h和c的非金屬性怎麼比較

⑴ 怎麼根據元素周期表比較H和cl的非金屬性

元素周期表越往左下方金屬性越強，越往右上方非金屬性越強（稀有氣體除外）

⑵ 怎麼比較金屬性和非金屬性的強弱

可以通過金屬活動順序表和元素周期律來判斷。
金屬活動順序在前面的金屬比後面的金屬的金屬性強；
非金屬性：同一周期，從左到右非金屬性依次增大；
同一主族：從上到下，非金屬性依次減弱，金屬性依次增強。
元素周期律指元素的性質隨著元素的原子序數（即原子核外電子數或核電荷數）的遞增呈周期性變化的規律。周期律的發現是化學系統化過程中的一個重要里程碑。
結合元素周期表，元素周期律可以表述為：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性的遞變規律。
同一周期中，從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性遞減，非金屬性遞增；
a.單質氧化性越強，還原性越弱，對應簡單陰離子的還原性越弱，簡單陽離子的氧化性越強；
b.單質與氫氣越容易反應，反應越劇烈，其氫化物越穩定；
c.最高價氧化物對應水化物（含氧酸）酸性越強。
同一族中，從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性遞增，非金屬性遞減；
a.單質還原性越強，氧化性越弱，對應簡單陰離子的還原性越強，簡單陽離子的氧化性越弱；
b.單質與水或酸越容易反應，反應越劇烈，單質與氫氣越不容易反應；
c.最高價氧化物對應水化物（氫氧化物）鹼性越強。
元素周期表是學習和研究化學的一種重要工具．元素周期表是元素周期律的具體表現形式，它反映了元素之間的內在聯系，是對元素的一種很好的自然分類．我們可以利用元素的性質、它在周期表中的位置和它的原子結構三者之間的密切關系來指導我們對化學的學習研究。

⑶ 判斷非金屬性強弱的方法

1、由單質的氧化性判斷，一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越強。

2、由單質和酸或者和水的反應程度來看，反應越劇烈，非金屬性越強。（比如F2 Cl2 Br2 和H2O的反應劇烈程度依次減弱 非金屬依次減弱）

3、由對應氫化物的穩定性判斷。氫化物越穩定，非金屬性越強，

4、由和氫氣化合的難易程度判斷。化合反應越容易，非金屬性越強。

5、由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷，酸性越強，非金屬越強；

6、由對應最低價陰離子的還原性判斷，還原性越強，對應非金屬性越弱；

7、由置換反應判斷！非金屬強的強制弱！

(3)h和c的非金屬性怎麼比較擴展閱讀：

非金屬性是元素化學術語的一種，非金屬性常表示獲得電子的傾向。

元素的非金屬性包括很多方面：元素的原子得電子的能力，氫化物的穩定性，最高價氧化物水化物酸性強弱等·它包含了原子得電子的能力(氧化性),但比氧化性的含義更為廣泛。

元素的非金屬性實際按照其電負性的強弱。對於元素來說，元素的電負性常數越大，則其非金屬性越強，但電負性標度不只一個，不同元素在不同標度中的電負性強弱也有所不同，且相同元素在不同物質中的電負性也有所不同，因此具體情況仍需具體分析。

非金屬元素非金屬性強弱：F>O>N>Cl>Br>S,I>C>Se>At>H>P>As>Te>B>Si

對於主族元素來說，同周期元素隨著原子序數的遞增，原子核電荷數逐漸增大，而電子層數卻沒有變化，因此原子核對核外電子的引力逐漸增強，隨原子半徑逐漸減小，原子失電子能力減弱，原子得電子能力增加，元素非金屬性逐漸增大。

例如：對於第三周期元素的非金屬性Na<Mg<Al，非金屬性Cl>S>P>Si。同主族元素，隨著原子序數的遞增，電子層逐漸增大，原子半徑明顯增大，原子核對最外層電子的引力逐漸減小，元素的原子失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以元素的非金屬性逐漸減弱。

