莱纳斯·卡尔·鲍林
电负性
电负性电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。
又称为相对电负性，简称电负性，也叫电负度。
电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两个不同原子间形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。
通常以希腊字母χ为电负性的符号。
鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱（稀有气体原子除外）。
一个物理概念，确立概念和建立标度常常是两回事。
同一个物理量，标度不同，数值不同。
电负性可以通过多种实验的和理论的方法来建立标度。
电负性可以理解为元素的非金属性，但二者不完全等价。
电负性强调共用电子对偏移方向，而非金属性侧重于电子的得失。
递变规律：1. 随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
2. 同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。
对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。
因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。
3. 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
氟的电负性最大(4.0)，是最活泼的非金属元素;钫是电负性最小的元素(0.7)，是最活泼的金属元素。
4. 过渡元素的电负性值无明显规律。
应用：（1）判断元素的金属性和非金属性。
一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性。
（2）判断化合物中元素化合价的正负。
电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
陶瓷材料的晶体结构
主要特征
8.63
无方向性，高配位数，
7.94
低温不导电，高温离子
7.20
导电
6.90
1.37 1.68 3.87 3.11
1.63 1.11 0.931 0.852
方向性，低配位数，纯 金属低温导电率很小
陶瓷无材方料向的性，化高学配键位？数，
密度高，导电性高，塑 性好
0.020 0.078
低熔点、沸点压缩系数 大，保留分子性质
原子对价电子的束缚强弱。
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陶瓷的晶体结构
First ionization energies as a function of atomic number
C原子的电离能(eV) I1: 11.260 I2: 24.383 I3: 47.887 I4: 64.492 I5: 392.077 I6: 489.981
0.52 0.30
结合力高于无氢键分子
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陶瓷的晶体结构
2.1 离子晶体的结构规则—鲍林规则
陶瓷化合物的结合键：离子键与共价键混合。 金属正离子与非金属离子组成的化合物通常不是纯粹的 离子化合物，性质不能只用离子键来解释。
离子键的比例取决于组成元素的电负性差，电负性相差 越大，离子键比例越高。
鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素的原子在化合物中吸 引电子能力的标度”。
元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力 越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子 的能力越弱（稀有气体原子除外）。
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陶瓷的晶体结构
2.1 离子晶体的结构规则—鲍林规则 原子负电性的概念：
Si
2.2.3杂化轨道理论课件人教版选择性必修2
中心原子结 合的原子数
2 2 2 3 3
4 4 4 4
VSEPR 模型
直线形 平面三角形 四面体形 平面三角形 四面体形
正四面体形 四面体形 正四面体形 正四面体形
中心原子 杂化类型
sp sp2 sp3
sp2 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3
