课件44张PPT。第一单元 原子核外电子的运动 1.进一步认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。
2.了解原子核外电子的运动状态。
3.了解原子核外电子排布所遵循的原理，知道原子轨道能量顺序。
4.能用电子排布式表示1号～36号元素原子的核外电子排布。
5.知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。一、人类对原子结构的认识
哪一种理论能够成功地解释氢原子的发光问题？
如何形象地描述原子核外电子的运动状态？1.原子结构模型的演变 原子结
构模型科学家主要内容及含义科研
手段 有核
模型卢瑟福
英国
(1911)α粒子
散射实验原子的质量主要集中在原子
核上，电子在原子核外空间
做高速运动玻尔
原子
结构
模型 玻尔
丹麦
(1913)氢原子
光谱(1)原子核外电子在一系列稳定
的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量
(2)不同的原子轨道具有不同的
能量，原子轨道的能量变化
是不连续的
(3)原子核外电子可以在能量不
同的轨道上发生跃迁2.电子云
(1)含义：用小黑点代表电子在核外空间区域内出现的
_____,用小黑点的_____描述电子在原子核外某一区域
_________的大小所得到的图形。
(2)规律：运动区域距离核近,电子出现的机会___；运动
区域距离核远,电子出现的机会___。机会疏密出现机会大小二、核外电子运动的特征
原子核外同一个电子层上的电子的能量都相同吗？
怎样描述电子在核外的运动状态？
1.电子层划分标准电子的能量差异和主要运动区域不同取值符号能量高低离核远近1234567KLMNOPQ低→高近→远2.原子轨道 含义用量子力学描述电子在原子核外空间运动的
主要区域符号数目形状spdf1357球形纺锤形形状较复杂3.自旋运动
原子核外电子有___种不同的自旋状态,通常用“___”和“↓”表示。两↑三、原子核外电子的排布
氮原子的2p轨道上有3个电子，它们3个在2p轨道上如何
排布？
钙原子的核外电子排布为什么是2，8，8，2，而不是2，
8，9，1呢？1.核外电子排布遵循的三个原理 能量最低原理 原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利不相容原理 每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。 洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个轨道
上排布时，电子尽可能分占不同的原
子轨道，且自旋状态相同。2.两种表示方法
(1)电子排布式(以氢为例)。 电子数电子层原子轨道(2)轨道表示式。自旋状态相反轨道电子轨道1.电子云中的每一个小黑点都表示一个电子。( )
分析：电子云中的小黑点的疏密代表电子在此区域出现的几率的大小，不代表真实的电子。
2.原子轨道是原子核外的具有确定半径的圆。( )
分析：原子轨道只是核外电子运动的一个区域。
3.电子层数n值越大，原子轨道的能量越高。( )
分析：n值越大，原子轨道的能量越高，但是从第3层开始出现原子轨道交错现象，比如E(3d)＞E(4s)。 ×××4.24号元素铬原子的电子排布式为：
1s22s22p63s23p64s13d5。( )
分析：电子进入原子轨道的顺序符合能量最低原理，排满3p轨道后先填充4s轨道，排满4s轨道再填充3d轨道。但是在书写电子排布式时却要将电子层数相同的轨道书写在一起，正确的是1s22s22p63s23p63d54s1。
5.轨道表示式比电子排布式更能准确地表示核外电子的运动状态。( )
分析：轨道表示式不仅能表示电子在核外各电子层上的排布规律，还能表示出电子在原子轨道上的排布情况。×√6.钾元素原子的轨道表示式为：
。( )
分析：根据能量最低原理，钾原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p64s1，根据洪特规则知同一轨道中的两个电子的自旋状态相反，故钾原子的轨道表示式应为：
。×一、电子层和原子轨道
1.电子层和原子轨道的关系 2.不同原子轨道的能量大小关系 【特别提醒】(1)电子层和原子轨道共同决定了轨道的能
量，判断原子轨道的能量大小时既要考虑电子层又要考虑
轨道类型。
(2)第n电子层上的原子轨道数为n，因此最多容纳的电子
数为2n2。 ﹒﹒【典例1】下列有关认识正确的是( )
A.各原子轨道中的轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、 3、5、7
B.各电子层的原子轨道都是从s轨道开始至f轨道结束
C.各电子层含有的轨道数为n-1
D.各电子层含有的电子数为2n2个 【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)同一电子层根据能量的不同可分成不同的轨道。
(2)每一电子层中轨道个数等于该电子层的电子层序数。第一电子层只有s轨道，第二电子层只有s和p轨道，依次类推。
