1、元素周期律元素周期律 按核电荷数有小到大的顺序给元素编号，按核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种序号叫做原子序数。这种序号叫做原子序数。1、原子序数来源、原子序数来源2、结合图表（、结合图表（3-18号元素），讨论原子半径、号元素），讨论原子半径、第一电离能、元素化合价的规律变化。（第一电离能、元素化合价的规律变化。（P124）（1）原子半径变化：）原子半径变化：随原子序数的递增，元素的半径随原子序数的递增，元素的半径发生周期性的变化。发生周期性的变化。结论结论1（2）第一电离能的周期性变化）第一电离能的周期性变化i 概念：概念：某基态的某基态的气态气态的原子失去电子变为气态离子的原子失去电
2、子变为气态离子所需要的能量所需要的能量M(g)e M+(g)I1 第一电离能第一电离能 M+(g)e M2+(g)I2 第二电离能第二电离能 各级各级I关系为：关系为：I1I2I3Ii 注意：注意：电离能电离能反映了原子失去电子的难易。反映了原子失去电子的难易。I小，原子易失去电子，金属性强。反之，小，原子易失去电子，金属性强。反之，I大，大，原子难失去电子，金属性弱。原子难失去电子，金属性弱。ii 分析表分析表4-2，发现规律，发现规律结论结论2：元素的第一电离能随着原子序数的递增，元素的第一电离能随着原子序数的递增，呈现周期性的变化。呈现周期性的变化。（3）元素主要化合价的周期性变化）元素
3、主要化合价的周期性变化 39号元素号元素 Li Be B C N O F Ne最高正价最高正价最低负价最低负价+1+2+3 +5 -3-2-10 Na Mg Al Si P S Cl Ar最高正价最高正价最低负价最低负价+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-10结论结论3 3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，元素的最高正价重复出现由价呈周期性变化，元素的最高正价重复出现由+1+1到到+7+7递增，最低负价由递增，最低负价由-4-4到到-1-1递增的变化。（稀递增的变化。（稀有气体元素除外）有气体元素除外）归纳：元素周期律：归纳：元素周期律
4、：元素性质随核电荷递增呈现周期性变元素性质随核电荷递增呈现周期性变化的规律。化的规律。3、核外电子排布的周期性变化、核外电子排布的周期性变化随原子序数的递增，电子排布总是由随原子序数的递增，电子排布总是由ns开始填开始填充到充到np轨道充满后结束，而后又开始新的电子轨道充满后结束，而后又开始新的电子层的填充。层的填充。原子核外电子的排布呈现周期性的原子核外电子的排布呈现周期性的变化。变化。1、内容、内容2、本质、本质原子核外电子层结构的周期性。原子核外电子层结构的周期性。元素周期表元素周期表一、元素周期表的结构一、元素周期表的结构电子层数不变，按照原子序数依次递电子层数不变，按照原子序数依次递
5、增所形成的横行增所形成的横行分类：分类：短周期（短周期（1、2、3）长周期（长周期（4、5、6）不完全周期（不完全周期（7）概念：概念：1、周期、周期注意：注意：除第一、第七周期外，其余周期都从活泼除第一、第七周期外，其余周期都从活泼金属元素开始，逐步过渡到活泼的非金属金属元素开始，逐步过渡到活泼的非金属元素，最后以稀有气体元素结束。元素，最后以稀有气体元素结束。判断：判断：元素所在的周期数元素所在的周期数=元素原子具有的电子层数元素原子具有的电子层数周期的本质：周期的本质：是按原子核外电子排布的能级组的不同对元素是按原子核外电子排布的能级组的不同对元素进行分类。进行分类。注意：注意：镧系元素
6、：镧系元素：57号元素镧（号元素镧（La）到）到71号元素镥号元素镥（Lu）共）共15种元素，它们的电子层结构和性种元素，它们的电子层结构和性质非常相似，所以放在周期表中的同一格，总质非常相似，所以放在周期表中的同一格，总称镧系元素。称镧系元素。锕系元素锕系元素：89号元素号元素锕锕（Ac）到）到103号元素铹号元素铹（Lr）共）共15种元素，它们的电子层结构和性质种元素，它们的电子层结构和性质非常相似，所以放在周期表中的同一格，总称非常相似，所以放在周期表中的同一格，总称锕系元素。锕系元素。其中其中，锕系元素中，锕系元素中92U后面的元素多后面的元素多数是人工核反应制得的放射性元素，叫做超铀
