电负性
电负性
• 对角线规则： 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。 试从电负性的角度分析对角线规则。 Li Be B C
Na
Mg
Al
Si
• 1.锂和镁在空气里燃烧，不生成过氧化物， 只生成正常的氧化物（白色，不易溶于水）。 • 2.铍和铝的氢氧化物都呈两性。 • 3.硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互溶。 硼酸和硅酸都难溶于水。
3.电负性大小的标准
分别以氟、锂的电负性为标准。
F： 4.0 Li： 1.0
• 请同学们仔细阅读电负性数值的表格，并 分析电负性的周期性递变。说出同周期、 同主族元素电负性的递变规律。
4、电负性的递变规律：
电负性最大
。
电负性逐渐 增 大 电 负 性 有
减 小
的 电负性最小 趋 势
原因？
原因解释
第一章 原子结构
第2节 原子结构与元素性质 （第三课时）电负性、对角线规则
三、电负性
1、电负性的概念：
键合电子：原子通过化学键形成物质，我 们把原子里用于形成化学键的电子称为键合电 子 电负性是用来描述不同元素的原子对键合 电子的 能力大小的一个量。
• 2.电负性的意义 • 电负性数值的大小衡量元素在化合物里吸引电 子的大小。元素的电负性越大，表示该原子对 键合电子的吸引能力越大，生成阴离子的倾向 越大。反之，吸引能力越小，生成阳离子的倾 向越大。
（3）判断化合物中各元素化合价的正负
• 电负性数值小的元素在化合物里吸引电子 的能力弱，元素的化合价为正值；电负性 数值大的元素在化合物里吸引电子的能力 强，元素的化合价为负值； NaH SO2 ICl
什么是电负性
什么是电负性
电负性
原子分为两类，一类具有吸引电子称为阴离子的倾向；另一类具有放出电子成为阳离子的倾向。
将原子吸引电子成为阴离子的强弱程度用数值来表示，这就是电负性。
电负性越大的原子，越容易吸引电子，带负电荷。
电负性的强弱顺序
各元素的电负性数值如下面的元素周期表所示。
越靠近元素周期表右上方的元素，越容易成为负离子。
按照下表所示，与有机化学相关的离子，其吸引电子能力的强弱顺序如下：
Na < Li < H < C < N= Cl < O < F
也就是说，碳元素吸引电子的能力非常弱，且除去锂（Li）和钠（Na）等金属原子外，比碳的能力还弱的，就仅剩下氢元素了。
电负性规律总结
电负性规律总结1. 什么是电负性？电负性是描述一个原子或离子在共有电子对中吸引电子的能力的量度。
在化学中，电负性常用于描述共价键中的电子云的偏移程度。
通常，电负性较高的元素会吸引共享电子对，而电负性较低的元素则会被吸引，形成极性键。
2. 电负性的测定方法目前，最常用的电负性测定方法是根据保罗电负性表进行。
保罗电负性表是由美国化学家林德利·保罗（Linus Pauling）在1932年提出的一种量化电负性的方法。
保罗将氢的电负性定为2.1，并将其他元素的电负性与氢进行比较，得出了一张电负性表。
保罗电负性表中，元素的电负性数值越高，表示元素吸引共享电子对的能力越强。
例如，氧的电负性为 3.44，而钠的电负性仅为0.93。
电负性数值的差异越大，键越极性。
3. 电负性规律3.1 周期表中的电负性根据周期表的排列，我们可以观察到电负性在周期表中的一些规律。
在同一周期中，随着原子核电荷数的增加，元素的电负性呈现上升趋势。
这是由于原子核的电荷数增加，电子云被更有效地吸引，从而增加了元素的电负性。
同一族元素的电负性也具有一定的规律。
一般来说，元素原子序数越大，电负性越低。
这是因为原子半径增加，电子离原子核的距离增加，电子云与核之间的吸引减弱，从而降低了元素的电负性。
3.2 化合物中的电负性在化合物中，元素的电负性差异决定了键的极性。
当两个元素的电负性相差较大时，形成的键称为离子键。
离子键是由电子从一个原子转移到另一个原子形成的，并且通常存在于金属和非金属元素之间。
当两个元素的电负性差异较小时，形成的键称为共价键。
共价键是由共享电子对形成的，并且通常存在于非金属之间。
共价键还可以分为极性共价键和非极性共价键。
当两个元素的电负性相等时，形成的共价键为非极性共价键；当两个元素的电负性差异较大时，形成的共价键为极性共价键。
3.3 电负性与化学反应的影响电负性差异对化学反应的性质和速率有重要影响。
极性键中，电负性较大的原子会部分亦或完全掌握着共享电子对。
电负性的规律
电负性的规律
1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
2.同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。
