"副族元素的化学活泼性变化规律都是同族从上到下依次降低"这句话为什么是错的?

你学过电子层了吗?就是s轨道,p轨道,f轨道.主族元素变化规律相似,是因为,他是拥有相同的电子排布,轨道间能量相差大,相互影响较小.而副族元素中的几个轨道（f轨道等）存在相互影响,严重的会影响正常的像主族一样电离能变化规律,详细的可以去参考无机化学的原子结构章节

排布可以在任何一个元素周期表上查到,规律是有,但是非常乱.要记的话推荐硬背,这样比记规律还好用 具体规律如下：
原子核外电子排布的原理及方法
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.
3．元素原子的核外电子排布与元素的化学性质
元素的化学性质直接决定于该元素原子的核外电子排布情况,如碱金属元素的最外层电子结构可表示为ns1,说明碱金属元素一般容易失去最外层的1个电子（价电子）,变成正一价的阳离子,从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强还原性）；而卤素的最外层电子结构可表示为ns2np5,说明卤素在一般情况下很容易得到1个电子,变成负1价的阴离子,从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强氧化性）,当然,它们也可以失去最外层的价电子而呈现出+1、+3、+5、+7等价态.对于同一族元素而言,随着电子层数的增加,金属性越来越强,非金属性越来越弱,这也取决于元素原子的核外电子排布情况.有了这些理论知识作指导（如下式所示）,我们可以理解和推测元素的化学性质及其变化规律,从而大大减轻我们的记忆量.

副族元素不仅在实验题中常涉及,在物质结构与性质习题中也经常出现,重要的有以下几种元素：钛、铬、锰、铁、钴、镍、铜、锌、银.

不是的.副族元素的核外电子排布与主族元素是不相同的,每个轨道都有半空、全满的可能性.

主族元素的组成是由短周期元素和长周期元素共同组成的.而副族元素则是只是由长周期元素组成.

A原子,电子最后填入3d,说明价电子在3d、4s轨道
最高氧化数为+4,说明价电子有4个.则为Ti元素
元素B的原子,电子最后填入4p,说明价电子在4s、4p轨道
最高氧化数为+5,说明价电子有5个
A：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2
B：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
A：第4周期,d区,IVB族元素 （Ti）
B：第4四周期,p区,VA族元素 （As）

这是要背的,其实留个印象就行了,没必要鸡蛋挑骨头

是的,在元素周期表中,所有非金属元素均为主族元素,除氢为s区元素外,其余都是p区元素 .副族元素全部是金属元素,分为f区、d区、ds区.其中第8、9、10列并称第8族,其余的称为第1~7副族.在第六、第七周期第3副族有镧系元素和锕系元素共30个,属于f区,第3、第4副族的其他元素属于d区,其余的副族元素属于ds区.具体内容在高中化学选修3第1章第2节中会有详细介绍.

主族元素：从上至下,元素的电负性逐渐减小,原子吸引电子的能力趋弱,相反失电子的能力趋强,故非金属性依次减弱,金属性依次增强.在所有元素中铯的电负性最小,是金属性最强的元素.
副族元素：从上至下,元素的电负性没有明显的变化规律,这还是与过渡元素的电子层结构有关.而且第三过渡元素（第六周期）与同族的第二过渡元素（第5周期）除ⅠB族和ⅡB族元素外,元素的电负性非常接近,这仍然是由于镧系收缩的影响所致.
通常情况下,金属元素的电负性在2.0以下,非金属元素的电负性在2.0以上.但它们没有严格的界限.
总之,元素的电离势、电子亲和势和电负性在衡量元素的金属性和非金属性强弱时结果大致相同的.但由于元素的电负性的大小是表示分子中原子吸引电子的能力大小,所以它能方便地定性反映元素的某些性质,如：金属性与非金属性、氧化还原性、估计化合物中化学键的类型、键的极性等,故它在化学领域中被广泛地运用.

主族元素的次外层电子是填充满的,而副族元素的次外层电子没有填充满.主族元素一般是最外层电子参与成键,副族元素一般是最外层和次外层参与成键.

元素周期表中的几个规律一、电子排布规律最外层电子数为1或2的原子可以是IA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～8的原子一定是主族元素的原子,且最外层电子数等于主族的族序数.二、序数差规律（1）同周期相...

