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　　电(diàn)负(fù)性周期表中各元素的原子吸引电子能力(lì)的一(yī)种相(xiāng)对标度(dù) 。

　　又称负(fù)电性。

　　元(yuán)素的电负(fù)性愈大，吸引电子(zi)的倾向愈大，非金属(shǔ)性也愈强。

　　电负性(xìng)的(de)定义和计算方法有多种(zhǒng)，每一种(zhǒng)方法的电负性数值都不同，比较有代表性的有3种：① L.C.鲍林提出的标(biāo)度。

　　根据热化(huà)学数(shù)据(jù)和分子(zi)的键能(néng)，指定氟的电负性为(wèi)3.98，计算其他元素的相对电负(fù)性(xìng)。

　　②R.S.密立(lì)根从电离势和(hé)电子亲合(hé)能计算的(de)绝对电负性。

　　③A.L.阿莱提出的建立在核(hé)和成键(jià侗族乐器有哪些图片，侗族乐器有哪些种类n)原子(zi)的电(diàn)子(zi)静电(diàn)作用(yòng)基础上的电负性。

　　利用电负性值(zhí)时(shí)，必(bì)须是同一套数值进(jìn)行比较。

　　电(diàn)负(fù)性综(zōng)合考(kǎo)虑了电离(lí)能和电(diàn)子(zi)亲合能，首(shǒu)先(xiān)由莱(lái)纳(nà)斯·鲍林(lín)于1932年(nián)提出。

　　它以(yǐ)一组数(shù)值的相对(duì)大小表(biǎo)示元素(sù)原子在分子(zi)中(zhōng)对(duì)成(chéng)键(jiàn)电子的(de)吸引(yǐn)能力，称(chēng)为相对(duì)电负性，简称电负(fù)性。

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

　　同一周(zhōu)期从左至右(yòu)，有效核电荷递增，原子半(bàn)径递减，对电子的吸引能(néng)力渐强，因(yīn)而(ér)电负(fù)性值递增；

　　同族元素从(cóng)上(shàng)到下，随着(zhe)原子半径的增大，元素电负性值递(dì)减(jiǎn)。

　　过(guò)渡元素的电负性(xìng)值无(wú)明(míng)显规律。

　　就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素(sù)都(dōu)有较大(dà)电负性数值，氟的电负性(xìng)值(zhí)数大（4.0）；

　　周期表左下方的金(jīn)属元素电负性(xìng)值都较(jiào)小，铯和钫是(shì)电负性最小的元素(sù)（0.7）。

　　一(yī)般说来，非金(jīn)属元素的(de)电负性大(dà)于2.0，金属元(yuán)素(sù)电负(fù)性小于2.0。

　　电负性概念还(hái)可以(yǐ)用(yòng)来判(pàn)断化合物中元素的正负化合价和化学键(jiàn)的类型。

　　电(diàn)负(fù)性值较大的元(yuán)素在形成化合物时，由(yóu)于对成键电子吸(xī)引较强(qiáng)，往往表现为负化(huà)合(hé)价；

　　而电负性值较小者表现为(wèi)正化合价。

　　在形成共价(jià)键时，共用电子对偏移向电负性(xìng)较强的原子而使(shǐ)键带有(yǒu)极性，电负性(xìng)差越(yuè)大，键的(de)极性越强。

　　当化学键两端元素的电(diàn)负性相差(chà)很大(dà)时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主。

　　常见(jiàn)元素电负性（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 3.44 氟 3.98钠(nà) 0.93 镁 1.31 铝(lǚ) 1.61 硅 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 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓(jiā) 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡(bèi) 0.89 金(jīn) 2.54 铅 2.33

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