电负性
电负性知识点总结
电负性知识点总结电负性是化学中用来描述原子或化合物对电子的亲和力的一个重要概念。
在化学反应和化学键的形成过程中，电负性起着至关重要的作用。
本文将以电负性的定义、性质、周期表上的分布和应用为主线，系统总结电负性的相关知识点。
一、电负性的定义电负性是一个描述原子或化合物对电子的亲和力的物理量。
正式的定义是：一个原子吸引其上电子的能力的相对度量。
通常来说，原子的电负性取决于其核的电荷数和电子排布在轨道中的情况。
电负性的大小决定了化学键的极性和物质的性质。
二、电负性的性质1. 电负性的大小在国际上，通常采用电负性最高的氟元素的电负性为4.0作为基准，其他元素的电负性则根据相对氟元素的吸电子能力来确定。
一般来说，电负性越大的元素，其吸引电子的能力也越强。
2. 电负性的变化元素的电负性随着元素的周期和族别的变化而变化。
通常来说，越往右和上方的元素，其电负性越大；越往左和下方的元素，其电负性则越小。
3. 化合物的电负性化合物的电负性是由组成化合物的原子的电负性来决定的。
如果两个原子的电负性相差很大，那么它们形成的化合物就会具有明显的极性。
三、电负性的周期表分布1. 周期性根据周期表来看，元素的电负性随着元素周期的变化而变化。
一般来说，原子的电负性随着周期数的增加而增加，但是每个周期的最后一个元素（惰性气体）除外。
2. 组内性在同一族别内，原子的电负性随着原子序数的增加而增加。
但是，惰性气体除外，它们是周期表上电负性最小的几个元素。
四、电负性的应用1. 化学键的类型根据化合物中原子间电负性的差异可分为离子键、共价键和极性共价键。
当两个原子的电负性差异大于1.7时，它们之间的键被认为是离子键；当两个原子的电负性差异介于0.5到1.7之间时，它们之间形成的是极性共价键；当两个原子的电负性差异小于0.5时，它们之间形成的是非极性共价键。
2. 分子极性根据分子中原子间电负性的差异，可以确定分子的极性。
具有极性共价键的分子通常是极性分子，而具有非极性共价键的分子则是非极性分子。
元素周期表中的电负性与元素性质
元素周期表中的电负性与元素性质元素周期表是一种有序排列的化学元素集合，它对我们理解和研究元素的性质和行为提供了基础框架。
其中，元素的电负性是一个重要的指标，它在描述元素化学性质和化学反应中的作用有着关键的作用。
本文将从元素周期表中的电负性的概念、电负性与元素性质的关系以及电负性的应用等方面展开论述。
一、电负性的概念电负性是描述原子核周围的电子对于与之结合形成分子或产生化学键时的亲和力的一种度量。
它是一个无量纲的物理量，由化学家林德罗－保罗－因数表达。
电负性值一般在0至4之间，数值越大，原子吸引外层电子的能力越强，电负性值最高的元素是氟，为4.0。
二、电负性与元素性质的关系1. 化学键的形式电负性差异较大的元素之间形成离子键，如金属和非金属元素的结合，金属元素失去电子，非金属元素获得电子。
电负性差异较小的元素之间形成共价键，如氢气、氧气和水分子中原子之间的结合，共享电子。
2. 元素反应活性电负性高的元素往往具有较强的还原性，易失去电子形成阳离子。
电负性低的元素往往具有较强的氧化性，容易获得电子形成阴离子。
因此，在反应中，电负性高的元素更容易氧化，而电负性低的元素更容易还原。
3. 化学反应速率电负性差异大的元素之间的反应速率通常较快，因为电负性高的元素能够更强烈地吸引电子，促使反应发生。
反之，电负性差异小的元素之间的反应速率较慢，因为共享电子更稳定。
三、电负性的应用1. 预测化学键的类型根据元素的电负性差异可以预测化学键的类型。
当两个元素的电负性差异大于1.7时，它们往往形成离子键；当两个元素的电负性差异小于1.7但大于0.5时，它们往往形成极性共价键；当两个元素的电负性差异小于0.5时，它们往往形成非极性共价键。
2. 预测化学反应活性通过比较元素的电负性值，可以预测在化学反应中哪些元素更容易发生氧化还原反应。
