元素周期表中电子排布.doc

外外围围电电子子层层排排布布外围电子层排布,括号指可能的电子层排布 1 H 1s1 2 He 1s23 Li 2s14 Be 2s25 B 2s2 2p16 C 2s2 2p27 N 2s2 2p38 O2s2 2p49 F 2s2 2p510 Ne 2s2 2p611 Na 3s112 Mg 3s213 Al 3s2 3p114 Si 3s2 3p215 P 3s2 3p316 S 3s2 3p417 Cl 3s2 3p518 Ar 3s2 3p619 K 4s120 Ca 4s221 Sc 3d1 4s222 Ti 3d2 4s223 V 3d3 4s224 Cr 3d5 4s125 Mn 3d5 4s226 Fe 3d6 4s227 Co 3d7 4s228 Ni 3d8 4s229 Cu 3d10 4s130 Zn 3d10 4s231 Ga 4s2 4p132 Ge 4s2 4p233 As 4s2 4p334 Se 4s2 4p435 Br 4s2 4p536 Kr 4s2 4p637 Rb 5s138 Sr 5s239 Y 4d1 5s240 Zr 4d2 5s241 Nb 4d4 5s142 Mo 4d5 5s143 Tc 4d5 5s244 Ru 4d7 5s145 Rh 4d8 5s146 Pd 4d1047 Ag 4d10 5s148 Cd 4d10 5s249 In 5s2 5p150 Sn 5s2 5p251 Sb 5s2 5p352 Te 5s2 5p453 In 5s2 5p554 Xe 5s2 5p655 Cs 6s156 Ba 6s257 La 5d1 6s258 Ce 4f1 5d1 6s259 Pr 4f3 6s260 Nd 4f4 6s261 Pm 4f5 6s262 Sm 4f6 6s263 Eu 4f7 6s264 Gd 4f7 5d1 6s265 Tb 4f9 6s266 Dy 4f10 6s267 Ho 4f11 6s268 Er 4f12 6s269 Tm 4f13 6s270 Yb 4f14 6s271 Lu 4f14 5d1 6s272 Hf 5d2 6s273 Ta 5d3 6s274 W 5d4 6s275 Re 5d5 6s276 Os 5d6 6s277 Ir 5d7 6s278 Pt 5d9 6s179 Au 5d10 6s180 Hg 5d10 6s281 Tl 6s2 6p182 Pb 6s2 6p283 Bi 6s2 6p384 Po 6s2 6p485 At 6s2 6p586 Rn 6s2 6p687 Fr 7s188 Ra 7s289 Ac 6d1 7s290 Th 6d2 7s291 Pa 5f2 6d1 7s292 U 5f3 6d1 7s293 Np 5f4 6d1 7s294 Pu 5f6 7s295 Am 5f7 7s296 Cm 5f7 6d1 7s297 Bk 5f9 7s298 Cf 5f10 7s299 Es 5f11 7s2100 Fm 5f12 7s2101 Md (5f13 7s2)102 No (5f14 7s2)103 Lr (5f14 6d17s2)104 Rf (6d2 7s2)105 Db (6d3 7s2)106 Sg 5f146d47s2107 Bh 5f146d57s2108 Hs 5f146d67s2109 Mt 5f146d77s2110 Ds 5f146d97s1111 Rg 5f146d107s1112 Cn 5f146d107s2113 Uut 5f146d107s27p1114 Uuq 5f146d107s27p2115 Uup 5f146d107s27p3116 Uuh 5f146d107s27p4117 Uus 5f146d107s27p5118 Uuo 5f146d107s27p6 [编编辑辑本本段段]蕴蕴含含规规律律递递变变性性规规律律1 原子半径 （1）除第 1 周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

注注意意：：原子半径在 VIB 族及此后各副族元素中出现反常现象从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加） 然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为 “镧系收缩”镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的 “反常”现象2 元素变化规律（1） 除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束2）每一族的元素的化学性质相似3 元素化合价 （1）除第 1 周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1 递增到+7，非金属元素负价由碳族 -4 递增到-1（氟无正价，氧无+6 价，除外） ； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 4 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 5 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减 6 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强 7 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱 8 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱 元元素素周周期期律律元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律元素周期表简称周期表元素周期表[1]有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表元素周期表有 7 个周期，有 16 个族和 4 个区元素在周期表中的位置能反映该元素的 原子结构周期表中同一横列元素构成一个周期。

