元素周期表中,23号元素钒（V)3d层有3个电子,4s层有2个电子,而24号铬Cr为3d层5,4s层1,按理说应为3d层4,4s层2,WHY?类似的有28号元素与29号元素,40与41,45与46,77与78,WHY?_百度作业帮
元素周期表中,23号元素钒（V)3d层有3个电子,4s层有2个电子,而24号铬Cr为3d层5,4s层1,按理说应为3d层4,4s层2,WHY?类似的有28号元素与29号元素,40与41,45与46,77与78,WHY?
类似的有28号元素与29号元素,40与41,45与46,77与78,WHY?
首先这是高中化学元素原子的核外电子排布规律知识点.主要遵循泡利不相容原理,能量最低原理,洪特规则.1,泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳2个电子,且自旋相反配对.2.能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道.3.洪特规则：能级相同的轨道只有被电子逐一自旋平行地占据后,才能容纳第二个电子.另外等价轨道在全充满,半充满或全空的状态下是比较稳定的.具体参见：百度文库—百科名片---原子核外电子排布规律
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在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成 l mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的+3价离子的d 轨道是半充满的；D元素易形成-1价离子。(1)填写下表
(2)C元素位于第___周期___族，在含C2+的水溶液中，滴入氯水后再滴人数滴KSCN溶液，现象是_____________________。上述反应的离子方程式为______________。在含C3+的水溶液中加足量铁粉充分振荡 后，滴入KSCN溶液，现象是______________，上述反应的离子方程式为_______________。(3)四种元素中电负性最大的元素是____，第一电离能最小的元素是___。A、B两种元素的原子半径大小是_______单核离子的离子半径大小是_________
题型：推断题难度：中档来源：同步题
(1)氮、N、1s22s22p3、p；铁、Fe、[Ar]3d64s2、d (2)四；第Ⅷ；溶液变血红色；2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-、Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3；无明显现象；Fe+2Fe3+=3Fe2+ (3)N；Mg；Mg&N；N3-&Mg2+
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据魔方格专家权威分析，试题“在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数..”主要考查你对&&元素周期表，亚铁盐（二价铁离子），电子排布式，电负性，电离能&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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元素周期表亚铁盐（二价铁离子）电子排布式电负性电离能
元素周期表编排原则:
(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。 (2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行。 注意:①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。②历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。 元素周期表的结构: (1)周期 ①周期的含义在元素周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，这样每个横行为一个周期。现在使用的元素周期表有7个横行，即7 个周期。 ②周期的划分&(2)族 ①族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。现在使用的元素周期表有18 个纵行，它们被划分为16个族。 ②族的划分&(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变浅绿色溶液，既有氧化性性又具有还原性，主要表现还原性 (1)与氧化剂反应生成三价铁 (2)与碱反应(3)Fe2+易被氧化，水溶液中易水解。亚铁盐溶液(FeCl2)在保存时加入少量铁屑以防止Fe2+被氧化，滴入少量相应的酸溶液(HCl)，防止Fe2+水解。电子排布式：