电负性高的元素更容易被还原，而电负性低的元素更容易被氧化。
3. 解释元素的物理性质元素的电负性与其物理性质也有一定的关系。
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。
电负性定义
电负性定义由于金属元素原子结构的不同，使得金属原子带电的本领也有所差别。
这些差别是：在相同价数的前提下，卤素原子得失电子能力强，氢元素的电负性大，而氮、氧、硫等元素的电负性小。
除此以外，金属元素中最活泼的元素在失去最外层电子时，其他金属原子均可与之形成稳定的化学键。
所以，金属元素的活动性是由电负性决定的。
例如，活动性顺序为： Fe> Ag> Cu> Be> Mg> MgO>Fe。
一般来说，电负性越大，金属元素的活动性就越强。
电负性是衡量金属活动性强弱的指标。
在化学反应中，阴离子得电子的能力比阳离子强，所以阴离子带正电；阳离子则相反。
比如氯气、氟气、溴水都显酸性。
氧气、二氧化碳、四氯化碳等显中性。
氟化钠、氯化钠、碳酸钙都是典型的碱。
碱金属得电子能力很强，非常活泼，能和其它元素的化合物反应。
例如氯化钠、氢氧化钠、氢氧化钙、氢氧化钾、氨水、酚酞、硫酸铜溶液都显碱性。
但是，强酸（如硫酸、硝酸、盐酸）、强碱（如氢氧化钠、氢氧化钙）都是相对来说不太活泼的金属元素组成的，因此他们的电负性不能作为金属活动性的指标。
那么，用什么办法才能把金属元素分成活动性强弱呢？方法之一是加入元素符号来表示金属元素的活动性强弱，叫做电负性。
如Na、 K、 Ca、 Fe的电负性依次增大。
但电负性不能区分活动性的强弱，不同活动性强弱的金属元素之间还存在着金属活动性顺序。
如果用“在规定条件下，失去或获得电子的难易”来判断金属元素的活动性，那么金属活动性强弱的顺序是：金属元素的电负性越大，金属元素的活动性越强，在水溶液里越易失去电子，在空气中越容易获得电子。
金属活动性的顺序为： N、 P、 S、 O、 F、 C、 Cr、 Mo、Ni、 Cu、 Pb、 Ag、 Au、 H、 Li、 Fe。
根据电负性的大小，金属元素可以分为：强碱、强酸、大多数活泼金属元素、绝大多数活泼金属元素。
总之，我们已经了解了电负性的含义，以及金属元素活动性强弱的顺序，要记住：金属活动性强弱=电负性大小。
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1
什么是电负性
什么是电负性电负性是化学中一个重要的概念，用以描述元素或化合物中原子对电子的亲合力和吸引力。
它是一个无单位的相对值，用来比较不同元素或化合物中原子的电子亲和力。
在元素周期表中，电负性是一个递增的趋势。
一般来说，非金属元素的电负性要高于金属元素，因为非金属元素的原子具有更大的吸引力，更容易吸引和接受电子。
电负性的概念最早由美国化学家保罗·卢瑟福在20世纪30年代首次引入。
他定义电负性为原子吸引和保持共价键中电子的能力。
在共价键中，两个原子之间的电子是共享的，但不同元素的原子对这些电子的吸引力可能不同，电负性就是用来描述这种差异的。
具体来说，电负性高的原子对电子的亲和力更大，能够更强烈地吸引共享电子，形成偏向于它的电负性较高的一侧。
相对而言，电负性低的原子则对共享电子的吸引力较弱。
通过考察化学键的特性和某些分子性质，我们可以了解到电负性对化学反应和化学结构的影响。
下面将介绍一些电负性的相关概念和应用。
1. 极性共价键：当两个不同电负性的原子形成共价键时，电子对会偏向电负性较高的一方。
这种不均匀分布使得共价键具有极性，其中一个原子带有部分正电荷，另一个带有部分负电荷。
这样的共价键被称为极性共价键。
2. 极性分子：由于共价键极性的存在，一些分子整体上也会有极性。
例如，水（H2O）分子中氧原子的电负性高于氢原子，使得氧-氢键带有部分负电荷，而氧原子周围则带有部分正电荷。
这使得水分子整体上呈现出极性。
3. 电负性差异与键的属性：电负性差异决定了共价键的性质。
