什么是电负性？

电负性指的是原子吸引电子能力的相对尺度，电负性越强，得电子能力越强，氧化性越强。如F的电负性最高为4，说明它得电子能力强，氧化性强。

另外，两种不同元素电负性差值大于1.7，则形成离子键，小于1.7，则形成共价键。

系统判断一种物质的氧化性、还原性，一般是看其电负性大小，具体说明如下：

电负性是一组表示原子在分子成键时对电子吸引力的相对数值，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（L.C.Pauling）于1932年提出。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。

计算方法

电负性的计算方法有多种，每一种方法的电负性数值都不同，比较有代表性的有3种

①

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3.98，计算其他元素的相对电负性。

②密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性。

③阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。利用电负性值时，必须是同一套数值进行比较。

电负性表

下表给出了常见元素的电负性大小，数据取自《化学－物质结构与性质（选修）》（2004年[12]）。

元素

氢

氦

锂

铍

硼

碳

氮

氧

氟

电负性

2.1

－

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

元素

氖

钠

镁

铝

硅

磷

硫

氯

氩

电负性

－

0.9

1.2

1.5

1.8

2.1

2.5

3.0

－

元素

钾

钙

钪

钛

钒

铬

锰

铁

钴

电负性

0.8

1.0

1.3

1.5

1.6

1.6

1.5

1.8

1.8

元素

镍

铜

锌

镓

锗

砷

硒

溴

氪

电负性

1.8

1.9

1.6

1.6

1.8

2.0

2.4

2.8

－

元素

铷

锶

钇

锆

铌

钼

锝

钌

铑

电负性

0.8

1.0

1.2

1.4

1.6

1.8

1.9

2.2

2.2

元素

钯

银

镉

铟

锡

锑

碲

碘

氙

电负性

2.2

1.9

1.7

1.7

1.8

1.9

2.1

2.5

－

元素

铯

钡

电负性

0.7

0.9

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。

电负性越强，则表示原子亲和电子的能力越强，一般在化学反应中得到电子，被还原，做氧化剂。

而反之，电负性越弱，表示原子亲和电子的能力越弱，一般在化学反应中失去电子，被氧化，作还原剂。

在具体反应中，不同的情景会对应不同的反应，这时候要看元素在反应物和生成物中的价态变化。具体判断方法如电负性。

口诀是：升失氧，降得还。即：化合价升高，失去电子，被氧化。化合价降低，得到电子，被还原。

就是这样。

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