第1講原子結(jié)構(gòu)與元素周期律

1、第1講 原子結(jié)構(gòu)與元素周期律【競(jìng)賽要求】核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài): 用s、p、d 等來(lái)表示基態(tài)構(gòu)型（包括中性原子、正離子和負(fù)離子）核外電子排布。電離能、電子親合能、電負(fù)性。四個(gè)量子數(shù)的物理意義及取值。單電子原子軌道能量的計(jì)算。s、p、d 原子軌道圖像。元素周期律與元素周期系。主族與副族。過(guò)渡元素。主、副族同族元素從上到下性質(zhì)變化一般規(guī)律；同周期元素從左到右性質(zhì)變化一般規(guī)律。原子半徑和離子半徑。s、p、d、ds、f 區(qū)元素的基本化學(xué)性質(zhì)和原子的電子構(gòu)型。元素在周期表中的位置與核外電子結(jié)構(gòu)（電子層數(shù)、價(jià)電子層與價(jià)電子數(shù)）的關(guān)系。最高氧化態(tài)與族序數(shù)的關(guān)系。對(duì)角線規(guī)則。金屬性、非金屬性與周期表位置的關(guān)系。金屬

2、與非金屬在周期表中的位置。半金屬。主、副族重要而常見(jiàn)元素的名稱、符號(hào)及在周期表中的位置、常見(jiàn)氧化態(tài)及主要形態(tài)。鉑系元素的概念?！局R(shí)梳理】一、核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)1、微觀粒子的二重性（1）光的波動(dòng)性波長(zhǎng)：傳播方向上相鄰兩個(gè)波峰（波谷）間距離。頻率v：頻率就是物質(zhì)（光子）在單位時(shí)間內(nèi)振動(dòng)的次數(shù)。單位是Hz（1Hz =1 s1）。 光速c =·v 真空中2.998×10 8 m·s1 = 3×10 8 m·s1，大氣中降低（但變化很小，可忽略）。波數(shù)=（cm1） （2）光的微粒性1900年根據(jù)實(shí)驗(yàn)情況，提出了原子原子只能不連續(xù)地吸收和發(fā)射能量的論點(diǎn)。

3、這種不連續(xù)能量的基本單位稱為光量子，光量子的能量（E）與頻率（v）成正比。即： E = h （4-1）式中h為普朗克常數(shù)，等于 6.626×10 34 J·s（3）白光是復(fù)色光可見(jiàn)光的顏色與波長(zhǎng)顏色紫蘭青綠黃橙紅波長(zhǎng)（nm）400-430430-470470-500500-560560-590590-630630-760（4）電子的波粒二重性物質(zhì)波1923年德布羅意（L. de Broglie）類比愛(ài)因斯坦的光子學(xué)說(shuō)后提出，電子不但具有粒子性，也具有波動(dòng)性。并提出了聯(lián)系電子粒子性和波動(dòng)性的公式：= (4-2) m：質(zhì)量 v ：速度 h：普朗克常數(shù)（4-2）式左邊是電子的波長(zhǎng)

4、，表明它的波動(dòng)性的特征；右邊是電子的動(dòng)量，代表它的粒子性。這兩種性質(zhì)通過(guò)普朗克常數(shù)定量的聯(lián)系起來(lái)了。2、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)（1）早期模型氫原子光譜太陽(yáng)光是連續(xù)光譜，原子光譜是線狀光譜。玻爾模型：電子在一定的軌道上運(yùn)動(dòng)、不損失能量。不同軌道上的電子具有不同能量E = J （4-3）式中n =1，2正整數(shù)電子離核近、能量低、最低能量狀態(tài)稱基態(tài)，激發(fā)態(tài)（能量高）只有當(dāng)電子躍遷時(shí)，原子才釋放或吸收能量。E = h= h= hc 1 cm-1 = 1.986×1023 J波爾理論的應(yīng)用：解釋氫原子光譜電子躍遷時(shí)釋放電子能量： =() =1.097×105 ()cm1 式中1.097&

