现代原子结构理论认为，电子在原子核外高速运动，而且没有一定的轨道，所以，电子在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核，因此，通常把核外电子的运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出，核外电子是在不同层上运动，这些层叫做电子层；电子层又分为若干亚层；亚层还有不同的轨道；而在每个轨道中运动的电子还有两种不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。
不同元素的原子核外有不同数目的电子，这些电子是怎样在原子核外不同的电子层、亚层和轨道中排布的？原子结构理论指出，电子在原子核外的排布遵循三条规律，即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律可以写出不同元素的电子排布式。
以上是对核外电子运动和排布的概括叙述。这一部分内容还应着重了解以下几点：
1．关于电子云的含义
电子云是一个形象的比喻，是用宏观的现象去想象微观世界的情景，电扇通常只有三个叶片，但高速转起来，看到的却是一团云雾，像是叶片化成了云雾；电子在核外运动速度极高，而且没有一定的轨迹，因而可以在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾，一团带负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾，不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出，氢原子核外只有一个电子，也仍可以用电子云来描述。
电子云常用由许多小黑点组成的图形表示。小黑点密集的地方表示在该处的单位体积内，电子出现机会较多（或称为几率密度较大）。电子云图中单独一个小黑点没有任何意义。
2．关于电子层、亚层、轨道的意义
①电子层——表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P……电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量依次增高。
②亚层——也表示两方面意义：一方面表示电子云形状不同，s电子云是以原子核为中心的球形，p电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形，d和f电子云形状更复杂一些；另一方面，表示能量不同，s、p、d、f电子能量依次增高。
③轨道——在一定的电子层上，具有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间，称为一个轨道。关于轨道的含义可以这样理解。轨道是指一个立体的空间；是原子核外电子云所占据的特定的空间；这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。除了s电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个特定空间，即有几个轨道。所以，轨道可以说是原子核外每个s亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。
p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。因而分别有3、5、7个轨道：3个p轨道 、5个 d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也基本相同。
3．能级的概念
在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此，将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p……分别表示一个能级。
4．氢原子和多电子原子核外的能级
有同学认为，氢原子只有一个电子，因而只能有一个电子层。其实，正确的说法是，氢原子像其它所有原子一样，可以有许多电子层，电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常条件下，氢原子的这一个电子处于能量是低的1s轨道，这种状态叫基态；当电子从外界吸收能量以后，氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。氢原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<3d <4s<4p<4d<4f<5s……
但是，对核外有多个电子的原子来说，核外能级的顺序就与氢原子不同了。一般来说，多电子原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p……这种现象叫做能级交错现象。
5．电子排布式和轨道表示式
根据原子核外排布电子的三条规律，可以写出各种元素核外电子的排布情况。核外电子排布情况有两种表示方法：电子排布式和轨道表示式。
①写电子排布式时，先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级，然后根据泡利不相容原理和能量最低原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理，就是违背了能量还低原理。例如将某元素原子的电子排布式写为1s22s22p33s1就是违背了能量最低原理，写成1s22s32p3就是违背了泡利不相容原理。
电子排布式中最有意义的是外层电子的排布，内层可以用所谓“原子实”代替。原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。例如：Cl元素的电子排布式的略写式为[Ne]3s23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。对个副族元素来说，特征电子排布就是最外层电子排布加上外层d电子（或f电子）排布。中学课本上称为外围电子排布。
②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道，在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。写轨道表示式要特别注意不要违背洪待规则。
6．关于洪特规则的特例
洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道（如三个p轨道）上排布时，将尽可能占满所有轨道，并且自旋方向相同。这样排布的原因是这种排布使整个原子的能量最低。将洪特规则推广开来，人们总结出，当等能量轨道半满（p3、d5、f7）、全满（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。这是洪特规则的特例。正因为如此，铬的特征电子排布变为3d54s1（而不是3d44s2）。
二．周期表中元素性质的递变规律
中学化学课本中对元素的金属性和非金属性，元素的化合价，原子半径等的递变规律作了较为详细的说明，这里再补充几个元素的性质。
1．电离势
对于多电子原子，使处于基态的气态原子变成＋1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离势，常用符号I1表示。以＋1价的气态阳离子再失去一个电子变成＋2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势，用I2表示，依次类推，有第Ⅲ电离势I3等等。
电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。
对于多电子原子来说，各级电离势的大小顺序是I1<I2<I3……，这是因为离子的电荷正值越大，离子半径越小，失去电子越困难，需要的能量越高。
电离势数值的大小，主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子层结构。因此在周期表中，各元素的电离势，特别是第一电离势I1必然也呈周期性变化。一般说来，同一周期的元素电子层数相同，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，核对外层电子的引力增大，因此越靠右的元素，越不易失去电子，电离势也就越大。对于同一族来说，最外层的电子数相同，但自上而下，电子层数增多，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势就越小。因此元素第一电离能的周期性变化也是元素原子结构周期性变化的必然结果。
