碘是第五周期的，所以電子排布應該是2 8 18 18 7。d軌道滿了，f軌道空的，正好少14個電子。你那個排布不對

B
納米碳管是由碳原子構成的,是碳的單質,A錯;碳元素是非金屬元素,原子間只能以共價鍵結合,B正確;納米碳管與石墨都謂是碳元素的單質,兩者互為同素異形體,C錯;0.12 g 納米碳管中碳原子物質的量為 ="0.01" mol,含有的碳原子個數為6.02×10 21 ,D錯。

原子包括原子核和核外電子
除氫原子外，原子都由什么三種粒子構成
氫只有一個質子和一個電子沒有中子
是質子 中子 和電子
原子結構示意圖中{ 質子數 }={ 電子數 }
離子結構示意圖中{ 質子數 }不等于{ 電子數 }
{ 陽離子 }離子中{質子數 }>{ 電子數}
陰離子中{質子數 }<,{ 電子數 }

用高中知識解釋鐵的原子結構示意圖


一、原子核外電子排布的原理

處于穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守泡利不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發生。
1．最低能量原理
電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什么危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f、g……的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、4d……
2．泡利不相容原理
我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是泡利不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處于同一軌道，那么，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當于一個電子，每一個電梯相當于一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多只能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。
根據泡利不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子。
3．洪特規則
從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當電子排布處于全滿（s2、p6、d10、f14）；半滿（s1、p3、d5、f7）；全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似于我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯里都有一個人，要么電梯里都擠滿了人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。


二、核外電子排布的方法
對于某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然后將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿后，才去填充后面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為
1s22s22p63s23p64s23d4根據洪特規則，d亞層處于半充滿時較為穩定，故其排布式應為：
1s22s22p63s23p64s13d5最后，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成
1s22s22p63s23p63d54s1


三、核外電子排布在中學化學中的應用
1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處于自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備后一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它并沒有指明電子分布在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在于可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。
2．原子的核外電子排布與元素周期律的關系在原子里，原子核位于整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發現核外電子排布遵守下列規律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數是n，這層的電子數目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那么這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那么這層的電子數便不能超過18個。這一結果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期如
第一周期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數為8，是由3s1~23p0~6決定的
第四周期中元素的種類數為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。
由此可見，元素原子核外電子排布的規律是元素周期表劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對于同周期元素而言，隨著核電荷數的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。