元素第一电离能的周期性变化

在化学选修课《物质结构与性质》中，对“元素第一电离能的周期性变化”的学习是建立在学生以前学习元素性质的递变规律的认知水平上引申的一小部分内容，但其作用却是解决我们很熟悉的问题，如衡量金属元素原子失电子能力的强弱和解释不同金属离子呈现的不同价态等。

在“元素第一电离能的周期性变化”的学习中，经分析元素周期表中第一电离能的变化，可得第一电离能在周期表中的递变规律：

同周期，从左至右，元素第一电离能呈现增大趋势。

同主族，从上至下，元素第一电离能逐渐减小。

那么，在讲解这一规律的时候，怎样向学生解释第一电离能的递变性呢？我们不能单单让学生死记这条规律，所以我们应从结构方面入手，增加对第一电离能大小的影响因素的讲解。

第一电离能的大小主要取决原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子构型。

一般来说，同周期元素的原子第一电离能的大小，有效核电荷起主要作用。同周期元素具有相同的电子层数，从左到右有效核电荷增大，原子半径减小，核对外层电子的引力增大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。

同主族元素电子层数不同，最外层电子数相同原子半径增大起主要作用，因此，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。

电子构型是影响电离能的第三个因素。电子构型能很好地解释各周期中稀有气体元素的电离能最大及某些元素的电离能的反常现象。如：

稀有气体Ne的轨道表示式：

第二周期元素N的轨道表示式：

以上两元素原子核外电子排步在p轨道上形成全满和半满结构，原子的能量较低，所以，Ne元素具有较大的第一电离能；而N元素的第一电离能要比同周期的O元素大，不遵循第一电离能在周期表中的递变规律。这就需要用到洪特规则的特例：

通常情况下，当原子核外电子排步在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

实际上除了N元素外，在短周期还有Be、Mg、P等这些元素也可以用电子构型来解释第一电离能反常变大的情况。

但是，在用这规则的时候，学生往往出现一些误区。如：如何解释镁的第一电离能大于铝？学生大都认为镁的价电子排布式为3S2，为全满结构，而铝的价电子排布式为3S23P1，所以镁原子较铝更稳定，第一电离能较大。实际上，在运用洪特规则特例解释类似上述问题时，应该比较相同类型轨道的电子排布是全空、半满还是全满。如：镁的价电子排布为3S23P0，3P轨道为全空结构，相对于铝的3P轨道来说，能量更低更稳定，第一电离能更大。

通过以上分析后，学生能更好地对第一电离能的递变规律加以理解和掌握。

（山东省胶州市第二中学）