第三节多电子原子的原子结构
外层只有一个电子时，由于该电子仅受到核的吸引如氢原子或类氢原子，可以精确求解出波函数。但多电子原子核外有2个以上的电子，电子除受核的作用外，还受到其他电子对它的排斥作用，情况要复杂得多，只能作近似处理。但上述氢原子结构的某些结论还可用到多电子原子结构中：
在多电子原子中，每个电子都各有其波函数ψi，其具体形式也取决一组量子数n、l、m。多电子原子中的电子在各电子层中可能占据的轨道数，与氢原子中各电子层轨道数相等。
多电子原子中每个电子的波函数的角度部分Y（θ，φ）和氢原子Y（θ，φ）相似，所以多电子原子的各个原子轨道角度分布图与氢原子的各个原子轨道的角度分布图相似。同理两者的Y 2图也相似。
处理多电子原子问题时，认为其他电子对某个电子i的排斥，相当于其他电子屏蔽住原子核，抵消了一部分核电荷对电子i的吸引力，称为其他电子对电子i的屏蔽作用（screening effect）,引进屏蔽常数σ（screening constant）表示其他电子所抵消掉的核电荷。这样多电子原子中电子i的能量公式可表示为
式中(Z –σ)= Z′称为有效核电荷(effective nuclear charge)。多电子原子电子的能量和Z、n、σ有关。Z愈大，相同轨道的能量愈低，如基态氟原子1s电子的能量比基态氢原子1s电子的能量低；n愈大，能量愈高；起屏蔽作用的电子愈多，总的屏蔽作用愈强。σ愈大，能量愈高。影响σ有以下因素：
1. 外层电子对内层电子的屏蔽作用可以不考虑，σ=0；
2. 内层 (n-1层)电子对最外层(n层)电子的屏蔽作用较强，σ=，离核更近的内层(n-2层)电子对最外层电子的屏蔽作用更强，σ=；
3. 同层电子之间也有屏蔽作用，但比内层电子的屏蔽作用弱，σ=，1s之间σ=。n相同l不同时，l愈小的电子，它本身的钻穿能力愈强，离核愈近，它受到其他电子对它的屏蔽作用就愈弱，能量就愈低E n s ＜E n p ＜E n d ＜E n f。
氢原子只有1个电子，无屏蔽作用，其激发态能量与l无关。
4. l相同，n不同时，n愈大的电子受到的屏蔽作用愈强，能量愈高：
E n s ＜E（n+1）s ＜E(n+2)s ＜…
E n p ＜E（n+1）p ＜E(n+2)p ＜…
5. n 、l都不同时，情况较复杂。比如3d和4s，会出现n小的反而能量高的现象，E4s＜E3d，称为能级交错。
美国科学家鲍林(Pauling L C)根据大量的光谱数据计算出多电子原子的原子轨道的近似能级顺序，如下图
此图按原子轨道能量高低的顺序排列，排在图的下方的轨道能量低，排在图上方的轨道能量高；不同能级组之间能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别少；每个小圆表示一
个轨道。n p能级有三个轨道，能量相同，称为三重简并轨道。同样n d能级的五个轨道是五重简并轨道。同一电子层的轨道用线连接。要指出的是，这个能级顺序是基态原子电子在核外排布时的填充顺序，与电子填充后的顺序不一致。
我国著名化学家北京大学徐光宪教授，根据光谱实验数据，对基态多电子原子轨道的能级高低提出一种定量的依据，即n+0.7l值愈大，轨道能级愈高，并把 n+0.7l值的第一位数字相同的各能级组合为一组，称为某能级组，见表9-3。
表8-3多电子原子能级组
根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为 1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…括号表示能级组。此顺序与鲍林近似能级顺序吻合。
1925年，奥地利物理学家Pauli W提出，在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在，这就是泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)。换言之，在一个原子中不容许有两个电子处于完全相同的运动状态。前已提到n，l，m三个量子数可以决定一个原子轨道，而自旋角动量量子数，只可能有两个数值，所以在一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
Hund规则
德国科学家Hund F根据光谱实验指出：“电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低”，这就是洪特规则（Hund’s rule）。而若使两个电子在一个轨道上成对，就要克服它们之间的斥力，要吸收额外的电子成对能(electron pairing energy)，原子的总能量就会升高。
例如，基态碳原子的电子排布为1s2s22p2,若以方框表示一个原子轨道，则碳原子的核外电子排布
的轨道式应表示为
而不应表示为
或。
光谱实验结果和量子力学还指出，简并轨道全充满（如p6、d10、f14），半充满（如p3、d5、f7）或全空（如p0、d0、f0）的这些状态都是能量较低的稳定状态。这就解释了24号元素铬价层电子排布为3d54s1（半充满）而不是3d44s2、也说明了29号元素铜的价层电子排布为
3d104s1（全充满）而不是3d94s2。
实例分析：按核外电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子排布式。
解根据能量最低原理，我们将22个电子从能量最低的 1s轨道上排起，每个轨道只能排2个电子，第3、4个电子填入2s轨道，2p能级有三个轨道，可以填6个电子，再以后填入3s、3p, 3p 填满后是18个电子。因为4s能量比3d低，所以第19、20个电子应先填入4s轨道。此时已填入20个电子，剩下的2个电子填入3d 。所以22号元素钛的基态电子排布式为：1s22s22p63s23p 63d 24s2。
注意：按填充顺序排布电子时，最后4个电子要先填入4s，后填入3d, 但书写电子排布式时，一律按电子层的顺序写，3d写在4s之前。
