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　　电负性周期表中各元(yuán)素的原子吸(xī)引电子能力的一种相(xiāng)对(duì)标度(dù) 。

　　又称负(fù)电性。

　　元素的电负性(xìng)愈(yù)大，吸引(yǐn)电子的倾向(xiàng)愈大，非金属性也愈强。

　　电负性的(de)定(dìng)义和计算方法有(yǒu)多种(zhǒng)，每一种方法的电(diàn)负性(xìng)数值都(dōu)不同，比(bǐ)较有代表性的有3种：① L.C.鲍(bào)林提(tí)出的标度。

　　根据热化(huà)学数(shù)据和分子的键能，指定氟的电负性为3.98，计算其他元(yuán)素的(de)相对(duì)电负性。

　　②R.S.密(mì)立根从电离势和电子(zi)亲合能计算的(de)绝对(duì)电负(fù)性。

　　③A.L.阿莱提出的(de)建立在核和(hé)成键原(yuán)子(zi)的(de)电(diàn)子静电(diàn)作用基础(chǔ)上的电负性(xìng)。

　　利用电负性值时，必须是同一套数值进行(xíng)比较。

　　电负性综合考(kǎo)虑了电(diàn)离(lí)能和电子(zi)亲合能，首先由莱纳(nà)斯·鲍林于1932年提出。

　　它以一(yī)组(zǔ)数值的相对大小表(biǎo)示(shì)元素原子在分子(zi)中对成键(jiàn)电子的吸引(yǐn)能(néng)力，称为相对(duì)电负(fù)性，简称电负性。

　　元素电负性数值越大(dà)，原子(zi)在形成化学键(jiàn)时对(duì)成键电子的吸引力越(yuè)强。

　　同一周期(qī)从左至(zhì)右(yòu)，有(yǒu)效(xiào)核(hé)电荷递增，原(yuán)子(zi)半径递(dì)减，对电子的吸引能力渐强，因而电(diàn)负性值递增；

　　同族元素从上到下，随着原子半径(jìng)的增大(dà)，元素(sù)电负性值递减(jiǎn)。

　　过渡元素的(de)电负性值无(wú)明显规(guī)律。

　　就总(zǒng)体(tǐ)而言，周期表右上方的典型非金属元素都有(yǒu)较(jiào)大电负性数(shù)值，氟的电负性(xìng)值数大（4.0）；

　　周期表(biǎo)左下方的(de)金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素(sù)（0.7）。

　　一(yī)般(bān)说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属(shǔ)元素电负性小(xiǎo)于2.0。

　　电负性概(gài)念还可(kě)以(yǐ)用来判(pàn)断(duàn)化合物中元素的正(zhèng)负化(huà)合价(jià)和化学键的类(lèi)型。

　　电(diàn)负性值较大(dà)的元(yuán)素在形成化(huà)合物时(shí)，由于对成键电子(zi)吸引(yǐn)较强，往往表现为负化合价；

　　而电负性(xìng)值较小者表现为正化合价。

　　在形成共价键时，共用(yòng)电子对偏(piān)移向电负性(xìng)较(jiào)强的(de)原子而(ér)使键带有极(jí)性，电负(fù)性(xìng)差越大(dà)，键的(de)极性越强。

　　当(dāng)化学键(jiàn)两端元素的电负性相差(chà)很大时（例如(rú)大于1.7）所形成的键则以离(lí)子(zi)性为主(zhǔ)。

　　常见元(yuán)素电负球缺的体积怎么算，球缺的体积公式是什么性（鲍林(lín)标(biāo)度）氢 2.2 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳(tàn) 2.55 氮 3.04 氧(yǎng) 3.44 氟 3.98钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷(lín) 2.19 硫 2.58 氯 3.16钾(jiǎ) 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁(tiě) 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌(xīn) 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96铷(rú) 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

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