電子配置と周期律

周期表の「形」には理由がある

周期表を初めて見たとき、「なぜこんな形なんだろう？」と思わなかっただろうか。

18族が縦に並び、2族と3族の間に大きな空白がある。ランタノイド・アクチノイドが別に切り出されている。これらはランダムに決まったのではなく、電子の配置という深い理由がある。

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電子殻と収容できる電子数

電子は原子核の周りを「殻（かく）」に分かれて存在する。

殻	名称	最大電子数
n=1	K殻	2
n=2	L殻	8
n=3	M殻	18（ただし高校では「まず8で安定」と扱う）
n=4	N殻	32

最大電子数の公式：2n²（n は殻の番号）

電子は内側の殻から順番に埋まっていく。これを**構成原理（aufbau原理）**という。

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主要元素の電子配置

元素	原子番号	K殻	L殻	M殻	最外殻電子
H	1	1	—	—	1
He	2	2	—	—	2（閉殻）
Li	3	2	1	—	1
C	6	2	4	—	4
N	7	2	5	—	5
O	8	2	6	—	6
Ne	10	2	8	—	8（閉殻）
Na	11	2	8	1	1
Mg	12	2	8	2	2
Cl	17	2	8	7	7
Ar	18	2	8	8	8（閉殻）

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価電子と化学的性質

価電子 = 最外殻電子の数（希ガスは0とみなす）

価電子の数が同じ元素は「同族」として縦に並び、性質が非常によく似る。

族	価電子数	特徴	代表元素
1族（アルカリ金属）	1	電子1個を失いやすい（強い還元剤）	Li, Na, K
2族（アルカリ土類）	2	電子2個を失いやすい	Be, Mg, Ca
17族（ハロゲン）	7	電子1個を得たがる（強い酸化剤）	F, Cl, Br, I
18族（希ガス）	0	安定・反応しない	He, Ne, Ar

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周期律の本質

周期 = 水平方向の行（同じ最外殻を持つ元素が並ぶ）

第3周期（Na → Ar）は全員 M殻が最外殻。左から右に進むと最外殻電子が1個ずつ増え、性質が単調に変化する。

Na（金属）→ Mg（金属）→ Al（金属）→ Si（半金属）→ P（非金属）→ S（非金属）→ Cl（非金属）→ Ar（希ガス）

**「族（縦）= 性質が似る」「周期（横）= 性質が連続的に変化」**これが周期律の核心だ。

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