【解析】选A。各电子层的轨道数等于其所处的电子层序数，即当n=1时，它只有一个s轨道，当n=2时，它有两个轨道，s轨道和p轨道，所以B、C均错误。每个电子层最多容纳的电子数为2n2个,而不是每个电子层含有的
电子数一定为2n2个,D错误。【变式备选】下列电子层中，原子轨道的数目为4的是( )
A.K层 B.L层 C.M层 D.N层
【解析】选B。第n电子层中，原子轨道的数目为n2，因此原子轨道数目是4的电子层序数为2，为L层。二、基态原子核外电子排布规律
1.能量最低原理
能量最低原理即电子尽量先占据能量低的轨道,然后进入能量较高的轨道,使整个原子的能量处于最低状态。(1)基态原子核外电子进入原子轨道的顺序：(2)能量交错现象：
原子中的价电子在外层排布时存在原子轨道能量交错现象。如E4s2.泡利不相容原理
一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,且这两个电子的自旋状态相反。
3.洪特规则
(1)原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。(2)洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和
d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的
能量较低，原子较稳定。
【特别提醒】
(1)比较不同轨道的能量时，要注意轨道能量交错现象；
(2)核外电子在排布时三条原理要兼顾，不可顾此失彼，同
时要注意洪特规则特例：当原子轨道为全空、半充满或全
充满时，这些状态下总的电子云的分布是空间对称的，原
子体系的能量低，原子的电子排布最稳定。(3)在书写电子排布式时直接写电子排布式若有困难，可先写出原子的原子结构示意图，再据此写出电子排布式，如 【典例2】根据原子核外电子排布的轨道能量顺序图，写出下列原子或离子的核外电子排布式。
(1)O_________；(2)Ca__________；(3)S2-___________；(4)Cr_________；(5)Al3+ _________ 。【思路点拨】解答本题时要注意以下三点：
(1)s、p、d、f……依次有1、3、5、7……个轨道,最多容纳电子数为2、6、10、14……
(2)明确核外电子排布式要遵循能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则。
(3)注意1号～36号元素中的洪特规则的两个特例：
和 。【解析】氧原子有8个电子，按1s、2s、2p顺序填充电子：
1s22s22p4；钙原子有20个电子，由于E(4s)＜E(3d)，出现
轨道能量交错，按1s、2s、2p、3s、3p、4s顺序填充为
1s22s22p63s23p64s2；硫原子有16个电子， 按1s、2s、2p、
3s、3p顺序填充为1s22s22p63s23p4,S2-为硫原子得到2个电
子后形成，故3p轨道上填充6个电子，即其核外电子排布式为1s22s22p63s23p6；铬原子有24个电子，3d与4s轨道产生交错，按1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d顺序填充为1s22s22p63s23p63d54s1；Al共有三个电子层，失去三个电子形成Al3+,其电子排布式为1s22s22p6。
答案：(1)1s22s22p4
(2)1s22s22p63s23p64s2
(3)1s22s22p63s23p6
(4)1s22s22p63s23p63d54s1
(5)1s22s22p6【解题流程】
离子的电子排布式的书写流程
离子的电子排布式在书写时应以原子的电子排布式为基础，首先根据构造原理，写出相应原子的电子排布式，再根据原子得失电子的情况作出相应的调整，写出相应离子的电子排布式。比如，钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1，当它失去1个电子时就变成钠离子，其电子排布式就变成1s22s22p6。【变式训练】下列原子或离子的电子排布式正确的是______，违反能量最低原理的是_______，违反洪特规则的是_______，违反泡利不相容原理的是________。
①Ca2+：1s22s22p63s23p6
②F-：1s22s23p6
③P：
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2+：1s22s22p6
⑦C：【解析】根据核外电子排布规律②中错误在于电子排完2s
轨道后应排2p轨道而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；
③中没有遵循洪特规则——电子在能量相同的轨道上排布
时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同，正确的
应为： ；④中忽略了能量相同的原子轨道在半充
满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为：
1s22s22p63s23p63d54s1。⑤和⑥正确，⑦违反泡利不相容原
