维尔纳元素周期表
1、硫氯氩钾钙
2、铝镁氧氢钙氩碳铁钠钾
3、基本上初中用到的都是些金属元素，如Fe,Al,Au,Cu,Hg,Pb等，一些非金属元素如Cl,Na,Ca,H,O,C都是很常见的，另外还有稀有气体。化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中，如碱金属元素、碱土金属、卤族元素、稀有气体等。这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族、Ⅷ族、0族。由于周期表能够准确地预测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。
4、号砹(ai)第四声(At)
5、元素周期表85号元素读音为“ài”。
6、韵母：ai
7、氢氦铝铍硼
8、钠镁铝硅磷
9、简介：一种卤族化学元素，属于ⅦA族元素。它的化学符号是At，它的原子序是85。砹比碘像金属。它的活泼性较碘低。砹是在1940年初次被合成的。除了用α粒子轰击铋人工合成，铀和钍也会自然地衰变成砹。砹已知的20多种同位素全都有放射性，半衰期最长的也只有8.1小时，所以在任何时候，地壳中砹的含量都少于50克。与银化合生成难溶解的AgAt。
10、元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型
11、号元素——砹元素。
12、原子核外电子排布的周期性是元素周期律的微观基础。元素周期表的编制形式很多种，最为人所熟知的是门捷列夫于1869年总结发表的短式元素周期表。此外还有长式表（以维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）、圆形表（以达姆开夫式为代表）和立体周期表（以莱西的圆锥立体式为代表）。中国在化学教学中通用的则是维尔纳长式元素周期表。
13、号为砹(At)，105号为钍(Db)。元素周期表是元素周期律的集中表现形式。原子核外电子排布的周期性是元素周期律的微观基础。元素周期表的编制形式很多种，最为人所熟知的是门捷列夫于1869年总结发表的短式元素周期表。此外还有长式表（以维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）、圆形表（以达姆开夫式为代表）和立体周期表（以莱西的圆锥立体式为代表）。中国在化学教学中通用的则是维尔纳长式元素周期表。
14、化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中。由于周期表能够准确地预测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。俄国化学家门捷列夫（DmitriMendeleev）于1869年发明此周期表，此后不断有人提出各种类型周期表不下170余种，归纳起来主要有短式表（以门捷列夫为代表）、长式表（维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）等类型。
15、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
16、化学元素周期表30号元素是锌(Zn)。锌位于元素周期表第四周期，第ⅡB族，原子序数是30，相对分子质量是65.409，是一种常见金属，其颜色是银白色略带淡蓝色，化学性质活泼。
17、At在元素周期表中位于第六周期第七主族，是卤族元素中原子量最大的一种元素，其原子量是210，也是一种放射性元素。
18、锌是一种化学元素，它的化学符号是Zn，它的原子序数是30，在化学元素周期表中位于第4周期、第ⅡB族。锌（Zinc）是一种浅灰色的过渡金属，也是第四"常见"的金属。在现代工业中，锌是电池制造上有不可替代的，为一相当重要的金属。此外，锌也是人体必需的微量元素之一，起着极其重要的作用。
19、号元素是砹(At)，是第六周期第Ⅶ主族元素，原子核内有85个质子，核外有六个电子层共排布八十五个电子，根据核外电子排布规律85号元素的核外电子排布式为1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)3d(10)4s(2)4p(6)4d(10)4f(14)5s(2)5p(6)5d(10)6s(2)6p(5)简写为[Xe]6s(2)6p(5),
20、元素周期表第85号元素是砹，元素符号是At，是一种天然放射性元素，砹是最稳定的同位素。砹是门捷列夫曾经指出的类碘，是莫斯莱所确定的原子序数为85的元素。
21、汉字：砹
22、元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。共有16个族，从左到右每个纵列算一族（VIIIB族除外）。
23、碳氮氧氟氖
24、俄国化学家门捷列夫(DmitriMendeleev)于1869年发明此周期表（第一代元素周期表），此后不断有人提出各种类型周期表不下170余种，归纳起来主要有：短式表（以门捷列夫为代表）、长式表（维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）；平面螺线表和圆形表（以达姆开夫式为代表）；立体周期表（以莱西的圆锥柱立体表为代表）等众多类型表。
25、号是At是砹元素.