问题： 如何判断有机物中碳原子的杂化方式？
问题： 如何判断中心原子的杂化方式？
方法： 中心原子的价层电子对数＝杂化轨道数
中心原子的价层电子对数
4 3 2
杂化轨道数
4 3 2
杂化方式
sp3 sp2 sp
【解决问题】
化学式
HCN
SO2 NH2－ BF3 H3O+ SiCl4 CHCl3 NH4+ SO42－
中心原子 孤电子对数
0 1 2 0
sp2 1个s,2个p
3个sp2 120° 平面三角形
sp3
1个s,3个p 4个sp3 109°28′ 正四面体
空间结构
4、杂化的特点：
a. 杂化前后轨道数不变 b. 杂化后原子轨道的伸展方向、形状产生变化，杂化轨道的能量、 形状都相同,杂化轨道间遵循斥力最小原理。
c. 杂化轨道的电子云一头大，一头小，成键时利用大的一头， 可以使轨道重叠程度更大，从而形成稳定的化学键。 d. 杂化轨道用于形成σ键或容纳未参与成键的孤电子对, 未参与杂化的p轨道，可用于形成π键。
5
8
9
4
6
7 3
2
1
小结：碳原子杂化方式的判断
碳原子在化合物中一般形成4对共用电子对，无孤电子对
C
sp3
C
sp2
典型分子的空间构型(第二课时)
即：每个碳原子的杂化轨道数＝碳原子 每个碳原子的杂化轨道数＝ 所成的σ键数 所成的 键数
分子的形成过程及空间构型】 【问题解决一：NH3分子的形成过程及空间构型】 问题解决一：
通过上述结论我们知道： 通过上述结论我们知道：“杂化类型与杂化轨道空间构 型及夹角相对应” 事实验证：氨气中氮原子采用sp 型及夹角相对应”。事实验证：氨气中氮原子采用sp3 杂化，但是氨气的分子构型是三角锥形，键角为107.3 杂化，但是氨气的分子构型是三角锥形，键角为107.30， 我们的结论与事实有矛盾，这是为什么？ 我们的结论与事实有矛盾，这是为什么？通过小组讨论 分析氨分子的形成过程解决下面的问题。 分析氨分子的形成过程解决下面的问题。 氮原子的杂化过程及各个杂化轨道中电子的数目。 1、氮原子的杂化过程及各个杂化轨道中电子的数目。 各个键的形成过程。 2、各个键的形成过程。 键角为107.3 而非109.5 的原因。 3、键角为107.30而非109.50的原因。
乙炔分子中碳原子的杂化,描述各轨道空间位置关系 问2:乙炔分子中碳原子的杂化 描述各轨道空间位置关系 乙炔分子中碳原子的杂化
乙炔中的Ｃ在轨道杂化时 有两个 轨道未参与杂化, 有两个Ｐ 乙炔中的Ｃ在轨道杂化时,有两个Ｐ轨道未参与杂化 只是Ｃ 轨道发生杂化,形成 只是Ｃ的２s与１个２p轨道发生杂化 形成２个相同 与 轨道发生杂化 形成２ 杂化轨道,２ 的sp１杂化轨道 ２个sp１杂化轨道夹角为 ８0°.未 １杂化轨道夹角为1８ ° 未 杂化２ 轨道彼此垂直于sp1杂化轨道 杂化轨道. 杂化２个p轨道彼此垂直于 轨道彼此垂直于 杂化轨道
结论二：杂化轨道空间构型与“ 结论二：杂化轨道空间构型与“分子构 区别， 夹角” 键角” 型”有 区别，但“夹角”与“键角”相 由此， 近，由此，我们可用键角初步判断杂化 类型。 类型。 结论一： 结论一：杂化类型与杂化轨道的空间构 型及夹角相对应。 型及夹角相对应。
1.2.4电负性及其变化规律
学以致用
1.如图为周期表的一小部分，A、B、C、D、E的位置关系如图所示。其中B元素最高价化合价是最低化合价绝 对值的3倍，它的最高化合价氧化物中含氧60%。下列说法正确的是（）
A
D
B
E
C
A. D、B、E三种元素的第一电离能逐渐减小 B.电负性：C＞E C.D、B、E三种元素形成的简单离子的半径逐渐增大 D.气态氢化物的稳定性顺序：D＞B＞E
学以致用
2.碳、氧、硅、镍元素在化学中占有及其重要的地位。 (1)第二周期基态原子未成对电子数与基态Ni原子的相同且电负性最小的元素是______。 (2)从电负性的角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序是________。 (3)CH4中公用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大道小的顺序是________。
Cl
Al
Al
Cl
Cl
Cl
Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负
性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共 价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物