理，所以应为C： 。
答案：①⑤⑥ ② ③④ ⑦三、核外电子排布的表示方法原 子
结 构
示意图意义将每个电子层上的电子总数
表示在原子核外的式子 实例S：电 子
排布式意义用数字在轨道符号右上角标明该轨道
上排布的电子数,这就是电子排布式 实例S：1s22s22p63s23p4简 化
电 子
排布式意义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把
内层电子达到稀有气体结构的部分用相
应稀有气体的元素符号外加方括号表示实例S：［Ne］3s23p4外 围
电 子
排布式意义实例主族元素的外围电子指最外层电子，
最外层电子排布式即外围电子排布式S：3s23p4轨 道
表示式意义实例每个方框代表一个原子轨道，
每个箭头代表一个电子S：【特别提醒】(1)上述五种表示核外电子排布的方法中，轨
道表示式最能反映电子的排布情况。
(2)要注意五种核外电子排布方法的联系，特别是与比较熟
悉的原子结构示意图去相互印证。
(3)核外电子排布可以用核外电子排布式、简化电子排布
式、轨道表示式、外围电子排布式来表示，其中电子排布
式是书写其他几种表示式的前提。 【典例3】按要求填空：
(1)Cu的原子结构示意图为___________________。
(2)P的外围电子排布式为____________________。
(3)Fe的电子排布式为_______________________。
(4)N的轨道表示式为________________________。
(5)X元素的外围电子排布式是4s24p5，X的元素符号是______。
【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)根据核外电子排布式快速地转化为原子结构示意图。
(2)主族元素的外围电子即为最外层电子。【解析】本题主要考查核外电子排布的常用表示方法，电子
排布式应是这些方法的基础。Cu的电子排布式是1s22s22p63s2 3p63d104s1，所以其原子结构示意图是 ；P的外围电
子排布式为3s23p3；Fe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；
N的电子排布式为1s22s22p3，所以其轨道表示式是
。X元素出现了4p层，说明3d层已经排
满，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，原子序数是
35，为Br。答案：(1)
(2)3s23p3
(3)1s22s22p63s23p63d64s2
(4)
(5)Br【延伸探究】
(1)题干(2)中P的未成对电子有几个？
提示：3个，3p轨道中有3个电子，根据洪特规则，电子要分占尽可能多的轨道，所以这3个电子都未成对。
(2)为什么Fe3+的稳定性强于Fe2+？
提示：当铁原子失去3个电子后，3d轨道有5个电子，是半充满状态，体系能量低，比较稳定。【警示钟】
Cu的电子排布规律
铜的核外电子排布遵循洪特规则特例，因此其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1而不是
1s22s22p63s23p63d94s2。 【变式备选】某元素的原子获得能量后的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素的原子获得能量前的电子排布式为________；轨道表示式为_________；外围电子排布式为__________；该元素的元素符号是___________。
【解析】该元素的核外电子数为16，所以是16号元素硫，其电子排布式为1s22s22p63s23p4，由此可以得出该元素核外电子的其他表示方式。
答案：1s22s22p63s23p4
3s23p4 S 课件47张PPT。第二单元 元素性质的递变规律1.进一步理解元素周期律。
2.理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。
3.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。
4.了解电离能和电负性的简单应用。一、核外电子排布的周期性变化
同主族元素的外围电子排布有什么共同点？
同一周期元素的原子核外电子排布有什么规律？1.主族元素核外电子排布和元素性质的周期性变化主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA外围电子
排布式ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5最高正
化合价+1+2+3+4+5+6+7最低负
化合价-4-3-2-1性
质
递
变
规
律化
合
价同主族最高正价相同，且等于主族序数同周期最高正价逐渐升高，从+1递增到+7金属性
非金属
性同主族从上到下，金属性逐渐增强，
非金属性逐渐减弱同周期 从左到右，金属性逐渐减弱，
非金属性逐渐增强原子
半径同主族从上到下，原子半径逐渐增大同周期从左到右，原子半径逐渐减小2. 1～6周期元素的外围电子排布 二、元素第一电离能的周期性变化