7、数是人工核反应制得的放射性元素，叫做超铀元素。元素。例、试判断例、试判断11号号Na元素元素48号号Cd元素的周期元素的周期 电子层数电子层数 n=5,Cd元素为第五周期元素。元素为第五周期元素。11Na的电子排布式为：的电子排布式为：1s22s22p63s1 (或或Ne3s1)电子层数电子层数 n=3，Na所在的周期为第三周期。所在的周期为第三周期。48Cd的电子排布式为：的电子排布式为：Kr4d105s2 周期周期元素数目元素数目能级能级组组原子轨道原子轨道电子最电子最大容量大容量12345 6728818183223(未完未完)1s2s,2p3s,3p3d,4s,4p 4d,5s,5p
8、4f,5d,6s,6p5f,6d,7s(未完未完)288181832未满未满各周期元素的数目各周期元素的数目各周期元素的数目各周期元素的数目 各能级组中所能容纳的电子数目各能级组中所能容纳的电子数目2、族、族概念：概念：最外层电子数不变，电子层数递增形成最外层电子数不变，电子层数递增形成的纵行的纵行分类：分类：主族（主族（A）、副族（）、副族（B）、）、族、族、0族族共共7个主族。特点：内层轨道已填个主族。特点：内层轨道已填满，最后一个电子填充于满，最后一个电子填充于ns或或np轨道上轨道上(具有具有ns12 或或 ns2 np16结结构构)的元素。的元素。主族元素：主族元素：(1)、主族元素
9、的族数原子最外层电子数、主族元素的族数原子最外层电子数=元素的元素的最高正价最高正价(2)、最外层电子数、最外层电子数 ns+np 8时，称时，称0族元素族元素例：例：试推出试推出35号元素所在的周期和族号元素所在的周期和族?解：解：35号元素溴号元素溴(Br)的电子结构式为的电子结构式为:1s22s22p63s23p63d104s24p5 该元素在周期系的第四周期该元素在周期系的第四周期 A族族副族元素副族元素（B族）族）次外层轨道未填满，最外层次外层轨道未填满，最外层12个电子。个电子。(具具有有(n-1)d110 ns12的结构）的结构）(n-1)d +ns 电子数电子数 8 时。则：时
10、。则：族数族数 (n-1)d+ns 电子数电子数(n-1)d+ns电子数电子数 8，9，10时；时；族数族数=第第族。族。(n-1)d+ns 电子数电子数11,12时，时，族数族数=第第B；B族。族。例：试分别推出例：试分别推出22、25、29、45元素所在的元素所在的周期和族？周期和族？22号元素号元素Ti：Ar3d24s2 第第B族族25号元素号元素Mn：Ar3d54s2 第第B族元素族元素29号元素号元素Cu：Ar3d104s1 第第B族元素族元素45号元素号元素Rh：Kr4d8 5s1 第第族元素族元素3、列、列元素周期表中共有元素周期表中共有18个纵列，从左到右依次个纵列，从左到右依
11、次为为1、218分别写出每列的外围电子构型分别写出每列的外围电子构型1234567ns1ns2(n-1)d1ns2(n-1)d2ns2(n-1)d3ns2(n-1)d5ns1(n-1)d5ns28 9 1011121314(n-1)d68ns2(n-1)d10ns1(n-1)d10ns2ns2 np1ns2 np215161718ns2 np3ns2 np4ns2 np5ns2 np64、区、区 根据最后根据最后1个电子排入的轨道，将周个电子排入的轨道，将周期表中的元素分成期表中的元素分成s、p、d、ds、f五个区五个区 S区元素：区元素：次外层无次外层无d电子，最外层为电子，最外层为ns12
12、 的电子层结的电子层结构构(A和和A族族)的元素的元素该区元素具有活泼的化学性质，易失去电子该区元素具有活泼的化学性质，易失去电子形成形成M+，M2+离子，称为碱金属（离子，称为碱金属（A族），族），碱土金属（碱土金属（A族）。族）。p区元素：区元素：最外层电子结构为最外层电子结构为ns2np16,包括了包括了A0族元素（族元素（He无无p电子）。电子）。p区元素大多为非金属，在化合物中可形成区元素大多为非金属，在化合物中可形成与族序数相同的最高氧化态与族序数相同的最高氧化态(但但O、F除外除外)。d区区(及及ds区区)元素：元素：电子结构特征电子结构特征(n-1)d110ns12包括了包括了