5、#215;105稱里德保常數(shù)計(jì)算氫原子光譜的譜線波長(zhǎng)電子由nin1時(shí)，釋放能量得一系列值稱賴曼線系。nin2時(shí)，釋放能量得到一系列值。巴爾麥線條例：= = 1.097×105 () cm1 =15236 cm1= 656 nm 原子光譜計(jì)算氫原子的電離能n1n時(shí)，氫原子電離能= 6.023×1023 E = 6.023×1023 () = 1313 kJ·mol1接近實(shí)驗(yàn)值1312 kJ·mol1（2）近代描述電子云薛定顎方程的解即原子軌道電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。量子數(shù)是解方程的量子條件（三個(gè)）n、l、m，原子核外的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)用四個(gè)量數(shù)描述：n、l、m

6、、m s 。實(shí)際上，每個(gè)原子軌道可以用3個(gè)整數(shù)來(lái)描述，這三個(gè)整數(shù)的名稱、表示符號(hào)及取值范圍如下：主量子數(shù) n，n = 1, 2, 3, 4, 5,（只能取正整數(shù)），表示符號(hào)： K, L, M, N, O, 角量子數(shù) l，l = 0, 1, 2, 3 , , n1。（取值受n的限制），表示符號(hào)：s, p, d, f, 磁量子數(shù) m，m = 0, ±1, ±2, , ±l。（取值受 l的限制）當(dāng)三個(gè)量子數(shù)都具有確定值時(shí)，就對(duì)應(yīng)一個(gè)確定的原子軌道。如2p 就是一個(gè)確定的軌道。主量子數(shù)n與電子層對(duì)應(yīng)，n = 1時(shí)對(duì)應(yīng)第一層，n = 2時(shí)對(duì)應(yīng)第二層，依次類推。軌道的能量主要

7、由主量子數(shù)n決定，n越小軌道能量越低。角量子數(shù) l和軌道形狀有關(guān)，它也影響原子軌道的能量。n和l一定時(shí)，所有的原子軌道稱為一個(gè)亞層，如n = 2，l = 1就是2p亞層，該亞層有3個(gè)2p軌道。n確定時(shí)，l值越小亞層的能量約低。磁量子數(shù) m與原子軌道在空間的伸展方向有關(guān)，如2p亞層，l=1， m = 0，±1有3個(gè)不同的值，因此2p有3種不同的空間伸展方向，一般將3個(gè)2p軌道寫(xiě)成2px, 2py, 2pz 。 實(shí)驗(yàn)表明，電子自身還具有自旋運(yùn)動(dòng)。電子的自旋運(yùn)動(dòng)用一個(gè)量子數(shù)ms表示，ms稱為自旋磁量子數(shù)。對(duì)一個(gè)電子來(lái)說(shuō)，其ms可取兩個(gè)不同的數(shù)值1/2或1/2。習(xí)慣上, 一般將ms取1/2的

8、電子稱為自旋向上，表示為 + ； 將ms取1/2的電子稱為自旋向下，表示為。實(shí)驗(yàn)證明，同一個(gè)原子軌道中的電子不能具有相同的自旋磁量子數(shù)ms， 也就是說(shuō)，每個(gè)原子軌道只能占兩個(gè)電子，且它們的自旋不同。核外電子可能的空間狀態(tài)電子云的形狀。s電子云（球形） p電子云，亞鈴形，有三個(gè)方向 px py pz 。d電子云有五個(gè)方向dxy dxz dyz dx2-y2 dz2 （稱五個(gè)簡(jiǎn)并軌道，即能量相同的軌道） f 電子云有七個(gè)方向。3、核外電子的排布（1）多電子原子的能級(jí)鮑林的軌道能級(jí)圖 能級(jí)交錯(cuò) 能級(jí)分裂鮑林根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)的結(jié)果，提出了多電子原子中原子軌道的近似能級(jí)圖，見(jiàn)下圖，要注意的是圖中的能級(jí)順序是

