元素周期表

元素的化学和物理性质是元素原子序数的周期函数,元素按原子序数的顺序和化学、物理性质的周期性排列的表称元素周期表。

历史上最早的较完整的元素周期表,是俄国化学家Д.И.门捷列夫于1869~1871年根据63种元素的原子量顺序排列的。他还预言了表中三个空位所代表的尚未发现的元素的性质,这些元素分别是类铝(镓)、类硼(钪)、类硅(锗),不久它们都先后发现了,测得的化学与物理性质和门捷列夫预言的基本一致。另外,德国科学家J.L.迈耶也曾独立地于1868~1870年排出一个56种元素的周期表。元素周期表的建立是化学发展史上重要的里程碑。1913年英国青年物理学家H.G.J.莫塞莱根据元素的特征X 射线频率规律排列的原子序数与当时按原子量顺序排列的原子序数有三处是不同的,莫塞莱指出,元素的原子序数应是该元素原子核的电荷数。元素周期表按核电荷数顺序排列使氩(Ar)与钾(K)、钴(Co)与镍(Ni)、碲(Te)与碘 (I)的位置颠倒的情况得以纠正(见莫塞莱定律)。

已发现的前 107种元素排列的周期表(见)共分七个周期九个族,族数用罗马数字表示。除0族和第Ⅷ族外,从第4周期开始每个族还分为主族(又称A族)和副族(又称B族)。在周期表主体下面另有两个横行是镧系元素和锕系元素,它们均属于ⅢB族。现在已由人工合成了108和109号元素(见超铀元素)。

图

元素的化学和物理性质随原子序数的周期性变化,可以用原子中电子分布的壳层结构的周期性来解释。周期表中每一元素的右下方有表示该元素原子基态的电子组态符号,它是由实验测定的或是由原子结构的理论推算的。根据泡利不相容原理,基态原子的电子壳层分布必然会出现如下的周期性。

主量子数n=1、2、3、4、…分别代表K、L、M、N、…壳层。K壳层最靠近原子核,电子能量最低,随着n增大而能量也增大。第n壳层内又按轨道角动量量子数l=0、1、2、3、…、(n-1),分别用s、p、d、f、…表示共n个支壳层。s支壳层能量最低,随着l增大能量逐渐增大。按泡利原理,l量子数所对应的支壳层中最多只能排2(2l+1)个电子。例如s支壳层最多排2个,p支壳层最多排6个,d支壳层最多排10个,f支壳层最多排14个,等等。这样,电子按能量从低到高排布。例如n=1的K壳层只有s支壳层,故最多只能排2个电子,因而第1周期只有氢和氦两个元素。n=2的L壳层共有l=0和1即s和p两个支壳层,因而s和p支壳层最多共可排8个电子。这就是第2周期从锂(Li)、铍(Be)开始到氖(Ne)共8个元素。n=3为M壳层,l=0、1、2即有s、p、d三个支壳层。按泡利不相容原理共可排20个电子。但实际发现从钠(Na)(Z=11)开始排3s支壳层直到氩(Ar)(Z=18)电子已排满3p支壳层,而第19号元素钾(K)(Z=19) 的最外层电子不排3d支壳层而排到4s支壳层中去,这由钾原子光谱和其他实验数据的分析所证实。电子在4s支壳层的能量比在3d支壳层的能量低,因此从钾(K)开始了第4周期。这样第3周期也只有8个元素。第4周期从钾(K)开始共18个元素。其中从第21号元素钪(Sc)开始到第36号元素锌(Zn)共有10个元素填入3d支壳层,这些元素构成第四周期的过渡元素。4s、4p支壳层最多只能填 8个电子,故第4周期填到氪(Kr,Z=36)为止。第37号元素铷(Rb)又填5s而不填4d支壳层。故从铷开始了第5周期,而钇(Y,Z=39)开始到镉(Cd, Z=48)共10个元素的电子填5d支壳层,构成第5周期的过渡元素,一组副族。这个周期的氙(Xe,Z=54)电子排满5p支壳层完成第5周期。第6周期从铯(Cs,Z=55)开始排6s支壳层,从镧(La,Z=57)到镥(Lu,Z=71)随着原子序数的增加,电子填入4f支壳层,有的还将1个电子填入5d层,这15个元素都属于ⅢB副族,放在一个位置内称镧系元素,列在周期表主表的下面。其中从铈(Ce,Z=58)开始到镥(Lu,Z=71)共14个元素填4f支壳层构成一组,称为稀土元素。镧系元素的外壳层电子的排布都一样,只是5d或4f支壳层的排布有区别。因此其化学和物理性质相似。第 7周期从钫(Fr,Z=87)开始排7s支壳层而从锕(Ac,Z=89)开始到铹(Lr,Z=103)又是一组性质相似的锕系元素,它们的外壳层电子排布相同而6d和5f支壳层排布不同,这些元素在周期表中也放在同一位置内。第 7周期按原子结构规律应排到Z=118元素,但由于核电荷增加,静电斥力使核不稳定,从钋(Po,Z=84)开始的元素全部有放射性,特别是Z>92的超铀元素全部都是利用人工核反应产生的放射性元素。目前已发现到 109号元素。核结构理论预言在第114号元素具有184个中子的核由于其质子数和中子数都属于幻数(见核壳层模型),故这种核素将是稳定的。将来有可能用重离子加速器进行人工核反应制备这种稳定的超重核。