1.钯是副族金属的特例,它的最外层不是一个或两个电子.2.副族最外层电子数不等于副族序数.3.所有原子在量子轨道方面都是全部具有的,只是基态原子的核外电子没有占据罢了,但如果它们受激是可以将电子激发到这些轨道上的

如果学过电子亚层以后,可以自己分析出来是在主族还是副族,不知道你的知识到哪个高度了,如果是高中水平,那就按照高中讲的核外电子排布规律,如果符合就是主族,如果不符合就是副族~因为高中并不讲副族的排列,最好的方法就是记住主族元素,其他的都是副族.
另外,副族不止10列,理论上可以有无数列,不过这是大学以后的说法了

过渡元素：周期表中从IIIB族到VIII族的元素.共有三个系列的元素（钪到镍、钇到钯和镧到铂）,电子逐个填入他们的3d、4d和5d轨道.有时人们把过渡元素的范围扩大到包括镧系元素和锕系元素.因此有时也把铜族元素包括在过渡元素范围之内.锌族元素（IIB）在形成稳定配位化合物的能力上与过渡元素很相似,因此也有人建议把锌族元素归入过渡元素范围.各系列过渡元素的与阿兹半径自左而右缓慢递减,各族元素的半径自上而下略有增加,但不像主族元素增加的那样显著.过渡元素的特征性质有以下几点.
（1 ） 都是金属,具有熔点高、沸点高、硬度高、密度大等特性；并有金属管则及延展性、高导电性和导热性.例如钨和钽的通电分别是3410摄氏度和2996摄氏度.不同的过渡金属之间可以形成多种合金.
（2） 过渡元素中的d电子参与了化学键的形成,所以在它们的化合物中常表现出多种氧化态.最高氧化态从每行起始元素（钪、钇、镧）的+3增加到第六个元素（钌、锇）的+8.在过渡元素的每个竖列中,元素的最高氧化态一般体现在该列底部的元素中,例如铁、钌、锇这一列里,铁的最高氧化态是+6,而锇的则达到+8.
（3 ） 过渡元素具有能用于成键的空d轨道和较高的电荷/半径比,容易形成稳定的配位化合物,例如能形成Au（CN）2-配离子,可用于地品味金矿中回收金.此外,维生素B12是Co（III）的配合物,血红素是Fe（III）的配合物.过渡元素常用作催化剂.

锌：2,8,18,2
镍：2,8,16,2
每一层最多2n^2个电子；
最外层不得超过8个,过渡元素的最外层一般1～2个,多数是2个,只有几个特别的物质会出现1个,如Cr、Cu、Ag
倒数第二层不超过18个.
对中学生,只要求掌握到第四周期的过渡元素,下面的因为反常太多,记忆不方便,因此不会考查.
在第四周期中只有两个较特殊,即
Cr：2,8,13,1
Cu:2,8,18,1
其它的都是：2,8,x,2

不是的,副族元素不是这样的,有的连续的几个元素,他们最外层电子数相同,但是倒数第二层电子数是相差1的

主族元素的价电子全部来自最外层,而副族元素的价电子不仅仅来自最外层,用大学里学的说,就是主族元素的价电子都来自最外层的s轨道和p轨道,而副族元素的价电子可能来自最外层的轨道,也可能来自更内层的d、f等轨道
从位置上看,主族是长短周期元素共同构成,副族只由长周期元素构成,从结构看,主族元素内层电子处于稳定结构,只有最外层电子参与化学变化,副族全是金属,其最外层只有1-2个电子,往往次外层电子或者部分倒数第3层的电子也不稳定要参与化学变化

排布可以在任何一个元素周期表上查到,规律是有,但是非常乱.要记的话推荐硬背,这样比记规律还好用 具体规律如下：
原子核外电子排布的原理及方法
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.
3．元素原子的核外电子排布与元素的化学性质
元素的化学性质直接决定于该元素原子的核外电子排布情况,如碱金属元素的最外层电子结构可表示为ns1,说明碱金属元素一般容易失去最外层的1个电子（价电子）,变成正一价的阳离子,从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强还原性）；而卤素的最外层电子结构可表示为ns2np5,说明卤素在一般情况下很容易得到1个电子,变成负1价的阴离子,从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强氧化性）,当然,它们也可以失去最外层的价电子而呈现出+1、+3、+5、+7等价态.对于同一族元素而言,随着电子层数的增加,金属性越来越强,非金属性越来越弱,这也取决于元素原子的核外电子排布情况.有了这些理论知识作指导（如下式所示）,我们可以理解和推测元素的化学性质及其变化规律,从而大大减轻我们的记忆量.

主族元素电子排布有规律,比如最外层电子依次增多.而副族元素电子排布无规律,最外层一般有一个电子,最多有三个.
主族最外层电子只在s和p轨道；
副族都是过渡元素；
主族序数=最外层电子数=最高正价=8-|负化合价| ,副族不一定；
主族元素形成化合物不会失去除最外层以外的电子.

