氧化性和还原性及元素周期律

氧化性、还原性强弱的比较

1.元素的化合价与物质氧化性、还原性的关系对于可变价态的元素来说，它处于最高价态时，只具有氧化性，处于最低价态时，只具有还原性，处于中间价态时既有氧化性又有还原性。但特别注意，元素处于最高价态时，不一定具有强氧化性，处于最低价态时，不一定具有强还原性。

2．氧化性、还原性强弱的判断规律

（1）按金属活动性顺序

金属单质还原性看金属活动顺序表金属阳离子氧化性强弱看金属活动顺序表倒序

（2）按非金属活动性顺序

非金属单质氧化性顺序表：（氟、氯、氧、溴、碘、硫）非

金属元素阴离子还原性强弱

看非金属单质氧化性顺序表倒

序：（硫、碘、溴、氧、氯、氟）

（3）按氧化还原反应的方向

同一氧化还原反应，氧化性：氧化剂>氧化产物,还原性：还原剂>还原产物

（4）按元素周期表

在同一周期内，从左到右，随着原子序数的递增，元素

单质的氧化性增强，说对应的阴离子的还原性减弱，元

素单质的还原性减弱，所对应的金属阳离子的氧化性增

强；在同一主族内，从上到下，随着原子序数的递增，单质的还原性增强，氧化性减弱，其所对应的金属阳离子的

氧化性减弱，非金属元素的阴离子的还原性增强。

（5）按氧化还原反应的程度

在相同条件下，不同氧化剂使同一种还原剂氧化程度大的，其氧化性强。

（6）按原电池和电解池中的放电顺序

电极参加反应的电池中，负极物质的还原性强于正极物

质，氧化性弱于正极物质。在电解池中，先放电的阳离

子的氧化性强，先放电的阴离子的还原性强。

（7）按反应条件的差异

反应对条件的要求越低，物质的氧化性或还原性就越强。

（8）按得电子时放出能量的高低或失电子时吸收能量的高低

金属原子失去电子时所需要吸收的能量越少，说明该金

属还原性越强；非金属原子得到电子时所放出的能量越多，说明该非金属单质氧化性越强。

元素周期律

元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。

2基本概念

元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。元素周期律由俄国的门捷列夫首先发现，并根据此规律创制了元素周期表。

3发现

19世纪60年代化学家已经发现了60多种元素，并积累了这些元素的原子量数据为寻找元素间的内在联系创造必要的条件。俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈锡尼等分别根据原子量的大小，将元素进行分类排队发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期变化的规律。1868年，门捷列夫经过多年的艰苦探索发现了自然界中一个极其重要的规律—元素周期规律。这个规律的发现是继原子-分子论之后，近代化学史上的又一座光彩夺目的里程碑它所蕴藏的丰富和深刻的内涵，对以后整个化学和自然科学的发展都具有普遍的指导意义。

1869年门捷列夫提出第一张元素周期表，根据周期律修正了铟、铀、钍、铯等9种元素的原子量;他还预言了三种新元素及其特性并暂时取名为类铝、类硼、类硅，这就是1871年发现的镓、1880年发现的钪和1886年发现的锗。这些新元素的原子量、密度和物理化学性质都与门捷列夫的预言惊人相符，周期律的正确性由此得到了举世公认。

4内涵

结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正价氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负价氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。(如O2->F->Na+>Mg2+）

电子构型是元素性质的决定性因素，而元素周期律是电子构型呈周期性、递变性变化规律的体现。

为了达到稳定状态，不同的原子选择不同的方式。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。

5内容

原子半径

同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。