发布时间 : 星期五 文章最全2014年全国化学竞赛 - 28原子电子结构更新完毕开始阅读
48 B 49 C
50 BeCO3 H2CO3 BeCO3＋H2CO3＝Be(HCO3)2 51 （1）50 （2）139 （3）七 ⅣA 7s27p2
52 A原子的M层电子数比B原子的M层的电子数少7个，说明B原子的M层已经排满；
A原子的N层的电子数比B原子的N层的电子数少4个，说明B原子的4s轨道已经排满，由电子排布的知识很容易判断出AB来。A为钒（V），电子排布式为[Ar]3d34s2；B为硒（Se），[Ar]3d104s24p4
53 （1）N的原子序数是7。第一层（K层）最多可容纳2个电子，剩下的5个电子排布
在第二层（L层）中，能量较低的S轨道排2个，其余3个排在p轨道中。电子排布式为：Is22s22p3
通常把内层已达稀有气体的电子层结构写成“原子实”，用稀有气体符号加括号来表示，
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［He］2s2p
Ar的原子序数是18。将电子按次序相继排人到K，L和M层中，Is22s22p63s23p6 Fe的原子序数是26。超出Ar电子层结构的电子按次序先后排入到4s和3d轨道中，直到26个电子全部排完。Fe的电子排布式为：Is22s22p63s23p63d64s2或［Ar］3d64s2 ＋
Fe2有24个电子，比电中性的Fe原子少2个电子。虽然在原子序数为19和20（K和Na）的元素中4s轨道的能量比3d轨道低，但在较高核电荷情况下这一顺序发生颠倒。
＋
一般来说，具有最大主量子数的轨道上的电子最容易失去。Fe2的电子排布式为：［Ar］63d ＋
Pr3有56个电子，比电中性的Pr原子少3个电子。在稀有气体Xe的电子层结构之后是第六周期，电子的充填顺序是；6s2、再排l个5d、然后是4f轨道直至排满为止、再排空下的5d，最后是6p轨道。时常会发生先填充4f轨道而不是sd，或者是先填充sd
＋
而不是6S轨道，不过对于Pr3来说这些不规则填充顺序无关紧要。按正常规则从中性
3＋
原子中移走3个电子形成Pr离子，即首先移去最外层（主量子数n最大的）电子，然后再移去次外层电子。首先移去6s电子，如果有5d电子的话，随后应移去5d电子
＋
（所以说即便是中性原子中有一个5d电子在这种情况下也是要被移去的）。Pr3的电子排布式为
Is22s22p63s23p63d104s24p64d104p5s25p6或［Xe］4f2
（2）在一个完全充满电子的亚层中没有未成对电子，所以无须对稀有气体电子结构进行考察。 对于N原子，2p是仅有的未充满亚层。按Hund规则3个电子应分占三个不同p轨道，所以它有3个未成对电子。
Ar原子中没有未充满亚层，因此没有未成对电子。
Fe有6个电子处于仅有的一个未充满亚层中，在5个d轨道中有一个容纳配对的2个电子，其余4个轨道各含一个未成对的单电子。所以它含有4个未成对电子。 ＋
Fe2有4个未成对电子，理由同Fe。 ＋
Pr3有2个未成对电子，在7个可占据的f轨道中只有两个轨道各被一个电子所占据。 54 按常规考虑完成Cu的电子排布，应该是在它前面元素Ni的电子构型基础上再加入1
个电子，由此预期应该只有9个d电子。对于原子序数为19的元素，3d亚层的能量无疑比4s高，因此钾原子有1个4s电子而没有3d电子。但是，当4s亚层填满以后，从21号元素开始填充3d亚层时，随着3d电子相继填入，3d亚层的平均能量随之降低。这是由于每填入一个电子增加一个原子序数，随之增加一个核电荷，而填入的3d电子对同层的其他3d电子的屏蔽作用较低，因此随着3d电子的填入，核对3d电子束缚增加，3d亚层能量逐步下降，以至低于4s。
若采取［Ar］3d104s1电子构型，则具有一个稳定的球形对称密度分布，因为全充满或半充满亚层是稳定的。若采取［Ar］3d94s2电子构型，则在3d亚层中有一个“孔穴”，与全充满3d电子构型相差1个电子，从而破坏了球对称性和额外的稳定化作用。综上所述， Cu的电子构型[Ar]3d104s1。 55 可以，C、O、Si和S 56 只有Zn一个元素，［Ar］3d104s2