金属性表现为容易失去电子,而最外层趋于充满或半充满时,不易失去电子.主族元素的得失电子是在最外层发生的,而副族元素则是次外层得失电子,越往下,次外层的电子数对最外层的影响越小,于是金属性不明显.
这个太久了,没复习,如不正确,请以正解为准.

是适用的.
副族元素的最外层电子数目不超过8,次外层电子数码不超过18,可以等于18,小于18,是不会超过18的
比较特殊的是钯元素,钯原子中电子分布：
2-8-18-18
也就是说钯原子的最外层电子是18个,满的.次外层也是18.
所有的副族元素都遵循这个规律的.但由外到里到第三个电子层,的最大值则为32,而不是18了.

锌：2,8,18,2
镍：2,8,16,2
每一层最多2n^2个电子；
最外层不得超过8个,过渡元素的最外层一般1～2个,多数是2个,只有几个特别的物质会出现1个,如Cr、Cu、Ag
倒数第二层不超过18个.
对中学生,只要求掌握到第四周期的过渡元素,下面的因为反常太多,记忆不方便,因此不会考查.
在第四周期中只有两个较特殊,即
Cr：2,8,13,1
Cu:2,8,18,1
其它的都是：2,8,x,2

不同,主族的是每一层最多容纳电子2N的平方(N表示电子层数)最外电子层不超过8个,次外层不超过18,从外往里数倒数第三层不能超过32个.副族的遵循三个原则,比较复杂啦,一般初高中不要求（1）最低能量原理
自然界一个普遍的规律是能量越低越稳定,原子核外的电子,总是尽先占有能量最低的原子轨道,只有当能量较低的原子轨道被占满后,电子才依次进入 能量较高的轨道,以使原子处于能量最低的稳定状态.这样的状态是原子的基态.
原子轨道能量的高低（也称能级）主要由主量子数n和角量子数l决定,从原子轨道的近似能级图中可以看出核外电子填充的次序.
（2）泡利不相容原理
　　在同一原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数,或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子.按照这个原则,可以归纳出各电子层最多容纳电子数：
主量子数n（电子层符号）
由角量子数l决定的原子轨道
由磁量子数m决定的原子轨道空间取向数
各电子层最多容纳电子数
各电子层最多容纳电子数与电子层数的关系
（3）洪特规则
在能量相等的轨道中,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同,这就叫洪特规则.洪特规则实际上是最低能量原理的补充.因为两个电子同占一个轨道时,电子间的排斥作用会使体系能量升高,只有分占等价轨道,才有利于降低体系的能量.作为洪特规则的特例,等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的.
随着原子序数的增大,核外电子排布变得复杂,用核外电子排布的原理不能满意地解释某些实验的事实,如第五、六、七周期的副族元素.对于某一个具体元素的原子电子排布情况,要以光谱实验的结果为准.

d区：从IIIB族至VIII族,（n-1）d电子数+ns电子数=族序数（VIII族的是8、9、10）,其中VIB族的,（n-1）d电子数一般为5,ns电子数为1
ds区：指的是IB和IIB两族,（n-1）d电子数为10,ns电子数为1、2f区：无论高中还是大学都暂不要求

解题思路：（1）第一周期中从H开始，到He结束；
（2）P区包含ⅢA～ⅦA族以及零族元素；
（3）金属性越强，第一电离能越小；
（4）B与Si不处于对角线上，电负性不相近；
（5）元素的第一电离能是指气态原子失去1个电子形成气态阳离子克服原子核的引力而消耗的能量；
（6）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；
（7）电子层越多离子半径越多；
（8）次氯酸的酸性比硫酸弱；
（9）O、F元素没有最高正化合价．

（1）第一周期中从H开始，到He结束，氢元素不属于碱金属元素，其它周期都是从碱金属开始，以稀有气体结束，故错误；
（2）P区包含ⅢA～ⅦA族以及零族元素，故错误；
（3）金属性越强，第一电离能越小，故Al的第一电离能大于K的第一电离能，故正确；
（4）B与Si不处于对角线上，由对角线规则，可知二者电负性不相近，故错误；
（5）元素的第一电离能是指气态原子失去1个电子形成气态阳离子克服原子核的引力而消耗的能量，20℃，钠原子、钠离子都不处于气态，故错误；
（6）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，Ge的电负性为1.8，则其是典型的两性金属，故错误；
（7）电子层越多离子半径越多，故离子半径：K⁺＞Cl^-，故正确；
（8）次氯酸属于弱酸，而硫酸属于强酸，次氯酸的酸性比硫酸弱，故错误；
（9）O、F元素没有最高正化合价，故错误，
故选C．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查元素周期律与元素周期律的综合应用，难度不大，侧重对元素周期律的考查，注意对基础知识全面掌握．

