元素周期表最新版本

.,元素周期表,.,某些元素在人体组织、体液中富集情况图,.,元素符号的首创者,贝采里乌斯还创造性地发展了一套表达物质化学组成和反应的符号体系，他用拉丁字母表达元素符号,一直沿用至今。,.,元素周期系理论的发展过程,1869年门捷列夫提出元素周期律的理论1894年-1898年稀有气体的发现。1913年莫斯莱定律20世纪初期，逐步发展起来原子电子层结构理论和原子核结构理论，1940-1974年人们提出并证实了第二个稀土族元素锕系元素的存在。人类对元素周期律理论的认识到目前并未完成。,.,元素周期表,1869年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的60多种元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。,1911年,年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征X射线时发现，门捷列夫化学元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。,.,.,门捷列夫短式周期表,.,揭示了原子核外电子组态的周期发展是周期律的原因，本质元素周期律是20世纪科学技术发展的重要理论依据之一，它对元素及其化合物的性质有预测性，为寻找并设计具特殊性质的新化合物有很大指导意义，极大地推动了现代科学技术的发展。元素周期系与周期律是量变引起质变。门捷列夫周期律是人类认识史和科学史上划时代的伟大发现科学是一个精益求精的过程,.,“长式”周期表每个周期占一个横排。这种三角形周期表能直观地看到元素的周期发展，但不易考察纵列元素（从上到下）的相互关系，而且由于太长，招致排版和印刷的技术困难。,.,宝塔式或滴水钟式周期表。这种周期表的优点是能够十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外电子能级的增多而螺旋性发展的，但它们的每个横列不是一个周期，纵列元素的相互关系也不容易看清。,.,元素周期表,.,维尔纳长式周期表:是由诺贝尔奖得主维尔纳（AlfredWerner1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表。超重元素：幻数，如：114,.,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,主族,副族,族,零族,族的结构,.,元素周期表的分区,.,周期表的自然结构,.,元素周期表,编排原则,1.按原子序数递增的顺序从左到右排列2.将电子层数相同元素排成一个横行3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行,构造,周期：表中的每一横行。短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）族：7主(长短周期元素)、7付(仅有长周期元素)、零(稀有气体)、VIII(8.9.10三纵行)镧锕系:为紧凑周期表而列在外。,要求,1）原子序数：记两头推中间（1H+2+8+8+18+18+32+32）2）每周期所含元素（2.8.8.18.18.32.23）,.,基态原子电子组态,表：基态电中性原子的电子组态,1氢H1s12氦He1s23锂LiHe2s14铍BeHe2s25硼BHe2s22p16碳CHe2s22p27氮NHe2s22p38氧OHe2s22p49氟FHe2s22p510氖Ne1s22s22p611钠NaNe3s112镁MgNe3s213铝AlNe3s23p114硅SiNe3s23p2,15磷PNe3s23p316硫SNe3s23p417氯ClNe3s23p518氩Ar1s22s22p63s23p619钾KAr4s120钙CaAr4s221钪ScAr3d14s222钛TiAr3d24s223钒VAr3d34s224铬Cr*Ar3d54s125锰MnAr3d54s226铁FeAr3d64s227钴CoAr3d74s228镍NiAr3d84s2,“电子仁”或“电子实”,价电子层,价层电子,.,基态原子电子组态,表：基态电中性原子的电子组态,29铜Cu*Ar3d104s130锌ZnAr3d104s231镓GaAr3d104s24p132锗GeAr3d104s24p233砷AsAr3d104s24p334硒SeAr3d104s24p435溴BrAr3d104s24p536氪KrAr3d104s24p637铷RbKr5s138锶SrKr5s239钇YKr4d15s240锆ZrKr4d25s241铌Nb*Kr4d45s142钼Mo*Kr4d55s1,43锝TcKr4d55s244钌Ru*Kr4d75s145铑Rh*Kr4d85s146钯Pd*Kr4d1047银Ag*Kr4d105s148镉CdKr4d105s249铟InKr4d105s25p150锡SnKr4d105s25p251锑SbKr4d105s25p352碲TeKr4d105s25p453碘IKr4d105s25p554氙XeKr4d105s25p655铯CsXe6s156钡BaXe6s2,.,基态原子电子组态,表：基态电中性原子的电子组态,57镧La*Xe5d16s25铈Ce*Xe4f15d16s259镨PrXe4f36s260钕NdXe4f46s261钷PmXe4f