57 Cr实际的电子构型为［Ar］3d54s1。按照Aufbau原理Cr的价电子构型应该是3d44s2，
将s轨道的一个电子填人d轨道，可形成球形对称的半充满电子构型，从而获得额外的稳定化能。 －－－－
58 H：1s2或[He] N3：[Ne] F：[Ne] S2：[Ar]
＋＋＋
59 Ni2；［Ar］3d8，含2个未成对电子；Re3：[Xe]4f145d4，含4个未成对电子；Ho3：
[Xe]4f10，含4个未成对电子。
60 n＝5（符号为O）时，允许的最大l＝4（符号为g）。按Anfbau原理，g轨道的能量太
高，以至于不能接纳任何电子。 61 118
＋＋
62 Ce4具有稀有气体Xe的稳定电子构型；Eu2含有61个电子，电子构型为[Xe]4f7，具
有稳定的半充满结构。
63 （1）稀有气体元素原子的外层电子构型为ns2np6，即s和p能级是全满的，因此上述
C是稀有气体元素，它是Ne。 （2）过渡元素在化合物中具有可变的化合价，因此它们的氧化物往往具催化性质。在上述五种元素中，A是过渡元素，它的氧化物MnO2是KClO3热分解反应的催化剂。 （3）由第一电离能在同一周期和同一族内的递变规律。可以推想到，第一电高能较大的元素应集中在p区元素的右上角区域，而上述五种元素中，C正处于这一区域，因此C是这五种元素中第一电离能最大的元素。 64 由于第一层仅有s亚层，第二层出现2p，第三层出现3d，第四层出现4f，可推知第五
层新增5g，第六层新增6h，各亚层排布的电子数为s2、p6、d10、f14、g18、h22 电子的排布遵循，ns→(n－4)h→(n－3)g→(n－2)f→(n－1)d→?的顺序 Eu（63）号 Te（52号）为周期在中元素排布分别为Eu：[Xe]5f76s2 Te：[Kr]4d105s25p4 第九周期最后一个元素应从9s开始排布，以118号稀有气体为原子核：[118]9s26h226g187f148d109p6。原子序数为：118＋2＋18＋14＋10＋6＝168 第十周期最后一个元素从10s开始排布，以168号稀有气体为原子核：
[168]10s26h227g188f149d1010p6，原子序数为：168＋2＋22＋18＋14＋10＋6＝240 65 （1）、（2）、（4）、（5）、（6）组不能存在。因为：（1）n＝l时，l只能为0，m也只能为
0，ms能为＋1/2或－1/2；（2）n＝3，l＝l时，m只能为0或＋1，或－1；（4）n＝2，l只能为0或1，ms只能为1/2或－1/2。n＝2，l只能为0或1；（6）ms只能为1/2或－1/2
66 Fe的原子序数为26，轨道分组为：（1s2）（2s22p6）（3s23p6）（3d6）（4s2），其中3s Z*
－
＝14.75 3p Z8＝14.75 3d Z*＝6.25 4s Z*＝3.75。所以有E3s＝E3p＝－52.731018J，
－－
E3d＝－9.4631018J，E4s＝－1.9231018J。对于2s、2p Z*＝21.8，1s Z*＝25.70。E2s
－－
＝E2p＝－0.26031015J，E1s＝－1.43931015J。故Fe系统的能量：E＝2E1s＋2E2s＋6E2p
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＋2E3s＋6E3p＋6E3d＋2E4s＝－5.44310J
提示：由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而引起有效核电荷的降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。因此，对于多电子原子来说，如果考虑到屏蔽效应，则每一个电子的能量应为：E＝－13.63(Z－σ)2/n2（eV），从式中可见，如果能知道屏蔽常数σ，则可求得多电子原子中各能级的近似能量。影响屏蔽常数大小的因素很多，除了与屏蔽电子的数目和它所处原
