电负性与电子亲和能Electronegativity and Electron Affinity

共用的电子，谁拉得更紧？

在氯化氢分子中，氢原子和氯原子共用一对电子（2.4 节会细讲）。这对电子是不是正好在两个原子中间？实验发现，它们更靠近氯原子：氯一端带部分负电荷，氢一端带部分正电荷。不同元素的原子“抢”电子的本领不同，这个本领可以用一个数来比较。

电负性

电负性electronegativity用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强。电负性是鲍林在 1932 年提出的，它是一个相对值，没有单位：以氟为最大（约 4.0），其他元素和它比较。

• 同一周期从左到右，电负性逐渐增大；同一主族从上到下，电负性逐渐减小。 原因和电离能一样：有效核电荷越大、原子越小，原子核对键合电子的吸引越强。
• 氟的电负性最大（3.98），其次是氧（3.44）；周期表左下角的铯、钫最小（铯 0.79）。
• 金属元素的电负性一般小于 1.8，非金属元素一般大于 1.8，位于金属和非金属分界线附近的类金属（如硼、硅、锗）在 1.8～2.2 左右。电负性越小，金属性越强；电负性越大，非金属性越强。
• 稀有气体 He、Ne、Ar 几乎不形成化合物，没有电负性数据。
• 处在周期表对角线上的元素，如锂和镁、铍和铝，电负性相近，性质也有些相似，这叫做对角线规则。

数据说明： 人教版课本的电负性表用的是鲍林的旧值，保留一位小数（F 4.0、O 3.5、Cl 3.0、N 3.0、C 2.5、H 2.1）。本网站用的是修订值（F 3.98、O 3.44、Cl 3.16、N 3.04、C 2.55、H 2.20），英文教材多用这一套。两套数值略有不同，规律完全一样。

用电负性差判断化学键

两种元素的电负性相差越大，键合电子就越偏向电负性大的一方。粗略地说：

• 差值小于 0.4：电子几乎平均共用，一般是非极性共价键，如 H–H、C–H；
• 差值在 0.4～1.7 之间：电子偏向一方，一般是极性共价键，如 H–Cl、O–H；
• 差值大于 1.7：电子几乎完全转移，一般形成离子键，如 NaCl。

这些分界线只是经验数字，不同的书会用 1.7、1.8 或 2.0。2.4.7 节会详细讲键的极性。

电子亲和能

气态原子得到一个电子形成气态阴离子时放出的能量，叫做电子亲和能electron affinity。例如氯原子得到一个电子，放出 349 kJ/mol 的能量：

• 放出的能量越多，原子越容易得到电子。卤素的电子亲和能最大，因为再得一个电子，最外层就达到 8 个。
• 同周期从左到右总体增大，同主族从上到下总体减小，但例外很多。ⅡA 族、氮和稀有气体得到电子时反而要吸收能量，生成的阴离子不稳定。
• 氟的电子亲和能（328 kJ/mol）比氯（349 kJ/mol）小：氟原子很小，2p 上已经挤了 5 个电子，新来的电子受到的排斥很强。
• 两种符号约定。 数据表常直接写放出的能量，用正值（Cl 为 349 kJ/mol）。很多美国教材把它写成体系的能量变化 ΔE，放出能量为负，Cl 写作 −349 kJ/mol。看题目时先弄清用的是哪一种。

人教版课本主要讲电离能和电负性；电子亲和能是美国 Honors 和 AP 课程会讲的另一个性质。它和电负性不是一回事：电子亲和能是孤立的气态原子得到电子时的能量，单位是 kJ/mol；电负性说的是原子在化合物中吸引键合电子的能力，是一个没有单位的相对值。

切换几种性质，看颜色怎样从周期表的一角变到另一角；切换到“电负性”后，依次点两个元素，看它们之间大致形成什么键：

例题 1：判断化学键的类型

用电负性的差值判断 H–Cl、Na–Cl、C–H、O–H 键的类型。

例题 2：给电负性排序

不查表，把 P、S、O、F 按电负性从小到大排列，再用数据核对。

常见误区

即时小测

小结

• 电负性：原子在化合物中吸引键合电子的能力。同周期从左到右增大，同主族从上到下减小；氟最大，左下角的铯、钫最小。金属一般小于 1.8，非金属一般大于 1.8。
• 电负性差值粗略判断键型：小于 0.4 为非极性共价键，0.4～1.7 为极性共价键，大于 1.7 一般为离子键。
• 电子亲和能：气态原子得到一个电子时放出的能量，卤素最大，Cl 比 F 大。数据表常用正值，很多美国教材写成负的 ΔE。