原子结构和元素周期律

1、第九章 原子结构和元素周期律首 页基本要求重点难点讲授学时内容提要1 基本要求 TOP 1.1 了解原子结构的有核模型和Bohr模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的关系。1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。1.3 掌握n、l、m、s 4个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。2 重点难点 TOP2.1 重点 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4个量子数；电子

2、组态和价层电子组态。熟悉的意义和特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和Bohr模型；了解了解元素和健康的关系。 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。2.2 难点 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 熟悉电子组态与元素周期表的关系。3 讲授学时 TOP建议46学时4 内容提要 TOP 第一节 第二节 第三节 第四节 第五节4.1 第一节 氢原子的结构 氢光谱和氢原子的玻尔模型粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模

3、型没有解决原子核外的空间如何被电子所占有问题。量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。玻尔假定：电子沿着固定轨道绕核旋转；当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。轨道能量为， n=1,2,3,4, 电子的波粒二象性波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式=h/mc= h/p德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量h联系和统一起来。微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射

4、中电子穿越晶体投射到照相底片上，图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大；电子出现少的地方亮斑强度就弱。所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确；反之，它的动量越准确，位置就越不准确：x·pxh/4式中x为坐标上粒子在x方向的位置误差，px为动量在x方向的误差。测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其它全部特征。 氢原子的波函数电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数来描述。表示在原子核外空间某处电子出现的概率密度，即在该处单位

5、体积中电子出现的概率。的几何图形表现电子概率密的度大小，俗称电子云。4.2 第二节 量子数和原子轨道 TOP 量子数原子中电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，由一套量子数n、l、m来确定，记作n,l,m。量子数的取值限制和它们的物理意义如下：（1）主量子数n是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2，3， 。n越小，能量越低。n = 1时能量最低。氢原子的能量只由主量子数决定。多电子原子由于存在电子间的静电排斥，能量在一定程度上还取决于量子数l。主量子数也称为电子层，决定原子轨道的大小。n愈大，原子轨道也愈大。电子层用下列符号表示：电子层符号KLMN ··&

6、#183;n1234 ···（2）轨道角动量量子数l决定原子轨道的形状，取值受主量子数限制，只能取小于n的正整数和零：0、1、2、3 (n 1)，共可取n个值，给出n种不同形状的轨道。轨道角动量量子数还决定多电子原子电子能量高低。当n给定，l愈大，原子轨道能量越高。l又称为能级或电子亚层。电子亚层用下列符号表示：能级符号spdfg ···l01234 ···(3） 磁量子数m决定原子轨道的空间取向，取值受轨道角动量量子数的限制，可以取-l到+l的2l+1个值：0、±1、±2，±

7、;l。所以，l亚层共有2l+1个不同空间伸展方向的原子轨道。磁量子数与电子能量无关。l亚层的2l+1个原子轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道。每个电子层的轨道总数为n2。(4) 自旋角动量量子数s表示电子自旋的两种相反方向，可以取和两个值。一个原子轨道由n、l和m三个量子数决定，但电子的运动状态由n、l、m、s四个量子数确定。电子自旋也可用箭头符号和表示，自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反的两个电子，每电子层最多容纳的电子总数应为2n2。表9-1 量子数和轨道数主量子数n轨道角动量量子数l磁量子数m波函数同一电子层的轨道数（n2）同一电子层容纳电子数

8、（2n2）100122004810±1* ，*30091810±1*，*20±1*，*±2*,*这些实波函数是经过组合以后得到的。 原子轨道的角度分布原子轨道有其图形和空间方向。把波函数n,l,m(r,)写成：n,l,m(r,)= Rn,l(r)·Yl,m(,)Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离r的函数，与n和l有关。Yl,m(,)称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角和的函数，与l和m有关，表达电子在核外空间的取向。角度波函数Yl ,m(，)的图形随方位角改变而变化。1. s轨道角度分布图是一个球形。2.

