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元素周期表

## 元素周期表
19 世纪初，许多新的元素被相继发现，化学家开始关注这些元素在化学性质和物理性质上的相似性和递变性。1869年，俄国化学家门捷列夫（Dmitry Ivanovich Mendeleyev，1834—1907）在当时已知的63种元素的性质和原子量①相互关系的基础上，编制了一份元素周期表。随着不断地研究和修正，现代的元素周期表逐渐发展为图4.1 和附录Ⅳ所示的这种常见形式

![img-text](/uploads/2025-10/b9ce7d.jpg)

元素在元素周期表中排列的序号，我们称为原子序数。在元素周期表中，原子序数从左到右、从上到下都是依次递增的。元素周期表中的横行称为周期，纵列称为族。

元素周期表中共有 7 个周期，其中第 1、 2 、 3 周期称为短周期，第4、5、6、7周期称为长周期。周期表中有 18 个纵列，依次为 $1 \sim 18$ 族。其中，第 1、2、13 $\sim 17$ 族，即 IA $\sim$ VIIA族，为主族元素；第11、12、3 $\sim 7$ 族，即 IB $\sim$ VIIB 族，为副族元素；第8、9、10族，为第VIII族；第 18 族为 0 族。

> 主族元素中，IA～VIIA族也分别称作碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族和卤族。

## 元素周期律
对原子序数为1～18的元素进行研究，有助于我们认识更多种元素之间的关联和元素性质变化的规律性。

1. 随着原子序数的递增，依次列出第2、3周期主族元素的主要化合价（指最高正化合价和最低负化合价），找出其中变化的规律。
2. 原子半径是描述原子大小的参数，根据表4.1中数据，在图4.5中画出随着原子序数的递增，3～9号、11～17号元素的原子半径变化的折线图，分析原子半径变化的规律。

![图片](/uploads/2025-10/c20359.jpg)
 
 我们可以发现，随着原子序数的递增，元素的主要化合价、原子半径均呈现出周期性变化。

> 金属性和非金属性的 相对强弱通常，元素非金属性越强，元素原子得电子能力越强，元素的单质越容易与氢气化合，生成的气态氢化物越稳定，元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强。元素金属性越强，元素原子失电子能力越强，元素的单质与水（或酸）反应越容易置换出氢气，元素最高价氧化物对应水化物的碱性越强。

###  1. 同周期元素性质的递变规律
通过上述讨论我们知道，同周期元素（除稀有气体元素外），从左向右，随着原子序数的递增，原子半径依次减小，呈现周期性的变化。那么元素的化学性质是否也有类似的周期性变化规律呢？

**实验** 钠、镁、铝元素性质的递变
1．取一小块绿豆大小的金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油，将其投入滴有 2 滴酚酞试液的盛有 100 mL 水的烧杯中；另取一小段镁带和铝条，用砂纸打磨除去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管中，各加入 2 mL 水，再滴入 2 滴酚酞试液，加热、观察并记录实验现象。

2．取一小段镁带和铝条，用砂纸打磨除去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再向试管中各加入 $2 \mathrm{~mL} 2 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}$ 盐酸，观察并记录实验现象。

3．在试管中加入 $2 \mathrm{~mL} 0.5 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1} \mathrm{Al}_2\left(\mathrm{SO}_4\right)_3$ 溶液，然后滴加氨水，直至不再产生白色 $\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_3$ 沉淀为止。将所得沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加 $1 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}$ 硫酸，向另一支试管中滴加 $2 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1} \mathrm{NaOH}$ 溶液。边滴边振荡，观察实验现象。用 $2 \mathrm{~mL} 1 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1} \mathrm{MgSO}_4$ 溶液代替 $\mathrm{Al}_2\left(\mathrm{SO}_4\right)_3$ 溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。

实验表明（图4.6）：金属钠与冷水发生剧烈反应，烧杯内溶液变红；金属镁与冷水反应缓慢，加热后镁带表面有少量气泡，试管内溶液变红；金属铝加热后与水的反应也不明显，滴入酚酞试液后溶液几乎不呈红色。镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应剧烈得多（图4.7）

