朱慶斌

元素的金屬性或非金屬性比較是中學化學一種常見題型，教學實踐中常會產(chǎn)生一些困惑，如：金屬活動性順序表中Ca在Na前，但Na與水反應更劇烈；金屬活動性順序表中鋁在鐵前，但氫氧化鋁有兩性，而氫氧化鐵是堿；從反應條件看，與氫氣反應時氮氣比硫難，但硝酸與硫酸均是強酸；從最高價含氧酸來看，硫酸酸性比碳酸強，但甲烷比硫化氫穩(wěn)定；等等。這些困惑都源自元素的金屬性或非金屬性強弱比較，應該怎么解釋？問題出在哪里？本文試對中學化學中金屬性非金屬性比較依據(jù)展開反思。

一、正確認識金屬性與非金屬性

1.金屬性

金屬性是指氣態(tài)金屬原子失電子形成氣態(tài)陽離子能力的性質(zhì)，大學教材中常用電離能來表示原子失電子的難易程度。一般說來，元素的電離能數(shù)值越大，則其金屬性越弱。而中學化學比較金屬性強弱的常見依據(jù)是：（1）金屬能否與水或酸反應以及劇烈程度；（2）最高價氧化物的水化物堿性強弱；（3）金屬與鹽溶液之間的置換反應；（4）周期表中位置；（5）不同金屬構(gòu)成原電池時正負極情況；（6）金屬離子在電解池陰極上的放電順序。然而，這些依據(jù)都不是反映電離能大小的直接證據(jù)。其中的第（1）（3）（5）（6）條依據(jù)實際體現(xiàn)的是金屬活動性強弱。金屬活動性是指金屬單質(zhì)在水溶液中失電子形成水合離子能力的性質(zhì)，它是以金屬的標準電極電勢為判斷依據(jù)的。標準電極電勢（主要影響因素是金屬單質(zhì)在水溶液中的焓變）與原子的升華焓、電離能以及氣態(tài)離子的水合焓等多種因素有關(guān)，關(guān)系如圖1所示。

圖1由此可見，電離能只是其中一個環(huán)節(jié)的能量變化，因此電離能大小順序（金屬性順序）與金屬活動性順序自然有可能不一致，如由于鋰離子的半徑非常小，其水合焓突出地大，導致它是金屬活動性最強的元素，ⅠA、ⅡA族金屬活動性順序為Li、Cs、Rb、K、Ba、Sr、Ca、Na、Mg、Be。再如銅和鋅的第一、第二電離能總和接近，水合焓也差不多（半徑相近、電荷數(shù)相同），但是銅的升華焓要比鋅大很多，故金屬活動性銅弱于鋅；但是因為銅的第一電離能小于鋅，所以一般認為銅的金屬性強于鋅。因此，由于“金屬性”與“金屬活動性”并非同一概念，雖然金屬性強的元素，其金屬活動性一般也強，但不可將此規(guī)律絕對化。

此外，金屬單質(zhì)與水或酸反應的劇烈程度受動力學因素影響較大，而金屬性或金屬活動性討論的卻是熱力學因素，如鋰的金屬活動性強于銫，但銫與水的反應顯然更劇烈。而且，反應的劇烈程度還受到其他因素的影響，如鋁與硫酸反應的劇烈程度就不如鋅與同濃度的硫酸反應；再如鈣的金屬活動性強于鈉，但其與水的反應沒有鈉劇烈，其原因是：

（1）鈉比較軟，熔點低，反應時熔化，增大了反應面積；

（2）鈉的密度小于水，浮在水面上，可以快速游動；

（3）氫氧化鈉的溶解度大，生成后以離子形式存在于溶液中，而氫氧化鈣微溶，生成的氫氧化鈣會覆蓋在未反應的鈣表面，一定程度上阻礙了反應。因此通過反應的劇烈程度來判斷金屬活動性或金屬性強弱，是非常不可靠的。

金屬最高價氧化物的水化物的堿性強弱及是否具有兩性，一般認為與金屬離子所帶的電荷數(shù)和離子半徑的比值有關(guān)，比值越小，堿性越強。但實際上氫氧化物在水溶液中的堿性強弱除了與金屬的電子層結(jié)構(gòu)、電荷數(shù)和半徑有關(guān)外還受到溶劑效應、氫鍵等因素的影響。甚至還有少數(shù)過渡金屬的最高價氧化物對應的水化物是強酸，如高錳酸、高錸酸等。因此，根據(jù)金屬最高價氧化物的水化物堿性強弱來判斷金屬性強弱，有時也不可靠。