①简化电子排布式为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的冗素符号外加方括号表示，即为简化电子排布式，如K 的简化电子排布式为 ②特殊电子排布式有个别元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的反常。因为能量相同的原子轨道在全充满()、半充满()和全空()状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 (2)电子排布图：用方框表示一个原子轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。&构造原理:
多电子原子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循下图所示的排布顺序，这种排布顺序被称为构造原理。点拨:构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，可由下列公式得出ns&(n一2)f& (n一1)d&np(n表示能层序数)。常用的重要的能级交错顺序有：
核外电子排布式一构造原理的应用：
根据构造原理，按照能级顺序，用能级符号右上角的数字表示该能级上电子数的式子，叫做电子排布式。例如，电负性：
(1)键合电子、电负性的定义元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4．0作为相对标准。&(4)电负性的变化规律 ①随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 ②同周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大。 ③同主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。 电负性的应用： ①判断元素的金属性和非金属性的强弱金属的电负性一般小于1．8，非金属的电负性一般大于1．8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1．8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ②判断元素化合价的正负利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。 ③判断化学键的类型一般认为，如果成键原子所属元素的电负性差值大于 1．7，它们之间通常形成离子键；如果成键原子所属元素的电负性差值小于1．7，它们之间通常形成共价键。 ④解释“对角线规则” 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如右图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。例如：硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔，含氧酸都是弱酸等。电离能：
(1)概念气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子在气态时失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，在气态时原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，在气态时原子越难失去一个电子。 (3)电离能的变化规律 ①随核电荷数递增，元素的第一电离能呈周期性变化。②同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对外层电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。③同一主族，从上到下，随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。注意通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素、VA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素。这是由于ⅡA、VA族元素原子的价电子排布分别为 是较稳定的全充满或半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。
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高一化学必修二第一章元素周期表的电子层K，L，M，N，O，P是 什么意思？
