上节提要：
波函数 (?)与电子云 (?2)的 径向分布图与角度分布图电子云的图象屏蔽效应与钻穿效应多电子原子能级
Pauling 能级图徐光宪近似规律
Cotton 规律四,核外电子排布 （重点）
电子总是优先占据能量最低的原子轨道，使体系的能量处于最低。这样的状态是原子的 基态 。
填充顺序,1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
（ 1） 能量最低原理 （ Pauling 原子轨道近似能级图 ）
Li,1s22s1 n l m ms
（ 2） Pauli不相容原理在同一原子中，没有两个电子具有完全相同的四个量子数。 同一条轨道上最多容纳两个自旋方向相反的电子 。
例：用四个量子数描述 Li原子的三个电子的运动。
1 0 0 +1/2
1 0 0 - 1/2
2 0 0 +1/2
Mn [Ar]_ _ _ _ _ _
[Ar]_ _ _ _ _ _
熟练掌握 1~54号原子的基态电子构型 (p25)。 ★
电子在 n,l相同的轨道上排布时，应尽可能分占磁量子数 m不同的轨道，且自旋平行。
当等价轨道为全空、半满或全满时，体系的能量是最低的。
（ 3） Hund规则写电子排布式时,先按能级顺序填充电子，然后按照量子数 (n,l)的顺序排列 。
1(K) 0(1s) 0 ±? 1 2
2(L) 0(2s) 0 ±? 1 2 8
1(2p) -1 0 1 三组 ±?
值
3 6
3(M) 0(3s) 0 ±? 1 2 18
1(3p) -1 0 1 三组 ±?
值
3 6
2(3d) -2 -1 0 1 2 五组 ±?
值
5 10
4(N) 0(4s) 0 ±? 1 2 32
1(4p) -1 0 1 三组 ±?
值
3 6
2(4d) -2 -1 0 1 2 五组 ±? 5 10
n l m ms
亚层轨道个数电子数电子层最大容量各电子层和电子亚层最大容量例：写出 O,Ar,Cu,Gd的电子构型
O Z = 8,1s2 2s2 2p4
Ar Z = 18,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cu Z = 29,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
4s2 3d9? Z? 21,E4s > E3d
Gd Z = 64,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f8
5d6p 7s
[1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 ]4f7 5d1 6s2
[Xe] 4f7 5d1 6s2 （ 价层电子 ）
请画出价层电子的排布方式第四节 元素周期表 与原子参数
1 IA?0族以及 IB,IIB族：族数等于最外层电子数。
2 IIIB?VIIB族：族数等于 (n-1)d和 ns轨道中的电子总数，或等于最高能级组中的电子总数。
3 VIII族：最高能级组有 8~10个电子。
§ 1 原子结构与元素周期表的关系一,能级组与元素周期的关系
1 周期的划分就是 核外电子能级 的划分，各能级组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。
2 元素所在的周期数等于最外电子层的主量子数 n。
二,电子层结构与族的关系三,价电子构型与元素的分区?
