第3节 元素性质及其变化规律
第1课时 原子半径、电离能及其变化规律
1.已知下列原子的半径：
原子 N S O Si
半径r/（10－10 m） 0.70 1.06 0.66 1.17
根据以上数据，P原子的半径可能是（ ）
A.1.10×10－10 m B.0.80×10－10 m
C.1.20×10－10 m D.0.70×10－10 m
2.下列粒子半径大小的比较正确的是（ ）
A.原子半径：F＞Cl
B.原子半径：Na＞S＞Cl
C.离子半径：S2－＜Cl－＜K＋＜Ca2＋
D.第3周期元素简单离子的半径从左到右逐渐减小
3.下列四种元素中，第一电离能由大到小顺序正确的是（ ）
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素
②基态原子电子排布式为1s2的元素
③周期表中非金属性最强的元素
④原子最外层电子排布式为3s23p4的元素
A.②③①④ B.③①④②
C.①③④② D.无法比较
4.下列关于Na、Mg、Al元素及其化合物的说法正确的是（ ）
A.电子在钠原子核外的运动状态有11种
B.原子半径：r（Na）＜r（Mg）＜r（Al）
C.第一电离能：I1（Na）＜I1（Mg）＜I1（Al）
D.最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg（OH）2＜Al（OH）3
5.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（ ）
A.LiI B.NaBr
C.KCl D.CsF
6.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 I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.644 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
序号 I7 I8 I9 I10 I11 …
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”）。
7.下列电子排布式所表示的原子中，第二电离能与第一电离能差值最大的是（ ）
A.[Ne]3s1 B.1s22s22p2
C.[Ne]3s23p5 D.1s22s22p63s23p3
8.短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，W－与Ne具有相同的电子层结构，X的族序数等于周期数，Y与Z最外层电子数之和为10。下列说法不正确的是（ ）
A.原子半径：X＞Y＞Z＞W
B.W的单质可以与水反应产生氧气
C.气态氢化物的稳定性：W＞Z＞Y
D.简单离子半径大小：Z＞X＞W
9.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。根据下表所列数据判断错误的是（ ）
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
C.元素Y是ⅢA族的元素
D.若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
10.部分短周期元素原子半径与原子序数的关系如图所示，下列说法错误的是（ ）
A.最高价氧化物对应水化物的碱性：M＜Z
B.第一电离能：Z＜M
C.Y、R 两种元素气态氢化物的还原性：Y＞R
D.简单离子的半径：R＞Y＞M
11.下表为元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是（ ）
W
X Y Z
A.原子半径：W＜X
B.常温常压下，Y单质为固态
C.气态氢化物热稳定性：Z＜W
D.X的最高价氧化物的水化物是强碱
12.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） （填“＞”或“＜”，下同）I1（B）；
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： 。
13.（1）氮原子的价电子轨道表示式为 。
（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第2周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ；
氮元素的E1呈现异常的原因是 。
14.（1）自然界中存在的碘的稳定性核素是碘-127I）。某次核电站事故释放出的放射性物质中含有人工放射性核素碘-131I）。碘-131一旦被人体吸入，可能会引发甲状腺疾病。下列关于这两种核素的说法正确的是 （填字母）。
A.I和I原子核外的价电子排布不同
BI和I互为同位素
CI原子的核外电子排布式中只有1个能级上未充满电子
DI的中子数与质子数之差为74
（2）有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所示：
元素 结构、性质等信息
A 是短周期元素中（除稀有气体外）第一电离能最小的元素，该元素单质的某种合金是原子反应堆的导热剂
B 与A同周期，其最高价氧化物对应的水化物呈两性
C 其气态氢化物极易溶于水，液态时可用作制冷剂
D 原子核外电子共有17种不同的运动状态
①A元素原子的核外电子排布式为 ；
②离子半径：B （填“＞”或“＜”）A；
③C元素原子的核外电子轨道表示式为 ，其原子核外有 个未成对电子，能量最高的电子为 轨道上的电子，该轨道呈 形。
第1课时 原子半径、电离能及其变化规律
1.A P是第3周期元素，位于硅与硫元素之间，根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si原子和S原子之间。
2.B F与Cl属于同主族元素，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径：Cl＞F，A错误；Na、S、Cl属于同周期元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B正确；电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，C错误；第3周期元素简单阳离子和简单阴离子的半径从左到右均逐渐减小，但简单阴离子的半径大于简单阳离子的半径，D错误。
3.A ①原子含有未成对电子最多的第2周期元素为N；②基态原子电子排布式为1s2的元素为He元素；③周期表中非金属性最强的元素为F元素；④原子最外层电子排布式为3s23p4的元素为S元素；同周期自左至右元素的第一电离能呈增大趋势，第ⅡA和第ⅤA族比相邻元素大；同主族从上到下元素的第一电离能减小，所以第一电离能由大到小的顺序是He＞F＞N＞S，即②＞③＞①＞④。
4.A 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，因此原子半径：r（Al）＜r（Mg）＜r（Na），B错误；同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，所以第一电离能：I1（Na）＜I1（Al）＜I1（Mg），C错误；同周期从左到右金属性逐渐减弱，最高价氧化物的水化物的碱性减弱，因此碱性： Al（OH）3＜Mg（OH）2＜ NaOH，D错误。
5.A 阳离子都为碱金属元素的金属阳离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，则金属阳离子半径最小的是Li＋，非金属阴离子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。
6.（1）小 （2）3 （3）1 （4）Mg（OH）2 （5）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，金属性：Na＞Mg，所以碱性：NaOH＞Mg（OH）2。
7.A A项，[Ne]3s1失去3s1上的一个电子后，变为2p能级全充满的相对稳定结构，第二电离能与第一电离能差值较大；B项，1s22s22p2第一电离能与第二电离能均为失去2p能级电子需要的能量，相差不大；C项，[Ne]3s23p5第一电离能与第二电离能均为失去3p能级电子需要的能量，相差不大；D项，1s22s22p63s23p3第一电离能与第二电离能均为失去3p能级电子需要的能量，相差不大。
8.D 分析可知，W、X、Y、Z分别为F、Al、Si、S，则原子半径：X＞Y＞Z＞W，A正确；W为F，其单质可以与水反应产生氧气，B正确；W、Y、Z分别为F、Si、S，气态氢化物的稳定性：W＞Z＞Y，C正确；W、X、Z简单离子分别为F－、Al3＋、S2－，半径大小：Z＞W＞X，D不正确。
9.D 对元素X，I2开始突跃，说明X最容易失去1个e－，对于元素Y，I4开始突跃，说明Y容易失去3个e－，由此可知X的常见化合价为＋1价，元素Y是ⅢA族元素，若Y处于第3周期，Y是Al，Al与冷水不反应。