上面同学所说只限于高考水平!建议多看书,有能力买竞赛书(竞赛基本是大学内容)以下是竞赛内容 一、原子轨道和电子云1. 薛定谔方程薛定谔方程是描述微观粒子运动的基本方程，1927年奥地利物理学家薛定锷将光的波动方程引申来描述原子中单个电子运动规律建立起来的，是一个二阶偏微分方程。即： 式中：x、y、z — 是电子的空间直角坐标Ψ — 波函数（是三维空间坐标x、y、z 的函数）E — 系统的总能量V ─ 系统的势能（核对电子的吸引能）m、E、V 体现了微粒性，Ψ 体现了波动性。氢原子体系的 Ψ 和与之对应的 E 可以通过解薛定谔方程得到，解出的每一个合理的Ψ 和E ，就代表体系中电子运动的一种状态。可见，在量子力学中是波函数来描述微观粒子的运动状态。为了解的方便，常把直角坐标 x、y、z 换成极坐标 r 、θ、φ 表示，换算关系是： 在解方程时，为了使解出的函数有合理的物理意义，还必须引入一套参数 n、l、m 作为限制条件。这一套参数在量子化学中称为量子数。其取值规则为：n = 1，2， 3，…，∞ n 为自然整数l ≤ n - 1 l = 0,1,2,…, ( n -1)|m| ≤ l m = 0,±1,±2, … , ±l 每一组轨道量子数n、l、m，可以确定一个函数，即：波函数Ψ(r,θ,φ ):代表电子运动的一种稳定状态，俗称原子轨道。径向波函数R(r):由n和l决定，它描述波函数随电子离核远近(r)的变化情况.角度波函数.Y ( θ，φ ):由l和m决定，描述波函数随电子在核的不同方向的变化情况，通常将l=0,1,2.3,…的轨道分别称为s轨道、p轨道、d轨道、f轨道、…2. 原子轨道及电子云的角度分布图(1) 原子轨道的角度分分布图：Y (θ，φ) ——θ、φ 作图而成。例如： l s 至 n s 的角度部分函数为： s 的角度函数与角度无关，是以半径为 r 的球形。p 轨道的轨道的角度分布函数与方向有关。如Y 2pz 为： Y 2pz= ( 3/4π) 1/2 cos θ（2）电子云的角度分布图电子云是电子在核外空间各处出现几率密度大小的形象化描述。几率密度 = |Ψ |2，|Ψ |2 的图象称为电子云。因而用 Y 2( θ，φ ) － θ，φ 作图即得到电子云的角度分布图。其图形与原子轨道角度分布图相似，不同之处有两点：① 由于Y ≤1，Y2 ≤Y （更小），所以电子云角度分布图瘦些。② 原子轨道角度分布有+、- 号之分，( Y 有正负号，代表波函数的对称性并不代表电荷)，电子云的角度分布图没有正负号。 电子云常用小黑点的疏密程度表示。把占90～95％的几率分布用匡线匡起来，形成电子云的界面图，故也可用电子云的界面图来表示电子出现的几率分布。 注意：由于微观粒子具有波粒二象性，不仅其物理量是量子化的，而且从电子云概念可知，微观粒子在空间的分布还具有统计性规律。即电子虽不循着有形的轨道或途径运动但它在空间的分布总有一个几率或几率密度较大的范围。因此，尽管电子决不像宏观物体运动那样，呈现某种几何形状的轨道或途径。二、轨道量子数与原子能级从解薛定谔方程所引进的一套参数 n, l, m（称为量子数）的物理意义、取值以及取值的组合形式与核外电子运动状态的关系如下：（一）主量子数（n）描述电子离核的远近，确定原子的能级或确定轨道能量的高低。决定轨道或电子云的分布范围。一般，n 值越大，电子离核越远，能量越高。主量子数所决定的电子云密集区或能量状态称为电子层（或主层）。主量子数n 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, … （共取n个值）电子层符号 K，L，M，N, O, P, Q , …（二）角量子数（副量子数）( l )同一电子层（n)中因副量子数（l)不同又分成若干电子亚层（简称亚层，有时也称能级）。 l确定同一电子层中不同原子轨道的形状。在多电子原子中，与 n 一起决定轨道的能量。副量子数 l = 0, 1, 2, 3, 4, …, n -1 （共可取 n 个值））亚层符号 s， p、 d、 f、 g……轨道形状 园球 双球 花瓣 八瓣（三） 磁量子数（m）确定原子轨道在空间的伸展方向。m = 0, ±1, ±2, ±3, …, ±l 共可取值( 2l +1)个值s p d f轨道空间伸展方向数： 1 3 5 7 ( m的取值个数)n, l 相同，m不同的轨道能量相同。也即同一亚层中因m不同所代表的轨道具有相同的能量。通常将能量相同的轨道互称为等价轨道或简并轨道。 三个量子数的取值关系：L 受 n 的限制：n =1 l = 0 m = 0n =2 l = 0, 1 m = 0n =3 l = 0, 1, 2 m = 0, ±1, ±2m 的取值受l 的限制：如l = 0 m = 0l = 1 m = -1, 0, +1l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2三个量子数的一种组合形式决定一个Ψ ，而每一个Ψ又代表一个原子轨道，所以三个量子数都有确定值时，即确定核外电子的一种电子运动状态。 （四）原子能级在多电子原子中，原子的能级除受主量子数（n)影响外，还与副量子数（l）有关，其间关系复杂。下图表示了若干元素原子中能级的相对高低。由图可以看出：（1）单电子原子（Z=1)中，能量只与n有关，且n↑，E↑（2）多电子原子（Z≥ 2）中,能量与n、l有关。① n 相同，l 不同，则 l↑，E↑如：Ens＜Enp＜End＜Enf② l 相同，n 不同，则n↑，E↑如：E1s＜E2s＜E3s…… E2p＜E3p＜E4p……E3d＜E4d＜E5d……（3）能级交错若n和l都不同，虽然能量高低基本上由n的大小决定，但有时也会出现高电子层中低亚层（如4s）的能量反而低于某些低电子层中高亚层（如3d）的能量这种现象称为能级交错。能级交错是由于核电荷增加，核对电子的引力增强，各亚层的能量均降低，但各自降低的幅度不同所致。能级交错对原子中电子的分布有影响。三、电子的自旋与电子层的最大容量1.自旋量子数（ms）用分辨能力很强的光谱仪来观察氢原子光谱，发现一条谱线是由靠得非常近的两条线组成，为氢原子的精细结构， 1925年琴伦贝克和高斯米特，根据前人的实验提出了电子自旋的概念，用以描述电子的自旋运动。自旋量子数ms 有两个值(+1/2，-1/2)，可用向上和向下的箭头(“↑”“↓”)来表示电子的两种所谓自旋状态。结论：描述一个电子的运动状态，要用四个量子数（ n， l，m ， ms ），同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。2.原子核外电子排布的一般规律（1）Pauli不相容原理在同一原了中，一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。（2）能量最低原理电子总是最先排布（占据）在能量最低的轨道。（3）洪特规则①在等价轨道上，电子总是尽先占据不同的轨道 ，而且自旋方向相同（平行）。②当等价轨道上全充满时( p6, d10, f 14 )，半充满( p3, d 5, f 7 )和全空( p0, d0, f 0 )时，能量最低，结构较稳定。3.电子层的最大容量根据以上的排布规则，可以推算各电子层、电子亚层和轨道中最多能容纳多少电子。由于每一个电子层（n)中有n个电子亚层（每一个电子亚层又可以有（2l+1）个轨道），则每一电子层可能有的轨道数为n2，即：又由于每一个轨道上最多容纳两个电子，所以每一电子层的最大容量为2 n2，每一电子亚层中的电子数不超过2（2l+1）个。电子层的最大容量（n＝1－4）9.3 原子结构的周期性一、基态原子中的电子分布基态原子的电子分布必须遵循前面所讲的Pauli不相容原理、能量最低原理和洪特规则。至于电子如何分布在诸能级上，除了要兼顾电子间的复杂相互作用外，还要考虑诸能级的能量高低。德国物理学家A.Sommarfeld根据光谱实验的结论，提出了一个电子填充次序。1.能级的分组为方便起见，现将诸能级按下式划分程不同的能及组：ns (n-2)f (n-1)d np即 第一能级组（n=1)包括 1s第二能级组（n=2)包括 2s 2p第三能级组（n=3)包括 3s 3p第四能级组（n=4)包括 4s 3d 4p第五能级组（n=5)包括 5s 4d 5p第六能级组（n=6)包括 6s 4f 5d 6p第七能级组（n=7）包括 7s 5f 6d 7p2. 电子的分布Sommarfeld规则：电子依据能级组由低(n=1)至高(n增加)、由左至右的次序填入诸能级。例如，基态钛原子（Z=22）的电子分布为（右上角数字为填入的电子数）：1s22s22p63s23p64s23d2故基态钛原子的电子分布式写成（按电子层而不是按能级组的次序书写）22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2原子实：内层已达稀有气体的电子层结构写成 “原子实”，原子实是除去最高能级组以外的原子实体。 22Ti的电子分布可以简写成[Ar] 3d24s2通常还可以用轨道图表示电子的分布。如上例中的钛：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s或简写成：[Ar] 注意：对大多数元素来说，应用Pauli不相容原理、能量最低原理、洪特规则和Sommarfeld 规则都能正确地确定基态原子中的电子分布。即使如此，仍然还有些元素的电子分布，如74W([Xe]5d46s2)、 78Pt([Xe]5d96s1)等，至今还没有令人满意的说明。通常我们将它们的电子分布称为“反常”或“不规则”的。这种反常或不规则只是相对于Pauli原理、洪特规则和Sommarfeld 规则而言，它们的电子分布仍然服从能量最低原理。二、电子分布的周期性（一）能及组与元素的周期构成原理表明，每一能级组的电子填充都是由ns1开始，至np6告终（第一能级组例外，以1s2告终），中间可能出现( n -2)f 1-14和( n -1)d1-10（ n≥6时才有f1-14 ， n≥4时才有d1-14 ）。