第三节 元素周期表

门捷列夫与元素周期表

　　在十九世纪初期，人们已经发现了不少元素。在这些元素的状 态和性质方面，有些极为相似，有些则完全不同，有些元素在某些性质方面很相似，但在另一些方面却又差别很大。化学家们很自然地产生了一种寻求元素相之间内在联系从而把元素作一科学分类的要求。科学家们在这方面作了不少的工作，曾发表了部分元素间相互联系的论述。

　　1829年德国段柏莱纳根据元素性质的相似性，提出“三素组”的分类法，并指出每组中间元素的原子量大约等于两端的元素原子量的平均值。但他当时只排了五个三素组，还有许多元素没找到其间相互联系的规律。

　　1864年德国迈耶按元素的原子量顺序把元素分成六组，使化学性质相似的元素排在同一纵行里。但也没有指出原子量跟所有元素之间究竟有什么联系。

　　1865年英国纽兰兹把当时所知道的元素按原子量增加的顺序排列，发现每个元素  它的位置前后的第七个元素有相似的性质。他称这个规律叫“八音律”。他的缺点在于机械地看待原子量，把一些元素（Mn、Fe等）放在不适当的位置上而把表排满，没有考虑发现新元素的可能性。

　　直到1868年，迈耶发表了著名的原子体积周期性图解。都末找出元素间最根本的内在联系，但却一步步地向真理逼近，为发现元素周期律开辟了道路。

　　与迈耶尔相似，以先行者提供的借鉴为基础，门捷列夫通过自己顽强的努力，于1869年2月编成了他的第一张元素周期表。1869年3月18日，俄国化学会举行学术报告会，门捷列夫因病未能出席，他委托他的同事、彼得堡大学化学教授门许特金代他宣读他的论文《元素性质和原子量的关系》。在论文中，他指出：

　　(1)按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性变化。

　　(2)化学性质相似的元素，或者是原子量相近（如Pt，Ir，Os），或者是依次递增相同的数量（如K，Rb，Cs）。

　　(3)各族元素的原子价（化合价）一致。

　　(4)分布在自然界的元素都具有数值不大的原子量值，具有这样的原子量值的一切元素都表现出特有的性质，因此可以称它们是典型的元素。

　　(5)原子量的大小决定元素的特征。

　　(6)应该预料到许多未知元素将被发现，例如排在铝和硅后面的、性质类似铝和硅的、原子量位于65～75之间的两种元素。

　　(7)当我们知道了某些元素的同类元素的原子量后，有时可借此修正该元素的原子量。

　　(8)一些类似的元素能根据其原子量的大小被发现出来。

　　正如门捷列夫所指出的，周期律的全部规律性都表述在这些原理中。其中最主要的是元素的物理和化学性质随着原子量的递增而做着周期性的变化。他的卓见没有立即被接受。他的老师、俄国化学家齐宁甚至训诫他是不务正业。在这种压力下，门捷列夫没有象纽兰兹那样伤心地放弃对新理论的研究，他不顾名家的指责和嘲笑，继续为周期律的揭示而奋斗。经过两年的努力，1871年他发表了关于周期律的新论文。文中他果断地修正了前一个元素周期表。例如在前一表中，性质类似的各族是横排，周期是竖排；而在新表中，族是竖排，周期是横排，这样各族元素化学性质的周期性变化就更为清晰。同时他象迈耶尔那样，将那些当时性质尚不够明确的元素集中在表格的右边，形成了各族元素的副族。在前表中为尚未发现的元素留下的4个空格，在新表中则变成了6个。

　　门捷列夫深信他所发现的周期律是正确的。他以周期律为依据，大胆指出某些元素的原子量是不准确的，应重新测定。例如当时公认金的原子量为169.2，按此，在周期表中，金应排在锇、铱、铂（当时认为它们的原子量分别是198.6，196.7，196.7）的前面。而门捷列夫根据金的性质认为金在周期表中应排在这些元素的后面，所以它们的原子量应重新测定。重新测定的结果是：锇为190.9，铱为193.1，铂为195.2，金为197.2。实验证明了门捷列夫的意见是对的。又例如，当时铀公认的原子量是116，是三价元素。门捷列夫则根据铀的氧化物与铬、钼、钨的氧化物性质相似，认为它们应属于一族，因此铀应为六价，原子量约为240。经测定，铀的原子量为238.07，再次证明门捷列夫的判断正确。基于同样的道理，门捷列夫还修正了铟、镧、钇、铒、铈、钍的原子量。

