元素周期律

在化学知识系统化的过程中，周期律起了重要的作用。这个定律使人们对化学元素的认识形成了一个完整的自然体系，使化学成为一门系统的科学。自 Dalton 提出原子和原子量概念之后，测定各种元素原子量的工作进展迅速，到 19 世纪中叶，已积累了 60 多种元素的原子量数据。科学家们开始研究原子量与元素性质之间的关系。[俄]Mendeleev DI 和[德]Meyer J L 等分别根据原子量的大小，将

表 1 － 2 Mendeleev D I 的第一个周期律图表（ 1869 年）

Ti=50	Zr=90	？=180.
V=51	Nb=94	Ta=182.
Cr=52	NO=96	W=186.

Mn=55 Rh=104 ， 4 Pt=197 ， 4

Fe=56 Ru=104 ， 4 Ir=198. Ni=Co=59 Pl=106 ， 6 Os=199.

H=1 Cu=63 ， 4 Ag=108 Hg=200.

Be=9 ， 4 Mg=24 Zn=65 ， 2 Cd=112

B=11	Al=27 ， 4	？=68	Ur=116	Au=197 ？
C=12	Si=28	？=70	Sn=118
N=14	P=31	As=75	Sb=122	Bi=210 ？
O=16	S=32	Se=79 ， 4	Te=128 ？
F=19	Cl=35 ， 5	Br=80	I=127
Li=7 Na=23	K=39	Rb=85 ， 4	Cs=133	Ti=204
	Ca=40	Sr=87 ， 6	Ba=137	Pb=207
	？=45	Ce=92
	？ Er=56	La=94
	？ Yt=60	Di=95

？ ln=75 ， 6 Th=118 ？

表 1-4 元素周期表与原子的价电子构型

能级组或周期	能级组内状态	1
1	1s	I A	2		原子序数	26 Fe	元素符号
		1 H S1
			II A	3	4	s2 d6 5	价电子构型 6	7	8
2	2s,2p	3 Li S1	4 Be S2
3	3s,3p	11 Na S1	12 Mg S2
				III B	IV B	V B	VI B	VII B
4	4s,3d,4 p	19 K S1	20 Ca S2	21 Sc S2d1	22 Ti S2d2	23 V s2d3	24 Cr s1d5	25 Mn s2d5	26 Fe s2d6
5	5s,4d,5 p	37 Rb s1	38 Sr s2	39 Y s2d1	40 Zr s2d2	41 Nb s1d4	42 Mo s1d5	43 Tc s2d2	44 Ru s1d7
6	6s,4f,5d ,6p	55 Cs s1	56 Ba s2	57~71 s2df	72 Hf [f14]s2d2	73 Ta s3d3	74 W s2d4	75 Re s2d5	76 Os s2d6
7	7s,5f,6d	87 Fr s1	88 Ra s2	89~103 s2df	104 Rf s2d2	105 Ha s2d3	106 Unh	107 Uns	108 Uno
元素分区	s 区	d 区
价电子构型	ns1-2	(n-1)d1-9ns1-2

				13	14	15	16	17	VIII A	元素数
									10 H S2	2
9	10	11	12	III A	IV A	V A	VI A	VII A
				5B s2p1	6C p2	7 N p3	8 O p4	9 F p5	10 Ne p6	8
				13 Al s2p1	14 Si p2	15 P p3	16 S p4	17 Cl p5	18 Ar p6	8
VIII B	I B	II B
27 Co s2d7	28 Ni\ s2d8	29 Cu s1d10	30 Zn s2d10	31 Ca s2d10p1	32 Ga p2	33 As p3	34 Se p4	35 Br p5	36 Kr p6	18
45 Rh s1d8	46 Pd s0d10	47 Ag s1d10	48 Cd s2d10	49 In s2d10p1	50 Sn p2	51 Sb p3	52 Te p4	53 I p5	54 Xe p6	18
77 Ir s2d7	78 Pt s1d9	79 Au s1d10	80 Hg s2d10	81 Tl f14s2d10p1	82n Pb p2	83 Bi p3	84 Po p4	85 At p5	86 Rn p6	32
109 Une										未完
	ds 区 (n-1)d10ns1-2	p 区
		ns2np1-6