规律总结 电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度,电负性越大,非金属性越强。电
负性的大小能用来判断元素之间的成键类型,也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同 或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成 非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
电负性大小的标准
相对标准： 鲍林利用实验数据进行 了理论计算，以氟的电 负性为___4_.0___和锂的电 负性为___1_.0___作为相对 标准。
观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
钻穿效应
电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。
如4s反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s而后才填入3d轨道。
过渡元素钪的外层电子排布为4s23d电子在原子中处于不同的能级状态1，失去电子时，按能级交错应先失去3d电子，成为4s23d0，而从原子光谱实验得知，却是先失4s上的电子成为4s13d1。
这是由于3d电子的存在，削弱了原子核对4s电子的吸引而易失去的。
过渡元素离子化时，大体是先失去ns电子，但也有先失去(n- 1)d电子的，像钇等。
能级交错的顺序不是绝对不变的，在原子序数大的原子中，3d轨道可能比4s轨道的能量低。
编辑本段举例过渡元素钪的外层电子排布为4s^2∣3d^1，失去电子时，按能级交错应先失去3d电子，成为4s^2 ∣ 3d^0，而从原子光谱实验得知，却是先失4s上的电子成为4s^1∣3d^1。
这是由于3d电子的存在，削弱了原子核对4s电子的吸引力而易失去的。
过渡元素离子化时，大体是先失去ns电子，但也有先失去(n- 1)d电子的，像钇等。
能级交错的顺序不是绝对不变的，在原子序数大的原子中，3d轨道可能比4s轨道的能量低。
类似于3d,4s的这种原子核外电子在能级上排布发生交错的现象，称为能级交错[1]。
编辑本段规律总结一：电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做多电子原子中轨道的能级“能级交错”二：若主量子数n和角量子数l都不同，虽然能量高低基本上由n的大小决定，但有时也会出现高电子层中低亚层（如4s）的能量反而低于某些低电子层中高亚层（如3d）的能量这种现象称为能级交错。
能级交错是由于核电荷增加，核对电子的引力增强，各亚层的能量均降低，但各自降低的幅度不同所致。
能级交错对原子中电子的分布有影响。
”三：能级交错是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。
如4s反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s而后才填入3d轨道。
什么是电负性
什么是电负性
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。
又称为相对电负性，简称电负性，也叫电负度。
电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两个不同原子间形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。
通常以希腊字母χ为电负性的符号。
鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱（稀有气体原子除外）。
一个物理概念，确立概念和建立标度常常是两回事。
同一个物理量，标度不同，数值不同。
电负性可以通过多种实验的和理论的方法来建立标度。
电负性可以理解为元素的非金属性，但二者不完全等价。
电负性强调共用电子对偏移方向，而非金属性侧重于电子的得失。
功能医学起源
功能医学起源功能医学是以科学为基础的保健医学，属预防医学领域。
其应用是以人的基因、环境、饮食、生活型态、心灵等共同组合成的独特体质作为治疗的指标，而非只是治疗疾病的症状。
功能医学起源人类防治疾病、保障健康的社会实践，在文明古国中已有几千年的历史。
人们在长期的医疗实践中积累了丰富的经验，这些经验的系统总结便形成医学。
在医学领域中，先是科学观察和实验使人们开始对人体的结构和功能有了比较正确的认识，继而临床观察结合病人尸体解剖所见，又把对疾病的理解置于人体病理的基础上，从此医学进入科学化的时代。