2.非金屬性

非金屬性是指非金屬原子得電子形成陰離子能力的性質(zhì)，大學教材常用電子親和能來表示原子得電子的難易程度。一般說來，元素的電子親和能數(shù)值越大，它的非金屬性越強。而中學化學比較非金屬性強弱的常見依據(jù)是（1）氫化物生成的難易及其穩(wěn)定性；（2）最高價含氧酸的酸性強弱；（3）非金屬與鹽溶液之間的置換反應；（4）周期表中位置；（5）非金屬陰離子在電解池陽極上的放電順序；（6）單質(zhì)與同一變價金屬反應，生成物中金屬元素價態(tài)的高低，如硫、氯氣分別與鐵反應時生成物的價態(tài)。然而，這些依據(jù)也不是反映非金屬性強弱的直接證據(jù)。其中的第（1）（3）（6）條依據(jù)，涉及到單質(zhì)活潑性，而單質(zhì)活潑性大小顯然受到單質(zhì)分子結(jié)構(gòu)的影響，如氮氣的氮氮三鍵特別牢固，所以氮氣與氫氣反應較為困難；再如鐵分別在氧氣、氯氣中燃燒時，前者生成四氧化三鐵，后者生成氯化鐵，并沒有體現(xiàn)出氧元素的非金屬性強于氯，原因在于氧氣分子結(jié)構(gòu)中存在著雙鍵而氯氣分子結(jié)構(gòu)中存在的是單鍵。氫化物穩(wěn)定性也不只是受元素非金屬性強弱的影響，它與分子結(jié)構(gòu)有關(guān)，如甲烷分子完美的正四面體結(jié)構(gòu)，導致其穩(wěn)定性增加。另外，第（3）（5）條依據(jù)體現(xiàn)的是非金屬單質(zhì)在水溶液中的活動性強弱，類似于金屬活動性強弱，自然也不會完全與非金屬性強弱順序一致。

最高價含氧酸酸性強弱除受中心元素非金屬性強弱的影響之外，還受到原子半徑、氧化數(shù)以及非羥基氧原子數(shù)的影響。前文所說的高錳酸、高錸酸也是強酸，但它們是典型的金屬，其非金屬性顯然很弱。因此，根據(jù)最高價含氧酸的酸性來判斷非金屬性強弱，最好只用來判斷同一主族元素或同一周期元素，不能擴大化。

二、如何比較更為合理

根據(jù)金屬性與非金屬性的含義，似乎用電離能比較金屬性、用電子親和能比較非金屬性最為合理，但是電離能和電子親和能都只是分別從一個側(cè)面反映原子得失電子的能力，若僅從一個側(cè)面比較必然會有失偏頗，有些元素的原子難失電子，也難得電子，如碳、氫；再如氯原子的電子親和能大于氟原子，但氟的非金屬性強于氯。此外，電離能與電子親和能還受到半充滿、全充滿等因素影響，以及元素不都是＋1價或－1價，僅考慮第一電離能或電子親和能，顯然也不合理。

金屬性非金屬性強弱實際闡述的是原子相互化合時得失電子的能力，因此必須把該原子失去電子的難易和結(jié)合電子的難易統(tǒng)一起來考慮，而電負性就是綜合考慮原子得失電子能力的一種物理量，即按照電負性數(shù)值來衡量各種元素的金屬性和非金屬性強弱，較為合理。一般來說，同一周期從左到右，電負性依次增大，元素的非金屬性增強、金屬性減弱；同一主族，從上到下，電負性依次變小，元素的非金屬性減弱、金屬性增強（這種變化規(guī)律也存在著個別例外，如Sn和Pb）。當然，電負性數(shù)據(jù)存在著不同標度，不同標度給出的電負性數(shù)據(jù)往往不同，其大小順序也略有差異，如氮和氯，鮑林數(shù)據(jù)中氯的電負性數(shù)值大，而阿萊-羅周數(shù)據(jù)中氮的電負性數(shù)值大（大學教材多采用的是鮑林數(shù)據(jù)）。但總體來說，中學化學教學中根據(jù)電負性數(shù)值大小來比較金屬性或非金屬性強弱還是可靠的。

然而，中學化學涉及到的金屬性或非金屬性強弱比較，有時是在既不知道電負性數(shù)據(jù)，也不能借助周期表變化規(guī)律的情況下進行的，也就是說，必須用到上述那些“不太可靠”的依據(jù)。此時，一定要綜合分析各條依據(jù)，謹防以偏概全；同時最好還借助一些其他素材來判斷，如碳和硫非金屬性比較，可以根據(jù)CS2中碳為＋4價、硫為－2價，從而知道硫吸引電子的能力強于碳，即硫元素的非金屬性比碳強（人教版選修3給出的碳和硫電負性數(shù)值都是2.5，是因為其數(shù)據(jù)的精確度不夠）。

綜上所述，中學化學中金屬性或非金屬性比較的常見依據(jù)，除個別不能運用外（如劇烈程度），大多數(shù)只能在一定范圍內(nèi)使用，不能絕對化、擴大化。總體來說，中學化學教學中根據(jù)同主族（或同周期）的金屬性與非金屬性變化規(guī)律得出的結(jié)論較為可靠。(收稿日期：2014-01-22)