10.C 同周期元素自左而右原子半径减小，同主族元素自上而下原子半径增大，故前7种元素处于第2周期，后7种元素处于第3周期，由原子序数可知，X为C元素，Y为F元素，Z为Na元素，M为Mg元素，N为Si元素，R为Cl元素。金属性：钠大于镁，故氢氧化钠的碱性大于氢氧化镁，A正确；金属性：钠＞镁，钠更易失去电子，故第一电离能：Na＜Mg，B正确；非金属性：F＞Cl，非金属性越强对应氢化物的还原性越弱，故还原性：HF＜HCl，C错误；F－、Mg2＋电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：F－＞Mg2＋，同主族从上到下原子半径和离子半径都逐渐增大，则离子半径：Cl－＞F－，则离子半径：Cl－＞F－＞Mg2＋，D正确。
11.D W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8，则W是N，X是Al，Y是Si，Z是P。W是N，X是Al，原子半径：W＜X，A正确；常温常压下，硅单质为固态，B正确；元素的非金属性越强，气态氢化物热稳定性越强；W是N，Z是P，故气态氢化物热稳定性：Z＜W，C正确；Al的最高价氧化物的水化物是两性氢氧化物，D错误。
12.（1）①＜ ②＜ （2）＋1 ①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，2p能级处于全充满稳定状态，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
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。
13.（1）
（2）同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
解析：（1）氮原子的核外电子排布式为1s22s22p3，所以价电子轨道表示式为 。（2）同周期元素随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，不易结合一个电子，因此第一电子亲和能较低。
14.（1）BC
（2）①1s22s22p63s1 ②＜
③ 3 2p 哑铃
解析：（1I和I属于同一种元素，原子核外电子排布相同，价电子排布式也相同，故A错误I和I的质子数相同，中子数不同，二者互为同位素，B正确I原子的核外电子排布式中只有5p能级上未充满电子，C正确；中子数＝127－53＝74，所以，中子数与质子数的差为74－53＝21，故D错误。（2）根据表中信息可推出A为Na，B为Al，C为N，D为Cl。①A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1。②B为Al，其在元素周期表中位于第3周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋的核外电子排布相同，故r（Al3＋）＜r（Na＋）。③C为N，其核外电子轨道表示式为 ，核外共有3个未成对电子，能量最高的电子为2p轨道上的电子，该轨道呈哑铃形。
1 / 3第3节 元素性质及其变化规律
第1课时 原子半径、电离能及其变化规律
课程 标准 1.了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因。 2.能够比较原子半径或离子半径的大小
分点突破（一） 原子半径及其变化规律
1.影响原子半径的因素
2.变化规律
（1）主族元素
①同一周期从左到右，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，使原子半径逐渐 。
②同一主族自上到下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径逐渐 。
（2）过渡元素
同一周期自左至右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。原因是同一周期过渡元素增加的电子都排布在（n－1）d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子的吸引作用大致相当。
3.微粒半径大小比较方法归纳
微粒特点 比较方法 实例
原子 同周期元素 核电荷数越大，半径越小 r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）
同主族元素 核电荷数越大，半径越大 r（F）＜r（Cl）＜r（Br）
多数原子 一般电子层数越多，半径越大 r（S）＞r（C）
离子 具有相同电子层结构 核电荷数越大，半径越小 r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）
电子层数和核电荷数均不同 通过电子层数或核电荷数相同的微粒做参照物 r（Al3＋）＜r（O2－）＜r（S2－）
同种元素的原子和离子 价态越高，半径越小 r（Fe）＞r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）、r（H－）＞r（H）＞r（H＋）
如图为第2周期、第3周期元素的原子半径大小顺序
【交流讨论】
1.第3周期元素的简单离子中，半径最小的是哪种离子？
2.电子层数多的元素的原子半径是否一定大于电子层数少的元素的原子半径？
3.“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族元素从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？
1.已知下表是几种常见元素的原子半径数据：
元素 C O Na Mg Si
原子半径/nm 0.077 0.073 0.154 0.130 0.111
下列说法正确的是（ ）
A.随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大
B.元素F的原子半径在0.073～0.154 nm之间
C.最外层电子数相同的元素，电子层数越多，原子半径越大
D.Mg2＋的半径大于Mg的半径
2.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3；④1s22s22p5。
有关原子半径从大到小的顺序正确的是（ ）
A.②①③④ B.④③①②
C.①②④③ D.①②③④
3.X、Y、Z均为元素周期表中前三周期元素，Xn＋、Yn－、Z（n＋1）－三种简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的是（ ）
A.原子序数：Z＞X
B.原子半径：Y＞Z
C.气态氢化物的稳定性：H（n＋1）Z＞HnY
D.离子半径：Yn－＞Xn＋
分点突破（二） 元素的电离能及其变化规律
1.电离能
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称为电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。
2.元素的逐级电离能
（1）概念
元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。
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
规律 原因
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜… 原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核对外层电子的吸引作用增强，因而失去第二个电子比失去第一个电子更难，需要的能量更多
原子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 电子是分层排布的。如Na的I1、I2、I3分别是496、4 562、6 912（单位：kJ·mol－1，下同），在I1和I2之间发生突变；Mg的I1、I2、I3分别是738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，说明在化学反应中Na易失去1个电子，Mg易失去2个电子
（3）意义
可以运用元素的电离能数据来判断金属元素的原子（或离子）在气态时失去电子的 。电离能越小，表示在气态时该元素的原子（或离子）越 失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该元素的原子（或离子）越 失去电子。
3.元素第一电离能的变化规律
（1）对于同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，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。原因在于同周期元素原子电子层数相同，随核电荷数增大，原子核对外层电子的有效吸引作用增强。
（2）同主族元素，总体上自上而下第一电离能逐渐 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。因为同主族元素的价电子数相同，自上而下原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用减弱。
