对元素周期律的研究—— 六元素表
1864年，德国人迈那耳（Meyer，1830—1895） 发表了《 六元素表》。 在表中，他根据物理性质和相对原子质量递增的 顺序把性质相似的元素六种、六种地进行分族， 排出一张元素分类表。这张表比以往任何一张元 素分类表都高明，但有致命缺点，那就是只盲目 按相对原子质量递增排列，而未空出应有的位置 来。其次，它按物理性质排列，很难揭示元素内 在联系，而且包括的元素并不多，还不到当时已 知元素的一半。
第VIII族
包括第8、9、10 纵行
（1）周期号数等于电子层数。 （2）各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能 容纳的电子总数。 （3）主族元素的族号数等于原子最外层电子数。
（4）长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区， p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和 锕系)是f区元素
Li
金 属 性 逐 渐 增 强
F
金 属 性 逐 渐 增 强 ， 非 金 属 性 逐 渐 减 弱
3锂 Na
11钠 K 19钾 Rb 37铷 Cs 55铯
9氟 Cl 17氯 Br 35溴 I 53碘 At 85砹
金 属 性 逐 渐 减 弱 ， 非 金 属 性 逐 渐 增 强
元素的金属性和非金属性递变小结
有效核电荷
屏蔽效应：内层和同层电子对某一选定电 子的排斥作用，实际上削弱了原子核对该 电子的吸引作用。
原子核作用于该电子的有效核电荷 Z* = Z －σ ，σ 叫做屏蔽常数
原子半径(atomic radius)
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。
迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。
门捷列夫的元素周期表（1869）
门捷列夫的元素周期表
现代元素周期表
维尔纳长式周期表
阿尔弗雷德· 维尔纳（Alfred Werner， 1866-1919） 法裔瑞士籍化学家
发展了化合价理论
配位化学奠基人，1913年获诺 贝尔化学奖
现代元素周期表的特点
八主八副八与零 三短三长一不全 将同一能级的元素按原子序数从小到大排 列成一个横行,即周期 把最外层电子数相同的元素按电子层数递 增的顺序从上到下排成纵行，即族
◆ 如果原子吸引电子的趋势相对较强, 元素在该化合物中显示电负 性(electronegative);如果原子吸引电子的趋势相对较弱,元素在该 化合物中则显示电正性(electropositive).
化合物 ClO2 (Cl-O化合物) HCl 电负性元素 O(3.44) Cl(3.16) 电正性元素 Cl(3.16) H(2.20)
总结:
短周期
第一周期
第二周期 第三周期 第四周期
—— 2 种 —— 8 种 —— 8 种
周期
（7个） 长周期
—— 18 种
—— 18 种 —— 32 种 —— 26 种
第五周期 第六周期
不完全周期 第七周期 主族
共 8个主族，包括短周期和长周期元素
族
（16个）
0族 副族
稀中
同周期原子半径的变化趋势 (二) 相邻元素的减小幅度：主族元素 > 过渡元素 > 内过渡元素
◆ 第3周期前7个元素平均减小:
[ r(Na) - r(Cl)]/6 = [191 pm - 99 pm]/6 = 15.3 pm ◆ 第一过渡系10个元素平均减小: [ r(Sc) - r(Zn)]/9 = [164 pm - 137 pm]/9 = 3.0 pm ◆ 镧系15个元素平均减小: [ r(La) - r(Lu)]/14 = [188 pm - 173pm]/14 = 1.1 pm
◆ 电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表。例如 Mulliken 电负性标度，Pauling电负性标度(以热化学为基础)和 AllredRochow 电负性标度。
电负性变化的形象表示
元素的金属性与非金属性
元素的金属性：原子失去电子成为阳离子 的能力电离能 元素的非金属性：原子得到电子成为阴离 子的能力电子亲和能
X(g) + e- == X- (g) X- (g) + e- == X 2- (g) 例如，O- (g) + e- == O2- (g) A2 = -780 kJ . mol-1
A Δr H m
◆ 电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度。 ◆ 与电离能相反，电子亲和能表达原子得电子难易的程度。 ◆ 元素的电子亲和能越大，原子获取电子的能力越强,即非金属性越强。
同位素在周期表里占据同一位置。 同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异 在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态， 各种同位素的原子个数百分比(丰度)一般为定值。
对元素周期律的研究—— “三素组”
1829年，德国化学家德贝莱纳（Dobereiner， 1780—1849），根据元素性质的相似性提出了 “三素组”学说。他归纳出了5个“三素组” Li Na K Ca Sr Ba P As Sb S Se Te Cl Br I 在每个“三素组”中，中间元素的相对原子质量 约是其他两种元素相对原子质量的平均值，而且 性质也介于其他两种元素之间。但是，在当时已 经知道的54种元素中，他却只能把15种元素归入 “三素组
一般来说，金属电负性小于2，非金属的电 负性大于2
元素的金属性和非金属性强弱的判断依据
元素单质与酸反应的难易 （易～强） （易～强）
元素
金属性
元素单质与水反应的难易
元素最高价氧化物的水化物（氢氧化物）
的碱性强弱
（强～强）
元素最高价氧化物的水化物 （含氧酸） 元素 非金属性
的酸性强弱
（强～强）
元素单质与氢气反应的难易 （易～强）
很强, 有效核电荷增加甚小。
原子半径
镧系收缩 镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数 的增加而逐渐减小的现象称为镧系收缩。 镧系收缩的结果 ⅣB Zr和Hf 每对原子的原子半径和离子半径较 ⅤB Nb和Ta 接近，化学性质也十分相似，造成这 三对元素在分离上十分困难。 ⅥB Mo和W
电离能 I ( ionization energy)
Question
原子结合电子的过程是放热还是吸热?