9、指價(jià)電子層填入電子時(shí)各能級(jí)能量的相對(duì)高低。多電子原子的近似能級(jí)圖有如下幾個(gè)特點(diǎn)：（a）近似能級(jí)圖是按原子軌道的能量高低排列的，而不是按原子軌道離核遠(yuǎn)近排列的。它把能量相近的能級(jí)劃為一組，稱為能級(jí)組，共分成七個(gè)能級(jí)組。能級(jí)組之間的能量差比較大。徐光憲教授提出用n + 0.7 l計(jì)算各能級(jí)相對(duì)高低值，并將第一位數(shù)相同的能級(jí)組成相應(yīng)的能級(jí)組，如4s、3d和4p的n + 0.7 l計(jì)算值相應(yīng)為4.0、4.4和4.7，它們組成第四能級(jí)組。（b）主量子數(shù)n相同、角量子數(shù)l不同的能級(jí)，它們的能量隨l的增大而升高，即發(fā)生“能級(jí)分裂”現(xiàn)象。例如EEE。（c）“能級(jí)交錯(cuò)”現(xiàn)象。例如EEE，EEEE。屏蔽效應(yīng)和有效

10、核電荷在多電子原子中，一個(gè)電子不僅受到原子核的引力，而且還要受到其他電子的排斥力。這種排斥力顯然要削弱原子核對(duì)該電子的吸引，可以認(rèn)為排斥作用部分抵消或屏蔽了核電荷對(duì)該電子的作用，相當(dāng)于使該電子受到的有效核電荷數(shù)減少了。于是有Z* = Z，式中Z*為有效核電荷，Z為核電荷。為屏蔽常數(shù)，它代表由于電子間的斥力而使原核電荷減少的部分。我們把由于其他電子對(duì)某一電子的排斥作用而抵消了一部分核電荷，使該電子受到的有效核電荷降低的現(xiàn)象稱為屏蔽效應(yīng)。一個(gè)電子受到其他電子的屏蔽，其能量升高。鉆穿效應(yīng)與屏蔽效應(yīng)相反，外層電子有鉆穿效應(yīng)。外層角量子數(shù)小的能級(jí)上的電子，如4s電子能鉆到近核內(nèi)層空間運(yùn)動(dòng)，這樣它受到其他

11、電子的屏蔽作用就小，受核引力就強(qiáng)，因而電子能量降低，造成EE。我們把外層電子鉆穿到近核內(nèi)層空間運(yùn)動(dòng)，因而使電子能量降低的現(xiàn)象，稱為鉆穿效應(yīng)。鉆穿效應(yīng)可以解釋原子軌道的能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。（2）排布規(guī)則：能量最低原理：原子中的電子按照能量由低到高的順序排布到原子軌道上，遵循能量最低原理。例如，氫原子只有一個(gè)電子，排布在能量最低的1s軌道上，表示為1s1，這里右上角的數(shù)字表示電子的數(shù)目。根據(jù)能量最低原理，電子在原子軌道上排布的先后順序與原子軌道的能量高低有關(guān)，人們發(fā)現(xiàn)絕大多數(shù)原子的電子排布遵循下圖的能量高低順序，這張圖被稱為構(gòu)造原理。1s2s3s4s5s6s7s2p3p3d4p4d4ff5p5d5ff5