13、B族和族和B 与与B族族(ds区区)的过渡元素。的过渡元素。本区元素最外层只有本区元素最外层只有12个电子，化学反应时个电子，化学反应时可失去或参与反应。因而表现出的化学性质为可失去或参与反应。因而表现出的化学性质为 都是金属；都是金属；可显可显+2氧化态；氧化态；同周期的本区元素性质比较相近；同周期的本区元素性质比较相近；除除ns电子可参与反应外，电子可参与反应外，(n-1)d电子也可部电子也可部分或全部参与反应。因此可显多种氧化态。分或全部参与反应。因此可显多种氧化态。f 区元素：区元素：电子结构特征：电子结构特征：(n-2)f 114(n-1)d 02ns2电子填充时，最后一个电子填在电
14、子填充时，最后一个电子填在(n-2)f 轨轨道上。包括了镧系和锕系元素。道上。包括了镧系和锕系元素。f 区元素的特点是：区元素的特点是：化学性质十分相似。化学性质十分相似。因为最外层和次外层的电子结构十分相因为最外层和次外层的电子结构十分相似；只在倒数第三层有所不同。似；只在倒数第三层有所不同。d 区s 区ds 区p 区f 区例例1：某第四周期元素失去某第四周期元素失去3个电子后，在个电子后，在3d轨轨道上电子恰好半充满，试写出该元素的电子结道上电子恰好半充满，试写出该元素的电子结构式，判断它在周期系中的位置、原子序数、构式，判断它在周期系中的位置、原子序数、元素名称和符号。元素名称和符号。该
15、元素为第四周期元素该元素为第四周期元素 电子层数电子层数n=4 该离子该离子M3+具有具有3d5的电子结构的电子结构 该元素的外层电子结构为：该元素的外层电子结构为：3d64s2 则该元素的电子结构为：则该元素的电子结构为：Ar3d64s2，该元素在周期系中位置为：第四周期该元素在周期系中位置为：第四周期族。族。原子序数原子序数26号，元素名称号，元素名称 铁，符号铁，符号Fe例例2：试写出第试写出第47号元素的电子结构式，判号元素的电子结构式，判断它在周期系中的位置。断它在周期系中的位置。解：该元素的电子层结构式为：解：该元素的电子层结构式为：1s22s22p63s23p63d104s24p
16、64d105s1；Kr4d105s1 该元素的周期系位置为：该元素的周期系位置为：第五周期第五周期B族；元素名称：银；符号族；元素名称：银；符号Ag二、元素及其形成的单质、化合物性质的递变规律二、元素及其形成的单质、化合物性质的递变规律1、元素基本性质的递变规律、元素基本性质的递变规律（1）原子半径的周期性变化原子半径的周期性变化由于原子形成的化学键或相互间的作用不同，原由于原子形成的化学键或相互间的作用不同，原子半径分有三种：子半径分有三种：a a、共价半径：、共价半径：原子间以共价键结合，两原子原子间以共价键结合，两原子核间距的一半。核间距的一半。d121dr共b、金属半径：、金属半径：金
17、属晶体中，两相邻原子核间距的一半金属晶体中，两相邻原子核间距的一半d222dr金c c、范德华半径：、范德华半径：在分子晶体中，两相邻原子核间距的一半。在分子晶体中，两相邻原子核间距的一半。d323dr范 三种半径的关系为：范氏三种半径的关系为：范氏r r 金属金属r r 共价共价r r 短周期元素：短周期元素：从左从左右，由于核电荷增大，原子半径逐渐缩小右，由于核电荷增大，原子半径逐渐缩小 长周期元素：长周期元素：（屏蔽作用（屏蔽作用P129）从左从左右总趋势逐渐减小，但其缩小的幅度较主族元素的小右总趋势逐渐减小，但其缩小的幅度较主族元素的小 副族元素随核电荷增加，电子依次在副族元素随核电荷
18、增加，电子依次在(n-1)d 或或(n-2)f 轨道轨道上填充。由于上填充。由于d电子像屏障一样减弱了核对外层电子的吸引，电子像屏障一样减弱了核对外层电子的吸引，从而使原子半径的递减幅度减小。而到了从而使原子半径的递减幅度减小。而到了ds区的区的B、B族元素时，由于族元素时，由于(n-1)d轨道电子全充满，又增大了它的屏蔽轨道电子全充满，又增大了它的屏蔽作用，使原子半径略有增大。作用，使原子半径略有增大。问题：那如何来比较原子半径的大小呢？问题：那如何来比较原子半径的大小呢？a、原子半径在周期中的变化：、原子半径在周期中的变化：长周期元素：长周期元素：（屏蔽作用（屏蔽作用P129）对于内过渡元