9、p轨道角度分布图是双波瓣图形，俗称“哑铃”形，每一波瓣是一个球体。三个p轨道分别在x轴、y轴和z轴方向上伸展。坐标平面上波函数值为零，称为节面。p轨道的电子云图形比相应的角度波函数图形瘦，而且两个波瓣没有代数符号的区别。3. d轨道的角度分布图一般各有两个节面，四个橄榄形波瓣。的图形很特殊，负波瓣呈环状。dxy、dxz和dyz的波瓣在坐标轴夹角45o处伸展，和在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别。 原子轨道的径向分布原子轨道的径向分布可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。径向分布函数D(r) 定义为概率密度与r为半径的球形薄壳夹层面积的乘积：

10、D(r) = R2 n ,l (r) 4r2它的反映了电子出现的概率与电子离核的距离r的关系。(1) 在基态氢原子的玻尔半径是电子出现的最大概率离核的距离。(2) 径向分布函数有(n- l)个峰，每一个峰表现电子在距核r处出现的概率的一个极大值。n越大，主峰距核越远。平均概率离核也越远，原子半径也越大。n一定时，l越小，峰越多，电子在核附近出现的概率越大。两个原子轨道的n和l都不相同时，外层电子也可能在内层出现。4.3 第三节 电子组态和元素周期表 TOP 多电子原子的能级多电子原子中某电子受其它电子的排斥，抵消了部分核电荷它的吸引，称为屏蔽作用，屏蔽常数表示抵消掉的部分核电荷。有效核电荷Z是

11、核电荷Z和屏蔽常数的差：Z= Z 电子能量的计算：电子的能量与n、Z、有关。n越小，能量越低；Z愈大，能量愈低；愈大，能量越高。屏蔽作用主要来自内层电子。当l相同时，n越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强，轨道能级愈高：E1s E2s E3s E2p E3p E4p n相同时，l愈小，径向分布函数D(r)的峰越多，电子在核附近出现的可能性越大，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：Ens Enp End Enf n 、l都不同时，一般n越大，轨道能级愈高。但有时会出现反常现象，比如E4sE3d，称为能级交错。鲍林的近似能级顺序是：E1s E2s E2pE3s E3pE4sE3dE4p徐光宪用

12、（n+0.7l）估算原子轨道的能级。 原子的电子组态原子核外的电子排布又称为电子组态。基态原子的电子排布遵守三条规律。.1 Pauli不相容原理 在同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。或者说一个原子轨道最多只能容纳自旋相反的两个电子。据此，一个电子层最多可以容纳2n2个电子。.2 能量最低原理基态原子的电子排布时，总是依据近似能级顺序，先占据低能量轨道，然后才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。.3 Hund规则电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。有些副族元素，简并轨道全充满、半充满或全空才是能

13、量最低的稳定状态。这个规律称为洪特规则的补充规定。例如氮原子组态是1s22s22p3，三个2p电子的运动状态是：2，1，0，；2，1，1，；2，1，-1，在书写20号元素以后基态原子的电子组态时，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电子层排列。为简化电子组态的书写，把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯，用稀有气体元素符号加方括号表示。原子芯写法还指明了元素的价层电子结构。化学反应中价电子的结构发生改变，引起元素化合价的变化；原子芯部分的电子结构一般不改变。价电子所处的电子层称为价层。离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。 元素周期表.1 能级组和元素周期按能级的高低把原

14、子轨道划分为若干能级组，不同能级组的原子轨道之间能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小。能级组与近似能级顺序一致。（n+0.7l）计算法同样能预测能级组。每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第1能级组只有1s能级，容纳2个电子，对应的第1周期只有2个元素。其后第n能级组从ns能级开始到np能级结束，形成第n周期。根据电子排布规律，各周期元素的数目按2、8、8、18、18、32、32的顺序增加。.2 价层电子组态与族原子价层电子组态相似的元素为一族。元素的性质也与价层电子组态相关。(1) 周期表中有8个主族：AA。主族元素的内层轨道全充满，外层电子组态是ns1到ns2np6，外电子层同时

