《基础化学》课程教学资源（教案讲义）元素周期律

元素周期律和元素周期表 一、元素周期律 当我们将元素按照原子序数递增的顺序排列时，发现元素的性质随着元素原子序数 (核电荷数)递增而呈现周期性的变化，我们把这一规律叫做元素周期律。元素呈周期性 变化的性质包括原子核外电子排布、原子半径、电离能、电子亲和能和电负性等。 元素的化学性质主要取决于原子的最外层电子构型，而最外层电子构型又取决于核电 荷数和核外电子排布的规律。因此，元素周期律是原子内部结构周期性变化的反应，所以 元素性质的周期性来源于原子电子构型的周期性。 元素周期律正是原子的电子层结构周期性变化的反映，元素在周期表中的位置和它们 的电子层结构有直接关系。 二、元素周期表 目前己知的化学元素己达117种，其中94种存在于自然界，23种是人造的。在117 种元素中，前103种元素早已有了自己的英文名称、中文名称和相应的元素符号，104111 元素最近也有了英文名称、中文名称和相应的元素符号，112、113、114、115、116和117 号6种元素日前还没有被命名。 根据元素周期律，把目前已确定的117种元素中电子层数目相同的各种元素，按原子 序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外电子层电子数相同的元素，按电 子层数递增的顺序由上而下排成列，这样得到的一个表，叫做元素周期表。 (一)周期 元素周期表中划分为7个横行，每行称为一个周期，共有7个周期，依次用数字1， 2,3,7表示。元素所在的周期序数等于其基态原子的电子层数（等于原子最外层电 子的主量子数n),也等于基态原子所含有的能级组数。例如F心，其电子排布式为： 1s22s22p3s23p3d4s2,其电子层数为4，主量子数为4，含有四个能级组（分别为1s 2s22p5:3523p:3d4s2),所以26Fe的周期数为4，它是第四周期元素 每一周期的元素都是从最外层的电子数为1(s)的活泼金属元素一碱金属（第1周期氢 元素除外)开始，逐渐过渡到最外层的电子数为7sp)的活泼非金属元素一卤素，最后以 最外层的电子数为8(ms2p)的稀有气体元素结束。周期有长短之分，其中，第1、2、3 周期为短周期，第4、5、6周期为长周期。第7周期目前还未填满（理论推测应含32种元 素)，叫做不完全周期。在长周期中，有些元素的最后电子填充到次外层-)d,甚至填充 到倒数第三层(m-2[上。因为元素的性质主要决定于最外层电子，因此在长周期中元素性 质的递变比较缓慢。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， (二)族 在化学反应中能参与成键的电子称为价电子，其所处的电子层称为价电子层，价电子

元素周期律和元素周期表 一、元素周期律 当我们将元素按照原子序数递增的顺序排列时，发现元素的性质随着元素原子序数 （核电荷数）递增而呈现周期性的变化，我们把这一规律叫做元素周期律。元素呈周期性 变化的性质包括原子核外电子排布、原子半径、电离能、电子亲和能和电负性等。 元素的化学性质主要取决于原子的最外层电子构型，而最外层电子构型又取决于核电 荷数和核外电子排布的规律。因此，元素周期律是原子内部结构周期性变化的反应，所以 元素性质的周期性来源于原子电子构型的周期性。 元素周期律正是原子的电子层结构周期性变化的反映，元素在周期表中的位置和它们 的电子层结构有直接关系。 二、元素周期表 目前已知的化学元素已达 117 种，其中 94 种存在于自然界，23 种是人造的。在 117 种元素中，前 103 种元素早已有了自己的英文名称、中文名称和相应的元素符号，104~111 元素最近也有了英文名称、中文名称和相应的元素符号，112、113、114、115、116 和 117 号 6 种元素目前还没有被命名。 根据元素周期律，把目前已确定的 117 种元素中电子层数目相同的各种元素，按原子 序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外电子层电子数相同的元素，按电 子层数递增的顺序由上而下排成列，这样得到的一个表，叫做元素周期表。 （一）周期 元素周期表中划分为 7 个横行，每行称为一个周期，共有 7 个周期，依次用数字 1， 2，3，.，7 表示。元素所在的周期序数等于其基态原子的电子层数（等于原子最外层电 子的主量子数 n），也等于基态原子所含有的能级组数。例如 26Fe，其电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d64s2 ,其电子层数为 4，主量子数为 4，含有四个能级组（分别为 1s2； 2s22p6；3s23p6；3d64s2），所以 26Fe 的周期数为 4，它是第四周期元素。 每一周期的元素都是从最外层的电子数为 1（ns 1）的活泼金属元素—碱金属（第 1 周期氢 元素除外)开始，逐渐过渡到最外层的电子数为 7(ns 2np 5 )的活泼非金属元素—卤素，最后以 最外层的电子数为 8（ns 2np 6）的稀有气体元素结束。周期有长短之分，其中，第 1、2、3 周期为短周期，第 4、5、6 周期为长周期。第 7 周期目前还未填满（理论推测应含 32 种元 素），叫做不完全周期。在长周期中，有些元素的最后电子填充到次外层(n-1)d，甚至填充 到倒数第三层(n-2)f 上。因为元素的性质主要决定于最外层电子，因此在长周期中元素性 质的递变比较缓慢。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。 （二）族 在化学反应中能参与成键的电子称为价电子，其所处的电子层称为价电子层，价电子