对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。
因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。
1电负性大小比较规律
1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
2.同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。
对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。
因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。
3.电负性越大的非金属元素越活跃，电负性越小的金属元素越活泼。
氟的电负性最大(
4.0)，是最容易参与反应的非金属；电负性最小的元素(0.79）铯是最活泼的金属。
4.过渡元素的电负性值无明显规律。
2常见元素电负性大小（鲍林标度）
非金属系：氟>氧>氯>氮>溴>碘>硫>碳
金属系：铝>铍>镁>钙>锂>钠>钾。
化学高考电负性知识点总结
化学高考电负性知识点总结化学高考电负性知识点总结电负性是用来描述元素对共价键中电子的吸引能力的一个物理量。
它能够帮助我们理解分子的性质以及化学反应的方向性。
在高考化学中，电负性是一个重要的知识点，本文将对电负性进行详细的总结和解析。
一、电负性的概念和含义1. 电负性的定义：电负性是一个量化描述元素吸引共价键中电子能力的物理量。
常用的电负性量表是由林德尔(Pauling)提出的，该量表将最电负元素（氟）的电负性定义为4.0，然后按照一定规则对其他元素进行排序。
2. 电负性的含义：电负性的大小反映了元素获取电子的能力，即元素对共价键中电子的吸引能力。
电负性大的元素倾向于获得电子，形成阴离子；电负性小的元素倾向于失去电子，形成阳离子。
二、电负性的趋势和规律1. 周期表中的电负性：沿着周期表向右和向上，电负性逐渐增加。
原因：原子半径的缩小和核电荷的增加使得电子与原子核之间的吸引力增强，电子云向外层扩散的难度加大，电子云的密度增加，电负性增强。
2. 主族元素之间的电负性：随着电荷数的增大，同一个周期中的元素电负性逐渐增大。
3. 电负性的数值差异：根据电负性表，同一化合价的元素之间的电负性差值为0.4-0.5时为共价键，差值大于1.7时为离子键，差值介于0.4-1.7之间的化合物具有明显的共价和离子性混合。
三、电负性与化学性质的关系1. 共价键的极性：电负性差异大的元素之间形成极性共价键，电负性差异小的元素之间形成非极性共价键。
2. 分子极性：分子的极性主要由分子中各原子的电负性差异所决定。
当一个分子中极性键的极性相互抵消时，整个分子为非极性分子；当一个分子中极性键的极性不能完全抵消时，整个分子为极性分子。
四、电负性和化学反应的方向性1. 电负性差异和反应活性：电负性差异大的元素，如金属和非金属之间形成的化合物一般更加稳定，反应活性较低。
而电负性差异小的元素，如非金属之间形成的化合物，由于电负性接近，容易发生化学反应。
电负性
电负性本页解释何谓电负性、周期表中元素电负性的变化规律及原因；元素电负性差异对成键造成的影响、极性键和极性分子的意义。
如果你对有机化学背景下的电负性感兴趣，你可以在页面底部找相关链接。
什么是电负性定义电负性是原子对成键电子吸引倾向的量化(相对标度)；元素的电负性愈大，吸引成键电子对的倾向就愈强。
鲍林标度(Pauling scale)是使用最广泛的电负性标度。
其标度值的范围从电负性最强的元素氟(F)——标度值为3.98，到电负性最弱的元素钫(Fr)——标度值为0.7。
两个电负性相同的原子成键会发生什么？如下图，原子A和原子B之间存在一个成键。
当然除了这个成键以外，每个原子可以同时与更多的原子之间存在着成键——不过这与我们所要讨论的问题无关。
如果原子的电负性相同，那么它们对成键电子对的吸引能力也相同。
因而电子出现在两个原子附近的概率相等，电子在平均意义上会出现在两个原子间的正中。
此类成键，A 和B通常为同一种原子，例如H2分子或Cl2分子。
注意: 上边的示意图表示的是电子在平均意义上的位置。
电子实际上存在于分子轨域当中，并且其位置在不断的变换。
此类成键被看作是"纯粹" 的共价键——电子均匀的为两个原子所共享。
如果B的电负性稍强于A呢?B对电子对的吸引能力会比A稍强一些。
这意味着在成键的B端电子密度会更高一些，因此略微带负电。
同时，A 端(有点缺乏电子)略微带正电。
图中，"" (读做"delta") 的意思为"略微的"，"+" 表示"略微带正电"。
什么是极性键？我们用极性键一词形容成键两端电荷不均匀分布的共价键——换一句话说就是成键的一端略微带正电荷而另一端略微带负电荷。