（3）过渡元素的第一电离能的变化不太规则，对于同一周期过渡元素而言，从左到右随着元素原子序数的增加，第一电离能总体上略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在 （n－1）d或（n－2）f轨道上，原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
（4）某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层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，所以它们比同周期左右相邻的元素的第一电离能大。
4.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
判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七电离能分别为（单位kJ·mol－1）：496、4 562、6 912、9 543、13 353、16 610、20 114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。
（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价
如K元素I1 I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。再如Mg在第二、第三电离能之间发生突变，故Mg的化合价为＋2价。
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱
一般来说，I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。
不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量即为元素的第一电离能，其变化情况如图所示。
【交流讨论】
1.总体上，金属元素的第一电离能都较小，而非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大，其原因是什么？
2.同主族内不同元素的第一电离能变化的特点是什么？该特点体现的元素性质的变化规律是什么？
3.同周期内，随原子序数增大，第一电离能增大，但个别元素的第一电离能出现反常现象，试分析N和Mg的第一电离能分别比O和Al大的原因。
4.一般来说，第一电离能越小，元素的金属性越强，根据图示可知金属活动性顺序与金属元素的第一电离能大小顺序不完全一致，其原因是什么？
1.下列说法正确的是（ ）
A.第3周期中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的大
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大
2.现有不同状态的Cu、Zn微粒中，失去1个电子需要的能量最大的是（ ）
A.锌[Ar]3d104s2 B.锌[Ar]3d104s1
C.铜[Ar]3d104s1 D.铜[Ar]3d10
3.某主族元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是（ ）
A.X元素显＋4价
B.X为非金属元素
C.X为第5周期元素
D.X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3＋
微粒的半径大小（分析与推测）
已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：
1.A、B、C、D的原子半径和原子序数由大到小的顺序分别是 、 。
2.四种离子半径由大到小的顺序为 。
3.为什么aA原子半径比aA2＋半径大？
4.试比较cC原子与cC3－的半径大小。
【规律方法】
微粒半径大小比较的一般思路
（1）“一层”：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般越大。
（2）“二核”：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
（3）“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
【迁移应用】
1.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）
A.1s22s22p63s23p1 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4
2.下列四种粒子中，半径按由大到小顺序排列正确的是（ ）
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
④W基态原子有2个电子层，电子式为·︰
A.①＞②＞③＞④ B.③＞④＞①＞②
C.③＞①＞②＞④` D.①＞②＞④＞③
3.（1）比较离子半径：F－ O2－（填“大于”“等于”或“小于”）。
（2）Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能。 Li＋与H－具有相同的电子构型，r（Li＋）小于r（H－），原因是 。
1.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（ ）
A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B.因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C.最外层电子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大
D.对于同一元素而言，原子的电离能：I1＜I2＜I3＜…
2.元素周期表中，第2周期元素的第一电离能进行比较，介于硼和氮之间的元素有几种（ ）
A.1 B.2
C.3 D.4
3.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微粒半径相同
C.质子数相同的不同单核微粒，电子数越多半径越大
D.原子序数越大，原子半径越大
4.已知An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－具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 ，离子半径由大到小的顺序是 ，原子序数由大到小的顺序是 。
第1课时 原子半径、电离能及其变化规律
【基础知识·准落实】
分点突破（一）
师生互动
1.越小 2.（1）①减小 ②增大
探究活动
交流讨论
1.提示：Al3＋。
2.提示：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。
3.提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、0族元素的原子半径大小须另作研究。
自主练习
1.C 同周期元素从左到右，核电荷数逐渐增大，核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子半径逐渐减小，A错误；同周期元素从左到右，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小，而电子层数越多，原子半径越大，故F的原子半径小于O，更小于Na，故F的原子半径小于0.073 nm，B错误；最外层电子数相同的元素，原子半径受电子层数的影响，电子层数越多，则原子半径越大，C正确；电子层数越多，则微粒半径越大，Mg2＋比Mg少一个电子层，故Mg2＋的半径小于Mg的半径，D错误。
2.A 由电子排布式可知①为S，②为P，③为N，④为F，②原子半径最大，④原子半径最小。
3.D Xn＋、Yn－、Z（n＋1）－核外电子层结构相同，应该与稀有气体的电子层结构相同，X在Y、Z的下一周期，X的原子序数大于Y、Z，则原子序数：Z＜X，A错误；Y的阴离子带n个负电荷，Z的阴离子带（n＋1）个负电荷，所以Y的最外层电子数大于Z的最外层电子数，即Y、Z位于同一周期，且Y在Z的右面，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：Y＜Z，B错误；非金属性越强，对应的氢化物越稳定，元素周期表中同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以非金属性：Y＞Z，所以气态氢化物的稳定性：H（n＋1）Z＜HnY，C错误；电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Yn－＞Xn＋，D正确。
分点突破（二）
师生互动
2.（3）难易程度 容易 难 2.（2）减小 容易
探究活动
交流讨论