例如：第一主族元素的金屬性H<Li<Na<K<Rb<Cs，鹵族元素的非金屬性F>Cl>Br>I。綜合以上兩種情況，可以作出簡明的結論：在元素周期表中，越向左、向下方，元素金屬性越強，金屬性最強的金屬是Cs；越向右、向上方，元素的非金屬性越強，非金屬性最強的元素是F。例如：金屬性K>Na>Mg，非金屬性O>S>P。

決定因素

兩元素非金屬性強弱實際上只由兩元素形成二元化合物時二者的化合價決定。

其他常見非金屬性的比較規律

（注意，這些規則有些比較片面，實際上存在反例，並非可靠判據）：

1、由元素原子的氧化性判斷：一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越強。（反例：氮原子氧化性弱於氯原子）

2、由單質和水生成酸的反應程度判斷：反應越劇烈，非金屬性越強。

3、由對應氫化物的穩定性判斷：氫化物越穩定，非金屬性越強。（反例：甲烷比氨穩定）

4、由和氫氣化合的難易程度判斷：化合越容易，非金屬性越強。

5、由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷：酸性越強，非金屬性越強。（反例：硝酸的酸性弱於硫酸和高氯酸，硒酸的酸性強於硫酸）

值得注意的是：氟元素沒有正價態，氧目前無最高正價，硝酸則因分子內氫鍵導致酸性較弱，所以最高價氧化物對應水合物的酸性最強的是高氯酸，而不是非金屬性高於氯的氮氧氟。

6、由對應陰離子的還原性判斷：還原性越強，對應非金屬性越弱。（反例：硫離子還原性強於砹離子，氫氧根還原性強於氯離子）

7、由置換反應判斷：強置弱。（反例：氯氣可以從水中置換出氧氣（本反應熱力學可行，動力學上則因為中間產物次氯酸分解較慢導致反應速率較慢，光照則可以加速該反應），從氨氣中置換出氮氣，但氯的非金屬性弱於氧氮）此外，若依據置換反應來說明元素的非金屬性強弱，則非金屬單質應做氧化劑，非金屬單質做還原劑的置換反應不能作為比較非金屬性強弱的依據。

8、按元素周期律，同周期元素由左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；同主族元素由上到下，隨電子層數的增加，非金屬性減弱。

⑷ 怎麼比較N，C，Si三種非金屬元素的非金屬性強弱！！！！！急！！！！

一、比較非金屬性強弱的九條依據
1.元素在周期表中的相對位置
①同周期元素，自左向右，元素的非金屬性依次增強，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞S i等。
②同主族元素自上而下，非金屬性依次減弱，如F＞Cl＞Br＞I；O＞S＞Se；N＞P＞As等 。
2.非金屬單質與氫氣化合的越容易，非金屬性越強
如F2、Cl2、Br2、I2與H2化合由易到難，所以非金屬性F＞Cl＞Br＞I
3.氣態氫化物的越穩定，非金屬性越強
如穩定性：HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，
所以非金屬性：F＞O＞Cl＞N＞Br＞I＞S＞P。
4.最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，非金屬性越強.
如酸性： HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，
則非金屬性：Cl＞S＞P＞C＞Si。
5.非金屬性強的元素的單質能置換出非金屬性弱的元素的單質。
如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2 ；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。
6.非金屬單質對應陰離子的還原性越強，該非金屬元素的非金屬性越弱。
常見陰離子的還原性由強到弱的順序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，則非金屬性S＜I＜Br＜Cl＜F。
7.與變價金屬反應時，金屬所呈價態越高，非金屬性越強
如Cu+Cl2 →CuCl2；2Cu+S→ Cu2S，說明非金屬性Cl＞S。
8.幾種非金屬同處於一種物質中，可用其化合價判斷非金屬性的強弱
如HClO、HClO3中，氯元素顯正價、氧元素顯負價，說明氧的非金屬性強於氯。
9、能量：非金屬元素原子得電子放熱，放熱越多離子越穩定，非金屬越強。

