如何根據化學式判斷電負性

⑴ C，N，O，H，誰的電負性比較大

（1）同周期元素從左到右元素的電負性逐漸增大，則有電負性c＜n＜o，h的電負性最小，故有：h＜c＜n＜o，
故答案為：h＜c＜n＜o；
（2）mn是25號元素，其基態原子核外有25個電子，根據構造原理知mn基態原子的電子排布式可表示為1s22s22p63s23p63d54s2，co32-中碳原子價層電子對個數是3且不含孤電子對，所以其空間構型是平面三角形，
故答案為：1s22s22p63s23p63d54s2；平面三角形；
（3）a．ch2o為甲醛，甲醛與水分子間能形成氫鍵，故a正確；
b．ch3cooh中甲基碳原子團簡採用sp3雜化，故b錯誤；
c．共價單鍵是σ鍵，共價雙鍵中一個是σ鍵一個是π鍵，所以ch2=ch-cho分子中含有7個σ鍵和2個π鍵，故c正確；
d．co的結構式為c≡o，故d錯誤；
e．二氧化碳晶體是分子晶體，二氧化硅晶體是原子晶體，所以co2晶體的熔點、沸點都比二氧化硅晶體的低，故e正確；
故選ace；
（4）觀察晶胞結構，可知鈦位於晶胞中心，周圍距離最近的氧原子有6個，即6個面，則鈦的配位數為6，
故答凳或枝案為：6；棗敏
（5）ti3+的配位數均為6，往待測溶液中滴入agno3溶液，均產生白色沉澱，則有氯離子在配合物的外界，兩份沉澱，經洗滌乾燥後稱量，發現原綠色晶體的水溶液與agno3溶液反應得到的白色沉澱質量為紫色晶體的水溶液反應得到沉澱質量的
2
3
，可知紫色晶體中含3個氯離子，綠色晶體中含2個氯離子，即綠色晶體的化學式為[ticl（h2o）5]cl2?h2o，
故答案為：[ticl（h2o）5]cl2?h2o．

⑵ 用化學方程式表示S和Cl的電負性強弱

SiCl4 +3H2O==H2SiO3 +4HCl
形謹孝成的Si為+4 價，並沖SiCl4中硅和OH-結合形成H2SiO3，而Cl為-1價和H+行成HCl，說明 SiCl4中電祥蔽稿子偏向Cl，即Cl的電負性大

⑶ 在化學式中，如何判斷誰的電子偏向誰的電子

在初中慧臘態階段，只能根據共價化合物的分子中，化合價來判斷。公用電子對當然例偏向前源化合價為負值的原子。例如，在氧化物中，如CO2、N2O、SO2等公用電子的偏向氧原子。局培

⑷ 元素的電負性

Pauling (1932,1960)定性地將電負性 (electronegativity)χ定義為:分子中一個原子吸引電子到其自身的能力。因此可能在電負性與電子成鍵能之間存在緊密的相關性。根據Pauling (1932,1960),在兩個不同非金屬A_i 和A_j 原子之間電負性之差與以下方程有關:

地球化學

式中:D(A_i↔A_j )是在一個氣態分子中的兩個不同原子之間的單一鍵能 (single bond energy);D(A_i↔A_i)或D(A_j↔A_j )是在一個雙原子或多原子氣態分子的兩個相同原子之間的單一共價鍵能量;α是具有能量維的比例常數。因此,根據上述方程,原子的電負性是無量綱的。

對於許多標准狀態下含有非金屬和氫的氣態化合物,D (A_i↔A_j)值,包括i=j,可以通過熱化學和光譜學方法獲得,可以參見 Pauling (1960)和 Pauling et al.(1975)的表格。分別指定2.5和4.0作為碳和氟的電負性,Pauling獲得了23kcal/mol的α值以及其他非金屬和氫的χ_A值 (表2-2)。表中兩列元素的電負性值指的是元素最普通的氧化態。同時,通過估計的D(A_i↔A_j )值,從氣態化合物可以推斷元素對每個χ_A的氧化狀態,假定氣態化合物中的氟原子總是一個一價陰離子。推斷的非金屬氧化態的

由表2-2給出。如同Pauling (1960)所討論的那樣,兩個不同非金屬原子之間的電負性差值越大,其離子鍵性越強,或共價鍵性越弱,取決於鍵強本身。

圖2-5 各種陽離子的平均電子成鍵能(∑I_z/z)與電離能的線性相關

(據Yuan-Hui Li,2000)

金屬一般不以雙原子氣體存在 (除了鹼金屬外),在標准狀態下,金屬-非金屬化合物主要呈固態或液態。因此,不能應用基虧上述方程獲得金屬原子的電姿茄負性 (χ_M),然而, Pauling (1960)假設 A 為金屬原子:

地球化學

如果A是除氧和氮之外的非金屬:

地球化學

如果A是氧或氮,ΔH _fM_mA_n 就是標准狀態下一個金屬-非金屬固體化合物M_mA_n 的生成焓;n和m 相應為固體化合物M_mA_n 中金屬M 和非金屬A 電荷的絕對值;α值為23.0kcal/mol;氧的a值為26.0kcal/mol,氮的a值為 55.4kcal/mol。