在同一周期里，从左到右元素的第一电离势虽然从总体上讲是增大趋势，但却不是直线增大的。例如，第三周期的镁、磷、氮的第一电离势就显得“反常”的高，这分别与3p0、3p3、3P6的稳定结构相联系。
2．一个基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的电子亲核势（即第一电子亲核势）。用符号E表示。一般的说，在同一周期中，从左到右电子亲核势增大；在同一族中，从上到下电子亲核势减小。
3．电负性
电离能可表达中性原子对外层电子的控制能力，电子亲和势可表达中性原子对外加电子的吸引能力。有些化学家结合分子的性质来研究这两个值，而导出一种用来表明原子对它和其它原子间形成化学键的共用电子的引力大小的标度，称它为电负性。电负性高表明此原子对共用电子的吸引力强；电负性低表明这种引力弱。运用电负性的观点可以看出：
①金属的电负性低，电负性越低金属越活泼。由此可见最低电负性的元素在周期表的左下角。周期表向左，向下则元素的电负性渐低。
②非金属的电负性高，最高电负性的元素应出现在周期表的右上方（未计稀有气体），氟的电负性最高。
③在主族元素中同族元素越向下电负性越低。在副族元素中电负性的变动不大。
④在同周期内，电负性按由左至有渐高。在长周期的过渡元素的中部有升高趋势，其后反有降低（但至p区的ⅦA升至很高）。
电负性差与成键两元素原子间单键的离子性百分率有关，电负性差越大成键时离子性越强，反之越弱。因此周期表里左下与右上的元素间化合物一般是离子化合物。非金属间电负性差不大而形成共价化合物。
非金属元素的化合物中，电负性也可表明元素氧化值的正、负。电负性大的元素氧化值为负；电负性小的元素氧化值为正。这给判断价态的正、负也带来了便利。
一．原子核外电子的排布
现代原子结构理论认为，电子在原子核外高速运动，而且没有一定的轨道，所以，电子在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核，因此，通常把核外电子的运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出，核外电子是在不同层上运动，这些层叫做电子层；电子层又分为若干亚层；亚层还有不同的轨道；而在每个轨道中运动的电子还有两种不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。
不同元素的原子核外有不同数目的电子，这些电子是怎样在原子核外不同的电子层、亚层和轨道中排布的？原子结构理论指出，电子在原子核外的排布遵循三条规律，即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律可以写出不同元素的电子排布式。
以上是对核外电子运动和排布的概括叙述。这一部分内容还应着重了解以下几点：
1．关于电子云的含义
电子云是一个形象的比喻，是用宏观的现象去想象微观世界的情景，电扇通常只有三个叶片，但高速转起来，看到的却是一团云雾，像是叶片化成了云雾；电子在核外运动速度极高，而且没有一定的轨迹，因而可以在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾，一团带负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾，不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出，氢原子核外只有一个电子，也仍可以用电子云来描述。
电子云常用由许多小黑点组成的图形表示。小黑点密集的地方表示在该处的单位体积内，电子出现机会较多（或称为几率密度较大）。电子云图中单独一个小黑点没有任何意义。
2．关于电子层、亚层、轨道的意义
①电子层——表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P……电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量依次增高。
②亚层——也表示两方面意义：一方面表示电子云形状不同，s电子云是以原子核为中心的球形，p电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形，d和f电子云形状更复杂一些；另一方面，表示能量不同，s、p、d、f电子能量依次增高。
③轨道——在一定的电子层上，具有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间，称为一个轨道。关于轨道的含义可以这样理解。轨道是指一个立体的空间；是原子核外电子云所占据的特定的空间；这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。除了s电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个特定空间，即有几个轨道。所以，轨道可以说是原子核外每个s亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。
p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。因而分别有3、5、7个轨道：3个p轨道
、5个
d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也基本相同。
3．能级的概念
在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此，将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p……分别表示一个能级。
4．氢原子和多电子原子核外的能级
有同学认为，氢原子只有一个电子，因而只能有一个电子层。其实，正确的说法是，氢原子像其它所有原子一样，可以有许多电子层，电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常条件下，氢原子的这一个电子处于能量是低的1s轨道，这种状态叫基态；当电子从外界吸收能量以后，氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。氢原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<3d
<4s<4p<4d<4f<5s……
但是，对核外有多个电子的原子来说，核外能级的顺序就与氢原子不同了。一般来说，多电子原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p……这种现象叫做能级交错现象。
5．电子排布式和轨道表示式
根据原子核外排布电子的三条规律，可以写出各种元素核外电子的排布情况。核外电子排布情况有两种表示方法：电子排布式和轨道表示式。
①写电子排布式时，先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级，然后根据泡利不相容原理和能量最低原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理，就是违背了能量还低原理。例如将某元素原子的电子排布式写为1s22s22p33s1就是违背了能量最低原理，写成1s22s32p3就是违背了泡利不相容原理。
电子排布式中最有意义的是外层电子的排布，内层可以用所谓“原子实”代替。原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。例如：Cl元素的电子排布式的略写式为[Ne]3s23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。对个副族元素来说，特征电子排布就是最外层电子排布加上外层d电子（或f电子）排布。中学课本上称为外围电子排布。
②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道，在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。写轨道表示式要特别注意不要违背洪待规则。
