中级无机第十章周期反常现象
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相对论性效应使外层轨道的能量降低， 内层轨道的能量升高，而且，原子越重， 这种效应越显著。
外层轨道能量下降,它意味着轨道将靠近原 子核, 原子核对外层轨道电子的吸引力增加，电 子云收缩，这称为相对论性收缩(直接作用)。这 种作用对s、p 轨道尤为显著。
由于外层轨道产生的相对论性收缩，屏蔽 作用增加，使得原子核对内层电子的吸引减弱， 导致内层轨道能级上升，电子云扩散，这意味 着轨道远离原子核。这称为相对论性膨胀(间接 作用)。相对论性膨胀一般表现在d、f 轨道上。
再是由于d轨道参与形成π键的能力上 的差别： 如，BrO4－和ClO4－
Cl的3d与Br的4d虽然均可与O的2p轨道形成p－ d键，但由于Cl的3d轨道径向伸展近，结合强，Br的 4d伸展较远，结合有效性差，因而Br的4d轨道与O的 2p轨道成键能力不如Cl的3d与O的2p的成键能力强， 因而BrO4－不如ClO4－稳定。而IO4－的稳定性增高是由 于 I 的4f轨道也能参与成键的缘故。
由下面的图我们可以看见，较重的Au比 Ag有更强的相对论性效应，其6s能级下降幅 度大于Ag的5s。
5s
5s
6s
6s
4d5/2
5d5/2
ε
4d
4d3/2
5d
5d3/2
NR
Rel
NR Rel
Ag
Au
图 Ag 和 Au 的价轨道的相对论性
(Rel)和非相对论性(NR)结果
由于重原子相对论性收缩更为显著, 所以
四 惰性电子对效应
p 区过渡后金属元素，Ga、In、Tl；Ge、Sn、Pb； As、Sb、Bi等中的ns2电子逐渐难以成键，而6s2又更甚。 这被称为惰性电子对效应。
对惰性电子对效应的解释很多，据认为均不甚完善。
▲有人认为，在这些族中，随原子半径增大，价轨 道伸展范围增大，使轨道重叠减小;
▲又认为，键合的原子的内层电子增加(4d、4f…), 斥力增加，使平均键能降低。如，
(4) Au的化合物的键长比Ag的类似化合物键 长短；
由于Au的5d能级的相对论性膨胀(间接作用) 大于Ag的4d 能级，因而又可解释：
(5) Au的第二电离势(1980 kJ·mol－1)小于Ag (2074 kJ·mol－1);
(6) Au可以形成高价化合物(＋3价、＋5价)， 而 Ag的高价不稳定；
GaCl3 InCl3 TlCl3 平均键能 B.E./kJ·mol－1 242 206 153
▲也有人认为，是6s 电子的钻穿效应大, 平均能量 低, 不易参与成键。
▲最近人们用相对论性效应解释6s2惰性电子对效应。
相对论性效应包括三个方面的内容:
●旋－轨作用; ●相对论性收缩(直接作用); ●相对论性膨胀(间接作用)。
Li2CO3加热 Li2O ＋ CO2
Na2CO3 加热不分解
相反，Li＋与大的、易极化的H－却能形成稳定的 共价型氢化物(LiH)，而其他均为离子型，易分解
LiH 很稳定
2NaH 620K 2Na ＋ H2
但Li与同它成对角线的Mg相似, 如：① 能直接与N2反应生成氮化物，且Li3N稳定；
HNO3 H3PO4 H3AsO4 H3SbO6 BiO3－
氧化性 强 无 中等 弱 中强
H2SO4 H2SeO4 H6TeO6
H2SeO4氧化性很强,是唯一能溶解金的单酸
(3) 生成焓
SF6 SeF6 TeF6 △fHmθ/kJ mol－1 －1210 －1030 －1315
