(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

　　(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

　　2．电负性的变化规律

(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。

　　(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。

　　3．电负性的应用

　　(1)判断金属性和非金属性的强弱

　　通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。

　　(2)判断化合物中元素化合价的正负

　　化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。

　　(3)判断化学键的类型

　　电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。

　　重难点突破：

　　1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。

　　2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。

　　3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。

　　4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。

　　5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。

　　6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。

考点2：元素周期律的实质及元素化合价实质

1．元素周期律的实质