这么给你说吧,副族元素也就是过渡元素,性质的递变和主族元素不太一样,因为d,f轨道开始充填电子,且由于“镧系收缩”的原因,使得同一族的元素性质非常相似,同时在是电子上都相对较难,像我们知道的金,银,铂系元素都是副族元素
过渡金属由于具有未充满的价层d轨道,基于十八电子规则,性质与其他元素有明显差别.
由于这一区很多元素的电子构型中都有不少单电子（锰这一族尤为突出,d5构型）,较容易失去,所以这些金属都有可变价态,有的（如铁）还有多种稳定存在的金属离子.过渡金属最高可以显+7（锰）、+8（锇）氧化态,前者由于单电子的存在,后者由于能级太高,价电子结合的较为松散.高氧化态存在于金属的酸根或酰基中（如：VO43-钒酸根,VO22+钒酰基）.
对于第一过渡系,高氧化态经常是强氧化剂,并且它们都能形成有还原性的二价金属离子.对于二、三过渡系,由于原子半径大、价电子能量高的原因,低氧化态很难形成,其高氧化态也没有氧化性.同一族的二、三过渡系元素具有相仿的原子半径和相同的性质,这是由于镧系收缩造成的.
由于空的d轨道的存在,过渡金属很容易形成配合物.金属元素采用杂化轨道接受电子以达到16或18电子的稳定状态.当配合物需要价层d轨道参与杂化时,d轨道上的电子就会发生重排,有些元素重排后可以使电子完全成对,这类物质称为反磁性物质.相反,当价层d轨道不需要重排,或重排后还有单电子时,生成的配合物就是顺磁性的.反磁性的物质没有颜色,而顺磁性的物质有颜色,其颜色因物质而异,甚至两种异构体的颜色都是不同的.一些金属离子的颜色也是有单电子的缘故.
大多数过渡金属都是以氧化物或硫化物的形式存在于地壳中,只有金、银等几种单质可以稳定存在.
最典型的过渡金属是4-10族.铜一族能形成配合物,但由于d10构型太稳定,最高价只能达到+3.靠近主族的稀土金属只有很少可变价态.12族元素只有汞有可变价态,锌基本上就是主族金属.由于性质上的差异,有时铜、锌两族元素并不看作是过渡金属,这时铜锌两族合称ds区元素.

元素周期表副族元素最外层电子数要么只有一个电子,要么就只有两个电子.不会是其他的数目.

族序数就是指这是第几个副族,最外层电子数就有几个.n在这里指的是原子的周期数,X指的是D轨道上得电子数,Y指的是S轨道的电子数,s和d是原子轨道的两个轨道类型,原子轨道共有S,P,D,F,四种类型.

有一个口诀：七个周期分长短,
三短三长一不全；
十八纵行十六族,
七主七副八和零.
从口诀就可以看出,第八族和零族都既不是主族也不是副族.
不要以为元素周期表只分为主族和副族啊

都是人为分的,主族元素有其特定的递变规律,副族元素和这些规律不大相同,为了方便研究门捷列夫把它们分为了副,主和零族

不是.钯原子最外层为4d10,加上4s的两个电子,所以最外层为第四层,第一共有12个电子.

表示原子核外电子排布的图式之一.有七个电子层,分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M、N、O、P、Q等电子层,用s、p、d、f等符号分别表示各电子亚层,并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目.如氧原子的电子排布式为1s２ 2s２ 2p４.迄今为止,只发现了7个电子层!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.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、3d、4s、4p……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,每一个轨道中最多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,最多可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道,最多可以容纳6个电子；d亚层有5个轨道,最多可以容纳10个电子；f亚层有７个轨道,最多可以容纳1４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.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.

s区、p区：最外层电子数=族序数 d区：从IIIB族至VIII族,（n-1）d电子数+ns电子数=族序数（VIII族的是8、9、10）,其中VIB族的,（n-1）d电子数一般为5,ns电子数为1 ds区：指的是IB和IIB两族,（n-1）d电子数为10,ns电子数为1、2 f区：无论高中还是大学都暂不要求

电子层有7层第一层最多2个电子,第二层最多8个第三层16个~~~~~~~~~~~~~~一直到第七层,但外层最多不能超过8个电子

看课本后面的元素周期表,看最上面一格,数字后有A的是主族,如VA（第五主族）,有B的是副族,如VIB（第六副族）,还有一个不属于主族也不是副族的零族,都是一些稀有元素（如He,Ne.）

核外电子排布只是有些电子层没有排满,而直接拍到了后买你的亚层,基本上也是电子数递增的规律.