价电子 指有可能参加形成化学键的电子。
掌握各区元素的价电子构型区 所含元素 电子填充情况 价电子构型
s区 IA,IIA 最后一个电子填充在 ns轨道上 ns1~2
p区 IIIA?0族 最后一个电子填充在 np轨道上 ns2 np1~6
d区 IIIB?VIII族 最后一个电子填充在 (n-1)d轨道上 (n-1)d1~10 ns0~2
ds区 IB,IIB族 最后一个电子填充在 (n-1)d轨道上 IB:(n-1)d10 ns1
并使轨道达饱和 IIB,ns2
f区 镧系 锕系 最后一个电子填充在 (n-2)f轨道上
(n-2)f 0~14(n-1)d 0~2ns2
例：已知 Sn是第五周期,IVA族元素，则可以判断 Sn
的价电子构型为 5s25p2。其核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2，原子序数为 50。
要求,原子序数?核外电子排布、周期、族、区周期、族?原子序数、价电子构型例：已知 Ga的原子序数为 31，写出它的核外电子排布式。
写电子排布式时,先按能级顺序填充电子，然后按照量子数 (n,l)的顺序排列 。
解,1s22s22p63s23p63d104s24p1，其价电子构型为 4s24p1，
可判断 Ga属于第四周期,IIIA族,p区。
一、原子半径原子半径的数值与原子的聚集状态、键的类型以及测量手段有关。
§ 2 原子参数（重点）
核间距的一半
(1) 共价半径
(2) 金属半径
(3) 范德华半径
短周期,自左至右,原子半径逐渐减小,变化幅度较大
长周期过渡元素,自左至右,原子半径逐渐减小,变化幅度较小
内过渡元素,自左至右,原子半径逐渐减小,变化幅度最小
r短 ~10pm >?r长 ~5pm >?r内 ~1pm
原子半径的变化规律
(1) 同一主族 元素原子半径变化规律：
同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，
原子半径增大。 原因？
(2) 同一副族 元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近（ 镧系 收缩 ）。 原因？
(3) 同一周期 元素原子半径的变化规律：
c,由于 La系 收缩，使第三过渡系元素电离能大于第二过渡系对应元素的电离能。
内过渡元素：镧系 收缩
a,使第三过渡系元素的原子半径与同族相应的第二过渡系元素原子半径相近，性质相似，难于分离。例,Zr 与 Hf; Nb 与 Ta
b,从 La到 Lu共 15个元素，原子半径在 180pm,
Y的半径为 181pm,Y也为 La系 。
二、电离能第一电离能,基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为气态 +1价离子所需的能量。
A(g) → A+(g) + e- I1
第二电离能,由 气态的 +1价离子再失去一个电子成为 气态的 +2价离子所需的能量。
I1 < I2 < I3 < I4
(1) 电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子,金属性 越强。
(2) 元素的电离能随 Z的变化而呈现周期性的变化。 同一周期自左至右,I 基本上依次增大。
关于电离能：
反常,Be与 B,Mg与 Al,P与 S，
Zn与 Ga,As 与 Se,Cd与 In，
Hg 与 Tl
I N > IO N(2s2 2p3) N+(2s22p2) N更稳定
O(2s2 2p4) O+(2s2 2p3) O+更稳定原因,电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的 电子层结构 有关。
例,I B < IBe
B(2s2 2p1) B+(2s22p0)
B+具有较稳定的结构。
Be(2s2) Be+(2s1)
Be(2s2)全充满，稳定
(4) 主族元素自上而下电离能应减少,但 Sc系收缩使 IGa > IAl; La系收缩使 ITl > IIn,IPb > ISn,
通常主族元素金属性自上而下依次增大。
Na 496 4562 6912 9540
Mg 738 1451 7733 10540
Al 578 1817 2745 11578
I1 I2 I3 I4 (kJ·mol-1)
(3) 同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。
(5) 副族元素电离能变化规律不规则。