层的电子排布称为价电子组态（价电子构型）。将价层电子组态相同或相近的元素排成一个 纵行，称为族，族数用罗马数字标记。 在周期表中，有18个纵行，分为16个族。16个族中，有7个主族，7个副族，一个0 族和一个第VⅢ族。同族元素的电子层数随周期数增加而逐渐增加 1主族 由短周期元素和长周期元素共同组成的族叫主族。 主族用符号“A"表示，包括IA、A、ⅢA、VA、VA、VIA、VIA,共7个族。主族 元素的价电子层构型为ns2或sp~:同一主族元素的价电子层构型相同，因此同一主 族元素的化学性质相似。 主族元素的族数=元素原子最外层的电子数=主族元素的最高氧化数 2.副族 只由长周期元素组成的族叫副族。副族用符号“B”表示，包括IB、B、B、 IVB、VB、VI、VIB,共7个族。同一副族元素具有相似的化学性质。 3.0族 0族元素的价电子层构型为nsp,处于全充满状态，因此比较稳定。0族元素称为稀 有气体元素，在元素周期表的最右边一列。 4第VⅢ族 铁、钴、镍所在的3列合为一族，称为第VⅢ族。这三列元素的化学性质相似，第 VⅢ族元素原子的次外层d亚层未填满。 副族元素和第V山族元素都称为过渡元素。过度元素都是金属元素，它们呈现多种氧 化态，性质与主族元素有较大的差别。 3.区 根据元素原子的价电子构型，元素周期表划分为五个区： (1)s区s区元素原子的价电子构型为s~2,最后一个电子填充于s轨道。s区包 括A和A,该区元素的原子容易失去最外层的电子而形成+1或+2价的离子，其单质是活 泼金属（氢元素除外）。 (2)p区p区元素原子的价电子构型为nsp6,最后一个电子填充于p轨道上。 P区包括ⅢA~VTA和0族，该区元素大部分为非金属元素，大多数有可变的化合价. (3)d区和ds区d区元素原子的价电子构型为m-1ds2,最后1个电子基本都 是填充在次外层(m-l)层d轨道上。d区包括B-VIB和VⅢ族。ds区元素原子的价电 子构型为m-l)dns~2,即次外层d轨道是充满的，包括B-B。d区和ds区的元素又称为 过渡元素，都是金属元素，每种元素都有多种化合价

层的电子排布称为价电子组态（价电子构型）。将价层电子组态相同或相近的元素排成一个 纵行，称为族，族数用罗马数字标记。 在周期表中，有 18 个纵行，分为 16 个族。16 个族中，有 7 个主族，7 个副族，一个 0 族和一个第 VIII 族。同族元素的电子层数随周期数增加而逐渐增加。 １.主族 由短周期元素和长周期元素共同组成的族叫主族。 主族用符号“A”表示，包括 I A、IIA、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA，共 7 个族。主族 元素的价电子层构型为 ns1~2 或 ns2np1~5；同一主族元素的价电子层构型相同，因此同一主 族元素的化学性质相似。 主族元素的族数=元素原子最外层的电子数=主族元素的最高氧化数 ２.副族 只由长周期元素组成的族叫副族。副族用符号“B”表示，包括 I B、IIB、IIIB、 IVB、VB、VI、VIIB，共 7 个族。同一副族元素具有相似的化学性质。 ３.0 族 0 族元素的价电子层构型为 ns2np6，处于全充满状态，因此比较稳定。0 族元素称为稀 有气体元素，在元素周期表的最右边一列。 ４.第 VIII 族 铁、钴、镍所在的 3 列合为一族，称为第 VIII 族。这三列元素的化学性质相似，第 VIII 族元素原子的次外层 d 亚层未填满。 副族元素和第 VIII 族元素都称为过渡元素。过度元素都是金属元素，它们呈现多种氧 化态，性质与主族元素有较大的差别。 3．区 根据元素原子的价电子构型，元素周期表划分为五个区： （1）s 区 s 区元素原子的价电子构型为 ns 1~2 ，最后一个电子填充于 ns 轨道。s 区包 括 IA 和 IIA，该区元素的原子容易失去最外层的电子而形成+1 或+2 价的离子，其单质是活 泼金属（氢元素除外）。 （2）p 区 p 区元素原子的价电子构型为 ns 2np 1~6 ，最后一个电子填充于 np 轨道上。 p 区包括 IIIA~VIIA 和 0 族，该区元素大部分为非金属元素，大多数有可变的化合价。 （3）d 区和 ds 区 d 区元素原子的价电子构型为(n-1)d1~9ns 1~2，最后 1 个电子基本都 是填充在次外层（n-1）层 d 轨道上。d 区包括 IIIB~VIIB 和 VIII 族。ds 区元素原子的价电 子构型为(n-1)d1~10ns1~2，即次外层 d 轨道是充满的，包括 IB~IIB。d 区和 ds 区的元素又称为 过渡元素，都是金属元素，每种元素都有多种化合价

