《物质结构与性质》——6、元素周期律（上）

二、元素周期律

元素周期律的内涵非常丰富多样，在前面的学习中，我们已经了解了原子结构（核外电子排布）、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性等随核电荷数的递增表现出周期性变化。除此以外，元素的原子半径、第一电离能和电负性等也表现出周期性变化。

1、原子半径

原子半径（包括单核离子半径）的大小取决于两个相反的因素：

一个是原子中电子的能层数：电子的能层越多，电子之间产生排斥作用越强，使原子的半径越大。

另一个因素是元素的核电荷数：核电荷数（核中质子数）越大，原子核对核外电子的吸引力越强，使原子半径越小。

这两个因素综合作用的结果，使原子半径随原子序数增加呈现周期性的变化。特别是主族元素，规律性很强。

思考与讨论：

（1）元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径变化规律如何？如何解释这种趋势？

同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。

同周期元素的能层数相同，这里决定原子半径大小的主要因素是核电荷数，从左到右，核电荷数增大，原子核对核外电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小。  

（2）元素周期表的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？

同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

同主族元素的最外层电子数相同，从上到下，能层数增加，核电荷数也增加，但能层数增加使原子半径增大是主要因素，所以原子半径逐渐增大。

除Li外，第三周期主族元素原子半径大于第二周期主族元素原子半径r(Mg)>r(Li)>r(Al)。

小结：原子或离子半径的比较方法

(1)同种元素的粒子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如，r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。

(2)核外电子排布相同的单核粒子：核电荷数越大，半径越小。如，r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。

(3)同主族的离子：能层数越多，半径越大。如，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。

(4)核电荷数、能层数均不同的粒子：参照第三者比较。如，比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

2、电离能

第一电离能：气态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，用符号I1表示。

注意：是气态基态原子失电子，所需要的最低能量。

第一电离能的大小代表元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，原子越难失去一个电子。  

看图，第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律？

同周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大。一般，同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势。

但要注意，同周期的ⅡA族的比ⅢA族的大，ⅤA族的比ⅥA族的大。如，Be大于B、Mg大于Al、N大于O、P大于S，这与它们的核外电子排布有关。

B和Al的价层电子排布是ns2np1，失去的是np能级的电子，该能级电子能量相对较高，容易失去，而Be和Mg的价层电子排布是ns2，能量相对低，不易失去电子，第一电离能较大。

N和P的价层电子排布是ns2np3，np能级处于半充满状态，相对比较稳定，不易失去电子，第一电离能较大。而O和S的价层电子排布是ns2np4，失去一个电子后成为较稳定的半充满，所以容易失去一个电子，第一电离能较小。  

同族元素从上到下，第一电离能逐渐变小。如，He、Ne、Ar、Kr、Xe的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降。

思考与讨论：

（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？

第一电离能I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。碱金属的第一电离能随核电荷数增大逐渐变小，失电子的能力增强，所以金属性逐渐增强，其单质的活泼性逐渐增强。如，与氧气、水反应更剧烈，生成的碱的碱性更强。

（2）下表中的数据从上到下，是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能（气态基态原子失去一个电子所需要的最低能量叫I1，再失去一个电子的最低能量叫第二电离能I2，以此类推）。

为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么联系？

原子失去外层电子后，原子半径变小，原子核对内层电子吸引力更强，再失去电子更困难，消耗能量更多，导致逐级电离能越来越大。

从表中的数据可看出，Na的I1≪I2，说明它们属于不同的能层，Na容易失去1个电子，化合价为+1。Mg的I2≪I3，属于不同的能层，Mg容易失去2个电子，化合价为+2。Al的I3≪I4，属于不同的能层，容易失去3个电子，化合价为+3。