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電負性（化合物中原子吸引電子的能力）

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電負性

化合物中原子吸引電子的能力

電負性是相對電負性的簡稱，也稱電負度，用來表征原子在化合物中吸引電子的能力。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。電負性的概念最早于1932年由萊納斯·卡爾·鮑林提出，用來表示兩個不同原子間形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。電負性綜合考慮了電離能和電子親合能，鮑林給電負性下的定義為“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”。

電負性可以通過多種實驗和理論方法來建立標度。比較有代表性的電負性計算方法有1932年的L.C.鮑林公式、1934年的R.S.密立根公式、1956年的A.L.阿萊和E.羅周公式以及1989年的L.C.Allen公式。

電負性可以理解為元素的非金屬性，但二者不完全等價。電負性強調(diào)共用電子對偏移方向，而非金屬性側(cè)重于電子的得失。

基本信息

中文名	電負性
應用三	判斷分子的極性和鍵型
提出	萊納斯·卡爾·鮑林
別稱	電負度、陰電性、陰電度
應用二	判斷化合物中元素化合價的正負

展開

概述

電負性是原子在化合物中吸引電子能力的標度。1932年，萊納斯·卡爾·鮑林首先提出了電負性的概念，用來表示兩個不同原子間形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。元素電負性數(shù)值越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性數(shù)值越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。

計算方法

電負性是相對值，沒有單位。電負性的計算方法有多種，每種方法的電負性數(shù)值都有所不同，所以利用電負性數(shù)值時，必須是同一套數(shù)值進行比較。比較有代表性的電負性計算方法有以下幾種：

1）1932年L.C.鮑林提出的公式

根據(jù)熱化學數(shù)據(jù)和分子的鍵能，指定氟的電負性為4.0(后改為3.98），計算其他元素的相對電負性。

鮑林的計算方法是：

其中，

、

分別指

，AB，

分子的鍵能。

2）1934年R.S.密立根的公式

這是從電離勢和電子親合能計算的絕對電負性，即電離能和電子親和能的平均值。

式中，I為電離能，A為電子親和能，注：放熱為正，吸熱為負。

3）1956年A.L.阿萊和E.羅周的公式

這是建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎上的電負性。

即

其中

為有效核電荷數(shù)，r為半徑。

4）1989年L.C.Allen的公式

根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)以基態(tài)自由原子價層電子的平均單位電子能量為基礎獲得主族元素的電負性：

式中，m和n分別為p軌道和s軌道上的電子數(shù)，

分別為s軌道和p軌道上的電子平均能量。

常見變化

非金屬系：

。

金屬系：

。

周期變化

氫 2.1 鋰1.0 鈹 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98；

鈉 0.93 鎂 1.31 鋁 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16；

鉀 0.82 鈣 1.00 錳 1.55 鐵 1.83 鎳 1.91 銅 1.9 鋅 1.65 鎵 1.81 鍺 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96；

銣 0.82 鍶 0.95 銀 1.93 碘 2.66 鋇 0.89 金 2.54 鉛 2.33。

所有元素精確電負性

一般來說，周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。

電負性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。一般來說，電負性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

遞變規(guī)律

鮑林研究電負性的手稿

1）隨著原子序號的遞增，元素的電負性呈現(xiàn)周期性變化。

2）同一周期，從左到右元素電負性遞增，同一主族，自上而下元素電負性遞減。對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)這種變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素集中在左下角。

3）非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑，金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑。氟的電負性最大，為4.0，是最活潑的非金屬元素；鈁是電負性最小的元素為0.7，是最活潑的金屬元素。

4）過渡元素的電負性值無明顯規(guī)律。

應用

1）判斷元素的金屬性和非金屬性

一般認為，電負性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，在1.8左右的元素既有金屬性又有非金屬性。

2）判斷化合物中元素化合價的正負

電負性數(shù)值小的元素在化合物吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負性大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。

3）判斷分子的極性和鍵型

電負性相同的非金屬元素化合形成化合物時，形成非極性共價鍵，其分子都是非極性分子；通常認為，電負性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成極性共價鍵，相應的化合物是共價化合物；電負性差值大于1.7的兩種元素化合時，形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物。

4）元素周期表中的“對角線規(guī)則”

元素周期表中某些主族元素與右下方的主族元素電負性相近，性質(zhì)相似。

參考資料

[1]

楊思婭 . 無機化學教學中的電負性應用 : 曲靖師專學報，1989-03

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