电负性达到多少以上的晶体是离子晶体?

可以的 一般是小于一点七的是共价键

不一定

电负性数值比较大,原子一般不讨论氧化性的,只会说物质的氧化性

越靠近周期表右上角,电负性越强,左下角越弱

电负性一般可以理解为某种元素夺取电子的能力,而第一电离能则是某元素失去第一个电子所需要的能量.
二者有些关联,但不是相同物理量.
不过根据平常做题来说,第一电离能和电负性是成正比关系的,第一电离能越大,电负性也越大,反之也越小

电负性相差大,说明2个原子的得电子能力差异大,易形成得失电子的形式,那行成的就是离子化合物,相差小,说明2个原子的得电子能力相当,那么大家都拿出电子共用,易形成共价化合物

您好,很高兴回答您的问题,
元素电负性数值越大,原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强.
极性共价键：不同种元素的原子形成分子时共用电子对偏向吸引电子能力强的原子而形成的共价键,又称为极性键.
所以,您的第一个问题答案是：
高中化学问题 利用电负性数值可以预测( D．化学键的极性 )
你的第二个问题：
分子的极性和化学键的极性的区别.
极性共价键：不同种元素的原子形成分子时共用电子对偏向吸引电子能力强的原子而形成的共价键,又称为极性键.
分子的极性,又称极性分子,如果分子的构型不对称,则分子为极性分子.组成为ABn型化合物,若中心原子A的化合价等于族的序数,则该化合物为非极性分子.如：CH4,CCl4,SO3,PCl5.

高中阶段知识如下：
　　极性分子：HX,H2O,CO,NO,H2S,NO2,SO2,SCl2,NH3,H2O2,CH3Cl,CH2Cl2,CHCl3,CH3CH2OH,NaCl,
　　COCl2 H2o2
　　非极性分子：Cl2,H2,O2,N2,CO2,CS2,BF3,P4,C2H2,SO3,CH4,CCl4,SiF4,C2H4,C6H6,PCl5,BeCl2,
　　BBr3, 汽油
　　简单判断方法
　　(1) 对于AnBm型 n=1 m>1 若A化合价等于主族数 则为非极性.如:CH4,CCl4,SO3,PCl5
　　(2）若已知键角(或空间结构),可进行受力分析,合力为0者为非极性分子..如:CO2,C2H4,BF3
　　（3）同种原子组成的双原子分子都是非极性分子
谢谢您的阅读.

第一个问题,通常情况下是右边的大,你举得例子即是Mg和As大,因为通常认为电子层数的增大对半径的影响远无法被内层电子的屏蔽效应拉平,当然,讨论到镧系和锕系元素是会有特殊性；
第二个问题,可以这样简单的记忆,但分析的时候不能这么简单的考虑,电离能尤其是第一电离能分析起来还是比较复杂综合的；
第三个问题,不好这样理解,与第一电离能相对的表征是第一电子亲和能,电负性虽然反映了原子核束缚电子的能力,但往往是在成建的基础上分析电子对偏移使用,而这与气态条件下的电子得失还是有差别的,但刨除个例,简化记忆还是可以的,不过用来分析问题逻辑上啊,包括实际情况还是容易出问题的.

钠 活动性不能光看电负性
也和活泼不等价

氯原子太大了~周围三层电子层~
氮原子只有两层~电负性更集中~

第三周期电负性最大的元素是Cl,电负性最大的是非金属性最强的元素.

因为它们的最外层的电子数,电子层不同,而锌的电子层比汞要少,所以.

氢化物的酸性没有关系,最高价含氧酸就有关系.除F,O以外电负性越大pKa越小,即酸性越强.

一般来说,电负性越大,说明其非金属性越强,越难以失去电子,电离能应该相对越大.
这一规律仅在电离后出现半充满或全充满时另外,因为半充满或全充满稳定,所以生成半充满或全充满时相对容易些.如N和O的第1电离能出现反常,N是破坏半充满,难；而O是生成半充满,易,导致O的第1电离能反常地小于N的.

首先说你的提问概念混淆,把氧化性和活泼性混了
电负性大,非金属元素的非金属性就强,单质氧化性就强.但不一定活泼
你觉得氧化性Cl2>O2,其实是活泼性Cl2>O2,
化学键相似时,电负性越大,越活泼
比如F2>Cl2>Br2>I2
活泼性除了受电负性影响,还受键能影响,键能越大键越稳定,三键>双键>单键
Cl的电负性3.16,O的电负性3.44,氧略大于氯,但因为单质O2是双键,Cl2是单键.所以Cl2表现的活泼
同样电负性N>P,
但是N2是三键结合P4是单键结合,所以活泼性P4>N2,不是氧化性强
众所周知判断有含氧酸的非金属元素的非金属性的重要依据是最高价氧化物的水化物的酸性
HNO3>H3PO4
所以N原子的氧化性强于P原子
虽然红磷白磷P原子的电负性相同但化学键不同白磷是P4,四个磷原子形成6个单键.红磷的结构复杂得多,至今没搞清楚.有人认为是多个P4分子重组成的大分子.所以红磷比白磷稳定
附上比较元素非金属性的判据
1,越容易的电子（电负性大）,非金属性越强
2,越容易与H2化合,氢化物越稳定,非金属性越强
3,最高价氧化物的水化物的酸性越强,非金属性越强（F,O不存在含氧酸,所以此条无法比较F,O与其他
但只要用之中的任何一条性质（或是有其中派生出的性质）都可以判断是单质的氧化性