当两个原子的电负性差异较大时，共价键更倾向于离子键，其中电子从电负性较低的原子转移到电负性较高的原子，形成正负电离子间的吸引力。
反之，当电负性差异较小时，共价键则更趋向于纯共价键，电子对在两个原子之间共享。
4. 电负性与反应性：电负性也可以影响化学反应的进行。
在一些化学反应中，较电负性较强的原子往往更容易接受电子，而较电负性较弱的原子更容易丢失电子。
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教学过程
一、课堂导入
我们将在上节课的基础上学习本章的最后一个知识点电负性，学习完之后将进入本章的复习阶段。
二、复习预习
复习一下我们上节课讲得内容，1、原子半径的比较2、电离能
三、知识讲解
考点/易错点1 键合电子与电负性
1、基本概念
（1）、化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键（2）、键合电子：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象的叫做化学键。
（3）、电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引能力的大小。
2、电负性的意义：
电负性越大的原子，对键合电子吸引能力越大
3、电负性大小的标准：
以F的电负性为4.0，和Li的电负性为1.0作为相对标准。
考点/易错点2 电负性的变化规律
结合电负性周期性变化图可总结为：
（1）、同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
（2）、同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
考点/易错点3 电负性的应用
（1）、判断元素的金属性和非金属性的强弱
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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。
（2）、判断化学键类型
一般认为，如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间形成的通常为离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间形成的通常为共价键。
（3）、元素周期表中的对角线规则
元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。
（4）、由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价
四、例题精析
【例题1】
【题干】按F、Cl、Br、I顺序递增的是( )
A、外围电子
B、第一电离能
C、电负性
D、原子半径
【答案】D
【解析】F、Cl、Br、I的外围电子数相同,故A项错误;从F~I第一电离能依次减小,原子半径依次增大,电负性依次减小,故B、C错误,D正确。
【例题2】
【题干】电负性的大小也可以作为判断金属和非金属性强弱的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是（）
A、周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
B、周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增强
C、电负性越大，金属性越强
D、电负性越小，非金属性越强
【答案】A
【解析】同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性越大非金属性越强，电负性越小，金属性越强.