(6) 元素的电离能除了可以说明元素的金属性外，
还可说明主族元素常见的氧化态。
三,电子亲合能 （ electron affinity)
一个基态的气态原子得到一个电子形成基态、
气态负离子所释放的能量。 (符号 Eea)
反映了非金属元素的活泼性电子亲和能一般都是随原子半径的减小而增大，即同一周期从左到右电子亲和能增大；同一族从上到下电子亲和能减小。 反常现象与电子层结构有关。
四、电负性 (electronegativity)
反映了分子中的原子对成键电子的相对吸引力本章作业,p37 1.4 1.6 1.7 1.8 1.10
1.12 1.13
本章小结：
1,氢原子光谱与玻尔的原子结构模型
2,波粒二象性与海森堡测不准原理
3,描述电子运动状态的四个量子数与取值规则
4,波函数与电子云的图象
5,核外电子排布与价电子构型
6,原子参数的周期性变化规律与特殊情况本章习题课
1,量子力学中所说的原子轨道是指（ ）
A,波函数?n,l,m,ms B,电子云
C,波函数?n,l,m D,几率密度
2,下列原子轨道不存在的是 （ ）
A,?321 B,?322
C,?320 D,?330
3,?322 代表简并轨道中的一个轨道是 （ ）
A,2p 轨道 B,3p 轨道
C,3d 轨道 D,4f 轨道
4,下列电子构型的原子中，第一电离能最小的是
A,3s23p3 B,3s23p4
C,3s23p5 D,3s23p6
5,第二电离能最大的原子应该具有的电子构型是
A,1s22s23p2 B,1s22s23p5
C,1s22s23p63s1 D,1s22s23p63s2
6,镧系收缩使得元素性质十分相似的元素是
A,Cr和 Mo B,Mo和 W
C,Co和 Ni D,Y和 La
7,在一原子中，主量子数为 n 的电子层中有 ——个原子轨道，角量子数为 l 的亚层中含有 ——个原子轨道。
n2,2l + 1
8,预测 113号元素基态原子核外电子排布式为 ————，
在周期表中该元素位于 ——周期 ——族 ——区。
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f146s2
6p66d107s27p1 ; 第七,IIIA,p
9,M3+离子 3d轨道上有 6个电子，则该原子基态时核外电子排布是 ————,M属于 ——周期 ——族 ——
区。
1s22s22p63s23p63d74s2 ; 第四,VIII,d
10,氢原子光谱为什么是线状光谱？谱线波长与能级间能量差有什么关系？
氢原子核外电子收到激发时，可以由低能级跃迁到较高能级。当电子由高能级向较低能级跃迁时，就以光子的形式放出能量，其频率由下式决定,hv = E2 – E1 。 E2,E1 分别表示高、
低能级的能量。由于 原子轨道的能量是量子化的，所以放出光子的频率是不连续的。这就是氢原子光谱是线状光谱的原因。
由?E = hc/l 可以看出，能级间能量差越大，则谱线波长 l 越小。
11,N 的价电子构型为 2s22p3，试用四个量子数分别表示每个电子的运动状态。
n l m ms
2 0 0 +?
2 0 0 -?2s
2
-?
-?
-?
或2p3
2 1 0 +?
2 1 +1 +?
2 1 -1 +?
12,基态时,He和 He+ 中电子离核的距离哪个大？
为什么？
基态时 He中电子离核的距离比 He+ 中的电子离核的距离大。 He+ 中只有一个电子，没有电子间的相互作用，而 He中有两个电子，电子之间存在有排斥作用。对于某个电子来说，另一个电子的存在等于抵消了部分核电荷对该电子的作用（即 屏蔽作用 ），使作用在这个电子上的核电荷减少，因而电子距离核的平均距离就会大一些。
13,某元素的原子序数为 24
① 写出该元素基态原子的电子组态并指出价电子；
② 原子有多少层、多少亚层、多少成单电子；
③ 指出该元素所处的周期、族和区。
① 电子组态,1s22s22p63s23p63d54s1 价电子,3d54s1
② 有 4个电子层,7个亚层，共有 6个成单电子；
③ 该元素处于第四周期,VIB族,d区。
14,铍和硼的第一电离能哪一个大？它们的第二电离能哪一个大？为什么？
第一电离能铍比硼大。因为 硼 的价电子组态为
2s22p1，失去一个电子后达到 2p0全空稳定结构，
因此硼的 2p1电子较易失去。而 铍 的价电子组态为 2s2，其 2p轨道已是全空结构，失去饱和的 2s2
电子较难。
第二电离能硼比铍大。因为硼失去一个电子后已达到 2p全空结构，因此硼失去第二个电子即饱和的 2s2电子比较困难。而铍失去一个电子后，