12、g6p6d6ff 7p7d7ff 按照 n+0.7l 的大小順序排列泡利原理：(Pauli exclusion principle) 一個(gè)原子軌道上最多能排布幾個(gè)電子的呢？物理學(xué)家泡利指出一個(gè)原子軌道上最多排布兩個(gè)電子，且這兩個(gè)電子必須具有不同的自旋。­¯­¯­1s2s2p3s3p按照能量最低原理和泡利不相容原理，硼原子B的電子排布是1s22s22p1。其軌道表示式如圖： 洪特規(guī)則：氮原子的電子排布是1s22s22p3，那么2p軌道上的3個(gè)電子在3個(gè)2p軌道如何排布呢？ 洪特在研究了大量原子光譜的實(shí)驗(yàn)后總結(jié)出了一個(gè)規(guī)律，即電子在能量相同的軌道上

13、排布時(shí)，盡量分占不同的軌道且自旋平行，這樣的排布方式使原子的能量最低?？梢?jiàn)，洪特規(guī)則是能量最低原理的一個(gè)特例。因此，氮原子的3個(gè)2p電子在3個(gè)在2p軌道上的排布為：2p 。 經(jīng)驗(yàn)的補(bǔ)充規(guī)則：等價(jià)軌道全充滿、半充滿、全空的狀態(tài)比較穩(wěn)定。如24號(hào)元素Cr和29號(hào)元素Cu的電子排布式分別寫(xiě)為：Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。電子填入軌道的次序：注意：具體元素原子的電子排布情況應(yīng)尊重實(shí)驗(yàn)事實(shí)。（3）表示方法：根據(jù)以上電子排布的三條規(guī)則，就可以確定各元素原子基態(tài)時(shí)的排布情況，電子在核外的排布情況簡(jiǎn)稱電子構(gòu)型，表示的方法通常有兩種。1

14、s 2s 2p軌道表示法如：C一個(gè)方框表示一個(gè)軌道。、表示不同自旋方向的電子。電子排布式（亦稱電子組態(tài)）如：C 1s2 2s2 2p2式中右上角的數(shù)字表示該軌道中電子的數(shù)目。為了簡(jiǎn)化，常用“原子實(shí)”來(lái)代替部分內(nèi)電子層構(gòu)型。所謂原子實(shí)，是指某原子內(nèi)電子層構(gòu)型與某一稀有氣體原子的電子層構(gòu)型相同的那一部分實(shí)體。如24Fe：2s22p63p23p63d6 s2可表示為Ar3d64s2說(shuō)明：竟賽要求能夠根據(jù)原子序數(shù)寫(xiě)出元素周期表中所有元素的電子排布式。下面是需要重點(diǎn)記憶的幾種特殊情況： 5d16s2稀土 La Ce Gd Lu 其它 4f n5d06s2鈰 釓 镥 6d17s2 6d27s2錒系 Ac

15、Pa U Np Cm Lr Th 其它 5f n6d 07s2錒 鏷 鈾 镎 鋦 鐒 釷二、元素周期律1、原子的電子層結(jié)構(gòu)和周期律（1）隨核電荷增大電子呈周期性分布，每個(gè)周期的電子由sp逐個(gè)增入。（2）新周期開(kāi)始出現(xiàn)新電子層。周期序數(shù)= 原子的電子層數(shù)n每周期中元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道所能容納的電子的總數(shù)。（3）主族元素的族序數(shù) = 原子最外層電子數(shù)副族元素的族序數(shù)= 原子次外層d電子數(shù)與最外層s電子數(shù)之和（B、B、B除外）（4）周期表按電子層結(jié)構(gòu)分五個(gè)區(qū)（s、p、d、ds、f ），如下圖所示。 s區(qū)ns12d區(qū)(n-1)d19ns12p區(qū)ns2np16f 區(qū)(n-2)f 014(n

16、-1)d 01ns2ds區(qū)(n-1)d10ns12元素金屬性和非金屬性的遞變：從左到右，金屬性逐漸減弱；從上到下，金屬性逐漸增強(qiáng)。周期律：元素的性質(zhì)隨元素原子序數(shù)的增加而呈周期性變化的規(guī)律。2、元素基本性質(zhì)的周期性原子結(jié)構(gòu)與原子參數(shù)的關(guān)系（1）有效核電荷：Z*Z*= Z內(nèi)層電子大；同層電子間??；外層電子= 0；對(duì)稱結(jié)構(gòu)大。（2）原子半徑：兩個(gè)原子核間距的一半（原子半徑通常包括金屬半徑、共價(jià)半徑和范德華半徑）。H He37 122 Zr Nb Mo Ru Rh Pd 145 134 129 124 125 128La Hf Ta W Os Ir Pt169 144 134 130 126 127