应该是在钾和钪之间吧.同周期元素从左到右电负性依次增强(除去稀有气体).
P.s.我觉得这个问题应该划分到化学类里.

电离能(I)
基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量称为元素的第一电离能（I1）.元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2）.第三、四电离能依此类推,并且I1＜I2＜I3….由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力,所以电离能总为正值,SI单位为J• mol-1,常用kJ•mol-1.通常不特别说明,指的都是第一电离能.
电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易,电离能越大,原子越难失去电子,其金属性越弱；反之金属性越强.所以它可以比较元素的金属性强弱.影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型.
（1）同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大,电离能也逐渐增大,到稀有气体由于具有稳定的电子层结构,其电离能最大.故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性,直至强非金属性.
（2）同周期副族元素从左至右,由于有效核电荷增加不多,原子半径减小缓慢,有电离能增加不如主族元素明显.由于最外层只有两个电子,过渡元素均表现金属性.
（3）同一主族元素从上到下,原子半径增加,有效核电荷增加不多,则原子半径增大的影响起主要作用,电离能由大变小,元素的金属性逐渐增强.
（4）同一副族电离能变化不规则.
电负性
周期表中各元素的原子吸引电子能力的一种相对标度 .又称负电性.元素的电负性愈大,吸引电子的倾向愈大,非金属性也愈强.电负性的定义和计算方法有多种,每一种方法的电负性数值都不同,比较有代表性的有3种：
① L.C.鲍林提出的标度.根据热化学数据和分子的键能,指定氟的电负性为3.98,计算其他元素的相对电负性.
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.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性.利用电负性值时,必须是同一套数值进行比较.
电负性综合考虑了电离能和电子亲合能,首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出.它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性.元素电负性数值越大,原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强.
同一周期从左至右,有效核电荷递增,原子半径递减,对电子的吸引能力渐强,因而电负性值递增；同族元素从上到下,随着原子半径的增大,元素电负性值递减.过渡元素的电负性值无明显规律.就总体而言,周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值,氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小,铯和钫是电负性最小的元素（0.7）.一般说来,非金属元素的电负性大于2.0,金属元素电负性小于2.0.
电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型.电负性值较大的元素在形成化合物时,由于对成键电子吸引较强,往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价.在形成共价键时,共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性,电负性差越大,键的极性越强.当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主.
常见元素电负性（鲍林标度）
氢 2.2 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 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 2.96
铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

又称为相对电负性,简称电负性.电负性综合考虑了电离能和电子亲合能力.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）.
（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.
（3）判断分子的极性和键型.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；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.
原子半径减少 → 电离能增加 → 电负性增加

电负性越大,非金属性越强,氧化性越强；

氧化性和还原性是针对于物质的性质来说的；金属性和非金属性是针对元素来说.越容易得电子的物质其氧化性越强,越容易得电子的某一类原子（即元素）其非金属性越强.同理,失去电子能力对应物质的还原性,对应元素的金属性.
电负性是针对于原子来说的.

非金属元素的电负性越大,可以推测出非金属 原子 的氧化性越强.
多数非金属单质是由两个或多个原子构成,原子构成单质要形成共价键,要放出一定的能量,使得非金属元素单质的活泼程度（氧化性）降低.
比如O的电负性比Cl大,但是O2的氧化性比Cl2差,因为O2除了一个西格玛键,还有两个两中心三原子的派键,而Cl2只有一个西格玛键,虽然O比Cl的电负性大,但是由于氧元素形成单质时的共价键多,所以使O2的氧化性比Cl2差.
再比如,N的电负性和Cl差不多,但是常温下N2非常稳定,几乎不显氧化性.

是O.第一是F,第二是O和Cl（理论上）.但是O比Cl电负性稍大,毕竟电子层少一些.

这个不太好说
泡林标度的电负性表上氯的电负性比较大
而在阿莱-罗周标度的电负性表上氮的电负性比较大
（但实际上相差还是不多的）
至于为什么NCl中N是负价,我猜应该是氮的半径小,电子云集中不易变形,而氯的电子云就相对疏松一点.