大多数共价键为此类成键。
HCl中的氢—氯成键以及水分子中的氢—氧成键皆为典型的极性键。
如果B的电负性远远超过了A呢?电子对会被吸引到成键的B端。
电负性
电负性本页解释何谓电负性、周期表中元素电负性的变化规律及原因；元素电负性差异对成键造成的影响、极性键和极性分子的意义。
什么是电负性定义电负性是原子对成键电子吸引倾向的量化(相对标度)；元素的电负性愈大，吸引成键电子对的倾向就愈强。
鲍林标度(Pauling scale)是使用最广泛的电负性标度。
其标度值的范围从电负性最强的元素氟(F)——标度值为3.98，到电负性最弱的元素钫(Fr)——标度值为0.7。
两个电负性相同的原子成键会发生什么？如下图，原子A和原子B之间存在一个成键。
当然除了这个成键以外，每个原子可以同时与更多的原子之间存在着成键——不过这与我们所要讨论的问题无关。
如果原子的电负性相同，那么它们对成键电子对的吸引能力也相同。
因而电子出现在两个原子附近的概率相等，电子在平均意义上会出现在两个原子间的正中。
此类成键，A 和B通常为同一种原子，例如H2分子或Cl2分子。
注意: 上边的示意图表示的是电子在平均意义上的位置。
电子实际上存在于分子轨域当中，并且其位置在不断的变换。
此类成键被看作是"纯粹" 的共价键——电子均匀的为两个原子所共享。
如果B的电负性稍强于A呢?B对电子对的吸引能力会比A稍强一些。
这意味着在成键的B端电子密度会更高一些，因此略微带负电。
同时，A 端(有点缺乏电子)略微带正电。
图中，"" (读做"delta") 的意思为"略微的"，"+" 表示"略微带正电"。
什么是极性键？我们用极性键一词形容成键两端电荷不均匀分布的共价键——换一句话说就是成键的一端略微带正电荷而另一端略微带负电荷。
大多数共价键为此类成键。
HCl中的氢—氯成键以及水分子中的氢—氧成键皆为典型的极性键。
如果B的电负性远远超过了A呢?电子对会被吸引到成键的B端。
A失去了它对成键电子对的控制权，而B 完全控制住了这两个电子。
电负性的变化规律
电负性是一种被广泛应用于科学研究和工业应用的质量。
它可以描述一种物质的电性质，用来表示电荷的多少。
它的变化规律是由物质的电荷的性质而定的。
一般情况下，物质的电负性会随着电子的数量的变化而变化，电子越多，物质的电负
性就越高。
例如，铁的电负性就比铝的电负性高，因为铁的原子拥有更多的电子。
电负性
也会随着物质的结构而变化，例如，金属的电负性会比非金属的电负性要高。
此外，电负
性也会随着温度的变化而变化，当温度升高时，物质的电负性会增加，而当温度降低时，
物质的电负性会降低。
另外，物质的电负性也会受到物质间相互作用的影响，例如，当物质A和物质B发
生反应时，物质A和物质B的电负性可能会发生变化，即物质A的电负性可能会变得比
物质B的电负性高，或者反之亦然。
总之，电负性的变化规律是复杂的，主要受电子数量、物质结构、温度变化和物质间
相互作用的影响。
因此，在进行科学研究和工业应用时，必须充分了解电负性变化的机制，以便能够更好地利用这些性质。
电负性
SO2
H 2S
ICl
3、比较下列各组元素电负性的大小以及非 金属性的强弱。并总结出其中的规律。 (1) Al、Si、P (2) F、Cl、Br Al<Si<P F>Cl>Br ； ；
。
(3) Na、K、Cs Na>K>Cs
6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3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 ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元 素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ； 电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元 素是 F 。(不考虑放射形元素!)
用电子式表示氯化钠、氯化氢的形成过程
离子化合物
＋
H﹒
共价化合物
键合电子：原子中用于形成化学键的电子 成键原子之间是形成离子键还是共价键，主要取决于：
成键原子吸引电子能力的差异 ____________________________________
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932 年首先提出了电负性的概念。
电负性增大
[思考与交流]
思考1：从图1-23分析金属与非金属电负性 变化的界限是多少？ 思考2：电负性的差值与化学键的类型有何 关系 思考3：通过刚才的学习你能推测出电负性 与元素化合价的关系吗？
三、元素电负性应用
