原子结构和元素周期律练习题
原子结构和元素周期律练习题
1. 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 > 2
2. 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”字形。
(4)电子云是波函数I叭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电子在围绕原子核
运动。
(4)正确。
3. A 、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：1s22s22p63s23p63d34s2
B 原子是硒，电子排布式为：1s22s22P63s23P63d104s24P4。
4.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> Si
5.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 > B
6.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 > Mg
7.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 — K or Ca or Ge ; B — Mn ; C — Br; D — O。
这四种元素按电负性由大到小排列为：0> Br > Ge > Mn(> Ca> K)
例1-1.求钾原子4S电子的能量。假如钾的最后一个电子不是排在4S轨道而是排在 3d轨道，求这个电子的能量。
解：钾原子的核外电子排布为：1S22S22 P63S23卩64￡
4s 电子受到的有效核电荷Z*=Z- (T =19-(0.85 X 8+1.00 X 10) =19-16.8 = 2.20
2
(2.20)
E 13.6 ——=-4.11eV
4s ,2
4
钾的核外电子排布假如是：1s22s22 P63S23卩63『
3d电子受到的有效核电荷Z*=Z-b =19-1.00 X 18=1.00
2
(1.00)2
E3d13.6 2 = -1.51eV
3
从以上计算可以看出，钾原子4S电子的能量低于3d电子的能量，所以钾的最后一个电子是排在4s轨道而不是排在 3d轨道。
例1-2 .分别计算V原子3d和4s电子的能量，由计算结果可以得到什么结论?
解：V原子的核外电子排布为：1s22s22P63S23p63d34s2
V原子核作用于一个 4S电子上的有效核电荷为:
Z* = Z - T = 23-(0.35 X 1+0.85 X 11 + 1.0 X 10) = 3.3
E4s13.6 乎9.26eV
V原子核作用于一个3d电子上的有效核电荷为:
Z* = Z - T = 23-(0.35 X 2+1.0 X 18) = 4.3
4.32
E3d13.6 —27.94eV
3
V原子的4s电子的能量高于 3d电子的能量，所以 V原子在化学反应中首先失去4s 电子，再失去3d电子。
1.用洪特规则推断氮原子有几个未成对电子？
解：N原子核外电子排布为：1s22s22P3,根据洪特规则，3个p电子分占3个P轨道且自旋方向相同，所以N原子有3个未成对电子。
2．具有下列价电子构型的元素，在周期表中属于哪一周期，哪一族?
(1)(n- 1)d10ns1；(2) ns2np6
解：(1)属于第四、五、六周期的第I B族；(2)属于第二、三、四、五、六周期的0族或第忸A族。
3．某元素的电子层结构为 1s22s22p63s23p63d104s1
(1)这是什么元素 ? (2) 它有多少能级，多少轨道 ? (3) 它有几个未成对的电子 ? 解：为Cu元
素，有七个能级，有15个轨道，只有一个未成对电子。
6．写出下列各原子序数的电子层构型，并指出元素所在周期表中的周期、族、元素名称及元素符号。
(1)Z = 18； (2) Z = 24； (3) Z = 29； (4) Z = 80
解：⑴1s22s22p63s23p64s2，第四周期，第n A族，为钙，Ca；
(2)1s22s22P63S23p63d54s1,第四周期，第W B族，为铬，
Cr；
(3)1s22s22 P63S23 p63d104s1，第四周期，第I B 族，为铜，
Cu;
⑷ 1s22s22P63S23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2,第六周期，第 n B族，为汞，Hg。
7．比较下列各组元素的原子性质，并说明理由。
(1)K和Ca的原子半径； (2) As和P的第一电离势；
(3) Si和Al的电负性；(4) Mo和W的原子半径。
解：(1)原子半径K >Ca,同一周期，随原子序数的增加，有效核电荷增加，核对外层电子的引力增加，原子半径依次减小。
(2)第一电离势P>As，同一族中元素原子的第一电离势从上而下依次减小。
(3)电负性Si > Al，同一周期，随原子序数的增加，有效核电荷增加，核对外层电子的引
力增加,其吸引电子的能力增加。
(4)原子半径Mo - W，由于存在镧系收缩，使第五、六周期同族的元素的原子半径非常接近。
8.按原子半径的大小排列下列等电子离子,并说明理由。
－, O2－, Na＋, Mg2＋, Al3＋
F
解：原子半径的大小为：02「> F「> Na+> Mg"> Al3+。同一周期中正离子的半径随离