56s262钐SmXe4f66s263铕EuXe4f76s26钆Gd*Xe4f75d16s265铽TbXe4f96s266镝DyXe4f106s267钬HoXe4f116s268铒ErXe4f126s269铥TmXe4f136s270镱YbXe4f146s2,71镥LuXe4f145d16s272铪HfXe4f145d26s273钽TaXe4f145d36s274钨WXe4f145d46s275铼ReXe4f145d56s276锇OsXe4f145d66s277铱IrXe4f145d76s278铂Pt*Xe4f145d96s179金Au*Xe4f145d106s180汞HgXe4f145d106s281铊TlXe4f145d106s26p182铅PbXe4f145d106s26p283铋BiXe4f145d106s26p384钋PoXe4f145d106s26p4,.,原子最外层电子数呈现周期性变化,.,元素周期系,非金属三角区周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。,处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”，例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体;又例如，砷是非金属，气态分子为类磷的As4，但有金属型的同素异形体，锑是金属，却很脆，电阻率很高，等等，半金属的这类两面性的例子很多。,.,化学元素周期表是化学元素周期律的具体表现，是化学元素性质的总结。对某个元素可从周期表中直接得到下列数据：元素的名称、符号、原子序数、原子量、电子组态、族数和周期数，可从元素在周期表中的位置判断它是金属、非金属或类金属，估计它的电离能、密度、原子半径、原子体积和氧化态等等。,.,原子结构参数,原子的性质用原子结构参数表示：包括：原子半径(r)、有效核电荷(Z*)、电离能(I)、电子亲和能(Y)、电负性()、化合价、电子结合能等。原子结构参数分为两类：一类与气态自由原子的性质关联，如I、Y、原子光谱线波长等，与别的原子无关，数值单一；另一类是用来表征化合物中原子性质的参数，如原子半径，因原子并没有明显的边界，原子半径在化合物中才有意义，且随化合物中原子所处环境不同而变。,.,原子半径,通常所说的原子半径是指化合物中相邻两个原子的接触距离为该两个原子的半径之和。不同的化合物原子间的距离不同，原子半径随所处环境而变。标志原子大小的原子半径有金属原子半径、共价单键半径、共价双键半径、离子半径和范德华半径等，而且其数值具有统计平均的含义。因此在比较原子半径变化的规律性时，应该注意上述问题。根据量子力学理论，1965年定义原子最外层原子轨道电荷密度（即D函数）最大值所在球面为原子半径，用量子力学方法计算得出一套所谓“轨道半径”的理论原子半径。,.,我们通常是用实验方法测定原子形成各种分子或固体后的核间距，对于同种原子，测得的核间距除以2，就得到该原子的半径，对于异种原子（设为AB），只要已知其中一种元素（如A）的原子半径，就可用核间距（如AB）求取另一种元素（如B）的原子半径。,.,原子的电离能,气态原子失去一个电子成为一价气态正离子时所需的最低能量称为原子的第一电离能。衡量一个原子(或离子)丢失电子的难易程度电离能的大小和原子的价态、原子轨道能级的高低有关。过渡金属的价电子数较多，电离能的大小相差不大，具有多价态性。电离能中第一电离能最重要，其元素周期性规律也最明显。,.,一般用In作为电离能的符号，n=1，2，3，.分别叫第一电离能、第二电离能、第三电离能，.。实质上，电离能是原子或离子的能量与它失去电子得到的产物的能量之差,如:A(g)A+(g)+eI1=DE=E(A+)E(A)A+(g)A2+(g)+eI2=DE=E(A2+)E(A+)除氢原子和类氢原子外，所有多电子原子（或离子）的电离能跟“离去电子”的“轨道能”并不恰好相等。图：第一电离能的周期性,.,原子的电子亲和能,气态原子获得一个电子成为一价负离子时所放出的能量。A(g)+eA(g)+Y电子亲和能的大小既与原子核对该电子的吸引有关，又与该电子受到的排斥作用有关。同一周期、同一族中元素的电子亲和能没有单调的变化规律。,.,原子的电负性,用以量度原子对成键电子的吸引能力的相对大小。金属元素的电负性较小，非金属的较大。电负性是判断元素金属性的重要参数。,Pauling电负性化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小。1932年，泡林提出电负性的概念，用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小（）。,一个物理概念，确立概念和建立标度常常是两回事。同一个物理量，标度不同，数值不同。电负性可以通过多种实验的和理论的方法来建立标度。,.,.,最经典的电负性标度是泡林标度。假定氟的电负性为4.0，作为确定其他元素电负性的相对标准。Pauling的电负性标度(p)：以F的电负性为4.0作为相对标准，由一系列电负性数据拟合，得出经验方程：AB0.1021/2；AB表示AB键中A原子和B原子的电负性差，表示AB键键能与AA键和BB键键能的几何平均值之差。例如，HF键的键能为565kJmol1，HH和FF键的键能分别为436和155kJmol1，它们的几何平均值为(436155)1/2=260。