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  电负性周期表中各元素(sù)的原子吸引电子(zi)能力的(de)一种(zhǒng)相对(duì)标度 。

  又(yòu)称负(fù)电性。

  元(yuán)素的电负性愈大(dà),吸(xī)引电子的倾向愈大,非金属性也愈强。

  电负性(xìng)的定义和计算方(fāng)法有多种,每一种(zhǒng)方法的电负性数值都不(bù)同(tóng),比较有代表(biǎo)性(xìng)的有3种:① L.C.鲍(bào)林(lín)提出的标(biāo)度(dù)。

  根据热化学数据和分子的(de)键能,指定氟的电负性(xìng)为3.98,计算其他元素的(de)相(xiāng)对电负性。

  ②R.S.密立根从电离(lí)势(shì)和电子亲合(hé)能计算(suàn)的绝对电负性(xìng)。

  ③A.L.阿(ā)莱提出的建立在核(hé)和成键原子(zi)的电子静电作用基础上的电负性(xìng)。

  利用电负(fù)性值时(shí),必须是(shì)同一套数值(zhí)进行比(bǐ)较。

  电负性综(zōng)合考虑了电(diàn)离能(néng)和(hé)电(diàn)子(zi)亲合能,首先由(yóu)莱纳斯·鲍林(lín)于1932年提出。

  它以(yǐ)一组数值的相对大(dà)小表(biǎo)示元素原(yuán)子(zi)在分(fēn)子(zi)中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性。

  元(yuán)素电负(fù)性数值越大(dà),原(yuán)子(zi)在形成化学键时对成键电子(zi)的吸引力(lì)越强。

  同一周期(qī)从左至右,有效核(hé)电荷(hé)递增(zēng),原子(zi)半径递(dì)减(jiǎn),对(duì)电子的吸引能力渐强,因(yīn)而电负性值递增;

  同族元(yuán)素(sù)从上到下,随(suí)着原子半(bàn)径(jìng)的增大,元(yuán)素电负性值递减(jiǎn)。

  过渡元素的电(diàn)负性(xìng)值无(wú)明(míng)显规律。

  就总体而言,周期(qī)表右上(shàng)方的典(diǎn)型非金属(shǔ)元素都(dōu)有较大(dà)电(diàn)负性(xìng)数值(zhí),氟(fú)的电(diàn)负(fù)性值数大(4.0);

  周期表左下方的金属元素电负(fù)性值都(dōu)较小,铯和(hé)钫是(shì)电负性最(zuì)小的(de)元(yuán)素(sù)(0.7)。

  一般说来,非金属元素的(de)电负性(xìng)大于2.0,金属元素电负性(xìng)小(xiǎo)于2.0。

  电负性概念还可(kě)以(yǐ)用(yòng)来判断化合物中元素的正负化合价和化学(xué)键(jiàn)的类型。

  电负性值较大的元素在形成(chéng)化合物时,由(yóu)于(yú)对成键电(diàn)子吸(xī)引较(jiào)强,往往表(biǎo)现为负化合(hé)价;

  而电负性值较小者表现为(wèi)正化合价。

  在形成共(gòng)价键时,共(gòng)用电子对偏移向电负性(xìng)较强的原子而使键带有(yǒu)极性,电(diàn)负性差(chà)越(yuè)大(dà),键的(de)极性(xìng)越(yuè)强。

  当化学键两端元素的电负性相差很大时(例如大于1.7)所形(xíng)临沂是几线城市,临沂是几线城市2023成的键则以离子性为主。

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

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