在现代社会中，生活和工作的节奏不断加速，各种矛盾和压力给现代人带来越来越沉重的精神负荷。
研究表明，很多疾病同适应不良性的行为有关，由此引发出一门眼界更宽广的新学科——行为医学。
20世纪中叶以来，生物医学的光辉成就吸引了社会的注意力。
在医学教育中，生物医学占用了主要的学时，造成新一代医生对心理、行为和社会等方面的相对忽视和无知。
临床训练过分专业技艺化，病人在医生的眼目中变得有若待修理的机器。
在医院里，病人像在工厂传送带上的工件一样，在各科室间轮转。
医生在诊断上一味依赖化验和特殊检查，在治疗上只在个人专业范围内考虑，治病不治人。
医学发展的理论基础，一直就奉直线型的因果关系为圭臬。
人是因为得了“疾病”而生病，这个观念长久以来已成为主流医学的中心思想，事实上，虽然医学采取了许多科学的工具及法则，但并不像人们所认为的那样全部属于科学领域，不是每个医学行为都能够以纯科学方法去印证。
现行的医疗模式常常依赖统计去做出决定，手术的成功率、治疗的愈后、药物的作用与副作用等，但医生在行医时所面对的每一个病患，却都是独特的个体生命，而不是所谓的“平均个人”，更不是一堆数字。
实际上，每个人从体质到环境，从饮食到生活方式，没有完全一样的。
遇上健康的问题，往往可能是不同表现的某类疾病，而不是不同表现的各种疾病，而所谓的“代谢综合征”的四种不同表现，背后所隐藏着的是饮食不当、营养失衡、慢性发炎、氧化伤害、环境毒素与个人压力等多种因素，这就是为什么了解致病的原因，比知道疾病的名字重要。
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莱纳斯·卡尔·鲍林
莱纳斯·卡尔·鲍林是美国物理化学家，最早量子化学家之一。
1954年因在化学键方面的工作取得诺贝尔化学奖，1962年因他反对核弹在地面测试的行动，得诺贝尔和平奖，成为得到两个不同范畴的诺贝尔奖的人其中一个（另一人为Marie Curie）。
其后他主要的行动为支持维他命C在医学的功用。
莱纳斯·卡尔·鲍林（Linus C Pauling，1901-1994 ) 是美国著名的化学家。
他极富个性和创新精神，不断开拓边缘学科，在化学的许多领域卓有建树，是20世纪最伟大的化学家。
1901年，鲍林出生于美国俄勒冈的一个小镇，父亲是药剂师。
他自幼聪慧超群，博览群书，被誉为科学奇才。
由于年少失怙，家道中落，16岁时就近入俄勒冈农学院学习化学。
大学毕业后赴加州理工学院深造，迅速掌握了具有革命性的X射线晶体衍射技术，进行创造性工作， 1925年获博士学位。
次年赴欧洲研究将量子力学应用于化学，师从索末菲(A. Sommerfeld)、玻恩和海森伯。
1927年回国，从事化学键本质的研究，创立了杂化键轨道理论和共振论，把经典的化学理论与量子力学相结合，从而改写了20世纪的化学。
1931年成为加州理工学院最年轻的教授，1933年入选美国科学院，也是历史上最年轻的院士。
1934年开始，他把结构化学应用于生物学；在抗原和抗体蛋白质结构的研究上，把抗体生成的直接模板学说发展得更加完善。
在40年代，鲍林在生物学上作出了二项重大的贡献：一是与科里（R. Corey）阐明了蛋白质的α螺旋结构；二是证明镰状细胞贫血是由于血红蛋白的变异，说明人的遗传性疾病是由于突变基因表达所产生的异常蛋白质，首先提出分子疾病的概念。
1957年英格拉姆（V. Ingram）证明，镰状细胞血红蛋白(HbS)是由于血红蛋白中的谷氨酸被缬氨酸所取代。
1960年代初期，朱克坎德（E. Zuckerkandl）和鲍林提出，通过比较不同物种的同源蛋白质来确定不同物种的亲缘关系。
（注1）这种方法已被普遍使用，成为确定不同物种的亲缘关系最重要的方法之一。
1954年鲍林因阐明了化学键的本质和分子结构的基本原理
获诺贝尔化学奖。
根据诺贝尔的遗嘱，他的奖只授予单项重大发现的科学家，而不适合于作出一批重要研究成果者。
鲍林获奖首次突破了这条原则。
鲍林是“主张自由表达信仰的理想主义者”和激进的社会
活动家。
他直言不讳、话语尖刻，坚持己见，决不退让。
二战结束后，他积极参与开展反战活动，坚决反对“以任何形式的战争作为解决国际冲突的手段”，奔走世界各地，唤起社会大众对核污染威胁的关注，不遗余力地反对核试验，致力于世界和平事业。
1958年1月，他向联合国秘书长递交了
由他起草并征得49个国家的11 000多位科学家签名的《科学家反对核武器试验宣言》，要求缔结一项停止核武器试验的国际协定。
1963年10月10日美苏签署《部分禁止核试验条约》之日，诺贝尔委员会宣布把1962年和平奖授予这位坚持不渝的反核斗士。
鲍林是迄今仅有的两度单独获得诺贝尔奖桂冠的人。
由于他对化学与和平运动的贡献，他获得的荣誉博士学位和奖项不胜枚举。