规律一 • 金 属：即有金属性又有非金属性
科学探究：
图左是用图1-23的数据制作的第三周期元素的电负性 变化图，请用类似的方法制作第ⅠA和 VIIA族元素的电负 性变化图。
1.8
［归纳与整理］
电负性
周期变化
氢 2.20锂0.98铍 1.57硼 2.04碳 2.55氮 3.04氧 3.44氟 3.98 钠 0.93镁 1.31铝 1.61硅 1.90磷 2.19硫 2.58氯 3.16 钾 0.82钙 1.00锰 1.55铁 1.83镍 1.91铜 1.9锌 1.65镓 1.81锗 2.01砷 2.18硒 2.48溴 2.96 铷 0.82锶 0.95银 1.93碘 2.66钡 0.89金 2.54铅 2.33 一般来说，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。 电负性也可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。一般来说，电负性大于1.8的是非金属元素，小 于1.8的是金属元素，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金 属性又有非金属性。
电负性
化学术语
01 计算方法
03 递变规律
目录
02 周期变化 04 主要应用
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电 子的能力越强。又称为相对电负性，简称电负性，也叫电负度。电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由 莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两个不同原子间形成化学键时吸引电子能力的相对强弱， 是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。通常以希腊字母χ为电负性的符号。
鲍林的计算方法是：原始鲍林电负性表 其中，，分别指AB、A2、B2分子的键能 阿莱-罗周电负性表（上）和修正鲍林电负性表（下） ②1934年R.S.马利肯从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性，即电离能和电子亲和能的平均值。 I为电离能，A为电子亲和能（放热为正，吸热为负） ③1956年A.L.阿莱和E.罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。
电负性定义
电负性定义电负性：分子由阴、阳两种不同的电荷，形成电中性。
电荷在移动时，其电场的强度和方向都随之改变，电荷的这种特性叫做电负性。
电负性：物质原子核所带电荷数，称为原子的电负性。
电负性是由元素本身的原子结构决定的。
当元素的原子失去最外层电子时，原子即可得到一个或几个电子，该原子就会显电负性。
对于同一种元素来说，原子的电负性基本相同，随着原子序数的增加，原子半径增大，失去电子能力越强，得到电子能力越弱，它的电负性也就越大。
在常温下，同一周期元素的电负性从左至右呈现减小趋势，同一族元素的电负性从上至下逐渐增大。
对于同一个原子，电负性一般不超过1。
(一)对于正电荷的理解1、对正电荷的定义2、在水溶液中，离子的电荷只有一种，其数目等于离子的电荷数。
离子的电荷与离子的大小及所带电荷的多少有关，在化合物中以及不同离子间，还存在着一定的电中性。
离子的电荷用电子表示，电子数目等于离子的电荷数。
3、离子的电荷量，又称为电负性，它表示一个离子所带电荷的多少。
离子的电荷量是指一个离子所带的电荷数，用e表示，即1个离子所带的电荷量是e。
离子的电荷量是相对的，相对原子的电荷量来说，它是很小的。
通常把1个原子所带的电荷数看作是1。
离子带1个单位的正电荷。
4、常见的正离子有铵根离子NH4+、硫氰酸根离子SO42-、亚铁离子Fe3+等。
(二)对于负电荷的理解负电荷分布在矿物晶体里，主要集中在阴离子和阳离子之间，而且这些电荷密度也是相对较高的。
在阳离子和阴离子之间还有另一种电荷分布。
有人认为，这些电荷是由成对的、不相连接的电子组成的。
负电荷如果沿着矿物晶体的对角线排列起来，就好像分开的几条无限长的狭缝。
其实，这些负电荷并不是分开的无限长的电子，而是它们集合在一起所形成的许多空隙，类似于道路上的公路。
所以，阴离子或阳离子与相邻的离子之间存在着一定的距离。
在生活中，人体的各部分含有正负不同的电荷，在发生摩擦时，总是一些正电荷把另一些负电荷从对方身上吸引过来，因此，在人体的正极附近，电荷比较集中，我们称为“带正电”，而负极附近，电荷比较集中，我们称为“带负电”。
《电负性》 讲义
《电负性》讲义在化学的世界里，电负性是一个十分重要的概念。
