鮑林標度

電負性（簡寫 EN）（electronegativity），也譯作電負度、負電性及陰電性，是綜合考慮了電離能和電子親合能，首先由萊納斯·鮑林於1932年提出。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。元素電負性數值越大，原子在形成化學鍵時對成鍵電子的吸引力越強。

基本介紹

• 中文名：鮑林標度
• 外文名：electronegativity
• 人物：萊納斯·鮑林
• 類型：電負性的標度

簡介

鮑林標度是萊納斯·鮑林提出對電負性的標度。

同一周期從左至右，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；同族元素從上到下，隨著原子半徑的增大，元素電負性值遞減。過渡元素的電負性值無明顯規律。就總體而言，周期表右上方的典型非金屬元素都有較大電負性數值，氟的電負性值數大（4.0）；周期表左下方的金屬元素電負性值都較小，銫和鍅是電負性最小的元素（0.7）。一般來說，非金屬元素的電負性大於2.0，金屬元素電負性小於2.0。

用途

電負性概念還可以用來判斷化合物中元素的正負化合價和化學鍵的類型。電負性值較大的元素在形成化合物時，由於對成鍵電子吸引較強，往往表現為負化合價；而電負性值較小者表現為正化合價。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。當化學鍵兩端元素的電負性相差很大時（例如大於1.7）所形成的鍵則以離子性為主。

元素的電負性愈大，吸引電子的傾向愈大，非金屬性也愈強。電負性的定義和計算方法有多種，每一種方法的電負性數值都不同，比較有代表性的有3種：

1. 萊納斯·鮑林1932年提出的標度。根據熱化學數據和分子的鍵能，指定氟的電負性為3.98，計算其他元素的相對電負性。
2. R.S.密立根1934年從電離勢和電子親合能計算的絕對電負性。
3. A.L.阿萊1957年提出的建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎上的電負性。

利用電負性值時，必須是同一種方法的電負性數值進行比較。

同時，電負性並不是恆定不變的。分子中元素的氧化態、鍵合軌道的形狀、周圍原子的影響都會在一定程度上影響元素的電負性。

1. 氧化態的影響：由於電荷之間的作用力的影響，陽離子對電子的吸引能力大於原子，而原子對電子的吸引能力又大於陰離子。故氧化態較高的元素比其氧化態較低的狀態電負性更強。
2. 軌道雜化的影響：原子核對不同電子軌道上的電子具有不同的吸引能力。例如s軌道上的電子受到原子核的吸引力比p軌道上的電子更強。故雜化軌道中，s軌道的成分越多，該元素顯示出越強的電負性。例如乙炔中sp雜化的碳比甲烷中sp雜化的碳電負性更強，已經接近氯原子的電負性水平。
3. 周圍原子的影響：如果某原子與強電負性原子相連，會使得自身電子云密度下降，因此增強了電負性。例如CF₃I分子中，由於碳原子與三個氟原子相連，氟原子的誘導效應使得碳原子附近的電子云密度大幅度下降，增強了碳原子的電負性，使其電負性比碘原子更強。