电(diàn)负性(xìng)怎么(me)计算(suàn)的，电负性表示什(shén)么是(shì)电负性(xìng)周(zhōu)期表中各元素的原子吸引电子能力的一(yī)种相对标度的。

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电负性怎么计算的，电负(fù)性表示什(shén)么

　　电负(fù)性周期表(biǎo)中各元素的原子(zi)吸引电子(zi)能力(lì)的一(yī)种相(xiāng)对标度(dù) 。

　　又(yòu)称负电性(xìng)。

　　元素的电负性愈大，吸引电子的倾(qīng)向愈大(dà)，非(fēi)金属性也愈(yù)强。

　　电负性的定义和计算方(fāng)法有(yǒu)多种(zhǒng)，每(měi)一种方法的电(diàn)负性数(shù)值(zhí)都(dōu)不同，比(bǐ)较(jiào)有代表性的有3种(zhǒng)：① L.C.鲍林提出的标度(dù)。

　　根据热化学数据和分子的键能，指定(dìng)氟的电负性(xìng)为3.98，计算其他元素的相对电负性。

　　②R.S.密立根(gēn)从(cóng)电离势和电子亲合(hé)能计算(suàn)的绝(夏洛的网作者是谁 夏洛的网主人公是谁jué)对(duì)电负性。

　　③A.L.阿(ā)莱(lái)提出的建立(lì)在核和成键原子的电子(zi)静电(diàn)作用基础上的电(diàn)负性。

　　利(lì)用电(diàn)负性值(zhí)时，必须是同一套数(shù)值进行(xíng)比(bǐ)较。

　　电(diàn)负性综合考虑了电离能和电子亲(qīn)合(hé)能，首先由莱纳斯·鲍林于(yú)1932年提出。

　　它以一(yī)组数值的相对大小表(biǎo)示元素原子在(zài)分子中对(duì)成键电子的(de)吸引能力，称(chēng)为相对电(diàn)负性，简称电负性(xìng)。

　　元素电负性数值越大，原子(zi)在形成(chéng)化学键时对成键(jiàn)电子的吸引力(lì)越(yuè)强。

　　同(tóng)一周(zhōu)期从左至右，有效(xiào)核电荷递增，原(yuán)子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而(ér)电负性值(zhí)递增；

　　同族元素从上(shàng)到下，随着(zhe)原子半径(jìng)的(de)增大，元素电负性值递减。

　　过渡元素(sù)的(de)电负性值(zhí)无明(míng)显(xiǎn)规(guī)律。

　　就总体而言，周期表右上方的典型非金(jīn)属(shǔ)元素都(dōu)有较大电(diàn)负性数值，氟的电负性(xìng)值数大（4.0）；

　　周期(qī)表左(zuǒ)下方的(de)金属(shǔ)元素电负性值都较小，铯和钫是(shì)电负(fù)性(xìng)最小的元素(sù)（0.7）。

　　一般(bān)说来，非(fēi)金属元素的电负性大于2.0，金属元素电负性小于2.0。

　　电负(fù)性概(gài)念还可以(yǐ)用(yòng)来判(pàn)断化合物中元(yuán)素的正负化合价和化学(xué)键的类(lèi)型。

　　电(diàn)负(fù)性值较大(dà)的元素在形成(chéng)化合物时(shí)，由(yóu)于对成键(jiàn)电子吸引(yǐn)较强，往往(wǎng)表(biǎo)现(xiàn)为负化合(hé)价；

　　而(ér)电负性值较小者(zhě)表现(xiàn)为正化合价。夏洛的网作者是谁 夏洛的网主人公是谁

　　在形成共价(jià)键时(shí)，共用(yòng)电子对偏移向电负(fù)性(xìng)较强的原子而(ér)使键带有极性，电负性差越(yuè)大，键的极(jí)性越强(qiáng)。

　　当化学键两端元(yuán)素的(de)电负性相差很(hěn)大时（例如大于1.7）所形成的键则以(yǐ)离子(zi)性为主。

　　常见元素电负性(xìng)（鲍林标度）氢 2.2 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98钠(nà) 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅(guī) 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16钾 0.82 钙(gài) 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍(niè) 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗(zhě) 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

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