淺談元素的電負(fù)性

元素電負(fù)性是反映分子中原子對成鍵電子的吸引能力的概念。其計(jì)算方法和在元素周期表中的周期性變化以及各種應(yīng)用需要在化學(xué)學(xué)習(xí)過程中加以關(guān)注。

一、電負(fù)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?yàn)橛行┰卦谛纬苫衔飼r(shí)，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(xué)家又提出了元素電負(fù)性的概念。

電負(fù)性綜合考慮了電離能和電子親和能，它以一組數(shù)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(fù)性，簡稱電負(fù)性。元素電負(fù)性數(shù)字越大，原子在形成化學(xué)鍵時(shí)對成鍵電子的吸引了越強(qiáng)；反之，元素電負(fù)性數(shù)字越小，原子在形成化學(xué)鍵時(shí)對成鍵電子的吸引了越弱。

二、電負(fù)性的計(jì)算方法

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

（一）萊納斯·鮑林（L·PauLing）于1932年首先提出的標(biāo)度：根據(jù)化學(xué)數(shù)據(jù)和分子的鍵能，用符號“Xp”表示，指定氟的電負(fù)性為4.0，計(jì)算其他元素的相對電負(fù)性，故元素的電負(fù)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(fù)性計(jì)算方法：X=1/2·（I+E），這樣計(jì)算求得的電負(fù)性數(shù)值為絕對的電負(fù)性。密立根的電負(fù)性（X）由于沒有完整的電子親和勢數(shù)據(jù)，應(yīng)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(chǔ)上，也提出了計(jì)算元素的電負(fù)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(fù)性數(shù)值相吻合的數(shù)據(jù)。

不同的電負(fù)性數(shù)據(jù)，建立在不同的基礎(chǔ)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(fù)性數(shù)值有線性關(guān)系，三套數(shù)據(jù)能較好地吻合，只在某些元素上略有差異。利用電負(fù)性值時(shí)，必須是同一套數(shù)值進(jìn)行比較；相對來講，鮑林的電負(fù)性標(biāo)度更加簡便，實(shí)用。

三、電負(fù)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(qiáng)，因而電負(fù)性值遞增；同元素從上到下，隨著原子半徑的增大，元素電負(fù)性遞減。過渡元素的電負(fù)性數(shù)值無明顯規(guī)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(fù)性數(shù)值，氟的電負(fù)性數(shù)值最大（4.0）；周期表左下方的金屬元素電負(fù)性數(shù)值都較小，鈁是電負(fù)性最小的元素（0.7）。

四、電負(fù)性的應(yīng)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(qiáng)弱，可以應(yīng)用電負(fù)性進(jìn)行比較。元素原子的電負(fù)性越小，元素的金屬性越強(qiáng)；元素原子的電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)。一般說來，非金屬元素的電負(fù)性大于2.0，金屬元素的電負(fù)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(fù)性增大，元素的金屬性逐漸減弱，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)。

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

（二）判斷化合物中元素的氧化態(tài)

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

（三）判斷化學(xué)鍵的極性和化合物類型

一般來說，當(dāng)別的條件相同時(shí)，兩個(gè)電負(fù)性差值很大（大于1.7時(shí)）的元素化合形成的化學(xué)鍵為離子鍵，如Cl和Cs（0.7）的電負(fù)性差值為2.3，所以CsCl是一個(gè)離子型化合物；當(dāng)電負(fù)性差值不大（小于1.7）時(shí)的兩種非金屬元素化合形成的化學(xué)鍵為共價(jià)鍵，如H和Cl的電負(fù)性差值為0.9，因此HCl是共價(jià)型化合物。

在形成共價(jià)鍵時(shí)，共用電子對偏移向電負(fù)性較強(qiáng)的原子而使鍵帶有極性，電負(fù)性差越大，鍵的極性越強(qiáng)，例如，我們可以預(yù)測，鹵化氫中HF是極性最強(qiáng)的分子，而HI卻是極性最弱的分子；如果電負(fù)性差值為零或非常小，則所形成的共價(jià)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(fù)性是化學(xué)學(xué)習(xí)中的一個(gè)重要概念，只有充分掌握其常用的計(jì)算方法，認(rèn)識到電負(fù)性在元素周期表中的周期性變化規(guī)律，了解其實(shí)際應(yīng)用，才可以真正掌握這一概念的全部內(nèi)涵。

（作者單位：山東省廣饒縣第一中學(xué)）