2s轨道中还剩一个电子，比较容易失去，所以铍的第二电离能较小。
15,写出 K+,Ti3+,Sc3+,Br–离子半径由大到小的顺序。
同周期元素原子半径从左向右逐渐变小；
同周期正离子 Xz+,z+越大，离子半径越小；
同周期负离子 Xz–,?z–?越大，离子半径越大；
同周期碱金属离子半径小于卤素负离子半径。
Br– > K+ > Sc3+ > Ti3+
16,若某元素原子的最外层只有 1个电子，其量子数为 n = 4,l = 0,m = 0,ms = +? (或 -? )。符合上述条件的元素有哪几种？写出相应元素的电子排布式。它们属于第几周期？哪一族？哪一元素分区？
并从原子半径、有效核电荷、电负性的差异说明它们的化学活泼性的差异。
2,8,8,1 K 1s22s22p63s23p64s1
2,8,18,1 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
关于 4s与 3d 哪个能级高,关键在于考虑电子填充顺序时应使体系总能量保持最低,即根据能级而不是单纯按轨道能量高低的次序排列 。
以 Sc原子为例，说明能级高低与电子互斥能的关系，
由实验测得：
Sc的基态 3d14s2
Sc的第一激发态 3d24s1
Sc+的基态 3d14s1
(1) Sc原子基态的电子组态为什么是 3d14s2,而不是
3d24s1或 3d34s0呢？
(2) 为什么 Sc原子 (及其它过渡金属原子 )电离时先失去
4s电子而不是 3d电子？
(1) 当电子进入 Sc3+(3d04s0),因 3d轨道能量低,先进入 3d 轨道 。 再有一个电子进入 Sc2+(3d14s0)时,虽然仍是 3d能量低,但因为 J(d,d) > J(d,s) > J(s,s),体系总能量决定电子填充在 4s轨道上,成为 Sc+(3d14s1)
,而不是 3d24s0。 若继续有电子进入,也因同样原因,电子应进入 4s轨道 。 这样基态 Sc的电子组态为 Sc0(3d14s2)。
u J(d,d) =11.78 eV； J(d,s) = 8.38 eV； J(s,s) = 6.60 eV
(2) 同理，过渡金属原子 电离时,究竟先电离哪个电子，仍然要取决于那种方式使所得离子的总能量最低。对于过渡金属离子，由于有净离子电荷存在而减少了屏蔽作用，有效核电荷明显增大。其能级顺序更类似于类氢离子的能级顺序,即能级间隔增大，此时电子 -电子互斥能已不能改变能级顺序，体系中基本上不出现能级交错现象,E(n-1)d
< En s。因此电离为 (n-1) d x ns 0反而能使体系更为稳定。
综上所述，在原子的 电子填充 顺序中,电子相互作用 能 往往对体系的能级顺序起着重要的作用；当 电离时,核吸引作用能 却成为支配性因素。总之，还是体系的总能量决定能级顺序。
波函数 (?)与电子云 (?2)的 径向分布图与角度分布图电子云的图象屏蔽效应与钻穿效应多电子原子能级
Pauling 能级图徐光宪近似规律
Cotton 规律四,核外电子排布 （重点）
电子总是优先占据能量最低的原子轨道，使体系的能量处于最低。这样的状态是原子的 基态 。
填充顺序,1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
（ 1） 能量最低原理 （ Pauling 原子轨道近似能级图 ）
Li,1s22s1 n l m ms
（ 2） Pauli不相容原理在同一原子中，没有两个电子具有完全相同的四个量子数。 同一条轨道上最多容纳两个自旋方向相反的电子 。
例：用四个量子数描述 Li原子的三个电子的运动。
1 0 0 +1/2
1 0 0 - 1/2
2 0 0 +1/2
Mn [Ar]_ _ _ _ _ _
[Ar]_ _ _ _ _ _
熟练掌握 1~54号原子的基态电子构型 (p25)。 ★
电子在 n,l相同的轨道上排布时，应尽可能分占磁量子数 m不同的轨道，且自旋平行。
当等价轨道为全空、半满或全满时，体系的能量是最低的。
（ 3） Hund规则写电子排布式时,先按能级顺序填充电子，然后按照量子数 (n,l)的顺序排列 。
1(K) 0(1s) 0 ±? 1 2
2(L) 0(2s) 0 ±? 1 2 8
1(2p) -1 0 1 三组 ±?
值
3 6
3(M) 0(3s) 0 ±? 1 2 18
1(3p) -1 0 1 三组 ±?
值
3 6
2(3d) -2 -1 0 1 2 五组 ±?
值
5 10
4(N) 0(4s) 0 ±? 1 2 32
1(4p) -1 0 1 三组 ±?