15、又是价层。外层电子的总数等于族数。(2) 周期表中有8个副族：BB。副族元素一般是 (n-1)d或 (n-2)f轨道依次填充电子，(n-2)f、(n-1)d和ns电子都是副族元素的价层电子。第1、2、3周期没有副族元素。第4、5周期副族各有10个元素：BB，族数等于 (n-1)d及ns电子数的总和；B族有三列元素，(n-1)d及ns电子数的和达到810；B、B族元素完成了(n-1)d10电子结构，ns电子数等于族数。第6、7周期，B族是镧系和锕系元素，它们各有14个， (n-2)f轨道被填充， (n-1)d轨道电子数为1或0。B族到B族元素的(n-2)f轨道全充满，(n-1)d和ns轨道的电子

16、结构与第4、5周期相应的副族元素类似。.3 元素分区(1) s区元素的价层电子组态是ns1和ns2，包括A和A族元素。除H外都是活泼金属。(2) p区元素的价层电子组态是ns2np16，包括AA族。大部分是非金属元素。A族是稀有气体。第1周期的He在p区，电子组态是1s2，属稀有气体。p区元素多有可变的氧化值。(3) d区元素的价层电子组态一般为(n1)d18ns2，包括BB族。它们都是金属，每种元素都有多种氧化值。(4) ds区元素的价层电子组态为(n1)d10ns12，包括B和B族。它们(n1)d轨道是充满的。它们都是金属，一般有可变氧化值。(5) f区元素的价层电子组态一般为(n 2)f

17、 014(n1)d 01ns2，包括镧系和锕系元素。它们的最外层电子数目、次外层电子数目大都相同，只有(n 2)层电子数目不同，每个系内各元素化学性质相似。它们都是金属，也有可变氧化值。.4 过渡元素概念过渡元素包括d区、ds区和f区的元素，其中镧系和锕系称为内过渡元素。4.4 第四节 元素性质的周期性变化规律 TOP 有效核电荷周期表从上到下每增加一个周期，就增加一个电子层，也就增加了一层屏蔽作用大的内层电子，所以有效核电荷增加缓慢。同一周期中从左到右，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，有效核电荷增加迅速。短周期增加较快，长周期增加较慢，f区元素几乎不增加。 原子半径共价半径是指以共价单

18、键结合的两原子核间距离的一半。同一周期从左到右，有效核电荷愈大，主族元素的原子半径逐渐减少，过渡元素原子半径缩小缓慢，内过渡元素有效核电荷变化不大，原子半径几乎不变。同一主族从上到下，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径递增。 元素的电负性元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同一周期中，第一电离能从左到右逐渐增加，同一主族中，第一电离能从上到下逐渐减小。气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量，称为电子亲合势。卤族元素的原子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸收能量。元素电负性X表示原子吸引成键电子的相对能力

19、，电负性大者，原子在分子中吸引成键电子的能力强，反之就弱。同一周期中，从左到右元素电负性递增；同一主族中，从上到下元素电负性递减。副族元素的电负性没有明显的变化规律。金属元素的电负性一般小于2，非金属元素的电负性一般大于2。4.5 第五节 元素和人体健康 TOP（略）第九章 原子结构和元素周期律首 页基本要求重点难点讲授学时内容提要1 基本要求 TOP 1.1 了解原子结构的有核模型和Bohr模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的关系。1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半

20、径及电负性变化规律。1.3 掌握n、l、m、s 4个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。2 重点难点 TOP2.1 重点 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和Bohr模型；了解了解元素和健康的关系。 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。2.2 难点 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。

