第1章原子结构与性质（知识清单）高二化学必备单元知识清单与测试（沪科版2020选择性必修2）

第一章原子结构与性质【单元知识框架】【单元知识清单】考点1氢原子结构模型原子核外电子运动模型的历史发展过程一、\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"道尔顿模型英国自然科学家\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"约翰·道尔顿提出了世界上第一个原子（1803年）。理论：①原子都是不能再分的粒子；②\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。汤姆森的葡萄干面包模型葡萄干面包模型是1904年约瑟夫·约翰·汤姆森（）（英国物理学家）提出的模型，他认为原子是一个带正电荷的球，电子镶嵌在里面，形状酷似“葡萄干布丁”（Plumpudding），也称“枣糕模型”或“葡萄干面包模型”。汤姆孙、汤姆逊、汤姆生等是不同的教材对人名的音译不同。三、卢瑟福的行星模型（有核模型）汤姆森的学生\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"卢瑟福（英国物理学家）完成的\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"α粒子轰击金箔实验（散射实验），否认了葡萄干面包式模型的正确性。1911年卢瑟福提出行星模型：原子的大部分体积是空的，电子按照一定轨道围绕着一个带正电荷的很小的原子核运转。行星模型由卢瑟福在提出，以\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"经典电磁学为理论基础，主要内容有：①原子的大部分体积是空的②在原子的中心有一个很小的\t"s://baike.baidu/item/%E5%8E%9F%E5%AD%90%E7%BB%93%E6%9E%84%E6%A8%A1%E5%9E%8B%E5%8F%91%E5%B1%95/_blank"原子核。③原子的全部正电荷在原子核内，且几乎全部质量均集中在原子核内部。带负电的电子在核空间进行绕核运动。四、玻尔的原子结构（能级结构）1913年玻尔（丹麦物理学家）在卢瑟福的行星模型和普朗克的量子论基础上提出了核外电子分层排布的原子结构模型。五、现代电子云模型\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"电子云是1926年\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"奥地利学者\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"薛定谔在\t"s://baike.baidu/item/%E7%94%B5%E5%AD%90%E4%BA%91%E6%A8%A1%E5%9E%8B/_blank"德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了薛定谔方程，再用三维坐标将解表示出来，就得到了电子云。原子光谱发展沿袭一、原子光谱1、光谱：光谱就是通过棱镜或光栅的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的单色光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。2、连续光谱和线光谱：得到的图案如果是一条连续的亮带，就是连续光谱；得到的图案如果是不连续的亮线，就是线光谱。各元素原子的线光谱就叫做原子光谱。图中最上一条是连续谱，其他几条则既有线光谱又有连续谱。气体中中性原子的发光光谱都是线状谱，说明原子只发出几种特定频率的光。不同原子的亮线位置不同，说明不同原子的发光频率是不一样的，因此，这些亮线称为原子的特征谱线。既然每种原子都有自己的特征谱线，我们就可以利用它来鉴别物质和确定物质的组成成分。这种方法称为光谱分析。微观粒子既有波动性又有粒子性，描述宏观物体运动的经典力学不适用于描述微观粒子的运动。3、原子光谱的形成和种类二、玻尔的原子结构模型1、波尔原子结构模型的主要观点：（1）原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上运绕原子和运动，这些轨道称为定态轨道；（2）在不同定态轨道上运动的电子具有不同的能量（E），而且能量是量子化①的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与n值有关。n的取值为正整数1、2、3、......、∞，n值越小，电子离核越近；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态②。对于氢原子而言，当核外的一个电子处于n=1的轨道时能量最低，这个状态就称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至n>1的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态②。（3）电子在不通过能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃回低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（λ）与两个轨道的能量差（ΔE）有关。——相关概念解释：①量子化：玻尔认为能量是量子化的，即能量是以一个微小单位的形式存在和转播的；②基态和激发态：基态：基态是指在正常状态下，原子处于最低轨道，这时电子在离核最近的轨道上运动的这种\t"s://baike.baidu/item/_blank"定态。激发态：激发态一般是指电子激发态，\t"s://baike.baidu/item/_blank"原子或分子吸收一定的能量后，电子被激发到较高轨道但尚未离开原子的状态。由于能量是不连续的，因此不同轨道之间能量的差值是不连续的，导致光辐射的波长也是不连续的。氢原子的光谱在可见光区中的4条谱线，就是电子分别从n=3、4、5、6的轨道跃迁回到n=2的轨道时释放的能量所形成的。2、轨道跃迁与氢原子光谱系列的关系\t"s://baike.baidu/item/%E6%B0%A2%E5%8E%9F%E5%AD%90%E5%85%89%E8%B0%B1/_blank"主量子数n大于或等于2的电子跃迁到n=1：紫外线系（赖曼系）\t"s://baike.baidu/item/%E6%B0%A2%E5%8E%9F%E5%AD%90%E5%85%89%E8%B0%B1/_blank"主量子数n大于或等于3的电子跃迁到n=2：可见光系（巴尔末系）\t"s://baike.baidu/item/%E6%B0%A2%E5%8E%9F%E5%AD%90%E5%85%89%E8%B0%B1/_blank"主量子数n大于或等于4的电子跃迁到n=3：红外光系（帕邢系）3、玻尔模型的局限性1）保留了经典粒子的概念，仍把电子的运动看作经典力学描述下的轨道运动。科学家研究发现，微观粒子既具有波动性又具有粒子性，他的运动速度和空间位置无法同时准确测量，描述宏观物体的经典力学方法不适用于描述微观粒子。2）对稍微复杂一点的原子（多电子原子）如氦原子，就无法解释他的光谱现象。【思考】（教材P5）光辐射的波长和电子跃迁时吸收或释放的能量ΔE有关，ΔE=E2—E1=h·cλ×10—34J·s，为普朗克常数；c=2.99792458请指出氢原子中电子分别从n=5和n=2的轨道跃迁道基态时，哪种光辐射的波长更长。【答案】n=5对应的轨道与n=2对应的轨道相对比，n=5的轨道能量更高，与n=1轨道的能量差值更大，释放能量更多，ΔE5→1>ΔE2→1但ΔE与波长λ成反比，故电子从n=2跃迁至n=1（基态）光辐射的波长更长。（规律：主量子数数值越大，相邻主量子数之间差值越小；能量变化越小，波长越长）（教材P6）每当夜幕降临，华灯初上，五颜六色的灯光就把城市装扮的五彩缤纷。请联系氢原子光谱的成因，说民这些美丽的光是怎样产生的。