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电离能和电子亲和能都是研究元素游离态的原子的性质。电离能是衡量元素金属性大小的物理量。元素的金属性指原子失去电子的能力。一般元素的金属性越强，其第一电离能越小。电子亲和能是衡量元素非金属性大小的物理量。非金属性则指原子获得电子的能力。一般电子亲和能越大，元素的非金属性越强。打个比方说，电离能和电子亲和能是各司其职，如同元素界的金属门和非金属门的两大掌门人。

例：气态氢原子(H)：1s电子若得到13.6ev 的能量，将从基态跃迁到n=∞的高能级, 成为自由电子；氢原子失去一个电子变为+1价的气态阳离子。

即：氢的电离能(I1)为13.6ev 。

注：1eV/mol =96.485kJ/mol

钠(Na) 的电离能为5.139ev(I1)，表示只需吸收5.139ev 的能量，Na(g)原子就将失去最外层的一个电子,变成金属气态阳离子。而5.139ev<13.6ev，可见Na 金属性比氢强很多。

氟(F)的第1电离能为17.422ev ,比氢I1还要大，且远比Na 的I1大，足以说明氟不可能显金属性，那么它的非金属性有多强呢? 

查表知氟的电子亲合能为327.9kJ /mol ,表示氟原子加合一个电子时,要放出327.9kJ/mol的能量，即它得电子的能力很强，是典型的非金属性元素。

上面示例中都只是考察元素游离态原子的非金属性与金属性，但在化学实践中，更多的要讨论在化合物环境中原子吸引电子能力的强弱，急需一个统一的标准可以把金属元素与非金属元素放到一起比较。

电负性的概念应运而生。物理概念需要依托相应标度的确立实现定量化，电负性可以通过多种实验的和理论方法来建立标度。我们今天重点关注的是鲍林建立的电负性标度。

目前高中三种版本教材的电负性概念及选用数据对比：

苏教版：1932年莱纳斯·卡尔·鲍林(L.C.Pauling)首先提出了电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准来确定其他元素的电负性（如图2-14）。

鲁科版：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，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引能力越弱。

分析元素电负性数值，可以看出金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。对主族元素而言，同一周期从左到右，元素的电负性递增，同一主族自上而下，元素的电负性递减。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元素周期表的左下角。

人教版：电负性用来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4.0和锂的电负性1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性(如图1-23，稀有气体未计)。

一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。

电负性通常以希腊字母χ表示。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。

电负性与元素非金属性区别

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。描述元素单质得电子的能力（宏观性质）。

影响电负性的因素有哪些呢？

1.原子半径：半径越小，原子核对电子吸引力越强，电负性越高。例如，氟的原子半径极小（约64 pm），电负性达4.0，为所有元素之最。

2.原子核电荷数：有效核电荷数Z* 越大，原子核对键合电子的吸引力越强，电负性越大。例如，同周期中钠到氯的电负性随核电荷数增加而递增。

电负性在化学中的应用实例

电负性差异是判断化学性质的重要工具，具体应用包括：

1.判断元素属性

一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。

前面提到的Na ,它的电负性为0.9，是典型的金属元素；而F 的电负性为4.0，是所有元素中最大的，当然也是非金属性最强的元素。这样判断元素的这两种性质就有了统一尺度, 而且两类不同元素间也有大致的分界。

值得注意的是，这里的分界数值只是一个参考值，不能作为金属与非金属的绝对分水岭。

2.判断化合物中元素化合价

电负性小的元素在化合物中吸引键合电子的能力弱，元素的化合价为正值。电负性大的元素在化合物中吸引键合电子的能力强。元素的化合价为负值。通过化合物中元素的化合价也可反推电负性高低。

例：因为氮的电负性高于氢，所以在NH₃中，氮显-3价，氢显+1价；

CO₂中，氧显-2价，碳显+4价，表明氧对键合电子的吸引力更强，故电负性O＞C。

小试身手：

请指出下列化合物中显正化合价的元素？

CH₄、NaH、ICl、HClO

3.判断化学键类型

一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键（如NaCl，Δ=2.1）；两种成键元素的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键（如H₂O，Δ=1.4）。电负性差越大，键的极性越强，当电负性差=0（如O₂）时，则形成非极性共价键。

4.预测分子极性

共价分子，若电负性差异导致电荷分布不均时，为极性分子（如HCl，H电负性2.1，Cl电负性3.0）。

若电负性因为对称抵消极性（如CO₂，氧的高电负性通过结构对称被抵消）时，为非极性分子。

5.比较酸性的强弱

（1）最高价含氧酸中，中心原子电负性越高，酸性越强。例如，HClO₄（Cl电负性3.0）> H₂SO₄（S电负性2.5）> H₃PO₄（P电负性2.1）。

理论解释：非金属元素的电负性越大，其最高价含氧酸中，中心原子吸引键合电子能力越强，导致O-H键极性越大，越易电离出H⁺，酸性越强。

注：无机含氧酸的酸性比较也是一种重要题型。影响其酸性的因素很多，将用专题阐述。这里不再拓展。

（2）同一周期无氧酸中，中心元素的电负性越大，酸性越强。

6.预测元素活泼性

一般电负性越大的非金属元素越活跃，电负性越小的金属元素越活泼。氟的电负性最大(4.0)，是最容易参与反应的非金属；电负性最小的元素(0.79）铯是最活泼的金属。

7.解释某些化学规律和现象

①解释元素周期表中的“对角线规则”。

元素周期表中某些主族元素与右下方的主族元素电负性相近，性质相似。

②解释核磁共振谱分析中的化学位移。电负性较大的原子的吸电子诱导效应会使化学位移移向低场。

综上，电负性不仅是化学元素的基本属性，更是理解分子结构、化学反应的重要工具。掌握其排序规律及实际应用，有助于深入学习化学键、分子间作用力等核心概念。

鉴于考题经常会有上述应用的考察，所以大家学习中要注意背诵常见元素电负性的大小顺序。

常见元素电负性大小（鲍林标度）

非金属系：氟氧氯氮溴碘硫碳氢  >金属系：铝铍镁钙锂钠钾

“氟、氧、氯、氮、溴、碘、硫、碳、氢”，其中碳氢两种元素的比较尤其值得关注。

过渡元素的电负性值无明显规律。