(4) 卤化物的稳定性
(Mg2＋/Mg)＝－2.38V
相近 差异大
Be、Al相近的离子势导致相近的极化力和酸碱性。 如，Be、Al的化合物共价性较强，许多盐可溶于有机 溶剂，碳酸盐不稳定，氧化物和氢氧化物呈两性，其 盐易水解等。
(3) B
B与同族的区别在它几乎不具金属性, 在性质上与对角的Si相似。如
都不能形成正离子； 都能生成易挥发的、活泼的氢化物； 卤化物都易水解：
六 次周期性（第二周期性）
同族元素的物理化学性质，从上到下并非是简 单的直线形递变，而是呈现交错的“锯齿”形变化， （2、4、6周期元素相似和3、5周期元素相似的现 象）。 如:
(1) 化合物的稳定性
周期数
化合物
2 (NCl5)
括号中的
3 PCl5
SO3 HClO4 化合物或者不
4 (AsCl5) (SeO3) (HBrO4) 存在，或者不
(3) 极易变形的H－负离子只能存在于离子型的氢化 物， 如 NaH中；
(4) 不能形成水合H－负离子，在水中将与质子结合生 成H2 (H－＋H3O＋＝H2O＋H2) ；
(5) 在非水介质中, H－负离子能同缺电子离子, 如 B3＋、Al3＋等结合成复合的氢化物.如,
4H－ ＋ Al3＋ ＝ [AlH4]－
对角线关系或对角线相似
同周期从左到右阳离子电荷升高、半径减小， 极化力增强；
同族从上到下阳离子电荷相同、但半径增加、 极化力减弱；
处于对角线的两元素,两种变化相互消长。使
极化力相近，性质相似
为什么第二周期与第三周期同族元素性质明 显差异？探讨其原因，有：
(1) 第二周期元素在成键时只限于使用s和p轨道(以 s－p的杂化轨道成键)；第三周期元素还可使用3d轨道 (如sp3d、sp 3d 2、sp 3d 3…杂化轨道成键), 共价数前者 最大为4，后者出现5、6、7 …等 。
② 6s收缩使汞具有类似于稀有气体的性质(6s2惰 性) ，化学性质不活泼，常温下为液体，且易挥发；
③ 第六周期元素普遍比第五周期元素有更高的氧化数；
④ 镧系元素最高价数是＋4(Ce、Pr、Tb),而锕系元素有
＋5、＋6(重元素的膨胀更大)。
第③第④两个现象可用相对论性间接作用(膨胀)使 5d、5f 能级上升，比4d、4f 更易参与成键来解释。
3 .若将 H 的电子结构视为价层半满结构， 则 H 可同 C 相比:
电负性相近(H: 2.2；C: 2.5)； H同C一样，既可作为氧化剂、又可作 为还原剂；
H与金属形成氢化物，碳与金属生成金 属型碳化物)；
氢属位置不确定的元素。
二 第二周期元素的特殊性
(1) Li
Li的电负性大， Li＋半径小、有极强的极化力，其 化合物不如其他碱金属化合物稳定。如，
(1) Au的原子半径(144.2pm)小于Ag(144.4pm);
(2) Au的第一电离势(890 kJ·mol－1)大于Ag (731 kJ·mol－1)，Au是更不活泼的惰性金属;
(3) Au的电子亲合势大于Ag，Au能同Cs、 Rb等生成Au显负价的化合物(如CsAu、RbAu)， 而Ag却无负价(电负性 Au 2.4，Ag 1.9)；
≡C－X
≡C－H
≡Si－X ≡Ge－X
—Z—n —＋—H→Cl
无 ≡Si－H ≡Ge－H
≡Sn－X
无 ≡Sn－H
相似 相似
(5) △I1＋I2＋I3Hmθ/kJ mol－1
B Al Ga In Tl 6887 5044 5521 5084 5438
(6) 第四周期过渡元素As、Se、Br最高氧化态不稳定 第六周期元素Tl、Pb、Bi 6s2惰性电子对效应
