电负性怎么计算的，电(diàn)负性表(biǎo)示什(shén)么是(shì)电负性周期表中(zhōng)各元素(sù)的原子吸引电子(zi)能力的一(yī)种相对(duì)标(biāo)度(dù)的。

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电负性怎(zěn)么计(jì)算的，电负性表示什(shén)么(me)

　　电负性周期表中各元素(sù)的(de)原子吸引电子能力的一种相对标度 。

　　又(yòu)称负电性。

　　元素的电负性(xìng)愈大，吸引电(diàn)子(zi)的倾(qīng)向(xiàng)愈大，非金(jīn)属性(xìng)也愈强。

　　电负(fù)性的定义和计算(suàn)方法(fǎ)有(yǒu)多种，每一种方法的电负性数(shù)值都(dōu)不同，比较有(yǒu)代(dài)表性的有3种：① L.C.鲍林(lín)提出的(de)标度。

　　根据(jù)热化(huà)学数据和(hé)分子的键能，指(zhǐ)定氟的电负性为3.98，计算其(qí)他元(yuán)素的相对电负性。

　　②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负(fù)性。

　　③A.L.阿莱(lái)提出(chū)的建立(lì)在核(hé)和成(chéng)键原子的电子静电(diàn)作(zu为什么负负得正怎么推理，乘法为什么负负得正ò)用基础上(shàng)的电负性(xìng)。

　　利用(yòng)电负性值时，必须是同一套数值进行比较。

　　电负性(xìng)综(zōng)合考虑了(le)电离能和电子亲合能，首先由(yóu)莱纳斯·鲍林于1932年提出。

　　它以一组(zǔ)数值的(de)相(xiāng)对大(dà)小表(biǎo)示元素(sù)原子在分子中(zhōng)对成(chéng)键电子的吸引能力(lì)，称为相(xiāng)对电负性(xìng)，简(jiǎn)称电(diàn)负性。

　　元素电负性数(shù)值越大，原子在(zài)形(xíng)成化(huà)学键时对成键电子的(de)吸(xī)引力越强。

　　同一周(zhōu)期从左至(zhì)右，有效核(hé)电(diàn)荷递增，原子半径(jìng)递减，对电子的吸引(yǐn)能力(lì)渐强，因而电负(fù)性值递增；

　　同族元素从(cóng)上(shàng)到下，随着(zhe)原子(zi)半径的增大，元(yuán)素电(diàn)负(fù)性值递减。

　　过渡元(yuán)素的电负性值无(wú)明(míng)显(xiǎn)规律(lǜ)。

　　就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电(diàn)负性数值(zhí)，氟的电负(fù)性值数大（4.0）；

　　周期表左下方的金属元素电负性值(zhí)都较小，铯(sè)和钫是电负性最小的元素（0.7）。

　　一般说来，非金属元素(sù)的电(diàn)负性大于2.0，金属元素(sù)电(diàn)负性小于2.0。

　　电(diàn)负性概念还可以(yǐ)用来判断化(huà)合(hé)物中元素的正负(fù)化合价和化学(xué)键的类(lèi)型。

　　电负性值(zhí)较大的元(yuán)素在形成化合物时，由于对成键电子吸引较强，往往表现为负化合价；

　　而(ér)电负性值较小者表现为正化合(hé)价。

　　在形成共价键时，共用电子对偏移向(xiàng)电负性较强的(de)原子而使(shǐ)键带有极性，电(diàn)负(fù)性差越大(dà)，键的极(jí)性越强。

　　当化学键两端元素的电负性相差很大时(shí)（例如大(dà)于1.7）所(suǒ)形成的(de)键则(zé)以离(lí)子性为主。

　　常见元(yuán)素电负性(xìng)（鲍林标度）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 0.93 镁(měi) 1.为什么负负得正怎么推理，乘法为什么负负得正31 铝 1.61 硅 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(xiù) 2.96铷 0.82 锶 0.95 银(yín) 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅(qiān) 2.33

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