电负性

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
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
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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。
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
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。