(2) 第二周期元素作中心原子时，只以键同其他 原子键合，而第三周期元素及更重元素除生成键外， 还能生成(p－d)键。如 SO42－中，S、O之间除生成 S—O外，还因O原子上有2p孤对电子，而中心 S 原子 有空 d 轨道，在对称性匹配条件下(如2pz－3dxz)可重叠 生成p－d键，这样，－键体系的生成使S－O键的 键长比正常的单键短。
(7) 颜色: Au 5d →6s 跃迁能级差小( 2.3eV,1855.1cm－1),
相当于539nm，吸收蓝紫色光，显红黄色; Ag 4d →5s 距离较大, 吸收紫外光, 显银白色;
上述相对论性效应可以进行推广，特别是对于第5、 6周期元素的物理化学性质的解释，如
① 6s收缩使Au具有类似于卤素的性质(负一价)；
在自然界中共生，难以分离。
对这种不规则性，一般用镧系收缩理论来解释， 即由于填充在f亚层的电子对核电荷不能完全屏蔽， 从而使有效核电荷增加，引起原子半径缩小和电离 能增大。
而相对论性效应认为，f电子的不完全屏蔽因素 是由于4f 和5d轨道的相对论性膨胀而远离原子核的 缘故。第六周期重过渡元素的6s轨道的相对论性收 缩较为显著。这样一来，6s电子受到的屏蔽作用就 比相对论性效应较弱的5s电子受到的屏蔽作用小， 原子核对6s电子的吸引力较大，因而第六周期重过 渡元素有较小的原子半径和较大的稳定性。
次周期性变化规律可用原子模型的松 紧规律和电子的屏蔽效应来进行解释：
在多电子体系中，随着周期数或核电荷的增加，1s 电子由于核的引力而逐渐紧缩，即离核更近。这样,它 对第二层电子的屏蔽将比理想状态就要大一些。其必 然结果就是导致核对第二层的引力相对减弱，因而出 现第二层电子较为疏松的状态。第二层的疏松又使其 对第三层的屏蔽比理想状态要小，从而又导致第三层 电子的紧缩，于是电子层就出现了紧、松、紧、松... 交替变化现象。这种效应叫做松紧效应。
5
SbCl5 TeO3 H5IO6
稳定。
6 (BiCl5)
(2) 氧化性
HClO4 HBrO4 H5IO6 φθ(XO4－/XO3－) 1.23 1.76 1.70
HBrO4的氧化性比HClO4和H5IO6强
HClO3 HBrO3 HIO3
φθ(XO3－/X2) 1.47
1.51 1.20
HBrO3的氧化性比HClO3和HIO3强
类似地，Tl、P百度文库、Bi最高价比In、Sn、Sb不稳定 也完全可以从6s 电子的相对论性收缩得到解释。
五 第五、六周期重过渡
元素的相似性
同第四、五周期过渡元素的性质递变规律相比, 第五、六周期重过渡元素的相似性多于差异性, 出现 了同族元素性质递变的不连续性。
如他们的金属单质都不活泼，难与稀酸反应； 原子半径和离子半径非常接近，化学性质非常相似，
BCl3 ＋ 3H2O ＝ H3BO3 ＋ 3HCl SiCl4 ＋ 4H2O ＝ H4SiO4 ＋ 4HCl
(4) F
F在同族中的特殊性尤为突出: 它的电子亲合势特别小:
EA(F)＝－322 kJ·mol－1 EA(Cl)＝－348 kJ·mol－1
原子的半径也很小：
r(F)＝64 pm
r(Cl)＝99 pm
三 第四周期非金属元素(As、Se Br) 最高价态的不稳定性
1. PCl5、SbCl5稳定，AsCl5难制取 2. SO3、TeO3较稳定，SeO3易分解
3. Br(Ⅶ)的化合物虽已制得，但其氧化性大 于Cl(Ⅶ)和I(Ⅶ)的氧化性