1.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数比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子价电子排布式为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.提示：随着原子序数增大，第一电离能逐渐变小。递变性。
3.提示：因为N的价电子排布为2s22p3，2p轨道达到半充满状态，而Mg的价电子排布为3s2，3p轨道为全空状态，都处于较稳定的状态，所以失去第一个电子所需能量较大，而O和Al的价电子排布分别为2s22p4、3s23p1，易失去一个电子达到稳定状态。
4.提示：金属的活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而金属元素的电离能指的是金属元素的基态原子（或离子）在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应的条件不同，所以金属的活动性顺序与金属元素电离能的大小顺序不完全一致。
自主练习
1.A 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，A正确，C不正确；由于镁的价电子排布式为3s2，Mg处于3p轨道全空的较稳定结构，而铝的价电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的，B不正确；钾比镁更易失去电子，钾的第一电离能小于镁的第一电离能，D不正确。
2.D 全充满或者半充满的电子结构较为稳定，难以失去电子，所以失去一个电子所需能量最大的为[Ar]3d10。
3.D 由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，X可为金属，A、B错误；周期数＝核外电子层数，图中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素是否位于第5周期，C错误；由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，因此X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3＋，D正确。
【关键能力·细培养】
1.提示：B＞A＞C＞D、a＞b＞d＞c。因为四种离子具有相同的电子层结构，则四种元素在周期表中的相对位置如图所示：
…… C D
B A ……
据此可得出原子半径大小顺序为B＞A＞C＞D，它们的原子序数的大小顺序为a＞b＞d＞c。
2.提示：C3－＞D－＞B＋＞A2＋。根据“电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小”来判断。
3.提示：由于aA原子比aA2＋多一个电子层，故aA原子半径更大。
4.提示：由于两种微粒的核电荷数相同、电子层数相同，阴离子的最外层电子数多，半径更大。
迁移应用
1.A 由题意可知，A为Al，B为N，C为C，D为S，同周期自左而右元素的原子半径依次减小，同主族自上而下元素的原子半径依次增大，故原子半径：Al＞S＞C＞N，故Al原子半径最大，故选A。
2.C 由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F，则粒子半径大小排列顺序为r（S2－）＞r（S）＞r（Cl）＞r（F），C项正确。
3.（1）小于 （2）锂的核电荷数较大
解析：（1）F－和O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，则半径越小，故半径：F－＜O2－。
（2）由于锂的核电荷数较大，原子核对外层电子的吸引力较大，因此Li＋半径小于H－半径。
【教学效果·勤检测】
1.B 注意第ⅡA、ⅤA族元素由于电子排布的特殊性使其第一电离能高于同周期相邻主族元素。
2.C 同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，出现反常的有：ⅡA、ⅤA族元素原子的p轨道属于全空、半充满稳定结构，第一电离能比相邻元素大，故第一电离能：B＜Be（ⅡA）＜C＜O＜N（ⅤA），所以介于B、N之间的有三种元素，选C。
3.C 由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小，故ⅦA族的元素原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大；核外电子层结构相同的单核离子和原子，其半径是不同的，随核电荷数的增加，半径减小；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径；在元素周期表中随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化，在同一周期中原子序数越大，原子半径越小。
4.A＞B＞D＞C D（n＋1）－＞Cn－＞An＋＞B（n＋1）＋
B＞A＞C＞D
解析：因An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－具有相同的电子层结构，可将A、B、C、D在周期表中的位置关系表示如下：
… … D C …
… A B … …
从上图可知，A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是A＞B＞D＞C；因四种离子的核外电子层结构相同，核电荷数小的离子半径大，因此可以判断离子半径由大到小的顺序是D（n＋1）－＞Cn－＞An＋＞B（n＋1）＋，原子序数由大到小的顺序是B＞A＞C＞D。
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第1课时 原子半径、电离能及其变化规律
课程 标准 1.了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解
释主族元素原子半径周期性变化的原因。
2.能够比较原子半径或离子半径的大小
目 录
1、基础知识·准落实
4、学科素养·稳提升
2、关键能力·细培养
3、教学效果·勤检测
基础知识·准落实
1
梳理归纳 高效学习
分点突破（一） 原子半径及其变化规律
1. 影响原子半径的因素
（1）主族元素
①同一周期从左到右，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，使原子半
径逐渐 。
②同一主族自上到下，随着电子层数的增加，离核更远的外
层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，
导致原子半径逐渐 。
减小
增大
2. 变化规律
（2）过渡元素
同一周期自左至右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。原
因是同一周期过渡元素增加的电子都排布在（n－1）d轨道
上，电子间的排斥作用与核对电子的吸引作用大致相当。
3. 微粒半径大小比较方法归纳
微粒特点 比较方法 实例
原子 同周期元素 核电荷数越大，半径
越小 r（Na）＞r（Mg）＞r
（Al）
同主族元素 核电荷数越大，半径
越大 r（F）＜r（Cl）＜r
（Br）
多数原子 一般电子层数越多，
半径越大 r（S）＞r（C）
微粒特点 比较方法 实例
离子 具有相同电子
层结构 核电荷数越大，半径
越小 r（Na＋）＞r（Mg2＋）
＞r（Al3＋）
电子层数和核
电荷数均不同 通过电子层数或核电
荷数相同的微粒做参
照物 r（Al3＋）＜r（O2－）
＜r（S2－）
同种元素的原子和
离子 价态越高，半径越小 r（Fe）＞r（Fe2＋）＞
r（Fe3＋）、r（H－）
＞r（H）＞r（H＋）
如图为第2周期、第3周期元素的原子半径大小顺序
【交流讨论】
1. 第3周期元素的简单离子中，半径最小的是哪种离子？
提示：Al3＋。
2. 电子层数多的元素的原子半径是否一定大于电子层数少的元素的原
子半径？
提示：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综
合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子
半径大。
3. “对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径
逐渐减小，同族元素从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正
确？为什么？
提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、0族
元素的原子半径大小须另作研究。
1. 已知下表是几种常见元素的原子半径数据：
元素 C O Na Mg Si
原子半径/nm 0.077 0.073 0.154 0.130 0.111
下列说法正确的是（ ）
A. 随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大
B. 元素F的原子半径在0.073～0.154 nm之间
C. 最外层电子数相同的元素，电子层数越多，原子半径越大