值
3 6
2(4d) -2 -1 0 1 2 五组 ±? 5 10
n l m ms
亚层轨道个数电子数电子层最大容量各电子层和电子亚层最大容量例：写出 O,Ar,Cu,Gd的电子构型
O Z = 8,1s2 2s2 2p4
Ar Z = 18,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cu Z = 29,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
4s2 3d9? Z? 21,E4s > E3d
Gd Z = 64,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f8
5d6p 7s
[1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 ]4f7 5d1 6s2
[Xe] 4f7 5d1 6s2 （ 价层电子 ）
请画出价层电子的排布方式第四节 元素周期表 与原子参数
1 IA?0族以及 IB,IIB族：族数等于最外层电子数。
2 IIIB?VIIB族：族数等于 (n-1)d和 ns轨道中的电子总数，或等于最高能级组中的电子总数。
3 VIII族：最高能级组有 8~10个电子。
§ 1 原子结构与元素周期表的关系一,能级组与元素周期的关系
1 周期的划分就是 核外电子能级 的划分，各能级组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。
2 元素所在的周期数等于最外电子层的主量子数 n。
二,电子层结构与族的关系三,价电子构型与元素的分区?
价电子 指有可能参加形成化学键的电子。
掌握各区元素的价电子构型区 所含元素 电子填充情况 价电子构型
s区 IA,IIA 最后一个电子填充在 ns轨道上 ns1~2
p区 IIIA?0族 最后一个电子填充在 np轨道上 ns2 np1~6
d区 IIIB?VIII族 最后一个电子填充在 (n-1)d轨道上 (n-1)d1~10 ns0~2
ds区 IB,IIB族 最后一个电子填充在 (n-1)d轨道上 IB:(n-1)d10 ns1
并使轨道达饱和 IIB,ns2
f区 镧系 锕系 最后一个电子填充在 (n-2)f轨道上
(n-2)f 0~14(n-1)d 0~2ns2
例：已知 Sn是第五周期,IVA族元素，则可以判断 Sn
的价电子构型为 5s25p2。其核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2，原子序数为 50。
要求,原子序数?核外电子排布、周期、族、区周期、族?原子序数、价电子构型例：已知 Ga的原子序数为 31，写出它的核外电子排布式。
写电子排布式时,先按能级顺序填充电子，然后按照量子数 (n,l)的顺序排列 。
解,1s22s22p63s23p63d104s24p1，其价电子构型为 4s24p1，
可判断 Ga属于第四周期,IIIA族,p区。
一、原子半径原子半径的数值与原子的聚集状态、键的类型以及测量手段有关。
§ 2 原子参数（重点）
核间距的一半
(1) 共价半径
(2) 金属半径
(3) 范德华半径
短周期,自左至右,原子半径逐渐减小,变化幅度较大
长周期过渡元素,自左至右,原子半径逐渐减小,变化幅度较小
内过渡元素,自左至右,原子半径逐渐减小,变化幅度最小
r短 ~10pm >?r长 ~5pm >?r内 ~1pm
原子半径的变化规律
(1) 同一主族 元素原子半径变化规律：
同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，
原子半径增大。 原因？
(2) 同一副族 元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近（ 镧系 收缩 ）。 原因？
(3) 同一周期 元素原子半径的变化规律：
c,由于 La系 收缩，使第三过渡系元素电离能大于第二过渡系对应元素的电离能。
内过渡元素：镧系 收缩
a,使第三过渡系元素的原子半径与同族相应的第二过渡系元素原子半径相近，性质相似，难于分离。例,Zr 与 Hf; Nb 与 Ta
b,从 La到 Lu共 15个元素，原子半径在 180pm,
Y的半径为 181pm,Y也为 La系 。
二、电离能第一电离能,基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为气态 +1价离子所需的能量。
A(g) → A+(g) + e- I1
第二电离能,由 气态的 +1价离子再失去一个电子成为 气态的 +2价离子所需的能量。
I1 < I2 < I3 < I4
