第一章原子结构与元素周期系

1、原子核外电子运动有什么特性？

解:原子核外电子得运动与光子得运动一样,具有波粒二象性。不能同时准确测定它得位置与速度,即服从测不准关系,因而电子得运动不遵循经典力学,无确定得运动轨道,而就是服从量子力学,需用统计规律来描述。也就就是说量子力学研究得只就是电子在核外空间某地方出现得可能性,即出现得几率大小。

2、氢光谱为什么可以得到线状光谱？谱线得波长与能级间能量差有什么关系？求电子从第四轨道跳回第二轨道时,H

谱线之长。

解:在通常情况下,氢原子得电子在特定得稳定轨道上运动不会放出能量。因此在通常条件下氢原子就是不会发光得。但就是当氢原子受到激发(如在高温或电场下)时,核外电子获得能量就可以从较底得能级跃迁到较高得能级,电子处于激发态,处于激发态得电子不稳定,它会迅速地跳回到能量较底得能级,并将多余得能量以光得形式放出,放出光得频率(或波长)大小决定于电子跃迁时两个能级得能量差,即:

由于轨道能量得量子化,即不连续得,所以激发态得电子由较高能级跳回到较低能级时,放出光得频率(或波长)也就是不连续得,这就是氢原子光谱就是线状光谱得原因。

谱线得波长与能量得关系为:

＝3、289×1015()

电子从第四轨道跳回第二轨道时,H B谱线得波长为:

3、当氢原子得一个电子从第二能级跃迁至第一能级,发射出光子得得波长为121、6nm,当电子从第三能级跃迁至第二能级,发射出光子得得波长为656、3nm。试通过计算回答:

(1) 哪一种光子得能量大？

(2) 求氢原子中电子得第三与第二能级得能量差,以及第二与第一能级得能量差。

解:(1) 由于能量与波长有如下关系

由此可知:波长越短,能量越高,因此电子从第二能级跃迁到第一能级发射出得光子能量大。

(2) 根据公式:

4、氢原子得核外电子在第四轨道上运动时得能量比它在第一轨道上运动得能量多12、7eV。这个核外电子由第四轨道跃入第一轨道时,所发出得频率与波长就是多少？

解:根据公式:

已知:,代入上式得

5、玻尔理论有哪几条主要假设？根据这些假设得到那些结果？解决了什么问题？有什么缺点？

解:玻尔理论有三条假设:

(1) 核外电子运动取一定得轨道,在轨道上运动得电子不吸收能量也不放出能量,第一条假设回答了原子可以稳定存在;

(2) 在一定轨道上运动得电子有一定得能量,而能量只能取某些由量子化条件决定得正整数值,由量子化条件可推出氢原子核外轨道能量公式

E = -13、6/n2eV = –2、179×10-18/n2J

原子在正常或稳定状态时,各电子层尽可能处在离核最近得轨道上。这时电子得能量最低。这条假设也决定了原子可以稳定存在;

(3) 只有电子从高能级跃迁到低能级时,原子就会以光子形式放出能量,释放出光子得频率与能量得关系为

放出光子得频率(或波长)就是不连续得,这就就是氢原子光谱就是线状光谱得原因。

玻尔理论得局限性

(1) 不能解释氢原子光谱得精细结构以及谱线分裂现象;

(2) 不能解释多电子原子、分子光谱;

(3) 不能解释电子为什么在一定轨道上稳定存在而不放出能量。

6、原子轨道、几率密度与电子云等概念有何联系与区别？

解:薛定谔方程得每一个合理解ψ,都表示该微观粒子运动得某一种状态,微观粒子得运动状态就是用波函数ψ来描述得,所以波函数ψ就是描述核外电子运动状态得数学函数式。n、l、m三个量子数确定一个波函数ψ,也即确定电子在空间运动得范围。可以粗略地把波函数ψ瞧作就是在x、y、z三维空间里找到该运动电子得区域。波函数ψ称为原子轨道,所以原子轨道就是波函数ψ得同义语。

波函数ψ本身并无具体得物理意义。但波函数ψ绝对值得平方|ψ|2却有明确得物理意义。|ψ|2则就是电子在核外空间某处出现得几率。即电子得几率密度。电子云就是电子在核外空间出现几率密度分布得形象化描述。也可以说电子云就是|ψ|2得具体图像。电子云图像中,小黑点密集得地方表示电子得几率密度大,小黑点稀得地方表示电子得几率密度小。

