电负性表

（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。
（3）判断分子的极性和键型。电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，其分子都是非极性分子；通常认为，电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物
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
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。
电负性（Electronegativity）
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。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）。
鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为4.0，锂的电负性1.0，计算其他元素的相对电负性。
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。

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。

常见易错元素的化合价1、HCN中C的化合价？HCN分子结构式为H－C≡N，电负性(吸电子能力) N＞C＞H，则碳氮三键的电子对偏向原子，N为－3价，碳在这里为＋3；但碳氢单键的电子偏向碳，电子指定给碳，碳就得到了1个电子，这部分碳显－1；氢就为＋1.碳两部分加起来：＋3＋(－1)=＋2，就是＋2价.2、KSCN中硫为－2价，则C为多少价？C为＋4价，N为－3，S为－2注：硫氰化氢H—S—C≡N，异硫氰酸H—N=C=S两种。

但元素化合价相同。

3、NaBH4中氢的化合价？NaBH4为离子化合物，BH4－为四面体结构，化合价可认为B只有＋3，H为－1价。

可见，若能写出结构式，则可据电负性分析电子对的偏向与偏移，标出化合价4、FeCuS2中S的化合价？Fe5O7呢？S为－2，实际上见下面12条所示！中学生常见错误变形为FeS·CuS，Fe5O7，变形为FeO·Fe2O3，易分析。

变形法能分析陌生化合物中元素化合价，甚至能分析化合物的形成方法及分解产物。

5、SiH4中H的化合价？H为－1价，电负性:Si—1.9，H—2.2，即电子对偏向电负性大的原子一边。

注：NH3中N－3，H＋1；N中N－3，H＋1；CH4中C－4，H＋1.6、Na2S2O8中硫的化合价？7、草酸中碳的化合价？其实，无机物与有机物是相通的，分析方法可借用。

8、关于碳元素的化合价碳原子的最外层上的电子数目为4，最多有四次成键的机会。

有机物中的碳原子能且只能成键4次。

(1)碳元素只有同氢元素结合时才显负价，即C—H中C为－1价，故甲烷中碳为－4价。

(2)碳元素同其它非金素元素结合时都显正价，如：C—X中C为＋1价，C—O中C为＋1价，C—N中C为＋1价，C=O中C为＋2价，C≡N中C为＋3价。

所以，H－C≡N中C为＋2价。

(3)碳原子与碳原子相结合时均为0价，即C—C、C=C、C≡C中全为0价。

形成CH3CH3、CH2=CH2、CH≡CH后，碳的化合价分别为：－3、－2、－1.总结归纳：根据有机物的分子结构确定C元素的化合价。

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电负性表
电负性的周期规律
同一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。

过渡元素的电负性值无明显规律。

就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素（0.7）。

一般说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素电负性小于2.0。

电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型。

电负性值较大的元素在形成化合物时，由于对成键电子吸引较强，往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价。

在形成共价键时，共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性，电负性差越大，键的极性越强。

当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主。

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