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过渡元素核外电子排布规律
过渡元素的核外电子排布规律为:①都是1s,②均不稳定.1、过渡元素原子中的s 电子数比较少,一般只有2～3个,故在形成化合物时其电子排布都具有共同性质—单核外s 电子为满壳层结构;2、过渡元素的最高正氧化态为+7价,其最低氧化态为-3价,从而使得这些元素形成离子化合物或过氧化物时,其核外电子排布呈周期性变化.
a、c、d 三种元素的原子核外电子排布规律如下:(1) a 的最外层有6个电子,处于第4周期;(2) b 的最外层有8个电子,处于第5周期;(3) c 的最外层有7个电子,处于第6周期。
过渡元素的结构特点与基本性质元素周期表中第四、五、六七周期元素中，第III B-VIII 族，共25种元素，统称为过 渡元素。
过渡元素的单质都是金属，所以也称为过渡金属元素。
见表16.1.表16.1过渡金属元素(d 区元素共25种)周期'族 III B IV B V B VI B VII B VIII 四 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni 五 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd 八 La Hf Ta wRe Os lr Pt 七Ac过渡金属元素属于III V III 族，d 区，外层电子排布为(n-l)d 1-9 ns 1-2 (Pd, 4d 105s 。
，是一种例外的电子排布)。
翎系、铜系的元素的电子排布，增加的电子填入(n-2)f 亚层，例如：57La 4f°5d 16s 2, 在结构上，它们最外层二个电子层都是未充满的，因此在元素周期表的划分上不属于过渡 金属元素，而属于内过渡元素。
也称之为翎系、钢系元素。
翎系 57La 〜71Lu (15 种元素) 4f°-145d°-1 6s 2铜系 89Ac~103Lr 镑(15 种元素)5f 。
或6^-17s 216.1.1价电子构型过渡金属价电子构型的通式为：(n-l)dinsf原子核外电子排布遵循能量最低原理、保里不相容原理和洪特规则。
L. Pauling 原子轨 道近似能级图如下：Is; 2s 2p ; 3s 3p; 4s 3d 4p; 5s 4d 5p: 6s 4f 5d 6p ; 7s 5f 6d有一些电子排布例外的情况，例如：Z=24, 41 -46：不是4d 35s 2不是4d 55s 1不是4d 85s 2真化态，其根本原因在于内层电子的排布，过渡金属外层 ■l)d 轨道与ns 轨道能量相近，部分(n-l)d 电子参与成键。
+2, +3,+4, +6, +7. ,+3, +6.的族相等，最高氧化态二所处的族数s 2Mn +7 VII SdMs 1但Mil 族：多数最高氧化态小于其族数，是因为随着有效核电荷的增加(ZT),不是所有 (n-l)d 电子都参与成键。
过渡元素半径变化规律及解释过渡元素在化学中扮演着重要的角色，通过其半径的变化，我们可以深入了解周期表中元素性质的变化规律。
本文将对过渡元素的半径变化规律及其解释进行详细探讨。
过渡元素的半径变化规律在周期表中，过渡元素的原子半径随着周期数的增加呈现出规律性的变化。
一般来说，同一周期内，原子序数越大的元素，其原子半径越小；而在同一族内，原子序数越大的元素，其原子半径也越小。
以3d过渡元素为例，从左到右逐渐增加周期数，我们可以观察到原子半径先减小后增大的变化趋势。
这是因为在向右移动时，正电荷核子数量增加，电子壳层中的电子数量也增加，使得电子云密度增大，原子半径减小；而在某个点之后，电子的屏蔽效应开始发挥作用，使得原子半径逐渐增大。
过渡元素半径变化规律的解释过渡元素半径变化规律的背后是原子结构的变化。
原子的半径主要受到原子核中的正电荷数量、外层电子数目以及电子云的屏蔽效应等因素的影响。
随着周期表中元素周期数的增加，原子核中的正电荷数量增加，电子云受到更强的吸引力，原子半径减小。
然而，电子排布的规律性也会对半径变化产生影响。
在同一周期内，电子层次的变化导致原子半径呈现出周期性的增减。
另外，屏蔽效应也是影响原子半径的重要因素。
随着电子层次的增多，内层电子对外层电子产生屏蔽效应，减弱了外层电子与核子的相互作用力，使得原子半径逐渐增大。
总而言之，过渡元素的半径变化规律是受多种因素相互作用的结果，只有综合考虑这些因素，才能全面解释过渡元素半径的变化趋势。
结论通过本文的探讨，我们了解到过渡元素的半径变化规律具有一定的周期性。
这种周期性变化不仅反映了原子结构的特点，也为我们理解元素的性质和化学反应过程提供了重要的参考。
更深入的研究过渡元素半径的变化规律，将有助于我们在化学领域取得更多的科研成果和应用发展。
在实际应用中，通过对过渡元素半径变化规律的研究，我们可以合理设计材料结构、优化工艺流程，提高材料性能和化学反应的效率，为科学技术的进步做出更大的贡献。