这表明在不同电子层的同一亚层上，电子的填充将周期性地出现，其周期的划分就是能级组的划分，这与元素周期系中周期的划分是完全一致的，且诸能级组内能容纳的电子数与元素周期系中相应周期内的元素数也是相同的。因此，若已知某元素原子的最高能级组的组数，就可以确定该元素在周期系中属于哪一周期。反之亦然。例如，已知钯（Pd)的原子结构为[Kr]4d10,虽然钯原子中的电子只占据四个电子层，但因期第五能级组（5s4d5p）上由电子，故钯仍属于第五周期。(二)、电子构型与元素分区、元素族根据原子的价电子构型，将周期系分成5个区，即s 区、p区、d 区、ds 区和f 区。这些区内元素的价电子构型分别为：s区元素：ns1-2 最后一个电子填充到ns 中，包括碱金属和碱土金属元素，是主族元素。p区元素：ns2np1-6 最后一个电子填充到 np中。包括从硼族至卤素，是主族元素。d区元素：( n -1)d1-8ns1-2 最后一个电子填充到(n -1)d中，该区元素也称副族元素或过渡元素。ds区元素：( n -1)d10ns1-2 最后一个电子填充到(n -1)d中，属于副族元素。f 区元素：( n -2)f 0-14 ( n -1)d 0-2ns2 称为内过渡元素，包括镧系和锕系元素。提示：1. 上图所列的电子构型并非是原子最高能级组的电子构型（如p区），而是通常所说的价电子构型，它是与价电子有关的一个概念。价电子是原子发生化学结合时能提供结合(成键）或键合的电子。常将价电子所在的能级概括称为价电子层，简称价层。价层上的电子分布称为价层电子构型。价层电子直接影响元素的某些性质。2. 元素在周期表中的位置：周期数 = 最大能级组数 = 最大主量子数如：24Cr：[Ar]3d54s1族数：主族（除 0 族）：族数 = 最外层电子数 = 价电子数0 族，最外层电子数为2或8副族：其中 I B、II B 族数 = 最外层电子数 III B—VII 族数 = 最外层电子数 + 次外层 d 电子数= 价电子数VIII（三个纵行）最外层 s 电子 + 次外层 d 电子数 = 8、9、10（三）主族、副族和镧系数、锕系数的位置1. 在每一周期从主族的s区开始，又以主族的p区告终，其间隔着镧系、锕系（f区）及副族（d区）。换言之，镧系、锕系和副族元素是从长周期的第三种元素（ III B ）开始的，它们将主族元素分成两部分－s区和p区。2. 尽管副族（d区）元素是从填充3d开始的，但它却始于第四周期而不是第三周期；同理，镧系、锕系（f区）元素虽是从填充4 f开始的，但它却始于第六周期而不是第四周期。9.4 有效核电荷变化的周期性屏蔽效应和有效电荷 就原子的核电荷（Z)而言，它是从1开始单调地增加的.但是，就原子中的每个电子，特别是最外层电子所实际上受到的核电荷－有效电荷来说，却呈现周期性的变化。这是由于在多电子原子中，每个电子都处在既被核吸引又为其它电子排斥的环境中。对于某一电子来说，其它电子的排斥犹如屏风的作用，减弱了原子核对它的吸引。屏蔽效应：因电子之间的相互排斥而减弱核电荷对指定电子的作用。有效电荷z*：屏蔽后剩下来实际作用于指定电子的核电荷。对于多电子原子中的每个电子来说，都归纳为只受到有效核电荷势场的作用。z* = z - σσ：屏蔽常数（实际经验值），应等于其它电子（屏蔽电子）对该电子的屏蔽值（s）之和。外层电子对内层电子的屏蔽作用规定为零（s＝0);同一电子层、同亚层电子之间的屏蔽作用较弱（S值较小，除1s外其余均为0.35）。内层电子对外层电子的屏蔽作用较强（S值较大，S≥ 0.85).且电子愈在内层，其屏蔽作用愈强（S值愈大）。此外，经验表明，半充满、全充满能级上电子的屏蔽作用也较强。基于上述原因，有效核电荷将随着电子的填充和电子层的周期性出现，而出现周期性变化。同周期的主族元素中，随其电子增加在外层而有效电荷增加显著。在同一周期的副族元素中，则随着其电子增加在次外层而有效电荷增加不多（邻近元素间相差约0.07）。镧系和锕系元素的有效核电荷则因电子增加在次次外层而增加极少。由此可以理解：同一周期主族元素的性质变化比较明显，而副族和镧系、锕系元素的性质变化就不太明显。同一主族或副族中，由上至下，由于电荷增加较多，有效核电荷也增加较大。元素性质的改变也较显著。一、原子半径变化的周期性1. 原子半径原子半径：如果将原子视为球体，原子的核间距即为原子球 体的半径之和，该原子球体的半径称为原子半径共价半径：同种元素的两个原子，形成共价单键的两原子核间距离的一半。金属半径：在金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。范德华半径：在分子晶体中（如稀有气体），相邻分子核间距离的一半。同种元素的金属半径要比共价半径大10－15％，范德华半径更大。半径大小与n， z*因素有关。变化的规律：1.同一周期：原子的电子层数基本不变，从左倒右，主族元素的半径因有效电荷显著地增加而明显地减小（邻近元素相差约10pm），副族元素的原子半径则因有效核电荷增加不多而减小不明显（邻近元素间相差小于5pm）。