电负性

鲍林研究电负性的手搞
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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。
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。
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
单质与水或酸反应置换出氢的能力
不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是 C ） Cl2与H2S溶液发生置换反应； 受热时H2S能分解，HCl则不能； 单质硫可在空气中燃烧，Cl2则不能； 氯和硫元素的电负性分别是3.0和2.5
元素非金属性强弱的判断方法
单质与H2化合的能力；气态氢化物 的稳定性
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 C、D） 是（ 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
7. （ A. B. C. D.
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。