl
Cl氧化数 +1
HClO2
+3
HClO3
+5
HClO4
+7
氧原子个数增加 含氧酸酸性增强
H2SO4>H2SO3
HNO3>HNO2
2014-12-7 20
H2SO4 H2SeO4 H6TeO6 PoO3 1.15 1.06 1.5
4 2014-12-7
2.同一副族含氧酸的 Eθ从上到下 略有下降。
Cr2O72-/Cr H2MoO4/Mo WO3/ W
Eθ
0.3
0
-0.09
三、同一成酸元素不同氧化态的含氧酸,浓度相同,低 氧化态的氧化性强（还原为同一氧化态） HClO Eθ(ClOn-/Cl2) Eθ(X/NO) 1.0 1.63 0.96 HClO3 1.47 /S 0.45 HClO4 1.46 0.36
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*3、空轨道
SiX4+4H2O=H4SiO4+4HX
[思考]CF4,CCl4能否水解？
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4、外因
(1)温度：温度升高，水解程度增大。
(2)酸度：
2014-12-7
30
(3)盐的浓度
[HAc][O H ] Kh 溶液稀释 10倍 [Ac ] 1 1 [HAc] [O H ] 1 10 10 Qh Kh 1 10 [Ac ] 10 即 : Qh K h 平 衡 右 移 ,水 解 度 增 大
§1 含氧酸及其盐的氧化还原性
§2 无机酸强度的变化规律
§3 无机化合物的水解
§4 盐类的热分解
§5 影响分子键角大小的因素 §6 P区元素小结 §7 过渡金属的通性
2014-12-7 2
规律(pH=0,最高氧化态/单质) 一、同周期各元素最高氧化态的含氧酸，氧化性从 左到右增强。 H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 VO2+<Cr2O72-<MnO4同类型的低氧化态的含氧酸也有此倾向 H2SO3<HClO3 H2SeO3<HBrO3
2 XO2(OH)n ≈103 ≈-3
3 XO3(OH)n ≈108 ≈-8
2014-12-7
21
HClO
m 实际pK1 0 7.4
HClO2
1 2.0
HClO3
2 -2.7
HClO4
3 -7
H3PO2
PH2O(OH)
H3PO3
PHO(OH)2
H3PO4
PO(OH)3
m
pK1
1
2.0
1
1.8
1
2.1
⑵阳离子的水解能力与离子的极化能力有关，极化 力强，水解程度越大。
2014-12-7
25
二、影响水解的因素
1.电荷与半径 2.电子层结构 3.空轨道 4.外因（温度、酸度、盐的浓度等）
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26
1、电荷与半径
MA溶于水后能否水解，主要取决于M+或A-离 子对配位水分子影响的大小。 正离子的电荷越高，半径越小，对水分子的极化 作用越大，水解越容易。 FeCl3+H2O=Fe(OH)Cl2+HCl SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl 低电荷和较大半径的离子在水中不易水解。 NaCl,BaCl2在水中基本不水解。
2014-12-7
14
2.热力学观点的解释
2014-12-7
15
HF
HCI
HBr
HI
△H°
△G°
-14
15
-60
-47
-64
-60
-58
-62
K
10-3
108
1010
1011
△G°=△H°-T△S° △G°=-2.303RTlgK
2014-12-7
16
三、含氧酸的酸性强弱规律
1.含氧酸强度的定性解释
2.含氧酸酸性的定量表示-鲍林规则 A 多级含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5; B 含氧酸的K1与非羟基氧原子数m的关系为 K1≈105m-7 ,即 pK1= 7-5m。m越大，酸性越强。 XOm(OH)n m 化学式 K1 pK1
0 X(OH)n
1 XO(OH)n
≤10-7 >7
≈10-2 ≈2
三.歧化反应
2014-12-7
40
一.无水盐的热分解
热分解的特点：反应过程中没有电子的转 移，只是分解成原始组成。
2014-12-7 41
1.分解规律：
⑴碱金属、碱土金属和具有单一氧化态金属的硫酸 盐、碳酸盐、磷酸盐等通常按此方式分解。
⑵硼酸盐、和硅酸盐受热不发生此类分解（因B2O3, SiO2沸点极高，难气化） *⑶阴离子相同的含氧酸盐，分解温度在同一族中自 上而下递增。 BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3
2014-12-7 24
ClO4NO3SO42IBrCl-
PO43CO32SiO44AcCNS2-
K+ Na+ Li+ Ba2+ Ca2+ Sr2+
⑴一种阴离子的水解能力，与它的共轭酸的强度成 反比。 强酸的阴离子（CIO4-、NO3-等)不水解,它们对水的 pH值无影响。 弱酸的阴离子（CO32-、SiO44-等）明显水解，使溶 液pH值增大。
2014-12-7 5
HNO2>HNO3
H2SO3>H2SO4
四、同种含氧酸或盐在不同条件下的氧化性
1.浓酸比稀酸的氧化性强
2.含氧酸比含氧酸盐的氧化性强
3.含氧酸盐在酸性条件下的氧化性比 在 中性或碱性条件下的强。 EθA （IO3-/I2）=1.20V EθB （IO3-/I2）=0.202V
2014-12-7 8
三、其它因素的影响
1.第六周期高氧化态的含氧酸的氧化性比第五周 期相应元素的含氧酸强得多，与它们的6S2电子特别 稳定有关（惰性电子对效应）。 Tl(Ⅲ)、Pb(Ⅳ)、Bi(Ⅴ）均不稳定，倾向于保 留6S2电子而处于低氧化态。 2.非氧化还原过程的影响 水的生成、溶剂化和去溶剂化作用、离解、缔合、 沉淀的生成等，这些过程放出的能量越多，则总反应 进行的趋势越大，含氧酸氧化性越强。
R——O——H
电负性 原子半径 氧化数 电子 密度
R的电负性大，半径小，氧化数高时，可有效降低O 上的电子密度，使O-H键变弱，酸性增强。
2014-12-7 17
例：第三周期高价含氧酸 HnXO4
H4SiO4
X电负性 X离子半径 X氧化数 X-O-H键中O 的电子密度 1.90 42pm +4
H3PO4