1.什么是电离能？随着原子序数的递增，元素的第一电离
能有什么变化规律？
2.电离能有哪些方面的应用？
1.概念
元素的_____原子失去_________形成+1价___________所需
的_____能量。
2.含义
衡量元素的气态原子失去一个电子的_________，第一电离
能数值越___，原子越容易失去一个电子，第一电离能数值
越___，原子越难失去一个电子。气态一个电子气态阳离子最低难易程度小大3.变化规律三、元素电负性的周期性变化
1.电负性与元素的金属性和非金属性有什么关系？
2.应用电负性能判断元素的哪些性质？定义用来衡量元素在化合物中吸引电子
能力的物理量衡量标准F—4.0递
变
规
律同周期自左到右，元素原子的电负性逐渐变大同主族自上到下，元素原子的电负性逐渐变小应用判断大多数金属和非金属电负性非金属金属判断化学键的类型两元素电负性之差主要形成离子键主要形成共价键>1.8<1.8>1.7<1.71.元素的外围电子就是其最外层电子。( )
分析：不正确。外围电子又叫价电子，指的是可参与成键的电子。主族元素的外围电子就是最外层电子，但过渡元素的外围电子不仅包括最外层电子，有的还包括部分次外层电子，甚至部分倒数第三层电子。
2.主族元素的最高正价都等于主族序数。( )
分析：氟元素没有正化合价，此规律不适用于所有主族元素。××3.周期表中电负性最大的元素在元素周期表的右上角。( )
分析：同周期中从左到右，电负性逐渐增强，同主族从上到下，电负性逐渐减弱，由此可见，电负性最大的元素在元素周期表的右上角。
4. M(g) M2＋(g)＋2e-所需能量是第一电离能。( )
分析：由第一电离能概念知M (g) M＋(g)＋e-，所需能量为第一电离能，而不是失去2个e-所需要的能量。 √×一、原子核外电子排布和元素周期表
1.族的划分和元素的外围电子排布 2.周期表中元素和核外电子排布的递变 3.元素周期表的分区和核外电子排布
(1)分区。(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点。分 区元素分布外围电子排布元素性质特点S 区ⅠA、ⅡA族ns1～2除氢外都是活
泼金属元素P 区ⅢA族～
ⅦA族、0族 ns2np1～6
(He除外)最外层电子参与反应
(0族元素一般不考虑)分 区元素分布外围电子
分 布元素性质特点d 区ⅢB族～ⅦB族、
Ⅷ族(镧系、
锕系除外)(n-1)d1～9ns1～2
(Pd除外)d轨道也不同程度地
参与化学键的形成ds 区ⅠB族、ⅡB族(n-1)d10ns1～2金属元素f 区镧系、锕系(n-2)f0～14
(n-1)d0～2ns2 镧系元素化学性
质相近，锕系元
素化学性质相近 【特别提醒】
(1)由元素的电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式均可以推测出该元素在周期表中所在的周期和族；
(2)由主族元素在周期表中的位置可以推断元素原子核外的电子层数以及最外层电子数；
(3)如果取消族序数，按由左至右的顺序将元素周期表标为18列，那么，ⅠA、ⅡA族分别为第1、2列，ⅢA～ⅦA族分别对应13～17列，ⅠB、ⅡB族分别对应第11、12列，ⅢB～ⅦB分别对应第3～7列，Ⅷ族对应第8、9、10列，0族对应第18列。巧合的是，13～17列元素所在列的个位数与元素的主族序数相一致。【典例1】A、B、C、D、E代表五种元素，请填空：
(1)A元素基态原子的最外层有３个未成对电子，次外层有两个电子，Ａ元素的轨道表示式是_________。
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为_________，C的元素符号为___________。
(3)D元素的正三价离子的3d轨道为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的外围电子排布式为_________。(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，其基态原子的电子排布式为________，在周期表中的位置是__________。
【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)抓住电子排布的特点，熟练掌握原子核外电子排布的表示方法。
(2)可以根据原子序数和核外电子排布来确定元素在周期表中的位置。【解析】(1)由A元素基态原子的次外层有两个电子，说明次外层是K层，则共有2层，最外层有3个未成对电子，所以最外层电子排布为2s22p3，核电荷数是7，为氮元素。
(2)氩是18号元素，故B为17号元素Cl，C为19号元素K。
(3)D元素的正三价离子的3d轨道为半充满，则D元素的正三价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，电子总数为23，故D原子的电子总数为26，因此D是铁元素，符号为Fe，基态原子的外围电子排布式为3d64s2。(4)E元素核外电子数为2+8+18+1=29，故E是铜元素，