同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数同一纵行（第Ⅷ族包括 3 个纵行）的元素称“族”族是原子内部外电子层构型的反映例如外电子构型， IA 族是 ns1，IIIA 族是 ns2 np1，O 族是 ns2 np4， IIIB 族是（n-1） d1·ns2 等元素周期表能形象地体现元素周期律根 据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律当年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物现代化学的元素周期律是 1869 年俄国科学家德米特里 ·伊万诺维奇 ·门捷列夫（Dmitri Ivanovich Mendeleev )首先整理，他将当时已知的 63 种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元素周期表的雏形利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗 )1913 年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生 X 射线，发现原子序越大， X 射线的频率就越高，因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷 (即质子数或原子序 )排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。

当然还有未知元素等待我们探索．这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系 位位置置规规律律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数 阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子 所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径(4)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小小不适合用于稀有气体） [编编辑辑本本段段]意意义义与与作作用用1869 年，门捷列夫发现了元素周期律和元素周期表，在元素周期律的指导下，利用元素之间的一些规律性知识来分类学习物质的性质，就使化学学习和研究变得有规律可循现在，化学家们已经能利用各种先进的仪器和分析技术对化学世界进行微观的探索，并正在探索利用纳米技术制造出具有特定功能的产品，是化学在材料、能源、环境和生命科学等研究上发挥越来越重要的作用 [编编辑辑本本段段]发发展展历历史史元素周期律的发现是许多科学家共同努力的结果1789 年，安托万-洛朗·拉瓦锡出版的《化学大纲》中发表了人类历史上第一张《元素表》 ，在该表中，他将当时已知的 33 种元素分四类。

1829 年，德贝莱纳在对当时已知的 54 种元素进行了系统的分析研究之后，提出了元素的三元素组规则他发现了几组元素，每组都有三个化学性质相似的成员并且，在每组中，居中的元素的原子量，近似于两端元素原子量的平均值 1850 年，德国人培顿科弗宣布，性质相似的元素并不一定只有三个；性质相似的元素的原子量之差往往为 8 或 8 的倍数1862 年，法国化学家尚古多创建了 《螺旋图》 ，他创造性地将当时的 62 种元素，按各元素原子量的大小为序，标志着绕着圆柱一升的螺旋线上他意外地发现，化学性质相似的元素，都出现在同一条母线上1863 年，英国化学家欧德林发表了 《原子量和元素符号表》，共列出 49 个元素，并留有 9 个空位 上述各位科学家以及他们所做的研究，在一定程度上只能说是一个前期的准备，但是这些准备工作是不可缺少的而俄国化学家门捷列夫、德国化学家迈尔和英国化学家纽兰兹在元素周期律的发现过程中起了决定性的作用1865 年，纽兰兹正在独立地进行 化学元素的分类研究，在研究中他发现了一个很有趣的现象当元素按原子量递增的顺序排列起来时，每隔 8 个元素，元素的物理性质和化学性质就会重复出现。

由此他将各种元素按着原子量递增的顺序排列起来，形成了若干族系的周期纽兰兹称这一规律为 “八音律”这一正确的规律的发现非但没有被当时的科学界接受，反而使它的发现者纽兰兹受尽了非难和侮辱直到后来，当人人已信服了门氏元素周期之后才警醒了，英国皇家学会对以往对纽兰兹不公正的态度进行了纠正门捷列夫在元素周期的发现中可谓是中流砥柱，不可避免地，他在研究工作中亦接受了包括自己的老师在内的各个方面的不理解和压力门捷列夫出生于 1834 年，俄国西伯利亚的托博尔斯克市，他出生不久，父亲就因双目失明出外就医，失去了得以维持家人生活的教员职位门捷列夫 14 岁那年，父亲逝世，接着火灾又吞没了他家中的所有财产，真是祸不单行 1850 年，家境困顿的门捷列夫藉着微薄的助学金开始了他的大学生活，后来成了彼得堡大学的教授 幸运的是，门捷列夫生活在化学界探索元素规律的卓绝时期当时，各国化学家都在探索已知的几十种元素的内在联系规律 1865 年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按原子量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一个元素算起，每到第八个元素就和第一个元素的性质相近这很像音乐上的八度音循环，因此，他干。