17、 130部分元素原子半徑/pmLi Be B C N O F Ne123 89 80 77 70 66 64 160Na Mg Al Si P S Cl Ar157 136 125 117 110 104 99 191K Ca203 174La系收縮結(jié)果使鑭系以后的元素原子半徑與下一周期相應(yīng)的同族元素原子半徑非常接近。故性質(zhì)相似，難分離，自然界共生。（3）電離能（勢(shì)）I定義：元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時(shí)失去一個(gè)電子成為一價(jià)氣態(tài)正離子所需要的能量，稱元素的第一電離能?；鶓B(tài)M（g）M+(g) M2+(g) M3+(g) 例如：Al(g) Al+(g)第一電離能I1= 578 kJ·mol-1；

18、第二電離能I2=1823 kJ·mol-1； 第三電離能 I3=2751 kJ·mol-1I大，難失電子；I小，易失電子，金屬性強(qiáng)。規(guī)律：同周期Z* 增大，半徑減小，稍有起伏（半充滿、全充滿結(jié)構(gòu)穩(wěn)定）。同族元素Z*增加不多，半徑增大起主導(dǎo)作用。長(zhǎng)周期中也有起伏，I增大不如短周期明顯。（4）電子親合能定義：一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成一價(jià)氣態(tài)負(fù)離子所放出的能量。稱該原子的第一電子親合能。習(xí)慣上把放出能量的電子親合能EA用正號(hào)表示。O(g)+eO(g) EA=141.8 kJ·mol1EA反映原子得電子難易程度。EA大，易得電子，非金屬性強(qiáng)。At 270Po 1

19、83Bi 91.3Pb 35.1Tl 19.3Cs 45.5I 295Te 190Sb 103Sn 107In 28.9Rb 46.9Br 325Se 195As 78.2Ge 119Ga 28.9K 48.4 Cl 349S 200P 72.0Si 134Al 42.5Na 59.6F 328O 141N -7C 122B 26.7Li 59.6H 72.8部分元素的第一電子親合能(kJ·mol1)規(guī)律：自左向右Z*核電荷大，半徑減小，易與電子形成8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。半充滿，全充滿時(shí)EA小，例如：氮族，稀有氣體。同一主族自上而下EA變小，但第二周期例外，如：F、O、N比Cl、S、P小。

20、（5）電負(fù)性：原子在分子中吸引電子的能力。1932年化學(xué)家鮑林(L. Pauling)指出:“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度。”并提出：F的負(fù)電性為4.0，其它原子的負(fù)電性均為相對(duì)值，以Xp表示。Xp的數(shù)值越大, 表示該元素的原子吸引電子的能力就越強(qiáng); 反之, Xp的數(shù)值越小, 表示該元素的原子吸引電子的能力就越弱。Rn(2.6)Xe2.58Kr2.97Ar3.24Ne4.79He4.16At(2.39)I2.36Br2.68Cl2.87F4.19Po(2.19)Te2.16Se2.42S2.59O3.61Bi(2.01)Sb1.98As2.21P2.25N3.07Pb1.85