　　门捷列夫对于各种元素的单质和化合物的化学性质十分了解，并清楚多种原子量的测定方法，这些知识使他对周期律怀有坚定的信念。而他在周期表中留下空位，并详细预言尚未发现元素的种种性质，则是他在揭示元素周期律的道路上迈出的最出色、最具胆略的一步。门捷列夫的兴趣非常广泛。他对物理学、化学、气象学、流体力学等，都有许多贡献。但他的生活却十分简朴。他的衣服式样常常落后别人十年以至二十年，他毫不在乎他说：“我的心思在周期表上，不在衣服上。”

　　门捷列夫的一生，可用他自己的“人的天资越高，他就应该多为社服极务”来说明之。 门捷列夫1834年工月27日生于一个多子女家庭。父亲是一个中学校长。他出生那年，父亲突然双目失明，不得不停止工作。门捷列夫在艰难的环境中成长。不久，父母先后去世，门捷列夫在一个边远城市上中学。那里教育水平很差。在大学一年级时，他是全班28名学生中的第25名。但他奋起直追，大学毕业时便跃居第一名，荣获金质奖章，二十三岁时成为副教授，三十一岁时成为教授。 门捷列夫在写作《有机化学》一书时，  几乎整整两个月没有离开书桌。于1869年～1871年写成《化学原理》。他还在溶液水化理论、气体压力、液体的澎胀、气体的临界温度、煤的地下气化等方面作出了贡献。晚年为了研究日蚀和气象，他自费建造气球。气球制好后，原设计坐两人，由于充气不够，只能坐一个人。他不顾朋友的劝阻，毅然跨进气球吊蓝里，成功地观察了日蚀。这种不怕艰险献身科学的精神，深深感动了他的朋友们。 门捷列夫年过七旬后，积劳成疾，双目半盲。但他仍然每天清早开始工作，一口气写到下午五点半，饭后又接着写作。1907年1月20日清晨5时，他因肺炎逝世，时年73岁。当时他面前的写字台上还放着一本末写完的关于科学和教育的著作。在他临去世时,手里还握着笔。长长的送葬队伍,达几万人之多。队伍前面,既不是花圈，也不是遗像，而是几十位学生抬着的大木牌，牌上画着化学元素周期表—他一生的主要功绩！

　　恩格斯评价说“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可与勒维烈计算尚未知道的行星海王星的勋业居于同等地位”（《自然辨证法》）。

探索研究前两周期元素的反常性质

　　前两周期元素的“反常”性质。

　　我们已知，第一周期只有氢、氦两种元素。这两种元素在性质上与其他各周期元素的性质有非常明显的差异，通常很难用周期律的有关理论加以解释，现分别初步加以探究：

　　1．氢原子核外只有1个电子，根据这一点，把氢放在ⅠA族，它失去1个电子变成 ， 可看作“质子”，半径极小，不仅水溶液中没有单独的 存在，而且也不能以单独的质点形式存在于晶格内。这是和其他碱金属离子不同的。氢离子（或氢原子）虽然能与活泼金属（或金属氧化物）之间发生置换反应，但此类置换反应和金属原子与金属离子之间的置换反应具有质的区别，因为参加反应或释放出来的氢气是共价型分子而不是金属晶体（单质）。所以把氢元素放在ⅠA放就势必会出现它是唯一的非金属元素这一“反常”现象。另外在一些反应中，氢的性质与卤素原子相似，它能形成 ，并能形成双原子分子，所以原来的周期表也把氢元素放在ⅦA族中。不过放在ⅦA族中，又有许多性质的变化趋势是与ⅦA族存在差异的。因氢元素的非金属性与任何卤素相比是最弱的，这一点不符合元素性质的递变规律。而且在一般情况下氢只表现还原性，而卤素单质主要表现氧化性。若把氢元素放在任何一个孤立的位置上（如ⅣA族），必然会损害元素周期律这一客观事实及其递变规律。因此，按照习惯，仍将氢元素放在ⅠA族，作为“反常”元素来处理，如碱金属的性质递变就不包含氢元素。综上所述，氢元素与其他各元素族的差别在周期表中显得尤为突出。