As、Se、Br高价不稳定是由于其电子层中出现了3d 电子亚层，3d电子的屏蔽常数小于1，不能完全屏蔽一 个核电荷，从而使这些元素的有效核电荷较大，为达 最高氧化态所需激发能不能被总键能的增加所抵销。
② Li、Mg都易生成有机金属化合物。
其他碱金属不具这两条性质。
(2) Be
Be与Al成对角关系，其相似性更加明显。如
离子势 (φ＝Z＋/r＋)
(Be2＋)＝2/0.35＝5.7 (Al3＋)＝3/0.51＝5.9
(Mg2＋)＝2/0.65＝3.08
相近 差异大
电极电势
φ(Be2＋/Be)＝－1.85V (Al3＋/Al)＝－1.61V
然而, 氢与碱金属的差别十分大。
2 .但从获得1个电子就能达到稳定的稀有气体结构
看,氢应与卤素类似。确实氢与卤素一样, 都可作为氧化 剂。
然而, 氢与卤素的差别也很大, 表现在下面五个方面:
(1) H的电负性2.2，仅在与电负性极小的金属作用时 才能获得电子成为H－负离子；
(2) H－负离子特别大(154 pm)，比F－(136 pm)负离 子还要大, 显然其性质不可能是同族元素从I－到F－即由 下到上递变的延续；
周期反常现象
氢的不规则性问题 第二周期元素的特殊性 第四周期非金属元素最高价态的不稳定性 惰性电子对效应 第五、六周期重过渡元素的相似性 次周期性
周期反常现象
一 氢的不规则性问题
1. 氢的原子序数为1，电子结构1s1，碱金属电 子结构ns1，均可作为还原剂。说明氢与碱金属的类 似性。
化学活泼性特别大。
通常用贴近F原子的孤对电子间的排斥作用来解释。 由于F半径小，导致F的电子云密度高度密集，因而对 任何外来的进入F的外层的电子产生较强的排斥作用， 从而对F参与形成的键的键能产生削弱作用。
类似的效应在O和N中也出现。
总之, 第二周期元素与同族其他元素在性质 上出现变化不连续的现象，却与第三周期斜对角 元素相似。这被称为
外层轨道能量下降,它意味着轨道将靠近原 子核, 原子核对外层轨道电子的吸引力增加，电 子云收缩，这称为相对论性收缩(直接作用)。这 种作用对s、p 轨道尤为显著。
由于外层轨道产生的相对论性收缩，屏蔽 作用增加，使得原子核对内层电子的吸引减弱， 导致内层轨道能级上升，电子云扩散，这意味 着轨道远离原子核。这称为相对论性膨胀(间接 作用)。相对论性膨胀一般表现在d、f 轨道上。
再是由于d轨道参与形成π键的能力上 的差别： 如，BrO4－和ClO4－
Cl的3d与Br的4d虽然均可与O的2p轨道形成p－ d键，但由于Cl的3d轨道径向伸展近，结合强，Br的 4d伸展较远，结合有效性差，因而Br的4d轨道与O的 2p轨道成键能力不如Cl的3d与O的2p的成键能力强， 因而BrO4－不如ClO4－稳定。而IO4－的稳定性增高是由 于 I 的4f轨道也能参与成键的缘故。
由下面的图我们可以看见，较重的Au比 Ag有更强的相对论性效应，其6s能级下降幅 度大于Ag的5s。
5s
5s
6s
6s
4d5/2
5d5/2
ε
4d
4d3/2
5d
5d3/2
NR
Rel
NR Rel
Ag
Au
图 Ag 和 Au 的价轨道的相对论性
(Rel)和非相对论性(NR)结果
由于重原子相对论性收缩更为显著, 所以
四 惰性电子对效应
p 区过渡后金属元素，Ga、In、Tl；Ge、Sn、Pb； As、Sb、Bi等中的ns2电子逐渐难以成键，而6s2又更甚。 这被称为惰性电子对效应。
对惰性电子对效应的解释很多，据认为均不甚完善。
