第一电离能的周期性变化

实验目的

掌握第一电离能的含义及变化规律,会用电子排布解释ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA的反常。

实验原理

同周期元素从左到右,核电荷数增大,原子半径减小,失去电子越来越难,第一电离能总体呈增大趋势;同主族从上到下,原子半径增大,第一电离能逐渐减小。Be的2s轨道全充满、N的2p轨道半充满,结构较稳定,所以第一电离能分别大于B和O。

实验器材

• 第一电离能变化曲线(互动图表)
• 第二周期元素(Li~Ne)
• 第三周期元素(Na~Ar)
• 第ⅠA族元素
• Be、B、N、O的电子排布

实验步骤

1. 观察第一电离能随原子序数变化的曲线
2. 找出每个周期的最低点和最高点
3. 比较第二周期Li到Ne的数值变化
4. 重点比较Be与B、N与O的数值大小
5. 沿第ⅠA族从上到下观察数值变化
6. 用电子排布解释反常现象

实验现象与结论

同周期总体上由碱金属到稀有气体逐渐增大,稀有气体最大。第二周期顺序为Li<B<Be<C<O<N<F<Ne,Be>B、N>O是反常。同主族从上到下第一电离能减小。

常见问题

为什么N的第一电离能大于O?

N的2p轨道为半充满的稳定结构,失去一个电子较难;O失去一个电子后变为半充满,相对容易。

第一电离能越小说明什么?

第一电离能越小,气态原子越容易失去电子,元素的金属性通常越强。