2021-2022学年高中化学鲁科版（2019）选择性必修2 第1章 第3节元素性质及其变化规律 学案

第3节　元素性质及其变化规律
必备知识·自主学习
一、原子半径及其变化规律
1．含义
由于原子并不是一个具有明确“边界”的实体，人们便假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定它的半径。
2．原子半径的影响因素
3．递变规律
同主族 从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
同周期(除稀有气体) 从左到右，核电荷数越大，原子半径越小
同周期过渡元素 同一周期自左到右原子半径的变化幅度不大
INCLUDEPICTURE "自主探索JS.TIF" INCLUDEPICTURE "自主探索JS.TIF" \* MERGEFORMAT
(1)判断下列说法是否正确。
①原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离(　×　)
②同一周期元素的原子半径从左往右依次减小(　×　)
③电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径(　×　)
④原子核电荷数越大，原子半径一定越小(　×　)
(2)F与S元素位于不同周期、不同主族，如何比较两者原子半径大小？Na＋与O2－谁的离子半径大，如何比较？
提示：r(F)＜r(S)，可选用与S同主族与F同周期的O元素作为参照物，因为r(O)＜r(S)、r(F)＜r(O)，所以r(F)＜r(S)。r(O2－)＞r(Na＋)，Na＋与O2－的核外电子排布相同，Na的核电荷数大于O的核电荷数，所以r(Na＋)＜r(O2－)。
二、元素的电离能及其变化规律
1．概念及其分类
2.意义
可以衡量元素的原子或离子失去电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
3．元素第一电离能变化规律
同周期 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，从左至右，元素的第一电离能总体上呈现从小到大的变化趋势
同主族 总体上自上而下第一电离能逐渐减小
过渡元素 第一电离能变化不太规则，同周期的过渡元素随原子序数的增加，第一电离能总体上略有增加
INCLUDEPICTURE "自主探索JS.TIF" INCLUDEPICTURE "自主探索JS.TIF" \* MERGEFORMAT
(1)判断下列说法是否正确。
①M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量不是第二电离能(　√　)
②Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同(　×　)
③第一电离能大的元素的金属性一定比第一电离
能小的元素的金属性弱(　×　)
④原子或离子失去一个电子所需的最小能量叫做电离能(　×　)
(2)(情境思考)比较金属活泼性常用的方法有以下两种：常见金属在溶液中的活动性顺序为
第一电离能数值(kJ·mol－1)
镁 738
铝 577
将相同的镁片和铝片分别加入等量等浓度的稀盐酸中，镁片上生成气泡的速率比铝片要快很多：这说明镁比铝在稀盐酸中更活泼，但是两者的另外一个能够衡量金属性强弱的数值——电离能的数值大小却正好相反，产生这个差异的原因是什么？
提示：由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者并不完全一致。电离能是气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需的最小能量，而金属活动性是指金属单质在溶液中的活泼性，受电离能和其他能量变化总和的影响，故二者并不完全一致。
三、元素的电负性及其变化规律
定义 元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。电负性越大，其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
衡量标准 F－4.0
递变规律 同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大
同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小
应用 判断金属性和非金属性的强弱
判断元素化合价的正负
判断化学键的类型
INCLUDEPICTURE "自主探索JS.TIF" INCLUDEPICTURE "自主探索JS.TIF" \* MERGEFORMAT
(1)判断下列说法是否正确。
①主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　×　)
②周期表中的电负性最大的元素在元素周期表的右上角(　×　)
③金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性(　×　)
④在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价(　√　)
⑤如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间一定形成离子键
(　×　)
⑥金属元素与非金属元素之间只能形成离子键(　×　)
(2)为什么F元素在形成化合物时无正价？
提示：F元素的电负性最强，因此在形成化合物时只显负价。
关键能力·合作学习
知识点一　原子半径及其变化规律
1．微粒半径大小的比较规律
比较方法 微粒特点 变化规律 实例
依据元素周期表比较原子半径大小 同周期主族元素 从左到右,原子半径依次减小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素 从上到下半径依次增大 r(F)依据微粒结构特点比较微粒半径大小 电子层结构不同 一般电子层数越多,半径越大 r(S)>r(O)
电子层结构相同 随核电荷数增大,离子半径减小 r(O2-)>r(F-)>r(Na+)
同种元素的原子和离子 价态越高,半径越小 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+);r(S)2.“三看”法比较微粒半径
“一看”电子层，一般电子层数越多，半径越大；
“二看”核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；
“三看”核外电子数，电子层数和质子数都相同时，核外电子数越多，半径越大。
INCLUDEPICTURE "合作探究JS.TIF" INCLUDEPICTURE "合作探究JS.TIF" \* MERGEFORMAT
(1)(思维升华)为什么同一周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小？同主族元素原子半径从上往下依次增大？