在书写电子排布式时，为简化计，通常把内层已达到稀有气体电子层结构的部分，用稀有气体的元素符号加方括号表示，并称为原子芯(atomic kernel)。例如26号元素铁的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2可以写成[Ar]3d64s2。又如47号银基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1,可以写成[kr]4d105s1。该写法的另一优点就是指出了在化学反应中原子芯部分的电子排布不发生变化，而突出了价层电子排布，使其一目了然，如铁原子的价层电子3d 64s2,银原子的价层电子4d 105s1。
书写离子的电子排布式是在基态原子的电子排布式基础上加上（负离子）或失去（正离子）电子。但要注意，在填电子时4s能量比3d低，但填满电子后4s的能量则高于3d，所以形成离子时，先失去4s上的电子。例如：
Fe2+: [Ar] 3d 64s0 (失去4s上的2个电子)。
Fe3+: [Ar] 3d 54s0 (先失去4s上2个电子，再失去3d上1个电子)。
原子的壳层能量与电子排布 李涛（安庆师范学院物理与电气工程学院安徽安庆 246011） 指导教师：张青林 摘要：各种元素的化学性质和物理性质的变化，显示出高度的规律性，这实际放映了原子结构的情况。 原子的电子排布并不是杂乱无章而是有规律可循，其遵循最低能量定理，泡利不相容原理以及 洪定则。掌握了这些，对原子的核外电子排布就会有一个清醒的认识。原子壳层能量是随原子 序数而变化的，随着原子序数的增加原子逐一增加的，电子填入支壳层的次序可由经验n+0.7L 描叙，其中n是主量子数，对应于主壳层，L是角动量量子数，对应于支壳层。 关键词：壳层能量，泡利原理，电子排布，轨道能量交错 引言：早在1803年道耳顿根据质量守恒及定比定律提出原子的学说，原子的研究就正式开始，到1912年柯塞尔提出多电子原子中的电子分布主壳层模行，即主量子数相同的电子处于同一主壳层中。对应于n=1，2，3，4…的主壳层分别用K，L，M，N….来表示在同一主壳层中，不同的轨道角量子数1又分成几个不同的分壳层，常用s,p,d,f,…..表示1=0，1，2，3，…的各种转动态。 1原子壳层能量随原子序数的变化 众所周知，随着原子的增加和壳层电子的逐一填充，原子的壳层能量会下降。对此可在电磁学理论基础上做出定性的解释。当一正电荷位于球心并有等量负电荷均匀分布于球壳上时，球内形成一沿径向向外的电场，凡原在球壳内的负电荷都会因这一电场的作用而引起能量的下降。原子序数为Z的原子变为 Z+1的原子时，新加入电子的电荷沿径向和角向按一定几率分布，核新增的单位正电荷和新加入的电子在核外一定范围内形成一类似的附加电场，使有一定几率分布处于该场中的原有电子能量下降。电子处于附加电场中的几率越大和离核越近，则将其移到无穷远时需要更多的功，因而这些电子的能量越低。显见，当考虑库仑相互作用能时，随着原子序数的增加原子的壳层能量下降。 事实上，影响原子的壳层能量的因素很多，除电子的动能外，还有吸引能和其他电子的排斥作用能，自旋相关效应能，相对论效应能和旋一轨相互作用能，要精确计算这些影响是困难的，所以我们仅准备在原子物理学范畴内定性讨论原子的壳层能量随原子序数Z增加的增加而下降的规律。 根据光谱的实验数据总结和计算得出：在不违背泡利原理和最低能量的情况下，随着原子序数的增加，原子逐一增加的电子填入支壳层的次序可由经验则n+0.7L【1】描述，其中n是主量子数，对应于主壳层；L 是角动量量子数，对应支壳层。按该经验规则各支壳层如表1所示。 表1 周期表中元素排列的先后，原子逐一增加电子的次序[2】 电子填 补次序1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d n+0.7L1.0 2.0 2.7 3.0 3.7 4.0 4.4 4.7 5.0 5.4 5.7 6.0 6.1 6.4 6.7 7.0 7.1 7.4 但从X射线表示谱和吸收限的情况【1.2】可知:原子的内支壳层的能量顺序与原子逐一增加电子的能量顺序不同,内支壳层的能量顺序是n越小，能量越低；n相同时，L越小，能量越低。内支壳层能量的高低次序按从小到大排列如表2所示。 随着原子序数的增加和电子的逐一填充，原子的外支壳层逐渐过渡到内支壳层，支壳层能量次序由表1过渡到表2。比较表1和表2的能量次序不难发现，表2中某些n小L大的支壳层能量次序相对于表1
《原子核外电子的排布》教学设计 一、教材分析 本章《物质结构元素周期律》是高中必修二第一章的内容，是在九年级化学上册第四单元《物质构成的奥秘》的理论基础上进一步的深入学习，而本节内容——原子核外电子的排布又是本章的核心内容，是后面学习元素周期律的基础。 二、学生分析 学生初中时已经学习了原子的构成和元素，对核外电子是分层排布这一知识点也做了初步了解，所以在此节内容的学习之前学生就已经具备了一些原子的相关基础知识。同时也具备一定的数学基础，能够对一些数据进行分析处理。 三、教学目标 （一）知识与技能目标 1．了解原子核外电子运动的特征。 2．了解元素原子核外电子排布的基本规律，能用原子（离子）结构示意图表示常见原子(离子)的核外电子排布。 （二）过程与方法目标 培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。 四、教学重难点 重点：原子核外电子分层排布、原子核外电子的排布及其规律。 难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。 五、教学过程 【引入】大家好，这节课我们进入到新课的学习：
