第8章原子结构习题及答案

第8章原子结构和元素周期律习题参考答案1玻尔理论的要点是什么？玻尔理论有哪些局限性？答：玻尔提出三点假设：①核外电子是在某些符合一定条件的轨道上绕核运动的。电子在这些轨道上运动时，既不吸收能量也不放出能量。②原子在稳定状态时，电子尽可能处在离核最近的轨道上。这时原子的能量最低（称为基态）。当原子从外界获得能量时，电子可以跃迁到离核较远(即能量较高)的轨道上去，此时原子和电子处于激发态。③处于激发态的电子很不稳定。当电子从离核较远的轨道返回到离核较近的轨道时，会以光的形式释放出能量。光的频率取决于能量较高的轨道与能量较低的轨道之间的能量差。玻尔理论的缺陷在于未能完全冲破经典物理的束缚，加入了一些假定，仍然认为，电子在原子核外的运动采用了宏观物体运动的固定轨道。玻尔理论不能解释这种光谱的精细结构，玻尔理论也不能解释多电子原子的光谱。22的物理意义是什么？它的形象化表示是什么？波函数绝对值的平方2有明确的物理意义。它表示空间某单位体积内电子出现的概率，即概率密度。电子云就是概率密度2的形象化图示。3原子轨道的角度分布图与电子云的角度分布图相比有哪些不同？答：比较电子云的角度分布与原子轨道的角度分布图，可以看到，它们主要有两点区别：①原子轨道的角度分布图上有正、负号，而电子云角度分布图上均为正值。②电子云的角度分布图比原子轨道的角度分布图要瘦一些。这是因为，|Y|的值总是小于1的，而Y2的值更小。4给出下面每组中可能的量子数：(1)n=3,l=1,m=?(2)n=4,l=?,m=-1(3)n=?,l=1,m=+1答：(1)m=0，±1。(2)l=3，2，1。(3)n≥25M2+离子的3d轨道上有3个电子，该元素位于周期表中哪一周期？什么族？什么区？中文名称是什么？分别写出描述这3个电子运动状态的四个量子数。答：该元素位于周期表中第4周期，ⅤB族，d区。中文名称是钒。描述3d轨道上3个电子运动状态的四个量子数分别是：nlmms(1)32+2+1/2(2)32+1+1/2(3)320+1/2.6填空元素代号原子序数周期族区价电子排布1173ⅦAp3s23p52244ⅥBd3d54s13294ⅠBds3d104s14375ⅠAs5s15646ⅢBf4f75d16s7某元素在Kr之前，当它的原子失去3个电子后，角量子数为2的轨道上的电子恰好是半充满。写出该元素的核外电子排布式并指出该元素位于哪一周期？什么族？什么区？中文名称是什么？答：该元素的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。该元素位于第4周期，ⅧB族，d区，中文名称是铁。8将氢原子核外电子从基态激发到2s或2p轨道，所需要的能量是否相同？为什么？如果是氦原子情况又是怎样的？答：由于氢原子是单电子原子，E2s=E2p，所以将氢原子核外电子从基态激发到2s或2p轨道，所需要的能量相同。氦原子是多电子原子，两个电子间存在斥力E2s≠E2p，所以将氦原子核外电子从基态激发到2s或2p轨道，所需要的能量不相同。.9下列叙述是否正确？将不正确的改正过来。(1)氢原子只有一个电子，故氢原子只要一个轨道。(2)主量子数为2时，有2s、2p两个轨道。(3)因为p轨道的角度分布呈“8”字形，所以p电子运动的轨道为“8(4)电子云是波函数2在空间分布的形象化表示。答：(1)不正确。正确的叙述是：氢原子只有一个电子，但氢原子核外的原子轨道不只一个。(2)不正确。正确的叙述是：主量子数为2时，有1个2s轨道，3个2p轨道。(3)不正确。正确的叙述是：p轨道的角度分布呈“8”字形，p(4)正确。10A、B两元素，A原子的M层和N层的电子数分别比B原子的M层和N层的电子数少7个和4个。写出A、B两原子的名称和电子排布式。答：A原子是钒，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2B原子是硒，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p4。11写出具有电子构型为1s22s22p5的原子中各电子的全套量子数。答：nlmms(1)100+1/2(2)100-1/2(3)200+1/2(4)200-1/2(5)21+1+1/2(6)21+1-1/2(7)21-1+1/2(8)21-1-1/2(9)210+1/212什么是屏蔽效应？什么是钻穿效应？什么是能级交错现象？答：在多电子原子中，由于其他电子对某电子的排斥作用抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的引力，这种作用被称为屏蔽作用或屏蔽效应。外层电子钻到靠近原子核的内层空间，从而躲避其他电子的排斥使本身能量降低的现象称为钻穿作用。对于多电子原子而言，原子轨道的能量由主量子数n和角量子数l共同决定，主量子数n小和角量子数l大的轨道（内层轨道）能量反而高于主量子数n大和角量子数l小的轨道（外层轨道）能量，如对于元素K：E4s＜E3d，这种现象称为能级交错现象。13核外电子排布遵循哪三项原则？其主要内容是什么？