提示：同周期主族元素中，每增加一个电子，核电荷数相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小；同主族元素，从上往下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。
(2)课本上说到利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力呈现的递变规律，如何解释？
提示：同周期元素原子(除稀有气体)的电子层数相同，从左往右原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强，因此元素原子失电子能力减弱，获得电子的能力增强；同主族元素原子的价电子数相同，自上而下原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，因此元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱。
INCLUDEPICTURE "典例示范JS.TIF" INCLUDEPICTURE "典例示范JS.TIF" \* MERGEFORMAT
【典例】(2021·黑龙江高二检测)已知短周期主族元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是(　　)
A．原子半径：A>B>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
D．单质的还原性：A>B>D>C
【解题指南】解答本题需要注意以下两点：
(1)利用简单离子带电荷特点，推测各元素在元素周期表中的相对位置。
(2)通过元素周期表中原子半径变化规律比较原子半径，通过“三看”法比较离子半径大小。
【解析】选C。短周期主族元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，A、B为金属元素，C、D为非金属元素，且A、B位于第三周期，C、D位于第二周期，原子序数：a>b>d>c，故B错误；同一周期的主族元素从左到右原子半径逐渐减小，同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：B>A>C>D，故A错误；aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，核电荷数a>b>d>c，所以离子半径aA2＋A>C>D，故D错误。
【母题追问】(1)比较上题中A原子与A2＋的半径大小。
提示：A原子比A2＋多了一个电子层，因此A原子半径更大。
(2)比较上题中C原子与C3－的半径大小。
提示：C原子与C3－电子层数相同、核电荷数相等，C3－最外层电子数多，因此其半径更大。
INCLUDEPICTURE "素养训练JS.TIF" INCLUDEPICTURE "素养训练JS.TIF" \* MERGEFORMAT
已知1～18号元素的离子aAm＋、bBn＋、cCp－、dDq－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是(　　)
A．若p>q，则还原性cCp－B．若m>n，则碱性A(OH)m>B(OH)n
C．若半径aAm＋>bBn＋，则aD．若半径aAm＋>bBn＋，则A的单质一定能从含Bn＋的盐溶液中置换出B
【解析】选C。已知1～18号元素的离子aAm＋、bBn＋、cCp－、dDq－都具有相同的电子层结构，则A、B为金属元素，C、D为非金属元素，且A、B位于C、D的下一周期。若p>q，则原子序数CdDq－，故A错误；若m>n，则原子序数A>B，同周期随着原子序数的增大，其最高价氧化物的水化物的碱性减弱，则碱性A(OH)mbBn＋，则原子序数b>a，故C正确；若A为活泼性很强的金属如Na，则不能从溶液中置换出金属，故D错误。
知识点二　元素的电离能、电负性及其变化规律
1．电离能及其变化规律
(1)第一电离能
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。某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时，电离能较大。
影响因素 规律 原因
原子的核电荷数、原子半径 一般地,同周期元素从左到右,I1逐渐增大 同周期元素具有相同的电子层数,从左到右核电荷数依次增大,原子半径依次减小,原子对核外电子束缚力增强,电离能增大
同一主族,从上往下I1逐渐减小 同一主族元素电子层数不同,最外层电子数相同,原子半径增大起主要作用,因此半径越大,核对外层电子引力越小,越易失去电子,电离能也就越小
原子的电子构型 各周期中,稀有气体元素的I1最大 稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构
第ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大 第ⅡA族元素原子最外层电子排布为ns2,ns轨道处于全充满状态,第ⅤA族元素原子最外层电子排布为ns2np3,np轨道处于半充满状态,比较稳定
第ⅡB族元素比同周期相邻元素的I1大 第ⅡB族元素原子的价电子排布为(n-1)d10ns2,电子构型较稳定
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大，即I1＜I2＜I3＜I4。
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电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如表所示
钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)
电离能 元素
Na Mg Al
I1 496 738 577
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
(3)电离能的应用
①确定元素核外电子的排布
当相邻逐级电离能发生突变时，说明其电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。
②确定元素的化合价
若 ，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价。
③判断元素金属性、非金属性的强弱
一般情况下，I1越大，非金属性越强，I1越小，金属性越强。
2．电负性大小的判断方法
(1)利用非金属电负性>金属电负性判断；
(2)利用同周期、同主族电负性变化规律判断；
(3)利用气态氢化物的稳定性判断；
(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断；
(5)利用单质与H2化合的难易判断；
(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易判断；
(7)利用化合物中所呈现的化合价判断；