【板书】原子核外电子的排布 【提问】在进入新课内容之前，我们先来复习一下以前学习的内容。初中的时候在《物质构成的奥秘》这一章当中我们就学习了原子的相关知识，下面我们来回顾一下，什么是原子？原子由什么微粒构成？ 【学生回顾】…… 【板书】 外电子数 核电荷数＝质子数＝核的负电荷核外电子：带一个单位 中子：不带电 个单位的正电荷质子：带原子核原子????????1 【教师】原子由原子核和核外电子构成，而原子核又由质子和中子构成，其中质子带一个单位的正电荷，中子不带电。核外电子则带一个单位的负电荷。 【提问】那么为什么原子对外显电中性呢？ 【学生】质子所带的正电荷数等于核外电子所带的负电荷数，所以原子不显电性。 【教师】很好，其中我们还学习到了一个重要的等式关系：核电荷数=质子数=核外电子数。所以质子所带的正电荷与核外电子所带的负电荷相互抵消，导致原子不显电性。 【过渡】好，我们都知道了原子的结构。现在我们来研究一下电子在原子核外究竟是怎么运动的。 【教师】大家来看ppt 上这张熟悉的原子结构图。我们可以看到原子核外有一圈圈的层状区域，由里往外分为好几个圈层，这就是我们以前初三所学习到的电子层——核外电子的运动有自己的特点，它不像行星绕太阳旋转有固定的轨道，但却有经常出现的区域，科学家把这些区域称为电子层。而核外电子就是在这样不同的电子层内运动，我们把这种现象称为核外电子的分层排布。这些都是同学们初中已经学习过的内容。 【过渡】那么，大家知道了核外电子的分层排布之后，是不是产生了这样的疑问：核外电子究竟是怎么分层排布的呢？好，接下来我们一起来共同解决同学们的疑问——我们来探究核外电子的排布规律。 【板书】核外电子的排布规律 【提问】我们来看这个原子结构，从黄色最里一层原子层到蓝色最外一层原子层，
第三节多电子原子的原子结构 外层只有一个电子时，由于该电子仅受到核的吸引如氢原子或类氢原子，可以精确求解出波函数。但多电子原子核外有2个以上的电子，电子除受核的作用外，还受到其他电子对它的排斥作用，情况要复杂得多，只能作近似处理。但上述氢原子结构的某些结论还可用到多电子原子结构中： 在多电子原子中，每个电子都各有其波函数ψi，其具体形式也取决一组量子数n、l、m。多电子原子中的电子在各电子层中可能占据的轨道数，与氢原子中各电子层轨道数相等。 多电子原子中每个电子的波函数的角度部分Y（θ，φ）和氢原子Y（θ，φ）相似，所以多电子原子的各个原子轨道角度分布图与氢原子的各个原子轨道的角度分布图相似。同理两者的Y 2图也相似。 处理多电子原子问题时，认为其他电子对某个电子i的排斥，相当于其他电子屏蔽住原子核，抵消了一部分核电荷对电子i的吸引力，称为其他电子对电子i的屏蔽作用（screening effect）,引进屏蔽常数σ（screening constant）表示其他电子所抵消掉的核电荷。这样多电子原子中电子i的能量公式可表示为 式中(Z –σ)= Z′称为有效核电荷(effective nuclear charge)。多电子原子电子的能量和Z、n、σ有关。Z愈大，相同轨道的能量愈低，如基态氟原子1s电子的能量比基态氢原子1s电子的能量低；n愈大，能量愈高；起屏蔽作用的电子愈多，总的屏蔽作用愈强。σ愈大，能量愈高。影响σ有以下因素： 1. 外层电子对内层电子的屏蔽作用可以不考虑，σ=0； 2. 内层 (n-1层)电子对最外层(n层)电子的屏蔽作用较强，σ=，离核更近的内层(n-2层)电子对最外层电子的屏蔽作用更强，σ=； 3. 同层电子之间也有屏蔽作用，但比内层电子的屏蔽作用弱，σ=，1s之间σ=。n相同l 不同时，l愈小的电子，它本身的钻穿能力愈强，离核愈近，它受到其他电子对它的屏蔽作用就愈弱，能量就愈低E n s ＜E n p ＜E n d ＜E n f。 氢原子只有1个电子，无屏蔽作用，其激发态能量与l无关。 4. l相同，n不同时，n愈大的电子受到的屏蔽作用愈强，能量愈高： E n s ＜E（n+1）s ＜E(n+2)s ＜… E n p ＜E（n+1）p ＜E(n+2)p ＜… 5. n 、l都不同时，情况较复杂。比如3d和4s，会出现n小的反而能量高的现象，E4s＜E3d，称为能级交错。 美国科学家鲍林(Pauling L C)根据大量的光谱数据计算出多电子原子的原子轨道的近似能级顺序，如下图
四十六、原子的核外电子排布和结构示意图 一、原子的核外电子排布规律 总规律：原子的核外电子是分层排布的。 1、核外电子总是尽先排布在能力最低的电子层中。也就是说，排满了K 层才排L 层，排 满了L 层才排M 层。（但不能继续说排满了M 层才排N 层） 2、每个电子层最多容纳的电子数为2n 个。 3、最外层最多容纳的电子数不超过8个（K 层作最外层时不超过2个）。 4、次外层最多容纳的电子数不超过18个，倒数第三层最多容纳的电子数不超过32个。 二、结构示意图：用各电子层容纳的电子数表示原子或者离子的核外电子排布情况的示意图。 例如：S S 2－ K ＋ “+” “19”表示钾离子的核电荷数为19，“2”表示K 层容纳2个电子，“8”表示L 层容纳8个电子，“8”表示M 层容纳8个电子。
3、具有2电子的微粒：He, Li＋, Be2＋, H2 具有10电子的微粒：Ne、N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋、CH4、NH3、 H2O、HF、H3O＋、NH4＋、OH－、NH2－、 具有18电子的微粒：、Ar、P3－、S2－、Cl－、K＋、Ca2＋、SiH4、PH3、H2S、HCl、 C2H6、N2H4、H2O2、F2、HS－、O22－、 三、强化练习 1、某主族元素的原子有5个电子层，最外层只有1个电子，下列描述中正确的是（） A、其单质常温下跟水反应不如钠剧烈 B、其原子半径比钾原子半径小 C、其碳酸盐易溶于水 D、其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解 2、下列四种元素中，其单质氧化性最强的是（） A、原子含有最外层电子数最多的第二周期元素 B、位于周期表中第三周期ⅢA族的元素 C 的元素 D、原子结构示意图为的元素 3、氢化钠(NaH)+1价，NaH与水反应放出氢气。下列叙 述中，正确的是（） A、NaH在水中显酸性 B、NaH中氢负离子的电子层排布与氦原子的相同 C、NaH中氢负离子半径比锂离子半径小 D、NaH中氢负离子可被还原成氢气 4、用R代表短周期元素，R原子最外层的电子数是最内层电子数的2倍。