减小，但同周期阴离子半径大于同周期的阳离子半径。例如r（P3－）＞r（S2－）＞r（Cl－）＞c（Na＋）＞c（Mg2＋）＞c（Al3＋）。 2.电子层数越多，原子半径一定越大吗？ 提示 不一定。例如r（Li）＞r（Cl）。 【点拨提升】

判断微粒半径大小的规律

（1）同周期，从左到右，原子半径依次减小。

（2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

（3）阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r（Na＋）＜r（Na），r（S）＜r（S2－）。

（4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r（S2－）＞r（Cl－）＞r（K＋）＞r（Ca2＋）。

（5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r（Fe2＋）＞r（Fe3

＋

），r（Cu＋）＞r（Cu2＋）。

即按“三看”规律来比较微粒半径的大小（一般情况）

“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大；“二看”核电荷数：当电子层数相同时，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。

【典题例证1】 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

解析 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，r（B）＞r（N）、r（Al）＞r（S）、r（Al）＞r（B），故Al原子半径最大。 答案 C

【学以致用1】 下列各组微粒半径的比较正确的是（ ）

①Cl＜Cl－＜Br－ ②F－＜Mg2＋＜Al3＋ ③Ca2＋＜Ca＜Ba ④S2－＜Se2－＜Br－

A.①和③ C.③和④

B.①和② D.①和④

解析 同种元素：阳离子半径＜原子半径，原子半径＜阴离子半径，则半径：Cl＜Cl－，Ca2＋＜Ca。①Cl－、Br－的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半径：Cl－＜Br－，①正确；②Al3＋、Mg2＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜F－②错误；③Ca、Ba的最外层电子数相同，电子层数依次增多，则半径：Ca＜Ba，③正确；半径应为Se2－＞Br－，④错误。 答案 A

探究二 电离能规律及其应用 【探究讨论】

1.下表是第二周期元素的第一电离能数据： 元素 第一电离能（kJ/mol） （1）将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。 （2）讨论Li～Ne电离能变化的总趋势。 （3）试从电子排布解释该图中两处反常现象。

提示 （1）从Li到Ne电离能变化的总趋势草图如下图。

502.3 899.5 800.6 1 086.4 1 402.3 1 314.0 1 681.0 2 038 Li Be B C N O F Ne

（2）Li～Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。 （3）电离能大小反常的是Be、N。Be的2s能级有2个电子，为全充满的稳定结构，所以第一电离能是Be比B大。N的2p能级有3个电子，为半充满的较稳定结构，所以第一电离能是N比O大。

2.Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于下表：

元素 I1 电离能/kJ·mol－1 I2 I3 回答下列问题：

Mn元素价电子层的电子排布式为 ，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2

＋

Mn 717 1 509 3 248 Fe 759 1 561 2 957 再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难，对此，你的解释是

___________________________________________________________ ___________________________________________________________。 提示 3d54s2 由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态） 【点拨提升】

1.影响电离能的因素及变化规律

电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。

（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响

①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势（而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况）。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。

②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 （2）核外电子层排布对电离能的影响

①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。

②通常情况下，元素的电离能逐级增大。因此离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。

③当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。 2.电离能的应用

（1）比较元素金属性的强弱

一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 （2）确定元素原子的核外电子层排布

由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。

（3）确定元素的化合价

In＋1In

如果I?，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价

In－1n离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价（或只有＋n价、0价）。某元素的逐级电离能，若I2?I1，则该元素通常显＋1价；若I3?I2，则该元素通常显＋2价；若I4?I3，则该元素通常显＋3价。

过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 【典题例证2】 下列说法中正确的是（ ） A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大

解析 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C

错误。由于镁的核外电子排布为3s2属全充满结构，原子的能量较低，具有相对较大的第一电离能；而铝的核外电子排布为3s23p1，原子的能量较高，具有相对较小的第一电离能，故B错误。D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D错误。 答案 A

【学以致用2】 （1）元素Mn与O中，第一电离能较大的是 。 （2）元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是___________________________________。

（3）根据元素周期律，原子半径：Ga As，第一电离能：Ga As。（填“大于”或“小于”）

（4）N、O、S中第一电离能最大的是 （填元素符号）。

答案 （1）O （2）铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 （3）大于 小于 （4）N 探究三 电负性规律及其应用 【探究讨论】

1.请总结元素电负性周期性变化规律

提示 一般来说，除稀有气体元素外，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同一主族从上到下，元素的电负性逐渐变小，对副族元素而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。

因此，电负性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟（稀有气体除外），电负性最小的元素是位于元素周期表左下角的铯（钫是放射性元素，除外）。 2.元素电负性的应用，请举例说明。

提示 （1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱

①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，