二、理解判斷元素金屬性或非金屬性強弱的實驗依據
1.金屬性強弱的實驗標志
①單質與水（或酸）反應置換氫越容易，元素的金屬性越強。
②最高價氧化物對應的水化物的鹼性越強，元素的金屬性越強。
③相互間的置換反應，金屬性強的置換弱的。
④原電池中用作負極材料的金屬性比用作正極材料的金屬性強。
⑤電解時，在陰極先析出的金屬為不活潑金屬（陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬）
2.非金屬性強弱的實驗標志
①與氫氣化合越容易（條件簡單、現象明顯），氣態氫化物越穩定，元素非金屬性越強。
②最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，元素的非金屬性越強。
③相互間置換反應，非金屬性強的置換弱的。
④與變價金屬反應時，金屬所呈價態越高，非金屬性越強（將金屬氧化成高價的為非金屬性強的單質，氧化成低價的為非金屬性弱的單質）
⑤電解時，在陽極先產生的單質為非金屬性弱的單質（陰離子還原性強的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強）

注意：學習金屬元素、非金屬元素只是要抓牢兩條知識鏈
1.金屬元素鏈：元素在周期表中的位置→最外層電子數及原子半徑→原子失去電子的能力→元素的金屬性→最高價氧化物對應水化物的鹼性→單質置換水（或酸）中氫的能力→單質的還原性→離子的氧化性。
2.非金屬元素鏈：元素在周期表中的位置→最外層電子數及原子半徑→原子獲得電子的能力→元素的非金屬性→最高價氧化物對應水化物的酸性→氣態氫化物形成難易及穩定性→單質的氧化性→離子的還原性。

⑸ 如何比較H與Cl的非金屬性

CI非金屬性大於H.兩種元素結合的時候H顯正價，CI顯負價，足以證明.
此外元素周期表越往左下方金屬性越強,越往右上方非金屬性越強(稀有氣體除外)

⑹ 元素的非金屬性CI，O和C的大小怎麼判斷

元素對應氫化物的穩定性越高，則該元素的非金屬性越強是說在正常的情況下的熱穩定性不是在反應過程中的再說H2S受熱分解，這個反應應該是與空氣中的氧氣反應，因為H2S具有還原性所以發生的氧化還原反應所以說就這個實驗現象來說不能說明CI元素的非金屬性比S元素強

⑺ 如何比較元素非金屬性的強弱

比較方法如下：

一、從元素原子結構判斷:

1、比較元素非金屬性的強弱,其實質是比較元素原子得到電子的難易程度,越易得電子,非金屬性越強。當最外層電子數相同時,電子層數越多,原子半徑越大,越不易得到電子,非金屬性越弱。

二、從元素單質及其化合物的相關性質判斷:

1、單質越易跟氫氣化合,生成的氫化物也就越穩定,氫化物的還原性也就越弱,其非金屬性也就越強。

2、最高價氧化物的水化物的酸性越強,其非金屬性越強。如硫酸的酸性強於磷酸,說明硫的非金屬性比磷強。

3、非金屬單質間的置換反應。

4、元素的原子對應陰離子的還原性越強,元素的非金屬性越弱。如硫離子的還原性比氯離子強,說明氯的非金屬性比硫強。

(7)h和c的非金屬性怎麼比較擴展閱讀

常見非金屬性的比較規律：

1、由元素原子的氧化性判斷：一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越強。（反例：氮原子氧化性弱於氯原子）

2、由單質和水生成酸的反應程度判斷：反應越劇烈，非金屬性越強。

3、由對應氫化物的穩定性判斷：氫化物越穩定，非金屬性越強。（反例：甲烷比氨穩定）

4、由和氫氣化合的難易程度判斷：化合越容易，非金屬性越強。

5、由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷：酸性越強，非金屬性越強。（反例：硝酸的酸性弱於硫酸和高氯酸，硒酸的酸性強於硫酸）

