原子性质的周期性规律

IB 化学 SL· 45 分钟阅读

1. 原子半径：规律与解释★★☆☆☆⏱ 10 min

📘 定义

原子半径

r

同种元素相邻两个共价键合原子的原子核间距的一半

例:

对于金属元素，它是金属晶格中相邻两个原子核间距的一半

原子半径的变化规律可由两个核心因素解释：有效核电荷（ $Z_{e f f}$ ）和电子屏蔽效应（内层电子阻挡原子核对价电子吸引的作用）。

同主族从上到下：占据的电子壳层数增加 → 屏蔽效应增强 → 价电子离原子核更远 → 原子半径增大
同周期从左到右：质子数增加 → $Z_{e f f}$ 增大，而内层壳层数（以及屏蔽效应）保持不变 → 价电子被拉得更近 → 原子半径减小

📐 例题

将下列元素按原子半径从小到大排列：Mg、Na、P、Rb、Al

1
确定每种元素在周期表中的位置：
2
$\text{Na (Period 3, Group 1)}, \text{Mg (Period 3, Group 2)}, \text{Al (Period 3, Group 13)}, \text{P (Period 3, Group 15)}, \text{Rb (Period 5, Group 1)}$
3
同主族原子半径随周期数增大而增大，因此Rb（第5周期）比这里所有第3周期元素都大。
4
第3周期从左到右原子半径减小，因此从小到大的顺序为：P < Al < Mg < Na
5
结合以上结论得到原子半径从小到大的最终顺序：
6
$P < Al < Mg < Na < Rb$

Exam tip:

永远不要把原子序数和原子半径混淆：同周期原子序数增加并不意味着原子半径增大，因为 $Z_{e f f}$ 会升高。

2. 第一电离能的变化规律★★★☆☆⏱ 15 min

📘 定义

第一电离能

IE_1

从1摩尔气态原子中移除1摩尔电子，形成1摩尔气态+1离子所需的最低能量

例:

Na_{(g)} \rightarrow Na^+_{(g)} + e^- \quad \Delta H = IE_1

第一电离能的一般规律跟随 $Z_{e f f}$ 变化： $Z_{e f f}$ 越高，对电子的束缚越强，移除电子所需能量就越多。

同主族从上到下：价电子离原子核更远，屏蔽效应更强 → 吸引力更弱 → $I E_{1}$ 减小
同周期从左到右： $Z_{e f f}$ 不断增大 → 对电子的吸引力更强 → $I E_{1}$ 整体增大

📐 例题

解释为什么铝的第一电离能低于镁

1
写出两种元素的全电子排布：
2
$Al: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1 \quad Mg: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$
3
铝的最外层电子位于3p轨道，和镁的最外层3s电子相比，3p轨道能量更高，且受到3s电子额外的屏蔽作用。
4
移除铝的3p电子所需能量更少，所以 $I E_{1} (A l) < I E_{1} (M g)$

3. 电负性与电子亲和能★★★☆☆⏱ 12 min

📘 定义

电负性

共价键中原子将共用成键电子吸引到自身的能力的量度

电子亲和能是指1摩尔气态原子得到1摩尔电子，形成1摩尔气态-1离子时的能量变化。电子亲和能负值越大，说明原子越容易接受电子。

这两种性质都遵循相同的一般规律，由 $Z_{e f f}$ 和原子半径决定：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。氟是电负性最大的元素，钫是电负性最小的元素。

📐 例题

C、O、N、Si中哪一个电负性最大？解释你的答案。

1
确定位置：C、N、O都在第2周期，Si在第3周期14族（在C下方）。
2
电负性同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。
3
第2周期的顺序为：C < N < O，且Si的电负性比C小。
4
因此氧是四种元素中电负性最大的。

4. 一般规律的常见例外★★★★☆⏱ 10 min

IB考试经常考查第一电离能一般规律的例外情况。每个周期都有两处稳定的下降：在第2族和第13族之间，以及第15族和第16族之间。

半满和全满亚壳层由于电子分布对称、电子-电子排斥最小，具有额外的稳定性。这种稳定性改变了预期的电离能。

📐 例题

解释为什么氧的第一电离能低于氮

1
写出两种元素的价电子排布：
2
$N: 2s^2 2p^3 \quad O: 2s^2 2p^4$
3
氮的2p亚壳层是半满结构，所有电子都未成对且分布对称，因此具有额外稳定性。
4
氧的2p亚壳层有一个成对电子，这个成对电子受到配对电子额外的排斥作用，因此移除它所需能量更低。
5
因此尽管氧的原子序数比氮大，仍有 $I E_{1} (O) < I E_{1} (N)$ 。

Exam tip:

解释这些例外时，一定要提到半满和全满亚壳层的额外稳定性——阅卷人会明确寻找这个得分点。

5. 常见陷阱

错误做法:

声称同周期原子半径随原子序数增加而增大

原因:

质子数增加会提高有效核电荷，将电子拉得更近，盖过了电子数增加的影响

正确做法:

说明由于屏蔽效应不变，有效核电荷不断增加，因此同周期原子半径减小

错误做法:

混淆电离能和电子亲和能

原因:

电离能描述移除电子所需的能量，电子亲和能描述得到电子时的能量变化

正确做法:

记忆：电离=移除，亲和=得到

错误做法:

声称氟不是电负性最大的元素

原因:

电负性往周期表右上角方向递增，稀有气体不形成共价键因此不参与排序

正确做法:

记住氟是电负性最大的元素，钫是电负性最小的

错误做法:

只用总核电荷解释规律，忽略屏蔽效应

原因:

同主族总核电荷增加，但屏蔽效应增强和价电子距离增加的影响占主导

正确做法:

始终结合有效核电荷、屏蔽效应和电子离原子核的距离来解释规律

错误做法:

解释电离能例外时忘记提到亚壳层稳定性

原因:

阅卷人会专门给识别半满和全满亚壳层额外稳定性的考生给分

正确做法:

解释电离能的下降时，始终明确说明半满/全满亚壳层的额外稳定性

6. 速查表

性质	同周期变化规律（左 → 右）	同主族变化规律
原子半径	减小	增大
第一电离能	整体增大	减小
电负性	增大	减小
负电子亲和能的绝对值	整体增大	整体减小
有效核电荷 ( $Z_{e f f}$ )	增大	近似不变

真题中的出现

AI 根据考纲规律估算的考点位置,请对照官方真题核实准确性。仅作复习重点参考。

2022 · 1
同周期原子半径的变化规律
2023 · 2
解释氮和氧之间的第一电离能例外
2021 · 1
比较三种元素的电负性大小

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下一步

理解原子性质的周期性规律，是解释IB化学中所有化学反应性、成键和化合物性质的基础。这些规律被持续用于预测元素行为、元素为什么形成特定离子，以及不同原子之间如何成键。本主题是所有后续内容的核心构建模块，经常出现在试卷1和试卷2的考题中。接下来你会把这些概念应用到成键，然后再应用到主族反应性规律中。