元素周期律

元素的物理、化学性质原子序数逐渐变化的规律叫做元素周期律。元素周期律由门捷列夫(Dmitri Mendeleyev)首先发现,并根据此规律创制了元素周期表

元素周期表的大致趋势

结合元素周期表,元素周期律可以表述为:

  • 随着原子序数的增加,元素的性质呈周期性的递变规律:
  • 在同一周期中,元素的金属性从左到右递减,非金属性从左到右递增,
  • 在同一族中,元素的金属性从上到下递增,非金属性从上到下递减;
  • 同一周期中,元素的最高正氧化数从左到右递增(没有正价的除外),最低负氧化数从左到右逐渐增高;
  • 同一族的元素性质相近。
  • 同一周期中,原子半径随着原子序数的增加而减小。
  • 同一族中,原子半径随着原子序数的增加而增大。
  • 如果粒子的电子构型相同,则阴离子的半径比阳离子大,且半径随着电荷数的增加而减小。(如O2−>F>Na+>Mg2+

注意:以上规律不适用于稀有气体

此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据,可以作为元素周期律的补充:

  • 元素单质的还原性越强,金属性就越强;单质氧化性越强,非金属性就越强。
  • 元素的最高价氢氧化物的碱性越强,元素金属性就越强;最高价氢氧化物的酸性越强,元素非金属性就越强。
  • 元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强。

还有一些根据元素周期律得出的结论:

元素周期律的预见性

门捷列夫在创制周期表时,没有完全按照原子量的大小排列,而是严格遵守了“同族元素性质相近”这一规律。在周期表中留下的空位后来都被填上(如等),而且性质也及门氏的预言吻合。他还根据周期律更正了等元素的原子量。

时至今日,人们还在用元素周期律来推测已发现和未发现的放射性元素的性质。

元素周期律有一个很方便的记忆方法:越靠近非金属元素的元素非金属性越强,越靠近金属元素的元素金属性越强。

元素周期律的本质

电子构型是元素性质的决定性因素,而元素周期律是电子构型呈周期性、递变性变化规律的体现。

为了达到稳定状态,不同的原子选择不同的方式。同一周期元素中,轨道越“空”的元素越容易失去电子,轨道越“满”的越容易得电子。随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化,元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。同一族元素中,由于周期越高,价电子的能量就越高,就越容易失去,因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。具有同样价电子构型的原子,理论上得或失电子的趋势是相同的,这就是同一族元素性质相近的原因。

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