同周期同主族元素电负性的递变规律

- 1 - 元素的电负性大小

元素是宇宙中最基本的物质，它不可以被分解成更小的物质和复合体。它们可以以各种化学反应物的方式表现出来，它们的特性由它们的电负性，即其原子的电荷数的取决。

元素的电负性是量子力学理论的结果，由它来描述原子内部和原子与原子之间的相互作用力。电负性是由原子核周围的电子及其电荷来决定的，元素原子的电负性被用来区分不同元素之间的性质。

元素的电负性大小可以在原子半径比表上找到。原子半径比定义为原子核最近电子轨道较远电子轨道的距离，以平方米度量。根据原子半径比，元素的电负性，分为电负性大小构成一个完美的垂直序列。

电负性大的元素，电负性小的元素，各自分别有其特性和应用方面的优势。电负性大的元素，其原子内容有较多的电子，因此电磁力更强，能够更好的进行电子的传输，并且形成大量的电荷中心，具有良好的催化作用。电负性大的元素，具有良好的电阻性，可以作为优质的电阻剂使用；它还能够与碱性物质发生反应，从而形成酸性物质，在化学实验中有其重要的作用。

电负性小的元素，其原子内容有较少的电子，因此电磁力较弱，电子不容易传输，但它们可以在一定温度范围内发生电荷转移，从而改变原子的电负性，在无机化学中有其重要的作用。此外，电负性小的元素比较容易与其他元素结合，可用于导电和陶瓷的制备，从而实现新型材料的制造，在电子及其他工业领域有重要的应用。

在化学实验中，利用元素的电负性大小可以根据元素之间的互相 - 2 - 作用力及其他条件来确定它们的反应特性。电负性大的元素容易结合，常常形成氧化物的电子结构，从而产生各种电荷中心，常常能够发生催化作用，例如气体的氧化等；而电负性小的元素，由于电子更为稀少，其结合能力较弱，常常形成离子键的电子结构，从而实现金属的电荷转移，达到交换电子的效果，有时也可实现电荷的转移，如氯化物的电解等。

因此，元素的电负性大小对确定其特性和行为具有重要意义。精确测量元素的电负性大小，可以进一步了解它们的性质，为元素之间的反应和分离提供依据，可以精确地掌握元素的行为模式，研究它们各自的物理和化学性质，为后续实验和研究提供有力的支持。

电负性

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。电负性可以理解为元素的非金属性，但二者不完全等价。电负性强调共用电子对偏移方向，而非金属性侧重于电子的得失。

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. 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。

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。

化学元素周期表规律 化学元素周期表的规律总结

1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。

2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。

元素周期表规律

1、原子半径的规律

(1)除了第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；

(2)同一族的元素从上到下，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。

2、元素化合价的规律

(1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外)；

(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同。

3、单质的熔点规律 (1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；

(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。

4、元素的金属性与非金属性规律

(1)同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；

(2)同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。

5、最高价氧化物和水化物的酸碱性规律

元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。

6、非金属气态氢化物规律

元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

7、单质的氧化性、还原性规律

一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱;元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 8、热稳定性规律

常考题空1电子排布、电离能与电负性

【高考必备知识】

1．原子核外电子排布的“三个原理”及其表示方法

(1)熟记构造原理示意图

(2)三个原理：能量最低原理、泡利原理、洪特规则

能量最低原理原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道，即

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…

泡利原理

每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态相反的电子

洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨

道，而且自旋状态相同

【微点拨】能量相同的原子轨道在全满(p6

、d10

、f14)、半满(p3

、d5

、f7

)和全空(p0

、d0

、f0)状态时，体系的能量最

低。如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1

，而不是1s22s22p63s23p63d44s2

(3)基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法举例

电子排布式

Co：1s22s22p63s23p63d74s2简化表示式

Cu：[Ar]3d104s1

价层电子排布

Fe：3d64s2

电子排布图(或轨道表示式)

O：

(4)常见原子轨道电子云轮廓图

原子轨道电子云轮廓形状轨道个数

s球形1

p哑铃形3

(5)常见电子状态的描述

硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4

a．运动状态等于电子数S原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子

b．空间运动状态等于轨道数S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4

，其轨道数为1+1+3+1+3=9，

则有9种不同的空间运动状态

c．伸展方向看轨道类型S原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，

则共有4种不同的伸展方向

d．不同能量的电子看轨道数S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4

，有5种不同能量的电子

e．运动范围看电子层S原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围

2．微粒半径、电离能和电负性变化规律

(1)粒子半径大小的比较方法

原子半径①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)r(Cl)