元素周期表常数.doc

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]MendeleevDI和[德]MeyerJL等分别根据原子量的大小,将表1-4元素周期表与原子的价电子构型元素进行分类排队,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MendeleevDI和MeyerJL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。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。主族元素的族数=原子的最外层电子数目=主族元素的最高化合价数。元素的化学性质很大程度上取决于价电子数。在同一族中,不同元素虽然电子层数不相同,然而都有相同数目的价电子数。例如碱金属最外层都是n1,卤族元素都是ns2np5。因此,同一族元素性质非常相似,碱金属都容易失去一个s电子,成为正一价离子,表现出很强的金属性质。卤素最外层有7个电子(s2p5),有夺取一个电子形成负离子的倾向,是典型的非金属。在表1-4中右边阶梯式的黑线是金属元素和非金属元素的分界线。过渡