1定義

電負性(Electronegativity)
又稱為相對電負性,簡稱電負性。電負性綜合考慮了電離能和電子親合能,首先由萊納斯·卡爾·鮑林於
鮑林標度電負性表

  鮑林標度電負性表

1932年引入電負性的概念,用來表示兩個不同原子形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱,是元素的原子在分子中吸引共用電子的能力。通常以希臘字母χ為電負性的符號。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」。元素電負性數值越大,表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強;反之,電負性數值越小,相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱(稀有氣體原子除外)。一個物理概念,確立概念和建立標度常常是兩回事。同一個物理量,標度不同,數值不同。電負性可以通過多種實驗的和理論的方法來建立標度。

2計算方法

首先需要說明,電負性是相對值,所以沒有單位。而且電負性的計算方法有多種(即採用不同的標度),因而每一種方法的電負性數值都不同,所以利用電負性值時,必須是同一套數值進行比較。比較有代表性的電負性計算方法有3種:
① L.C.鮑林提出的標度。根據熱化學數據和分子的鍵能,指定氟的電負性為4.0,鋰的電負性1.0,計算其他元素的相對電負性。
②R.S.密立根從電離勢和電子親合能計算的絕對電負性。
③A.L.阿萊提出的建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎上的電負性。

3常見變化

氟 > 氧 > 氯 > 氮 > 溴 > 碘 > 硫 > 碳
鋁>鈹>鎂>鈣>鋰>鈉>鉀

4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 4.0
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
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,電負性大於1.8的是非金屬元素,小於1.8的是金屬元素,而位於非金屬三角區邊界的「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.

5遞變規律

1.隨著原子序號的遞增,元素的電負性呈現周期性變化。
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這種變化趨勢。因此,電負性大得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(4.0),是最活潑的非金屬元素;鈁是電負性最小的元素(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律

6應用

(1)判斷元素的金屬性和非金屬性。一般認為,電負性大於1.8的是非金屬元素,小於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;電負性差值小於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;電負性差值大於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。

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