（1）HCOOH Ka=1.8?10-4 （2）HAc Ka=1.76?10-5 （3）NH3 Kb=1.76?10-5 （选（1）合适）

7.某一元弱酸HA的浓度为0.010mol/L，在常温下测得其pH为4.0。求该一元弱酸的解离常数和解离度。（解离常数和解离度分别为1.0×106，1%）。

8.要配制450mlpH=4.70的缓冲溶液，求需0.10mol/L HAc和0.10mol/L NaOH溶液的体积。HAc的电离常数为：1.8×10-5

（0.10mol/LHAc为306ml，0.10mol/LNaOH溶液的体积为144ml）。

9.在血液中H2CO3-NaHCO3缓冲对的作用之一是从细胞组织中迅速除去由运动产生的乳酸（简记为HL）。

-

（1）求HL+HCO3=H2CO3+L-的平衡常数。（3.3×102）

-3-2

（2）若血液中[H2CO3]=1.4×10mol/L，[HCO3-]=2.7×10mol/L，求血液的pH值。（7.66）

（3）若向1.0L血液中加入5.0×10-3mol HL后，pH为多大？（6.91） （已知H2CO3：Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11；HL：Ka=1.4×10-4）

10．计算下列溶液的pH。

（1）0.20mol/LHAc和0.10mol/LNaOH等体积混合；（4.75） （2）0.20mol/LHAc和0.20mol/LNaOH等体积混合；（8.72） （3）0.20mol/LNaAC和0.10mol/LHCl等体积混合；（4.75） 11．试比较AgI在纯水中和在0.010mol/LKI溶液中的溶解度。〔已知AgI的溶度积=9.3×10-17〕（纯水中的溶解度为9.6×10-9，在0.010mol/LKI溶液中的溶解度为9.3×10-15）。

12．1gFeS固体能否溶于100ml1.0mol/L的盐酸溶液中？已知FeS的溶度积常数为6.0×10-18，H2S的总电离平衡常数为9.23×10-22，式量（FeS）=87.9。（能溶）

13.下列说法是否正确？

（1）既有抗酸成分又有抗碱成分的溶液一定是缓冲溶液。（错） （2）Ksp大的难溶物的溶解度一定大于Ksp小的难溶物。 (错) （3）同温下ZnS的Ksp大于CuS的,所以同温下ZnS的溶解度大于CuS的。(对) （4）在含有氯离子的溶液中加入硝酸银溶液，一定有氯化银的白色沉淀产生。（错）

（5）酚酞遇到NaAC溶液变红。 石蕊遇到NH4Cl溶液变红。 (对)

第七章 原子结构和元素周期律

一、例题

1.计算激发态氢原子的电子从第三能级层跃迁至第二能级层时所发射的辐射能的频率、波长及能量各是多少？

解 根据里德堡公式，得所发射的辐射能频率为：

11 ?=R（2?2）

n1n211 =3.289×1015(2?2)

23 =4.568×1014s-1

波长为

c2.998?108?109 λ===656.3nm 14?4.568?10所发射的能量

E=h?=6.626×10×4.568×1014

=3.027×10-19J

注：c为光速，2.998×108m/s,1m=109nm

Z2本题也可由电子的能量E=-13.62ev △E=h?进行计算。

n2. 设子弹的质量为0.01kg ，速度为1.0?103m/s.试通过计算说明宏观物体主要表现为粒子性，其运动服从经典力学规律（设子弹速度的不确定程度为10-3m/s）

解 根据德布罗意关系式，得子弹运动的波长 h6.625?10?34-35-26

λ===6.626×10=6.626×10nm 3mv0.01?1?10已知γ射线是最短的电磁波，其波长λ=1×10-5 nm;可见子弹的波长太小，根本无法测量，可忽略。子弹等宏观物体主要表现为粒子性。

根据不确定关系式，子弹位置的不确定量

6.626?10?34hh?29Δx. Δp≈h Δx. Δv≈ Δx.?==6.626m ?10?3mm?V0.01?10位置的不确定程度很小，可忽略。说明子弹的运动有确定的轨道，运动服从经典力学规律。