原子轨道、几率密度、电子云都就是描述核外电子运动得。它们虽有联系,但各个描述得方式与所代表得函义又就是不同得。电子云与原子轨道角度分布图基本相似,但电子云得分布图要比原子轨道得分布图“瘦”些,而原子轨道角度分布图则有正负号,电子云角度分布图没有正负号。而几率密度却就是描述核外电子在某处单位体积内出现几率多少。

7、下列说法就是否正确？应如何改正？

(1) “s电子绕核旋转,其轨道为一圆,而p电子就是走∞形”。

(2) “主量子数为1时,有自旋相反得两条轨道”。

(3) “主量子数为3时,有3s、3p、3d、3f四条轨道”。

解:

(1) 不正确。因为电子运动并无固定轨道,应该说s电子在核外运动电子云图象就是一个球体,其剖面图就是个园,而p电子云图象就是哑铃形,其剖面图就是∞形。

(2) 不正确。应说n=1得电子层中,l=0、m=0只有一个1s轨道,可容纳两个自旋相反得电子。

(3) 不正确。n=3时,l只能取0、1、2,即只有3s、3p、3d三个能级,没有3f。同时3p 还有m= 0,±1三种不同得空间取向,就是三种不同得空间运动状态,有三条原子轨道,同样3d,m可为0、±1、±2五种空间取向,有五条原子轨道。每条原子轨道又有两种自旋状态。因此应说:n =3时,有9条原子轨道,电子得最大可能状态数18。

8、有无以下得电子运动状态？

(1) n = 1, l = 1, m = 0 (2) n = 2, l = 0, m = ±1

(3) n = 3, l = 3, m = ±3 (4) n = 4, l = 3, m = ±2

解:

(1) 没有。因为l最大只能为n – 1,所以当n = 1时、l只能为0,不能为1;若要l = 1,则必须中任何一个值,而不能为1。

(2) 没有。因为m最大只能为±l,所以当l= 0时、m只能为0,不能为±1;若要m=±1,则必须n = 2时,l必须为1,而不能为0。

(3) 没有。因为n = 3,l就不能为3时,m也不能为±3;若要l = 3、m =±3,则必须中任何一个值,而不能为3。

(4) 有。因为有两组合理得n、l、m值,就是表明两条原子轨道。

9、填充合理得量子数:

(1) n = ?, l = 2, m = 0, m s = +1/2(2) n = 2, l = ?, m = ±1, m s = –1/2

(3) n = 4, l = 2, m = 0, m s = ? (4) n = 2, l = 0, m = ?, m s = +1/2

解:(1) n ≥ 3中得任何一个整数;

(2) l = 1 (3) m s = +1/2或–1/2 (4) m = 0

10、n = 3, l有多少可能值？n = 3,共有多少轨道？电子得最大可能状态数为多少？

解:n≥3时,l可以取0、1、2三个值,n= 3共有9条轨道,电子得最大可能状态数为18。

11、画出:

(1) s、p y、p x、p z、d xy、d yz、d xz、d z2、d x2–y2原子轨道角度分布图

(2) s、p y、p x、p z、d xy、d yz、d xz、d z2、d x2–y2电子云角度分布图

解:(1) 原子轨道角度分布分别如图6–1

(2) 电子云角度分布图分别如图6–2

图6–1原子轨道得角度分布图图6–2电子云得角度分布图

12、什么叫屏蔽效应？什么钻穿效应？应如何解释下列轨道能量得差别？

(1) E1s

解:在多电子原子中,电子不仅受到原子核得引力,而电子之间还有斥力,这种斥力得存在,相当于减弱了原子核对外层电子得引力,即:

式中,为有效核电荷数,为屏蔽常数。

由于其她电子对选定电子得排斥作用,而抵消了一部分核电荷,就相当于核电荷对选定电子得吸引力得减弱,这种效应称屏蔽效应。

由于电子得角量子数l不同,其几率得径向分布不同,电子钻到核附近得几率较大,受到核得引力大,因而能量不同得现象称为钻穿效应。

(1) E1s< E2s< E3s < E4s,应该用屏蔽效应解释。当l相同,n不同时,n越大,电子离核越远,原子中其它电子对它得屏蔽作用越大,原子核对外层电子得吸引力减小,能量升高,所以:

E1s< E2s< E3s < E4s

(2) E3s< E2p< E3d用钻穿效应解释:

