化學元素表如何分辨周期

⑴ 如何分辨原子是第幾周期

如果有原子結構圖看電子層數就好了
沒有的話可以根據原子序數判斷，建議把零族元素的原子序數都背一下，2.10.18.36.54.86.118
這樣，在2（包括）之前一周期，2（不包括）-10（包括）二周期，10（不包括）-18（包括）三周期，以此類推。
用這種方法判斷族序數也很簡單.

⑵ 化學元素周期表的劃分規律

我是個高中生現在給你高中的知識

一排布原理：1主量子數n取正整數1，2，3...對應的符號為K,L,M,N....可以認為是大軌道【但實際上量子力學復雜的多】

n越大電子里核的距離越遠，能量越高如：H原子的能量只和n有關

2角量子數l對於確定的n值l共有n個值：0，1，2...[n-1]分別用符號s,p,d,f等表示用能級來表示n,l值的電子運動狀態1可以理解成大軌道2則可以理解成大軌道里的小軌道量子力學與宏觀概念的軌道完全不同

3磁量子數m電子在外加磁場中軌道會發生變化會出現簡並軌道【運動方向不同但在同一能級內的軌道】m可取[2l+1]個值對同一能級電子的運動狀態共有[2l+1]種狀態即有[2l+1]個軌道類型

4自旋磁量子數Ms同一軌道的電子在排布時會發生自旋所以總而言之一個軌道內至多有2個電子

電子的排布原理實際上還在探究中如自旋磁量子數至今還是個迷電子的運動狀態不可測【這涉及到大學的測不準量研究】因此以上均是人們對於電子躍遷光譜研究後的假說但較符合現實

二排布方法高中部分只介紹主族元素的排布：第n層最多能排2n×n個電子

第一層的穩定電子數為2個極難增加但可為1個或沒有如NaH中的H原子

但最外層一般不超過8個電子次外層最多容納18個電子倒數第3層最多容納32個電子就這樣依次排布而對於非主族元素則規律極其復雜如鐵原子的電子排布就很可怕但極其穩定-對於核聚變反應來說只能進行到Fe

三應用高考一般不會直接往排布方向命題而是將排布作為探究的工具應用

我是福建的電子排布屬於《物質結構與性質》為選修內容高考會和有機題選擇到時一般會與化合價聯系同時還可能與元素周期律聯系但難度就近幾年來看不是特別大主要要有思維哦對了對與物質的穩態和化學性質探究也有幫助

lz我發現其他人寫的都不對題啊希望我的能給你幫助很難看懂不過

元素周期表是元素周期律用表格表達的具體形式，它反映元素原子的內部結構和它們之間相互聯系的規律。元素周期表簡稱周期表。元素周期表有很多種表達形式，目前最常用的是維爾納長式周期表。元素周期表有7個周期，有16個族和4個區。元素在周期表中的位置能反映該元素的原子結構。周期表中同一橫列元素構成一個周期。同周期元素原子的電子層數等於該周期的序數。同一縱行（第Ⅷ族包括3個縱行）的元素稱「族」。族是原子內部外電子層構型的反映。例如外電子構型

橫著看叫周期，是指元素周期表上某一橫列元素最外層電子從1到8的一個周期循環

豎著看叫族，是指某一豎列元素因最外層電子數相同而表現出的相似的化學性質

主族元素是只有最外層電子沒有排滿的，但是副族有能級的躍遷，次外層電子也沒排滿。

1元素周期表中元素及其化合物的遞變性規律

1.1原子半徑

（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；

（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。

1.2元素化合價

（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；

（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同

1.3單質的熔點

（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；

（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增

1.4元素的金屬性與非金屬性

（1）同一周期的元素從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；

（2）同一主族元素從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。

1.5最高價氧化物和水化物的酸鹼性

元素的金屬性越強，其最高價氧化物的水化物的鹼性越強；元素的非金屬性越強，最高價氧化物的水化物的酸性越強。

1.6非金屬氣態氫化物

元素非金屬性越強，氣態氫化物越穩定。同周期非金屬元素的非金屬性越強，其氣態氫化物水溶液一般酸性越強；同主族非金屬元素的非金屬性越強，其氣態氫化物水溶液的酸性越弱。

