如何根据化学式判断电负性

⑴ C，N，O，H，谁的电负性比较大

（1）同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大，则有电负性c＜n＜o，h的电负性最小，故有：h＜c＜n＜o，
故答案为：h＜c＜n＜o；
（2）mn是25号元素，其基态原子核外有25个电子，根据构造原理知mn基态原子的电子排布式可表示为1s22s22p63s23p63d54s2，co32-中碳原子价层电子对个数是3且不含孤电子对，所以其空间构型是平面三角形，
故答案为：1s22s22p63s23p63d54s2；平面三角形；
（3）a．ch2o为甲醛，甲醛与水分子间能形成氢键，故a正确；
b．ch3cooh中甲基碳原子团简采用sp3杂化，故b错误；
c．共价单键是σ键，共价双键中一个是σ键一个是π键，所以ch2=ch-cho分子中含有7个σ键和2个π键，故c正确；
d．co的结构式为c≡o，故d错误；
e．二氧化碳晶体是分子晶体，二氧化硅晶体是原子晶体，所以co2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低，故e正确；
故选ace；
（4）观察晶胞结构，可知钛位于晶胞中心，周围距离最近的氧原子有6个，即6个面，则钛的配位数为6，
故答凳或枝案为：6；枣敏
（5）ti3+的配位数均为6，往待测溶液中滴入agno3溶液，均产生白色沉淀，则有氯离子在配合物的外界，两份沉淀，经洗涤干燥后称量，发现原绿色晶体的水溶液与agno3溶液反应得到的白色沉淀质量为紫色晶体的水溶液反应得到沉淀质量的
2
3
，可知紫色晶体中含3个氯离子，绿色晶体中含2个氯离子，即绿色晶体的化学式为[ticl（h2o）5]cl2?h2o，
故答案为：[ticl（h2o）5]cl2?h2o．

⑵ 用化学方程式表示S和Cl的电负性强弱

SiCl4 +3H2O==H2SiO3 +4HCl
形谨孝成的Si为+4 价，并冲SiCl4中硅和OH-结合形成H2SiO3，而Cl为-1价和H+行成HCl，说明 SiCl4中电祥蔽稿子偏向Cl，即Cl的电负性大

⑶ 在化学式中，如何判断谁的电子偏向谁的电子

在初中慧腊态阶段，只能根据共价化合物的分子中，化合价来判断。公用电子对当然例偏向前源化合价为负值的原子。例如，在氧化物中，如CO2、N2O、SO2等公用电子的偏向氧原子。局培

⑷ 元素的电负性

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A_i 和A_j 原子之间电负性之差与以下方程有关:

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式中:D(A_i↔A_j )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(A_i↔A_i)或D(A_j↔A_j )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 (A_i↔A_j)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2.5和4.0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χ_A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(A_i↔A_j )值,从气态化合物可以推断元素对每个χ_A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(∑I_z/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,不能应用基亏上述方程获得金属原子的电姿茄负性 (χ_M),然而, Pauling (1960)假设 A 为金属原子:

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如果A是除氧和氮之外的非金属:

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如果A是氧或氮,ΔH _fM_mA_n 就是标准状态下一个金属-非金属固体化合物M_mA_n 的生成焓;n和m 相应为固体化合物M_mA_n 中金属M 和非金属A 电荷的绝对值;α值为23.0kcal/mol;氧的a值为26.0kcal/mol,氮的a值为 55.4kcal/mol。

由于χ_A和α值已知,如果固体非金属化合物的ΔH_f 已知,就可以根据方程 (2-2)和(2-3)来计算χ_M值。表2-3总结了由Pauling (1960)和Gordy et al.(1956)给出的χ_M值,其中对于氯化物、溴化物和碘化物,使用了更新的ΔH_f 值。从氟化物和氧化物数据对1价和3价阳离子计算的χ_M值,常比从其他化合物数据计算出的数据更大搏册神些。因此严格讲,表2-2的χ_M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M_mA_n 推断的χ_M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I_z/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I_z/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^-、O^2-和N^3-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I_z/z的周期性变化非常相似。

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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

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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=3.98),常见阳离子中最低为Cs (χ=0.79)。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=1.8～2.2。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=1.8～2.2 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。

⑸ 怎么看化学式的化学价

根据元素的电负性判断
例如C-O键，C和O共用一对电子，也就是一个键，氧的电负性大于碳，所以电子云偏向O，所以氧因为这个电子云（也就是键）显了-1价，如果是C-O-H，氢的电负性也比氧小，氧又显了-1价，氧没有别的化学键，所以综合下来就是-2价。
电负性可以看作是元素的非金属性

这里特指共价化合物，离子化合物的话得看是什么离子了。原子团也可以用这个判断，进而可以知道离子中各元素价态
望采纳，谢谢