**氢氧化铝的两性**
氢氧化铝溶于强酸生成相应的铝盐，也能溶于强碱生成四羟基合铝酸盐，因此它是一种两性氢氧化物。

$$
\begin{aligned}
2 \mathrm{Al}(\mathrm{OH})_3+3 \mathrm{H}_2 \mathrm{SO}_4 & =\mathrm{Al}_2\left(\mathrm{SO}_4\right)_3+6 \mathrm{H}_2 \mathrm{O} \\
\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_3+\mathrm{NaOH} & =\mathrm{Na}\left[\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_4\right]
\end{aligned}
$$

![图片](/uploads/2025-10/c5eefb.jpg){WIDTH=400PX}
 
  ![图片](/uploads/2025-10/04021e.jpg)
  
 通过对第3周期元素性质的比较可知：随着原子序数的递增，同周期元素（除稀有气体元素外），从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

![图片](/uploads/2025-10/c9c861.jpg)
 
 
### 2. 同主族元素性质的递变规律
碱金属元素指元素周期表中第1族（或ⅠA族）除氢以外的元素，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫

![图片](/uploads/2025-10/a59eb9.jpg)

人们发现碱金属元素的化学性质相似，其单质都能与氧气、水等发生反应，而最高价氧化物对应水化物一般都具有很强的碱性。不过，从锂到铯，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，元素的金属性逐渐增强。与水发生反应时，铷、铯的反应要比钾、钠的反应更加剧烈。碱金属在物理性质上也表现出一定的相似性和递变性，例如，它们都比较柔软、熔点较低等。

![图片](/uploads/2025-10/7dabdd.jpg)
 
###  卤族元素
 卤族元素是元素周期表中第 17 族（或VII A族）元素的总称，包括氟、氯、溴、碘和砹。在第2章＂海洋中的卤素资源＂我们知道 $\mathrm{Cl}_2$ 可将 $\mathrm{Br}^{-} 、 \mathrm{I}^{-}$氧化成 $\mathrm{Br}_2$ 和 $\mathrm{I}_2, \mathrm{Br}_2$可将 $\mathrm{I}^{-}$氧化成 $\mathrm{I}_2$ 。
 
卤族元素单质的化学性质表现出相似性和递变性。从氟到碘，其气态氢化物的热稳定性逐渐减弱（表4.4），其最高价氧化物对应水化物的酸性也逐渐减弱。总体而言，

![图片](/uploads/2025-10/352684.jpg)
 
 对其他主族元素的化学性质进行探讨，也会得到类似的结论。总之，在同主族元素中，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
 
 ![图片](/uploads/2025-10/81962b.jpg)
 
 在大量科学研究的基础上，人们归纳出这样一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律就称为元素周期律。元素周期律建立的意义在于它把自然界的元素视为具有内在联系的统一体，表明元素性质的变化是一个由量变到质变的过程。元素周期律对于20世纪原子结构模型的建立也有重要的启示作用，促进了化学和物理学共同深入研究原子、分子的结构和性质。
 
## 元素周期表的应用
元素周期表是元素周期律的具体表现，是学习和研究化学的一种重要工具。我们可以利用元素的性质、在周期表中的位置和原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。
门捷列夫曾用周期律预言未知元素并得到了证实。现在人们可以借助元素周期律和元素周期表，来寻找具有特定性质的新物质和新材料。例如，通常用来合成农药的元素，如氟、磷、硫、氯、砷等元素在周期表处于一定的区域，对这个区域里的元素进行充分的研究，有助于创造出新品种的农药。再如，我们可以在含过渡元素的物质中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。

随着原子序数的递增，卤族元素的非金属性逐渐减弱。

## 化学史话
了解元素周期表发展史还是非常有意义的，可以了解古往今来科学家对科学孜孜不倦的探寻。

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