化学人教选修3配套学案1.2.2元素周期律

第2课时元素周期律激趣入题·情境呈现自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？新知预习·自主探究一、原子半径1．影响因素：2．递变规律：二、电离能1．第一电离能的概念：__气态电中性__基态原子失去__一个__电子转化为气态基态正离子所需要的__最低能量__叫做第一电离能。2．第一电离能的变化规律：(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈__逐渐增大__的趋势。(2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能__逐渐减小__。三、电负性和“对角线规则”1．电负性：(1)定义：用来描述不同元素的原子对__键合电子__吸引力的大小。电负性越大的原子，对__键合电子__的吸引力__越大__。(2)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。(3)递变规律。①同周期，自左向右，元素的电负性逐渐__变大__。②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐__变小__。(4)应用：判断金属性和非金属性的强弱。①金属的电负性一般小于1.8。②非金属的电负性一般大于1.8。③电负性在1.8左右的，既表现__金属性__，又表现__非金属性__。2．对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其__右下方__的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。例如：X和Y就是对角线关系。预习自测·初试牛刀1．思考辨析：(1)电子的能层数多的元素的原子半径一定比电子的能层数少的元素的原子半径大。(×)(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。(×)(3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。(√)(4)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势故第一电离能C<N<O。(×)2．下列关于微粒半径的说法正确的是(C)A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B．核外电子层结构相同的单核微粒半径相同C．质子数相同的不同单核微粒，电子数越多半径越大D．原子序数越大，原子半径越大解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)，A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，核电荷数越多，微粒半径越小，B错误；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径>原子半径>阳离子半径，C正确；随着原子序数的增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化，D错误。3．对于以下各组微粒的半径，难以确定前者一定大于后者的是(D)A．两种原子的核外电子排布分别为：1s22s22p63s23p64s1和1s22s22p63s23p5B．两种原子的电子排布图为：和C．3s能级上填有2个电子的原子与2p能级上填有5个电子的原子D．3p轨道上有一个未成对电子的原子与3p轨道上半充满的原子解析：A项中前者为K原子后者为Cl原子，原子半径前者大；B项中前者为Si原子后者为P原子，两者是同周期元素原子，原子半径前者大于后者；C项中前者为Mg原子后者为F原子，原子半径前者大于后者；D中前者为Al原子或Cl原子后者为P原子，原子半径可能前者大也可能后者大。4．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(B)A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C．最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但由于p能级电子处于全充满、半充满、全空状态时，原子为较稳定状态，第一电离能比同周期相邻元素的大，故第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确。5．下列是几种基态原子的核外电子排布式，其中对应的元素电负性最小的是(C)A．1s22s22p3 B．1s22s22p5C．1s22s22p63s23p3 D．1s22s22p63s23p5解析：由元素原子的核外电子排布式可知，A为N，B为F，C为P，D为Cl，根据元素电负性在周期表中的变化规律可知，电负性最小的为P。6．在下列空格中，填上适当的元素符号：(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是__Na__，第一电离能最大的元素是__Ar__。(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是__F__，电负性最小的元素是__Cs__。(3)最活泼的金属元素是__Cs__。(4)最活泼的气态非金属原子是__F__。(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是__N、P、As__。解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐渐增大，同周期中碱金属元素第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。课堂探究·疑难解惑知识点一微粒半径大小的比较规律┃┃问题探究__■1．影响原子半径的主要因素有哪些？如何影响？2．同周期(或同主族)元素(稀有气体除外)，随原子序数的递增，原子半径如何变化？┃┃探究提示__■1．提示影响因素：一是电子的能层数，二是核电荷数。能层越多，电子之间的负电排斥使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子的半径减小。2．提示随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小，同主族元素原子半径逐渐增大。┃┃知识总结__■1．原子半径的大小比较(1)同电子层：一般来说，当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)>r(12Mg)。(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)<r(K)、r(F)<r(Cl)。(3)当电子层和最外层电子数均不同时，运用三角规律(A、B、C的相对位置如图所示)：原子半径：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。2．离子半径的大小比较(1)对同一种元素来说，原子半径>阳离子的半径，如r(Na)>r(Na＋)；原子半径<阴离子的半径，如r(Cl)<r(Cl－)。(2)对于同种元素的各种粒子，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。如r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(H－)>r(H)>r(H＋)。(3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)、r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。但须注意，稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。┃┃典例剖析__■典例1四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5，则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是(B)A．①>②>③>④ B．②>①>③>④C．②>①>④>③ D．①>②>④>③解析：由四种元素基态原子的电子排布式可知，①为S原子，②为P原子，③为N原子，④为F原子，其中P、S元素处于第三周期，P原子的核电荷数小于S，则P的原子半径大于S；N和F元素处于第二周期，N原子的核电荷数小于F，则N的原子半径大于F；S原子比N原子多一个电子层，则S的原子半径大于N原子，综上所述，原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。规律方法指导：微粒半径比较的一般思路(1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二核”：若电子层数相同则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。(3)“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。┃┃变式训练__■1．下列各组粒子，半径大小比较中错误的是(C)A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2＋>Al3＋C．Mg2＋>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F解析：A项，同一主族元素原子半径从上到下越来越大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，同理，应为Mg2＋<Na＋<F－；D项，Cl－比F－多一个电子层，Cl－>F－，F－比F多一个电子，故半径大小为F－>F。知识点二电离能及其应用┃┃问题探究__■1．什么是第一电离能？有什么应用？2．对同一周期而言，哪族元素的第一电离能最小？哪族元素的第一电离能最大？3．同一周期从左到右，第一电离能如何变化？同主族从上到下，第一电离能为什么逐渐减小？┃┃探究提示__■1．提示气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，叫做第一电离能。第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度，第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。2．提示同一周期，氢和碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。3．提示同一周期从左到右，第一电离能总体上呈现从小到大的变化趋势。同主族从上到下，越来越易失去电子，第一电离能逐渐减小。┃┃知识总结__■1．电离能的有关规律(1)第一电离能①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子。②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。表示元素原子越容易失去电子。③过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左至右略有增加。(2)逐级电离能①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如：钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)见下表：元素电离能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。