【答案】霓虹灯内充有稀有气体，当外电路接通后，变压器输出端会产生几千伏甚至几万伏高压，当这一电压接到霓虹灯两端后，管内带电粒子（电子）就会发生跃迁，发出五颜六色的光。氢原子结构模型基本概念1、原子轨道当电子处于不同的运动状态时具有的能量是不同的。我们把氢原子中电子的一个空间运动状态称为一个原子轨道。需要注意的是，此处轨道的含义和玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆周轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。【理解】玻尔原子模型中的“轨道”是指运行其中的电子每时每刻都有确定的速度、位置、能量和角动量；本节所提及的“轨道”（属于量子力学中的轨道中的一种）是指一种量子状态，他具有某种特定的能量和角动量（对应于确定的主量子数、角量子数和磁量子数），但其速度和位置都是不能确定的，只有一个概率分布，电子位置的概率分布能够用“电子云”这个概念能够形象的表示出来。2、能层与能级电子运动的空间离核的远近是不同的。人们用n表示电子层数，n相同的原子轨道成为一个电子层，n的取值为正整数1、2、3、4、5、6、7......。一个电子层也叫做一个能层，和n=1、2、3、4、5、6、7......的电子层相对应的能层符号分别用K、L、M、N、O、P、Q......表示。当n=1时，K层的电子离核最近，电子的运动状态能量最低；n越大，表示电子离核越远，电子的运动状态能量越高。n相同的原子轨道，轨道呈现的图像形状可以不同，我们分别用s、p、d、f......表示不同形状的原子轨道。例如：s轨道是呈球形的，p轨道是呈哑铃形的。不同形状的原子轨道可能有不同的能量，因此同一能层中的原子轨道，还可以分成不同的能级，如ns、np、nd、nf等能级。第一能层只有1s一个能级，第二层有2s、2p两个能级。同一的原子轨道在三维空间坐标系中还可以有不同的伸展方向。s轨道只有一种空间取向，所以ns只有一个原子轨道。p轨道分别沿x轴、y轴、z轴有三个不同的伸展方向，所以np有px、py、pz三个原子轨道。d轨道有5个伸展方向，则nd有5个原子轨道。f轨道有7个伸张方向，则nf有七个原子轨道。如图是s轨道和p轨道的轨道空间伸展方向。我们将电子层的n值和表示轨道形状的s、p、d、f结合起来表示原子轨道，如1s、2s、2p（2px、2py、2pz）等。此外，原子核外电子还存在一种被称为“自旋”的运动状态。处于同一原子轨道的电子有两种不同的运动状态，通常用向上箭头“↑”和向下箭头“↓”表示。当然，电子“自旋”并非真像地球绕轴自旋一样，它只是表示电子的两种不同的自旋状态。原子中的能级按能量由低到高、由下往上排列的示意图叫原子的能级图。在只有一个电子的氢原子中，原子轨道的能量仅与n值有关，因此n相同的原子轨道处于同一能级。3d3p3s3d3p3s2p2s2p2s1s1s3、电子云由于微观粒子运动的特性，用统计的方法来了解电子在原子核外空间某处出现的概率大小。为了方便理解，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现的概率大小。点密集的地方表示电子在单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方表示电子在单位体积内出现的概率小。这种对电子在原子核外空间单位体积出现概率大小的形象化描述称为电子云。下图是1s和2p轨道的电子云空间分布图1s轨道上的电子（也称1s电子）在空间出现的概率分布呈球形对称，并且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子的出现概率越小。处于2p轨道的电子在空间单位体积内出现的的概率是沿着一个坐标轴（x轴、y轴或z轴）对称分布的。二、原子光谱分析原子光谱分析法主要包括原子发射光谱分析法和原子吸收光谱分析法。考点2能层与能级1．能层(1)核外电子按能量不同分成能层并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示。(2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。2．能级(1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。(3)能层、能级与最多容纳的电子数由上表可知：①能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。②s、p、d、f各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍。③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是2n2。【注】(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。(2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。(3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s……考点3基态与激发态原子光谱1．基态原子与激发态原子(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。(2)激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。(3)基态、激发态相互间转化的能量变化基态原子eq\o(,\s\up21(吸收能量),\s\do15(释放能量，主要形式为光))激发态原子。2．光谱(1)原子光谱不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱。(2)原子光谱的成因及分类(3)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。【注】(1)电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。(2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。(3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。（4）焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等都与核外电子跃迁释放能量有关。考点4构造原理与电子排布式1．构造原理（1）构造原理：从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……。能级交错【注】电子能量高低①相同能层，不同能级：ns<np<nd<nf。②英文字母相同的不同能级：1s<2s<3s<4s③不同能层不同能级：ns<(n2)f<(n1)d<np④相同能层，相同能级：电子能量相同。2．电子排布式(1)电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al原子电子排布式中各符号、数字的意义为(2)写出下列原子或离子的电子排布式：①8O：1s22s22p4；②19K：1s22s22p63s23p64s1；可简写为[Ar]4s1；③17Cl：1s22s22p63s23p5；可简写为[Ne]3s23p5；④16S2－：1s22s22p63s23p6。【注】①电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，氮最终按能层顺序排列。②24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s129Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1价层电子排布式价层电子：主族元素的最外层电子，过渡元素不仅最外层电子，次外层电子及某些元素倒数第三层电子。Cl的价层电子排布式：3s23p5K的价层电子排布式：4s1电子云与原子轨道1．