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。
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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
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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
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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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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。
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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