21、Sn1.82Ge1.99Si1.92C2.54Tl1.79In1.66Ga1.76Al1.61B2.05Ba0.88Sr0.96Ca1.03Mg1.29Be1.58Cs0.66Rb0.71K0.73Na0.87Li 0.91H 2.30部分元素的電負(fù)性從上表可以看出：周期表中從左到右電負(fù)性逐漸增大，從上到下電負(fù)性逐漸減小。電負(fù)性可用于區(qū)分金屬和非金屬。金屬的電負(fù)性一般小于1.9，而非金屬元素的電負(fù)性一般大于2.2，處于1.9與2.2之間的元素人們把它們稱為“類金屬”，它們既有金屬性又有非金屬性。 周期表中左上角與右下角的相鄰元素，如鋰和鎂、鈹和鋁、硼和硅等，有許多相似的性質(zhì)。例如，鋰和鎂都能在

22、空氣中燃燒，除生成氧化物外同時(shí)生成氮化物；鈹和鋁的氫氧化物都具有兩性；硼和硅都是“類金屬”等等。人們把這種現(xiàn)象稱為對(duì)角線規(guī)則。 【典型例題】例1、氫原子的核外電子在第四軌道上運(yùn)動(dòng)時(shí)的能量比它在第一軌道上運(yùn)動(dòng)時(shí)的能量多2.04×10-18J。試求這個(gè)核外電子由第四軌道躍入第一軌道時(shí)，所發(fā)出的光的頻率和波長(zhǎng)。分析：由v = 或 v = 3.289×1015（）s-1 求出v，再由= 求出。解：求v：方法一：v= = =3.80×1015s-1方法二：v= 3.289×1015（）= 3.80×1015s-1求：= 9.74×10-8m =

23、 97.4nm例2、下列說(shuō)法是否正確？如不正確，應(yīng)如何改正？（1）s電子繞核旋轉(zhuǎn)，其軌道為一圓圈，而p電子是走字形。（2）主量子數(shù)為1時(shí)，有自旋相反的兩條軌道。（3）主量子數(shù)為3時(shí)，有3s、3p、3d、3f四條軌道。分析：本題是涉及電子云及量子數(shù)的概念題。必須從基本概念出發(fā)，判斷正誤。解（1）不正確。因?yàn)殡娮舆\(yùn)動(dòng)并無(wú)固定軌道。應(yīng)改正為：s電子在核外運(yùn)動(dòng)電子云圖像或幾率分布是一個(gè)球體，其剖面圖是個(gè)圓。而p電子云圖或幾率密度分布是一個(gè)紡錘體，其剖面圖是形。（2）不正確。因?yàn)閚 = 1，l = 0 ，m = 0，只有一個(gè)1s原子軌道。應(yīng)改為：主量子數(shù)為1時(shí)，在1s原子軌道中有兩個(gè)自旋相反的電子。（3

24、）不正確。因?yàn)閚 = 3 時(shí)，l只能取0、1、2，所以沒(méi)有3f。另外3s、3p、3d的電子云形狀不同，3p還有m = 0、1三種空間取向不同的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，有3個(gè)原子軌道，3d有m = 0、1、2五種空間取向，有5個(gè)原子軌道。因此應(yīng)改為：主量子數(shù)為3時(shí)，有9個(gè)原子軌道。例3、試寫(xiě)出下列物種的電子排布式（1）13Al3+ （2）17Cl （3）24Cr （4）47Ag分析：由物種的帶電性，確定其電子總數(shù)，再按電子排布規(guī)律寫(xiě)出電子結(jié)構(gòu)。解：物種電子排布式13Al3+1s2 2s2 2p6或He2s2 2p617Cl1s2 2s2 2p6 3s2 3p6或Ne3s2 3p624Cr1s2 2s2 2p6

25、 3s2 3p6 3d5 4s1或Ar3d5 4s147Ag1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1或Kr4d10 5s1例4、試比較Li2+離子的2s和2p軌道能量的高低。分析：Li2+單質(zhì)電子體系，是類氫離子，沒(méi)有電子的屏蔽作用（= 0）其能量公式為：E = 2.179×10-18×（J），只與核電荷數(shù)（已一定）和主量子數(shù)有關(guān)。解：因Li2+是單質(zhì)電子體系，其各軌道的能量只與主量子數(shù)n有關(guān)，與角量子數(shù)l無(wú)關(guān)，所以在Li2+離子中，2s和2p軌道的能量相等。例5 甲元素是第三周期p區(qū)元素，其最低化合價(jià)為 -1價(jià)；乙元素是第四周期d

