元素的“金属性”辨析

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1、元素的“金属性”辨析　　一、问题的提出　　在互联网上有一个碱金属与水反应实验的视频：国外一组研究人员在空旷的室外进行碱金属单质锂、钠、钾、铷、铯与水反应的实验。具体的现象是：锂与水平稳反应；钠与水剧烈反应，有黄光；钾与水剧烈反应并起火，轻微爆炸；铷与水迅速反应，爆炸，将一只类似浴缸样的容器炸出一个窟窿；铯与水反应，剧烈爆炸，将类似浴缸样的容器炸得粉碎。因为中学化学实验室一般没有金属锂、铷和铯，因此这个视频被我引入课堂，也很快吸引了学生的眼球，他们兴奋异常，有的甚至尖叫起来。根据实验现象，很容易得出碱金属单质随原子序数的递增，金属性逐渐增强的结论。同时，元素周期律也表明

2、，同主族元素，从上往下随核电荷数的增加，金属性逐渐增强。这与实验现象非常吻合，是理论与实践完美统一的典范。　　但查阅大学教材附录我们可以发现，金属锂的标准电极电势却是碱金属元素中最小（负）的。　　表1碱金属元素的标准电极电势[1]　　由表1中数据发现，标准电极电势随原子序数递增顺序并非单调变化，且与元素周期律揭示的金属性顺序不一致。原因在哪里？要回答这个问题，我们首先要对中学化学中常见概念――“金属性”进行辨析。　　二、游离态原子的金属性与电离能　　在苏教版《化学2》（必修）第9页：“5同一主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增加，原子半径

3、逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。”我们从表述中可以知道，这里“金属性”所描述的对象是“游离态的原子”，即气态原子。我们知道，气态氢原子的1s电子，若得到13.6eV的能量，将从基态跃迁到n=∞的激发态，成为自由电子，氢原子失去1个电子变为+1价的气态阳离子。就是氢的电离能（I1）为13.6eV（约1310kJ?mol-1）。又如碱金属Na的第一电离能（I1）可表示为：Na（g）-e-=Na+（g）ΔH=494kJ?mol-1。化学上常用电离能（I）考察“游离态原子”的金属性强弱。　　表2碱金属元素的

4、第一电离能（I1）[1]　　元素原子的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即该元素在气态时的金属性越强。从上面表格的数据我们可以得出，游离态碱金属元素的金属性强弱顺序：Li

5、能也就越小。但从第4周期开始，p区元素由于填充3d轨道电子，有效核电荷数（Z*）的贡献开始凸现，电离能变小趋势减小。尤其是第6周期开始填充4f轨道电子，有效核电荷数（Z*）的贡献甚至超过原子半径增大所起的贡献，有些主族元素的电离能有增大的趋势（见表3）。电子构型是影响电离能的第三个因素，各周期中稀有气体元素的电离能最大，部分原因是由于稀有气体元素的电子具有相对稳定的8电子最外层构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性比较高。如Zn（3d104s2）、Cd（4d105s2）、Hg（5d106s2）比同周期相邻元素的电离能高（见表4）。　　表3IIIA元素的第一

6、电离能（I1）[1]　　表4IB、IIB、IIIA元素的第一电离能（I1）　　单位：kJ?mol-1[1]　　三、水溶液中原子的金属性　　在《化学2》的第5页“信息提示”栏目中关于金属性强弱判断的表述：通常情况下，元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强。这种定性描述往往难以准确界定：“越容易”的标准是什么？NaOH、KOH、RbOH、CsOH的碱性强弱又被溶剂水拉平而无法比较。为此，化学上引入了电极电势的概念。对于金属元素，如铜的标准电极电势为+0.337V，锌的标准电极电势为-0.763V。显然+0.337>（-0.

7、763V），即锌比铜金属性强。锌的电极电势比铜的电极电势小得多，金属锌是较强的还原剂，锌离子能在溶液中较稳定地存在，是弱氧化剂。相反，Cu2+是比Zn2+更强的氧化剂，金属铜是比金属锌更弱的还原剂。因此，在水溶液中讨论元素金属性强弱就必须用到元素的电极电势概念。5　　对金属元素而言的电极电势，是处于基态的原子与水溶液中的水合离子的电势差。它的大小取决于金属原子离子化的倾向及其他因素。根据波恩―哈伯循环，由金属晶体到水合离子有三个过程：1.金属原子克服金属键转变为气态金属原子（即金属的原子化热或升华能）；2.金属气态原子失去电子变成气态离子（电离能I）