浅谈元素的电负性

浅谈元素的电负性

元素电负性是反映分子中原子对成键电子的吸引能力的概念。其计算方法和在元素周期表中的周期性变化以及各种应用需要在化学学习过程中加以关注。

一、电负性概念的提出

元素的电离势和电子亲和势可反映某元素的原子的失去和获得电子的能力，但这种反映并不完美，因为有些元素在形成化合物时，并没有失去和获得电子。为了更全面地反映分子中原子对成键电子的吸引能力，科学家又提出了元素电负性的概念。

电负性综合考虑了电离能和电子亲和能，它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。元素电负性数字越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引了越强；反之，元素电负性数字越小，原子在形成化学键时对成键电子的吸引了越弱。

二、电负性的计算方法

元素的电负性是衡量分子中原子吸引电子能力大小的一种标度。目前电负性的计算方法有多种，每一种方法的电负性数值都不同，常用的计算方法有三种：

（一）莱纳斯·鲍林（L·PauLing）于1932年首先提出的标度：根据化学数据和分子的鍵能，用符号“Xp”表示，指定氟的电负性为4.0，计算其他元素的相对电负性，故元素的电负性没有单位。

（二）1934年密立根（R·S·Mulliken）综合考虑了元素的电离势（I）和电子亲和势（E），提出了新的元素的电负性计算方法：X=1/2·（I+E），这样计算求得的电负性数值为绝对的电负性。密立根的电负性（X）由于没有完整的电子亲和势数据，应用上受到限制。

（三）1957年阿莱（A·L·Aiired）和罗周（E·D·Rochow）在原子核与成键原子的电子静电作用基础上，也提出了计算元素的电负性的公式：XAR=（0.359x2*/r2）+0.744，并得到了一套与鲍林的元素的电负性数值相吻合的数据。

不同的电负性数据，建立在不同的基础上，它们不完全相同，但是都反映了元素的原子在化合物中吸引电子的能力。后两者都与鲍林电负性数值有线性关系，三套数据能较好地吻合，只在某些元素上略有差异。利用电负性值时，必须是同一套数值进行比较；相对来讲，鲍林的电负性标度更加简便，实用。

三、电负性在元素周期表中的周期性变化

同一周期从左到右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐

强，因而电负性值递增；同元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性递减。过渡元素的电负性数值无明显规律。

就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大的电负性数值，氟的电负性数值最大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性数值都较小，钫是电负性最小的元素（0.7）。

四、电负性的应用

（一）判断元素的金属性或非金属性

元素金属性和非金属性相对强弱，可以应用电负性进行比较。元素原子的电负性越小，元素的金属性越强；元素原子的电负性越大，元素的非金属性越强。一般说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素的电负性小于2.0。

同一周期的元素，由左向右过渡，元素原子的电负性增大，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强。

同一主族的元素由上往下过渡，元素原子的电负性减小，元素的金属性逐渐增强，元素的非金属性逐渐减弱。副族元素IIIB～VB族电负性变小，金属性增强，IVB～IIB族电负性变大，金属性减弱。

（二）判断化合物中元素的氧化态

电负性值较大的元素在形成化合物时，由于对成键电子吸引力较强，往往表现为负化合价；而电负性值较小的元素表现为正化合价。如BrCl分子中，电负性值Br2.8，Cl为3.0，所以在BrCl分子，Br为+1价，Cl为—1价。

（三）判断化学键的极性和化合物类型

一般来说，当别的条件相同时，两个电负性差值很大（大于1.7时）的元素化合形成的化学键为离子键，如Cl和Cs（0.7）的电负性差值为2.3，所以CsCl 是一个离子型化合物；当电负性差值不大（小于1.7）时的两种非金属元素化合形成的化学键为共价键，如H和Cl的电负性差值为0.9，因此HCl是共价型化合物。

在形成共价键时，共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性，电负性差越大，键的极性越强，例如，我们可以预测，卤化氢中HF是极性最强的分子，而HI却是极性最弱的分子；如果电负性差值为零或非常小，则所形成的共价键为非极性键，如Cl2为非极性分子。

综上所述，元素原子的电负性是化学学习中的一个重要概念，只有充分掌握其常用的计算方法，认识到电负性在元素周期表中的周期性变化规律，了解其实际应用，才可以真正掌握这一概念的全部内涵。