◆ 原子结合电子的过程中存在两种相反的静电作用力：价层原有 电子与外来那个电子之间的排斥力；原子核与外来电子之间的 吸引力。是放热还是吸热, 决定于吸引力和排斥力哪一种起支 配作用。 ◆ 电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用, 发生放热过 程,第一电子亲和能通常为正值。 ◆电子加进阴离子时排斥力起支配作用, 发生吸热过程, 第二、第 三电子亲和能都为负值。
非金属性逐渐增强
H
金 属 性 逐 渐 增 强
Li
Be
B Al Ga In Tl
C Si Ge Sn Pb
N P As Sb Bi
O S Se Te Po
F Cl Br I At
Na Mg K Rb Cs Ca Sr Ba
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
元素的氧化值
元素的氧化值表示化合物中各个原子所带的电荷数。 （1）在单质中元素的氧化值为零。 （2）氧在化合物中的氧化值一般为–2 ，仅在OF2中为+2； 在过氧化物（如H2O2、Na2O2等）中为–1；在超氧化物 （如KO2）中为–1/2。 （3）氢在化合物中的氧化值一般为+1。仅在与活泼金属生 成的离子型氢化物（如NaH、CaH2)中为-1。 （4）碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为+1和+2； 氟的氧化值总是-1。 （5）在任何化合物分子中各元素氧化值的代数和等于零； 在多原子离子中各元素氧化值的代数和等于该离子所带电 荷数。
解 释: ◆ 主族元素: 电子逐个填加在最外层, 对原来最外层上的电子的屏蔽参数(σ)小, 有效 核电荷(Z*) 迅速增大。例如, 由Na(Z=11)至Cl (Z=17), 核电荷增加6, 最外层3s电子
感受到的有效核电荷则增加4.56(由2.51增加至7.07)。
◆ 过渡元素: 电子逐个填加在次外层, 增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽 较强, 有效核电荷增加较小。 ◆ 内过渡元素: 电子逐个填加在外数第三层, 增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽
电离能涉及分级概念。基态气体原子失去最外层一个电子成为 气态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能, 再从正离子相继逐个失 去电子所需的最小能量则叫第二、第三 … 电离能。各级电离能符 号分别用I1、I2、I3 等表示, 它们的数值关系为I1＜I2＜I3…. 这种关系 不难理解, 因为从正离子离出电子比从电中性原子离出电子难得多, 而且离子电荷越高越困难。 E (g) == E+ (g) + eI1
对元素周期律的研究—— “八音律”
1865年，英国皇家农业学会化学师纽兰兹 (A.Y.Newlands，1837—1898)把当时已知的62 种元素按相对原子质量由小到大的顺序排列，每 当排列到第八种元素时就会出现性质跟第一个元 素相似的情况，犹如八度音阶一样。 没有充分估计到当时的相对原子质量测定值可能 有错误，而是机械地按相对原子质量由小到大顺 序排列 没有考虑到还有未被发现的元素，没有为这些元 素留下空位，更未能揭示元素从量变到质变这一 重要规律。
现代元素周期表的特点
e、元素的分区
s区 ns1-2 p区 ns2np1-6 过渡元素 d区 （n-1)d1-9ns1-2 ds区 (n-1)d10ns1-2 f区 (n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2 内过渡元素
元素性质的周期性
有效核电荷 原子半径 电离能 电子亲和能 电负性 元素的金属性和非金属性 元素的氧化值 ……
金属半径(metallic radius)