【例题3】
【题干】不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值x来表示．若x值越大．其原子吸引电子的能力越强．在分子中形成负电荷的一方．下面是某些短周期元素的x 值：
⑴通过分析x值变化规律,确定N、Mg的x值范围：_＜x（Mg）＜_，_ ＜x（N）＜__。
⑵推测x值与原子半径关系是_________。
根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的变化规律。
⑶某有机化合物结构式为：其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？
（写原子名称）。
⑷经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值（Δx）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。
⑸预测元素周期表中，x值最小的元素的位置：（放射性元素除外）。
【答案】：（1）0.93<x(Mg)<1.61，2.55<x(N)<3.44。
（2）同周期（同主族）中，x值大，其原子半径越小；周期性。
（3）氮原子。
（4）共价键。
（5）第六周期IA主族。
【解析】题中给出第二、第三周期元素的x值（其中缺少了氮、镁两种元素的x值），x值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。
可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的x值。
从表中数值可看出，同周期中元素的x 值随原
子半径的减少而增大，x值的变化体现了元素性质的周期变化。
用x值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。
对于S—N，由于N的x值大于S的x值，所以其中共用电子对偏向N原子。
表中查不到溴的x值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的x值必定比溴的x值大，而：x（Cl）-x（Al）=3.16-1.61=1.45<1.7，而溴与铝的x值这差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化物。
x值越小，元素的金属越强，x值最小的元素应位于第六周期的IA主族。
五、课堂运用
【基础】
1、在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。
下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是（）
A、Li，F
B、Na，F
C、Na，C1
D、Mg，O
【答案】B
【解析】比较两原子电负性的差，其中Na与F的电负性差最大
2、下列是几种原子的基态电子排布式,电负性最大的原子是（）
A、1s22s22p4
B、1s22s22p63s23p3
C、1s22s22p63s23p2
D、1s22s22p63s23p64s2
【答案】A
【解析】根据四种原子的基态电子排布式可知,选项A有两个电子层,最外层有6个电子,应最容易得到电子,电负性最大
【巩固】
1、O、S、As三种元素比较，正确的是（）
A、电负性O>S>As，原子半径O<S<As
B、电负性O<S<As，原子半径O<S<As
C、电负性O<S<As，原子半径O>S>As
D、电负性O>S>As，原子半径O>S>As
【答案】A
【解析】同主族元素的电负性从上到下逐渐减小；同周期元素电负性逐渐增大，故电负性O>S>As，元素的原子半径同周期从左到右逐渐减小，同主族内从上到下原子半径增大，原子半径O<S<As.
2、元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式是（）
A、HI
B、LiI
C、CaF
D、KI
【答案】C
【解析】根据电负性的变化规律，对于主族元素来讲，同周期元素随核电荷数的增大，电负性增强；同主族元素随核电荷数的增大，电负性减弱，所以电负性最强的元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为铯，所以二者形成的化合物的化学式为CsF.
【拔高】
1、不能说明X的电负性比Y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
【答案】C
【解析】X的电负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强.A、B、D均能说明X的非金属性比Y强，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力.
2、W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数一次增大。
W、Y的氧化物是导致酸雨的主要
物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色（或砖红色）的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
（1）W位于元素周期表第周期第族。
W的气态氢化物稳定性比H2O(g) （填“强”或“弱”）。
（2）Y的基态原子核外电子排布式是，Y的第一电离能比X的（填“大”或“小”）。
（3）Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是。
（4）F e(s)＋1
2O2(g)=FeO(s) △H=－272.0kJ·mol
－1 2X(s)＋
3
2O2(g)=X2O3(s) △H=－1675.7kJ·mol
－1
X的单质和FeO反应的热化学方程式是。
【答案】（1）二V A 弱
（2）1s22s22p63s23p4大、
（3）Cu + 2H2SO4(浓)△CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
（4）3FeO(s) + 2Al(s)Al2O 3△H=－859.7KJ/mol
【解析】首先推出题中几种元素，W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，在结合原子序数的大小可知，W是氮元素，
Y是硫元素，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，根据基态原子核外电子所遵循的原则，可以写出电子排布式为：1s22s22p63s23p1，X为铝元素，Z能够形成红色的Z2O和黑色的ZO两种氧化物，推知Z为铜元素，两种氧化物分别为Cu2O和CuO。
课程小结
本节课的内容主要以学习电负性为主，学习了一下内容：
1、键合电子与电负性的：（1）、基本概念基本概念，（2）、电负性的意义，（3）、电负性大小的标准
2、电负性的变化规律：（1）、同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
（2）、同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
3、电负性的应用：（1）、判断元素的金属性和非金属性的强弱
（2）、判断化学键类型
（3）、元素周期表中的对角线规则
（4）、由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价。