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電負性
化合物中原子吸引電子的能力
概述
電負性是原子在化合物中吸引電子能力的標度。1932年，萊納斯·卡爾·鮑林首先提出了電負性的概念，用來表示兩個不同原子間形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。元素電負性數值越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性數值越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。
計算方法
電負性是相對值，沒有單位。電負性的計算方法有多種，每種方法的電負性數值都有所不同，所以利用電負性數值時，必須是同一套數值進行比較。比較有代表性的電負性計算方法有以下幾種：
1）1932年L.C.鮑林提出的公式
鮑林的計算方法是：
其中，
、
、
分別指
，AB，
分子的鍵能。
2）1934年R.S.密立根的公式
式中，I為電離能，A為電子親和能，注：放熱為正，吸熱為負。
3）1956年A.L.阿萊和E.羅周的公式
即
其中
為有效核電荷數，r為半徑。
4）1989年L.C.Allen的公式
式中，m和n分別為p軌道和s軌道上的電子數，
分別為s軌道和p軌道上的電子平均能量。
常見變化
非金屬系：
。
金屬系：
。
周期變化
氫 2.1 鋰1.0 鈹 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98；
鈉 0.93 鎂 1.31 鋁 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16；
鉀 0.82 鈣 1.00 錳 1.55 鐵 1.83 鎳 1.91 銅 1.9 鋅 1.65 鎵 1.81 鍺 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96；
銣 0.82 鍶 0.95 銀 1.93 碘 2.66 鋇 0.89 金 2.54 鉛 2.33。
電負性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。一般來說，電負性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。
遞變規(guī)律
應用
參考資料
[1]
楊思婭 . 無機化學教學中的電負性應用 : 曲靖師專學報 ，1989-03
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