26、号为砹(At)，105号为钍(Db)。元素周期表是元素周期律的集中表现形式。原子核外电子排布的周期性是元素周期律的微观基础。元素周期表的编制形式很多种，最为人所熟知的是门捷列夫于1869年总结发表的短式元素周期表。此外还有长式表（以维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）、圆形表（以达姆开夫式为代表）和立体周期表（以莱西的圆锥立体式为代表）。
27、下面是补充
28、声母：无
29、化学元素周期表30号元素是锌（Zn），锌位于元素周期表第四周期，第ⅡB族，原子序数是30，相对分子质量是65.409，是一种常见金属，其颜色是银白色略带淡蓝色，化学性质活泼。
30、号钍(tu)第三声(Db)
维尔纳元素周期表
31、元素周期表第85号元素是砹，元素符号是At，是一种天然放射性元素，砹是最稳定的同位素，砹是一种卤族元素。卤族元素原子的最外层有7个电子，非常容易从外界获得1个电子，所以卤族元素都具有较强的氧化性，在自然界中仅能以化合态的形式存在。砹作为卤族的第五个元素，拥有与其它卤族元素相似的化学性质，均能与金属以及氢、磷等非金属发生反应。
32、中国在化学教学中通用的则是维尔纳长式元素周期表。
33、元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，IA族是ns1，IIIA族是ns2np1，O族是ns2np6，IIIB族是（n-1）d1·us2等。元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。当年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物。化学元素周期表最早由门捷列夫于1869年编定课本上标的就是原子的价电子，就是外围的电子1s(1)是外围电子层排布（括号中的1表示1个电子层），（氢）为元素，“5f⑶6d⑴7s⑵”中的dsf表示不同的电子亚层亚层电子层、n、l、m、ms表示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。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–1l=0,1,2,…,(n-1)|m|≤lm=0,±1,±2,…,±l1、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,…2、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……3、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分别为1、3、5、7(m的取值个数)m的每一个取值表示具有某种空间方向的电子轨道，同一个亚层l的m的取值对应亚层的不同伸展方向，在没有外加磁场的条件下，同一个亚层的能量相同，即在n,l相同，m不同的轨道能量相同，将能量相同的轨道互称为等价轨道或简并轨道。n、l决定了电子的能量大小，l决定了电子运动的动量大小，由于n、l是量子化的，所以电子的能量、动量都是量子化的，m决定了同一角动量l在空间的不同分布。角动量的方向不同，轨道磁矩不同，与外加磁场的相互作用不同，由于轨道磁矩的方向是量子化的与外磁场的作用能也是量子化的，从而m不同附加的能量值不同，本来2l+1个轨道在外加磁场中发生能级分裂，被称为赛曼效应。在外加磁场下计算动量在磁场方向投影大小是利用m。4、ms每个电子都在自旋，在量子力学计算自旋动量大小时取1/2，方向有两个，在计算有外磁场时自旋动量在磁场方向投影大小去±1/2。根据波利不相容原则在原子中没有四个量子数完全相同的电子，因此对于同一个亚层l，能容纳的电子个数为2（2l+1）2、n、l、j、mj表示由上可知存在轨道角动量、自旋角动量，因此将产生轨道磁矩和自旋磁矩，轨道磁矩在原子范围内形成一个磁场，自旋磁矩相对于磁场将有两种不同的取向，因而产生不同的附加能量。电子运动：轨道运动+自旋运动电子总角动量：J=L+S(矢量)可知总角动量也是量子化的量子力学可知：J=根号j（j+1）hj=|l+-s|s=1/2l=0时即s轨道电子，j=1/2，由量子力学计算轨道磁矩为0，只有自旋磁矩L=0J=S=根号3/4hl=1，p轨道时j=1/2、3/2，J有两个值同理d轨道分裂为j=3/2、5/2，f轨道分裂为j=5/2、7/2，……由上可知总角动量的大小与j有关，在有外加磁场的时候动量在磁场方向的投影大小由mj计算，mj的取值范围为–j,-j+1,…,-1/2,1/2,…,j-1,j如果j=l+1/2，mj共2l+2个，j=l-1/2，mj共2l个电子的定态可以用量子数n,l,m,ms表示，自旋条件下每个亚层l量子数为2（2l+1）个，也可以用量子数n,l,j,mj表示，在自旋耦合条件下共有2（2l+1）个量子数。在不考虑轨道-自旋耦合的时候，动量大小有l决定，在外磁场下方向由m确定，考虑轨道-自旋耦合时，动量大小由j决定，在外磁场下方向由mj确定。在耦合后，在没有外加磁场的时候，一个电子的能量表示：E=E(n,l)+ΔE(j,n,l)能量主要有主、角量子数确定，当l=0，s轨道没有耦合，ΔE=0，当j=l+1/2时ΔE＞0，当j=l-1/2时ΔE＜0在光谱分析时考虑自旋耦合，除了s轨道外，p，d，f轨道都分裂为两个能级，能量由低到高依次为：s——p1/2——p3/2——d3/2——d5/2——f5/2——f7/2