(8)利用置换反应判断。
INCLUDEPICTURE "合作探究JS.TIF" INCLUDEPICTURE "合作探究JS.TIF" \* MERGEFORMAT
(1)第二周期元素I1比N元素大的元素有几种？为什么N元素的I1比同周期相邻元素的I1大？
提示：F、Ne两种。N的电负性大于C是因为N元素的核电荷数大，原子半径小，对外层电子的束缚力强，所以I1大。N的电负性大于O的电负性原因是N的价电子排布为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，较稳定，失去一个电子所需能量高，因此I1大。
(2)(思维升华)钠原子为什么容易失去1个电子成为＋1价的阳离子？
提示：钠原子的I2 I1，说明钠原子很容易失去1个电子成为＋1价阳离子，形成的Na＋为1s22s22p6的稳定结构，原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强，再失电子就很困难，因此，钠元素常见价态为＋1价。
INCLUDEPICTURE "典例示范JS.TIF" INCLUDEPICTURE "典例示范JS.TIF" \* MERGEFORMAT
【典例】(2021·连云港高二检测)Ⅰ.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是__________。
各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是______(填写编号)。
①E(砷)>E(硒)　　 ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)>E(硒)　　 ④E(溴)＜E(硒)
(3)10号元素E值较大的原因是_____________________。
Ⅱ.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示。若x越大，其原子吸引电子的能力越强。在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下图是某些短周期元素的x值：
元素符号 Li Be B C O F
x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是____________________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的______________变化规律。
(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：________(3)在P—N键中，共用电子对偏向______________原子。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。
(5)推测元素周期表中，x值最大的元素是______________。
(6)从Δx角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是______________(写出判断的方法)。
【解析】Ⅰ.(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的递变性。(2)从第2、3周期可以看出，第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测：E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层2s、2p轨道全充满，结构稳定。Ⅱ.(1)表中同一周期的元素从Li到F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li到F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大。(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强。在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方。(4)(6)根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，故AlBr3中的Δx＜1.55，故AlBr3中的化学键为共价键。(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。
答案：Ⅰ.(1)随着原子序数增大，E值变小　递变性　(2)①③
(3)10号元素为氖，该元素原子最外层2s、2p轨道全充满，结构稳定　Ⅱ.(1)原子半径越小，x值越大　周期性　(2)0.93
1．57　2.25　3.44　(3)氮　(4)共价键　(5)F　(6)Al元素和Cl元素的Δx为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物
【母题追问】(1)根据上题所给数据估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围。
提示：根据同主族、同周期规律可以推测为E(K)(2)请设计一个实验方案证明上题Ⅱ.(6)所得到的结论。
提示：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。
INCLUDEPICTURE "素养训练JS.TIF" INCLUDEPICTURE "素养训练JS.TIF" \* MERGEFORMAT
(2021·衡水高二检测)以下有关元素性质的说法不正确的是(　　)
A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2、
②1s22s22p3、③1s22s22p2、④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．具有下列最外层电子排布式的原子中：①3s23p1、②3s23p2、③3s23p3、④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb②N、P、As③O、S、Se④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．某元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
【解析】选D。①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，故A正确；①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，故B正确；同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小，同一周期从左至右电负性逐渐增大，故C正确；根据电离能变化趋势，最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时生成的离子应呈＋2价，故D错误。