▲有人认为，在这些族中，随原子半径增大，价轨 道伸展范围增大，使轨道重叠减小;
▲又认为，键合的原子的内层电子增加(4d、4f…), 斥力增加，使平均键能降低。如，
(4) Au的化合物的键长比Ag的类似化合物键 长短；
由于Au的5d能级的相对论性膨胀(间接作用) 大于Ag的4d 能级，因而又可解释：
(5) Au的第二电离势(1980 kJ·mol－1)小于Ag (2074 kJ·mol－1);
(6) Au可以形成高价化合物(＋3价、＋5价)， 而 Ag的高价不稳定；
GaCl3 InCl3 TlCl3 平均键能 B.E./kJ·mol－1 242 206 153
▲也有人认为，是6s 电子的钻穿效应大, 平均能量 低, 不易参与成键。
▲最近人们用相对论性效应解释6s2惰性电子对效应。
相对论性效应包括三个方面的内容:
●旋－轨作用; ●相对论性收缩(直接作用); ●相对论性膨胀(间接作用)。
Li2CO3加热 Li2O ＋ CO2
Na2CO3 加热不分解
相反，Li＋与大的、易极化的H－却能形成稳定的 共价型氢化物(LiH)，而其他均为离子型，易分解
LiH 很稳定
2NaH 620K 2Na ＋ H2
但Li与同它成对角线的Mg相似, 如：① 能直接与N2反应生成氮化物，且Li3N稳定；
HNO3 H3PO4 H3AsO4 H3SbO6 BiO3－
氧化性 强 无 中等 弱 中强
H2SO4 H2SeO4 H6TeO6
H2SeO4氧化性很强,是唯一能溶解金的单酸
(3) 生成焓
SF6 SeF6 TeF6 △fHmθ/kJ mol－1 －1210 －1030 －1315
(4) 卤化物的稳定性
(Mg2＋/Mg)＝－2.38V
相近 差异大
Be、Al相近的离子势导致相近的极化力和酸碱性。 如，Be、Al的化合物共价性较强，许多盐可溶于有机 溶剂，碳酸盐不稳定，氧化物和氢氧化物呈两性，其 盐易水解等。
(3) B
B与同族的区别在它几乎不具金属性, 在性质上与对角的Si相似。如
都不能形成正离子； 都能生成易挥发的、活泼的氢化物； 卤化物都易水解：
六 次周期性（第二周期性）
同族元素的物理化学性质，从上到下并非是简 单的直线形递变，而是呈现交错的“锯齿”形变化， （2、4、6周期元素相似和3、5周期元素相似的现 象）。 如:
(1) 化合物的稳定性
周期数
化合物
2 (NCl5)
括号中的
3 PCl5
SO3 HClO4 化合物或者不
4 (AsCl5) (SeO3) (HBrO4) 存在，或者不
(3) 极易变形的H－负离子只能存在于离子型的氢化 物， 如 NaH中；
(4) 不能形成水合H－负离子，在水中将与质子结合生 成H2 (H－＋H3O＋＝H2O＋H2) ；
(5) 在非水介质中, H－负离子能同缺电子离子, 如 B3＋、Al3＋等结合成复合的氢化物.如,
4H－ ＋ Al3＋ ＝ [AlH4]－
对角线关系或对角线相似
同周期从左到右阳离子电荷升高、半径减小， 极化力增强；
同族从上到下阳离子电荷相同、但半径增加、 极化力减弱；
处于对角线的两元素,两种变化相互消长。使
极化力相近，性质相似
为什么第二周期与第三周期同族元素性质明 显差异？探讨其原因，有：
(1) 第二周期元素在成键时只限于使用s和p轨道(以 s－p的杂化轨道成键)；第三周期元素还可使用3d轨道 (如sp3d、sp 3d 2、sp 3d 3…杂化轨道成键), 共价数前者 最大为4，后者出现5、6、7 …等 。