下列关于R的描述 中正确的是（） A、R的氧化物都能溶于水 B、R的最高价氧化物所对应的水化物都只是H2RO3 C、R元素都是非金属元素 D、R的氧化物都能与NaOH溶液反应 5、已知铍(Be)的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是（） A、铍的原子半径小于硼的原子半径 B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8 C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D、单质铍跟冷水反应产生氢气 6、下列关于稀有气体的叙述不正确的是（） A、原子的最外电子层都有8个电子 B、其原子与同周期IA、IIA族阳离子具有相同的核外电子排布 C、化学性质非常不活泼 D、原子半径比同周期ⅦA族元素原子的小 7、在短周期元素中，若元素原子的最外层电子数与其电子层数相等，则符合条件的元素种 类为（） A、1种 B、2种 C、3种 D、4种
原子核外电子排布的原理 处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 核外电子排布原理一——能量最低原理 电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p…… 原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p ＜E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。当n和l 都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
第五章原子结构元素周期律 第一节原子结构原子核外电子排布 【高考新动向】 【考纲全景透析】 一、原子的构成 1. 原子的构成 原子的组成表示式：X，其中X为原子符号，A为质量数，Z为质子数，A－Z为中子数。2．基本关系 ①质子数＝核电荷数＝核外电子数 ②阳离子中：质子数＝核外电子数＋电荷数 ③阴离子中：质子数＝核外电子数－电荷数 ④质量数＝质子数＋中子数 3.元素、核素、同位素之间的关系如下图所示： 元素、核素和同位素的概念的比较
二、 原子核外电子排布 1.电子层的表示方法及能量变化 圆圈表示原子核，圆圈内标示出核电荷数，用弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层的电子数。要注意无论是阳离子还是阴离子，圆圈内的核电荷数是不变的，变化的是最外层电子数。 离核由近及远→电子能量由低到高 2.核外电子分层排布的规律 核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布，其主要规律有： (1)能量规律 原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。即排满了K 层才排L 层，排满了L 层才排M 层。 （2）分层排布规律 ①原子核外每个电子层最多容纳2n 2 个电子。 ②原子最外层电子数不超过8个电子(K 层为最外层不能超过2个电子)。 ③原子次外层电子数不超过18个电子(K 层为次外层不能超过2个电子)。 【热点难点全析】
〖考点一〗原子的构成及概念比较 1.构成原子的粒子 2.组成原子的各种粒子及相互关系 (1)原子或分子：质子数(Z)=核电荷数=核外电子数 (2)阳离子：核外电子数=质子数-所带电荷数 (3)阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数 3.同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的比较 〖提醒〗(1)质子数与核外电子数之间的关系，对于原子不易出错，对于阴、阳离子容易出错。应清楚阳离子核外电子数少于质子数，阴离子核外电子数多于质子数。 (2)元素、同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的判断关键是描述的对象。如： ①具有相同质子数的两微粒不一定是同种元素，如Ne和H2O。 ②质子数相同而中子数不同的两微粒不一定互为同位素，如14N2和13C16O。 ③2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体。 【典例1】铀(U)是重要的核工业原料，其中23592U是核反应堆的燃料，下列关于23592U和23892U的说
第七章 原子的壳层结构 7.1 有两种原子，在基态时其电子壳层是这样添充的：（1）n=1壳层、n=2壳层和3s 次壳层都填满，3p 次壳层填了一半。（2）n=1壳层、n=2壳层、n=3壳层及4s、4p、4d 次壳层都填满。试问这是哪两种原子？ 解：每个壳层上能容纳的最多电子数为，每个次壳层上能容纳的最多电子数为。 22n )12(2+l （1）n=1壳层、n=2壳层填满时的电子数为： 10221222=×+×3s 次壳层填满时的电子数为：2)102(2=+× 3p 次壳层填满一半时的电子数为：3)112(22 1=+×× 此种原子共有15个电子，即Z=15，是P(磷)原子。 （2）与（1）同理：n=1,2,3三个壳层填满时的电子数为28个 4s、4p、4d 次壳层都填满的电子数为18个。 所以此中原子共有46个电子，即Z=46，是（钯）原子。 Pd 7.2 原子的3d 次壳层按泡利原理一共可以填多少电子？为什么？ 答：根据泡利原理，在原子中不能有两个电子处在同一状态，即不能有两个 电子具有完全相同的四个量子数。对每一个次壳层,最多可以容纳个电 子。3d 次壳层的，所以3d 次壳层上可以容纳10个电子，而不违背泡利原理。 l ）（122+l 2=l 7.3 原子的S、P、D 项的量子修正值Na 01.0,86.0,35.1=Δ=Δ=ΔD p s 。把谱项表达成2 2 )(n Z R σ?形式，其中Z 是核电荷数。试计算3S、3P、3D 项的σ分别为何值？并说明σ的物理意义。 解：用量子数亏损表征谱项时 形式为 22) (*Δ?=n R n R 用有效电荷表征时 形式为 2 2 22)(*n Z R n RZ σ?= 两种形式等价。令二者相等，则得到 Δ 与 σ 之间的关系 Δ?=?n n Z σ Δ ??=n n Z σ 用 Z = 11 和 n = 3 代入上式得 3S、3P、3D 项的σ值分别为：