答：核外电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。(1)能量最低原理：电子在原子中所处的状态总是要尽可能使整个体系的能量最低，该体系是最稳定的。核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道。(2)泡利原理：泡利原理指出，在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子。或者说，在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。从泡利原理可以得出下面的结论，对于n，l，m都相同的原子轨道，每一个轨道中最多只能容纳两个自旋方向不同的电子。(3)洪特规则：电子分布到能量简并的原子轨道时，总是尽可能保持相同的自旋方向，分占不同的轨道。14按原子半径从大到小的顺序排列下列元素：Ca,Si,As,Te答：Ca>Te>As>Si15什么是电离能？说明第三周期元素随着原子序数的增加，电离能变化的特点。答：使元素处于基态的气态原子失去一个电子成为+1价气态阳离子所需要的能量，称为该元素的第一电离能。Na的第一电离能最低，由Na到Mg随着核电荷升高电离能升高，这是由于Mg为3s2的稳定电子构型，Al失去一个电子可得到3s23p0的稳定结构，所以Al的第一电离能反而比Mg低；P原子有较高的电离能，因它为半充满的p3结构；S原子的电离能又低于P原子，因其失去一个电子可得半充满的p3结构,Ar为3s23p6的稳定结构，在这一周期中电离能最高。16按各基态原子第一电离能从大到小的顺序排列下列元素：B,Be,C,N,O答：N>O>C>Be>B17为什么Na的第一电离能小于Mg的第一电离能而Na的第二电离能却大大超过Mg的第二电离能？答：答：由于Na的价电子层结构为1s22s22p63s1，Na易失去最外层的s电子，Mg的价电子层结构为1s22s22p63s2，属于全充满结构，不易失去电子,所以Na的第一电离能小于Mg。而Na的第二电离能是Na+离子失去全充满结构1s22s22p6的一个电子，而且这个电子属于原来的内层，而Mg是失去1s22s22p63s1的一个s电子，所以Na的第二电离能大大超过Mg。18为什么锂在化合物中常呈+1氧化态，而铍在化合物中常呈+2氧化态？答：锂的第二电离能(7298.165kJ·mol-1)是第一电离能(520.2222kJ·mol-1)的大约11倍，所以锂通常失去一个电子显+Ⅰ氧化态。铍的第二电离能(1757.109kJ·mol-1)约为第一电离能(899.50kJ·mol-1)的两倍，而第三电离能(14848.76kJ·mol-1)约是第二电离能的8倍，表明铍易失去两个电子，而难于失去第3个电子，所以铍通常显+Ⅱ氧化态。19什么是电子亲和能？氯和氟哪种元素的电子亲和能大？为什么？答：元素的一个处于基态的气态原子获得一个电子生成气态-1价阴离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能。氯的电子亲和能大，这是因为，第二周期非金属元素的原子半径非常小，电子密度很大，电子间排斥作用大，以致当加合一个电子形成阴离子时由于电子间强烈的排斥作用使放出的能量减小。而对应的第三周期元素，原子半径较大，且同一层中又有空的d轨道可容纳电子，电子排斥作用减小，因而加合电子时放出的能量相对较大。20按第一电子亲和能从大到小的顺序排列下列元素：B,C,O,S答：S>O>C>B21什么是电负性？同周期以及同族元素的电负性随着原子序数的增加有什么变化规律？答：分子中原子吸引电子的能力就是元素的电负性。元素的电负性是呈现周期性变化的。变化的基本规律是：同一周期从左向右电负性增大；同族元素自上而下电负性减小。22按电负性从大到小的顺序排列下列元素：Al,B,Be,Mg答：B>Al>Be>Mg23有A、B、C、D四种元素。其中A为第四周期元素，与D可形成1:1和1:2原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高氧化数为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高氧化数。D为所有元素中电负性第二大的元素。给出四种元素的元素符号，并按电负性由大到小排列之。答：这四种元素分别为：A—KorCaorGe；B—Mn；C—Br；D—O。这四种元素按电负性由大到小排列为：O>Br>Ge>Mn(>Ca>K)24什么是镧系收缩？其影响是什么？答：镧系收缩指的是，镧系元素的原子半径（离子半径）随着原子序数的增大逐渐减小的现象。镧系收缩的结果使镧系元素后面的过渡元素的原子半径都相应的缩小，使第三过渡系列元素的原子半径与第二过渡系列元素的原子半径相近，使得Zr和Hf，Nb和Ta，Mo和W的性质极为相似，很难分离。25用斯莱特法则计算说明元素Pd的核外电子排布是[Kr]4d10而不是[Kr]4d85s2。解：如果Pd原子基态的电子构型是[Kr]4d85s