(4)f区系和钢系元素原子的价电子构型为m2)-“(n-1)d心2s2,包括镧系和钢系 元素，又称为内过渡元素，都是金属元素。该区元素的结构特点是：最外层电子数目相同， 次外层电子数目也大部分相同，只有外数第三层的电子数目不同。所以每个系内各元素的化 学性质极为相似， 可见，元素原子的电子层构型与其在元素周期表中的位置密切相关，元素周期表实际 上是各元素原子电子层构型周期性变化的反映。掌握了这种关系，就可以根据元素的原子序 数写出它的原子核外电子排布式，或根据元素原子的价电子层构型推断元素在周期表中的位 置（周期、族和区），从而了解元素的性质。 【例】试写出元素M的电子排布式，并指出它位于哪个周期，哪个族，哪个区， 是什么元素？ 解：该元素的原子序数为33，可知原子核外有33个电子，它的电子排布式应为 1s22s22p3s23p3d4s24p2。因为价电子构型为4524p,价电子总数5，所以它属于VA族，故 为主族元素：其最外层电子层序数n=4,所以它位于第4周期：最后一个电子填充于p轨 道上，应属于p区元素，因此是As。 三、原子结构与元素性质的关系 (一)原子半径 规定以单质的品体中相邻两原子核间距离的一半作为元素的原子半径。通常所说的原子 半径是根据该原子存在的不同形式来定义的，有以下三种： 1共价半径 两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半，称原子的共价半径。指的是形成单键 时的共价半径。例如，F一F的分子的一半(64pm)定义为氟的共价半径。 2.金属半径 金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属半径。 例如，金属中两个相邻钠原子核间距离的一半(157pm)定义为钠原子的半径。 3.范德华半径 在分子晶体中，分子之间是以范德华力（即分子间力）结合的。例如，稀有气体晶体 相邻分子核间距离的一半，称为该原子的范德华半径。 第二周期从碱金属锂到卤素氟，随若原子序数的递增，原子半径由152pm递减到64pm, 即原子半径由大逐渐变小。再看第三周期从碱金属钠到卤素氯，随着原子序数的递增，原子 半径由186pm递减到99pm,原子半径也是逐渐变小

（4）f 区 镧系和锕系元素原子的价电子构型为(n-2)f1~14 (n-1)d0~2ns2，包括镧系和锕系 元素，又称为内过渡元素，都是金属元素。该区元素的结构特点是：最外层电子数目相同， 次外层电子数目也大部分相同，只有外数第三层的电子数目不同。所以每个系内各元素的化 学性质极为相似。 可见，元素原子的电子层构型与其在元素周期表中的位置密切相关，元素周期表实际 上是各元素原子电子层构型周期性变化的反映。掌握了这种关系，就可以根据元素的原子序 数写出它的原子核外电子排布式，或根据元素原子的价电子层构型推断元素在周期表中的位 置（周期、族和区），从而了解元素的性质。 【例】 试写出元素 33M 的电子排布式，并指出它位于哪个周期，哪个族，哪个区， 是什么元素？ 解：该元素的原子序数为 33，可知原子核外有 33 个电子，它的电子排布式应为 1s22s22p63s23p63d104s24p3。因为价电子构型为 4s24p3，价电子总数 5，所以它属于 VA 族，故 为主族元素；其最外层电子层序数 n = 4，所以它位于第 4 周期；最后一个电子填充于 np 轨 道上，应属于 p 区元素，因此是 33As。 三、原子结构与元素性质的关系 （一）原子半径 规定以单质的晶体中相邻两原子核间距离的一半作为元素的原子半径。通常所说的原子 半径是根据该原子存在的不同形式来定义的，有以下三种： 1.共价半径 两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半，称原子的共价半径。指的是形成单键 时的共价半径。例如，F－F 的分子的一半（64pm）定义为氟的共价半径。 2.金属半径 金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属半径。 例如，金属中两个相邻钠原子核间距离的一半（157pm）定义为钠原子的半径。 3.范德华半径 在分子晶体中，分子之间是以范德华力（即分子间力）结合的。例如，稀有气体晶体， 相邻分子核间距离的一半，称为该原子的范德华半径。 第二周期从碱金属锂到卤素氟，随着原子序数的递增，原子半径由152pm递减到64pm， 即原子半径由大逐渐变小。再看第三周期从碱金属钠到卤素氯，随着原子序数的递增，原子 半径由 186pm 递减到 99pm，原子半径也是逐渐变小