305kJmol1，则H的电负性为B4.00.102(305)1/22.2Pauling的电负性标度是用两元素形成化合物时的生成焓（键能）的数值来计算的，是测定电负性的依据。,.,1934年马利肯(R.S.Mulliken1896-1986)建议把元素的第一电离能和电子亲和能的平均值(I1+E)/eV=c作为电负性的标度。尽管由于电子亲和能数值不齐全，马利肯电负性数值不多，但马利肯电负性(Mc)与泡林电负性(Pc)呈现很好的线性关系Pc=(0.336Mc-0.207),可见马利肯对电负性的思考对理解电负性跟电离能与电子亲和能的关系以及电负性的物理意义很有帮助。,.,1957年阿莱（A.L.Allred）和罗周(E.Rochow)又从另一个角度建立了一套电负性的新标度：c=(0.359Z*/r2)+0.744,其中Z*为原子核有效电荷，r为原子半径。阿莱-罗周电负性与泡林电负性也吻合得很好，而且，还可以求得不同价态的原子的电负性，如Fe2+:1.8,Fe3+:1.9,Cu+:1.9,Cu2+:2.0等，又一次加深了对电负性的理解。考虑到电负性的应用主要是定性地判断化学键的性质，我们仍取经典的、尽管较粗略但数据却相对好记忆的泡林标度。分子的许多性质可以通过泡林电负性进行理论估算,例如,用电负性可以估算共价键的离子性百分数等。,.,元素周期性,一、原子半径,.,原子半径周期性变化,.,离子半径的变化规律,1、同一主族元素相同价态离子半径从上到下依次增大；,2、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小（如半径：O2-Cl-K+Ca2+）；,3、阳离子半径小于其对应的原子半径，阴离子半径大于其对应的原子半径；（如半径：Cl-Cl,Na+Na）；,4、同一元素高价态的阳离子半径小于低价态的阳离子半径(如半径：Fe3+2.0；s区金属电负性大多小于1.2；而d-,ds-和p-区金属的电负性在1.7左右。金属的电负性小，非金属的电负性大，2可作为金属和非金属的分界点；同周期从左到右电负性增加，同族从上到下电负性减小；电负性差别大离子键为主，电负性相近的非金属元素以共价键结合，金属元素以金属键结合，还有过渡性化学键，电负性是研究键型变异的重要参数；Ne的电负性最大(4.79)，几乎不能形成化学键；Xe(2.58)比F和O的电负性小，可形成氟化物和氧化物，Xe和C的电负性相近，可形成共价键。,.,五、氧化态1、正氧化态绝大多数元素的最高正氧化态等于它所在族的序数。但氧通常为-1和-价,氟没有正氧化态，IB族铜银金的最高氧化态则全超过+1，已知的最高价分别为+4，+3和+5。80年代出现的钇钡铜氧高临界温度超导体中,铜呈+2和+3两种氧化态。AgO中的银呈+1和+3两种氧化态。,非金属表现正氧化态形成真正意义的正离子存在的寿命极短，大多数场合它们表现的正氧化态只是将共价键里的电子对偏离到另一元素原子一方。稀有气体中的氙可以形成如XeO4这样的化合物，其中氙的氧化态是+8。,.,.,2、负氧化态非金属元素普遍可呈现负氧化态。它们的最低负氧化态等于族序数减8。过去认为金属不可能呈现负氧化态，但在金属羰基化合物的衍生物中，负氧化态金属不是个别的例子，例如，我们可认为在Mn2(CO)10中锰的氧化态为零(其中CO可看成电中性分子)，则在羰基化合物衍生物Mn(CO)5中，可认为锰呈1氧化态。更惊人的是，在1974年有一个叫Dye的美国人合成了一种晶体，并令人确信无疑地证实其中半数钠原子呈1氧化态，且是切切实实的互相独立的Na离子(该化合物中另一半钠原子则逐个地被封闭在一种叫做穴醚的笼状分子中，为Na+离子)。,.,元素化合价呈周期性递变,HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClAr,.,.,位置,性质,结构,最外层电子数电子层数,（族）纵（横）周期,原子序数,相似性,递变性,.,应用,找元素之最,最活泼金属Cs、最活泼非金属F2最轻的金属Li、最轻的非金属H2最高熔沸点是C、最低熔沸点是He最稳定的气态氢化物HF，含H%最大的是CH4最强酸HClO4、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属AlO,找半导体：在“折线”附近SiGeGa找农药：在磷附近PAsSClF找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素FeNiPtPdRh,.,相对论效应对元素周期性质的影响,相对论效应：光速的有限值与把光速看作无穷大时互相比较所产生的差异。物质的质量随运动速度而变：,相对论的稳定效应：重原子由于运动速度快，质量增大，轨道半径收缩而使能量降低的效应。按Bohr模型，H原子1s电子：mv2/r=e2/40r2，mvr=nh/2，则，mv=nh/2rv=e2/40r（2r/nh）e2/20hn，n=1，用原子单位，v=1au=2.187106m/s只有光速的1/137，此时m为m0的1.00003倍，差别不大。对于原子序数为Z的原子，1s电子的平均速度为v=Z/n=Zau，速度增大Z倍。如Hg原子，Z=80，m=1.23m0，由于r=n2h20/me2Z，m增大，r收缩。由于正交性，2s，3s，4s，5s，6s等轨道也必将产生大小相当的轨道收缩和相应的能量降低效应。第6周期元素的许多性质可用6s轨道上的电子具有特别大的相