怎样确定原子的电子层排布 一、电子层容量原理 ?在原子核外电子排布中，每个电子层最多容纳的电子数为２ｎ2，这个规律在一些无机化学教材中叫做最大容量原理。我认为，该原理并不能全面反映原子核外电子排布的真实情况,其一，它只适合于离核近的内电子层,且不是最大，而是等于2n 2；其二，离核远的外电子层,实际排布的电子数则远远小于2n 2,根本不能用此原理来描述。离核近的内电子层与离核远的外电子层，各有其电子容量的规律,原子的电子层排布，就是这两种规律结合而成的。为此,我总结出内电子层和外电子层的各自的容量规律，并将两者结合起来,称为“电子层容量原理”,其内容如下: 设ω为原子的电子层数，n 为从原子核往外数的电子层数,m 为由原子最外层往里数的电子层数。 当n ＜22+ω时,为内电子层,每个电子层容纳的电子数＝2n 2。 当n ≥22+ω时,为外电子层，每个电子层最多容纳的电子数＝2(ｍ＋1)2. 核外只有ｋ层时,最多容纳2个电子。 ?由上述两个关系组成的电子层排布如下： ?从以上图示可知,原子的电子排布是两头少,中间多。 应用电子层容量原理，可使外电子层不用２n 2，避免出现太大偏差． 应用外电子层的公式,可以取代中学教材中的如下规律： (1) 最外层电子数不超过8个(最外层为K 层,则不超过２个)。 (2) 次外层电子数不超过18个。 ?(3) 外数第三层电子数不超过32个．…… 因为这些规律可直接从外电子层的公式推出。 稀有气体原子的电子层排布则是很规整的相等关系,其内电子层电子数为2ｎ2，外电子层电子数为２(m +1)2，因此，稀有气体元素原子的电子层结构是一种稳定结构.主族元素的 原子,最外层未达到2(m +1)２个电子(即8个电子)，一般副族元素的原子,最外层和次外层的 电子数均小于2(ｍ+1)２。原子的电子层数越多，出现未填满电子数2(ｍ+1)2的外电子层数 就越多。它可用下式计算：未排满2(ｍ＋1)2个电子的电子层数最多为2 ω(当为偶数)或21-ω(为奇数)。例如:核外有６个电子层的元素,没有排满2(m +１)2个电子的外电子层数最多为６ ／2＝3。镧系元素的原子,一般就有4、5、6三个电子层的电子数未达到2(m ＋１)２。 ?2n 2是由电子运动状态的四个量子数及泡利不相容原理所得出的关系,而2(m +1)2却是由能级交错现象所得出的关系。 对于多电子原子，由于电子的屏蔽作用和穿透作用,出现了原子轨道的交错现象，产生了与元素周期表中周期相对应的能级分组，能级组的通式为ns 、(n -2)f 、(n -１)d 、np 。从第3电子层起，出现E n ｄ＞E (n +1)s ，从第4电子层起，出现E ｎf >Ｅ(n +2)s ．因此,在次外层电子数未达到最大容量时,已出现了最外层电子的填充，而最外层电子数未达到最大容量时，又
《原子核外电子排布应遵循的三大规律》 （一）泡利不相容原理： 1．在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在，这个结论叫泡利不相容原理。 泡利：奥地利物理学家，1945年获诺贝尔物理学奖。 2．根据这个原理，如果有两个电子处于一个轨道（即电子层电子亚层电子云的伸展方向都相同的轨道），那么这两个电子的自旋方向就一定相反。 3．各个电子层可能有的最多轨道数为，每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子，各电子层可容纳的电子总数为2个。 （二）能量最低原理： 1．在核外电子的排布中，通常状况下，电子总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当这些原子轨道占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律叫能量最低原理。 2．能级：就是把原子中不同电子层和亚层按能量高低排布成顺序，象台阶一样叫做能级。 （1）同一电子层中各亚层的能级不相同，它们是按s，p，d，f的次序增高。
不同亚层：ns< np< nd< nf （2）在同一个原子中，不同电子层的能级不同。离核越近，n越小的电子层能级越低。 同中亚层：1s< 2s< 3s；1p< 2p< 3p； （3）能级交错现象：多电子原子的各个电子，除去原子核对它们有吸引力外，同时各个电子之间还存在着排斥力，因而使多电子原子的电子所处的能级产生了交错现象。 例如：E3d >E4S , E4d >E5S，n≥3时有能级交错现象。 3．电子填入原子轨道顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能级由低渐高。 （三）洪特规则： 1．在同一亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能单独分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子能量最低。 2．轨道表示式和电子排布式： 轨道表示式：一个方框表示一个轨道 电子排布式：亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目
