2024年3月6日发(作者：抄萍)

第3节 元素性质及其变化规律

第1课时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律

发 展 目 标

1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。

2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。

3.了解元素周期律的应用价值。

一、原子半径及其变化规律

1．影响因素

2．变化规律

规律 原因

增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用

电子层数的影响大于核电荷增加的影响

增加的电子都排布在(n－1)d轨道同周期过渡元素原子半径逐渐减小，但上，不同元素原子的外层电子(ns)受(从左到右) 变化幅度不大 到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大

3.应用

利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。

体 系 构 建

同周期元素(从左原子半径逐渐减小(除稀到右)

同主族元素(自上而下)

有气体元素外)

原子半径逐渐增大

电子层数相同(1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层核电荷数增大电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。

价电子数相同(2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外电子层数增多层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。

(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。

二、元素的电离能及其变化规律

1．电离能

(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。

(2)符号：I，单位：kJ·mol－1。

2．电离能的分类

第一电离能I1第二电离能I2＋＋M(g)――――――→M(g)――――――→M2(g)

失去1个e－失去1个e－第三电离能I3――――――→M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。

失去1个e－3．电离能的意义

(1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。

(2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。

(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。

4．递变规律

(1)

(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。

5．影响因素

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(√)

(2)电子层数越多，原子半径越大。(×)

(3)同一周期的离子半径也是从左到右逐渐减小。(×)

(4)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。

(×)

(5)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。

(√)

2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是( )

A．1s22s22p3

C．1s22s22p63s23p1

B．1s22s22p1

D．1s22s22p63s23p4

C[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。]

3．下列关于电离能的说法正确的是( )

A．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强

B．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价

C．Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同

D．同一原子的电离能大小I1＞I2＞I3

A[B项，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋2价；C项，Na原子在基态和激发态时失去1个电子所需能量不相同；D项，对同一原子的电离能来说I1

微粒半径大小规律

(素养养成——宏观辨识与微观探析)

1．原子半径的大小受哪些因素影响？

提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。

2．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？

提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。

影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：

微粒特点

同周期元素

比较方法

核电荷数越大，半径越小

核电荷数越大，半径越大

一般电子层数越多，半径越大

核电荷数越大，半径越小

通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物

价态越高，

半径越小

r(Fe)>r(Fe2＋)>

r(Fe3＋)、

r(H－)>r(H)>r(H＋)

r(Al3＋)

r(S)>r(C)

r(F)

r(Na)>r(Mg)>r(Al)

实例

原子 同主族元素

多数原子

具有相同

电子层结构

离子

电子数和

核电荷数

均不同

同种元素的

原子和离子

r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)

微点拨：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

【例1】 下列微粒半径大小比较正确的是( )

A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－

B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋

C．Na＜Mg＜Al＜Si

D．Cs＜Rb＜K＜Na

B[A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞Na。]

原子半径的大小可依据元素周期表同主族、同周期递变规律进行比较；对核外电子层结构相同的单核粒子或质子数相同的不同单核粒子的半径大小的比较，应从原子核对其最外层上电子的吸引力大小入手，进而比较其半径大小关系。

1．已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是( )

A．C＞D＞B＞A

C．D＞C＞A＞B

B．A＞B＞C＞D

D．A＞B＞D＞C

D[电子层结构相同的离子An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－，阳离子在阴离子的下一周期，则原子序数大小顺序是B>A>C>D，一般来说，电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，C、D处于同一周期，原子半径：D>C；A、B处于同一周期，原子半径：A>B，故原子半径大小顺序是A>B>D>C，D正确。]

2．下列关于微粒半径的说法正确的是( )

A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径

B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同

C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大

D．原子序数越大，原子半径越大

C[由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径。原子序数越大，原子半径不一定越大，对于同周期主族元素(稀有气体除外)，原子序数越大，原子半径越小。]

电离能变化规律及其应用

(素养养成——证据推理与模型认知)