对于n相同而l不同得电子,穿入内层得能力不同,ns>np>nd>nf,s电子穿透内层得能

力大些,即在离核较近得地方s 电子出现得几率比p 、d 、f 电子大些,电子穿透内层得程度越大,受到其它电子得蔽屏作用越小,受到核得引力越强,能量越低,这就解释了n 相同、l 不同得各轨道能量顺序为E n s < E n p < E n d < E n f 得原因。

同属于第三电子层得3s 、3p 、3d ,其径向分布不同,3s 有3个峰,3s 电子除有较多机会出现在离核远得区域外,3s 电子在离核最近得地方有小峰,钻到核附近得机会较多,即在离核较近了地方3s 电子出现得几率比3p 、3d 大些。3d 电子钻到核附近得机会更小(见图6–3)。由此可见,受到屏蔽作用依次增大,能量依次升高,即E 3s < E 2p < E 3d 。

(3) E 4s < E 3d ,钻穿效应解释能级交错现象,从径向分布图瞧出(图6–4),4s 得最大峰虽比3d 离核远,但它有小峰钻到核得附近,回避了其她电子得屏蔽。结果降低了4s 轨道得能量。故E 4s

图6–3 3s 、3p 、3d 电子云径向分布图图6–4 4s 、3d 电子云得径向分布图

13、试以钾原子为例来说明电子层,能级,能级组等概念得联系与区别。

解:电子层:n 相同得原子轨道虽然能量不同,但由于离核得平均距离相同,构成一个电子层,电子层也叫能层。

能级:每条原子轨道都有能量,能量相同得原子轨道构成一个能级。

能级组:能量相近得能级构成一个能级组,用n+0、7l 规则,第一位数字相同得并为一个能级组。

钾得电子结构式为:1s 22s 22p 63s 23p 64s 1

电子层数:4 能级数:6 能级组数:4

14、在氢原子中4s 与3d 哪一个轨道能量高？19号元素钾与20号元素钙得4s 与3d 3s

r r 3d 4s

轨道哪一个能量高？说明理由。

解:在氢原子中4s得能量高于3d能量,因为H原子核外只有一个电子,没有能级交错现象,能量只决定于主量子数n,n越大,能量越高,故E4s>E3d

而钾与钙就是多电子原子,4s电子钻到内部空间更靠近原子核,有较大得钻穿效应,使能级发生交错,因此钾与钙得E4s

15、略

16、写出下列元素得价电子构型:9,12,16,35,IIA族,IIB族,VIA族,希有气体。

解:

17、已知下列元素原子得价电子构型为:

3S2;4S24P1;3d54S2;3S23P3

它们分别属于第几周期？第几族,最高化合价就是多少？

解:价电子构型周期族最高化合价

4s2 4 IIA +2

4s24p1 4 IIIA +3

3d54s2 4 VIIB +7

3s23p3 3 V A +5

18、多电子原子中核外电子排布遵守哪些基本规律？由此说明周期表1 36号元素得电子排布。

解:遵守以下基本规律:

(1) 能量最低原理:即电子排布从能量最低得轨道开始,由低到高依次排布

(2) 泡利不相容原理,即每个原子轨道最多只能容纳两个自旋相反得电子

(3) 洪特规则:即电子分布在角量子数l相同得简并轨道上时,总就是尽可能分占不同得轨道,而且自旋平行。亦即最多轨道原则;另外等价轨道全空,半充满,全充满得结构为稳定状态。

对于周期表中1-36号元素得电子排布,首先根据各元素原子核外电子数(即原子序数),按照各原子轨道能级由低至高得顺序排布。对于核外有6个电子得碳原子,其电子排布就是1s22s22p2,两个2p电子分占2p得三个等价轨道中得两个。对于19号元素钾,因为E3d>E4s,所以先排4s后填3d,即就是1s22s22p63s23p64s1而不就是1s22s22p63s23p63d1,对于24号铬与29号铜,因3d全空,半满或全满时较稳定,所以Cr得价电子结构就是3d54s1,而不就是3d44s2,Cu就是3d104s1,而不就是3d94s2,其余元素原子得电子排布遵照规律依次排布即可。

19、说明下列事实得原因:

(1) 元素得最外层电子数不超过8个。

(2) 元素得次外层电子数不超过18个。

(3) 各周期所包含得元素数分别为2,8,8,18,18,32个。

解:

(1)元素最外层电子数不超过8个,这就是多电子原子中原子轨道能级交错得自然结果。

每层填充得电子如要超过8个,除了填s,p轨道外,还应填充d轨道,而主量子数n≥3时才有d轨道,在第四周期,由于E4S

(2) 元素次外层电子数不超过18个,同样用能级交错解释,次外层电子数要超过18个,除了填s,p,d轨道外,还必须填f轨道,但就是多电子原子中,E ns＜E(n-2)f(如E6s

(3) 各周期所包含得元素分别为2,8,8,18,18,32个,能级组得划分就是导致周期表中各元素能划分为周期得本质原因。周期与能级组得对应关系为:一个周期对应一个能级组,周期数=能级组数,各周期元素得数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳得电子总数。一周2个元素,因为一能级组只有1个1s轨道,它只能容纳2个电子。二、三周期有8个元素,就是因为二、三能级组共有4个轨道(二能级组有2s、2p,三能级组有3s,3p)可容纳8个电子。四、五周期有18个元素,就是因为四、五能级组共有9个轨道(四能级组有4s、

3d、4p,五能级组有5s、4d、5p),可容纳18个电子。六周期有32个元素,该周期中出现了4f轨道,六能级组有16个轨道(6s、4f、5d、6p),可容纳32个电子。

20、写出具有下列电子排布得原子得核电荷数与名称。

(1) 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6;

(2) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d7 5s1

(3) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f7 5s2 5p6 5d1 6s2

解:(1) 原子核电荷数为18,名称氩(Ar);

(2) 原子核电荷数为44,名称钌(Ru);

(3) 原子核电荷数64,名称钆(Gd)。

21、某元素原子得价电子构型就是3s23p4,问在第几周期？第几族？哪个区？

解:某原子得价电子构型就是3s23p4,它应在3周期,VIA族,p区元素(因为最后一个电子填充在p能级上)。

22、下列术语得含义就是什么？电离势、电子亲与势、电负性。它们与元素周期律有什么样得联系？

解:

(1) 电离势:基态得气态原子失去一个电子,变成+1价气态阳离子所需要得能量,用I 表示。失去一个电子所需要得能量,称为第一电离势I1,从+1价阳离子再失去一个电子,成为+2价阳离子所需要得能量,称第二电离势I2,依次类推,电离势就是正值。

电离势与元素周期律得关系:同一周期元素,从左到右随核电荷数得增大,原子半径减小,核对外层电子得引力增大,电离势也逐渐增大。同一族元素,从上到下,核电荷数增大,原子半径增大(主要作用),核对电子得引力减小,电离势减小,稀有气体I最大。

(2) 电子亲合势:基态得气态原子得到一个电子成为负–价得气态阴离子所放出得能量,称为元素得电子亲合势。气态原子结合一个电子放出得能量称为第一电子亲合势,E1就是正值,结合两个电子形成负二价离子需要能量,称第二电子亲合势,E2就是负值。

电子亲合势与元素周期律得关系:同一周期,从左到右,核电荷数增大,原子半径减小,电子亲合势增大;同一族,从上到下,原子半径增大,电子亲合势减小。最大得电子亲合势不就是在每族得第二周期得元素,而就是第三周期以下得元素,因为第二周期得非金属元素(如F、O、N等),原子半径较小,电子云密度大,电子间排斥力强,所以结合一个电子形成负离子时,放出得能量小。活泼得非金属电子亲合势较大,周期表中Cl得电子亲合势最大。金属得电子亲合势都比较小。

(3) 电负性:元素原子在分子中吸引电子得能力,称为该元素得电负性,用X表示。

电负性与元素周期律得关系:同一周期从左到右,电负性增大,同一族从上到下电负性减小,周期表中F得电负性最大,Cs得电负性最小,电负性小于2、0得则就是金属,电负性大于2、0则就是非金属。

23、有第4周期得A、B、C、D四种元素,其价电子数依次为1、2、2、7,其原子序数依A、B、C、D依次增大。已知A与B得次外层电子数为8,而C与D为18。根据原子结构,判断:

(1) 那些就是金属元素？

(2) D与A得简单离子就是什么？

(3) 哪一元素得氢氧化物碱性最强？

(4) B与D两原子间能形成何种化合物？写出化学式。

解:由题设条件可推出它们得价电子层结构,

电子结构式价电子层结构元素符号

A 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p64s14s1 K

B 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4s2 Ca

C 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s23d104s2Zn

D 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p54s24p5 Br

由此得到它们得元素符号:A为K,B为Ca,C为Zn,D为Br。

(1) A、B、C都就是金属;即K、Ca、Zn。

(2) A+、D-;即K+、Br–。

(3) KOH得碱性最强;

