化学自习室移动版

1．一个电子的运动状态要从哪几个方面描述？

答：应从这个电子所处的能层(电子层)是第几层，是什么能级上的电子，在这一能级什么伸展方向的电子云轨道里及在这个轨道上采取的自旋方向是怎样的。同一元素的原子，每一个电子都有一种运动状态，即一套描述这个电子运动状态的参数。

如“2p_x¹”，表示这个电子在第二能层的哑铃形电子云的能级，该电子云伸展方向(轨道)为X轴方向，该电子采取的是顺时针(或逆时针)自旋状态。同一原子里不可能有运动状态这四个方面完全相同的电子存在。

在多电子原子里，每个电子的所处的能层、能级、轨道、自旋状态四个方面是各不相同的，即一个原子有多少个电子就有多少种运动状态的电子或一个电子就有一套运动参数。

2．电子运动的能层符号有哪些？能级符号有哪些？各能层有哪些能级？各能级有多少轨道？每个轨道最多能容纳多少个电子？它们在这个轨道里是如何运动的？

答：电子运动的能层符号有K、L、M、N、O、P、Q等，分别对应一、二、三、四、五、六、七等能层；能级符号有s、p、d、f、g等；第一能层只有1s一个能级，第二能层有2s、2p两个能级，第三能层有3s、3p、3d三个能级，第四能层有四个能级4s、4p、4d、4f，第五能层有五个能级5s、5p、5d、5f、5g，第六能层有六个能级等；s能级只有一个电子云轨道，p能级电子云有三种伸展方向，即三个互相垂直的哑铃形轨道，d能级有五个轨道，f能级有七个轨道，g能级有九个轨道；每个电子云轨道最多只能容纳2个电子，且它们自旋运动的方向相反。

3．为什么各能层最多容纳的电子数为2n²个？

答：因为每个轨道最多能填充2个电子，而第n能层有n²个轨道，所以各能层最多容纳的电子数为2n²个。

核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

4．根据构造原理，第八周期若完整，共有多少种元素？原子核外出现第一个6f电子的元素的原子序数是多少？

答：第八周期若完整，共有50种元素，即8s²5g¹⁸6f¹47d¹⁰8p⁶。构造原理遵循能量最低，原子核外出现第一个6f电子的元素的原子电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹45d¹⁰6p⁶7s²5f¹46d¹⁰7p⁶8s²5g¹⁸6f¹。其原子序数是139。

5．基态原子的电子排布遵循哪些规律和规则？

答：基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。其具体内容是：

①能量最低原理：基态原子的电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子能量处于最低状态。

②泡利原理：每个轨道(如1s轨道，2p能级中的2p_x轨道等)最多只能容纳2个自旋相反的电子。

③洪特规则：

a．当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道。这样排布整个原子能量最低。

b．对于基态原子同一能级(电子亚层)中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。全满s²p⁶d¹⁰f¹⁴，半满s¹p³d⁵f⁷。如Cr、Cu的价电子排布分别为3d⁵4s¹、3d¹⁰4s¹。

注意：

(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。

(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)构造原理中存在着能级交错现象。由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。

(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是［X]^＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。特殊的主要有四周期及以后的ⅢA～VIA的元素，如溴(Br)：[Ar]3d¹⁰4s²p⁵

还有少数元素(如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素)的电子排布更为复杂，既不符合构造能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素的核外电子排布是由光谱实验结论得出的，我们应该尊重光谱实验事实。

6．什么叫原子光谱？它在化学上有何应用？光辐射属于哪类光谱？解释钠和钾产生焰色及焰色不同的原因。

答：用光谱仪摄取的各元素的电子的吸收光谱或发射光谱统称原子光谱，在现代化学上，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。通过光谱还发现了一些新元素，如铯、铷、氦。光辐射时，电子释放能量，属于发射光谱。

当碱金属及其化合物在火焰上灼烧时，原子中的电子吸收了能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，但处于能量较高的轨道上的电子是不稳定的，很快跃迁回到能量较低的轨道，这时就将多余的能量以光的形式释放，而释放的光的波长在可见光范围内，因而能使火焰呈现颜色。钾和钠的原子结构不同，电子跃迁时能量变化不同，则放出光的波长不同，所以产生的焰色也就不同。

