元素的电负性

1923年，鲍林首先提出：【在分子中，元素原子吸引成键电子的能力叫作元素的电负性（electronegativity）】。用符号“Xp”表示，并指定氟的电负性为4.0，根据热化学的方法可求出其他元素的相对电负性，故元素的电负性没有单位。元素的电负性数值见表1-10，元素的电负性周期性变化见图1-24。

1934年密立根（R.S.Mulliken）综合考虑了元素的电离势和电子亲和势，提出了元素的电负性新的计算方法。

表1-9 元素的电子亲和势（kj·mol^-1)

注:未加括号的数据为第一电子亲合势,带*、*、者分别为第二、第三电子亲合势。（数据录自：James E,Huheey.Inorganic Chemistry :Principles of Structure and Reactivity,2nd de)

表1-10 元素的电负性

注：第一行数据是鲍林的电负性，第二行数据是阿萊-罗周的电负性数据。（数据录自：James E,Huheey.Inorganic Chemistry:Primciples of Structure and Reactivity,2nd ed)

图1-24 元素的电负性周期性变化示意图

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_M）由于没有完整的电子亲和势数据，应用上受到限制。

1957年阿莱（A.L.Allred）和罗周（E.G.Rochow）根据原子核对电子的静电引力，也提出了计算元素的电负性的公式：

X_A，R=（0.359Z^■/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。

元素的电负性是衡量分子中原子吸引成键电子能力大小的一种标度。尽管目前有各种不同的电负性标度，数据不尽不同，但在周期系中呈现出周期性变化的规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。本课程采用的是鲍林电负性标度，它简便、实用。

（一）同一周期元素的电负性的变化

短周期：同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，原子吸引电子的能力趋强，元素的非金属性逐渐增强。在所有元素中氟的电负性最大，是非金属性最强的元素。

长周期：同一周期，从左到右，元素的电负性总体趋势逐渐增大，非金属性趋强。但过渡元素变化趋势不是很有规律，这与电子层结构有关，如电子填充次外层d轨道，使原子半径变化趋弱；电子结构处于（n—1）d⁵ns^1～2和（n—1）d¹⁰ns^1～2半满和全满的稳定状态等。

（二）同一族元素的电负性的变化

主族元素：从上至下，元素的电负性逐渐减小，原子吸引电子的能力趋弱，相反，失电子的能力趋强，故非金属性依次减弱，金属性依次增强。在所有元素中铯的电负性最小，是金属性最强的元素。

副族元素：从上至下，元素的电负性没有明显的变化规律，这还是与过渡元素的电子层结构有关。而且第三过渡元素（第六周期）与同族的第二过渡元素（第5周期）除ⅠB族和ⅡB族元素外，元素的电负性非常接近，这仍然是由于镧系收缩的影响所致。

通常情况下，金属元素的电负性在2.0以下，非金属元素的电负性在2.0以上，但它们没有严格的界限。

元素的电离势、电子亲和势和电负性在衡量元素的金属性和非金属性强弱时结果大致相同。但由于元素的电负性的大小是表示分子中原子吸引成键电子的能力大小，所以它能方便地定性反映元素的某些性质，如：金属性与非金属性、氧化还原性、估计化合物中化学键的类型、键的极性等，故它在化学领域中被广泛地运用。