19、素对于内过渡元素(f区元素区元素),电子填充在电子填充在(n-2)f 轨轨道上，对外层电子的屏蔽作用更大道上，对外层电子的屏蔽作用更大(=1),，所，所以原子半径减小更少。以原子半径减小更少。b、原子半径在族中的变化规律：、原子半径在族中的变化规律：、原子半径在族中的变化：、原子半径在族中的变化：主族元素：主族元素：镧系收缩现象：（镧系收缩现象：（P129）从上从上下下 因电子层数增多，电因电子层数增多，电子间的排斥力增大子间的排斥力增大,原子半径原子半径 r增大。增大。副族元素：副族元素：从上从上下半径变化不明显，第四下半径变化不明显，第四周期周期第五周期略有增大，第五第五周期略有增大，第五
20、周期周期第六周期半径很相近第六周期半径很相近在第六周期的镧系元素中，从镧在第六周期的镧系元素中，从镧镱整个系列镱整个系列的原子半径总趋势有所减小的现象：的原子半径总趋势有所减小的现象：镧系收缩镧系收缩主族元素主族元素125 132 145 161 r/pm Cr V Ti Sc 第四周期元素 元素的原子半径变化趋势137 143 159 173 r/pm WTa Hf Lu 第六周期元素136 143 160 181 r/pm Mo Nb Zr Y 第五周期元素（2）电离能的周期性变化电离能的周期性变化 电离能（电离能（I I）的定义：）的定义：使气态的、基态的原子失去电子变为气态离子使气态的
21、、基态的原子失去电子变为气态离子所需要的能量。所需要的能量。M(g)e M+(g)I1 第一电离能第一电离能 M+(g)e M2+(g)I2 第二电离能第二电离能 各级各级I关系为：关系为：I1I2I3Ii 电离能电离能反映了原子失去电子的难易。反映了原子失去电子的难易。I小，原小，原子易失去电子，金属性强。反之，子易失去电子，金属性强。反之，I大，原子大，原子难失去电子，金属性弱。电离能的变化也呈现难失去电子，金属性弱。电离能的变化也呈现周期性的递变规律。周期性的递变规律。核电荷核电荷数数元素符元素符号号I1I2I3I4I5I6I7I8I93Li5.475.6122.44Be9.318.21
22、53.9 217.75B8.325.137.9259.3 340.16C11.324.447.964.5392.0 489.87N14.529.647.477.597.9551.9 666.88O13.635.154.977.4113.9 138.1 739.1 871.19F17.435.062.687.1114.2 157.1 185.1 953.61102A、I1 I2 I3 I4 I5B、分析分析Li，原子核外有，原子核外有3电子。电子。I3比比I2增大不到一倍，但增大不到一倍，但I2比比I1却却增大了十几倍。说明这增大了十几倍。说明这3电子分两组，两组能量有差异。电子分两组，两组能量
23、有差异。I1比比 I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易被去掉。另两个电子能量较低，在离核较近的区域运动。容易被去掉。另两个电子能量较低，在离核较近的区域运动。C、结论：电子是分层排布的。结论：电子是分层排布的。、电离能在周期中的递变规律：、电离能在周期中的递变规律：从左从左右，随核电荷增大，核对电子的吸引力右，随核电荷增大，核对电子的吸引力增大，增大，I(即即:每周期每周期IA的电离能最小，而的电离能最小，而0族族稀有气体电离能最大。过渡元素中，电子依次稀有气体电离能最大。过渡元素中，电子依次加到次外层，由于
24、屏蔽作用，加到次外层，由于屏蔽作用，r减小缓慢，减小缓慢，I 略有增加。略有增加。原子结构的半满和原子结构的半满和全满状态较稳定，全满状态较稳定，电离能比相邻原子大。电离能比相邻原子大。电离能及其在周期系中的递变规律：电离能及其在周期系中的递变规律：注意：注意：、电离能在同族中的递变规律：、电离能在同族中的递变规律：从上从上下下n增大，增大，r增大，核对外层电子的吸增大，核对外层电子的吸引力减小。所以电离能下降。引力减小。所以电离能下降。知道：知道：副族元素的第一电离能变化幅度较小且规律性副族元素的第一电离能变化幅度较小且规律性不大明显，是因为它们新增的电子是填入到不大明显，是因为它们新增的电
