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电负(fù)性怎么(me)计算的，电负(fù)性表(biǎo)示什(shén)么

　　电负性周期表(biǎo)中(zhōng)各元素(sù)的原子吸引电子能力的一种相对标度 。

　　又(yòu)称负电性。

　　元素的电负性愈大，吸引电子(zi)的倾向愈(yù)大，非(fēi)金属性也愈强。

　　电(diàn)负性的定义和计算方法有多种，每(měi)一种方法(fǎ)的(de)电负性数(shù)值(zhí)都不(bù)同，比较有(yǒu)代表性(xìng)的有3种：① L.C.鲍(bào)林提出的标度。

　　根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电(diàn)负性为(wèi)3.98，计算其(qí)他(tā)元素的相对电负性。

　　②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性。

　　③A.L.阿莱提(tí)出(chū)的(de)建立在核和成键原(yuán)子(zi)的电子静电作用基础(chǔ)上的电负性。

　　利用电负性值时(shí)，必须(xū)是同(tóng)一套数(shù)值(zhí)进行比较。

　　电负性综合考虑了电离能(néng)和电子亲(qīn)合能，首先由莱(lái)纳斯·鲍林于1932年提出(chū)。

　　它以一组数(shù)值的相对大小表示元素原子在分(fēn)子(zi)中(zhōng)对成(chéng)键(jiàn)电子的(de)吸引能(néng)力，称为(wèi)相对电(diàn)负性，简称电(diàn)负性(xìng)。

　　元素电负性数(shù)值越(yuè)大，原子在形成化学键时对成键电(diàn)子(zi)的(de)吸引(yǐn)力越强。

　　同一周期(qī)从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对(duì)电子的吸引能力渐强，因而电负(fù)性(xìng)值递增；

　　同(tóng)族元素(sù)从上(shàng)到下，随着原子半径的(de)增大，元素电负性值递减(jiǎn)。

　　过渡元(yuán)素的电负性值(zhí)无明显规(guī)律。

　　就总体而言(yán)，周期表右(yòu)上方(fāng)的典型非金属元素(sù)都有较大电负性(xìng)数(shù)值，氟的电(diàn)负性值数大（4.0）；

　　周期表左下方的金属元素电负性(xìng)值(zhí)都较小(xiǎo)，铯和钫是电负性(xìng)最小的元(yuán)素（0.7）。

　　一般说来，非金(jīn)属元素的电负(fù)性大于(yú)2.0，金属元(yuán)素电负(fù)性(xìng)小于2.0。

　　电(diàn)负性概念(niàn)还可以用来判断(duàn)化合物中元素(sù)的正(zhèng)负(fù)化合价和(hé)化学(xué)键的类(lèi)型。

　　电负性值(zhí)较大的元素(sù)在(zài)形成化合物时，由于对成键电子吸引(yǐn)较强，往(wǎng)往(wǎng)表现为负(fù)化合价；

　　而电负(fù)性值较小者表现为正化合(hé)价。

　　在形(xíng)成共价键时，共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带(dài)有极(jí)性，电负(fù)性差越大，键(jiàn)的极性越强。

　　当化学(xué)键两端元素(sù)的电负性相差很氧化铁和稀盐酸反应现象及方程式，氧化铁和稀盐酸反应现象原因大时（例如大于1.7）所形成的(de)键(jiàn)则以离(lí)子性为主(zhǔ)。

　　常见元素电负性（鲍(bào)林标度(dù)）氢(qīng) 2.2 锂 0.98 铍(pī) 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮(dàn) 3.04 氧(yǎng) 3.44 氟 3.98钠 0.93 镁 1.31 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 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴(xiù) 2.96铷(rú) 0.82 锶 0.95 银(yín) 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金(jīn) 2.54 铅 2.33

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