元素性质按周期重复，根源不是电子随意找“座位”，而是原子只允许某些稳定状态。先看这些状态如何被量子数编号。

上一页我们看到电子按能级分层填入原子，像洋葱皮一样一层层包裹。现在的问题是：这层层嵌套的电子结构，和门捷列夫那张二维表格之间，到底是怎样一一对应的？

周期律说碳有 2s²2p²——一个球形 s 加三个哑铃形 p；可甲烷里碳偏偏形成了四个完全等价的 C-H 键。sp³ 杂化正是为了解决这个矛盾。

从输入轨道到空间取向：sp³ 杂化轨道因电子互斥而指向正四面体四个顶点，键角 109°28'。

碳的基态电子构型是 2s²2p²——只有 2 个未成对电子，但甲烷却有 4 个完全等价的 C—H 键。这「多出来的两只手」从哪来？

上一页的甲烷是一个中心碳连四个氢。现在把每个氢都换成另一个碳——这个新碳照样能伸出四根键，再连四个碳……无限延伸下去，就是金刚石的三维骨架。

上页甲烷和金刚石的键角都是标准的 109.5°，这是 sp³ 杂化四面体的完美角度。但 NH₃ 只有 107°，H₂O 更小到 104.5°——少掉的几度去了哪里？答案藏在不参与成键的孤对电子里。

前几页讲的甲烷、金刚石都是「共享」电子——你出一个、我出一个。但还有更极端的：一个抓不牢、一个抓得紧，干脆整个转手——这就是离子键。今天从「八电子稳定态」讲起。

上页讲离子键是电子从一方向另一方转移。但化学家要追问更精细的问题：每个原子"实际"失去或得到了几个电子？要回答这个问题，需要一套人为约定的记账规则——这就是氧化数。

左路是 Na，右路是 Cl，中间的虚线箭头表示电子从 Na 单向转移到 Cl，两侧离子汇合形成 NaCl。

上一页我们看到 Na 失去 1 个电子变成 +1 价，Cl 得到 1 个电子变成 −1 价。为什么碱金属普遍 +1、卤素普遍 −1？因为同族元素的「外层电子数」相同。

离子键电子得失一目了然，但共价键里电子是共用的——氧化数怎么算？

我们已经讲过共价键、金属键——但一个根本问题还没回答：原子到底有多大？原子没有硬的边界，所以『半径』必须在具体场景里定义。

图示同一周期与同一族中，原子半径的变化方向及其决定因素。

上一节我们看到原子半径沿周期、族有规律地递变。但原子并非永远中性——一旦得失电子变成离子，半径会发生更剧烈的跳变：Na → Na⁺ 从 186 pm 直接缩到 102 pm。

上一节讲了原子半径——原子'有多大'。现在问另一个问题：原子'多贪'？化合物里两个原子共用电子对，谁拽得更用力？这就是电负性要回答的问题。

读图路径：两条趋势分支（上：同周期；下：同主族）分别推得相反方向的电负性变化，汇向右上 F 与左下 Cs 两个极值。

Δχ 阈值是课堂常用的判断工具，但真实键型并非台阶式跳跃——边界案例揭示了阈值的局限。

前面讲了电负性——原子在成键时抢电子的本事。现在反过来：把电子从原子上「撕」下来要花多少力气？这就是电离能量化的东西。

从同一周期与同族两条轴线，读懂电离能的方向与成因。

上一页只看第一电离能——一个原子被剥掉第一个电子的能量。但每个原子都有几十个电子,如果把它们从外往里一个一个全剥光,能量会怎么变?

前页我们看了主族元素——最外层 s 或 p 轨道按规律填电子。但周期表中央那一大片金属区，电子填的是次外层 d 轨道。这就是过渡族元素。

从主族规律出发，看过渡金属和内过渡系如何在内层 d/f 轨道上逐级填充。

上一页讲到过渡金属的电子排布特点是 (n-1)d 部分填充、紧邻 ns 层。这就引出一个问题：为什么它们能呈现那么多氧化态？

上一页讲到过渡金属有可变氧化态，根在 d 轨道。但同样是过渡金属，铁 1538°C 就熔，钨却要 3422°C——差距凭什么这么大？

第四周期过渡金属（如 Fe、Mn）常具有多种氧化态，而同周期主族元素氧化态相对单一。最根本的原因是？

• ✓核外电子排布是一切周期律的因果起点
• ✓同族电子层递增：原子变大，电离能变小
• ✓电负性差标定键极性程度，不是键型开关
• ✓过渡金属的非常规行为根源于 d 轨道未满
• ✓逐级电离能的断崖位置即价态上限

先自己想想，再看参考答案。