26、區(qū)元素，其最高化合價(jià)為 +4價(jià)，填寫(xiě)下表：元素價(jià)層電子構(gòu)型周期族金屬或非金屬電負(fù)性相對(duì)高低甲乙分析：根據(jù)題意，甲元素處于周期表p區(qū)，為主族元素，其最低化合價(jià)為 1價(jià)，則它最外層電子構(gòu)型為3s2 3p5，所以甲為第三周期VII A族的非金屬元素，具有較高的電負(fù)性。同理可推測(cè)乙元素的外層電子構(gòu)型及其在周期表中的位置和它較低的電負(fù)性。解：元素價(jià)層電子構(gòu)型周期族金屬或非金屬電負(fù)性相對(duì)高低甲3s2 3p53VII A非金屬較高乙3d2 4s24IVB金屬較低例6 某元素原子共有3個(gè)價(jià)電子，其中一個(gè)價(jià)電子的四個(gè)量子數(shù)為n = 3、l = 2、m = 2、ms = +。試回答：（1）寫(xiě)出該元素原子核外電子排

27、布式（2）寫(xiě)出該元素的原子序數(shù)，指出在周期表中所處的分區(qū)、周期數(shù)和族序數(shù)，是金屬還是非金屬以及最高正價(jià)化合價(jià)。分析：本題關(guān)鍵是根據(jù)量子數(shù)推出價(jià)層電子構(gòu)型，由此即可寫(xiě)出核外電子排布式并回答其他問(wèn)題。解：（1）由一個(gè)價(jià)電子的量子數(shù)可知，該電子為3d電子，則其它二個(gè)價(jià)電子必為4s電子（因?yàn)镋3dE4s價(jià)層電子構(gòu)型為3d1 4s2。所以電子排布式為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2。（2）該元素的原子序數(shù)為21，處于周期表中的d區(qū)第四周期III B族，是金屬元素，最高正價(jià)為 +3。例7、現(xiàn)有A、B、C、D四種元素，A是第五周期IA族元素，B是第三周期元素。B、C、D的價(jià)電子分別為2

28、、2和7個(gè)。四種元素原子序數(shù)從小到大的順序是B、C、D、A。已知C和D的次外層電子均為18個(gè)。（1）判斷A、B、C、D是什么元素？（2）寫(xiě)出A、B、C、D的簡(jiǎn)單離子；（3）寫(xiě)出堿性最強(qiáng)的最高價(jià)氧化物水化物的化學(xué)式；（4）寫(xiě)出酸性最強(qiáng)的最高價(jià)氧化物水化物的化學(xué)式；（5）哪種元素的第一電離能最小？哪一種元素的電負(fù)性最大？分析：本題是一道“位構(gòu)性”的綜合推斷題，根據(jù)A在周期表的位置、B的周期數(shù)及最外層電子數(shù)，C、D的最外層和次外層的電子數(shù)及四元素原子序數(shù)的大小關(guān)系，就可以判斷出四元素，繼而在此基礎(chǔ)上回答其他問(wèn)題。解：（1）ARb、BMg、CZn、DBr。（2）Rb+、Mg2+、Zn2+、Br（3）堿性最強(qiáng)的為RbOH（4）酸性最強(qiáng)的為HBrO4（5）元素Rb的第一電離能最?。籅r的電負(fù)性最大。例8下列各組量子數(shù)哪些是不合理的，為什么？（1）n = 2，l = 1，m = 0 （2）n = 2，l = 2 m = -1（3）n = 3，l = 0，m = 0 （4）n = 3，l = 1，m = +1（5）n =