它就像是化学元素的一种“性格特征”，能够帮助我们理解和预测原子之间如何结合形成化合物，以及化合物所具有的性质。
那什么是电负性呢？简单来说，电负性是用来衡量原子在形成化学键时吸引电子的能力。
不同的元素具有不同的电负性值，这个值越大，说明该原子吸引电子的能力越强。
我们先来看一下电负性的发展历程。
早在 19 世纪，科学家们就开始思考原子之间的结合方式以及电子在其中的作用。
到了 20 世纪初，著名化学家鲍林（Linus Pauling）通过对大量化合物的研究和分析，提出了一套比较系统的电负性标度，这为后续的研究奠定了重要的基础。
电负性的大小受到多种因素的影响。
首先是原子的核电荷数，核电荷数越大，对电子的吸引力就越强，电负性往往也就越大。
其次，原子的电子层数也会产生影响。
电子层数越多，原子核对最外层电子的吸引力相对就越弱，电负性也就越小。
让我们通过一些具体的元素来感受一下电负性的差异。
氟元素是电负性最大的元素，其电负性值约为 40。
这意味着在形成化学键时，氟原子具有很强的吸引电子的能力。
而电负性较小的元素，如钠，其电负性约为 09。
当氟和钠结合形成氟化钠（NaF）时，电子会更多地偏向氟原子一侧，使得氟化钠呈现离子化合物的特性。
电负性在化学中有广泛的应用。
它可以帮助我们判断化学键的类型。
当两个原子的电负性差值较大时，通常会形成离子键；而电负性差值较小时，则更倾向于形成共价键。
比如氯化钠（NaCl），由于钠和氯的电负性差值较大，所以形成的是离子键。
而在氢气（H₂）分子中，氢原子的电负性相同，它们之间形成的是非极性共价键。
电负性还能用于预测化合物的性质。
例如，在水分子（H₂O）中，氧的电负性大于氢，导致氧原子带有部分负电荷，氢原子带有部分正电荷，使水分子具有极性。
这种极性使得水具有许多独特的性质，如良好的溶解性和较高的沸点。
在有机化学中，电负性也发挥着重要作用。
鲍林电负性
鲍林电负性1定义电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出。
它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。
元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。
2计算方法电负性的计算方法有多种，每一种方法的电负性数值都不同，比较有代表性的有3种：① L.C.鲍林提出的标度。
根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为3.98，计算其他元素的相对电负性。
②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性。
③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。
利用电负性值时，必须是同一套数值进行比较。
同一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。
过渡元素的电负性值无明显规律。
就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素（0.7）。
一般说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素电负性小于2.0。
电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型。
电负性值较大的元素在形成化合物时，由于对成键电子吸引较强，往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价。
在形成共价键时，共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性，电负性差越大，键的极性越强。
当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主。
3常见元素电负性鲍林标度鲍林指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
氢 2.1 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98 钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33一般来说，电负性大于1.8的是非金属元素，而小于等于1.8的往往是金属元素（当然，其中也存在例外）电负性对应氧化性特殊元素O的电负性比N的大呀，N的第一电离需要破坏2P半充满的低能状态，O 的第一电离形成了 2P半充满的低能状态，所以N的第一电离能比O的大，O的非金属性比N强，所以O的电负性比N的大4在周期表内的递变规律1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