元素

电离能(kJ·mol)

第一电离能

第二电离能

第三电离能

第四电离能

－1钠

496

4 562

6 912

9 540

镁

738

1 451

7 733

10 540

铝

577

1 817

2 745

11 578

1.试用原子结构知识解释Mg比Al的第一电离能大的原因。

提示：Mg的电子排布式为1s22s22p63s2；Al的电子排布式为1s22s22p63s23p1，Mg的3p轨道处于全空状态，3s轨道处于全充满状态，相对稳定，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能。

2．为什么钠元素的常见价态为＋1价，镁元素的为＋2价，铝元素的为＋3价？化合价与原子结构有什么关系？

提示：钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说，I2≫I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不易再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为＋1价；同理分析镁和铝。

1．影响电离能的因素

电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。

(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。

(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。

(3)电子构型是影响电离能的第三个因素

某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素(He除外)原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。

2．逐级电离能

(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为

M(g)===M＋(g)＋e－I1(第一电离能)；

M＋(g)===M2＋(g)＋e－I2(第二电离能)；

M2＋(g)===M3＋(g)＋e－I3(第三电离能)

……

(2)变化规律

①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2、I4>I3……In＋1>In。

②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)496、4 562、6 912，在I1和I2之间发生突变。

3．电离能的应用

(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般

地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。

(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价

元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。

(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因

金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。

由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496 kJ·mol－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590

kJ·mol－1、1 145 kJ·mol－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。

【例2】 根据下列五种主族元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。

元素符号

Q

R

S

T

V

I1

2 080

500

740

580

420

I2

4 000

4 600

1 500

1 820

3 100

I3

6 100

6 900

7 700

2 750

4 400

I4

9 400

9 500

10 500

11 600

5 900

(1)在元素周期表中，最有可能处于同一族的是_____________________。

A．Q和R B．S和T C．T和V D．R和T E．R和V

(2)它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是______________________。

A．QCl2 B．RCl C．SCl3 D．TCl E．VCl4

(3)下列元素，最有可能与Q元素位于同一族的是______________________。

A．硼 B．铍 C．锂 D．氢 E．氦

(4)在这5种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是________。

A．Q B．R C．S D．T E．V

[解析]各级电离能发生突变的情况是

R：I2≫I1，S：I3≫I2，T：I4≫I3，V：I2≫I1，

它们通常在化合物中的化合价分别为＋1、＋2、＋3、＋1。Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多，最有可能是稀有气体元素。

(1)五种元素中，只有R和V电离能发生突变的情况相同。

(2)Q可能是稀有气体元素，其他元素的氯化物的化学式可能是RCl，SCl2，TCl3，VCl。

(3)Q可能是稀有气体元素，与氦都位于0族。

(4)第一电离能越小，元素的金属性越强，越易形成离子化合物，V的第一电离能最小。

[答案](1)E (2)B (3)E (4)E

[借题发挥]

根据表中的数据，你认为V最可能是前四周期的哪种元素。

提示：钾元素。因为V易形成＋1价化合物，所以是ⅠA族的元素；因为最少有四个电子，所以排除了氢元素和锂元素，又因为R也易形成＋1价化合物，也是ⅠA族的元素，且第一电离能大于V，所以前四周期V只能是钾元素。

由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。

1．下列各组元素中，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序

排列的是( )

A．K、Na、Li

C．N、O、C

B．Al、Mg、Na

D．Cl、S、P

A[B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C＞N＞O，第一电离能：N＞O＞C。]

2．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。

(1)比较电离能：①I1(A)________I1(B)(填“>”或“<”，下同)，②I1(B)________I1(He)。

(2)通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：

①用原子结构的观点进行解释：___________________________________

______________________________________________________________。

②用电离能的观点进行解释：____________________________________

______________________________________________________________。

(3)写出D跟水反应的离子方程式：_______________________________。

[解析]由s能级最多能容纳2个电子和B原子最外层电子排布式为nsx＋1npx＋3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。