3.什么是屏蔽效应和钻穿效应？怎样解释同一主层中能级分裂及不同主层中的能级交错现象？

Z2答 对于单电子原子，各轨道的能量为E=—13.62eV,单电子体系（如氢原

n子或类氢离子Li?等）轨道的能量主要取决与主量子数n。对于单电子原子或离子，只要n相同，各轨道的能量就相同：Ens=Enp=End=E，这些能量相同的轨道称简并轨道。

在多原子或离子中，不但有原子核对电子的吸引，还有电子之间的排斥。在讨论某一电子的能量时，将内层电子对该电子的排斥作用归结为对核电核的屏蔽和部分抵消，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对电子的引力，这种作用称为屏蔽效应。这样一来，多电子体系轨道的能量为

2(Z-?)2Z* E= —13.62（ev）= -13.6（ev） 2nn式中，z*为有效核电荷，?为屏蔽常数。因此，多电子原子或离子轨道的能量除与主量子数n有关外，还与屏蔽常数?值有关。而?值与角量子数L等许多因素有关。在n相同的轨道中，L值越小的电子受内层电子的屏蔽作用越小，故有轨道的能量Ens﹤Enp﹤End﹤Enf，造成“能级分裂”现象。为了解释“能级分裂”现象，必须研究原子轨道的径向分布函数图，根据原子轨道的径向分布图可知：主量子数相同的3s，3p，3d轨道中，角量子数最小的3s轨道不仅径向分布峰的个数最多，而且在靠近核附近有一个小峰（即钻的离核很近），因此3s电子

?34

被内层电子屏蔽的最少，平均受核的引力较大，其能量最低（值得指出的是，3s轨道径向分布图中离核较近的缝面积虽小，但这部分电子云出现的区域离核较近，因而有效核电荷大，它对降低轨道能量将起重大贡献）；而3p及3d电子钻入内层的程度依次减少，内层电子对其屏蔽作用逐渐增强，故它们的能量相继增大。我们把由于原子轨道的径向分布不同，电子穿过内层钻到近核能力不同而引起电子的能量不同的现象称为电子的钻穿效应。可见钻穿与屏蔽是互相联系的。

钻穿效应的结果还会引起“能级交错”现象。例如原子序数为19和20等元素的轨道能量E4sくE3d。这是因为4s和3d轨道的径向分布不同，虽然4s的最大峰比3d最大峰离核较远，但4s的小峰钻到靠核很近的内层，因而大大降低了4s电子的能量，以致于4s比3d电子能量还低。 4. 请解释原因：

(1) He+中3s和3p轨道的能量相等，而在Ar+中3s和3p轨道的能量不相等。

(2) 第一电子亲和能为Cl>F，S>O；而不是F>Cl , O>S。

解（1）He+中只有一个电子，没有屏蔽效应，轨道的能量由主量子数n决定，n相同的轨道能量相同，因而3s和3p轨道的能量相同。而在Ar+中，有多个电子存在；3s轨道的电子与3p轨道的电子受到的屏蔽效应不同，即轨道的能量不仅和主量子数n有关，还和角量子数L有关。因此，3s和3p轨道的能量不同。

（2）一般来说，电子亲和能随原子半径减小而增大，因为半径越小，核电荷对电子的引力越大。因此，电子亲和能在同族中从上到下呈减少的趋势。但第一电子亲和能却出现Cl>F, S>O的反常现象，这是由于O和F 半径过小，电子云密度过高，当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的排斥作用较强使放出的能量减少。

5. 根据原子序数给出下列元素的基态原子的核外电子组态： （a）K (Z=19) （b）Al (Z=13) （c） Cl (Z=17) （d）Ti（Z=22） （e）Zn（Z=30） （f）As（Z=33）

解 （a）[Ar]4s1（b）[Ne]3s23p1（c）[Ne]3s23p5（d）[Ar]3d24s2（e）[Ar] 3d104s2（f）[Ar]3d104s24p3

6. 以下+3价离子那些具有8电子外壳？Al3+、Ga3+、Bi3+、Mn3+、Sc3+ 解 Al3+和Sc3+具有8电子外壳。

7.判断下列各对元素哪个元素第一电离能大，并说明原因。 S和P Al 和 Mg Sr和Rb Cu和 Zn Cs和Au

解 题中各对元素同周期元素一般来说，在同一周期中，从左到右随着有效核电荷的增加，半径减小，第一电离能总的趋势是增大。但由于电子构型对电离能影响较大，可能会造成某些反常现象。