电负性
Inductive Effects
Electronegativity
编辑本段
电负性在周期表内的递变规律
1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
2.同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。
对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。
因此，电负性大得元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。
3.非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
氟的电负性最大(
4.0)，是最活泼的非金属元素;钫是电负性最小的元素(0.7)，是最活泼的金属元素。
4.过渡元素的电负性值无明显规律
编辑本段
电负性的应用
（1）判断元素的金属性和非金属性。
一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性。
（2）判断化合物中元素化合价的正负。
电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
（3）判断分子的极性和键型。
电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，其分子都是非极性分子；电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共价化合物；电负
性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物。
电负性计算方法
电负性计算方法电负性是原子、分子和其他带负电荷的分子的一种量的表示，是计算机科学、化学和生物学中的重要指标。
对于许多科学问题，精确地计算电负性十分重要。
电负性计算方法可以用来衡量电负性变化，进而推断反应物浓度等参数，并可用于研究电负性变化对生物学反应的影响。
电负性计算方法还可用于计算溶液的pH值，并确定溶液的酸碱性程度（即离子积分）。
为了对电负性进行有效计算，首先要有一个准确的计算模型，其中必须考虑到添加的电荷，原子的结构、极性和其他因素。
基于不同的计算模型，有四种常用的电负性计算方法：Coulomb法、Mulliken 法、Hückel法和Pople法。
（1）Coulomb法是一种国际标准的电负性计算方法，它是一种粗略的方法，基于用电容器类比来描述分子构型。
这种方法在原子间能量计算时具有许多优点，包括准确性高、容易应用和计算速度快。
（2）Mulliken法基于电子运动模型，把电子结构描述为它们的电子二次函数的和。
根据电子的相互作用，该方法可以准确表征原子间的能量。
但是，这种方法对于复杂的分子构型有很高的要求，计算起来较为复杂，所以不太实用。
（3）Hückel法是电负性计算的一种简化模型，它基于电子激发模型，计算原子间的交互能量。
这种方法具有计算快速、可以应用于任何分子构型和适用于稀疏分子构型的优点，因此被广泛应用于对电负性计算。
（4）Pople法基于密度泛函理论，在这种方法中，电子的总能量和积分能量被表示为一系列的泛函。
该方法可以计算稠密分子构型的电负性，但是计算时间较长。
国际上用于电负性计算的最新技术是PM3和UM3，它们都是基于密度泛函理论，具有精确度高、计算速度快的优点。
这两种方法都可以用于描述任何类型的结构，并能够更准确地评估分子的电负性。
综上所述，电负性计算方法是一种有效的计算方法，可以用来计算原子、分子和其他带负电荷的分子的电负性变化，从而推断反应物浓度、计算溶液的pH值，以及确定溶液的酸碱性程度。
电负性
电负性鲍林标度电负性表电负性的定义电负性（Electronegativity）又称为相对电负性，简称电负性。
电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两个不同原子形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。
通常以希腊字母χ为电负性的符号。
鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱（稀有气体原子除外）。
一个物理概念，确立概念和建立标度常常是两回事。
同一个物理量，标度不同，数值不同。