[答案](1)①＜ ②＜ (2)＋1 ①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子 ②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子

(3)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑

如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。

1．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？

提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金

属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。

2．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？

提示：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例)，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。

通过本情境素材中电离能变化规律及其原因解释，提升了“证据推理与模型认知”的学科素养，培养了“发现问题，解决问题”的能力。

1．下列微粒半径依次增大的是( )

A．同一主族元素随着原子序数的递增

B．同一周期的元素随着原子序数的递增

C．Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－

D．P、S、S2－、Cl－

A[依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A项正确；一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。]

2．(素养题)已知下列元素的原子半径：

原子

半径r/10－10m

N

0.75

S

1.02

O

0.74

Si

1.17

根据以上数据，磷原子的半径可能是( )

A．0.8×10－10m

C．1.20×10－10m

B．1.10×10－10m

D．0.7×10－10m

B[磷元素在第3周期中硫元素和硅元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10m之间，故B项正确。]

3．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )

①3p轨道上只有一对成对电子的原子

②外围电子排布为3s23p6的原子

③其3p轨道为半充满的原子

④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同

A．①②③④

C．②③①④

B．③①②④

D．②④①③

C[本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第3周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)＞I1(S)。]

4．下列关于电离能的理解中错误的是( )

A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度

B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子

C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量

D．电离能跟金属活动性顺序是对应的

D[电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B对；C为第二电离能的定义，C对；D中，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应，如Na和Ca，因为二者所对应的条件不同。]

5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)

序号

电离能

序号

I1

7.644

I7

I2

15.03

I8

I3

80.12

I9

I4

109.3

I10

I5

141.2

I11

I6

186.5

…

电离能

224.9 266.0 327.9 367.4 1 761

…

(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)。

(2)上述11个电子分属________个电子层。

(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。

(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。

(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”或“弱”)。

[解析] (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。

(2)据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。

(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。

(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。

(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。

[答案] (1)小 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2 (5)弱

2024年3月6日发(作者：抄萍)

第3节 元素性质及其变化规律

第1课时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律

发 展 目 标

1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。

2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。

3.了解元素周期律的应用价值。

一、原子半径及其变化规律

1．影响因素

2．变化规律

规律 原因

增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用

电子层数的影响大于核电荷增加的影响

增加的电子都排布在(n－1)d轨道同周期过渡元素原子半径逐渐减小，但上，不同元素原子的外层电子(ns)受(从左到右) 变化幅度不大 到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大

3.应用

利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。

体 系 构 建

同周期元素(从左原子半径逐渐减小(除稀到右)

同主族元素(自上而下)

有气体元素外)

原子半径逐渐增大

电子层数相同(1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层核电荷数增大电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。

价电子数相同(2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外电子层数增多层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。

(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。

二、元素的电离能及其变化规律

1．电离能

(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。

(2)符号：I，单位：kJ·mol－1。

2．电离能的分类

第一电离能I1第二电离能I2＋＋M(g)――――――→M(g)――――――→M2(g)

失去1个e－失去1个e－第三电离能I3――――――→M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。

失去1个e－3．电离能的意义

(1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。

(2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。

(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。

4．递变规律

(1)

(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。

5．影响因素

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(√)

(2)电子层数越多，原子半径越大。(×)

(3)同一周期的离子半径也是从左到右逐渐减小。(×)

(4)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。

(×)

(5)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。

(√)

2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是( )

A．1s22s22p3

C．1s22s22p63s23p1

B．1s22s22p1

D．1s22s22p63s23p4

C[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。]

3．下列关于电离能的说法正确的是( )

A．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强

B．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价

C．Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同

D．同一原子的电离能大小I1＞I2＞I3

A[B项，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋2价；C项，Na原子在基态和激发态时失去1个电子所需能量不相同；D项，对同一原子的电离能来说I1

微粒半径大小规律

(素养养成——宏观辨识与微观探析)

