第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)元素周期律（電負性）一、電負性1.電負性概念定義衡量元素在化合物中吸引電子的能力。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。HFH....F..+....F..H..鍵合電子大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。電負性是相對值，沒有單位。（1）同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強。(稀有氣體元素除外)（2）同一主族，元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。2.電負性的遞變規(guī)律電負性最大的是氟，最小的是銫。(1)對于主族元素，同一周期從左到右，電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引力逐漸增強，元素電負性逐漸增大。(2)同一主族從上到下，核電荷數(shù)逐漸增大，隨能層數(shù)的增多，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引力逐漸減弱，元素的電負性逐漸減小。3.影響電負性大小因素4.電負性的應用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱,金屬性越強?、俳饘僭氐碾娯撔砸话阈∮?.8。②非金屬元素的電負性一般大于1.8。③位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。④特例：氫元素的電負性為2.1，但其為非金屬元素電負性的差值較大

離子鍵Na......Cl.+.....Cl..Na+-電負性差2.1電負性0.93.0電負性的差值較小

共價鍵H......O+.....O.H電負性差0.4電負性2.12.5+HH電負性相差很大離子鍵(相差>1.7)電負性相差不大共價鍵(相差<1.7)電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。但也有特例（如HF差為1.9）但也有特例（如NaH差為1.2）4.電負性的應用(2)判斷化學鍵的類型HCHHHCH4-4+1顯負價顯正價HSiHHHSiH4+4-1顯正價顯負價電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。4.電負性的應用(3)判斷共價化合物中元素的化合價的正負在第2、3周期中，具有典型“對角線”規(guī)則的元素有三對：鋰與鎂，鈹與鋁，硼與硅。有人從元素的電負性值相近解釋“對角線”規(guī)則：鋰1.0、鎂1.2；鈹1.5、鋁1.5；硼2.0、硅1.8。4.電負性的應用(4)從元素的電負性值相近解釋“對角線”規(guī)則：第二周期第三周期第四周期電負性電負性第IA族第VIA族第VIIA族電負性金屬性應用金屬性/非金屬性元素類型第一電離能、電負性呈現(xiàn)周期性的遞變非金屬性化學鍵類型化合價第一電離能應用確定元素原子的核外電子排布判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數(shù)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱1.(2023·安徽黃山高二期末)現(xiàn)有四種元素基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p2；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p4，則下列有關(guān)比較中正確的是A.電負性：④>③>②>① B.原子半徑：④>③>②>①C.第一電離能：④>③>②>①D.最高正化合價：④>③>②>①√2.一種元素X的逐級電離能數(shù)據(jù)如下：

電離能/(kJ·mol－1)元素I1I2I3I4……X5781817274511578……當它與氯氣反應時最可能生成的陽離子是A.X＋ B.X2＋ C.X3＋ D.X4＋√2.下列說法不正確的是A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性

從上到下逐漸增大B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點√2.在下面的電子結(jié)構(gòu)中，第一電離能最小的原子可能是A.3s23p3 B.3s23p5C.3s23p4 D.3s23p6√3.(1)C、N、O、S四種元素中，第一電離能最大的是_____。(2)下列狀態(tài)的鎂中，電離最外層一個電子所需能量最大的是_____(填標號)。NA3.下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式,電負性最大的原子是(

)A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 D.1s