D. Mg2＋的半径大于Mg的半径
解析： 同周期元素从左到右，核电荷数逐渐增大，核对外层电
子的吸引力逐渐增大，原子半径逐渐减小，A错误；同周期元素从
左到右，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小，而电子层数越
多，原子半径越大，故F的原子半径小于O，更小于Na，故F的原子
半径小于0.073 nm，B错误；最外层电子数相同的元素，原子半径
受电子层数的影响，电子层数越多，则原子半径越大，C正确；电
子层数越多，则微粒半径越大，Mg2＋比Mg少一个电子层，故Mg2
＋的半径小于Mg的半径，D错误。
2. 现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3；④1s22s22p5。
有关原子半径从大到小的顺序正确的是（ ）
A. ②①③④ B. ④③①②
C. ①②④③ D. ①②③④
解析： 由电子排布式可知①为S，②为P，③为N，④为F，②
原子半径最大，④原子半径最小。
3. X、Y、Z均为元素周期表中前三周期元素，Xn＋、Yn－、Z（n＋1）－
三种简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的是（ ）
A. 原子序数：Z＞X
B. 原子半径：Y＞Z
C. 气态氢化物的稳定性：H（n＋1）Z＞HnY
D. 离子半径：Yn－＞Xn＋
解析： Xn＋、Yn－、Z（n＋1）－核外电子层结构相同，应该与稀
有气体的电子层结构相同，X在Y、Z的下一周期，X的原子序数大
于Y、Z，则原子序数：Z＜X，A错误；Y的阴离子带n个负电荷，
Z的阴离子带（n＋1）个负电荷，所以Y的最外层电子数大于Z的
最外层电子数，即Y、Z位于同一周期，且Y在Z的右面，同周期元
素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：Y＜Z，B错误；非金
属性越强，对应的氢化物越稳定，元素周期表中同周期元素从左到
右非金属性逐渐增强，所以非金属性：Y＞Z，所以气态氢化物的
稳定性：H（n＋1）Z＜HnY，C错误；电子排布相同的离子，核电荷
数越大，离子半径越小，则离子半径：Yn－＞Xn＋，D正确。
分点突破（二） 元素的电离能及其变化规律
1. 电离能
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称为
电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。
2. 元素的逐级电离能
（1）概念
元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符
号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二
电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电
离能等。
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
规律 原因
同一元素的逐级电
离能是逐渐增大
的，即I1＜I2＜I3
＜… 原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径
变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核
对外层电子的吸引作用增强，因而失去第二个
电子比失去第一个电子更难，需要的能量更多
规律 原因
原子的逐级电离能
逐渐增大并且会发
生一个突变即突然
增大多倍 电子是分层排布的。如Na的I1、I2、I3分别是
496、4 562、6 912（单位：kJ·mol－1，下
同），在I1和I2之间发生突变；Mg的I1、I2、I3
分别是738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生
突变，说明在化学反应中Na易失去1个电子，
Mg易失去2个电子
（3）意义
可以运用元素的电离能数据来判断金属元素的原子（或离
子）在气态时失去电子的 。电离能越小，表示
在气态时该元素的原子（或离子）越 失去电子；反
之，电离能越大，表示在气态时该元素的原子（或离子）
越 失去电子。
难易程度
容易
难
3. 元素第一电离能的变化规律
（1）对于同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，
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。原因在于同周期元素原子电子层数相同，随
核电荷数增大，原子核对外层电子的有效吸引作用增强。
（2）同主族元素，总体上自上而下第一电离能逐渐 ，表
明自上而下原子越来越 失去电子。因为同主族元素
的价电子数相同，自上而下原子半径增大，原子核对外层电
子的有效吸引作用减弱。
（3）过渡元素的第一电离能的变化不太规则，对于同一周期过渡
元素而言，从左到右随着元素原子序数的增加，第一电离能
总体上略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的
电子大部分排布在 （n－1）d或（n－2）f轨道上，原子核
对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
减小
容易
（4）某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，
如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层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，所以它们比同周期
左右相邻的元素的第一电离能大。
4. 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
判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电
离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变
化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七
电离能分别为（单位kJ·mol－1）：496、4 562、6 912、9
543、13 353、16 610、20 114。从中明显看出在第一、第二
电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。
（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价
如K元素I1 I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳
离子。一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离
子的价态为该元素的常见价态。再如Mg在第二、第三电离能
之间发生突变，故Mg的化合价为＋2价。
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱
一般来说，I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的
金属性越强。
不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量即为元素的
第一电离能，其变化情况如图所示。
【交流讨论】
1. 总体上，金属元素的第一电离能都较小，而非金属元素和稀有气体
元素的第一电离能都较大，其原因是什么？
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
外层电子数比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子价电子排
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. 同主族内不同元素的第一电离能变化的特点是什么？该特点体现的
元素性质的变化规律是什么？
提示：随着原子序数增大，第一电离能逐渐变小。递变性。
3. 同周期内，随原子序数增大，第一电离能增大，但个别元素的第一
电离能出现反常现象，试分析N和Mg的第一电离能分别比O和Al大
的原因。
提示：因为N的价电子排布为2s22p3，2p轨道达到半充满状态，而
Mg的价电子排布为3s2，3p轨道为全空状态，都处于较稳定的状
态，所以失去第一个电子所需能量较大，而O和Al的价电子排布分
别为2s22p4、3s23p1，易失去一个电子达到稳定状态。
4. 一般来说，第一电离能越小，元素的金属性越强，根据图示可知金
属活动性顺序与金属元素的第一电离能大小顺序不完全一致，其原
因是什么？
提示：金属的活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失