电负性可以通过多种实验的和理论的方法来建立标度。
计算方法首先需要说明，电负性是相对值，所以没有单位。
而且电负性的计算方法有多种（即采用不同的标度），因而每一种方法的电负性数值都不同，所以利用电负性值时，必须是同一套数值进行比较。
比较有代表性的电负性计算方法有3种：① L.C.鲍林提出的标度。
根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为4.0，锂的电负性1.0，计算其他元素的相对电负性。
②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性。
③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。
常见元素的电负性变化氟〉氧〉氮= 氯〉溴〉碘= 硫= 碳铝>铍>镁>锂=钙>钠>钾电负性的周期性变化氢 2.1 锂1.0铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 4.0 钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16 钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓1.81 锗2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33一般来说，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性规律
电负性规律
电负性规律是物理学中的一个重要定律，它指出，在相同的条件下，电荷的移动方向都是从正电荷到负电荷。
它也可以用来说明电流在导体中的流动方向，即电子从正极流向负极。
电负性规律是电和磁学中最基本的定律，又称“电流定律”、“电流方向定律”、“移动电荷定律”或“电对称定律”。
电负性规律也可以用数学表达式来表示，它可以写作F=Qv，其中F表示力，Q表示电荷量，v表示速度。
从这个数学表达式可以看出，电负性规律指出，移动的电荷受外力的影响，而外力的方向是由电荷的正负性决定的，即电荷的正负决定了它所受的外力的方向，而外力的大小则取决于电荷的量。
因此，电负性规律也可以被理解为“电荷量决定外力方向，电荷量决定外力大小”。
电负性规律的发现给电学的发展带来了巨大的影响，它使得人们可以更好地研究和理解电的性质，并且能够深入的探究电的特性。
正是由于它，人们才能够发展出许多电子设备，如电视机、电脑等，这些设备正是依靠电负性规律来实现它们的功能。
电负性规律也是电学中最重要的定律之一，它用来说明电荷的运动方向和电流的流动方向，还能够用来解释电
力线和磁场之间的关系。
它有助于人们更好地理解和掌握电的特性，研究电的性质，并且也提供了可能来发展新的电子设备。
电负性大小比较
电负性大小比较1. 电负性的定义电负性是描述原子或分子在化学键中吸引共有电子对的能力的性质。
它是一种相对的量，用于比较不同元素之间的电子亲和力。
电负性通常使用Pauling电负性标度来表示，其范围在0到4之间，数值越大表示元素的吸引能力越强。
2. 电负性的影响电负性大小对化学反应和共价键的性质有重要影响。
2.1 共价键的极性当两个原子之间的电负性差异较大时，共享电子对的分布就会倾向于电负性较高的原子。
这种情况下，共价键就会有一定的极性，其中一个原子会带有部分负电荷，而另一个原子则带有部分正电荷。
这种极性使得分子具有偶极矩，从而影响分子的物理和化学性质。
2.2 化学反应的活性在化学反应中，电负性差异较大的原子往往更容易参与反应。
具有高电负性的原子通常是电子受体，而具有低电负性的原子通常是电子供体。
这种电子转移或共享使化学反应发生，并影响反应速率和产物稳定性。
2.3 高电负性元素的特性高电负性的元素通常具有一些特殊的性质。
例如，氧、氟和氮等高电负性元素具有较强的亲电性，可以与其他原子形成较强的化学键。
此外，高电负性元素在化合物中通常带有负电荷，如阴离子。
3. 电负性的比较规则虽然Pauling电负性标度可以用来比较不同元素的电负性，但也存在一些常见的规则和趋势：3.1 元素周期表中的趋势在元素周期表中，电负性通常随着原子序数的增加而增加，即从左下角向右上角递增。
例如，氟是最电负性的元素，而金属元素通常具有较低的电负性。
3.2 主族元素与过渡金属的比较主族元素（即周期表中的1、2、13至18族元素）通常比过渡金属具有更高的电负性。
这是因为主族元素的价电子层填满的相对较早，使其对共享电子对的吸引能力更强。
3.3 同一周期元素的比较在同一周期的元素中，电负性通常随原子核的电荷增加而增加。
例如，氧比硫更电负性，因为氧的原子序数和核电荷数更大。
