电负性

原子在分子中吸引成键电子能力相对大小的量度。元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。元素电负性的概念最先是由鲍林(Linns Pauling，1901—1994）于1932年在研究化学键性质时提出来的。他指定电负性最大的氟的值为4.O，然后根据键能推算其他元素的相对电负性的数值。后来又有人作了更精确的计算，对鲍林的电负性值作了修改。1934年，马利肯（Robert Sanderson Mulliken，1896—）采用电离能（I）和电子亲和势（EA）结合的方法求出电负性。1957年，阿莱-罗周（Allred－Rochow）又根据原子的有效核电荷（z ）对成键电子的静电引力算出一套电负性数据X _AR 。他们所用公式是X _AR ＝0.359undefined/r2 0.744，式中r是原子的共价半径（10 ^-10 米）。元素的原子在不同分子中的价态、所带电荷量以及相应轨道杂化方式等因素都会影响原子吸引电子的能力，因此每一元素的电负性实际表现不是一成不变的。根据元素电负性大小可以判别化合物分子中键的性质。两种元素的电负性差值（X _A —X _B ）越大，形成键的极性越强。鲍林曾对A—B键的离子性大小提出如下经验方程式。

 

当键的离子性为5O％时，相当于两元素电负性差值X _A —X _B ＝1.665。因此，习惯上就以电负性差值△X大于或小于1.7，作为判断该A—B键的离子性或共价性的依据。当△x＞1.7时，多数属于离子键；当△x＜1.7时，多数属于共价键。离子键和共价键没有严格的界限。