符号为Cu，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，位于第4周期ⅠB族。
答案：(1)
(2)Cl K (3)Fe 3d64s2
(4)1s22s22p63s23p63d104s1 第4周期ⅠB族【方法技巧】元素位置和结构的互推方法
1.原子结构和元素在周期表中的位置的互推
(1)电子层数=周期数。
(2)主族元素的最外层电子数=族序数。
(3)主族元素的最高正价(O、F除外)=族序数=8-|最低负价|。
2.依据元素的原子序数推断元素在周期表中的位置
依据核外每个电子层最多排布电子规律、每个周期元素种数，推出稀有气体的原子序数，结合周期表中各纵
行的排列规律，确定未知元素所在的周期及族。【变式训练】某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和外围电子排布式均正确的是( )
A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5
C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3
【解析】选A。由于该元素为主族元素，外围电子数=主族序数，故外围电子数为5，排除B项，又因周期数=电子层数，排除D，由元素在周期表中的位置可知：元素的外围电子排布式为：4s24p3，电子排布式为1s22s22p63s23p63d10 4s24p3，为33号元素砷，故A项正确。二、电离能的规律及其应用
1.第一电离能
(1)同周期元素,自左至右,第一电离能总体上呈现出从小到大的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。
(2)同主族元素,自上而下,第一电离能逐渐减小,表示元素原子越来越易失去电子。
(3)过渡元素的第一电离能变化不太规则,随原子序数的递增从左至右略有增加。2.电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
(2)确定元素在化合物中的化合价。
(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。
【特别提醒】(1)第一电离能与元素的金属性有区别。第一电离能指的是气态原子失去电子需要的能量高低，但是金属性一般指的是金属元素的原子在溶液中的失电子能力。(2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA 族的B、Al、Ga的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而ⅤA 族元素的最外层电子排布为ns2np3，为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 【典例2】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是__________，各周期中E值的这种变化特点体现了元素性质的_______变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是______(填写编号)。
①E(砷)>E(硒) ②E(砷)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)(4)10号元素E值较大的原因是___________。
【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)电离能表示原子失电子能力强弱。
(2)电离能的大小与原子核外电子排布有密切的关系。
【解析】此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；从H到He；Li到Ne；从Na到Ar，均呈现明显的周期性变化。(2)从第2、3周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)(4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。 答案：(1)随着原子序数增大，E值变小 周期性
(2)①③ (3)485 738 (4)10号元素为氖，该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构【延伸探究】
(1)图中所给的主族元素中E值最大的元素是什么？
提示：主族元素中第一电离能最大的为F。
(2)若Na的第二、第三电离能为：4 562 kJ·mol-1、
6 912 kJ·mol-1，则Na的常见化合价是多少？
提示：Na的前三级电离能分别为496 kJ·mol-1、
4 562 kJ·mol-1、6 912 kJ·mol-1，第一电离能与第二电离能差别较大，故Na常见的化合价为+1价。 【误区警示】利用第一电离能的变化解决问题时的注意事项