25、子是填入到（n-1）d轨道或（轨道或（n-2）f轨道，而最外层电子轨道，而最外层电子排布基本相同的缘故。排布基本相同的缘故。元元素素的的第第一一电电离离能能的的变变化化规规律律（3）、）、电子亲合能（电子亲合能（A）的周期性变化）的周期性变化 电子亲合能（电子亲合能（A）（电子亲和势）（电子亲和势）定义定义：由一个基态气态原子得到电子变为气态由一个基态气态原子得到电子变为气态负离子所放出的能量。负离子所放出的能量。例：例：F(g)+e F-(g)A1=-328KJmol-1A是体现元素原子得到电子转变为负离子的是体现元素原子得到电子转变为负离子的难易。难易。A越负表明其越易得到电子变成负离越负
26、表明其越易得到电子变成负离子，表示非金属性愈强。子，表示非金属性愈强。电子亲合能的周期性变化：电子亲合能的周期性变化：A、同周期：同周期：从左从左右核电荷增大，原子半径减小，核外右核电荷增大，原子半径减小，核外电子吸引力增加，所以电子亲合能的负值增电子吸引力增加，所以电子亲合能的负值增大，即放出能量增大。大，即放出能量增大。B、同族：同族：从上从上下，因原子半径增大，核对电子的吸下，因原子半径增大，核对电子的吸引力下降。所以引力下降。所以A的负值变小。的负值变小。（4）元素的电负性）元素的电负性()及其周期性变化：及其周期性变化：定义：定义：元素的原子在分子中吸引成键电元素的原子在分子中吸引成
27、键电子的能力。子的能力。吸引电子能力吸引电子能力电负性的周期性变化：电负性的周期性变化：A、同周期（主族）：同周期（主族）：从左从左右，右，值增大，元素非金属性增强，值增大，元素非金属性增强，金属性减弱。金属性减弱。B、同族（主族）：、同族（主族）：从上从上下，下，值依次减小，非金属性减弱，值依次减小，非金属性减弱，金属性增强。金属性增强。C、副族元素：副族元素：值总的变化不明显，它们之间相差较小，值总的变化不明显，它们之间相差较小，它们都是金属，但金属性不及它们都是金属，但金属性不及IA、A族元族元素活泼。素活泼。电负性逐渐电负性逐渐 。增增 大大电负性有电负性有 的趋势的趋势减小减小电负性
28、最大电负性最大电负性最小电负性最小电负性()变化P电负性的应用电负性的应用i、衡量元素的金属性和非金属性的强弱、衡量元素的金属性和非金属性的强弱非金属元素的电负性一般大于，而金属元素非金属元素的电负性一般大于，而金属元素的电负性一般小于。电负性越大，非金属性的电负性一般小于。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱。越强，金属性越弱。ii 化学键的判断化学键的判断A、B两原子的电负性差值越大，两原子的电负性差值越大，AB键的键的极性就越大。一般的经验是：极性就越大。一般的经验是：x，它们之间的键是离子键，它们之间的键是离子键x，它们之间的键是共价键，它们之间的键是共价键电负性相等或相近的金属元素之
29、间则以金属电负性相等或相近的金属元素之间则以金属键形成金属化合物。键形成金属化合物。氧化数氧化数（一般情况下，氧化数数值上等于化合价数。）（一般情况下，氧化数数值上等于化合价数。）非金属元素形成的化合物中，电负性大的元素，非金属元素形成的化合物中，电负性大的元素，其氧化数为负值，其氧化数为负值，电负性小的元素，其氧化数电负性小的元素，其氧化数为正值。为正值。二、主族元素的金属性和非金属性递变规律二、主族元素的金属性和非金属性递变规律虚线的左面是金属元素，右面是非金属元素。但虚线的左面是金属元素，右面是非金属元素。但是，金属性、非金属性并无严格界限，位于分界是，金属性、非金属性并无严格界限，位于