INCLUDEPICTURE "课堂小结JS.TIF" INCLUDEPICTURE "课堂小结JS.TIF" \* MERGEFORMAT
INCLUDEPICTURE "箭头ZJS.TIF" INCLUDEPICTURE "箭头ZJS.TIF" \* MERGEFORMAT 三言两语话重点 INCLUDEPICTURE "箭头JS.TIF" INCLUDEPICTURE "箭头JS.TIF" \* MERGEFORMAT
1．比较微粒半径要三看：一看电子层，二看核电荷数，三看核外电子数；
2．比较I要注意：同周期元素比较时，第ⅡA、第ⅤA族I1大于相邻主族的I1；轨道处于半充满、全充满时更稳定；
3．元素电负性越大吸引电子能力越强，非金属性越强，金属性越弱。
课堂检测·素养达标
1．下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是(　　)
A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF
【解析】选D。若阳离子半径最大，阴离子半径最小，则化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大。四种化合物中，阴离子中F－半径最小，阳离子中Cs＋半径最大，所以，四种化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是CsF。
2．(2021·哈尔滨高二检测)不能说明X的电负性比Y的大的是(　　)
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
【解析】选C。元素的非金属性越强，其电负性越大。元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，与H2化合越容易，与H2化合时X单质比Y单质容易，元素的非金属性X大于Y，故A正确；元素的非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强，可说明X的非金属性比Y强，故B正确；X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多，X的非金属性不一定比Y强，如I最外层7个电子，O最外层6个电子，但是O的非金属性比I强，故C错误；元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，说明X单质的氧化性大于Y单质，元素的非金属性X大于Y，故D正确。
3．下列四种元素中，第一电离能由大到小顺序正确的是(　　)
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素
②原子核外电子排布为1s2的元素
③元素周期表中电负性最强的元素
④原子最外层电子排布为2s22p4的元素
A．②③①④ B．③①④②
C．①③④② D．②③④①
【解析】选A。根据题意可知①为N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。He为稀有气体元素，难以失去电子，第一电离能最大。同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，N原子的最外层p能级为半充满结构，第一电离能大于相邻的O元素，则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。
4．(双选)下列各组元素性质递变规律不正确的是(　　)
A．Li、Be、B原子半径依次减小
B．PH3、H2S、HCl还原性依次增强
C．N、O、F的氢化物稳定性依次减弱
D．NaOH、KOH、RbOH的碱性依次增强
【解析】选B、C。Li、Be、B位于元素周期表相同周期，原子序数逐渐增大，半径逐渐减小，故A正确；非金属性：P5．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是(　　)
A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X
【解析】选D。X、Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，二者处于同一周期，X元素的阳离子半径大于Y元素阳离子半径，由于原子序数越大，离子半径越小，则原子序数为Y>X，又Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，则在同一周期，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则原子序数为Z>Y，所以X、Y、Z三种元素原子序数的关系为Z>Y>X。
INCLUDEPICTURE "左JS.TIF" INCLUDEPICTURE "左JS.TIF" \* MERGEFORMAT 素养新思维 INCLUDEPICTURE "右JS.TIF" INCLUDEPICTURE "右JS.TIF" \* MERGEFORMAT
6．我国化学家利用金属获得电子能力的不同设计并成功合成了一组纳米晶体材料。他们研究发现，十八胺在较高温度下具有一定的还原性，由于从十八胺中获得电子的能力不同，不同金属盐在十八胺体系中反应可以得到不同的产物，非贵重金属盐反应得到金属氧化物(如ZnO、CoO和NiO等)，贵重金属盐反应得到金属单质(如Ag、Pd和Au等)。
已知：
元素 Zn Co Ni Ag Pd Au
电负性 1.6 1.8 1.8 1.9 2.2 2.4
回答下列问题：
(1)十八胺中N元素的核外电子排布为________，有____个未成对电子，同周期元素中I1最大的元素是________，同周期电负性最大的元素是__________。
(2)Co元素在元素周期表中的位置为第________周期第________族。
(3)根据电负性数值，比较Zn、Ni、Ag、Au四种元素及Zn2＋、Ni2＋、Ag＋、Au3＋的相关性质，完成下列表格：
元素金属性
单质还原性
离子氧化性
故为什么非贵重金属盐与十八胺反应得到金属氧化物(如ZnO、CoO和NiO等)，贵重金属盐反应得到金属单质(如Ag、Pd和Au等)
【解析】(1)N位于第二周期第ⅤA族，核外电子排布为1s22s22p3，p轨道上有3个未成对电子，同周期元素稀有气体元素的I1最大，电负性最大的是F元素。(2)Co位于第四周期第Ⅷ族。(3)元素的电负性越小，金属性越强，对应的单质的还原性越强，简单金属阳离子氧化性越弱，从电负性数据来看金属性Zn>Ni>Ag>Au，故单质还原性顺序为Zn>Ni>Ag>Au，离子氧化性Zn2＋答案：(1)1s22s22p3　3　Ne　F　(2)四　Ⅷ
(3)
元素金属性 Zn>Ni>Ag>Au
单质还原性 Zn>Ni>Ag>Au
离子氧化性 Zn2＋原因：贵重金属阳离子的氧化性强。
- 1 -