提示：通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。2．电离能的应用(1)确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，而且最外层上只有一个电子。(2)确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1≪I2<I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。3．影响电离能的因素电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。(3)电子构型是影响电离能的第三个因素某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族He、Ne等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。┃┃典例剖析__■典例2第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。请回答以下问题：(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。____(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是__从上到下依次减小__。(3)N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是__N原子2p轨道半充满，相对稳定__。(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为失去第一个电子为519kJ·mol－1，失去第二个电子为7296kJ·mol－1，失去第三个电子为11799kJ·mol－1，由此数据分析锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量的原因：__Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难__。解析：(1)根据题图知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大的趋势，但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素，所以Na～Ar之间的元素用短线连接起来的图像为。(2)如题图以第ⅠA族为例，同一主族元素原子的第一电离能(I1)从上到下依次减小，其他族一致。(3)由于N原子2p轨道半充满，相对稳定，所以N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大。(4)由于Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。规律方法指导：各元素原子的电离能大小，主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增，元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。┃┃变式训练__■2．下列叙述中正确的是(A)A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大C．在所有元素中，氟的第一电离能最大D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故A项正确，C项不正确；由于镁的简化电子排布式为[Ne]3s2(3s能级全满，3p能级全空)，而Al的简化电子排布式为[Ne]3s23p1，故铝的第一电离能小于镁。B项不正确；钾比镁活泼，更易失去电子，钾的第一电离能小于镁的，D项错误。知识点三电负性的递变规律和应用┃┃问题探究__■1．什么是电负性？通常以几为相对标准？2．同周期，从左到右，元素的电负性如何变化？同主族，从上到下，元素的电负性又如何变化？┃┃探究提示__■1．提示电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。通常以氟的电负性4.0作为相对标准。2．提示同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。┃┃知识总结__■1．电负性的递变规律：元素的电负性呈现周期性变化。(1)同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐增大。(2)同主族，自上而下，元素原子的电负性逐渐变小。2．电负性的应用：(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。③电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值较大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。(2)判断化学键的类型：一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。(3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)。被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。┃┃典例剖析__■典例3不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：元素LiBeBCOFx值0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：__2.53__<x(N)<__3.44__；__0.93__<x(Mg)<__1.57__。(2)推测x值与原子半径的关系是__x值越小，原子半径越大__。(3)某有机物结构简式为C6H5SONH2，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？__氮__(写原子名称)。(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是__共价键__。(5)预测在元素周期表中，x值最小的元素位置为__第六周期第ⅠA族__(放射性元素除外)。解析：由所给数据分析知：同周期元素从左到右，x值逐渐增大；同主族元素从上到下，x值逐渐减小。(1)同周期中x(Na)<x(Mg)<x(Al)，同主族中x(Mg)<x(Be)，综合可得：0.93<x(Mg)<1.57，同理：2.53<x(N)<3.44。(2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反，即：同周期(同主族)元素中，x值越大，其原子半径越小。(3)对比周期表中对角线位置的x值可知：x(B)>x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向N原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)<x(Cl)，所以AlBr3的Δx<1.55，为共价键。(5)根据递变规律，x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)，位于第六周期第ⅠA族。规律方法指导：电负性是不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。┃┃变式训练__■3．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8试结合元素周期律知识回答下列问题：(1)根据上表给出的数据，可推知元素电负性的变化规律是__元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)__。(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是__F__，电负性最小的元素是__Na__，由这两种元素形成的化合物属于__离子__(填“离子”或“共价”)化合物。(3)某有机化合物的结构简式为在P—N键中，你认为共用电子对偏向__氮__(写原子名称)。解析：(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：元素LiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl原子序数345678911121314151617电负性1.01.52.02.53.03.54.00.91.21.51.82.12.53.0经过上述整理后可以看出，3～9号元素，元素的电负性由小到大；11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。(2)根据上述规律可得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。(3)用电负性的大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于P—N键，由于N的电负性大于P的电负性，所以共用电子对偏向氮原子。核心素养·专家博客1．“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如下表所示。它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。“对角线”关系的具体表现列举如下：(1)锂和镁锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如：①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。(2)铍和铝铍和铝的相似性表现如下：①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。②两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于强碱。2．金属性强弱的判断依据(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。(4)金属活动性顺序：从K→Ca→…→(H)→Cu→…→Au，金属性逐渐减弱。需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性顺序中Sn>Pb。(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。(6)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。(7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。3．非金属性强弱的判断依据(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。(2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。(3)非金属单质间的置换反应：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。(4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元