6．关于洪特规则的特例
洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道（如三个p轨道）上排布时，将尽可能占满所有轨道，并且自旋方向相同。这样排布的原因是这种排布使整个原子的能量最低。将洪特规则推广开来，人们总结出，当等能量轨道半满（p3、d5、f7）、全满（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。这是洪特规则的特例。正因为如此，铬的特征电子排布变为3d54s1（而不是3d44s2）。
二．周期表中元素性质的递变规律
中学化学课本中对元素的金属性和非金属性，元素的化合价，原子半径等的递变规律作了较为详细的说明，这里再补充几个元素的性质。
1．电离势
对于多电子原子，使处于基态的气态原子变成＋1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离势，常用符号I1表示。以＋1价的气态阳离子再失去一个电子变成＋2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势，用I2表示，依次类推，有第Ⅲ电离势I3等等。
电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。
对于多电子原子来说，各级电离势的大小顺序是I1
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元素周期表中过渡元素核外电子是怎样排布的~
一、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。
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18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。
3．洪特规则
从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。
二、核外电子排布的方法
对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为
1s22s22p63s23p64s23d4
根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：
1s22s22p63s23p64s13d5
最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成
1s22s22p63s23p63d54s1
即可。
三、核外电子排布在中学化学中的应用
1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上， 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。
2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系
在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期
如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的
第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的
第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的
第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的。
由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。
元素的性质随着元素的原子序数的递增呈周期性变化的规律
#18483663217#
元素周期表中同一周期原子的核外电子排布规律是. - ******
#辕季# 同一周期电子层相同,最外层电子数从左往右增多
#18483663217#
化学元素周期表的规律总结?比如金属性 非金属性等 - ******
#辕季# 1、原子半径由左到右依次减小,上到下依次增大. 2、同一周期内,从左到右,元素核外电子层数相同,最外层电子数依次递增,原子半径递减(零族元素除外).失电子能力逐渐减弱,获电子能力逐渐增强,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐...
#18483663217#
元素周期前三周期的符号几核外电子排布 - ******
#辕季# H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar 核外电子排布从1 2 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 2,8,1 2,8,2 2,8,3 2,8,4 2,8,5 2,8,6 2.8,7 2,8,8
#18483663217#
化学20个元素 - 化学元素周期表中前20个元素的离子核外电子排布图 ******
#辕季# 氢:1 氦:2 锂:2,1 铍:2,2 硼:2,3 碳:2,4 氮:2,5 氧:2,6 氟:2,7 氖:2,8 钠:2,8,1 镁:2,8,2 铝:2,8,3 硅:2,8,4 磷:2,8,5 硫:2,8,6 氯:2,8,7 氩:2,8,8 钾:2,8,8,1 钙:2,8,8,2
#18483663217#
怎样由元素周期表得到原子核外电子排布 - ******
#辕季# 元素周期表上的周期数等于原子核外电子能层数 主族序数等于该原子价电子数.周期表中给的都是简单排布 基本上为前一周期的稀有气体元素的核外排布加上本电子的价电子排布 比如说 钾为19号元素 周期表中表示为4s1 其实钾为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 也就是前一周期的氩排布为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 所以可以省略写为【Ar】4s1 周期表中是吧【Ar】省略的.希望可以帮到你
#18483663217#
同一周期中,各元素原子核外电子层数有什么特点?周期序数与原子核外电子层数有什么关系?同一主族中,个元素原子最外电子层上电子书有什么特点?... - ******
#辕季#[答案] 同一周期中,各元素原子核外电子层数完全一样. 不同的只是其价电子结构,即通过能级组来界定: ns (n-2)f (n-1)d np 吸些只有s电子是价电子(s区),有些则s和p都是价电子(p区),有些则s和d是价电子(d区和ds区),有些则s和f是价电子(f区...
#18483663217#
写出一条第三周期元素原子的核外电子排布顺序 - ******
#辕季# Na Mg Al Si P S Cl Ar 核外电子第一层2个电子 都一样第二层8个电子 都一样第三层分别是1,2,3,4,5,6,7,8个电子
#18483663217#
元素周期表元素周期律中 每个周期有几个元素 同族元素核外电子相差多少 等规律 - ******
#辕季#[答案] 各周期的元素个数:2,8,8,18,18,32,32.(其实就是1,2,3,4...的平方的两倍) 同主族的元素核外电子数就是8,8,18,18,32.(除了氢和氦)
#18483663217#
同一周期中,各元素原子核外电子层数有什么特点? ******
#辕季# 同一周期中,各元素原子核外电子层数完全一样.不同的只是其价电子结构,即通过能级组来界定: ns (n-2)f (n-1)d np吸些只有s电子是价电子(s区),有些则s和p都是价电子(p区),有些则s和d是价电子(d区和ds区),有些则s和f是价电子(f区).
#18483663217#
钯元素在元素周期表中的特别之处,核外电子如何排列? - ******
#辕季# 钯是第五周期Ⅷ族铂系元素的成员,钯的电子构型[Kr]4d10,最外层电子数18,本来应该填到5s层上的电子填进了4d层,而且恰好形成了4d层的10电子饱和结构达到了稳定,这是一个例外,其他原子没有这样的情况.
