《化学元素周期表》电子版(periodic table of elements)

起源简介现代化学的元素周期律是1869年的德米特里伊万诺维奇门捷列夫首创的。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线,发现原子序越大,X射线的频率就越高,因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质,并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序数)排列,经过多年元素周期表修订后才成为当代的周期表。

常见的元素周期表为长式元素周期表。在长式元素周期表中,元素是以元素的原子序排列,最小的排行最先。

表中一横行称为一个周期,一列称为一个族,最后有两个系。 除长式元素周期表外,常见的还有短式元素周期表,螺旋元素周期表,三角元素周期表等。
道尔顿提出科学原子论后,随着各种元素的相对原子质量的数据日益完善和原子价(化合价)概念的提出,就使元素相对原子质量与性质(包括化合价)之间的联系显露出来。

德国化学家德贝莱纳就提出了三元素组观点。他把当时已知的54种元素中的15种,分成5组,每组的三种元素性质相似,而且中间元素的相对原子质量等于较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。例如钙、锶、钡,性质相似,锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。

法国矿物学家尚古多提出了一个螺旋图的分类方法。他将已知的62种元素按相对原子质量的大小顺序,标记在绕着圆柱体上升的螺旋线上,这样某些性质相近的元素恰好出现在同一母线上。这种排列方法很有趣,但要达到井然有序的程度还有困难。另外尚古多的文字也比较暧昧,不易理解,虽然是煞费苦心的大作,但长期未能让人理解。

英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量大小的顺序进行排列,发现无论从哪一个元素算起,每到第八个元素就和第一一个元素的性质相近。这很像音乐上的八度音循环,因此,他干脆把元素的这种周期性叫做八音律,并据此画出了标示元素关系的八音律表。

显然,纽兰兹已经下意识地摸到了真理女神的裙角,差点就揭示元素周期律了。不过,条件限制了他做进一步的探索,因为当时相对原子质量的测定值有错误,而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素,只是机械地按当时的相对原子质量大小将元素排列起来,所以他没能揭示出元素之间的内在规律。

他的八音律在英国化学学会上受到了嘲弄,主持人以不无讥讽的口吻问道:你为什么不按元素的字母顺序排列?那样,也许会得到更加意想不到的美妙效果。

德国化学家迈耶尔借鉴了德贝莱纳、纽兰兹等人的研究成果,从化合价和物理性质方面人手,去探索元素间的规律。在他的《近代化学理论》一书中,刊登了元素周期表,表中列出了28个元素,他们按相对原子质量递增的顺序排列,一共分成六族,并给出了相应的原子价是4、3、2、1、1、2。

1868年,发表了第二张周期表,增加了24个元素和9个纵行,并区分了主族和副族。迈耶尔的第三张元素周期表发表于1870年,他采用了竖式周期表的形式,并且预留了一些空位给有待发现的元素,但是表中没有氢元素。可以说,迈耶尔已经发现了元素周期律。

蕴含规律
递变性规律
1 原子半径
(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;
(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。

注意:原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆,其原子半径合乎规律地增加,这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪,尽管也增加了一个电子层,但半径反而减小了,这是与它们对应的前一族元素是钇至镧,原子半径也合乎规律地增加(电子层数增加)。

然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素,由于电子层数没有改变,随着有效核电荷数略有增加,原子半径依次收缩,这种现象称为镧系收缩。

镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响,出现了铪的原子半径反而比锆小的反常现象。
2元素变化规律
(1) 除第一周期外,其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素,最后一稀有气体元素结束。

(2)每一族的元素的化学性质相似
3元素化合价
(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);
(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
4单质的熔点
(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;
(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增
5元素的金属性与非金属性
(1)同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;
(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。
6最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强,其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强,最高价氧化物的水化物的酸性越强。

7 非金属气态氢化物
元素非金属性越强,气态氢化物越稳定。

同周期非金属元素的非金属性越强,其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强,其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
8单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱;元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。

元素周期律
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[1]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ns2 np1,O族是ns2 np4, IIIB族是(n-1) d1ns2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。

现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家德米特里伊万诺维奇门捷列夫(Dmitri Ivanovich Mendeleev )首先整理,他将当时已知的63种元素依原子量大小并以表的形式排列,把有相似化学性质的元素放在同一行,就是元素周期表的雏形。

利用周期表,门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线,发现原子序越大,X射线的频率就越高,因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质,并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序)排列,经过多年修订后才成为当代的周期表。

当然还有未知元素等待我们探索.
这张表揭示了物质世界的秘密,把一些看来似乎互不相关的元素统一起来,组成了一个完整的自然体系。

位置规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律:
(1)元素周期数等于核外电子层数;
(2)主族元素的序数等于最外层电子数。

阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子
所以, 总的说来(同种元素)
(1) 阳离子半径原子半径
(2) 阴离子半径原子半径
(3) 阴离子半径阳离子半径
(4)或者一句话总结,对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。
(不适合用于稀有气体)