关于氢和碳

首先电负性的数值越大，氧化性越强 这句话就是错误的

电负性是原子对最外层电子束缚能力强弱的相对数值，与氧化性无关

氧化性的强弱通常使用电极电势来作为定性或定量比较的标准。

C+H2O=CO+H2 从热力学上来说，这是一个熵增反应，虽然是吸热反应，但是他的吉布斯自由能在高温下是小于0，可以自发反应

1电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强

2同一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。过渡元素的电负性值无明显规律。就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性值数大（40）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素（07）。一般说来，非金属元素的电负性大于20，金属元素电负性小于20。

3电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型。电负性值较大的元素在形成化合物时，由于对成键电子吸引较强，往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价。在形成共价键时，共享电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性，电负性差越大，键的极性越强。当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于17）所形成的键则以离子性为主。

4元素的电负性愈大，吸引电子的倾向愈大，非金属性也愈强。电负性的定义和计算方法有多种，每一种方法的电负性数值都不同，

氢 22 锂 098 铍 157 硼 204 碳 255 氮 304 氧 344 氟 398

钠 093 镁 131 铝 161 硅 190 磷 219 硫 258 氯 316

钾 082 钙 100 锰 155 铁 183 镍 191 铜 19 锌 165 镓 181 锗 201 砷 218 硒 248 溴 296

铷 082 锶 095 银 193 碘 266 钡 089 金 254 铅 233

Pauling (1932,1960)定性地将电负性 (electronegativity)χ定义为:分子中一个原子吸引电子到其自身的能力。因此可能在电负性与电子成键能之间存在紧密的相关性。根据Pauling (1932,1960),在两个不同非金属Ai 和Aj 原子之间电负性之差与以下方程有关:

地球化学

式中:D(Ai↔Aj )是在一个气态分子中的两个不同原子之间的单一键能 (single bond energy);D(Ai↔Ai)或D(Aj↔Aj )是在一个双原子或多原子气态分子的两个相同原子之间的单一共价键能量;α是具有能量维的比例常数。因此,根据上述方程,原子的电负性是无量纲的。

对于许多标准状态下含有非金属和氢的气态化合物,D (Ai↔Aj)值,包括i=j,可以通过热化学和光谱学方法获得,可以参见 Pauling (1960)和 Pauling et al(1975)的表格。分别指定25和40作为碳和氟的电负性,Pauling获得了23kcal/mol的α值以及其他非金属和氢的χA值 (表2-2)。表中两列元素的电负性值指的是元素最普通的氧化态。同时,通过估计的D(Ai↔Aj )值,从气态化合物可以推断元素对每个χA的氧化状态,假定气态化合物中的氟原子总是一个一价阴离子。推断的非金属氧化态的 由表2-2给出。如同Pauling (1960)所讨论的那样,两个不同非金属原子之间的电负性差值越大,其离子键性越强,或共价键性越弱,取决于键强本身。

图2-5 各种阳离子的平均电子成键能(∑Iz/z)与电离能的线性相关

(据Yuan-Hui Li,2000)

金属一般不以双原子气体存在 (除了碱金属外),在标准状态下,金属-非金属化合物主要呈固态或液态。因此,不能应用上述方程获得金属原子的电负性 (χM),然而, Pauling (1960)假设 A 为金属原子:

地球化学

如果A是除氧和氮之外的非金属:

地球化学

如果A是氧或氮,ΔH fMmAn 就是标准状态下一个金属-非金属固体化合物MmAn 的生成焓;n和m 相应为固体化合物MmAn 中金属M 和非金属A 电荷的绝对值;α值为230kcal/mol;氧的a值为260kcal/mol,氮的a值为 554kcal/mol。

由于χA和α值已知,如果固体非金属化合物的ΔHf 已知,就可以根据方程 (2-2)和(2-3)来计算χM值。表2-3总结了由Pauling (1960)和Gordy et al(1956)给出的χM值,其中对于氯化物、溴化物和碘化物,使用了更新的ΔHf 值。从氟化物和氧化物数据对1价和3价阳离子计算的χM值,常比从其他化合物数据计算出的数据更大些。因此严格讲,表2-2的χM值可以应用于氯化物、溴化物、碘化物、硫化物和硒化物,不能用于每类固体化合物。根据固体化合物MmAn 推断的χM值的金属的相应氧化态,也列于表2-2中。如同 Haissinsky (1946)和Gordy et al(1956)所提出的那样,具有不同价态多价金属的电负性随着价态发生改变。因此,讨论一个阳离子 比讨论中性元素的电负性更为方便。事实上,对于类金属元素(As、C、P、Se和Si),表2-2中的 值等于 值,证明了Pauling (1960)假定方程(2-2)的有效性。

如同所设想的那样,对于A型阳离子来说,阴离子的电负性与Iz/z值呈线性相关,而B型阳离子和具有更多半充填d亚层的过渡金属阳离子,易于比那些具有给定Iz/z值的A型阳离子有更高的 值。因此,表中诸如F6+、O6+和N5+等A型阳离子外推的 值与F-、O2-和N3-的 值相同。表2-3展示了作为原子序数的函数,阳离子电负性变化的周期性,与极化能Iz/z的周期性变化非常相似。