3.4 同一族元素的比较同一族元素通常具有相似的电负性，但也有例外。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
7. 不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是（ ） A. CCl2与H2S溶液发生置换反应； B. 受热时H2S能分解，HCl则不能； C. 单质硫可在空气中燃烧，Cl2则不能； D. 氯和硫元素的电负性分别是3.0和2.5
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3 都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
六、元素金属性和非金属性强弱的判断方法
元素金属性强弱的判断方法
元素非金属性强弱的判断方法
单质与水或酸反应置换出氢的能力
单质与H2化合的能力；气态氢化物 的稳定性
1.下列左图是根据数据制作的第三周期元素的 电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA 元素的电负性变化图。
2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元 素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资 料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧 化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明 对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
最高价氧化物对应水化物的碱性强 最高价氧化物对应水化物的酸性强
弱
弱
相互置换的能力（单质的还原性） 相互置换的能力（单质的氧化性）
对应金属阳离子的氧化性（反比） 对应非金属阴离子的还原性（反比）
原电池反应：做负极而溶解的，其
金属性强
氧化同种变价金属的程度，氧化程
电解反应：在阴极上先析出的金属，度大的，对应元素的非金属性强
五、电负性的变化规律
1.基本概念
化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈 的相互作用力，叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电 子。
电负性：元素的原子在分子中吸引键合电子的能力。 电负性越大，对键合电子的吸引力越大。（电负性是相 对值，没单位）
2.电负性的标准
▪为了比较元素的 原子吸引电子能力 的大小，美国化学 家鲍林于1932年 首先提出了用电负 性来衡量元素在化 合物中吸引电子的 能力。经计算确定 氟的电负性为4.0， 锂的为1.0，并以 此为标准确定其它 与元素的电负性。
金属性弱
第一电离能：电离能越大，金属性 电负性：电负性越大，非金属性越
越弱
强
6. 下列叙述说明金属甲的活动性比金属乙的活动性强的 是（C、）D A. 在氧化还原反应中甲原子失去的电子数比乙原子失去 的电子数多； B. 同价态的阳离子，甲比乙的氧化性强； C. 甲能与稀盐酸反应产生氢气而乙不能； D. 甲能与冷水反应产生氢气而乙只能与热水反应产生氢 气
鲍林研究电负性的手搞
2.电负性的数值和变化规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到 右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐 渐增强（非金属性，氧化性增强）。
➢同一主族，元素的电负性从上到下呈 现减小的趋势，表明其吸引电子的能 力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
4.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性 电负性大者，元素的非金属性强。金属性元素的电负性 一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。而位 于周期表中非金属三角区边界的类金属的电负性在1.8左 右。 (2)判断分子的极性和键型 电负性相等的非金属元素化合形成化合物时，其分子为 非极性分子，相应的化学键为非极性共价键； 电负性差值小于1.7的两种元素化合时，形成的双原子分 子具有极性，相应的化学键为极性共价键； 电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成的化合物为 离子化合物，化学键为离子键。