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。
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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。