子轨道的大小和形状有关以外，还与被屏蔽电子离校的远近和运动状态有关σ屏蔽常数。可用斯莱脱提出的计算屏蔽常数的规则求得。斯莱脱规则如下：将原子中的电子分成如下几组：（1s）（2s，2p）（3s，3p）（3d）（4s，4p）(4d)（4f）（5s，5p），如此类推。①位于被屏蔽电子右边的各组，对被屏蔽电子的σ＝0近似的可认为：外层电子对内层电子没有屏蔽作用。②1s轨道上两个电子之间σ＝0.30。其他主量子数相同的各分层电子之间的σ＝0.35。③当被屏蔽电子为ns或np时，则主量子数为（n－1）的各电子对它们的σ＝0.85，而小于（n－1）的各电子对它们的屏蔽常数σ＝1.00。④被屏蔽电子为nd或nf电子时，则位于它左边各组电子对它们的屏蔽常数σ＝1.00。在计算某原子中某个电子的σ值时，可将有关屏蔽电子对该电子的σ值相加而得。 67 （1）746.2是1mol铜的电离势，即E（Cu）＝Ip（Cu）2NA，而对于晶体铜，能量434.1kJ
是1mol铜的电子脱出功，即φm（Cu）＝φ（Cu）2NA。由于晶体的晶格中存在着电子与电子、核与核、核与电子之间的相互作用和晶格振动，使原子损失能量，导致晶体铜电离时所需能量较低，两电离过程所需能量的差为ΔE＝[Ip（Cu）－φ（Cu）]NA。
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（2）2.76310（m） 该波长在紫外光区。
（3）温度将大大改变能差ΔE。温度上升引起电离势降低，但对电子脱出功却难以确定。根据定义：φ（Cu）＝－EHOMO（HOMO为最高被占分子轨道），即电子脱出功是最高占据分子轨道能量的负值（在高温下），因此T→∞ ΔE＝0，即在高温下从原子或从晶体发射电子并无差别，此时已是自由电子。 68 （1）“平面世界”周期表中前四个周期的排列如表
（2）n?3条件下，三维空间与“平面世界”相应的元素如下表左，相应的状态如下
表右
（3）n＝2元素的杂化轨道如图所示：
C2H6： 由元素的电子构型及轨道杂化可知“平面世界”中有机化合物是以元素5为基础；
，C2H4：
，C6H12：
，“平面世界”中不可能有芳香
族化合物，因为没有pz轨道组成具有共轭了键的苯环存在。
（4）“平面世界”中6电子和10电子规则分别相当于三维空间中8电子和18电子规则。
（5）n＝2时“平面世界”中各元素的第一电离能变化趋势如下图左所示，电负性增长方向如下图右所示。
69 （1）ΔE2→1＝1.63531018J，故ΔE7→1＝2.13531018J
（2）处于紫外光范围
－
（3）①电离氢原子，所需能量为O→E1＝2.1831018J＝ΔE1。ΔE2→1、ΔE7→1；均小于ΔE1，因而单个光子不能使基态氢原子电离。②晶体中原子的电离基于光电效应hr＝φ（Cu）＋1/2mv2。因为ΔE2→1、ΔE7→1皆大于φ（Cu），所以两条谱线发射的光子
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均可使铜晶体中的铜原子电离。光电子的动能分别为：ΔEk（2→l）＝8.9131019J，
－
ΔEk（7→l）＝13.9131019J
－－
（4）对于ΔE2→1而言，λ＝5.2031010（m），对于ΔE7→1而言，λ＝4.1631010（m）
－
－
70 （1）
基态n＝0是非简并态，而其他n≠0的状态都是二重简并态。
（2）
吡啶 吡咯
吡啶中N有1个电子参加π键，吡咯中N有2个电子参加π键，所以环中π键电子数目都是6个。它们的HOMO为ψ±1，LUMO为ψ±2。
吡啶为六元环，吡咯为五元环，吡啶的R值大于吡咯。所以吡啶的能级差（△E＝E2－E1）要小一些。电子从HOMO跃迁到LUMO所需激发光的波长（λ＝ch/△E）吡咯要短一些。
＋
（3）在C5H5NH中，π键电子数依然为6，和C4H4NH一样。由上图可见，6个π电子正好填满ψ0和ψ±1，而ψ±2是空的。这样全部电子都处于能级低的状态，比较稳定。