21、 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 熟悉电子组态与元素周期表的关系。3 讲授学时 TOP建议46学时4 内容提要 TOP 第一节 第二节 第三节 第四节 第五节4.1 第一节 氢原子的结构 氢光谱和氢原子的玻尔模型粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所占有问题。量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。玻尔假定：电子沿着固定轨道绕核旋转；当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。轨道能量为， n=1,2,3,4, 电

22、子的波粒二象性波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式=h/mc= h/p德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量h联系和统一起来。微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越晶体投射到照相底片上，图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大；电子出现少的地方亮斑强度就弱。所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确；反之，它的动量越准确，位置就越不准确：x·pxh/4式中x为坐标

23、上粒子在x方向的位置误差，px为动量在x方向的误差。测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其它全部特征。 氢原子的波函数电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数来描述。表示在原子核外空间某处电子出现的概率密度，即在该处单位体积中电子出现的概率。的几何图形表现电子概率密的度大小，俗称电子云。4.2 第二节 量子数和原子轨道 TOP 量子数原子中电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，由一套量子数n、l、m来确定，记作n,l,m。量子数的取值限制和它们的物理意义如下：（1）主量子数n是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2，3， 。n越小

24、，能量越低。n = 1时能量最低。氢原子的能量只由主量子数决定。多电子原子由于存在电子间的静电排斥，能量在一定程度上还取决于量子数l。主量子数也称为电子层，决定原子轨道的大小。n愈大，原子轨道也愈大。电子层用下列符号表示：电子层符号KLMN ···n1234 ···（2）轨道角动量量子数l决定原子轨道的形状，取值受主量子数限制，只能取小于n的正整数和零：0、1、2、3 (n 1)，共可取n个值，给出n种不同形状的轨道。轨道角动量量子数还决定多电子原子电子能量高低。当n给定，l愈大，原子轨道能量越高。l又称为能级或电子亚层。电子亚层用下

25、列符号表示：能级符号spdfg ···l01234 ···(3） 磁量子数m决定原子轨道的空间取向，取值受轨道角动量量子数的限制，可以取-l到+l的2l+1个值：0、±1、±2，±l。所以，l亚层共有2l+1个不同空间伸展方向的原子轨道。磁量子数与电子能量无关。l亚层的2l+1个原子轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道。每个电子层的轨道总数为n2。(4) 自旋角动量量子数s表示电子自旋的两种相反方向，可以取和两个值。一个原子轨道由n、l和m三个量子数决定，但电子的运动状态由n、l、m、s四个量子数确定。电

26、子自旋也可用箭头符号和表示，自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反的两个电子，每电子层最多容纳的电子总数应为2n2。表9-1 量子数和轨道数主量子数n轨道角动量量子数l磁量子数m波函数同一电子层的轨道数（n2）同一电子层容纳电子数（2n2）100122004810±1* ，*30091810±1*，*20±1*，*±2*,*这些实波函数是经过组合以后得到的。 原子轨道的角度分布原子轨道有其图形和空间方向。把波函数n,l,m(r,)写成：n,l,m(r,)= Rn,l(r)·Yl,m(,)Rn,l(r)称为波

27、函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离r的函数，与n和l有关。Yl,m(,)称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角和的函数，与l和m有关，表达电子在核外空间的取向。角度波函数Yl ,m(，)的图形随方位角改变而变化。1. s轨道角度分布图是一个球形。2. p轨道角度分布图是双波瓣图形，俗称“哑铃”形，每一波瓣是一个球体。三个p轨道分别在x轴、y轴和z轴方向上伸展。坐标平面上波函数值为零，称为节面。p轨道的电子云图形比相应的角度波函数图形瘦，而且两个波瓣没有代数符号的区别。3. d轨道的角度分布图一般各有两个节面，四个橄榄形波瓣。的图形很特殊，负波瓣呈环状。dxy、dxz和dyz的波

