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電負(fù)性（化合物中原子吸引電子的能力）

次瀏覽 | 更新時(shí)間：2023-05-23

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電負(fù)性

化合物中原子吸引電子的能力

電負(fù)性是相對電負(fù)性的簡稱，也稱電負(fù)度，用來表征原子在化合物中吸引電子的能力。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)。電負(fù)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(gè)不同原子間形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。電負(fù)性綜合考慮了電離能和電子親合能，鮑林給電負(fù)性下的定義為“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。

電負(fù)性可以通過多種實(shí)驗(yàn)和理論方法來建立標(biāo)度。比較有代表性的電負(fù)性計(jì)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(fù)性可以理解為元素的非金屬性，但二者不完全等價(jià)。電負(fù)性強(qiáng)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(fù)性
應(yīng)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(fù)度、陰電性、陰電度
應(yīng)用二	判斷化合物中元素化合價(jià) 的正負(fù)

展開

概述

電負(fù)性是原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度。1932年，萊納斯·卡爾·鮑林首先提出了電負(fù)性的概念，用來表示兩個(gè)不同原子間形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。元素電負(fù)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(qiáng)；反之，電負(fù)性數(shù)值越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。

計(jì)算方法

電負(fù)性是相對值，沒有單位。電負(fù)性的計(jì)算方法有多種，每種方法的電負(fù)性數(shù)值都有所不同，所以利用電負(fù)性數(shù)值時(shí)，必須是同一套數(shù)值進(jìn)行比較。比較有代表性的電負(fù)性計(jì)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(xué)數(shù)據(jù)和分子的鍵能，指定氟的電負(fù)性為4.0(后改為3.98），計(jì)算其他元素的相對電負(fù)性。

鮑林的計(jì)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(jì)算的絕對電負(fù)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(fù)。

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(chǔ)上的電負(fù)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(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)以基態(tài)自由原子價(jià)層電子的平均單位電子能量為基礎(chǔ)獲得主族元素的電負(fù)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(fù)性

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

電負(fù)性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度。一般來說，電負(fù)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(fù)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(fù)性的手稿

1）隨著原子序號的遞增，元素的電負(fù)性呈現(xiàn)周期性變化。

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

3）非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑，金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。氟的電負(fù)性最大，為4.0，是最活潑的非金屬元素；鈁是電負(fù)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(fù)性值無明顯規(guī)律。

應(yīng)用

1）判斷元素的金屬性和非金屬性

一般認(rèn)為，電負(fù)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(jià)的正負(fù)

電負(fù)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(jià)為正值；電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。

3）判斷分子的極性和鍵型

電負(fù)性相同的非金屬元素化合形成化合物時(shí)，形成非極性共價(jià)鍵，其分子都是非極性分子；通常認(rèn)為，電負(fù)性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成極性共價(jià)鍵，相應(yīng)的化合物是共價(jià)化合物；電負(fù)性差值大于1.7的兩種元素化合時(shí)，形成離子鍵，相應(yīng)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(fù)性相近，性質(zhì)相似。

參考資料

[1]

楊思婭 . 無機(jī)化學(xué)教學(xué)中的電負(fù)性應(yīng)用 : 曲靖師專學(xué)報(bào) ，1989-03

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