F 区：(n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2

57~71 镧系元素	s2df	57 La d1	58 Cc f1d1	59 Pr f3	60 Nd f4	61 Pm f5	62 Sm f6
87~103 锕系元素	s2df	89 Ac d1	90 Th d2	91 Pa d1f2	92 U d1f3	93 Np f4d1	94 Pu f6

87~103

锕系元素

s2df

89 Ac

90 Th

91 Pa

d1f2

92 U

d1f3

93 Np

f4d1

94 Pu

63 Eu f7	64 Gd d1f7	65 Tb f9	66 Dy f10	67 Ho f11	68 Er f12	69 Tm f13	70 Yb f14	71 Lu d1f14
95 Am f7	96 Cm d1f7	97 Bk f9	98 Cf f10	99 Es f11	100 Fm f12	101 Md (f13)	102 No (f14)	103 Lr (d1f14)

95 Am

96 Cm

d1f7

97 Bk

98 Cf

f10

99 Es

f11

100 Fm

f12

101 Md (f13)

102 No (f14)

103 Lr (d1f14)

元素进行分类排队，发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期性变化。1869 年 Mendeleev 提出周期律及其具体表现形式的周期表如图表 1－2 所示，1871 年又作修改，如表 1－3 所示。他根据周期律修正了铟（In）、铀（U）、钍（Th）、铯（Cs）等 9 种元素的原子量，他还预言了 3 种新元素

及其特性，并暂取名为类铝、类硼、类硅，这就是 1871 年发现的镓（Ga）、

1880 年发现的钪（Sc）和 1886 年发现的锗（Ge）。这些新元素的原子量、密度和物理化学性质都与 Mendeleev 的预言惊人相符，周期律的正确性立即获得举世公认。至于认识周期律的内在原因，则到本世纪 30 年代量子力学发展并弄清了各元素的核外电子排布之后，人们才知道元素在周期表中的位置决定于原子的核外电子结构，特别是与最外层电子排布密切有关。表 1－4 是目前常用的周期表，并注明了外层电子结构，形式虽与当年 Mendeleev 周期表有所不同，但关于周期、主族、副族等基本概念还是一脉相承的。1882 年 Mendeleev DI 和 Meyer J L 共获英国皇家学会的最高荣誉－－戴维奖章。现在已知的 111 种元素在周期表里各就各位，有条不紊，横向分为 7 个周期，纵向分为 18 列，其中 1～2 和 13～18 列（即 IA～ⅧA）为主族元素，第 3～ 12 列（即ⅢB～ⅡB）为副族元素。

表 1 － 5 周期与能级组的关系

周期	能级组	能级组内各原子轨道	元素数目
1 2 3 4 5 6 7	Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ	ls 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d	2 8 8 18 18 32 23 未完

Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ

Ⅶ

ls 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p

7s5f6d

23 未完

按原子核外电子排布的规律可知随原子核电荷（即原子序数）递增时，最外层电子数目总是由 s1 至 s2p6 重复变化，一个周期相应于一个能级组，它所包含的元素数目恰好等于该能级组所能容纳的最多电子数目。各周期与相对应的能级组的关系如表 1－5 所示。

参考表 1－4，按价电子构型的不同，周期表可以分为 s，p，d，ds 和 f 五个区。

s 区元素：包括ⅠA 和ⅡA 族（第 1 和第 2 列），价电子构型为 ns1~2； p 区元素：包括ⅢA～ⅧA 族（第 13～18 列），价电子构型为 ns2np1~6； d 区元素：包括ⅢB～ⅧB 族（第 3～10 列），价电子构型为 ns1~2（n－1）

d1~10，常称为过渡元素；

ds 区元素：包括ⅠB～ⅡB 族（第 11～12 列），价电子构型为 ns1~2（n

－1）d10；

f 区元素：包括镧系和锕系元素，价电子构型为（n－2）f1~14（n－1）

d0~2ns10。这些元素本应插入主表相应位置中，只是便于按正常篇幅安排，才将它们取出放在周期表下方。