表４６列出Ｐａｕｌｉｎｇ的元素電負性數 據。 　　單一氮吹儀價格元素的電負性值本身的數據并不重要，相互比較的元素間的電負性的 差值更有意義，它反映了原子間成鍵能力的大小和成鍵后分子的極性大小。 　　電負性的變化也具有明顯的周期性，它和元素的金屬性、非金屬性密切相 關。通常，非金屬元素的電負性都較大，除Ｓｉ以外都大于２．０；而金屬元素的電 負性都較小，除鉑系元素和金以外都小于２．０。電負性最大的元素是最活潑的 非金屬元素Ｆ，而電負性最小的元素則是最活潑的金屬元素Ｃｓ和Ｆｒ。 　　５．元素的金屬性和非金屬性 　　所謂元素的金屬性和非金屬性，只是一種籠統而定性的提法，一般用它來表 示元素在化學反應中得失電子的傾向，或其氧化物、水化物的酸堿性等性質。當 然，顯示金屬性的元素并不一定就是金屬元素，非金屬元素也可具有某種程度的 金屬性。 　　同一周期各元素的金屬性自左至右逐漸減弱，而非金屬性卻逐漸加強。同 族元素自上而下，金屬性增加，而非金屬性減弱。這一趨勢在第２、第３周期中 和各主族元素中表現出較為典型，規律明顯。 　　最典型的非金屬元素，出現在周期表的右上方，Ｆ是最強的

非金屬元素；最 １５８第四章　結構化學　 典型的金屬元素在周期表的左下方，Ｃｓ和Ｆｒ是最強的金屬元素。而過渡元素 和內過渡元素屬金屬元素。 第二節　化學鍵和分子結構 　　化學鍵（ｃｈｅｍｉｃａｌｂａｎｄ）是指分子或晶體中相鄰兩個或多個原子或離子之間 的強烈作用力。根據作用力性質的不同，化學鍵可分為離子鍵、共價鍵和金屬鍵 等基本類型。不同的分子或晶體具有不同的化學組成和不同的化學鍵結合方 式，因而具有不同的微觀結構和不同的化學性質。 一、離子鍵 　　１．離子鍵的形成 　　１９１６年，德國化學家柯塞爾（Ｗ．Ｋｏｓ ｓｓｅｌ）提出了離子鍵理論，解釋電負性差 別較大的元素間所形成的化學鍵。 　　當帶有相反電荷的離子彼此接近時，彼此通過靜電引力吸引，

逐漸靠近，并 使體系的總能量不斷降低，這表明正、負離子間有一種形成化學鍵的趨勢。但當 兩個或多個異性離子彼此相吸達到很近的距離時，正、負離子的電子云之間，以 及它們的原子核之間的斥力將隨著核間距的縮小而迅速變大，并使整個體系的 能量也迅速增大。當原子核間的距離達到某一個特定值ｒ時，正、負離子間的 ０ 引力和斥力達到平衡，體系的總能量降至最低。此時體系處于相對穩定狀態， 正、負離子間形成一種穩定牢固的結合，即形成了化學鍵。這種由正、負離子間 的靜電引力形成的化學鍵稱為離子鍵（見圖４１３）。 　　通過離子鍵形成的化合物或晶體，稱為離子化合物或離子晶體。例如，在高 ＋＋ 溫下使Ｃｌ離子和Ｎａ離子結合成氣相ＮａＣｌ分子的化學鍵，Ａｇ離子和Ｃｌ離子 生成ＡｇＣｌ晶體的化學鍵，均為離子鍵。 　　２．離子鍵的特征 　　（１）無方向性　由于離子電荷的分布可看作是球形對稱的，在各個方向上 的靜電效應是等同的。因此，離子間的 靜電作用在各個方向上都相同，離子鍵 無方向性。