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P>S 因p电子构型为3s3p，3p轨道半充满稳定结构，打掉电子难；而S的电子构型为3s23p4失去一个电子后为半充满的稳定结构，故P>S。

Mg>Al 道理同（1）一样。

Sr>Rb Sr的核电荷比Rb多，半径也比Rb小。其次Sr的5s2较稳定。 Zn>Cu Zn的核电荷比Cu多。同时Zn的3d轨道全充满，4s轨道全充满；Cu的4s轨道半充满。失去一个电子后为3d104s0稳定结构。

Au>Cs 二者为同周期的元素，Au为IB族元数，Cs为IA族元素，金的有效核电荷数较铯的大，而半径较铯的小，而且铯失去一个电子后变为5s25p6稳定结构。

8. 判断半径大小并说明原因：

（1）Sr 与Be （2）Ca 与Sc （3）Ni与Cu （4）Zr与Hf （5）S2- 与S （6）Na+与Al3+ （7）Sn2+与Pb2+ （8）Fe2+与Fe3+

解 （1）Ba> Sr 同族元素Ba比Sr多一电子层。 （2）Ca>Sc 同周期元素，Sc核电荷多

（3）Cu>Ni 同周期元素，Cu次外层为18电子，受到屏蔽作用大，有效核电荷小，外层电子受引力小，

（4）Zr?Hf 镧系收缩的结果；

（5）S2->S 同一元素，电子数越多，半径越大；

（6）Na+>Al3+ 同一周期元素，正电荷越高，半径越小；；

2+2+

（7） Pb>Sn同一族元素的离子，正电荷数相同，但Pb2+比Sn2+多一电子层；

2+3+

（8）Fe>Fe 同一元素离子，正电荷越高则半径越小。 9. 如果发现116号元素，请给出

（1）钠盐的化学式； （2）简单氢化物的化学式； （3）最高价态的氧化物的化学式；（4）该元素是金属还是非金属。

解 因为该元素的电子构型为 ?Rn?7s25f146d107p4该元素为第六主族的元素。设该元素为R则(1)Na2R （2）H2R （3）RO3 （4）该元素为金属元素） 二、习题

1.氢原子的一个电子从第二能级层跃迁至第一能级层时发射出光子的波长是 121.6nm；当电子从第三能级层跃迁至第二能级层时，发射出光子的波长是656.3nm。问哪一个光子的能量大？

（从第二能级层跃迁至第一能级层时发射出光子的能量大）。

2.已知电中性的基态原子的价电子层电子组态分别为： （a）3s3p5（b）3d64s2（c）5s2（d）4f96s2（e）5d106s1

试根据这个信息确定它们在周期表中属于那个区、哪个族、哪个周期。 （（a）p区，ⅦA族，第三周期 （b）d区，Ⅷ族，第四周期 （c）s区，ⅡA族，第五周期 （d）f区，ⅢB族，第六周期 （e）ds区，ⅠB族，第六周期 ）

3. 根据Ti、Ge、Ag、Rb、Ne在周期表中的位置，推出它们的基态原子的电子组态。

(Ti位于第四周期ⅣB族，它的基态原子的电子组态为[Ar]3d24s2； Ge位于第四周期ⅣA族，它的基态原子的电子组态为[Ar]3d104s24p2； Ag位于第五周期ⅠB族，它的基态原子的电子组态为[Kr] 4d105s1； Rb位于第五周期ⅠA族，它的基态原子的电子组态为[Kr] 5s1； Ne位于第二周期0族，它的基态原子的电子组态为[He] 2s22p6。)

4.某元素的基态价层电子构型为5d26s2，给出比该元素的原子序数小5的元素的基态原子电子组态。(该元素的基态原子电子组态为[Xe] 4f116s2)

5.某元素基态原子最外层为5s2，最高氧化态为+4，它位于周期表哪个区？是第几周期第几族元素？写出它的+4氧化态离子的电子构型。若用A代表它的元素符号，写出相应氧化物的化学式。（该元素的基态原子电子组态为[Kr] 4d25s2，即第40号元素锆（Zr）。它位于d区，第五周期ⅣB族，+4氧化态离子的电子构型为[Kr]，即1s22s22p63s23p63d104s24p6，相应氧化物为AO2。）

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6.一元素的价电子层构型为3d4s,指出其在周期表中的位置（区、周期和

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