原子结构教学中很容易出现误解的

一、对能量最低原理的误解

关于能量最低原理,很多教师和学生都简单的理解成了电子首先填充到能量最低的轨道中去（很多资料上都这样表述）.这样去理解能量最低原理是错误的.因为某原子核外电子所处的“轨道能”不仅与核电荷数、能层、能级等有关,还动态地与电子的数目以及与其他电子各处在什么轨道上有关.即原子轨道的能量大小并非一成不变,而是动态变化的.

所以,能量最低原理不是指原子轨道能量高低,也不是指原子轨道能量之和最低,而是指原子体系的总能量处于最低状态.

还有一点,就是在人教版教材中有这样一句话：“基态原子的核外电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则.”

泡利原理的表述为：“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”.洪特规则表述为：“当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同.”

量子力学证明：两个电子占据同一轨道时,自旋方向相反,有利于原子体系的能量降低.洪特规则及其特例（全满、半满、全空）是对泡利原理的补充,这样也可使原子的整体能量最低.由此可以看出,泡利原理和洪特规则及其特例均是从能量最低的角度来阐述核外电子是怎样排布的,泡利原理和洪特规则及其特例实际上就是能量最低原理的具体体现.所以,能量最低原理、泡利原理和洪特规则及其特例不是并列关系,而是从属关系.笔者认为,“基态原子的核外电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则”的说法值得商榷.

二、对构造原理的误解

构造原理是电子随核电荷数递增填充电子在次序上的顺序,但并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的能量低.例如3d能级的能量并不一定比4s能级的能量高.举例说明,对于K、Ca等原子,3d与4s电子间相互屏蔽的现象不存在或不很重要,这时4s电子仅比3d电子稍微弥散一些,使其核吸引能稍微大一些,同时它所受到内实电子的排斥作用却稍小,其平均动能也稍小,总的结果是E4sE3d.

还需要说明的是,构造原理所表述的电子随核电荷数递增电子填入轨道,是一种形象的说法,是一种思维模式,事实上单独地考察一个多电子原子的电子在原子核外排布时并没有先后填入的次序.

三、对核外电子排布的误解

很多教师认为,电子总数相等的不同微粒,其核外电子排布也是一样的.其实不一定.

影响能量的因素主要有两个：原子核对电子的吸引力和电子之间的排斥力,这是两个相反的因素,经常是其中一个居主导地位,另一个居次要地位.当原子核对电子的吸引力居主导地位时,电子填入能层数较小的轨道会使整个原子的能量较低；当电子的排斥力居主导时,情况相反.如Ca和Ti2+,电子总数都等于20,但Ca的核外电子排布为1s22s22p63s264s2,而Ti2+的核外电子排布为1s22s22p63s263d2,可理解为：Ti2+核电荷数（+22）比Ca原子核电荷（+20）大,核对电子的引力占主导地位,电子填入能层数较小的3d轨道整个原子的能量较低.Ni和Cu+都有28个电子,但Cu+比Ni的核电荷大,所以Cu+的价电子全部填入3d轨道,核外电子排布为1s22s22p63s263d10,而Ni却有两个电子填入4s轨道,核外电子排布为1s22s22p63s263d84s2.即当核电荷对电子的吸引力居主导地位时,电子填入比较弥散的3d轨道可以使内层电子受原子核更大的吸引,从而引起整个原子的能量下降.反之,填入4s轨道可引起整个原子的能量下降.

四、对电子层数与原子半径大小关系的误解

原子半径不仅和原子核外电子层数有关,而且与核内质子数、核外电子数有关.我们通常比较的是同一周期内随原子序数的增加半径减小,或同一主族元素的原子半径随层数增加而增大.但层数少且核电荷数小的原子,核外电子受的力较弱,半径可能比较大；而层数比较多的,核电荷数较大的原子,核外电子受的力比较大,有可能半径比较小.例如,Li的原子半径为152pm,而层数更多的Al为14m；Na的原子半径为186pm,而层数更多的Fe为124pm.

五、对“半满规则”的误解

电子在不同能级间的跃迁要考虑电子组态的能量差和其他能级电子的屏蔽作用.如第六周期的W,由于4f电子的屏蔽作用,使E6s和E5d的差较大,故从6s跃迁至5d比较困难,所以电子排布式应为：［Xe］4f145d46s2,而不是［Xe］4f145d56s1.

笔者认为,对原子结构的教学应抓住“原子是一个整体,原子核外电子排布的核心原则是要使原子体系的总能量处于最低状态”这一核心.不能将原子核外电子的排布归纳为几个规律或原则,还要考虑原子核对核外电子吸引力的强弱、电子的穿透效应以及电子与电子之间的屏蔽效应等.(收稿日期：2014-02-27)