7.为什么原子核外电子排布时，能量是(n－1)d ＞ ns，出现能级交错现象？

【答】由于电子云的形状及特点，s电子云为球形，电子云“重心”更趋近原子中心，而d轧道电子云形状为“∞”，电子云“重心”更趋向离原子中心更远的位置，从而导致(n－1)d ＞ ns，其它f轧轧道也如此，因此出现能级顺序为：ns＜……＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。

8.为什么原子核外电子排布时IA、IIa族三周期以后元素最次外层电子为8，而IIA—VIIIA，0族元素次外层均为18电子结构？

【答】从问题1可知，由于能级交错现象，当排到3d能级之前，已经出现4s能级，同理，最外层电子不会超8电子，次外层电子不超18电子，以此类推。

9.为什么有些金属有焰色反应，而多数金属没有？

【答】焰色反应的实质是在外界能量的作用下，元素原子的电子运动能级的跃迁导致的。当电子从激发态反回到基态时，会以可见光能释放时便出现了焰色反应的现象。若在不可见光范围出现时则肉眼是看不见的。如红外光或紫外光等。因此，由于不同元素原子电子跃迁的能级不同，从而导致产生不同波长能量的释放，并非不产生发射“光谱”，只是肉眼不可见而已。

10.为什么IIA族元素第一电离能比同周期IIA族第一电离能高，同理VA族比同周期VIA族电离能高？

【答】由于IIa族元素价电子构型为ns²，IIA族元素为ns²np¹，IIa族元素电子处于全满状态，非常稳定，而IIA族元素P轧道只有一个电子，不是稳定结构，相反，失去一个电子后处理全空的稳定状态，因此第一电离能Mg＞Al，同理N＞O，其它族正常。

11.σ键一定比π键且稳定吗？为什么？

【答】若是C原子，C－C，C=C，C≡C中键能分别是347.7kJ/mol、615 kJ/mol、812 kJ/mol，因此发现σ键一定比π键键能大，说明σ键更稳定，因此CH₂=CH₂常温下便可发生加成，而烷烃常温下的σ键很难断，稳定。同量从数据分析可知，C≡C与C=C的键能差大于C=C与C－C的键能差，从而说明由于三键的形成使C与C原子之间结构更强，键更短，因此C≡C键更强，即CH₂=CH₂比CH≡CH更活泼，与溴水褪色更快，因此并非Л键越多分子越不稳定，相反若形成大的离域Л键，可能会使分子更稳定，如苯环结构，再如金刚石的沸点不如石墨的高，也是因为石墨中存在大Л键，使C－C键变得更短，更稳定。

相反，若是N、O原子则恰恰相反，如N－N、N=N、N≡N的键能分别是139kJ/mol、418 kJ/mol、946 kJ/mol，O－O、O=O的键能分别是142 kJ/mol、497.3 kJ/mol。从数据不难看出，π键键能比σ键大！这主要是由于N、O原子半径较C原子半径更小，从而形成σ键时，π键重叠程度更大，从而Л键比σ键稳定。同理，N－O、N=O键能也分别是176 kJ/mol、607 kJ/mol，因此，σ键、π键键能大小、稳定性如何，应具体问题具体分析。但平时通常指C原子的成键规律，尤其在有机物结构讨论中更是如此。

12.同族元素性质往往相似，为什么CO₂形成是的分子晶体，而SiO₂形成的是原子晶体？为什么硝酸为HNO₃，而磷酸为H₃PO₄?为什么有PCl₅而无NF₅？

【答】由于原子之间形成Л键时原子之间能量应接近或理解为半径相当，由于Si原子3s³P能量较高，半径较大，与氧原子很难形成稳定的Л键，相反，O与C原子之间由于成键电子能级接近，半径相当，更易形成Л键，相反若形成C－O单键的原子晶体还是很难的。

由于N原子半径较小，原子中没有d轧道，因此不可能形成NO₄^3－，同理，P有d轧道，可以形成sp³d杂化轧道而N不能，因此不可能形成NF₅，同理，碳酸为H₂CO₃，而原硅酸可以是H₄SiO₄也是如此。