化合价

当一元素的原子最外壳层的s、p支壳层全部被电子充满,就不易和其他原子化合了,其化学性质最稳定。周期表中零族元素惰性气体就属此类。最外壳层电子数比8个少1个或2个的原子容易得到电子,使之充满s和p支壳层而形成负离子。最外壳层只有1个至3个电子的原子容易失去电子,形成正离子。正负离子能在静电力作用下相互吸引,形成离子键化合物。最外壳层只有4个或5个电子的原子要全部失去(或得到)电子形成8个电子的稳定结构较为困难。只能与其他原子以外层电子共有配对的方式达到8个电子的稳定结构而形成共价键化合物。元素的化合价就是原子在化学反应中得到或失去电子,或共有电子配对的数目,一般同族元素的化合价相同。对于主族元素,最高价数与族数一致。虽然ⅣA族至ⅦA族元素原子最外壳层电子数目较多要成为+4、+5、+6、+7价离子较为困难,但与非金属原子共价结合时也能形成化合价与族数一致的化合物。如CCl4、PCl5、SF6、IF7等即是。副族元素往往由于最外壳层ns支壳层电子的能量与其次外壳层(n-1)d支壳层电子能量差不多,故这两种电子有可能同时失去,从而出现较多的价态。

图 原子半径与原子体积

原子中的电子具有波动性,其分布没有明确的边界。因此原子半径与原子体积没有严格的意义。通常把分子或晶体中距离最小的两个相同原子的中心间距的一半作为原子半径。这样,用不同的化合键结合的原子半径也不同。通常原子体积是指一摩尔相同原子在液态或固态时所占的体积,其值等于原子量除以密度,它大体上相当于一个原子体积的阿伏伽德罗常数倍。由此而得的原子半径与原子体积虽不能确切代表原子的大小,但可近似地反映原子的大小,从上页图中曲线可看出,原子体积随原子序数变化的周期性。周期表中同族元素从上向下的各元素其电子壳层不断增加,原子半径不断增大。在第1~3周期(即短周期)中,同一周期内的各元素电子壳层数相同,随着原子序数的增加原子核对核外电子的吸引力逐渐增大,使原子半径逐渐减小。所以同一周期诸元素中原子半径总是碱金属的最大。在第4~7周期(即长周期)中情况比较复杂,每个周期的中部即副族元素原子半径随原子序数增加而减小的情况比较缓慢,而且还可出现稍有上升的现象。这和核电荷增加时,电子填充在次外壳层的d、f支壳层有关。因此同一周期内总的趋势是碱金属原子半径最大而惰性气体原子半径最小。

原子光谱

同族原子的光谱线系有相似的规律和谱线结构。例如碱金属原子光谱都有主线系、漫线系、锐线系和基线系等,而且主线系和锐线系的每条光谱线都是双线结构,而其他线系是三线结构。第Ⅱ 族碱土金属原子光谱必然是单线和多线结构。其他各族元素也都有类似的相似规律和谱线结构。这是由于相似的电子壳层分布的结果。

电离能

使基态原子中结合最松的那个电子电离所需要的最小能量。碱金属原子的电子壳层排布比相邻惰性气体原子多一个电子,因此各周期中元素的电离能是碱金属元素的电离能最低,表示这类原子容易丢失一个电子成为+1价离子,而惰性气体的电离能在各周期中最高,表示这类原子最稳定。各周期的其他元素的电离能都在这两者之间,随着原子序数增加而渐增,但中间还有细小的起伏,这表示各支壳层的填满和半满也有相对的稳定性。原子电离能曲线可参见原子和分子的电离。

金属性与非金属性

金属原子的电离能低,它的最外层电子容易丢失。非金属原子的电离能高,它容易吸收电子成为负离子。电子得失的难易主要取决于电子的壳层排布,主量子数n愈大,电子离核平均距离愈远,与核结合得也愈弱。电子易丢失,表现为金属性愈强。反之n值愈小,结合得愈紧,原子愈易得电子,非金属性愈强。周期表()中从左到右金属性逐渐减弱而非金属性逐渐增强。从上向下金属性逐渐增强。从硼和砹之间划一斜线,可近似地作为金属与非金属的分界线。金属性最强的元素在周期表的左下角,而非金属性最强的元素在周期表的右上角。表中所列的 107种元素大约有85种是金属,仅22种是非金属。

图

元素的化学和物理性质还有许多,大多数都呈现出周期性变化的规律,这些都是原子壳层结构理论的重要根据。

参考书目
  1. 戴安邦、沈孟长编:《元素周期表说明》,上??蒲Ъ际?a href='http://www.thecrowtv.com/baike/224/300551.html' target='_blank' style='color:#136ec2'>出版社,上海,1979。

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