同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，原因是核电荷数增多，而电子层数不变，原子核对核外电子的吸引力增大；由于第一电离能与原子核外电子排布有关，所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象。 【变式备选】根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol-1)，回答各题(1)在周期表中，最可能处于同一族的是( )
A.Q和R B.S和T C.T和U D.R和U
(2)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是( )
A.RCl B.SCl3 C.TCl2 D.UCl4
(3)S元素最可能是( )
A.s区元素 B.p区元素
C.d区元素 D.ds区元素
(4)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是( )
A.硼 B.铍 C.锂 D.氦【解析】从图可以看出： Q元素第一电离能大，第二、三电离能也较大，但相差不大，应具有稳定结构；R元素第一电离能较小，而第二、三电离能较大，相差不大，可能为+1价；S元素第一、二电离能相差不大，可能为+2价；T元素第一、二、三电离能相差不大，而与第四电离能相差较大，最外层可能有3个电子；U元素第一电离能较小，而第二、三电离能较大，且第二、三电能离相差不大，单电子活泼。R和U都在I1到I2处发生突变，所以两者的主要化合价都为+1价，为同一主族元素。
答案：(1)D (2)A (3)A (4)D三、电负性的规律及其应用
1.判断元素的金属性和非金属性及其强弱
(1)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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。2.判断元素的化合价
(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
(2)电负性数值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.判断化学键的类型
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 【特别提醒】(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱。
(2)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。
(3)并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如：H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。 【典例3】已知元素的某种性质“x”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的x的数值：试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的x差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断MgF2中的化学键类型是_______。
(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的x的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系_____________；简述第2周期元素(除惰性气体外)的x的数值大小与原子半径之间的关系___________________。(3)请你预测Br与I元素的x数值的大小关系___________。
(4)某化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于___________原子(填元素符号)。
【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)根据题目中电负性差值的信息判断化学键的类型。
(2)电负性是指原子对成键电子的吸引能力。【解析】Mg的电负性数值是1.2，F是4.0，差值是2.8，所以该化合物中的化学键为离子键。x为电负性，电负性的数值越大，非金属性越强，电负性的数值越小，金属性越强，其递变规律为：同周期主族元素，从左往右电负性依次增大；同主族元素，从上往下电负性依次减小，再由原子半径的递变规律可得正确结论。
答案：(1)离子键
(2)元素x的数值越大，元素的非金属性越强(或元素x的数值越小，元素的金属性越强) 原子半径越小，
x的数值越大
(3)Br大于I (4)N【延伸探究】
(1)由上题中所给数据试推断上述元素中属于金属元素的是哪些，非金属元素的有哪些？
提示：金属元素和非金属元素的电负性数值一般以1.8为界，大于1.8的为非金属元素，小于1.8的为金属元素，所以，上述元素中金属元素有Li、Be、Na、Mg、Al，其余的为非金属元素。
(2)根据上表，同周期中元素的电负性如何变化？
提示：由上表可知，同周期元素，从左到右元素的电负性逐渐增大。