28、瓣在坐标轴夹角45o处伸展，和在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别。 原子轨道的径向分布原子轨道的径向分布可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。径向分布函数D(r) 定义为概率密度与r为半径的球形薄壳夹层面积的乘积：D(r) = R2 n ,l (r) 4r2它的反映了电子出现的概率与电子离核的距离r的关系。(1) 在基态氢原子的玻尔半径是电子出现的最大概率离核的距离。(2) 径向分布函数有(n- l)个峰，每一个峰表现电子在距核r处出现的概率的一个极大值。n越大，主峰距核越远。平均概率离核也越远，原子半径也越大。n一定时，l越小，峰越多，电

29、子在核附近出现的概率越大。两个原子轨道的n和l都不相同时，外层电子也可能在内层出现。4.3 第三节 电子组态和元素周期表 TOP 多电子原子的能级多电子原子中某电子受其它电子的排斥，抵消了部分核电荷它的吸引，称为屏蔽作用，屏蔽常数表示抵消掉的部分核电荷。有效核电荷Z是核电荷Z和屏蔽常数的差：Z= Z 电子能量的计算：电子的能量与n、Z、有关。n越小，能量越低；Z愈大，能量愈低；愈大，能量越高。屏蔽作用主要来自内层电子。当l相同时，n越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强，轨道能级愈高：E1s E2s E3s E2p E3p E4p n相同时，l愈小，径向分布函数D(r)的峰越多，电子在

30、核附近出现的可能性越大，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：Ens Enp End Enf n 、l都不同时，一般n越大，轨道能级愈高。但有时会出现反常现象，比如E4sE3d，称为能级交错。鲍林的近似能级顺序是：E1s E2s E2pE3s E3pE4sE3dE4p徐光宪用（n+0.7l）估算原子轨道的能级。 原子的电子组态原子核外的电子排布又称为电子组态。基态原子的电子排布遵守三条规律。.1 Pauli不相容原理 在同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。或者说一个原子轨道最多只能容纳自旋相反的两个电子。据此，一个电子层最多可以容纳2n2个电子。能量最低原理基态原子的电子排布时，总是依

31、据近似能级顺序，先占据低能量轨道，然后才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。Hund规则电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。有些副族元素，简并轨道全充满、半充满或全空才是能量最低的稳定状态。这个规律称为洪特规则的补充规定。例如氮原子组态是1s22s22p3，三个2p电子的运动状态是：2，1，0，；2，1，1，；2，1，-1，在书写20号元素以后基态原子的电子组态时，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电子层排列。为简化电子组态的书写，把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯，用稀有气体元素符号加

32、方括号表示。原子芯写法还指明了元素的价层电子结构。化学反应中价电子的结构发生改变，引起元素化合价的变化；原子芯部分的电子结构一般不改变。价电子所处的电子层称为价层。离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。元素周期表能级组和元素周期按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组，不同能级组的原子轨道之间能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小。能级组与近似能级顺序一致。（n+0.7l）计算法同样能预测能级组。每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第1能级组只有1s能级，容纳2个电子，对应的第1周期只有2个元素。其后第n能级组从ns能级开始到np能级结束，形成第n周期。根据电子排布规律，各周期元素的

33、数目按2、8、8、18、18、32、32的顺序增加。价层电子组态与族原子价层电子组态相似的元素为一族。元素的性质也与价层电子组态相关。(1) 周期表中有8个主族：AA。主族元素的内层轨道全充满，外层电子组态是ns1到ns2np6，外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。(2) 周期表中有8个副族：BB。副族元素一般是 (n-1)d或 (n-2)f轨道依次填充电子，(n-2)f、(n-1)d和ns电子都是副族元素的价层电子。第1、2、3周期没有副族元素。第4、5周期副族各有10个元素：BB，族数等于 (n-1)d及ns电子数的总和；B族有三列元素，(n-1)d及ns电子数的和达到810；B、B族元素完成了(n-1)d10电子结构，ns电子数等于族数。第6、7周期，B族是镧系和锕系