淺談元素的電負性

元素電負性是反映分子中原子對成鍵電子的吸引能力的概念。其計算方法和在元素周期表中的周期性變化以及各種應用需要在化學學習過程中加以關注。

一、電負性概念的提出

元素的電離勢和電子親和勢可反映某元素的原子的失去和獲得電子的能力，但這種反映并不完美，因為有些元素在形成化合物時，并沒有失去和獲得電子。為了更全面地反映分子中原子對成鍵電子的吸引能力，科學家又提出了元素電負性的概念。

電負性綜合考慮了電離能和電子親和能，它以一組數值的相對大小表示元素原子在分子中對成鍵電子的吸引能力，稱為相對電負性，簡稱電負性。元素電負性數字越大，原子在形成化學鍵時對成鍵電子的吸引了越強；反之，元素電負性數字越小，原子在形成化學鍵時對成鍵電子的吸引了越弱。

二、電負性的計算方法

元素的電負性是衡量分子中原子吸引電子能力大小的一種標度。目前電負性的計算方法有多種，每一種方法的電負性數值都不同，常用的計算方法有三種：

（一）萊納斯·鮑林（L·PauLing）于1932年首先提出的標度：根據化學數據和分子的鍵能，用符號“Xp”表示，指定氟的電負性為4.0，計算其他元素的相對電負性，故元素的電負性沒有單位。

（二）1934年密立根（R·S·Mulliken）綜合考慮了元素的電離勢（I）和電子親和勢（E），提出了新的元素的電負性計算方法：X=1/2·（I+E），這樣計算求得的電負性數值為絕對的電負性。密立根的電負性（X）由于沒有完整的電子親和勢數據，應用上受到限制。

（三）1957年阿萊（A·L·Aiired）和羅周（E·D·Rochow）在原子核與成鍵原子的電子靜電作用基礎上，也提出了計算元素的電負性的公式：XAR=（0.359x2*/r2）+0.744，并得到了一套與鮑林的元素的電負性數值相吻合的數據。

不同的電負性數據，建立在不同的基礎上，它們不完全相同，但是都反映了元素的原子在化合物中吸引電子的能力。后兩者都與鮑林電負性數值有線性關系，三套數據能較好地吻合，只在某些元素上略有差異。利用電負性值時，必須是同一套數值進行比較；相對來講，鮑林的電負性標度更加簡便，實用。

三、電負性在元素周期表中的周期性變化

同一周期從左到右，有效核電荷遞增，原子半徑遞減，對電子的吸引能力漸強，因而電負性值遞增；同元素從上到下，隨著原子半徑的增大，元素電負性遞減。過渡元素的電負性數值無明顯規律。

就總體而言，周期表右上方的典型非金屬元素都有較大的電負性數值，氟的電負性數值最大（4.0）；周期表左下方的金屬元素電負性數值都較小，鈁是電負性最小的元素（0.7）。

四、電負性的應用

（一）判斷元素的金屬性或非金屬性

元素金屬性和非金屬性相對強弱，可以應用電負性進行比較。元素原子的電負性越小，元素的金屬性越強；元素原子的電負性越大，元素的非金屬性越強。一般說來，非金屬元素的電負性大于2.0，金屬元素的電負性小于2.0。

同一周期的元素，由左向右過渡，元素原子的電負性增大，元素的金屬性逐漸減弱，元素的非金屬性逐漸增強。

同一主族的元素由上往下過渡，元素原子的電負性減小，元素的金屬性逐漸增強，元素的非金屬性逐漸減弱。副族元素IIIB～VB族電負性變小，金屬性增強，IVB～IIB族電負性變大，金屬性減弱。

（二）判斷化合物中元素的氧化態

電負性值較大的元素在形成化合物時，由于對成鍵電子吸引力較強，往往表現為負化合價；而電負性值較小的元素表現為正化合價。如BrCl分子中，電負性值Br2.8，Cl為3.0，所以在BrCl分子，Br為+1價，Cl為—1價。

（三）判斷化學鍵的極性和化合物類型

一般來說，當別的條件相同時，兩個電負性差值很大（大于1.7時）的元素化合形成的化學鍵為離子鍵，如Cl和Cs（0.7）的電負性差值為2.3，所以CsCl是一個離子型化合物；當電負性差值不大（小于1.7）時的兩種非金屬元素化合形成的化學鍵為共價鍵，如H和Cl的電負性差值為0.9，因此HCl是共價型化合物。

在形成共價鍵時，共用電子對偏移向電負性較強的原子而使鍵帶有極性，電負性差越大，鍵的極性越強，例如，我們可以預測，鹵化氫中HF是極性最強的分子，而HI卻是極性最弱的分子；如果電負性差值為零或非常小，則所形成的共價鍵為非極性鍵，如Cl2為非極性分子。

綜上所述，元素原子的電負性是化學學習中的一個重要概念，只有充分掌握其常用的計算方法，認識到電負性在元素周期表中的周期性變化規律，了解其實際應用，才可以真正掌握這一概念的全部內涵。

（作者單位：山東省廣饒縣第一中學）