(1) 电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子,金属性 越强。
(2) 元素的电离能随 Z的变化而呈现周期性的变化。 同一周期自左至右,I 基本上依次增大。
关于电离能：
反常,Be与 B,Mg与 Al,P与 S，
Zn与 Ga,As 与 Se,Cd与 In，
Hg 与 Tl
I N > IO N(2s2 2p3) N+(2s22p2) N更稳定
O(2s2 2p4) O+(2s2 2p3) O+更稳定原因,电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的 电子层结构 有关。
例,I B < IBe
B(2s2 2p1) B+(2s22p0)
B+具有较稳定的结构。
Be(2s2) Be+(2s1)
Be(2s2)全充满，稳定
(4) 主族元素自上而下电离能应减少,但 Sc系收缩使 IGa > IAl; La系收缩使 ITl > IIn,IPb > ISn,
通常主族元素金属性自上而下依次增大。
Na 496 4562 6912 9540
Mg 738 1451 7733 10540
Al 578 1817 2745 11578
I1 I2 I3 I4 (kJ·mol-1)
(3) 同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。
(5) 副族元素电离能变化规律不规则。
(6) 元素的电离能除了可以说明元素的金属性外，
还可说明主族元素常见的氧化态。
三,电子亲合能 （ electron affinity)
一个基态的气态原子得到一个电子形成基态、
气态负离子所释放的能量。 (符号 Eea)
反映了非金属元素的活泼性电子亲和能一般都是随原子半径的减小而增大，即同一周期从左到右电子亲和能增大；同一族从上到下电子亲和能减小。 反常现象与电子层结构有关。
四、电负性 (electronegativity)
反映了分子中的原子对成键电子的相对吸引力本章作业,p37 1.4 1.6 1.7 1.8 1.10
1.12 1.13
本章小结：
1,氢原子光谱与玻尔的原子结构模型
2,波粒二象性与海森堡测不准原理
3,描述电子运动状态的四个量子数与取值规则
4,波函数与电子云的图象
5,核外电子排布与价电子构型
6,原子参数的周期性变化规律与特殊情况本章习题课
1,量子力学中所说的原子轨道是指（ ）
A,波函数?n,l,m,ms B,电子云
C,波函数?n,l,m D,几率密度
2,下列原子轨道不存在的是 （ ）
A,?321 B,?322
C,?320 D,?330
3,?322 代表简并轨道中的一个轨道是 （ ）
A,2p 轨道 B,3p 轨道
C,3d 轨道 D,4f 轨道
4,下列电子构型的原子中，第一电离能最小的是
A,3s23p3 B,3s23p4
C,3s23p5 D,3s23p6
5,第二电离能最大的原子应该具有的电子构型是
A,1s22s23p2 B,1s22s23p5
C,1s22s23p63s1 D,1s22s23p63s2
6,镧系收缩使得元素性质十分相似的元素是
A,Cr和 Mo B,Mo和 W
C,Co和 Ni D,Y和 La
7,在一原子中，主量子数为 n 的电子层中有 ——个原子轨道，角量子数为 l 的亚层中含有 ——个原子轨道。
n2,2l + 1
8,预测 113号元素基态原子核外电子排布式为 ————，
在周期表中该元素位于 ——周期 ——族 ——区。
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f146s2
6p66d107s27p1 ; 第七,IIIA,p
9,M3+离子 3d轨道上有 6个电子，则该原子基态时核外电子排布是 ————,M属于 ——周期 ——族 ——
区。
1s22s22p63s23p63d74s2 ; 第四,VIII,d
10,氢原子光谱为什么是线状光谱？谱线波长与能级间能量差有什么关系？
氢原子核外电子收到激发时，可以由低能级跃迁到较高能级。当电子由高能级向较低能级跃迁时，就以光子的形式放出能量，其频率由下式决定,hv = E2 – E1 。 E2,E1 分别表示高、
低能级的能量。由于 原子轨道的能量是量子化的，所以放出光子的频率是不连续的。这就是氢原子光谱是线状光谱的原因。
由?E = hc/l 可以看出，能级间能量差越大，则谱线波长 l 越小。
11,N 的价电子构型为 2s22p3，试用四个量子数分别表示每个电子的运动状态。
n l m ms
2 0 0 +?
2 0 0 -?2s
2
-?
-?
-?
或2p3
2 1 0 +?
2 1 +1 +?
2 1 -1 +?