去电子的能力，而金属元素的电离能指的是金属元素的基态原
子（或离子）在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者
对应的条件不同，所以金属的活动性顺序与金属元素电离能的
大小顺序不完全一致。
1. 下列说法正确的是（ ）
A. 第3周期中钠的第一电离能最小
B. 铝的第一电离能比镁的大
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大
解析： 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素
的第一电离能最大，A正确，C不正确；由于镁的价电子排布式为
3s2，Mg处于3p轨道全空的较稳定结构，而铝的价电子排布式为
3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的，B不正确；钾比镁更易失去
电子，钾的第一电离能小于镁的第一电离能，D不正确。
2. 现有不同状态的Cu、Zn微粒中，失去1个电子需要的能量最大的是
（ ）
A. 锌[Ar]3d104s2 B. 锌[Ar]3d104s1
C. 铜[Ar]3d104s1 D. 铜[Ar]3d10
解析： 全充满或者半充满的电子结构较为稳定，难以失去电
子，所以失去一个电子所需能量最大的为[Ar]3d10。
3. 某主族元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是（ ）
A. X元素显＋4价
B. X为非金属元素
C. X为第5周期元素
D. X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3＋
解析： 由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价
阳离子，X可为金属，A、B错误；周期数＝核外电子层数，图
中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素是否位
于第5周期，C错误；由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易
形成＋3价阳离子，因此X与氯气反应时最可能生成的阳离子为
X3＋，D正确。
关键能力·细培养
2
互动探究 深化认知
微粒的半径大小（分析与推测）
已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子
层结构，则：
1. A、B、C、D的原子半径和原子序数由大到小的顺序分别是 、 。
提示：B＞A＞C＞D、a＞b＞d＞c。因为四种离子具有相同的电
子层结构，则四种元素在周期表中的相对位置如图所示：
…… C D
B A ……
据此可得出原子半径大小顺序为B＞A＞C＞D，它们的原子序数的
大小顺序为a＞b＞d＞c。
2. 四种离子半径由大到小的顺序为 。
提示：C3－＞D－＞B＋＞A2＋。根据“电子层结构相同的离子，原
子序数越大，半径越小”来判断。
3. 为什么aA原子半径比aA2＋半径大？
提示：由于aA原子比aA2＋多一个电子层，故aA原子半径更大。
4. 试比较cC原子与cC3－的半径大小。
提示：由于两种微粒的核电荷数相同、电子层数相同，阴离子的最
外层电子数多，半径更大。
【规律方法】
微粒半径大小比较的一般思路
（1）“一层”：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般
越大。
（2）“二核”：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，
微粒半径越小。
（3）“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子
数，电子数多的半径大。
【迁移应用】
1. 具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）
A. 1s22s22p63s23p1 B. 1s22s22p3
C. 1s22s22p2 D. 1s22s22p63s23p4
解析： 由题意可知，A为Al，B为N，C为C，D为S，同周期
自左而右元素的原子半径依次减小，同主族自上而下元素的原
子半径依次增大，故原子半径：Al＞S＞C＞N，故Al原子半径
最大，故选A。
2. 下列四种粒子中，半径按由大到小顺序排列正确的是（ ）
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示
式：
④W基态原子有2个电子层，电子式为· ︰
A. ①＞②＞③＞④
B. ③＞④＞①＞②
C. ③＞①＞②＞④
D. ①＞②＞④＞③
解析： 由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F，
则粒子半径大小排列顺序为r（S2－）＞r（S）＞r（Cl）＞r
（F），C项正确。
3. （1）比较离子半径：F－ O2－（填“大于”“等于”或
“小于”）。
解析： F－和O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，
则半径越小，故半径：F－＜O2－。
小于
（2）Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而
轻、能量密度大等优良性能。 Li＋与H－具有相同的电子构
型，r（Li＋）小于r（H－），原因是
。
解析： 由于锂的核电荷数较大，原子核对外层电子的吸
引力较大，因此Li＋半径小于H－半径。
锂的核电荷数较
大
教学效果·勤检测
3
强化技能 查缺补漏
1. 下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（ ）
A. 钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强
于钠
B. 因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依
次增大
C. 最外层电子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子，第一电
离能较大
D. 对于同一元素而言，原子的电离能：I1＜I2＜I3＜…
解析： 注意第ⅡA、ⅤA族元素由于电子排布的特殊性使其第一
电离能高于同周期相邻主族元素。
2. 元素周期表中，第2周期元素的第一电离能进行比较，介于硼和氮
之间的元素有几种（ ）
A. 1 B. 2
C. 3 D. 4
解析： 同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，出现反常的
有：ⅡA、ⅤA族元素原子的p轨道属于全空、半充满稳定结构，第
一电离能比相邻元素大，故第一电离能：B＜Be（ⅡA）＜C＜O＜
N（ⅤA），所以介于B、N之间的有三种元素，选C。
3. 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微粒半径相同
C. 质子数相同的不同单核微粒，电子数越多半径越大
D. 原子序数越大，原子半径越大
解析： 由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小，故
ⅦA族的元素原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大；
核外电子层结构相同的单核离子和原子，其半径是不同的，随核电
荷数的增加，半径减小；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径
＞原子半径＞阳离子半径；在元素周期表中随着原子序数的递增，
原子半径呈现周期性变化，在同一周期中原子序数越大，原子半径
越小。
4. 已知An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－具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 ，离
子半径由大到小的顺序是 ，
原子序数由大到小的顺序是 。
解析：因An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－具有相同的电子层结
构，可将A、B、C、D在周期表中的位置关系表示如下：
… … D C …
… A B … …
A＞B＞D＞C
D（n＋1）－＞Cn－＞An＋＞B（n＋1）＋
B＞A＞C＞D
从上图可知，A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是A＞B＞D
＞C；因四种离子的核外电子层结构相同，核电荷数小的离子半径
大，因此可以判断离子半径由大到小的顺序是D（n＋1）－＞Cn－＞
An＋＞B（n＋1）＋，原子序数由大到小的顺序是B＞A＞C＞D。
学科素养·稳提升
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内化知识 知能升华
