第6章 原子结构(4)

l=0为s轨道.原子轨道的角向分布图为球形对称; l=1为p轨道，原子轨道的角向分布图为对顶双球形; l=2为d轨道.原子轨道的角向分布图为梅花瓣形; l=3为f轨道，原子轨道的角向分布图较复杂. 另外在多电子原子中l还和n一起决定电子的能量.

7. 答:磁量子数m与原子线状光谱在外磁场作用下发生分裂有关.所以叫磁量子

数.磁量子数m表示原子轨道在空间的伸展方向.这是由于n相同，l相同，即原子轨道能量相同，形状一样，但在空间方向不同，其角动量在Z轴上的分量才不同.

8. 答:1.能量最低原理; 2.泡利不相容原理; 3.洪特规则.

9. 答:33号 [Ar]3d104s24p3 p区，第四周期，ⅤA族，砷(As)

52号 [Kr]4d105s25p4 p区，第五周期，ⅥA族，碲(Te) 74号 [Xe]4f145d46s2 d区，第六周期，ⅥB族，钨(W) 10. 答:(1). Cl-17， [Ne]3s23p5，第三周期，ⅦA; Cl- [Ne]3s23p6.

(2). Fe-26， [Ar]3d64s2，第四周期，ⅧB; Fe3+ [Ar]3d5.

(3). Hg-80， [Xe]4f145d106s2，第六周期，ⅡB.

11. 答:1s22s22p63s23p63d54s1，第四周期，第六副族，金属元素，最高氧化数为+6. 12. 答:同周期过渡元素原子半径从左至右递减，但较缓慢，这是因为新增电子增

在次外层的d亚层中，这些增加的电子有效地屏蔽着增大的核电荷对外层ns电子的作用，从而使原子半径的递减变化很小.

13. 答:元素电负性意义:通常把原子在分子中吸引成键电子的能力或本领叫元素

电负性.元素电负性值越大，其原子吸引电子能力越强.在所形成的分子中就得到或靠近成键电子，成为负电荷一方，反之则反. 应用:

1.判断元素金属性和非金属性.一般以电负性值2为判断标准.>2一般为非金属，越大，非金属性越强;<2一般为金属，越小，金属性越强. 2.预估化合物中化学键类型，若形成化合物的两种原子电负性相差>1.7为离子键，<1.7为共价键.

14. 答:一般规律为:在同一周期中，从左到右由于元素有效核电荷逐渐增加，原

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子半径逐渐减小，元素的电子亲合能逐渐增大(即代数值逐渐减小).在同一族中，从上到下，由于原子半径不断增加，元素的电子亲合能减小(代数值增加).但同一族中第三周期元素的电子亲合能反而大于第二周期元素的电子亲合能，这是因为第二周期元素的原子半径小，电子云密度大，所以接受外来电子时，第二周期元素的原子核外价电子对外来电子的排斥力大，故其电子亲合能反而小.

15. 答: 1. A，B，C是金属元素; 2. A+1D-1

3. AOH 4. 盐，其化学式为BD2

16.答:主族元素的最高氧化数等于原子价电子层的电子数，也即等于其族序数.副族元素情况稍有不同.次外层电子数多于8而少于18的一些元素，在反应中它们除失去最外层的电子外，还失去次外层上的一部分d电子.失去电子总数就等于该元素所在的族序数，除第Ⅷ和ⅠB外，副族元素的最高氧化数也等于族序数.常见的元素中s区主族元素在各种化合物中通常氧化数不变，而大多数p区元素和大多数副族(包括Ⅷ族)元素有可变氧化数.

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