（完整word版）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。

2在空间分布的形象化表示。 (4)电子云是波函数∣ψ∣

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：O> 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：1s22s22p63s23p64s1

4s电子受到的有效核电荷 Z*=Z-σ=19-(0.85×8+1.00×10) =19-16.8 = 2.20

E??13.6?(2.20)4224s= - 4.11eV

钾的核外电子排布假如是：1s22s22p63s23p63d1

3d电子受到的有效核电荷 Z*=Z-σ=19-1.00×18=1.00 2(1.00) E3d??13.6?= -1.51eV

23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 – σ = 23-(0.35×1+0.85×11+1.0×10) = 3.3

23.3E4s??13.6???9.26eV

24V原子核作用于一个3d电子上的有效核电荷为： Z* = Z – σ = 23-(0.35×2+1.0×18) = 4.3 24.3E3d??13.6???27.94eV

23V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ⅠB族；(2)属于第二、三、四、五、六周期的0族或第ⅧA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：(1)1s22s22p63s23p64s2，第四周期，第ⅡA族，为钙，Ca； (2)1s22s22p63s23p63d54s1，第四周期，第ⅥB族，为铬，Cr； (3)1s22s22p63s23p63d104s1，第四周期，第ⅠB族，为铜，Cu；

(4)1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2，第六周期，第ⅡB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。 －－＋＋＋F， O2， Na， Mg2， Al3

－－＋＋＋

解：原子半径的大小为：O2＞F＞Na＞Mg2＞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＞F，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；(4)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。(2)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，ms= +1/2； (2) n=2，l=( )，m=1，ms= -1/2； (3) n=4，l=0，m=( )，ms= +1/2； (4) n=1，l=0，m=0，ms= ( )。 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？

H2S，CO2，PH3，CCl4，SF6，CHCl3，SnCl2，HgCl2，CO，SO2，SO3，BCl3，O3，NF3 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：H2S，PH3，CHCl3，CO，SO2，O3，NF3

属于非极性分子的是：CO2，CCl4，SF6，SnCl2，HgCl2，SO3，BCl3 22．解释下列事实：

(1)邻羟基苯甲酸的熔(沸)点低于对羟基苯甲酸的熔(沸)点； (2)NH3极易溶于水，而CH4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℃)却比丙酮(56.5℃)低许多，而乙醇相对分子质量(46)更小，沸点(78.5℃)却更高。

(4)SiO2和SiCl4都是四面体构型，SiO2晶体有很高的熔点，而SiCl4的熔点则很低； (5)Na与Si都是第三周期元素，但在室温下NaH是固体，而SiH4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)NH3分子为极性分子，与水形成氢键，故极易溶于水；而CH4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。

(4)SiO2和SiCl4虽都是四面体构型，但SiO2晶体属于原子晶体，表现出很高的熔点，而SiCl4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SiH4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) Mg，I；(4) O，O；(5) C，O；(6) Si，O；(7) Na，F；(8) N，H

解：原子间可以形成氢键的有(8)；原子间可以形成极性共价键的有(2)、(5)、(6)、(8)；原子间可以形成非极性共价键的有(4)。

26．判断下列各组分子间存在的分子间作用力：

(1)苯和CCl4；(2)CH3OH和H2O；(3)CO2气体；(4)H2O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；(3)只存在色散力；(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：

－－

SiCl4(μ = 0)；CH3Cl(μ = 6.38 × 1030C·m)；SO3(μ = 0)；HCN (μ = 7.2 × 1030C·m)；BCl3(μ

－

= 0)；PCl3(μ = 2.6 × 1030C·m)。

解：SiCl4为非极性分子，正四面体结构；CH3Cl为极性分子，四面体结构；SO3为非极性分子，平面三角形结构；HCN为极性分子，直线型结构；BCl3为非极性分子，平面三角形结构；PCl3为极性分子，三角锥结构。