电负性(xìng)怎么计算的，电负性表(biǎo)示什么是电(diàn)负性周期表(biǎo)中各元素的(de)原子吸引电子(zi)能力(lì)的一(yī)种相对(duì)标度的。

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电负性怎么计算(suàn)的，电负性表(biǎo)示什(shén)么

　　电负(fù)性周(zhōu)期(qī)表中各元(yuán)素的原子吸引电子能(néng)力的一(yī)种相对标(biāo)度 。

　　又(yòu)称负(fù)电性(xìng)。

　　元素(sù)的电负性愈(yù)大，吸引电子的倾向愈(yù)大，非金(jīn)属性(xìng)也愈(yù)强。

　　电负性的定义(yì)和计算(suàn)方法有多种，每一(yī)种方法的电(diàn)负性数值都不同，比较(jiào)有代表(biǎo)性(xìng)的有3种(zhǒng)：① L.C.鲍林提出的(de)标(biāo)度。

　　根据热化学(xué)数(shù)据和分子的(de)键(jiàn)能，指定氟的(de)电负性为3.98，计算其他元(yuán)素的相(xiāng)对电负性。

　　②R.S.密(mì)立根从(cóng)电离势和电子亲合能(néng)计算(suàn)的(de)绝对电负性。

　　③A.L.阿莱提出(chū)的建立在核和成键原子的电(diàn)子静(jìng)电作用基础上的电负性。

　　利(lì)用电负(fù)性值时，必须是同一(yī)套数值进行比较(jiào)。大学辍学和退学的区别，辍学和休学的区别>

　　电负性综合考(kǎo)虑了电离能和电子亲合能(nén大学辍学和退学的区别，辍学和休学的区别g)，首先由(yóu)莱(lái)纳斯·鲍林于1932年提出。

　　它以一组(zǔ)数值的相对大小表示元(yuán)素原子在分子中对成键电子(zi)的吸引能(néng)力，称为(wèi)相对电负性，简称电负性。

　　元素(sù)电负性数值越(yuè)大，原子在(zài)形(xíng)成化学(xué)键(jiàn)时对成键(jiàn)电子的(de)吸引力(lì)越强。

　　同一周期从左至右(yòu)，有效核电荷递增(zēng)，原子半径递(dì)减，对(duì)电子的(de)吸引能力渐(jiàn)强，因而(ér)电负性值(zhí)递增(zēng)；

　　同族元素从上到下，随着原子半径的增大(dà)，元素(sù)电负性值递减。

　　过渡元素的(de)电负性值无明(míng)显规(guī)律。

　　就(jiù)总体而言，周期表右上(shàng)方的典(diǎn)型非(fēi)金属元素都(dōu)有较大电(diàn)负(fù)性数值，氟的电负性(xìng)值数大（4.0）；

　　周期(qī)表左(zuǒ)下方(fāng)的金属元素电负性值都较小，铯和(hé)钫是(shì)电负性最小的元素（0.7）。

　　一(yī)般(bān)说(shuō)来，非金属元素的电负性(xìng)大于2.0，金(jīn)属元素电负性小于2.0。

　　电(diàn)负(fù)性(xìng)概(gài)念(niàn)还(hái)可以(yǐ)用(yòng)来判(pàn)断化合物中元素(sù)的正负化合价和化学(xué)键(jiàn)的类型。

　　电负性值(zhí)较(jiào)大的元素在形成化合物时(shí)，由于对成键电(diàn)子吸引较强，往往表现为(wèi)负(fù)化合价；

　　而电负性值(zhí)较小者表(biǎo)现为正化(huà)合价。

　　在形成共价键(jiàn)时(shí)，共(gòng)用(yòng)电子(zi)对偏移(yí)向电负性较强的原子而使键带有极性(xìng)，电负性差(chà)越大，键(jiàn)的(de)极性越强(qiáng)。

　　当化学键(jiàn)两端元(yuán)素(sù)的电负性相(xiāng)差很大时（例(lì)如大于1.7）所形成(chéng)的(de)键则以离(lí)子性为主。

　　常(cháng)见元素电(diàn)负性(xìng)（鲍林标度(dù)）氢 2.2 锂 0.98 铍(pī) 1.57 硼 2.04 碳(tàn) 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅(guī) 1.90 磷 2.19 硫(liú) 2.58 氯 3.16钾 0.82 钙 1.00 锰(měng) 1.55 铁 1.83 镍(niè) 1.91 铜(tóng) 1.9 锌 1.65 镓(jiā) 1.81 锗 2.01 砷(shēn) 2.18 硒(xī) 2.48 溴(xiù) 2.96铷(rú) 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅(qiān) 2.33

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