12,基态时,He和 He+ 中电子离核的距离哪个大？
为什么？
基态时 He中电子离核的距离比 He+ 中的电子离核的距离大。 He+ 中只有一个电子，没有电子间的相互作用，而 He中有两个电子，电子之间存在有排斥作用。对于某个电子来说，另一个电子的存在等于抵消了部分核电荷对该电子的作用（即 屏蔽作用 ），使作用在这个电子上的核电荷减少，因而电子距离核的平均距离就会大一些。
13,某元素的原子序数为 24
① 写出该元素基态原子的电子组态并指出价电子；
② 原子有多少层、多少亚层、多少成单电子；
③ 指出该元素所处的周期、族和区。
① 电子组态,1s22s22p63s23p63d54s1 价电子,3d54s1
② 有 4个电子层,7个亚层，共有 6个成单电子；
③ 该元素处于第四周期,VIB族,d区。
14,铍和硼的第一电离能哪一个大？它们的第二电离能哪一个大？为什么？
第一电离能铍比硼大。因为 硼 的价电子组态为
2s22p1，失去一个电子后达到 2p0全空稳定结构，
因此硼的 2p1电子较易失去。而 铍 的价电子组态为 2s2，其 2p轨道已是全空结构，失去饱和的 2s2
电子较难。
第二电离能硼比铍大。因为硼失去一个电子后已达到 2p全空结构，因此硼失去第二个电子即饱和的 2s2电子比较困难。而铍失去一个电子后，
2s轨道中还剩一个电子，比较容易失去，所以铍的第二电离能较小。
15,写出 K+,Ti3+,Sc3+,Br–离子半径由大到小的顺序。
同周期元素原子半径从左向右逐渐变小；
同周期正离子 Xz+,z+越大，离子半径越小；
同周期负离子 Xz–,?z–?越大，离子半径越大；
同周期碱金属离子半径小于卤素负离子半径。
Br– > K+ > Sc3+ > Ti3+
16,若某元素原子的最外层只有 1个电子，其量子数为 n = 4,l = 0,m = 0,ms = +? (或 -? )。符合上述条件的元素有哪几种？写出相应元素的电子排布式。它们属于第几周期？哪一族？哪一元素分区？
并从原子半径、有效核电荷、电负性的差异说明它们的化学活泼性的差异。
2,8,8,1 K 1s22s22p63s23p64s1
2,8,18,1 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
关于 4s与 3d 哪个能级高,关键在于考虑电子填充顺序时应使体系总能量保持最低,即根据能级而不是单纯按轨道能量高低的次序排列 。
以 Sc原子为例，说明能级高低与电子互斥能的关系，
由实验测得：
Sc的基态 3d14s2
Sc的第一激发态 3d24s1
Sc+的基态 3d14s1
(1) Sc原子基态的电子组态为什么是 3d14s2,而不是
3d24s1或 3d34s0呢？
(2) 为什么 Sc原子 (及其它过渡金属原子 )电离时先失去
4s电子而不是 3d电子？
(1) 当电子进入 Sc3+(3d04s0),因 3d轨道能量低,先进入 3d 轨道 。 再有一个电子进入 Sc2+(3d14s0)时,虽然仍是 3d能量低,但因为 J(d,d) > J(d,s) > J(s,s),体系总能量决定电子填充在 4s轨道上,成为 Sc+(3d14s1)
,而不是 3d24s0。 若继续有电子进入,也因同样原因,电子应进入 4s轨道 。 这样基态 Sc的电子组态为 Sc0(3d14s2)。
u J(d,d) =11.78 eV； J(d,s) = 8.38 eV； J(s,s) = 6.60 eV
(2) 同理，过渡金属原子 电离时,究竟先电离哪个电子，仍然要取决于那种方式使所得离子的总能量最低。对于过渡金属离子，由于有净离子电荷存在而减少了屏蔽作用，有效核电荷明显增大。其能级顺序更类似于类氢离子的能级顺序,即能级间隔增大，此时电子 -电子互斥能已不能改变能级顺序，体系中基本上不出现能级交错现象,E(n-1)d
< En s。因此电离为 (n-1) d x ns 0反而能使体系更为稳定。
综上所述，在原子的 电子填充 顺序中,电子相互作用 能 往往对体系的能级顺序起着重要的作用；当 电离时,核吸引作用能 却成为支配性因素。总之，还是体系的总能量决定能级顺序。