概率密度用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。2.电子云由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。【注】电子云只是形象的表示电子出现在个点的概率高低，二实际上并不存在。3．电子云轮廓图为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P＝90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。4．原子轨道(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。(2)形状①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。②除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p电子云轮廓图是呈哑铃状的。(3)各能级所含有原子轨道数目能级符号nsnpndnf轨道数目1357【注】原子轨道与能层序数的关系(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。(2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。考点5泡利原理、洪特规则、能量最低原理1．电子自旋与泡利原理(1)自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。(2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。2．电子排布的轨道表示式(1)在轨道表示式中，用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。(2)表示方法：以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。3．洪特规则(1)内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。(2)特例在简并轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。相对稳定的状态eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(全充满：p6、d10、f14,全空：p0、d0、f0,半充满：p3、d5、f7))如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。【注】洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。4．能量最低原理在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序)。【注】每个电子核外运动状态均不相同。如铝原子核外共有13种不同运动状态的电子。【总结】核外电子排布的表示方法原子(离子)结构示意图含义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子实例电子排布式含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式含义为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示实例K：[Ar]4s1价电子排布式含义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式实例Al：3s23p1轨道表示式含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子实例电子式含义化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式实例考点6元素周期律元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。周期外围电子排布各周期增加的能级元素种数ⅠA族0族最外层最多容纳电子数一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32(2)规律：①周期序数＝电子层数。②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数=族序数。族序数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA价电子排布ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5③稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外)。三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。【注】p区元素价电子不都是ns2np1～6，如He元素的价电子为2s2。【总结】各区元素的特点包括的元素价电子排布化学性质s区第ⅠA、ⅡA族ns1～2(最后的电子填在ns上)除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属元素)p区第ⅢA～ⅦA族、0族ns2np1～6(最后的电子填在np上)随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱d区第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上]均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区第ⅠB、ⅡB族(n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满]均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近四、元素周期律1．原子半径（1）影响因素2.电离能（1）第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。（2）元素原子第一电离能的变化规律①对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(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。②同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。③过渡元素的第一电离能的变化不太规则。④同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高。（3）逐级电离能①含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。②特点：由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……。元素原子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，这是由于电子分层排布的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能NaMgAl电离能/kJ·mol－1I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575③影响电离能的因素电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。b.同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。c.电子排布是影响电离能的第三个因素某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满