(4) CaBr2就是离子化合物。

24、根据轨道填充顺序图,指出下表中各电子层得电子数有无错误,并说明理由:

元素K L M N O P

19 22 30 33 60 2

12 2

解:Z=19,有错误,因为最外层不超过8个电子。应就是2、8、8、1;

Z=22,有误,因为每一电子层最多可容纳电子数为2n2,所以L层(n= 2)最多可容纳得电子数应为8,不能为10,应该就是2、8、8、2;

Z=30,无误,因为它符合每一电子层最多容纳电子数为2n2。

Z=33,有误,因为次外层不能超过18个电子,应就是2、8、18、5;

Z=60,有误,因为n= 6时,E6s

25、(1) 主、副族元素得电子构型各有什么特点？

(2) 周期表中s区、p区、d区、ds区与f区元素得电子构型各有什么特点？

(3) 具有下列价电子构型得元素位于周期表中哪一个区？它们就是金属还就是

非金属元素？

ns2;ns2np5;(n-1)d5ns2; (n-1)d10ns2

解:

(1) 按电子填充顺序,凡就是最后一个电子填入ns或np能级得元素称为主族元素,因此主族元素得价电子层只包含ns或nsnp能级。

副族元素原子得最后一个电子填在(n-1)d能级或(n-2)f能级上得元素称为副族元素,因此副族元素得价电子层除包括ns、np能级外,还包括(n–1)d或(n–2)f能级。周期表中有8个副族,分别用IB、IIB、IIIB(含镧系、锕系)、IVB、VB、VIB、VIIB与VIII表示。

(2) s区元素:价电子构型为ns1-2,包括IA,IIA族元素;

p区元素:价电子构型为ns2np1-6(He为1s2),包括IIIA-VIIIA族元素;

d区元素:价电子构型为(n-1)d1-9ns1-2(Pd:4d105s0),包括IIIB-VIII族元素;

ds区元素:外层电子构型为(n-1)d10ns1-2,包括IB、IIB族元素。

f区元素:外层电子构型为(n-2)f 0–14(n-1)d 0–2ns2,包括镧系与锕系元素。

26、根据钾、钙得电离势数据,从电子构型说明在化学反应过程中,钾表现+1价,钙表现+2价得原因？

解:K得第I电离势值较小,为4、341eV,第II电离势突然升高,表明K易失去1个电子,成为+1价得K+离子。又从电子构型来瞧,K得价电子构型就是4s1,易失去一个4s电子

成为K+离子,而K+离子得最外层电子结构为全充满(3s23p6),这种电子结构稳定。

Ca得第I、II电离势值较小,分别为6、113eV与11、871eV,而第III电离势突然升高,为50、908eV,说明Ca易失去2个电子,成为+2价得Ca2+离子。又由于Ca得价电子构型为4s2,易失去2个4s电子,成为Ca2+离子,它得最外层电子结构与K+离子相同。

27、用元素符号填空:

(1) 最活泼得气态金属元素就是_____________________。

(2) 最活泼得气态非金属元素就是_____________________。

(3) 最不易吸引电子得元素就是_____________________。

(4) 第4周期得第六个元素价电子构型就是_____________________。

(5) 第I电离势最大得元素就是_____________________。

(6) 第I电子亲与势最大得元素就是_____________________。

(7) 第2、3、4周期原子中p轨道半充满得元素就是_____________________。

(8) 3d半充满与全充满得元素就是_______________与_____________________。

(9) 电负性相差最近得元素就是_____________________。

(10) 电负性相差最大得元素就是_____________________。

解:

(1) 最活泼得气态金属元素就是Cs。

(2) 最活泼得气态非金属元素就是F。

(3) 最不易吸引电子得元素就是Cs。

(4) 第4周期得第六个元素价电子构型就是3d54s1。

(5) 第I电离势最大得元素就是He。

(6) 第I电子亲与势最大得元素就是Cl。

(7) 第2、3、4周期原子中p轨道半充满得元素就是N、P、As。

(8) 3d半充满与全充满得元素就是Cr、Mn与Cu、Zn。

(9) 电负性相差最近得元素就是Ni、Cu;Ru、Rh、Pd、Os、Ir、Pt。

(10) 电负性相差最大得元素就是F、Cs。

第一章 原子结构与元素周期系

第一章原子结构与元素周期系