　　2．氦是第2号元素，它的性质很不活泼，这与其他零族元素相似，因此自然把它放在零族。但与其他零族元素的原子比较亦有较大差异：一是在晶体结构与物理性质上，He与其他零族元素表现出明显的差异，如低温结晶后的He属六方晶格，而其他零族元素的原子所形成的晶体均为体心立方晶格。二是其他零族元素原子的最外电子层上均为8个电子，而氦原子核外只有2个电子，这与氦原子核外只有1层电子，而K层最多只能容纳 个电子有关，故K层2电子也是稳定结构。

　　3．第二周期从Li到F的七种元素，在它们各自对应主族中的表现仍有明显的“反常”现象，而由此建立的“对角钱法则”充分地证明了这一差异性的存在。如： ，即锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如： 为中强碱， 难溶于水等等。又如：Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；同理，B和Si也存在这种对角线关系，如晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。对角线关系的存在，说明了第二周期诸元素在各相应主族元素性质变化规律中的特殊地位。

　　综上所述，由于一、二周期各元素在性质变化上的“反常”现象，决定了仅通过前三周期元素的性质对比来导出元素周期律以及推断元素性质的递变规律是不够严密和完善的。

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周期表的应用

　　周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律，是学习化学的重要工具。它在中学化学的具体应用小结如下：

　　1．半导体元素在两性线附近，如：Si、Ge、Ga等。

　　2．农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。

　　3．催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

　　4．根据元素的结构、位置、性质关系，比较或推断某些性质。

　　（1）比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸、碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)₂>Ba(OH)₂；气态氢化物稳定性：CH₄>SiH₄

　　（2）比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO₄>H₂SO₄；稳定性：HCl>H₂S

　　（3）比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。

　　（4）推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)₂微溶，Mg(OH)₂难溶，可以推知Be(OH)₂更难溶。

　　5．常见某些元素的特性

　　（1）与水反应的最激烈的非金属元素是氟；

　　（2）与水反应的最激烈的金属元素是铯；

　　（3）单质硬度最大的元素是碳；

　　（4）常温下有颜色的气体单质是氟气和氯气；

　　（5）稀有气体元素中原子半径最大的是氡；

　　（6）原子半径最小（大）的元素是氢（铯）（稀有气体除外）；

　　（7）所形成的气态氢化物最稳定的元素是氟；

　　（8）正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是碳；

　　（9）最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是氯；

　　（10）所形成的化合物种类最多的是碳；

　　（11）原子序数、电子层数、未成对电子数三者均相等的是氢

　　（12）只有负价并无正价的是氟；

　　（13）最轻的金属是锂；

　　（14）最轻的气体是氢气；

　　（15）同位素之一的原子核中只有质子没有中子的元素是氢；

　　（16）最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是铝；

　　（17）空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮；

　　（18）地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素，或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧；

　　（19）地壳中含量最多的金属元素是铝；

　　（20）最活泼的非金属元素，或无正价的元素，或无含氧酸的非金属元素，或无氧酸（气态氢化物）可以腐蚀玻璃的元素，或气态氢化物最稳定的元素，或阴离子的还原性最弱的元素是氟；

　　（21）最易着火的非金属元素的单质，其元素是磷；

　　（22）常温下单质呈液态的非金属元素是溴，金属元素是汞；

　　（23）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素是氮；

　　（24）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是锂、钠、氟；

　　（25）常见的能形成同素异形体的元素有碳、磷、氧、硫。

　　6．周期表中特殊位置的元素

　　（1）族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；

　　（2）族序数等于周期数2倍的元素：C、S；

　　（3）族序数等于周期数3倍的元素：O；

　　（4）周期数是族序数2倍的元素：Li

　　（5）周期数是族序数3倍的元素：Na

　　（6）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si；

　　（7）最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S；

　　（8）除H外，原子半径最小的元素：F；

　　（9）短周期中其离子半径最大的元素：S；

　　（10）最高正化合价不等于族序数的元素：O、F。