7、（1）1 ； －1 （2）1.6×10
－
－13－
； 1.2×10 20 （3）H＋OH＝H2O
－
＋
8、1.23×1010（m） ； 3.88×1010（m） 9、（1）、（2）、（4）、（5）、（6）组不能存在。因为：（1）n＝l时，l只能为0，m也只能为0，ms能为＋1/2或－1/2；（2）n＝3，l＝l时，m只能为0或＋1，或－1；（4）n＝2，l只能为0或1，ms只能为1/2或－1/2。n＝2，l只能为0或1；（6）ms只能为1/2或－1/2
10、Fe的原子序数为26，轨道分组为：（1s2）（2s22p6）（3s23p6）（3d6）（4s2），其中3s Z*＝14.75 3p
－18－
Z*＝14.75 3d Z*＝6.25 4s Z*＝3.75。所以有E3s＝E3p＝－52.7×10J，E3d＝－9.46×1018J，E4s＝－
－－－
1.92×1018J。对于2s、2p Z*＝21.8，1s Z*＝25.70。E2s＝E2p＝－0.260×1015J，E1s＝－1.439×1015J。故
－
Fe系统的能量：E＝2E1s＋2E2s＋6E2p＋2E3s＋6E3p＋6E3d＋2E4s＝－5.44×1015J
提示：由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而引起有效核电荷的降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。因此，对于多电子原子来说，如果考虑到屏蔽效应，则每一个电子的能量应为：E＝－13.6×(Z－σ)2/n2（eV），从式中可见，如果能知道屏蔽常数σ，则可求得多电子原子中各能级的近似能量。影响屏蔽常数大小的因素很多，除了与屏蔽电子的数目和它所处原子轨道的大小和形状有关以外，还与被屏蔽电子离校的远近和运动状态有关σ屏蔽常数。可用斯莱脱提出的计算屏蔽常数的规则求得。斯莱脱规则如下：将原子中的电子分成如下几组：（1s）（2s，2p）（3s，3p）（3d）（4s，4p）(4d)（4f）（5s，5p），如此类推。①位于被屏蔽电子右边的各组，对被屏蔽电子的σ＝0近似的可认为：外层电子对内层电子没有屏蔽作用。②1s轨道上两个电子之间σ＝0.30。其他主量子数相同的各分层电子之间的σ＝0.35。③当被屏蔽电子为ns或n p时，则主量子数为（n－1）的各电子对它们的σ＝0.85，而小于（n－1）的各电子对它们的屏蔽常数σ＝1.00。④被屏蔽电子为nd或n f电子时，则位于它左边各组电子对它们的屏蔽常数σ＝1.00。在计算某原子中某个电子的σ值时，可将有关屏蔽电子对该电子的σ值相加而得。
11、B、D、E、C、F、A、G、H
12、B、C、D E B D
13、136 pm
14、X可能是Mg、Ca、Sr或Ba 15、（1）[Kr]4d105s25p2 （2）第五周期ⅣA族，它是Sn元素 （3）此元素外层轨道上有2个p电子，应具有一定的非金属性，但所处的周期数较大，金属性更为显著，因此它是金属元素 （4）最高氧化态是＋4，相应的氧化物为SnO2，属两性氧化物。
16、八 5g 6 18
+
17、（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。
18、P>S 因p电子构型为3s23p3，3p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。
19、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
20、A、B、C、D分别为K、Mn、Br、O按电负性由大到小排列的顺序为： O、Br、Mn、K
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