2.同族元素：由上至下，原子半径则因电子层数增加而增加。但是副族元素中，原子半径增加规律仅体现在III B 族和每一副族的前两种元素上，从Ⅳ B 族开始，每组后两中副族元素的原子半径近似相等，这是由于镧系收缩造成的。3.镧系收缩：随原子序数增加，原子半径累计有所减小的现象。镧系收缩可以抵消增加一个电子层的影响，从而使III B 族及其后每族的后两种副族元素的半径相近，性质相似。二、元素的基本性质1.电离能一个基态气体原子失去一个电子成为带一个单位正电荷的气态阳离子所需的能量。一般说来：I1 ＜ I2 ＜ I3基态气态原子 - e → +1价气态阳离子 I1+1价气态阳离子 - e → +2 价气态阳离子 I2+2价气态阳离子 - e → +3 价气态阳离子 I3通常用第一电离能衡量原子失电子难易。I 越小，原子越易失去电子，金属性越强在主族元素中，同一周期从左到右，总的趋势是第一电离能逐渐增大。这是由于同一周期从左到右，元素的有效核电荷增加，原子半径减小，对电子吸引力增大的缘故。在同一主族中，从上到下随着原子半径的增大，外层电子离核越来越远，故第一电离能减小。在副族元素中，由于最后的电子是填入内层，屏蔽效应大，抵消了核电荷增加所产生的影响，另外他们的半径也都相近，因此它们的第一电离能变化不大。2. 电子亲合能（EA）气态原子获得一个电子成为带一个单位负电荷的气态阴离子时，所放出的能量该元素的第一电子亲合能。电子亲合能正负号的规定与焓的正负号规定相反，即放热为正，吸热为负。电子亲合能越大，表示该元素的原子越容易获得电子。变化规律：与电离能的变化规律基本上相同，即同一周期从左到右总趋势是逐渐增加，同主族从上到下总趋势是减小。但都有例外。例如，同一主族元素中，电子亲合能最大的不是第二周期元素而是第三周期元素。这是因为地第二周期元素原子半径特别小，电子间斥力很强，以致加合一个电子时，释放的能量减小。而第三周期元素的原子半径较大，电子间斥力显著减小，因而加合电子时，释放的能量相应增大。3. 元素的电负性（X ）所谓的电负性是指分子内原子吸引电子的能力。元素的电负性大，原子在分子内吸引电子能力强。1934年密立根提出用电离能和电子亲合能之和来标度电负性x：x=0.0019(I+E)式中： I为电离能， E为电子亲合能，0.0019为比例常数。 因目前电子亲合能的数据有限且不太准确，故限制了该法的应用。鲍林电负性标度：根据键的离解能的数据计算得到，提出电负性与键的离解能关系式为：D(A-B)=[D(A-A)×D(B-B)]1/2+96.5(xB-xA)2式中：D(A-B) ，D(A-A) 和D(B-B)分别表示化学键A-B，A-A和B-B的离解能， xB和xA分别表示元素B和A的电负性。并规定F元素的电负性为4.0，由此可求出其它元素的电负性。变化规律：与电离能、电子亲合能相同，即同一周期从左到右，电负性递增，同一主族从上到下，电负性递减。副族元素电负性变化规律不明显。根据X 值大小，可以衡量金属性和非金属性的相对强弱。一般来说，元素电负性在2。0以上为非金属元素，而在2。0以下为金属元素。但不能把电负性2.0作为划分金属和非金属的绝对界限。
只是一种表示方法
K表示最靠近原子核的一层，记为1，以此类推，L、M、N、O、P表示2、3、4、5、6层
它的K、L、M、N、O、P在不同周期内怎么不一样啊？
每个电子层最多能排2n^2个电子
但是最外层最多能排8个，次外层18个
其他回答 (5)
就是1，2，3，4，5哦
一次从外到内第一层第二层。。。。分别是两个电子、八个、。。。
电子层，从内向外的
上面这个人不知在哪找的，还行，我觉得你现在是在上初.高中，理解不用那么深，做了个简易图做个比方把，知道地球围着太阳转不？差不多的，这个轨道使人们规定出来的，实际中并没有，好比地球就是电子，太阳就是原子核，地球只是安照我们规定出来的那个无形的轨道转，不同的原子核有不同的电子轨道，k，l，m是由内到外的电子轨道，就是abcde按英文字母往下排，只不过是从K字母开始的，K是第一个电子轨道。这一层只有两个电子，就现在的原子核看，太多的电子层原子，不是有放射性，就是不稳定。不可能无限的。觉得行就找我，理科能帮助你，以后不要分只是做个朋友！！！！！
我觉得高中生没有必要看的很深，应为那是大学的知识。
M N...代表的是能级。在一定的能级，电子又一定形状的电子云。K层1s能级（球形），L层2s能级(球形），2p能级（双纺锤形）；M层3s能级（球形），3p能级（双纺锤形），3d能级（多纺锤形）。后面的能层依次类推。
一般我们写电子的核外排布时，都是从最内层写起，最内层也就是K层，他的核外电子能量最小，逐层增大。
大学内容可能有点深，上面那位说的就是大学书上的内容，你的问题设计不到那么多，可以当成是一种参考。这方面的知识很多。
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