地球化学

资料来源:数据主要引自Gordyetal(1956)及Pauling (1960),带有星号的数值是新计算的。括号中的 值是根据Yuan-Hui Li (2000)的图1-17 外推的。注:Z和z是离子的原子序数和电荷数。

Mulliken (1934)定义中性元素的电负性为

地球化学

Pauling (1960)的定义常假定为中性元素的初始电负性。这两位作者定义的电负性之间具有很好的相关性 (Yuan-Hui Li,2000),但是 O、H、B、Al、Ga、In、Tl、Pb、Bi、Cs和许多过渡族金属的差别较大,这些元素的物理化学性质不足以解释它们之所以有此差距的原因。

表2-3 元素的电负性在周期表中的变化

据Yuan-Hui Li,2000;其他据Misra,2012。

Pauling (1960)提出,根据相互化合的两原子的电负性之差可粗略估计其成键的共价性比例。根据周期表各族元素电负性与氢的电负性差异,可以划分元素在化学反应中的酸碱性特征。这样,元素的电负性包含着其在自然反应中表现酸碱性的标度,从而决定了元素的迁移性质和赋存形式。由表2-2和表2-3 可见,周期表中电负性最高的元素是 F (χ=398),常见阳离子中最低为Cs (χ=079)。氟原子具最高的电离能和电子亲和能,保持本身电子的能力最强,同时还有很强的从其他原子夺取电子的能力,为强电负性元素,是最强的氧化剂。相反,Cs第一电离能I1 很低,极易失去电子,为强电正性元素。从上述两个极端情况可以得到如下认识:在周期表同周期内由左到右χ值增大,到第Ⅷ族χ=18～22。铂族元素的电离能很高,但仍属电正性元素,化学性质表现为,不能从其他原子夺取电子,而其本身所保有的电子层因已处于稳定或接近稳定态也不易被剥夺,主要性质为明显的化学惰性,易形成自然金属矿物和金属互化物。周期表的右半部从 H、B、Si、As、Te到Po、At为一条χ=18～22 的对角线,是金属和非金属的分界线。分界线附近的元素同氧化合时,与氧争夺电子的能力与氢相同,化学上表现为两性,构成元素酸碱性的分界线。周期表右上角χ>2 的元素常与氧共用电子,形成内部具共价键性质的酸根络离子,显酸性。周期表左下部χ<2 的元素易给出电子,呈简单碱性阳离子形式存在。可以看出,元素的电负性既反映了原子的电子层结构特征,也决定了元素在结合行为中的键性和酸碱性。

电负性　electronegativity的比较：

1、同一周期，原子序数越大，电负性的值越大；

2、同一主族，院子序数越大，电负性的值越小；

3、不同主族、不同周期的元素之间的比较，很复杂，无法得出一个简单判断法。通常采用的是Pauling法跟Allen法，尤其是Pauling法。

4、下面的，分别提供这两种方法的具体数值。在这两张数据表上，都是S的电负性数值大于C，所以S原子更吸引电子。

常见元素电负性大小（鲍林标度）

电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。又称为相对电负性，简称电负性，也叫电负度。

非金属系：氟>氧>氯>氮>溴> 碘>硫>碳

金属系：铝>铍>镁>钙>锂>钠>钾

氢 220 锂098 铍 157 硼 204 碳 255 氮 304 氧 344 氟 398

钠 093 镁 131 铝 161 硅 190 磷 219 硫 258 氯 316

钾 082 钙 100 锰 155 铁 183 镍 191 铜 19 锌 165 镓 181 锗 201 砷 218 硒 248 溴 296

铷 082 锶 095 银 193 碘 266 钡 089 金 254 铅 233

扩展资料

电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两个不同原子间形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。

通常以希腊字母χ为电负性的符号。鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱（稀有气体原子除外）。

一个物理概念，确立概念和建立标度常常是两回事。同一个物理量，标度不同，数值不同。电负性可以通过多种实验的和理论的方法来建立标度。电负性可以理解为元素的非金属性，但二者不完全等价。电负性强调共用电子对偏移方向，而非金属性侧重于电子的得失。

参考资料：

化学第一电力学的顺口溜是：“电负性大于一，氧氮硫磷碳氢；电负性小于零，金银铜汞铅”。

这个顺口溜的意思是，在元素周期表中，氧、氮、硫、磷、碳、氢等元素的电负性大于1，而金、银、铜、汞、铅等元素的电负性小于0。

要记住元素的电负性，可以记住以下几点：

1 电负性越大的元素，越容易吸引电子。因此，它们在化学反应中往往是电子的接受者，即发生氧化反应。

2 电负性越小的元素，越容易失去电子。因此，它们在化学反应中往往是电子的提供者，即发生还原反应。

3 在元素周期表中，从左往右，电负性逐渐增加；从上往下，电负性逐渐减小。

4 一些元素的电负性比较特殊，需要单独记忆，比如氧、氟、氯等元素的电负性较大，而银、铜等元素的电负性较小。

记忆元素的电负性可以结合实际应用进行，比如在化学反应中，根据元素的电负性可以推断哪些元素是氧化剂，哪些是还原剂，从而更好地理解反应的机理和结果。

以上就是关于关于氢和碳全部的内容，包括:关于氢和碳、元素的电负性指的是什么、元素的电负性等相关内容解答，如果想了解更多相关内容，可以关注我们，你们的支持是我们更新的动力！