30、分界线附近的元素，既表现出某些金属性质又表现出线附近的元素，既表现出某些金属性质又表现出某些非金属性质，我们常把两侧的元素称为半金某些非金属性质，我们常把两侧的元素称为半金属，比如属，比如B，Si，Ge，As，Te等。等。1243567B硼硼Al铝铝Si硅硅Ge锗锗As砷砷Sb锑锑Te碲碲Po钋钋At砹砹He 2Ne10Ar18Kr36Xe54Rn86IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBIIIAIVAVAVIAVIIAIIA0IA288181832镧系镧系锕系锕系族族 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 元素元素数目数目周期周
31、期过渡元素三、元素形成的单质和化合物性质递变规律三、元素形成的单质和化合物性质递变规律1、同一周期：从左到右，主族元素的最高价、同一周期：从左到右，主族元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；它们的气态氢化物稳定性增强。增强；它们的气态氢化物稳定性增强。2、同一主族：自上而下，元素最高价氧化、同一主族：自上而下，元素最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性逐渐减弱，物对应的水化物碱性增强，酸性逐渐减弱，它们的气态氢化物的稳定性逐渐减弱。它们的气态氢化物的稳定性逐渐减弱。Li与与Mg,Be与与Al,B与与Si这三对元素在周期这三对元素在周期
32、表中处于对角线位置：表中处于对角线位置：相应的两元素及其化合物的性质有许多相似相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处。这种相似性称为对角线规则。之处。这种相似性称为对角线规则。第二周期元素与同族的其他元素在性质上第二周期元素与同族的其他元素在性质上出现变化不连续性，却和第三周期斜对角线的出现变化不连续性，却和第三周期斜对角线的元素性质相似。元素性质相似。对角线规则对角线规则周期表中的对角线规则周期表中的对角线规则内容内容LiBeBCNaMgAI Si 在周期表中，除了我们常说的族和周期的在周期表中，除了我们常说的族和周期的规律性外，还会出现某一小块区域的规律性规律性外，还会出现某一小块区域
33、的规律性.例例如，在第如，在第 2 周期和第周期和第 3 周期开头几个元素间出周期开头几个元素间出现的相似性，我们称为对角线规则现的相似性，我们称为对角线规则对角线规则是指周期表中相邻两族位于左上到对角线规则是指周期表中相邻两族位于左上到右下的对角线上的元素的具有相似性。右下的对角线上的元素的具有相似性。第第 2 周周期的期的 Li、Be、B 3元素和其右下脚第元素和其右下脚第 3 周期的周期的 Mg、Al、Si 3元素及其化合物的性质有许多相元素及其化合物的性质有许多相似之处似之处.单质与氧作用生成正常氧化物单质与氧作用生成正常氧化物 Li+和和Mg2+的水合能力较强的水合能力较强 碳酸盐受
34、热分解，产物为相应氧化物碳酸盐受热分解，产物为相应氧化物 氯化物共价性较强，均能溶于有机溶剂中氯化物共价性较强，均能溶于有机溶剂中 氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水 氢氧化物均为中强碱，且水中溶解度不大氢氧化物均为中强碱，且水中溶解度不大 加热分解为正常氧化物加热分解为正常氧化物锂与镁的相似性锂与镁的相似性 两者都是活泼金属，在空气中易形成致密两者都是活泼金属，在空气中易形成致密 的氧化膜保护层的氧化膜保护层 碳化物与水反应生成甲烷碳化物与水反应生成甲烷 盐都易水解盐都易水解 卤化物均有共价型卤化物均有共价型 氧化物的熔点和硬度都很高氧化物的熔点和硬度都很高 两
35、性元素，氢氧化物也属两性两性元素，氢氧化物也属两性Be2C+4 H2O 2 Be(OH)2 +CH4 Al4C3+12 H2O 4 Al(OH)3 +3 CH4 铍与铝的相似性铍与铝的相似性 自然界均以化合物形式存在自然界均以化合物形式存在 易形成配合物，如易形成配合物，如 HBF4 和和 H2SiF6 卤化物易水解卤化物易水解 由于由于BB和和SiSi键能较小，烷的数目比键能较小，烷的数目比 碳烷烃少得多，且易水解碳烷烃少得多，且易水解 H3BO3 和和 H2SiO3 在水中溶解度不大在水中溶解度不大 氧化物是难熔固体氧化物是难熔固体 单质易与强碱反应单质易与强碱反应硼与硅的相似性硼与硅的相似性练习：P133-P134