② 6s收缩使汞具有类似于稀有气体的性质(6s2惰 性) ，化学性质不活泼，常温下为液体，且易挥发；
③ 第六周期元素普遍比第五周期元素有更高的氧化数；
④ 镧系元素最高价数是＋4(Ce、Pr、Tb),而锕系元素有
＋5、＋6(重元素的膨胀更大)。
第③第④两个现象可用相对论性间接作用(膨胀)使 5d、5f 能级上升，比4d、4f 更易参与成键来解释。
3 .若将 H 的电子结构视为价层半满结构， 则 H 可同 C 相比:
电负性相近(H: 2.2；C: 2.5)； H同C一样，既可作为氧化剂、又可作 为还原剂；
H与金属形成氢化物，碳与金属生成金 属型碳化物)；
氢属位置不确定的元素。
二 第二周期元素的特殊性
(1) Li
Li的电负性大， Li＋半径小、有极强的极化力，其 化合物不如其他碱金属化合物稳定。如，
(1) Au的原子半径(144.2pm)小于Ag(144.4pm);
(2) Au的第一电离势(890 kJ·mol－1)大于Ag (731 kJ·mol－1)，Au是更不活泼的惰性金属;
(3) Au的电子亲合势大于Ag，Au能同Cs、 Rb等生成Au显负价的化合物(如CsAu、RbAu)， 而Ag却无负价(电负性 Au 2.4，Ag 1.9)；
≡C－X
≡C－H
≡Si－X ≡Ge－X
—Z—n —＋—H→Cl
无 ≡Si－H ≡Ge－H
≡Sn－X
无 ≡Sn－H
相似 相似
(5) △I1＋I2＋I3Hmθ/kJ mol－1
B Al Ga In Tl 6887 5044 5521 5084 5438
(6) 第四周期过渡元素As、Se、Br最高氧化态不稳定 第六周期元素Tl、Pb、Bi 6s2惰性电子对效应
(2) 第二周期元素作中心原子时，只以键同其他 原子键合，而第三周期元素及更重元素除生成键外， 还能生成(p－d)键。如 SO42－中，S、O之间除生成 S—O外，还因O原子上有2p孤对电子，而中心 S 原子 有空 d 轨道，在对称性匹配条件下(如2pz－3dxz)可重叠 生成p－d键，这样，－键体系的生成使S－O键的 键长比正常的单键短。
(7) 颜色: Au 5d →6s 跃迁能级差小( 2.3eV,1855.1cm－1),
相当于539nm，吸收蓝紫色光，显红黄色; Ag 4d →5s 距离较大, 吸收紫外光, 显银白色;
上述相对论性效应可以进行推广，特别是对于第5、 6周期元素的物理化学性质的解释，如
① 6s收缩使Au具有类似于卤素的性质(负一价)；
在自然界中共生，难以分离。
对这种不规则性，一般用镧系收缩理论来解释， 即由于填充在f亚层的电子对核电荷不能完全屏蔽， 从而使有效核电荷增加，引起原子半径缩小和电离 能增大。
而相对论性效应认为，f电子的不完全屏蔽因素 是由于4f 和5d轨道的相对论性膨胀而远离原子核的 缘故。第六周期重过渡元素的6s轨道的相对论性收 缩较为显著。这样一来，6s电子受到的屏蔽作用就 比相对论性效应较弱的5s电子受到的屏蔽作用小， 原子核对6s电子的吸引力较大，因而第六周期重过 渡元素有较小的原子半径和较大的稳定性。
次周期性变化规律可用原子模型的松 紧规律和电子的屏蔽效应来进行解释：
在多电子体系中，随着周期数或核电荷的增加，1s 电子由于核的引力而逐渐紧缩，即离核更近。这样,它 对第二层电子的屏蔽将比理想状态就要大一些。其必 然结果就是导致核对第二层的引力相对减弱，因而出 现第二层电子较为疏松的状态。第二层的疏松又使其 对第三层的屏蔽比理想状态要小，从而又导致第三层 电子的紧缩，于是电子层就出现了紧、松、紧、松... 交替变化现象。这种效应叫做松紧效应。
