《物质结构与性质》——7、元素周期律（下）

3、电负性

化学键：元素相互化合时，相邻的原子之间产生强烈的化学作用力（静电作用）。  

键合电子：原子中形成化学键的电子。主族元素指最外层电子，副族元素还包括部分内层电子。

电负性：描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0、锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

其变化规律与元素金属性、非金属性变化规律基本一致，电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的依据。

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。

元素形成化合物时，电负性数值小的元素显正价，电负性数值大的显负价。

还可以利用电负性判断化学键的类型：形成化学键的元素电负性差值大于1.7，一般是离子键，形成的化合物是离子化合物；形成化学键的元素电负性差值小于1.7，一般是共价键，形成的化合物是共价化合物。  

如，Na的电负性为0.9，Cl的电负性为3.0，差值为2.1，所以形成离子键，NaCl为离子化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性为3.0，差值为1.5，所以形成共价键，AlCl3为共价化合物。

注意：HF是共价化合物，NaH是离子化合物。

思考：

比较第三周期元素第一电离能、电负性的变化趋势有什么不同？第ⅠA族、ⅦA族元素第一电离能、电负性的变化趋势是否一致？分析其原因。

第三周期元素从左到右，电负性一直变大，但第一电离能Mg大于Al、P大于S。Al的第一电离能比Al小，但最外层有3个电子（键合电子），原子核对它们的总吸引力要大，所以电负性比Mg大；S的第一电离能比P小，但最外层有6个电子（键合电子），原子核对它们的总吸引力要大，所以电负性大。

同主族的元素原子最外层电子（键合电子）数相同，所以其第一电离能、电负性的变化趋势一致。

附：稀有气体及其化合物的发现

1868年，天文学家洛克耶和杨森从太阳光谱中发现氦。20年后，英国化学家拉姆齐在钇铀矿中发现氦气。

1892年，英国物理学家瑞利和拉姆齐合作，发现用氨气分解得到的氮气和从空气中得到的氮气密度不同，分析其中差异发现了氩气。

1898年，拉姆齐与人合作从空气中发现了氪、氖、氙。1900年发现氡，2006年人工合成Og。

人们发现稀有气体后，发现它们都是单原子分子气体，性质很稳定，不与其它元素化合，称惰性气体。1962年青年化学家巴特利特合成了氙的化合物XeF2、XeF4、XeF6，终于发现它们不是惰性气体，遂改名稀有气体。

物质的性质并没有绝对的，性质活泼与否都是相对而言，只要提供合适的条件，许多以往认为不能的反应都有可能发生。