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，關系如圖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，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構、電荷數(shù)和半徑有關外還受到溶劑效應、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)分子結構的影響，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構中存在著雙鍵而氯氣分子結構中存在的是單鍵。氫化物穩(wěn)定性也不只是受元素非金屬性強弱的影響，它與分子結構有關，如甲烷分子完美的正四面體結構，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)律得出的結論較為可靠。(收稿日期：2014-01-22)