值得注意的是：氟元素沒有正價態，氧目前無最高正價，硝酸則因分子內氫鍵導致酸性較弱，所以最高價氧化物對應水合物的酸性最強的是高氯酸，而不是非金屬性高於氯的氮氧氟。

⑻ 如何比較元素的金屬性和非金屬性

判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：
（1）金屬性強（弱）——
①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；
②氫氧化物鹼性強（弱）；
③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）——
①單質與氫氣易（難）反應；
②生成的氫化物穩定（不穩定）；
③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；
④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比較：
金屬性：Na＞Mg＞Al
與酸或水反應：從易→難
鹼性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
非金屬性：Si＜P＜S＜Cl
單質與氫氣反應：從難→易
氫化物穩定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

（Ⅱ）同主族比較：
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（鹼金屬元素）
與酸或水反應：從難→易
鹼性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）
單質與氫氣反應：從易→難
氫化物穩定：HF＞HCl＞HBr＞HI
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得電子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋
非金屬性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：
（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。
（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

⑼ 如何比較H和Cl的陰離子的非金屬性

陰離子的還原性比強弱還是要看非金屬單質的氧化性強弱，就像金屬陽離子的
氧化性強弱還是要看金屬單質還原性強弱一樣，一般規律是這樣： 金屬單質
還原性越強，陽離子氧化性越弱；非金屬單質氧化性越強，陰離子還原性越弱
。 金屬有金屬活動性順序表，K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、
(H)、Cu、Hg、Ag、 Pt 、 Au 金屬單質還原性由強到弱，金屬陽離子氧化
性就由弱到強； 非金屬也有非金屬的活動性順序，F2、O2、Cl2、Br2、
(Fe3+) 、I2、S，氧氯接近。非金屬單質氧化性由強到弱，非金屬陰離子還
原性就由弱到強。F- < OH- < Cl- <Br- <(Fe2+) <I- <S2- 在
比較非金屬陰離子還原性的時候，也有金屬離子作為分界線（就像金屬活動性
順序中氫H的作用一樣），另外在碘離子和硫離子之間還有一個還原性較強的
離子亞硫酸根離子，順序即 為 ： F- < OH- < Cl- <Br- <(Fe2+)
<I- < SO3 ^2- < S2- 電負性:碘 2.66 ，硫 2.58，所以 I 的
非金屬性更強； H2S在800度時分解，HI在500度時分解並生成，說明H2S更
穩定，根據高中必修二中所說，元素氣態氫化物越穩定，則非金屬性越強，可
推知S的非金屬性更強。這與上面電負性 所 得 矛 盾 。 又有說：碘的半
徑大於硫。所以碘對電子的控制能力小於硫對電子的控制。其碘對氫離子的控
制能力小硫的，所以硫化氫比碘化氫穩定。 這樣說的有道理，但就是和教材
中的結論矛盾了。到底怎麼一回事？ 標准 摩 爾 生 成焓 （ 生 成 熱
） H2S：-20.146kJ/mol HI： +26.5kj/mol 所以反過來分解反應，碘化
氫分解放熱,生成的H2，I2穩定性比HI高也利於分解反應的進行。 硫化氫和
碘化氫的區別很大，不是同一主族的不好比較，你還要考慮H-S-H，H-I鍵能
的大小 ， 考 慮 分 解 後 S-S ， I-I 鍵 能 的 大 小 。 比如氮原子和
C原子比較，N原子的電負性高，但是CH4的熱穩定性比偶NH3高多了，這里邊
要考慮鍵能的大小，C-H 的鍵能比N-H高，而且N2的生成三鍵非常穩定，也利
於NH3 分 解 的 進 行 。所以不是簡單的電負性的問題，電負性是原子的性
質，比如O的電負性比Cl高，只能說明O原子的氧化性比Cl原子強，而不能說
明O2的氧化性比Cl2高。

⑽ 比較C和Cl元素非金屬性的化學方法

就用最高價氧化物互相去反應咯。HClO4去滴Na2CO3 如果生成氣體那就是Cl大於C了