子的电荷增加而减小,而负离子的半径随离子电荷数的增加而增加。因此正离子的半径为 Na ^> Mg2+> Al3+，而负离子的半径为 O2> L,而具有相同电子构型的离子，负离子的半径要大于正离子的半径,即F－> Na＋。
9.比较Si, Ge, As三元素的下列性质：(1)金属性；(2)电离势；(3)电负性；⑷ 原子半径。
解：(1)金属性Ge>As~ Si。Ge是以金属性为主，而As、Si以非金属性为主的两性元素。⑵ 电离势As > Si > Ge。(3)电负性As> Si > Ge。(4)原子半径Ge> As > Si。
10.对下列各组原子轨道填充合适的量子数：
(1) n=( ), l=3, m=2, m s= +1/2； (2) n=2, l=( ), m=1, m s= -1/2；
(3)n=4, l=0, m=( ), m s= +1/2； (4) n=1, l=0, m=0, m s= ( )。解：(1)4；(2)1；(3)0；
(4)+1/2或-1/2 18．将下列各组中的化合物按键的极性由大到小排列：
(1) ZnO,ZnS；(2) HI,HCl,HBr,HF； (3) SiCl4,CCl4；
(4)H2Se,H2Te,H2S；(5) OF2,SF2；(6) NaF, HF, HCl,HI,I2。
解： (1) ZnO>ZnS； (2) HF>HCl>HBr>HI； (3)SiCl4>CCl4；
(4)H2S>H2Se>H2Te； (5) SF2>OF2； (6) NaF>HF>HCl>HI>I2。
21．分子极性的大小由什么来衡量？下列分子中哪些是极性分子？哪些是非极性分子？
H 2S ，CO 2，PH 3，CCl 4，SF 6，CHCl 3，SnCl 2，HgCl 2，CO ，SO 2，SO 3，BCl 3，O 3，NF 3 解：分子极性的大小由偶极矩来衡量，偶极矩越大，分子的极性越大，反之亦然。 属于极性分子的是： 属于非极性分子的是： 22．解释下列事实：
(1) 邻羟基苯甲酸的熔 (2) NH 3极易溶于水，
而 CH 4难溶于水；
(3) 乙醚的相对分子质量(74)大于丙酮的相对分子质量
(58)，但乙醚的沸点(34.6 C )却 比丙酮(565C )低许多，而乙醇相对分子质量(46)更小，沸点(78.5 C)却更高。
⑷SiO 2和SiCl 4都是四面体构型，SiO 2晶体有很高的熔点，而 SiCl 4的熔点则很低；
(5) Na 与S 诸E 是第三周期元素，但在室温下 NaH 是固体，而SiH 4却是气体。
解：(1) 邻羟基苯甲酸可以形成分子内氢键， 而物质熔化或沸腾时并不破坏分子内氢键，
对羟基苯甲酸形成分子间氢键， 因此邻羟基苯甲酸的熔 (沸)点低于对羟基苯甲酸的熔 (沸)点。
(2) NH 3分子为极性分子，与水形成氢键，故极易溶于水；而CH 4为非极性分子，也不与 水形成氢键，所以难溶于水。
(3) 乙醚的相对分子质量虽然大于丙酮的相对分子质量，但因氧原子的电负性大于碳原 子，丙酮分子中羰基出现了负电荷分布不均匀的现象， 使得氧原子上带有部分负电荷， 碳原 子带有部分正电荷，形成局部的偶极分子，而在偶极分子相互之间又会产生一定的吸引力， 于是丙酮分子间的吸引力便大于乙醚， 从而使其沸点增高。 乙醇除为极性分子外， 还存在分 子间的氢键，故其沸点更高。
⑷SiO 2和SiCl 4虽都是四面体构型，但 SiO 2晶体属于原子晶体，表现出很高的熔点，而 SiCl 4则是分子晶体，表现出的熔点则很低。
(5) 在室温下NaH 离子型化合物，形成离子性固体，而 SiH 4是非极性的共价化合物，所 以是气体。
23．指出下列各对原子间哪些能形成氢键？哪些能形成极性共价键或非极性共价键？
(1) Li ， O ； (2) Br ， I ； (3)
N ， H
解：原子间可以形成氢键的有 原子间可以形成非极性共价键的有 26．判断下列各组分子间存在的分子间作用力：
(1)苯和 CCl 4； (2) CH 3OH 和 H 2O ； (3) CO 2气体；(4) H 2O 分子间。 解： (1) 只存在色散
力； (2) 存在色散力、取向力、诱导力及氢键； (4) 存在色散力、取向力、诱导力及氢键。
27．说明邻羟基苯甲醛和对羟基苯甲醛两种化合物熔点、沸点的高低及其原因。 解：邻羟基苯甲醛的熔点、沸点比对羟基苯甲醛的熔点、 沸点低， 原因是前者形成分子 内氢键，而对羟基苯甲醛则形成的是分子间氢键。物质熔化或沸腾时并不破坏分子内氢键， 因此前者的熔点、沸点低于后者。
28．根据下列分子偶极矩数据，判断分子的极性和几何构型：
SiCl 4(近 0) ； CH 3Cl(尸 6.38 1*30C m) ； SO 3(近 0) ； HCN (尸 7.2 10C ^30C m) ； BCl 3(卩 =0) ； PCl 3(近 2.6 1/30Cm)。
解：SiCl 4为非极性分子，正四面体结构； CH 3CI 为极性分子，四面体结构； SO 3为非极
性分子，平面三角形结构； HCN 为极性分子，直线型结构； BCl 3为非极性分子，平面三角 H 2S ，PH 3，CHCl 3，CO ，SO 2，O 3，NF 3
CO 2，CCl 4，SF 6，SnCl 2，HgCl 2，SO 3，BCl 3 (沸) 点低于对羟基苯甲酸的熔 (沸) 点； Mg ，I ；(4) O ，O ；(5) C ，O ；(6) Si ， O ；(7) Na ，F ；(8)
(8) ；原子间可以形成极性共价键的有
(4) 。
(2) 、(5) 、(6) 、(8) ；
(3) 只存在色散力；
形结构；PCI3为极性分子，三角锥结构。