電負度(Electronegativity)（一）：鮑林電負度概念、化學鍵之離子性

電負度(Electronegativity)（一）：鮑林電負度概念、化學鍵之離子性
台北縣立三民高級中學化學科林秀蓁老師 / 國立台灣大學化學系陳藹然博士責任編輯

電負度(electronegativity)又稱陰電性或負電性，是原子的化學特性之一，用來描述原子吸引電子的能力；電負度越大，原子吸引電子的能力越強。當不同元素之間有電負度差異時，形成鍵結的共用電子對之電子雲分佈也會出現不均勻分布現象。

目前常用的電負度概念首先由鮑林(Linus Pauling, 1901-1994)源自於1932年所提出的價鍵理論(Valence bond theory)。鮑林發現兩個不同原子\((A-B)\)之共價鍵鍵能\(E(A-B)\)比同原子分子\((A-A\)和\(B-B)\)鍵能之平均值\(\frac{E(A-A)+E(B-B)}{2}\)高。鮑林認為應該有另一個使鍵結穩定的因素存在。其能量差 \(\Delta E(A-B)\) 如方程式一。

\(\Delta E(A-B)=E(A-B)-\frac{1}{2}(E(A-A)+E(B-B))\) （方程式一）

此能量差和原子的拉電子能力有關，鮑林定義此能力數值為 \(\chi\)，方程式一可改寫為

\(E(A-B)=K(\chi^A-\chi^B)^2\)

\(K\) 為常數，\(\chi^A\)、\(\chi^B\) 分別為原子A、B的電負度。原子的電負度不能直接測量，是和其他元素化合時計算得到的相對值，數值從 0.7 到 3.98，氫原子為 2.20。電負度以週期表整體而言：同週期向右漸增（惰性氣體無電負度），同族向下漸減。（表一）

表一、 鮑林之相對電負度(Pauling electronegativity)

原子間相結合的形式主要可分成離子鍵、共價鍵、金屬鍵。

• 離子鍵─金屬與非金屬原子相互作用時，電子發生轉移形成陰、陽離子間的吸引力，而將其維繫成為晶體結構。
• 共價鍵─非金屬原子相互作用時共用電子，共用的電子在兩原子核間形成吸引力，而將其維繫成為分子。

依兩原子間電負度差異大小可簡單區分為：

\(|~\chi^A-\chi^B|>2.0\) 則 A-B 為離子鍵

\(|~\chi^A-\chi^B|<2.0\) 則 A-B 為共價鍵

計算組成原子電負度差異也能判斷物質為離子晶體或共價分子。鮑林也以偶極矩(dipole moment)計算並比對雙原子分子共價鍵之部分離子性(partial ionic character)（實驗偶極矩/完全解離之離子偶極矩）：
例如：CsF     電負度差3.2而具有92％部分離子性
NaCl    電負度差2.3而具有73％部分離子性
HF       電負度差1.8而具有45％部分離子性
HCl      電負度差1.0而具有17％部分離子性

氯化鈹BeCl₂電負度差1.5，其具有同族氯化物最低的熔點與沸點及超低的液態導電度（熔點405℃、導電度0.096Ω^-1）並可溶解於有機溶劑中，為類似共價鍵之分子固體；而氯化鎂MgCl₂電負度差1.8則為高熔點(714℃)之離子晶體。

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參考資料：
1. Charles E.Mortimer，吳惠平 譯述，《大學化學》，科技圖書股份有限公司，民國84年。
2. Walter W. Linstromberg and Henry E. Baumgarten，賀孝雍 譯，《有機化學》，曉園出版社，民國74年。
3. 曾國輝 編著，《原子結構》，建宏出版社，民國84年。
4. 曾國輝 編著，《典型元素》，建宏出版社，民國84年。
5. http://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity