王開山

一、對能量最低原理的誤解

關(guān)于能量最低原理，很多教師和學(xué)生都簡單的理解成了電子首先填充到能量最低的軌道中去（很多資料上都這樣表述）。這樣去理解能量最低原理是錯誤的。因為某原子核外電子所處的“軌道能”不僅與核電荷數(shù)、能層、能級等有關(guān)，還動態(tài)地與電子的數(shù)目以及與其他電子各處在什么軌道上有關(guān)。即原子軌道的能量大小并非一成不變，而是動態(tài)變化的。

所以，能量最低原理不是指原子軌道能量高低，也不是指原子軌道能量之和最低，而是指原子體系的總能量處于最低狀態(tài)。

還有一點，就是在人教版教材中有這樣一句話：“基態(tài)原子的核外電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則?！?/p>

泡利原理的表述為：“在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，而且它們的自旋狀態(tài)相反”。洪特規(guī)則表述為：“當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同?！?/p>

量子力學(xué)證明：兩個電子占據(jù)同一軌道時，自旋方向相反，有利于原子體系的能量降低。洪特規(guī)則及其特例（全滿、半滿、全空）是對泡利原理的補充，這樣也可使原子的整體能量最低。由此可以看出，泡利原理和洪特規(guī)則及其特例均是從能量最低的角度來闡述核外電子是怎樣排布的，泡利原理和洪特規(guī)則及其特例實際上就是能量最低原理的具體體現(xiàn)。所以，能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則及其特例不是并列關(guān)系，而是從屬關(guān)系。筆者認為，“基態(tài)原子的核外電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則”的說法值得商榷。

二、對構(gòu)造原理的誤解

構(gòu)造原理是電子隨核電荷數(shù)遞增填充電子在次序上的順序，但并不意味著先填能級的能量一定比后填能級的能量低。例如3d能級的能量并不一定比4s能級的能量高。舉例說明，對于K、Ca等原子，3d與4s電子間相互屏蔽的現(xiàn)象不存在或不很重要，這時4s電子僅比3d電子稍微彌散一些，使其核吸引能稍微大一些，同時它所受到內(nèi)實電子的排斥作用卻稍小，其平均動能也稍小，總的結(jié)果是E4sE3d。

還需要說明的是，構(gòu)造原理所表述的電子隨核電荷數(shù)遞增電子填入軌道，是一種形象的說法，是一種思維模式，事實上單獨地考察一個多電子原子的電子在原子核外排布時并沒有先后填入的次序。

三、對核外電子排布的誤解

很多教師認為，電子總數(shù)相等的不同微粒，其核外電子排布也是一樣的。其實不一定。

影響能量的因素主要有兩個：原子核對電子的吸引力和電子之間的排斥力，這是兩個相反的因素，經(jīng)常是其中一個居主導(dǎo)地位，另一個居次要地位。當(dāng)原子核對電子的吸引力居主導(dǎo)地位時，電子填入能層數(shù)較小的軌道會使整個原子的能量較低；當(dāng)電子的排斥力居主導(dǎo)時，情況相反。如Ca和Ti2+，電子總數(shù)都等于20，但Ca的核外電子排布為1s22s22p63s23p64s2，而Ti2+的核外電子排布為1s22s22p63s23p63d2，可理解為：Ti2+核電荷數(shù)（+22）比Ca原子核電荷（+20）大，核對電子的引力占主導(dǎo)地位，電子填入能層數(shù)較小的3d軌道整個原子的能量較低。Ni和Cu+都有28個電子，但Cu+比Ni的核電荷大，所以Cu+的價電子全部填入3d軌道，核外電子排布為1s22s22p63s23p63d10,而Ni卻有兩個電子填入4s軌道，核外電子排布為1s22s22p63s23p63d84s2。即當(dāng)核電荷對電子的吸引力居主導(dǎo)地位時，電子填入比較彌散的3d軌道可以使內(nèi)層電子受原子核更大的吸引，從而引起整個原子的能量下降。反之，填入4s軌道可引起整個原子的能量下降。

四、對電子層數(shù)與原子半徑大小關(guān)系的誤解

原子半徑不僅和原子核外電子層數(shù)有關(guān)，而且與核內(nèi)質(zhì)子數(shù)、核外電子數(shù)有關(guān)。我們通常比較的是同一周期內(nèi)隨原子序數(shù)的增加半徑減小，或同一主族元素的原子半徑隨層數(shù)增加而增大。但層數(shù)少且核電荷數(shù)小的原子，核外電子受的力較弱，半徑可能比較大；而層數(shù)比較多的，核電荷數(shù)較大的原子，核外電子受的力比較大，有可能半徑比較小。例如，Li的原子半徑為152pm ，而層數(shù)更多的Al為143pm；Na的原子半徑為186pm，而層數(shù)更多的Fe為124pm。

五、對“半滿規(guī)則”的誤解

電子在不同能級間的躍遷要考慮電子組態(tài)的能量差和其他能級電子的屏蔽作用。如第六周期的W，由于4f電子的屏蔽作用，使E6s和E5d的差較大，故從6s躍遷至5d比較困難，所以電子排布式應(yīng)為：［Xe］4f145d46s2，而不是［Xe］4f145d56s1。

筆者認為，對原子結(jié)構(gòu)的教學(xué)應(yīng)抓住“原子是一個整體，原子核外電子排布的核心原則是要使原子體系的總能量處于最低狀態(tài)”這一核心。不能將原子核外電子的排布歸納為幾個規(guī)律或原則，還要考慮原子核對核外電子吸引力的強弱、電子的穿透效應(yīng)以及電子與電子之間的屏蔽效應(yīng)等。(收稿日期：2014-02-27)

一、對能量最低原理的誤解

關(guān)于能量最低原理，很多教師和學(xué)生都簡單的理解成了電子首先填充到能量最低的軌道中去（很多資料上都這樣表述）。這樣去理解能量最低原理是錯誤的。因為某原子核外電子所處的“軌道能”不僅與核電荷數(shù)、能層、能級等有關(guān)，還動態(tài)地與電子的數(shù)目以及與其他電子各處在什么軌道上有關(guān)。即原子軌道的能量大小并非一成不變，而是動態(tài)變化的。

所以，能量最低原理不是指原子軌道能量高低，也不是指原子軌道能量之和最低，而是指原子體系的總能量處于最低狀態(tài)。

還有一點，就是在人教版教材中有這樣一句話：“基態(tài)原子的核外電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則。”

泡利原理的表述為：“在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，而且它們的自旋狀態(tài)相反”。洪特規(guī)則表述為：“當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同?！?/p>

量子力學(xué)證明：兩個電子占據(jù)同一軌道時，自旋方向相反，有利于原子體系的能量降低。洪特規(guī)則及其特例（全滿、半滿、全空）是對泡利原理的補充，這樣也可使原子的整體能量最低。由此可以看出，泡利原理和洪特規(guī)則及其特例均是從能量最低的角度來闡述核外電子是怎樣排布的，泡利原理和洪特規(guī)則及其特例實際上就是能量最低原理的具體體現(xiàn)。所以，能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則及其特例不是并列關(guān)系，而是從屬關(guān)系。筆者認為，“基態(tài)原子的核外電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則”的說法值得商榷。

二、對構(gòu)造原理的誤解

構(gòu)造原理是電子隨核電荷數(shù)遞增填充電子在次序上的順序，但并不意味著先填能級的能量一定比后填能級的能量低。例如3d能級的能量并不一定比4s能級的能量高。舉例說明，對于K、Ca等原子，3d與4s電子間相互屏蔽的現(xiàn)象不存在或不很重要，這時4s電子僅比3d電子稍微彌散一些，使其核吸引能稍微大一些，同時它所受到內(nèi)實電子的排斥作用卻稍小，其平均動能也稍小，總的結(jié)果是E4sE3d。

還需要說明的是，構(gòu)造原理所表述的電子隨核電荷數(shù)遞增電子填入軌道，是一種形象的說法，是一種思維模式，事實上單獨地考察一個多電子原子的電子在原子核外排布時并沒有先后填入的次序。

三、對核外電子排布的誤解

很多教師認為，電子總數(shù)相等的不同微粒，其核外電子排布也是一樣的。其實不一定。

影響能量的因素主要有兩個：原子核對電子的吸引力和電子之間的排斥力，這是兩個相反的因素，經(jīng)常是其中一個居主導(dǎo)地位，另一個居次要地位。當(dāng)原子核對電子的吸引力居主導(dǎo)地位時，電子填入能層數(shù)較小的軌道會使整個原子的能量較低；當(dāng)電子的排斥力居主導(dǎo)時，情況相反。如Ca和Ti2+，電子總數(shù)都等于20，但Ca的核外電子排布為1s22s22p63s23p64s2，而Ti2+的核外電子排布為1s22s22p63s23p63d2，可理解為：Ti2+核電荷數(shù)（+22）比Ca原子核電荷（+20）大，核對電子的引力占主導(dǎo)地位，電子填入能層數(shù)較小的3d軌道整個原子的能量較低。Ni和Cu+都有28個電子，但Cu+比Ni的核電荷大，所以Cu+的價電子全部填入3d軌道，核外電子排布為1s22s22p63s23p63d10,而Ni卻有兩個電子填入4s軌道，核外電子排布為1s22s22p63s23p63d84s2。即當(dāng)核電荷對電子的吸引力居主導(dǎo)地位時，電子填入比較彌散的3d軌道可以使內(nèi)層電子受原子核更大的吸引，從而引起整個原子的能量下降。反之，填入4s軌道可引起整個原子的能量下降。

四、對電子層數(shù)與原子半徑大小關(guān)系的誤解

原子半徑不僅和原子核外電子層數(shù)有關(guān)，而且與核內(nèi)質(zhì)子數(shù)、核外電子數(shù)有關(guān)。我們通常比較的是同一周期內(nèi)隨原子序數(shù)的增加半徑減小，或同一主族元素的原子半徑隨層數(shù)增加而增大。但層數(shù)少且核電荷數(shù)小的原子，核外電子受的力較弱，半徑可能比較大；而層數(shù)比較多的，核電荷數(shù)較大的原子，核外電子受的力比較大，有可能半徑比較小。例如，Li的原子半徑為152pm ，而層數(shù)更多的Al為143pm；Na的原子半徑為186pm，而層數(shù)更多的Fe為124pm。

五、對“半滿規(guī)則”的誤解

電子在不同能級間的躍遷要考慮電子組態(tài)的能量差和其他能級電子的屏蔽作用。如第六周期的W，由于4f電子的屏蔽作用，使E6s和E5d的差較大，故從6s躍遷至5d比較困難，所以電子排布式應(yīng)為：［Xe］4f145d46s2，而不是［Xe］4f145d56s1。

筆者認為，對原子結(jié)構(gòu)的教學(xué)應(yīng)抓住“原子是一個整體，原子核外電子排布的核心原則是要使原子體系的總能量處于最低狀態(tài)”這一核心。不能將原子核外電子的排布歸納為幾個規(guī)律或原則，還要考慮原子核對核外電子吸引力的強弱、電子的穿透效應(yīng)以及電子與電子之間的屏蔽效應(yīng)等。(收稿日期：2014-02-27)

一、對能量最低原理的誤解

關(guān)于能量最低原理，很多教師和學(xué)生都簡單的理解成了電子首先填充到能量最低的軌道中去（很多資料上都這樣表述）。這樣去理解能量最低原理是錯誤的。因為某原子核外電子所處的“軌道能”不僅與核電荷數(shù)、能層、能級等有關(guān)，還動態(tài)地與電子的數(shù)目以及與其他電子各處在什么軌道上有關(guān)。即原子軌道的能量大小并非一成不變，而是動態(tài)變化的。

所以，能量最低原理不是指原子軌道能量高低，也不是指原子軌道能量之和最低，而是指原子體系的總能量處于最低狀態(tài)。

還有一點，就是在人教版教材中有這樣一句話：“基態(tài)原子的核外電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則?！?/p>

泡利原理的表述為：“在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，而且它們的自旋狀態(tài)相反”。洪特規(guī)則表述為：“當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同?！?/p>

量子力學(xué)證明：兩個電子占據(jù)同一軌道時，自旋方向相反，有利于原子體系的能量降低。洪特規(guī)則及其特例（全滿、半滿、全空）是對泡利原理的補充，這樣也可使原子的整體能量最低。由此可以看出，泡利原理和洪特規(guī)則及其特例均是從能量最低的角度來闡述核外電子是怎樣排布的，泡利原理和洪特規(guī)則及其特例實際上就是能量最低原理的具體體現(xiàn)。所以，能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則及其特例不是并列關(guān)系，而是從屬關(guān)系。筆者認為，“基態(tài)原子的核外電子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則”的說法值得商榷。

二、對構(gòu)造原理的誤解

構(gòu)造原理是電子隨核電荷數(shù)遞增填充電子在次序上的順序，但并不意味著先填能級的能量一定比后填能級的能量低。例如3d能級的能量并不一定比4s能級的能量高。舉例說明，對于K、Ca等原子，3d與4s電子間相互屏蔽的現(xiàn)象不存在或不很重要，這時4s電子僅比3d電子稍微彌散一些，使其核吸引能稍微大一些，同時它所受到內(nèi)實電子的排斥作用卻稍小，其平均動能也稍小，總的結(jié)果是E4sE3d。

還需要說明的是，構(gòu)造原理所表述的電子隨核電荷數(shù)遞增電子填入軌道，是一種形象的說法，是一種思維模式，事實上單獨地考察一個多電子原子的電子在原子核外排布時并沒有先后填入的次序。

三、對核外電子排布的誤解

很多教師認為，電子總數(shù)相等的不同微粒，其核外電子排布也是一樣的。其實不一定。

影響能量的因素主要有兩個：原子核對電子的吸引力和電子之間的排斥力，這是兩個相反的因素，經(jīng)常是其中一個居主導(dǎo)地位，另一個居次要地位。當(dāng)原子核對電子的吸引力居主導(dǎo)地位時，電子填入能層數(shù)較小的軌道會使整個原子的能量較低；當(dāng)電子的排斥力居主導(dǎo)時，情況相反。如Ca和Ti2+，電子總數(shù)都等于20，但Ca的核外電子排布為1s22s22p63s23p64s2，而Ti2+的核外電子排布為1s22s22p63s23p63d2，可理解為：Ti2+核電荷數(shù)（+22）比Ca原子核電荷（+20）大，核對電子的引力占主導(dǎo)地位，電子填入能層數(shù)較小的3d軌道整個原子的能量較低。Ni和Cu+都有28個電子，但Cu+比Ni的核電荷大，所以Cu+的價電子全部填入3d軌道，核外電子排布為1s22s22p63s23p63d10,而Ni卻有兩個電子填入4s軌道，核外電子排布為1s22s22p63s23p63d84s2。即當(dāng)核電荷對電子的吸引力居主導(dǎo)地位時，電子填入比較彌散的3d軌道可以使內(nèi)層電子受原子核更大的吸引，從而引起整個原子的能量下降。反之，填入4s軌道可引起整個原子的能量下降。

四、對電子層數(shù)與原子半徑大小關(guān)系的誤解

原子半徑不僅和原子核外電子層數(shù)有關(guān)，而且與核內(nèi)質(zhì)子數(shù)、核外電子數(shù)有關(guān)。我們通常比較的是同一周期內(nèi)隨原子序數(shù)的增加半徑減小，或同一主族元素的原子半徑隨層數(shù)增加而增大。但層數(shù)少且核電荷數(shù)小的原子，核外電子受的力較弱，半徑可能比較大；而層數(shù)比較多的，核電荷數(shù)較大的原子，核外電子受的力比較大，有可能半徑比較小。例如，Li的原子半徑為152pm ，而層數(shù)更多的Al為143pm；Na的原子半徑為186pm，而層數(shù)更多的Fe為124pm。

五、對“半滿規(guī)則”的誤解

電子在不同能級間的躍遷要考慮電子組態(tài)的能量差和其他能級電子的屏蔽作用。如第六周期的W，由于4f電子的屏蔽作用，使E6s和E5d的差較大，故從6s躍遷至5d比較困難，所以電子排布式應(yīng)為：［Xe］4f145d46s2，而不是［Xe］4f145d56s1。

筆者認為，對原子結(jié)構(gòu)的教學(xué)應(yīng)抓住“原子是一個整體，原子核外電子排布的核心原則是要使原子體系的總能量處于最低狀態(tài)”這一核心。不能將原子核外電子的排布歸納為幾個規(guī)律或原則，還要考慮原子核對核外電子吸引力的強弱、電子的穿透效應(yīng)以及電子與電子之間的屏蔽效應(yīng)等。(收稿日期：2014-02-27)