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1. 已知下列原子的半径：
原子 N Sy O Si
半径r/（10－10m） 0.70 1.06 0.66 1.17
根据以上数据，P原子的半径可能是（ ）
A. 1.10×10－10 m B. 0.80×10－10 m
C. 1.20×10－10 m D. 0.70×10－10 m
解析： P是第3周期元素，位于硅与硫元素之间，根据元素周期
律可知，磷原子的半径应在Si原子和S原子之间。
2. 下列粒子半径大小的比较正确的是（ ）
A. 原子半径：F＞Cl
B. 原子半径：Na＞S＞Cl
C. 离子半径：S2－＜Cl－＜K＋＜Ca2＋
D. 第3周期元素简单离子的半径从左到右逐渐减小
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解析： F与Cl属于同主族元素，随着电子层数的递增，原子半
径逐渐增大，所以原子半径：Cl＞F，A错误；Na、S、Cl属于同周
期元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B正确；电子
排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，C错误；第3周
期元素简单阳离子和简单阴离子的半径从左到右均逐渐减小，但简
单阴离子的半径大于简单阳离子的半径，D错误。
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3. 下列四种元素中，第一电离能由大到小顺序正确的是（ ）
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素
②基态原子电子排布式为1s2的元素
③周期表中非金属性最强的元素
④原子最外层电子排布式为3s23p4的元素
A. ②③①④ B. ③①④②
C. ①③④② D. 无法比较
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解析： ①原子含有未成对电子最多的第2周期元素为N；②基态
原子电子排布式为1s2的元素为He元素；③周期表中非金属性最强
的元素为F元素；④原子最外层电子排布式为3s23p4的元素为S元
素；同周期自左至右元素的第一电离能呈增大趋势，第ⅡA和第ⅤA
族比相邻元素大；同主族从上到下元素的第一电离能减小，所以第
一电离能由大到小的顺序是He＞F＞N＞S，即②＞③＞①＞④。
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4. 下列关于Na、Mg、Al元素及其化合物的说法正确的是（ ）
A. 电子在钠原子核外的运动状态有11种
B. 原子半径：r（Na）＜r（Mg）＜r（Al）
C. 第一电离能：I1（Na）＜I1（Mg）＜I1（Al）
D. 最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg（OH）2＜Al（OH）3
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解析： 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，因此原子半
径：r（Al）＜r（Mg）＜r（Na），B错误；同周期从左到右第
一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第
ⅥA族，所以第一电离能：I1（Na）＜I1（Al）＜I1（Mg），C错
误；同周期从左到右金属性逐渐减弱，最高价氧化物的水化物的碱
性减弱，因此碱性： Al（OH）3＜Mg（OH）2＜ NaOH，D错误。
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5. 下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（ ）
A. LiI B. NaBr
C. KCl D. CsF
解析： 阳离子都为碱金属元素的金属阳离子，元素的核电荷数
越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电荷数越
大，离子半径越大，则金属阳离子半径最小的是Li＋，非金属阴离
子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是
LiI。
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6. 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 I1y I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.644 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
序号 I7 I8 I9 I10 I11 …
电离能 224.9 266.0 327.9 367.4 1 761 …
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（1）电子离核越远，能量越高，电离能越 （填“大”或
“小”）。
解析： 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）上述11个电子分属 个电子层。
解析： 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）去掉11个电子后，该元素还有 个电子。
解析： Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。
小
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（4）该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是
。
解析： Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为
Mg（OH）2。
（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： 电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同
周期，金属性：Na＞Mg，所以碱性：NaOH＞Mg（OH）2。
Mg
（OH）2
弱
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7. 下列电子排布式所表示的原子中，第二电离能与第一电离能差值最
大的是（ ）
A. [Ne]3s1 B. 1s22s22p2
C. [Ne]3s23p5 D. 1s22s22p63s23p3
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解析： A项，[Ne]3s1失去3s1上的一个电子后，变为2p能级全
充满的相对稳定结构，第二电离能与第一电离能差值较大；B项，
1s22s22p2第一电离能与第二电离能均为失去2p能级电子需要的能
量，相差不大；C项，[Ne]3s23p5第一电离能与第二电离能均为失
去3p能级电子需要的能量，相差不大；D项，1s22s22p63s23p3第一
电离能与第二电离能均为失去3p能级电子需要的能量，相差不大。
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8. 短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，W－与Ne具有相同
的电子层结构，X的族序数等于周期数，Y与Z最外层电子数之和
为10。下列说法不正确的是（ ）
A. 原子半径：X＞Y＞Z＞W
B. W的单质可以与水反应产生氧气
C. 气态氢化物的稳定性：W＞Z＞Y
D. 简单离子半径大小：Z＞X＞W
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解析： 分析可知，W、X、Y、Z分别为F、Al、Si、S，则原子
半径：X＞Y＞Z＞W，A正确；W为F，其单质可以与水反应产生
氧气，B正确；W、Y、Z分别为F、Si、S，气态氢化物的稳定性：
W＞Z＞Y，C正确；W、X、Z简单离子分别为F－、Al3＋、S2－，半
径大小：Z＞W＞X，D不正确。
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9. 已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是 kJ·mol－1。根据下表
所列数据判断错误的是（ ）
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A. 元素X的常见化合价是＋1价
B. 元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