5
SbCl5 TeO3 H5IO6
稳定。
6 (BiCl5)
(2) 氧化性
HClO4 HBrO4 H5IO6 φθ(XO4－/XO3－) 1.23 1.76 1.70
HBrO4的氧化性比HClO4和H5IO6强
HClO3 HBrO3 HIO3
φθ(XO3－/X2) 1.47
1.51 1.20
HBrO3的氧化性比HClO3和HIO3强
类似地，Tl、P百度文库、Bi最高价比In、Sn、Sb不稳定 也完全可以从6s 电子的相对论性收缩得到解释。
五 第五、六周期重过渡
元素的相似性
同第四、五周期过渡元素的性质递变规律相比, 第五、六周期重过渡元素的相似性多于差异性, 出现 了同族元素性质递变的不连续性。
如他们的金属单质都不活泼，难与稀酸反应； 原子半径和离子半径非常接近，化学性质非常相似，
BCl3 ＋ 3H2O ＝ H3BO3 ＋ 3HCl SiCl4 ＋ 4H2O ＝ H4SiO4 ＋ 4HCl
(4) F
F在同族中的特殊性尤为突出: 它的电子亲合势特别小:
EA(F)＝－322 kJ·mol－1 EA(Cl)＝－348 kJ·mol－1
原子的半径也很小：
r(F)＝64 pm
r(Cl)＝99 pm
三 第四周期非金属元素(As、Se Br) 最高价态的不稳定性
1. PCl5、SbCl5稳定，AsCl5难制取 2. SO3、TeO3较稳定，SeO3易分解
3. Br(Ⅶ)的化合物虽已制得，但其氧化性大 于Cl(Ⅶ)和I(Ⅶ)的氧化性
As、Se、Br高价不稳定是由于其电子层中出现了3d 电子亚层，3d电子的屏蔽常数小于1，不能完全屏蔽一 个核电荷，从而使这些元素的有效核电荷较大，为达 最高氧化态所需激发能不能被总键能的增加所抵销。
② Li、Mg都易生成有机金属化合物。
其他碱金属不具这两条性质。
(2) Be
Be与Al成对角关系，其相似性更加明显。如
离子势 (φ＝Z＋/r＋)
(Be2＋)＝2/0.35＝5.7 (Al3＋)＝3/0.51＝5.9
(Mg2＋)＝2/0.65＝3.08
相近 差异大
电极电势
φ(Be2＋/Be)＝－1.85V (Al3＋/Al)＝－1.61V
然而, 氢与碱金属的差别十分大。
2 .但从获得1个电子就能达到稳定的稀有气体结构
看,氢应与卤素类似。确实氢与卤素一样, 都可作为氧化 剂。
然而, 氢与卤素的差别也很大, 表现在下面五个方面:
(1) H的电负性2.2，仅在与电负性极小的金属作用时 才能获得电子成为H－负离子；
(2) H－负离子特别大(154 pm)，比F－(136 pm)负离 子还要大, 显然其性质不可能是同族元素从I－到F－即由 下到上递变的延续；
周期反常现象
氢的不规则性问题 第二周期元素的特殊性 第四周期非金属元素最高价态的不稳定性 惰性电子对效应 第五、六周期重过渡元素的相似性 次周期性
周期反常现象
一 氢的不规则性问题
1. 氢的原子序数为1，电子结构1s1，碱金属电 子结构ns1，均可作为还原剂。说明氢与碱金属的类 似性。
化学活泼性特别大。
通常用贴近F原子的孤对电子间的排斥作用来解释。 由于F半径小，导致F的电子云密度高度密集，因而对 任何外来的进入F的外层的电子产生较强的排斥作用， 从而对F参与形成的键的键能产生削弱作用。
类似的效应在O和N中也出现。
总之, 第二周期元素与同族其他元素在性质 上出现变化不连续的现象，却与第三周期斜对角 元素相似。这被称为