原子核外电子排布规律 1、Pauli不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对 2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道 3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子 另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的： 全充满---p6或d10 或f14 半充满----p3或d5或f7 全空-----p0 或d0或f0 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，既不符合鲍林能级图的排布顺序，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构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。 对于核外电子排布规律，只要掌握一般规律，注意少数例外即可。 处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 1．最低能量原理 电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p…… 2．保里不相容原理 我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K 层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳
第二章 自由离子和原子的电子结构 1.单电子体系定态薛定谔方程及其解 氢原子及类氢离子是单核单电子体系，假定核处于质心不动，在 Born-Oppenheimer 近似下电子运动的薛定谔方程为 (xyz)E )(H φφ=∧ xyz ……（2－1） 哈密顿算符r Ze m V 2 2 2 2T H - ?- =+=∧∧ ∧ 2 ? 是Laplacian 算符，2 22 22 22 z y x ?? + ?? + ?? ? ＝ ，氢原子序数1=Z ， 变换坐标解方程（2－1），得本征值：)(6 .1322 22 4 2 eV n Z n me Z E -=- = ， 本征函数：)()()(θ?θ?φlm nl nlm Y r R r = ……（2－2）， 径向函数)(r R nl 只与r 有关，球谐函数：)()()(?θθ?m lm lm Y ΦΘ=， m l n 、、为主量子数、角量子数和磁量子数； ∞ 、、、＝ 21n ， 1210-n l 、、、、＝ ， l m ±±±=、、、、 210。 单电子原子波函数)()()(θ?θ?φlm nl nlm Y r R r =，即原子轨道，若再考 虑电子自旋）（σηs m （其中s m 为）（或σβσα)(）： )()()(σηθ?φθ?σψr r nlm m nlm s l =，称为自旋－轨道。 ∧ ∧ z s s 、 只与自旋坐标σ有关，∧ ∧ z l l 、2 只与空间坐标有关；故 ∧ ∧∧ ∧ ∧ z z s s l l H 、、、、2 2 彼此对易，有共同本证函数 )(θ?σψ r s l m nlm ，例如 )2 1 123θ?σψ r （、 、－、，2 11 322 11 32-=-∧ E H ，本征值：9 6 .132 Z E -=， 2 11 32)12(22 11 322 2 -+=-∧ l ，本征值：26 ，
第8节 多电子原子的结构 第一部分 上节课复习内容： 1、主量子数n ：22 22048n Z h e E n ?-=εμ .....),,n ()eV (n Z .E n 3215951322 =?-= 2、 角量子数l )n .....,,,l (h )l (l M 1321021-=? ? ? ??+=π e l l βμ)1(+= 3、磁量子数 )l ,......,,m (,h m M z ±±±==2102π )l ,......,,m (,m e z ±±±=-=210βμ 4、自旋运动 )s (h )s (s M s 2 1 21= ? ?? ??+=π )m (,h m M s sz 2 12±==π e e s )s (s g βμ1+= e s e sz m g βμ-= 5、 总量子数 π 21h ) j (j M j += s l ,......s l ,s l j --++=1 π 2h m M j jx = j ,......,,,m j ±±±±=2 5 2321 6、径向分布 第二部分 本节课授课内容：
1、多电子原子的Schrodinger 方程及其近似解 2、原子轨道能和电子结合能 3、电子互斥能 4、原子的电离能和电子亲和能 引言：由单电子体系转移到多电子体系 第四节 多电子原子的Schrodinger 方程及其近似解 一、原子单位 下面引入原子单位(自然单位)来描述方程 自然单位中所有的物理量都用符号au 或是a.u.来表示，但对于不同的物理量，它的物理意义与数值大小是不一样的，如 长度：m .a au 110102917751-?== 质量：kg .m au e 31101191-?== 电荷：C .e au 1910611-?-== 能量：eV .a e au 227410 02== πε，能量的自然单位也经常写作hartree （2个电子相距Bohr 半径时的势能） 从中也可得出：04πε＝1au 角动量：s J .h au ??==-34100546121π 例：对于氢原子及类氢离子体系，它的1s 和2s 波函数为： ??? ? ??-??? ? ??=r a z s e a z 0 2 1303 1πψ ???? ? ? -???? ? ?-??? ? ????? ??=r a 2z s e r a z a z 002 1303 22241πψ 所以，上二式根据自然单位可以写成： ()zr s e z -??? ? ??=2 13 1πψ
第3课时 原子核外电子排布规则 [目标定位] 知道原子核外电子排布的“两原理一规则”，会正确书写原子的电子排布式和电子排布图。 一、基态原子核外电子的排布原则 1．能量最低原理 原子核外的电子应优先排布在能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s →2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p ”这一顺序)。 2．泡利原理 (1)在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。 (2)因为每个原子轨道最多只能容纳 2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。如氟原子的电 子排布可表示为1s 22s 22p 2x 2p 2y 2p 1z ，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电子的 运动状态互不相同。 3．洪特规则 (1)在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。 (2)通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋平行地分占不同的轨道。如碳原子的电子排布图是，而不是。 (3)洪特规则的特例 在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态????? 全充满：p 6 、d 10 、f 14 全空：p 0、d 0、f 0半充满：p 3、d 5、f 7 如24Cr 的电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，为半充满状态，易错写为1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。
1．电子 学 习目标知识脉络 1.知道阴极射线的概念， 了解汤姆孙对阴极射线的 研究方法及电子发现的意 义．(重点) 2.知道比荷的概念，知道 电子是原子的组成部 分．(重点) 3.知道电子的电荷量的测 量方法——密立根油滴实 验，知道电子的电荷 量．(重点) 带负电的微粒 [先填空] 1．阴极射线 由阴极发出撞击到玻璃壁上产生荧光的射线，称为阴极射线． 2．汤姆孙实验结论 实验表明：阴极射线在磁场和电场中产生偏转，说明阴极射线是带负电的粒子流．[再判断] 1．阴极射线是由真空玻璃管中的感应圈发出的．(×) 2．阴极射线撞击玻璃管壁会发出荧光．(√) 3．阴极射线在真空中沿直线传播．(√) [后思考] 产生阴极射线的玻璃管为什么是真空的？ 【提示】在高度真空的放电管中，阴极射线中的粒子主要来自阴极，对于真空度不高的放电管，粒子还有可能来自管中的气体，为了使射线主要来自阴极，一定要把玻璃管抽成
真空． 1．阴极射线带电性质的判断方法 (1)方法一：在阴极射线所经区域加磁场，根据射线的偏转情况确定其带电的性质． (2)方法二：在阴极射线所经区域加一电场，根据射线的偏转情况确定其带电的性质． 2．结论 根据阴极射线在磁场中和电场中的偏转情况，判断出阴极射线是带负电的粒子流． 1．如图2-1-1所示，在阴极射线管正下方平行放置一根通有足够强直流电流的长直导线，且导线中电流方向水平向右，则阴极射线将会向________偏转． 图2-1-1 【解析】阴极射线方向水平向右，说明其等效电流的方向水平向左，与导线中的电流方向相反，由左手定则，两者相互排斥，阴极射线向上偏转． 【答案】上 2．如图2-1-2是电子射线管示意图．接通电源后，电子射线由阴极沿x轴方向射出，在荧光屏上会看到一条亮线．要使荧光屏上的亮线向下(z轴负方向)偏转，可采用加磁场或电场的方法. 【导学号：11010016】 图2-1-2 若加一磁场，磁场方向沿________方向，若加一电场，电场方向沿________方向．【解析】若加磁场，由左手定则可判定其方向应沿y轴正方向；若加电场，根据受力情况可知其方向应沿z轴正方向． 【答案】y轴正z轴正 注意阴极射线电子从电源的负极射出，用左手定则判断其受力方向时四指的指向和射线的运动方向相反.
5.3 角動量、磁矩、能階的精細構造 5.3.1 軌角動量算機及其本徵值 □ 軌角動量算機（orbital angular momentum operator ） 軌角動量p r L ?=. 在量子力學裡??-=?=→r i p r L L ???.有三個分量： ???? ? ???-??-=y z z y i L x ?, etc.. 不難證：φ ??-= i L z ?, =++≡2222????z y x L L L L ??? ? ?????? ????+??? ??????-2222sin 1sin sin 1φθθθθθ , 而[] .,??????,?etc L i L L L L L L z x y y x y x =-≡ 因此，x L ?, y L ?, z L ?三者不能對易，意指角 動量的三個分量不能同時測準（除非是遇到角動量為零的特殊情況）。0?,?2=??????L L z , 因此，角動量的大小與角動量的一個分量可同時測準。 比對上節知：()l l lm lm Y l l Y L 221? +=，l l lm l lm z Y m Y L =?。因此2?L 與z L ?的本徵值各為()21 +l l 與 l m 。給定一l ，可有12+l 個l m 。 □ 以向量模型（vector model ）顯示量子力學裡角動量的性質──角動量的大小 與取向都是分立的，且沿z 軸「旋轉」: ──z 軸方向乃由測量決定（例如外加磁場或電場） □ 又，[] 0?,?=z L H , 0?,?2=?? ????L H . 所以，z L L H ?,?,?2 三者有共同的本徵函l nlm ψ： l l nlm n nlm E H ψψ=?, ()l l nlm nlm l l L ψψ221? +=, l l nlm l nlm z m L ψψ =? .
