同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势。所以同一周期第一电离能最小的是碱金属元素,最大的是稀有气体元素。
同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当外围电子在能量相等的轨道上形成全空(p0, d0, fo)、半满(p3, d5, f7)或全满(p6, d10, f14)结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。特例是第二主族的第一电离能大于第三主族，第五主族的第一电离能大于第六主族。
C原子为1S2 2S2 2P2
N原子为1S2 2S2 2P3 达到半满结构，相对较稳定，所以第一电离能会有所增大
O原子为1S2 2S2 2P4 2P轨道有一堆成堆电子，相对于N原子的半满结构，第一电离能会略小于N
具体数据都是用仪器测出来的，考试的话知道有半满，全满，能量最低原理就可以嘞
。
N的2P轨道有3个电子，属于半充满，根据洪特规则特例，N的第一电离能要比O的大，O与S又在同一主族，那么O的第一电离能又比S的大，所以N＞S。反常的还有Be，Mg，P等，具体参见高中化学选修三。
第一电离能大小顺序：N>S>Si>Na
金属元素第一电离能较小，非金属元素第一电离能较大。同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势。同一主族元素从上到下第一电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。
同一主族元素从上到下，原子半径增加，有效核电荷增加不多，则原子半径增大的影响起主要作用，第一电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。
扩展资料：
其他概念
1、元素的电负性
物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化。原子对电子吸引能力不同，是造成元素化学性质有差别的本质原因，元素的电负性的概念，就是用来表示元素相互化合时，原子在分子中吸引成键电子对的相对能力。
2、电子亲合势
当元素处于基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量, 称为该元素的第1 电子亲合势。电子亲合势越大, 该元素越容易获得电子。
参考资料来源：百度百科-第一电离能
结论：
F>N>S>P，
原理：
1、每个周期第一个元素第一电离能最小，最后一个元素第一电离能最大；
2、从第一周期到第六周期，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的周期性变化，而且，随周期序数的增大，在大体上呈现第一电离能变小的趋势；
3、再想知道详细的话，查查第一电离能与元素的对应图，可以直接比较出大小！
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第一电离能，是原子失去最外层的一个电子所需能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈现周期性变化。总体上金属元素第一电离能较小，非金属元素第一电离能较大。
电离能(I)
基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量称为元素的第一电离能（I1）。元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2）。第三、四电离能依此类推，并且I1＜I2＜I3…。由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力，所以电离能总为正值，SI单位为J�6�1 mol-1，常用kJ�6�1mol-1。通常不特别说明，指的都是第一电离能
电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易，电离能越大，原子越难失去电子，其金属性越弱；反之金属性越强。所以它可以比较元素的金属性强弱。影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型。
与电子层数有一定关系,电子数越多,说明原子半径越大,板子核对最外层电子的吸引力降低,容易电离失去,电离能较低;电离能与最外层电子数也有关,如:同一p轨域中的两个电子间存在一定的排斥作用，这种排斥作用有利于电子脱离原子；所以同一p轨域中的配对电子比单个电子更容易被电离。
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