13.为什么CH₄、NH₃、H₂O、H₂S的键角逐渐变小？

【答】从以上分子可知，中心原子均是sp³杂化轧道，正常键解应为109°28’，但由于N、O、S中心原子上均有孤电子对，且N上一对，O、S上两对，因此，根据排斥力大小可知，孤电子对之间排斥力大，因此CH₄、NH₃、H₂O的键解变不，而H₂S中由于S原子半径大，电子云之间排斥力大，从而使H₂S中键角更小，几乎恢复到原来未杂化的90°水平。

14.为什么硫酸(H₂SO₄)、磷酸(H₃PO₄)、甘油(CH₂OHCHOHCH₂OH)都具有很强的吸水性？有关知识还有哪些应用？

【答】由于硫酸中有两个－OH，磷酸中有三个－OH，甘油中有三个－OH，因此三者分子间都存在很强的氢键，因此都具有高沸点，粘稠等性质。且由此可以，此类物质在水中溶解度极大。同理，即使高聚物中若含有许多－OH，即使不能溶解于水中，此类物质往往具有很强的吸水性。如尿不湿[CH₂－COOH]_n、纤维素等均属于吸水性极强的物质。

15.为什么晶体都具有规则的几何外形？

【答】由于晶体具有自范性，晶体内部的粒子是有序排列的，因此导致具有规则的几何外形。不同晶体外形不同，关键是晶胞的参数不同，各角度有所差别。

16.晶体中粒子配位关系、填隙模型与化学式之间关系运用如何？

【答】一般在四面体中心的配位是4，正方体棱心的配位是6，正方体面心配位是12，若晶胞中比较容易观察出a周围b粒子的配位数，即可根据化学式，便可计算出b周围a粒子的配位数。例如：SiC晶胞中，Si原子周围有4个C原子形成的四面体结构，从化学式可知，C周围也一定有4个Si原子；再如：CaF₂晶胞中，可直观发现Ca^2＋周围有8个F^－离子，根据化学式不难推出F^－离子周围也一定有4个Ca^2＋，其它晶胞同理。

一般来讲，四配位体围成的缝隙为四面体缝隙，正方体围成的缝隙为正方体缝隙，六配位围成的缝隙为八面体缝隙，十二配位围成的缝隙为二十面体缝隙等等。

17.晶胞熔沸点与晶体结构的关系如何？影响因素如何？

【答】晶体的熔沸点主要与晶体中粒子之间的作用力有关！但不同晶体之中影响作用力因素还有分子晶体中的分子量、极性以及原子晶体中半径、离子晶体的离子电荷与半径、金属晶体中离子电荷与原子半径有关。总之，分子晶体的作用力与分子量与极性有关，键力的主要与原子半径与电荷有关。一般可以用近似公式计算。

18.晶胞中的配位关系如何？为什么？

【答】晶体中晶胞的配位关系与微粒之间的半径比例有关。如下所示：

三配位(平面三球夹一球)：0.155

四配位(四面体心夹一球)：0.225

六配位(八面体心夹一球)：0.414

八配位(正方体心夹一球)0·732

12配位(20面体心夹一球)1·00

在不同离子之间形成离子晶体时配位关系，可能由于阴阳离子半径比例变化，配位关系也随之发生变化，同时还与阴阳离子的电荷有关。

19.按共价键的性质可知，键越短应该越稳定，为什么F－F、Cl－Cl、Br－Br、I－I的键能分别是：157 kJ/mol、242.7 kJ/mol、193.7 kJ/mol、152.7 kJ/mol？

【答】按共价键的性质可知，共价键键长越短，共价键越强，前提是结构相同且有可比性。在F－F与Cl－Cl中，虽然F－F键最短，但由于键短，从而导致F原子之间的孤电子对排斥力变大，因此导致F－F反应变弱，如H－H键能为436 kJ/mol，键短，又无孤电子对，因此键能特别大。而Cl、Br、I随半径增大，两原子间孤电子对排斥力变小，键能变小主要是由于半径变大的原因。同样，C－C键能为347.7 kJ/mol，而O－O键能为142kJ/mol，O半径虽然小，但孤电子对排斥反而使键能变小。