单键成键就是σ键,电子云顶端相交,相交幅度小,因而可以用原子半径粗略表示.
原子半径越大,电负性越小,这没问题啊.
只有σ键的键长能够用原子半径之和粗略地表示,其他种类的化学键电子云有的是从侧面相交,有的有偏转,有的是离域的,所以和原子半径的关系就不大了.

解题思路：A、同周期从左到右第一电离能增大，但第IIIA和第VA族反常；
B、有的元素没有金属性；
C、元素电负性相差小于1.7的元素之间形成的化学键一般为共价键，但是也有例外；
D、第IA元素的第一电离能比较低，容易失电子．

A、同周期从左到右第一电离能增大，但第IIIA和第VA族反常，如第一电离能：Mg＞Al，Al的第一电离能越小，但Al的金属活泼性弱，故A错误；
B、有的元素没有金属性，电负性越小的元素的非金属性越弱，故B错误；
C、元素电负性相差小于1.7的元素之间形成的化学键一般为共价键，但是也有例外，如F与B的电负性差为2，BF₃属于共价化合物，故C错误；
D、第IA元素的第一电离能比较低，容易失电子，所以制造光电材料的元素主要从IA族中寻找，故D正确．
故选D．

点评：
本题考点： 元素电离能、电负性的含义及应用．

考点点评： 本题考查了第一电离能和电负性，题目难度不大，注意同周期第一电离能的变化规律及电负性的含义．

你问题中的酸碱指路易斯酸碱,所谓路易斯酸就是（价层上）具有空轨道（可以接受外来电子）的物质（分子、原子、离子等）,例如所有金属离子,所有非金属中性原子都是路易斯酸.分子的例子有BF3等,其中B原子具有空轨道而呈现酸性.而凡是可以提供给路易斯酸电子的物质（分子、原子、离子）都是路易斯碱.例如所有金属中性原子、所有非金属负离子都是路易斯碱.
图中的正离子（例如Na+）,因其价层不饱和（对Na+,3s,3p是空轨道）,可以接受外来电子（即对电子有亲和性）,故为路易斯酸,有机化学中也常称为亲电试剂.图中的负离子（通常具有孤对电子,例如Cl-）,可以提供电子对给正离子（例如Na+）,形成加合物（NaCl）,故为路易斯碱,本身带有负电自然与具有空轨道的路易斯酸有亲和性,而对电子显然有静电排斥作用.有机化学中常称为亲核试剂.
由上可见,图是完全正确的.下面谈谈你的两个问题.
电子云没有大小的概念,因此第一个问题不存在.如教材上有你认为的类似说法,请给出原文,再给予回答或解释.我猜测你可能是指原子或离子半径的大小.
第二个问题没有明确答案.这里我们举例说明,例如F-和I-同为路易斯碱,哪个更强一些?这不好说,要看和它们作用的路易斯酸是什么了.例如对于Na+,F-是更强的路易斯碱（NaF较NaI更稳定）,而对于Cu+,则I-更强（CuI较CuF更稳定,CuF通常条件下不能存在）.
路易斯酸碱的概念极为广泛（世界上的一切物质可以分为三类,即酸、碱和它们的加合物）,因此比较酸碱性没有简单的规则,需要具体问题具体分析.
如有不明欢迎追问和讨论.

H不够用啊.设每个H都形成氢键,那么氢键的总数量等于H原子数,也就等于F的原子数,摊到每个F上有只有1个氢键了.若某些F原子形成多于一个氢键,那就必然存在另一些F原子不能形成氢键.从能量上说这是不利的.

解题思路：A．元素的非金属性越强，其电负性越大；
B．同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
C．同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小；
D．电子云示意图中的每个小黑点表示电子出现在核外空间中的概率．

A．元素的非金属性越强，其电负性越大，F元素非金属性最大，所以其电负性最大，故A正确；B．同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则Na元素...

点评：
本题考点： 元素电离能、电负性的含义及应用．

考点点评： 本题考查元素周期律、电子云等知识点，属于基本概念、基本理论知识，注意第一电离能规律中的异常现象，为易错点．

F是第9号元素,第一层2个电子,第二层7个电子,要达到稳定状态需要获得一个电子,而且获得电子的能力非常强,所以一般都是-1价.

BD

……………………………………………………
你看的什么书,除了ZnCl2离子键为主,其它都是共价化合物
氯化锌是一种离子化合物,有同质多晶现象,目前已发现四种晶体结构.但纯氯化锌只能形成δ型（六方密堆积）,即在晶体中,每个锌离子被4个氯离子成正四面体状包围.[1]将它熔融后再冷却可以得到玻璃状的物质.
氯化锌还显示出共价化合物的特性,如熔点低(275 °C)、易溶于乙醚等溶剂形成形如ZnCl2L2（其中L代表溶剂分子）的加合物.

