n的电负性比s大，是因为它们在元素周期表中的位置和电子排布不同。
电负性是指原子吸引电子的能力。在元素周期表中，电负性通常随着原子序数的增加而增加，并且在同一周期内，从左到右电负性逐渐增大。在第二周期中，n（氮）和s（硫）都位于同一周期，但它们的位置不同，这导致了电负性的差异。
氮（N）位于第二周期的第五位，它的电子排布是1s² 2s² 2p³，而硫（S）位于第六位，其电子排布是1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴。氮的外层电子数为5，而硫的外层电子数为6。
根据电子排布，氮的外层电子处于半充满状态（2p轨道），这种半充满状态具有较高的稳定性，因此氮原子对外层电子的吸引力更强。相比之下，硫的外层电子虽然更多，但由于其电子云距离原子核更远，且电子之间的排斥力更大，导致硫原子对外层电子的吸引力相对较弱。
此外，随着原子序数的增加，原子核对电子的吸引力也会增强，这是因为原子核中的质子数增加，导致核对电子的吸引力增强。在第二周期中，氮的原子序数为7，硫的原子序数为16。尽管硫的电子数更多，但硫原子核对电子的吸引力并没有氮原子强。
因此，综合以上因素，氮（n）的电负性比硫（s）大。
1. 电负性在化学键的形成和性质中起着重要作用，它可以帮助我们理解分子的极性和化学反应的倾向。
2. 在同一主族中，从上到下，电负性通常随着原子半径的增加而减小。
3. 电负性的差异是化学元素间相互作用和化合物形成的基础之一。
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