1．原子半径的大小受哪些因素影响？

提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。

2．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？

提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。

影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：

微粒特点

同周期元素

比较方法

核电荷数越大，半径越小

核电荷数越大，半径越大

一般电子层数越多，半径越大

核电荷数越大，半径越小

通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物

价态越高，

半径越小

r(Fe)>r(Fe2＋)>

r(Fe3＋)、

r(H－)>r(H)>r(H＋)

r(Al3＋)

r(S)>r(C)

r(F)

r(Na)>r(Mg)>r(Al)

实例

原子 同主族元素

多数原子

具有相同

电子层结构

离子

电子数和

核电荷数

均不同

同种元素的

原子和离子

r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)

微点拨：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

【例1】 下列微粒半径大小比较正确的是( )

A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－

B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋

C．Na＜Mg＜Al＜Si

D．Cs＜Rb＜K＜Na

B[A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞Na。]

原子半径的大小可依据元素周期表同主族、同周期递变规律进行比较；对核外电子层结构相同的单核粒子或质子数相同的不同单核粒子的半径大小的比较，应从原子核对其最外层上电子的吸引力大小入手，进而比较其半径大小关系。

1．已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是( )

A．C＞D＞B＞A

C．D＞C＞A＞B

B．A＞B＞C＞D

D．A＞B＞D＞C

D[电子层结构相同的离子An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－，阳离子在阴离子的下一周期，则原子序数大小顺序是B>A>C>D，一般来说，电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，C、D处于同一周期，原子半径：D>C；A、B处于同一周期，原子半径：A>B，故原子半径大小顺序是A>B>D>C，D正确。]

2．下列关于微粒半径的说法正确的是( )

A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径

B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同

C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大

D．原子序数越大，原子半径越大

C[由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径。原子序数越大，原子半径不一定越大，对于同周期主族元素(稀有气体除外)，原子序数越大，原子半径越小。]

电离能变化规律及其应用

(素养养成——证据推理与模型认知)

元素

电离能(kJ·mol)

第一电离能

第二电离能

第三电离能

第四电离能

－1钠

496

4 562

6 912

9 540

镁

738

1 451

7 733

10 540

铝

577

1 817

2 745

11 578

1.试用原子结构知识解释Mg比Al的第一电离能大的原因。

提示：Mg的电子排布式为1s22s22p63s2；Al的电子排布式为1s22s22p63s23p1，Mg的3p轨道处于全空状态，3s轨道处于全充满状态，相对稳定，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能。

2．为什么钠元素的常见价态为＋1价，镁元素的为＋2价，铝元素的为＋3价？化合价与原子结构有什么关系？

提示：钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说，I2≫I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不易再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为＋1价；同理分析镁和铝。

1．影响电离能的因素

电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。

(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。

(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。

(3)电子构型是影响电离能的第三个因素

某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素(He除外)原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。

2．逐级电离能

(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为

M(g)===M＋(g)＋e－I1(第一电离能)；

M＋(g)===M2＋(g)＋e－I2(第二电离能)；

M2＋(g)===M3＋(g)＋e－I3(第三电离能)

……

(2)变化规律

①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2、I4>I3……In＋1>In。

②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)496、4 562、6 912，在I1和I2之间发生突变。

3．电离能的应用

(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般

地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。

(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价

元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。

(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因

金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。

由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496 kJ·mol－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590

kJ·mol－1、1 145 kJ·mol－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。

【例2】 根据下列五种主族元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。

元素符号

Q

R

S

T

V

I1

2 080

500

740

580

420

I2

4 000

4 600

1 500

1 820

3 100

I3

6 100

6 900

7 700

2 750

4 400

I4

9 400

9 500

10 500

11 600

5 900

(1)在元素周期表中，最有可能处于同一族的是_____________________。

A．Q和R B．S和T C．T和V D．R和T E．R和V

(2)它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是______________________。