不用算原子个数,电负性是元素的性质,不涉及原子

对于单个原子的电负性与单质的氧化性并不完全对等；
比如：N2中N的电负性很大,但是N2的稳定性很强,这是由于形成的NN三键键能很大,就很稳定；
O2也一样,双键也是导致键能稍大,反应活性就减弱了；

按照鲍林原子轨道能级图来看,所有元素的原子轨道能级是一样的.即所有元素的3p轨道能量都是一样的.
但是,随着原子序数的增加,核电荷对电子的吸引力增强,同种的原子轨道轨道能量会降低.


这就是“电负性较高的氧原子的原子轨道能级低于碳原子的相应的轨道能级”的原因.

成键微粒电负性之差

B

N的第一电离需要破坏2P半充满的低能状态
O的第一电离形成了 2P半充满的低能状态,所以N的第一电离能比O的大
O的非金属性比N强所以O的电负性比N的大.

非金属性和电负性都强.电离能大.

正因为氧的电负性强,才导致氧氧键弱,同样是氧原子,所以对电子的吸引能力都很强,导致电子对没有偏向任何一方,使得过氧键的键能较小,因此过氧键很弱.

是

是因为两个氢原子存在的缘故.硫原子在得到一个氢原子的电子后,剩下的的电子能力会迅速降低,也就是说两个氢原子平均分担硫原子的得电子能力,这样自然硫化氢就比碘化氢远远的不容易电离.如果我们把这个情况给改改,把硫...

物质的稳定和元素本身的电负性不一定有关系……氮气稳定是因为N2两个氮原子之间是通过N与N三键结合的,三键的键能很大,比较难拆开,所以就很稳定了~

-4,碳的电负性大

解题思路：A．根据元素的非金属性越强，对应氢化物越稳定；
B．根据同主族元素中，从上到下电负性逐渐减弱；
C．同主族元素中，随着原子序数的增大，氢化物的酸性逐渐增强；
D．根据元素的最高化合价=元素原子的最外层电子数．

A．因为C元素的非金属性比Si强，所以CH₄的稳定性比SiH₄的稳定性高，故A错误；
B．同主族元素中，从上到下电负性逐渐减弱，故B错误；
C．同主族元素中，随着原子序数的增大，氢化物的酸性逐渐增强，HF、HCl、HBr、HI的酸性依次增强，故C错误；
D．元素的最高化合价等于元素原子的最外层电子数，所以非金属元素的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数，故D正确；
故选D．

点评：
本题考点： 元素周期律的作用．

考点点评： 本题主要考查元素周期律，掌握规律应用是解题的关键，难度中等．

对角线规则其实不是什么规则,是大家总结出来的一个经验罢了
而且只适用于第二第三周期的几个有限的元素之间,如：Li与Mg,Be与Al,B与Si这三对元素
这几个元素为什么会这样,一般用离子极化的观点加以说明：同一周期最外层电子构型相同的金属离子,从左至右随离子电荷数的增加而引起极化作用的增强.同一族电荷数相同的金属离子,自上而下随离子半径的增大而使得极化作用减弱.因此,处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两个元素,由于电荷数和半径的影响恰好相反,它们的离子极化作用比较相近,从而使它们的化学性质有许多相似之处.
如果你非用电负性来解释,可以这样认为,有对角线规则的元素电负性相近
比如：锂的电负性是1,镁是1.3；铍和铝的电负性几乎一样,一个是1.57,一个是1.61,硼的电负性是2.04,硅是1.9

氧分子键能较高（分子内存在两个双原子三电子大π键),不易断裂,故与氢气反应所需活化能大.
虽然氧气的氧化性比氯气大,但还是因为上述原因,氯气置换氧气在热力学上是可能的(高中阶段认为氯气与水反应只生成盐酸与次氯酸),实际上反应在光照下缓慢进行,溴与水的此反应更缓慢,而碘则不存在此反应(相反氧气能将单质碘置换出来)
别人那找来的

化合物的酸性主要取决于其解离出氢离子后留下的负离子（共轭碱）的结构的稳定性
影响负离子的稳定性的因素如下：
1 中心原子的电负性 中心原子是指与酸性氢直接相连的原子,如几种酸的中心原子处于元素周期表的同一周期,它们的电负性增大,原子核对负电荷的束缚力加大,使这些负电荷的稳定性增大 酸性增强
2 中心原子的原子半径 如中心原子处于元素周期表同一主族,比如你说的硫醇的硫和醇的氧,原子半径增大,有利于负电荷的分散 与质子结合的倾向减少,使负离子的稳定性增大,相应的酸性增强
带电体的稳定性随电荷的分散而增大,这是个重要规律.