第七章 原子的壳层结构 §7.1 元素性质的周期性变化 将元素按核电荷数的大小排列起来，其物理、化学性质将出现明显的周期性。 1869年，门捷列夫首先提出元素周期表。当时，周期表是按原子量的次序排列起来的，虽然比较粗糙，但仍能反映元素性质的周期变化特性。那时共知道62个元素，按其性质的周期性排列时，并不连续，而是出现了一些空位。在周期性的前后特征的指导下，于1874—1875年发现了钪(Sc)，它处于钙和钛之间；又发现了锗(Ce)和镓(Ga)，它们填补了锌与砷之间的两个空位。 1925年泡利提出不相容原理之后，人们认识到元素的周期性是电子组态的周期性的反映，而电子组态的周期性则联系于特定轨道的可容性。这样，化学性质的周期性用原子结构的物理图像得到了说明，从而使化学概念“物理化”，化学不再是一门和物理学互不相通的学科了。 元素的化学、物理性质的变化呈现周期性，如原子光谱、电离能等。 各种元素为什么会有周期性？元素的周期性和原子中电子的分布有关，电子如何分布？ §7.2 原子的电子壳层结构 玻尔：原子内的电子按一定的壳层排列，每一壳层内的电子都有相同的主量子数，每一个新的周期是从电子填充新的主壳层开始，元素的物理、化学性质取决于原子最外层的电子即价电子的数目。 一、电子填充壳层结构的原则： 1．泡利不相容原理：在一个原子中，不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的状态(完全相同的四个量子数)。 2．能量最小原理：电子按能量由低到高的次序填充各壳层。 二、各壳层所能容纳的最大电子数 1．n 、l 相同的次壳层：)12(2+=l N l 2．n 相同的主壳层：21 02)12(2n l N n l n =+=∑-=
第3课时 原子核外电子排布规则 [学习目标定位] 知道原子核外电子排布的“两原理一规则”，会正确书写原子的电子排布式和电子排布图。 一 基态原子核外电子的排布原则 1.能量最低原理 原子核外的电子应优先排布在能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s →2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p ”这一顺序)。 2.泡利原理 (1)在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。 (2)因为每个原子轨道最多只能容纳2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。如氟原子 的电子排布可表示为1s 22s 22p 2x 2p 2y 2p 1z ，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电 子的运动状态互不相同。 3.洪特规则 (1)在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。 (2)通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋平行地分占不同的轨道。如碳原子的 电子排布图是 ，而不是。 (3)洪特规则的特例 在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态????? 全充满：p 6 、d 10 、f 14 全空：p 0、d 0、f 0半充满：p 3、d 5、f 7 如24Cr 的电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，为半充满状态，易错写为1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。 [归纳总结] 原子核外电子排布“两原理一规则” (1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低。 (2)泡利原理：每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋方向必须相反。
中学化学竞赛试题资源库——原子电子结构 A组 1．氢原子的电子云图中的小黑点表示的意义是 A 一个小黑点表示一个电子 B 黑点的多少表示电子个数的多少 C 表示电子运动的轨迹 D 电子在核外空间出现机会的多少 2．在化学反应中，会发生变化的是 A 质子数 B 中子数 C 电子数 D 质量数 3．某元素原子L层电子数是K层电子数的2倍，那么此元素是 A F B C C O D N 4．某元素原子L层电子数是K层电子数的2倍，那么此元素是 A F B C C O D N 5．在第n电子层中，当它作为原子的最外层时，容纳电子数最多与n－1层相同；当它作为原子的次外层时，其电子数比n＋1层最多容纳电子数多10个，则此电子层是 A K层 B L层 C M层 D N层 6．按照核外电子排布规律：各电子层最多容纳电子数为2n2（n为电子层数）；最外层电子数不超过８个；次外层电子数不超过18个，预测核电荷数为118的元素的原子核外电子层排布是 A 2，8，18，32，32，18，8 B 2，8，18，32，50，8 C 2，8，18，32，18，8 D 2，8，18，32，50，18，8 7．在下列分子中，电子总数最少的是 A H2S B O2 C CO D NO 8．下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是 A Al3＋ B Mg2＋ C Be2＋ D H＋ 9．下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是 A D3O＋ B Li＋ C ODˉ D OHˉ 10．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是 A K＋和Na＋ B CO2和NO2 C CO和CO2 D N2和CO 11．下列各组粒子中，含有相同的电子总数的是 A S2－与HF B H2O与F－ C H2O与NH4＋ D Na＋与K＋ 12．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是 A K＋和Na＋ B CO2和NO2 C CO和CO2 D N2和CO 13．下列四组物质中，两种分子不具有相同核外电子总数的是 A H2O2和HCl B CO和NO C H2O和CH4 D H2S和F2 14．下列各组粒子中，核外电子排布相同的是 A Al和Al3＋ B Na和F－ C Na＋和Ne D S2－和Cl 15．已知硼化物B x H y z－与B10C2H12的电子总数相同，则B x H y z－的正确表达式为 A B9H152－ B B10H142－ C B11H132－ D B12H122－ 16．A元素的离子A n－，其核外共有x个电子，该原子的质量数为y，则原子核内含有的中子数为