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电(diàn)负(fù)性怎么计算(suàn)的(de)，电负性表(biǎo)示什么

　　电(diàn)负性周期表(biǎo)中各元素的(de)原子吸引电子能力的(坚持做核酸有无必要，有没有必要做核酸de)一种相对(duì)标度 。

　　又称负(fù)电性。

　　元(yuán)素的(de)电负(fù)性(xìng)愈(yù)大，吸引(yǐn)电子的倾(qīng)向愈大，非金属(shǔ)性也愈强(qiáng)。

　　电负性的定义和计(jì)算方(fāng)法有多种，每(měi)一种(zhǒng)方法的电负性数值(zhí)都不同，比(bǐ)较有代表性的有3种：① L.C.鲍林提(tí)出的(de)标度。

　　根(gēn)据热(rè)化(huà)学数据和分子的(de)键能，指定氟的电负性为3.98，计(jì)算(suàn)其(qí)他(tā)元素的相对(duì)电负(fù)性。

　　②R.S.密立(lì)根(gēn)从电离(lí)势和电子亲合能计(jì)算的绝对电负性(xìng)。

　　③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的(de)电子静电作用基础(chǔ)上的电负性。

　　利(lì)用电负性值(zhí)时，必须是同一套数(shù)值(zhí)进行比较。

　　电负(fù)性(xìng)综合考(kǎo)虑了电(diàn)离能和电(diàn)子(zi)亲合能，首先(xiān)由(yóu)莱纳斯·鲍林于1932年提出。

　　它以一组数值的相对大小表示元素原子(zi)在分子中对(duì)成(chéng)键电子(zi)的吸引能力，称为相对电(diàn)负性，简称电负(fù)性。

　　元素电负性(xìng)数值(zhí)越大(dà)，原子(zi)在形成(chéng)化学键时对成键电子(zi)的吸引力越(yuè)强(qiáng)。

　　同一周期从左至右(yòu)，有效核电荷递增(zēng)，原(yuán)子半径递(dì)减，对电子(zi)的吸引能力渐(jiàn)强(qiáng)，因而电负性值递增；

　　同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元(yuán)素电(diàn)负性值(zhí)递减。

　　过渡(dù)元(yuán)素的坚持做核酸有无必要，有没有必要做核酸电负性(xìng)值无明(míng)显规律。

　　就总体而言，周期表右上方的(de)典(diǎn)型非金(jīn)属元素都有较大电负性数值，氟的(de)电(diàn)负性值数大（4.0）；

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

　　一般说来，非金属元(yuán)素的(de)电负性大于(yú)2.0，金属元(yuán)素(sù)电(diàn)负性小于2.0。

　　电负(fù)性概念(niàn)还可以用来判(pàn)断化合物中(zhōng)元(yuán)素的正负化合价和化学键的类型。

　　电负(fù)性值较大的元素在(zài)形成化合(hé)物时，由(yóu)于对(duì)成(chéng)键电子吸引较强，往往表现为负化合价；

　　而(ér)电负性值较(jiào)小者表(biǎo)现为正化合(hé)价。

　　在(zài)形成共价键(jiàn)时(shí)，共用电子对偏(piān)移(yí)向电负性(xìng)较强的原子(zi)而使(shǐ)键带有极性(xìng)，电负性(xìng)差越(yuè)大，键(jiàn)的极性越(yuè)强。

　　当化学键两端元素的电(diàn)负性相差(chà)很大时（例如大于1.7）所(suǒ)形成的键(jiàn)则以(yǐ)离子性为(wèi)主。

　　常见元素电负性（鲍林标度(dù)）氢 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 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16钾(jiǎ) 0.82 钙(gài) 1.00 锰 1.55 铁 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(xiù) 2.96铷 0.82 锶(sī) 0.95 银(yín) 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

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