副族元素随着核电荷数递增电子填充在次外层或者倒数第三层.虽然核电荷数增加,核对最外层电子的吸引力增加,但电子填充在次外层或倒数第三层,对最外层排斥力也增加,抵消了核对最外层吸引力增大的影响.副族元素原子半径变化不大,最外层电子的第一电离能的变化也不大.

因为随着核电荷数增大的顺序,原子增加的电子填充入次外层或倒数第三层中,而不是填入最外层.由于最外层电子通常为1~2个,且随着核电荷数增加内层电子数增多,半径变化不如主族元素明显,过渡元素均为中等活泼或不活泼金属,是主族典型金属元素向主族典型非金属元素过渡的元素,所以叫过渡元素.

副族和VIII族的最外层电子数只可能是1个或两个,但是价电子数可能有很多个,像锰有七价,铬有 六价,铁有六价,锇有8价一样.它们是先把S电子排完再折回去排d电子和f电子.
排布先后顺序（非空间顺序）：1S 2S 2P 3S 3P 4S 3D 4P 5S 4D 5P 6S 4F 5D 6P 7S 5F 6D 7P 5G 6F 7P 6G 7F…………………………

主族元素就是指除了最外层电子层以外的电子层的电子数都是满电子的化学元素.
副族元素又称过渡元素
随着核电荷数增大的顺序,原子增加的电子填充入次外层或倒数第三层中,而不是填入最外层.由于最外层电子通常为1~2个.随着核电荷数增加内层电子数增多,半径变化不如主族元素明显,过渡元素均为中等活泼或不活泼金属,是主族典型金属元素向主族典型非金属元素过渡的元素,所以叫过渡元素.

倒数两个能级的电子数就是.比如Cu29号最后两能级是3d104s1那它的价电子数就是
3d104s1 就是11个,另外等于族序数比如第1副族是第11
族CU就是11个价电子

副族元素的族序数不等于外围电子的能层数 ,第三副族至第七副族的族序数等于外围电子层主电子数；第一副族和第二副族的族序数等于最外层电子数；第八族元素的外围电子数为8至10.

你是选三的东西吧.选三只要掌握周期表前四周期所有元素就可以了,偶尔会有五六周期元素的价电子那也是容易推出结果的.价电子就是最外层电子,副族元素价电子就是周期表中元素位置上给的能级排布式,比如Fe元素的价电子应该是8,因为它的价电子排布式为3d64s2.

副族元素的最外层电子数等于族序数;零族元素最外层电子数为2或8

O2-,Al3+,O2-,Al3+,O2-
在写时注意异性电荷相互吸引,同性电荷相互排斥,只要阴阳离子间隔就可以了.
副族元素
每一层最多2n^2个电子；
最外层不得超过8个,过渡元素的最外层一般1～2个,多数是2个,只有几个特别的物质会出现1个,如Cr、Cu、Ag
倒数第二层不超过18个.
对中学生,只要求掌握到第四周期的过渡元素,下面的因为反常太多,记忆不方便,因此不会考查.
在第四周期中只有两个较特殊,即
Cr：2,8,13,1
Cu:2,8,18,1
其它的都是：2,8,x,2

举几个副族金属的例子：
高锰酸：HMnO4
铬酸：H2CrO4
都是酸性较强的.

第六七周期第三副族存在镧系锕系收缩,使得其他副族原子半径减小,与第五周期原子半径相差无几,而核电荷数大,对核外电子的束缚力也就大,较第五周期的原子难失去电子,金属性减弱.

首先根据每一周期元素个数,确定该副族元素的周期序数n,然后根据核外电子排布的构造原理：[A]ns(n-3)g(n-2)f(n-1)dnp,即可写出该元素简化的电子排布式.如72号元素的核外电子排布式的书写过程：
由于第五周期最后一个元素Xe的原子充数为54,而第六周期最后一个元素Rn的原子充数为86,故72号元素在第六周期,最后一个能级组为6s4f5d6p（第三能层没有g能级）,一共填充72-54=18个电子,6s填2个电子,4f填14个电子,5d填2个电子,所以72号元素的核外电子排布式为：[Xe] 4f14 5d2 6s2.

可能是为了与7个主族对应,列了7个副族.另外,第VIII族的三个纵行的元素性质相似,所以列为一族.