电负性(电负性大小顺序表)

电负性越大非金属性越强，否则非金属性越弱，即金属性越强。化学中规定氟的电负性为3.98，其他元素与其相比较，而具有相对的电负性。

电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。

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）。

电负性也可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。

一般来说，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。

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。

电负性越大的非金属元素越活跃，电负性越小的金属元素越活泼。氟的电负性最大(4.0)，是最容易参与反应的非金属；电负性最小的元素(0.79）铯是最活泼的金属。

电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，其分子都是非极性分子；通常认为，电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物。

电负性大小顺序表

（1）与Cl相邻元素有F和S，F和Cl在同一主族，非金属性：F＞Cl，Cl和S在同一周期，非金属性：Cl＞S，则非金属性：F＞Cl＞S，故答案为：F＞Cl＞S；

（2）①1～36号元素中未成对电子数最多的原子为Cr，核外电子排布为[Ar]3d⁵4s¹，原子的价电子排布式为3d⁵4s¹，故答案为：3d⁵4s¹；

②Cr为金属晶体，组成微粒为金属阳离子和自由电子，故答案为：金属阳离子和自由电子；

（3）由电离能数据可知，R易失去3个电子，则原子最外层电子数为3，最高化合价为+3价，。

A、B、R为同一短周期金属元素，由电离能数据可知，A为Na元素，B为Mg元素，R为Al元素，。

Na⁺外层电子排布为2s²2p⁶稳定结构，难再失去一个电子，Mg⁺外层电子排布为3s¹，易失去一个电子，所以第二电离能（I₂）Mg小于Na，。

故答案为：+3；A⁺外层电子排布为2s²2p⁶稳定结构，难再失去一个电子，B⁺外层电子排布为3s¹，易失去一个电子；

（4）已知：①Al（s）+34O₂（g）=12Al₂O₃（s）△H=-834.8kJ?mol^-1，。

②Mn（s）+O₂（g）=MnO₂（s）△H=-520.9kJ?mol^-1，。

利用盖斯定律将①-34×②可得：Al（s）+34MnO₂（s）=12Al₂O₃（s）+34Mn（s），。

△H=（-834.8kJ?mol^-1）-34×（=-520.9kJ?mol^-1）=-444.1kJ?mol^-1，。

所以热化学方程式为Al（s）+34MnO₂（s）=12Al₂O₃（s）+34Mn（s）△H=-444.1kJ?mol^-1，。

故答案为：Al（s）+34MnO₂（s）=12Al₂O₃（s）+34Mn（s）△H=-444.1kJ?mol^-1．