1.7單質的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的氧離子氧化性越弱；元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。

2.推斷元素位置的規律

判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：

（1）元素周期數等於核外電子層數；

（2）主族元素的序數等於最外層電子數；

祝你學好化學

⑶ 元素周期表中的S區P區D區DS區等是怎麼分的

s區包括第一、二主族的全部元素

p區包括第三主族到第七主族加上零族的元素

d區包括第三到第七副族的元素（除掉鑭系元素和錒系元素）加上第八族的元素

ds區包括一、二副族的元素

f區包括鑭系元素和錒系元素

根據是價電子層的排布方式

(3)化學元素表如何分辨周期擴展閱讀

化學元素周期表是根據原子序數從小至大排序的化學元素列表。列表大體呈長方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素歸在同一族中，如鹼金屬元素、鹼土金屬、鹵族元素、稀有氣體等。這使周期表中形成元素分區且分有七主族、七副族、Ⅷ族、0族。

由於周期表能夠准確地預測各種元素的特性及其之間的關系，因此它在化學及其他科學范疇中被廣泛使用，作為分析化學行為時十分有用的框架。

⑷ 如何看化學元素周期表

周期表的編排顯示出不同元素的化學性質的周期性，在周期表中，元素按原子序(即原子核內的質子數目遞增次序排列，並分為若干列和欄.
在同一行中的稱為同一周期，根據量子力學，周期對應著元素原子的電子排布，顯示出該原子的已裝填電子層數目。沿著周期表向下，周期的長度逐漸上升，並按元素的電子排布劃分出s區元素、p區元素、d區元素和f區元素。
而同一欄中的則稱為同一族，同一族的元素有著相似的化學性質。

⑸ 元素周期表分區是如何劃分的

周期：一行就是一周期族：一列就是一組，分主族，副族，0族和VIII族，注意VIII是由三個縱列組成分區：按照價電子排布情況進行劃分IA~IIA——ns(1~2)IIIB~VIIB——n-1d(1~5) ns(1~2)IIIV——n-1d(6~8) ns(2)IB~IIB——n-1d(10) ns(1~2)IIIA~0——ns(2) np(1~6)鑭系錒系比較特殊

⑹ 元素周期表怎麼劃分區

化學元素周期表分為s區、p區、d區、ds區、f區，具體如下：

1、s區包括第一、二主族的全部元素。

2、p區包括第三主族到第七主族加上零族的元素。

3、d區包括第三到第七副族的元素（除了鑭系元素和錒系元素）加上第八族的元素。

4、ds區包括一、二副族的元素。

5、f區包括鑭系元素和錒系元素。

⑺ 如何判斷一個化學元素在第幾周期

LS的LS錯誤。
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第n周期能容納的元素數：
n是奇數時為2((n+1)/2)²，n是偶數時為2(n/2+1)²。
於是n周期數依次為2、8、8、18、18、32、32、50、50……
數列累加求和得2、8、18、36、54、86、118……第n項分別n周期最後一個元素（為稀有氣體）的原子序數。只要知道所要判斷的元素的原子序數，根據是在以上哪一個具體區間就可以判斷周期數。

⑻ 化學的元素周期表中，關於長、短周期，是怎樣劃分的

短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8種）
長周期（四、五、六行）（元素有18、18、32種）
不完全周期（七行）（元素有26種）
為什麼這么劃分老師沒說~
我估計，有過渡元素的是長周期，沒有過渡元素的是短周期~
因為第七周期沒排完全，所以是不完全周期~

⑼ 化學中元素周期的長短是怎樣劃分的

根據原子核外電子排布來劃分的！
一、原子核外電子排布的原理

處於穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由於電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發生。

1．最低能量原理

電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什麼危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處於一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……

2．泡利不相容原理

我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子雲的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那麼，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當於一個電子，每一個電梯相當於一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多隻能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；f亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子。

3．洪特規則

從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分佔不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於

全滿（s2、p6、d10、f14）

半滿（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中，要麼電梯是空的，要麼電梯里都有一個人，要麼電梯里都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。