由於χ_A和α值已知,如果固體非金屬化合物的ΔH_f 已知,就可以根據方程 (2-2)和(2-3)來計算χ_M值。表2-3總結了由Pauling (1960)和Gordy et al.(1956)給出的χ_M值,其中對於氯化物、溴化物和碘化物,使用了更新的ΔH_f 值。從氟化物和氧化物數據對1價和3價陽離子計算的χ_M值,常比從其他化合物數據計算出的數據更大搏冊神些。因此嚴格講,表2-2的χ_M值可以應用於氯化物、溴化物、碘化物、硫化物和硒化物,不能用於每類固體化合物。根據固體化合物M_mA_n 推斷的χ_M值的金屬的相應氧化態,也列於表2-2中。如同 Haissinsky (1946)和Gordy et al.(1956)所提出的那樣,具有不同價態多價金屬的電負性隨著價態發生改變。因此,討論一個陽離子

比討論中性元素的電負性更為方便。事實上,對於類金屬元素(As、C、P、Se和Si),表2-2中的

值等於

值,證明了Pauling (1960)假定方程(2-2)的有效性。

如同所設想的那樣,對於A型陽離子來說,陰離子的電負性與I_z/z值呈線性相關,而B型陽離子和具有更多半充填d亞層的過渡金屬陽離子,易於比那些具有給定I_z/z值的A型陽離子有更高的

值。因此,表中諸如F⁶⁺、O⁶⁺和N⁵⁺等A型陽離子外推的

值與F^-、O^2-和N^3-的

值相同。表2-3展示了作為原子序數的函數,陽離子電負性變化的周期性,與極化能I_z/z的周期性變化非常相似。

地球化學

資料來源:數據主要引自Gordyetal.(1956)及Pauling (1960),帶有星號的數值是新計算的。括弧中的

值是根據Yuan-Hui Li (2000)的圖1-17 外推的。注:Z和z是離子的原子序數和電荷數。

Mulliken (1934)定義中性元素的電負性為

地球化學

Pauling (1960)的定義常假定為中性元素的初始電負性。這兩位作者定義的電負性之間具有很好的相關性 (Yuan-Hui Li,2000),但是 O、H、B、Al、Ga、In、Tl、Pb、Bi、Cs和許多過渡族金屬的差別較大,這些元素的物理化學性質不足以解釋它們之所以有此差距的原因。

表2-3 元素的電負性在周期表中的變化

*據Yuan-Hui Li,2000;其他據Misra,2012。

Pauling (1960)提出,根據相互化合的兩原子的電負性之差可粗略估計其成鍵的共價性比例。根據周期表各族元素電負性與氫的電負性差異,可以劃分元素在化學反應中的酸鹼性特徵。這樣,元素的電負性包含著其在自然反應中表現酸鹼性的標度,從而決定了元素的遷移性質和賦存形式。由表2-2和表2-3 可見,周期表中電負性最高的元素是 F (χ=3.98),常見陽離子中最低為Cs (χ=0.79)。氟原子具最高的電離能和電子親和能,保持本身電子的能力最強,同時還有很強的從其他原子奪取電子的能力,為強電負性元素,是最強的氧化劑。相反,Cs第一電離能I₁ 很低,極易失去電子,為強電正性元素。從上述兩個極端情況可以得到如下認識:在周期表同周期內由左到右χ值增大,到第Ⅷ族χ=1.8～2.2。鉑族元素的電離能很高,但仍屬電正性元素,化學性質表現為,不能從其他原子奪取電子,而其本身所保有的電子層因已處於穩定或接近穩定態也不易被剝奪,主要性質為明顯的化學惰性,易形成自然金屬礦物和金屬互化物。周期表的右半部從 H、B、Si、As、Te到Po、At為一條χ=1.8～2.2 的對角線,是金屬和非金屬的分界線。分界線附近的元素同氧化合時,與氧爭奪電子的能力與氫相同,化學上表現為兩性,構成元素酸鹼性的分界線。周期表右上角χ>2 的元素常與氧共用電子,形成內部具共價鍵性質的酸根絡離子,顯酸性。周期表左下部χ<2 的元素易給出電子,呈簡單鹼性陽離子形式存在。可以看出,元素的電負性既反映了原子的電子層結構特徵,也決定了元素在結合行為中的鍵性和酸鹼性。

⑸ 怎麼看化學式的化學價

根據元素的電負性判斷
例如C-O鍵，C和O共用一對電子，也就是一個鍵，氧的電負性大於碳，所以電子雲偏向O，所以氧因為這個電子雲（也就是鍵）顯了-1價，如果是C-O-H，氫的電負性也比氧小，氧又顯了-1價，氧沒有別的化學鍵，所以綜合下來就是-2價。
電負性可以看作是元素的非金屬性

這里特指共價化合物，離子化合物的話得看是什麼離子了。原子團也可以用這個判斷，進而可以知道離子中各元素價態
望採納，謝謝