C. 元素Y是ⅢA族的元素
D. 若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
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解析： 对元素X，I2开始突跃，说明X最容易失去1个e－，对于
元素Y，I4开始突跃，说明Y容易失去3个e－，由此可知X的常见化
合价为＋1价，元素Y是ⅢA族元素，若Y处于第3周期，Y是Al，Al
与冷水不反应。
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10. 部分短周期元素原子半径与原子序数的关系如图所示，下列说法
错误的是（ ）
A. 最高价氧化物对应水
化物的碱性：M＜Z
B. 第一电离能：Z＜M
C. Y、R 两种元素气态氢
化物的还原性：Y＞R
D. 简单离子的半径：R＞Y＞M
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解析： 同周期元素自左而右原子半径减小，同主族元素自上
而下原子半径增大，故前7种元素处于第2周期，后7种元素处于第
3周期，由原子序数可知，X为C元素，Y为F元素，Z为Na元素，
M为Mg元素，N为Si元素，R为Cl元素。金属性：钠大于镁，故氢
氧化钠的碱性大于氢氧化镁，A正确；金属性：钠＞镁，钠更易
失去电子，故第一电离能：Na＜Mg，B正确；非金属性：F＞
Cl，非金属性越强对应氢化物的还原性越弱，故还原性：HF＜
HCl，C错误；F－、Mg2＋电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：F－＞Mg2＋，同主族从上到下原子半径和离子半径都逐渐增大，则离子半径：Cl－＞F－，则离子半径：Cl－＞F－＞Mg2＋，D正确。
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11. 下表为元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，
W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是（ ）
W
X Y Z
A. 原子半径：W＜X
B. 常温常压下，Y单质为固态
C. 气态氢化物热稳定性：Z＜W
D. X的最高价氧化物的水化物是强碱
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解析： W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价
之和为8，则W是N，X是Al，Y是Si，Z是P。W是N，X是Al，原
子半径：W＜X，A正确；常温常压下，硅单质为固态，B正确；
元素的非金属性越强，气态氢化物热稳定性越强；W是N，Z是
P，故气态氢化物热稳定性：Z＜W，C正确；Al的最高价氧化物
的水化物是两性氢氧化物，D错误。
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12. 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） （填“＞”或“＜”，下同）I1
（B）；
②I1（B） I1（He）。
＜
＜
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（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：
。
＋1
钠原子失去一个电子后核
外电子排布式为1s22s22p6，2p能级处于全充满稳定状态，该
＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子
Na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
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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。
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13. （1）氮原子的价电子轨道表示式为 。
解析： 氮原子的核外电子排
布式为1s22s22p3，所以价电子轨道
表示式为 。
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（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所
放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第2周期部分元素
的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1
自左而右依次增大的原因是
；
氮元素的E1呈现异常的原因是
。
同周期元素随核电荷数依次增
大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次
增大
N原子的2p轨道为半充满状
态，具有稳定性，故不易结合一个电子
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解析： 同周期元素随核电荷
数增大，原子半径逐渐减小，故结
合一个电子释放出的能量依次增
大；N原子的2p轨道为半充满状
态，具有稳定性，不易结合一个电
子，因此第一电子亲和能较低。
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14. （1）自然界中存在的碘的稳定性核素是碘-127 I）。某次核
电站事故释放出的放射性物质中含有人工放射性核素碘-131
I）。碘-131一旦被人体吸入，可能会引发甲状腺疾病。下列关于
这两种核素的说法正确的是 （填字母）。
A. I和 I原子核外的价电子排布不同
B I和 I互为同位素
C I原子的核外电子排布式中只有1个能级上未充满电子
D I的中子数与质子数之差为74
BC
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解析： I和 I属于同一种元素，原子核外电子排
布相同，价电子排布式也相同，故A错误 I和 I的质
子数相同，中子数不同，二者互为同位素，B正确 I原
子的核外电子排布式中只有5p能级上未充满电子，C正确；
中子数＝127－53＝74，所以，中子数与质子数的差为74－
53＝21，故D错误。
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（2）有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所示：
元素 结构、性质等信息
A 是短周期元素中（除稀有气体外）第一电离能最小的元
素，该元素单质的某种合金是原子反应堆的导热剂
B 与A同周期，其最高价氧化物对应的水化物呈两性
C 其气态氢化物极易溶于水，液态时可用作制冷剂
D 原子核外电子共有17种不同的运动状态
①A元素原子的核外电子排布式为 ；
1s22s22p63s1
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②离子半径：B （填“＞”或“＜”）A；
③C元素原子的核外电子轨道表示式为 ，
其原子核外有 个未成对电子，能量最高的电子
为 轨道上的电子，该轨道呈 形。
＜
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2p
哑铃
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解析： I和 I属于同一种元素，原子核外电子排
布相同，价电子排布式也相同，故A错误 I和 I的质
子数相同，中子数不同，二者互为同位素，B正确 I原
子的核外电子排布式中只有5p能级上未充满电子，C正确；
中子数＝127－53＝74，所以，中子数与质子数的差为74－
53＝21，故D错误。（2）根据表中信息可推出A为Na，B为
Al，C为N，D为Cl。①A为Na，其核外电子排布式为
1s22s22p63s1。
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②B为Al，其在元素周期表中位于第3周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋的核
外电子排布相同，故r（Al3＋）＜r（Na＋）。③C为N，其核外电子
轨道表示式为 ，核外共有3个未成对电子，能量最高的电
子为2p轨道上的电子，该轨道呈哑铃形。
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感谢欣赏
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