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第2课时 元素周期律
发 展 目 标 体 系 构 建
1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性
的递变规律。
2.通过原子半径、电离能、电负性递变规律的学习，建
立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型
解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径
1．影响因素
2．递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
分析微粒半径大小比较的关键是什么？
[提示] ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，
要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径
小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
二、电离能
1．电离能的概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
2．元素第一电离能变化规律
(1)对同一周期的元素而言， 第一种 ( 碱金属和氢 )元素的第一电离能最小， 最后一种 ( 稀有气体 )
元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示
元素原子越来越难失去电子。
(2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
3．电离能的应用可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电
子，元素金属性越强。
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电
子的吸引力越大。
2．衡量标准
以氟的电负性为4.0 和锂的电负性为1.0 作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
3．递变规律(一般情况)
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。
4．应用：判断金属性、非金属性强弱
1．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
(1)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大
(2)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价(×)
(3)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O
(4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小
2．下列各组元素各项性质的比较正确的是( )
A．第一电离能：B>Al>GaB．电负性：As>Se>Br
C．最高正价：F>S>Si D．原子半径：P>N>C
A [B、Al、Ga为同主族元素，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；As、
Se、Br 电负性大小顺序应为 Br>Se>As，B 项错误；F 无正化合价，C 项错误；原子半径：
P>C>N，D项错误。]
3．在下列横线上，填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。
(2)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子分别是________。
(3)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。
[解析] 一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，
故第三周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一
般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期
表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。
[答案] (1)Na Ar (2)N、P、As (3)F、Cs
电离能规律及其应用
前四周期元素第一电离能(I )的变化如图所示。
1
(1)据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，
np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能
比同周期相邻元素的要高。
(2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：
①为什么同一元素的电离能逐级增大？
②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3?
提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I ＜I ＜I ＜……这是由于原子失去一个电子
1 2 3
变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而
第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理 I ＞
3
I 、I ＞I ……I ＞I 。
2 4 3 n＋1 n
②Na的I 比I 小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所
1 2
以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I 和I 相差不多，而I 比I 小很多，所以Mg容易
1 2 2 3
失去两个电子形成＋2价离子；Al的I 、I 、I 相差不多，而I 比I 小很多，所以Al容易失去三个
1 2 3 3 4
电子形成＋3价离子。
1．逐级电离能(1)原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低
的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使
电离能越来越大。
(2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中
电离能有很大的差距。
2．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排布。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减
小，核对最外层电子的吸引力加大，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，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此
半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布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排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的
第一电离能在同周期元素中最大；第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，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的
元素的第一电离能大，出现反常。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如 Li：I ≪I S)。(4)根据“对角线规则”，Be 和 Al 的性质相似，
Be(OH) 为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。
2
[答案] (1)逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2)F Na 离子
(3)离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4)Mg Al Si 电负性数值相近 Be(OH) ＋2H＋===Be2＋＋2H O，Be(OH) ＋2OH－===BeO＋
2 2 22H O
2
1．下列关于稀有气体的叙述不正确的是( )
A．各原子轨道电子均已填满
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族元素的阳离子具有相同的核外电子排布
C．化学性质很不活泼
D．同周期中第一电离能最大
B [稀有气体各原子轨道电子达到稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。
稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子(达到稳定结构)的电子排布相同，同时还与下
一周期的ⅠA、ⅡA族元素的阳离子(失去最外层电子)具有相同的核外电子排布。]
2．元素X的各级电离能数据(单位：kJ·mol－1)如下：
I I I I I I
1 2 3 4 5 6
578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
则元素X的常见价态是( )
A．＋1价 B．＋2价
C．＋3价 D．＋6价
C [对比表中电离能数据可知，I 、I 、I 电离能数值相对较小，至I 电离能数值突然增大，说
1 2 3 4
明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3 价。]
3．已知短周期元素的离子 A2＋、 B＋、 C3－、 D－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的
a b c d
是( )
A．原子半径：A>B>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A
D．元素的第一电离能：A>B>D>C
C [A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为 根据递变规律判断。]
4．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．元素电负性：N