A．QCl2 B．RCl C．SCl3 D．TCl E．VCl4

(3)下列元素，最有可能与Q元素位于同一族的是______________________。

A．硼 B．铍 C．锂 D．氢 E．氦

(4)在这5种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是________。

A．Q B．R C．S D．T E．V

[解析]各级电离能发生突变的情况是

R：I2≫I1，S：I3≫I2，T：I4≫I3，V：I2≫I1，

它们通常在化合物中的化合价分别为＋1、＋2、＋3、＋1。Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多，最有可能是稀有气体元素。

(1)五种元素中，只有R和V电离能发生突变的情况相同。

(2)Q可能是稀有气体元素，其他元素的氯化物的化学式可能是RCl，SCl2，TCl3，VCl。

(3)Q可能是稀有气体元素，与氦都位于0族。

(4)第一电离能越小，元素的金属性越强，越易形成离子化合物，V的第一电离能最小。

[答案](1)E (2)B (3)E (4)E

[借题发挥]

根据表中的数据，你认为V最可能是前四周期的哪种元素。

提示：钾元素。因为V易形成＋1价化合物，所以是ⅠA族的元素；因为最少有四个电子，所以排除了氢元素和锂元素，又因为R也易形成＋1价化合物，也是ⅠA族的元素，且第一电离能大于V，所以前四周期V只能是钾元素。

由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。

1．下列各组元素中，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序

排列的是( )

A．K、Na、Li

C．N、O、C

B．Al、Mg、Na

D．Cl、S、P

A[B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C＞N＞O，第一电离能：N＞O＞C。]

2．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。

(1)比较电离能：①I1(A)________I1(B)(填“>”或“<”，下同)，②I1(B)________I1(He)。

(2)通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：

①用原子结构的观点进行解释：___________________________________

______________________________________________________________。

②用电离能的观点进行解释：____________________________________

______________________________________________________________。

(3)写出D跟水反应的离子方程式：_______________________________。

[解析]由s能级最多能容纳2个电子和B原子最外层电子排布式为nsx＋1npx＋3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。

[答案](1)①＜ ②＜ (2)＋1 ①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子 ②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子

(3)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑

如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。

1．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？

提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金

属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。

2．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？

提示：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例)，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。

通过本情境素材中电离能变化规律及其原因解释，提升了“证据推理与模型认知”的学科素养，培养了“发现问题，解决问题”的能力。

1．下列微粒半径依次增大的是( )

A．同一主族元素随着原子序数的递增

B．同一周期的元素随着原子序数的递增

C．Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－

D．P、S、S2－、Cl－

A[依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A项正确；一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。]

2．(素养题)已知下列元素的原子半径：

原子

半径r/10－10m

N

0.75

S

1.02

O

0.74

Si

1.17

根据以上数据，磷原子的半径可能是( )

A．0.8×10－10m

C．1.20×10－10m

B．1.10×10－10m

D．0.7×10－10m

B[磷元素在第3周期中硫元素和硅元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10m之间，故B项正确。]

3．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )

①3p轨道上只有一对成对电子的原子

②外围电子排布为3s23p6的原子

③其3p轨道为半充满的原子

④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同

A．①②③④

C．②③①④

B．③①②④

D．②④①③

C[本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第3周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)＞I1(S)。]

4．下列关于电离能的理解中错误的是( )

A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度

B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子

C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量

D．电离能跟金属活动性顺序是对应的

D[电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B对；C为第二电离能的定义，C对；D中，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应，如Na和Ca，因为二者所对应的条件不同。]

5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)

序号

电离能

序号

I1

7.644

I7

I2

15.03

I8

I3

80.12

I9

I4

109.3

I10

I5

141.2

I11

I6

186.5

…

电离能

224.9 266.0 327.9 367.4 1 761

…

(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)。

(2)上述11个电子分属________个电子层。

(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。

(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。

(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”或“弱”)。

[解析] (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。

(2)据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。

(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。

(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。

(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。

[答案] (1)小 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2 (5)弱