如果把所有的元素按原子序数周期性排列起来，将会发现，随若原子序数的递增，元素 的原子半径也发生着周期性变化。 (二)电离能 原子失去电子的难易可用电离能来衡量。基态气体原子失去一个电子成为带一个正电 荷的气态正离子所需要吸收的能量，称为该元素的第一电离能，用山表示。从一价气态正 离子再失去一个电子成为二价正离子所需要的能量称为第二电离能2，依次类推，还可以 有第三电离能小、第四电离能山等。随着原子逐步失去电子，所形成的离子正电荷越来越 大，因而失去电子变得越来越难，故第二电离能大于第一电离能，第三电离能大于第二电 离能，即1<h<< 通常所指的电离能，如果不加标明，指的都是第一电离能。 如果把所有的元素按原子序数周期性排列起来，将会发现，随着原子序数的递增，元 素的电离能也呈现出周期性的变化。 电离能的大小只能衡量气态原子失去电子变成气态离子的难易程度，至于金属在发生 化学反应时易形成阳离子的倾向，还应根据金属的电极电势来进行估量。 (三)电子亲和能 原子结合电子的难易，可用电子亲合能来定性地比较。元素的气态原子在基态时获得 一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为第一电子亲合能，用y表示。从一价气态 负离子再结合一个电子成为二价负离子所释放的能量称为第二电离能，用乃表示，依次类 推，还可以有、上，等，如果不加注明，都是指第一电子亲和能。非金属原子的第一电子 亲合能总是负值，而金屈原子的电子亲合能一般为较小负值或为正值。一般元素的第一电 子亲合能乃为负值，而第二电子亲合能乃为正值，这是由于负离子带负电排斥外来电子， 如要结合电子必须吸收能量以克服电子的斥力。 电子亲和能的测定比较困难，通常用间接方法计算，因此，它们数值的准确度要比电 离能差。电子亲合能的大小主要决定于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结 构。 元素原子的电子亲合能越小，其原子得到电子时放出的能量越多，因此越容易得到电 子。反之亦然。比较表2-8中的元素的电子亲合能就会发现，元素的电子亲合能随着原子 序数的递增也呈现出周期性的变化。 应该指出，难失去电子，并不一定易与电子结合。 (四)电负性 电离能和电子亲和能各自从一个方面反映原子得失电子的能力。为了全面衡量分子中 原子争夺电子的能力，1932年鲍林引入了元素电负性的概念。 元素的电负性是指原子在分子中吸引电子的能力。鲍林指定最活泼的非金属氟的电负

如果把所有的元素按原子序数周期性排列起来，将会发现，随着原子序数的递增，元素 的原子半径也发生着周期性变化。 （二）电离能 原子失去电子的难易可用电离能来衡量。基态气体原子失去一个电子成为带一个正电 荷的气态正离子所需要吸收的能量，称为该元素的第一电离能，用 I1 表示。从一价气态正 离子再失去一个电子成为二价正离子所需要的能量称为第二电离能 I2，依次类推，还可以 有第三电离能 I3、第四电离能 I4等。随着原子逐步失去电子，所形成的离子正电荷越来越 大，因而失去电子变得越来越难，故第二电离能大于第一电离能，第三电离能大于第二电 离能.，即 I1＜I2＜I3＜.。 通常所指的电离能，如果不加标明，指的都是第一电离能。 如果把所有的元素按原子序数周期性排列起来，将会发现，随着原子序数的递增，元 素的电离能也呈现出周期性的变化。 电离能的大小只能衡量气态原子失去电子变成气态离子的难易程度，至于金属在发生 化学反应时易形成阳离子的倾向，还应根据金属的电极电势来进行估量。 （三）电子亲和能 原子结合电子的难易，可用电子亲合能来定性地比较。元素的气态原子在基态时获得 一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为第一电子亲合能，用 Y1 表示。从一价气态 负离子再结合一个电子成为二价负离子所释放的能量称为第二电离能，用 Y2表示，依次类 推，还可以有 Y3、Y4等，如果不加注明，都是指第一电子亲和能。非金属原子的第一电子 亲合能总是负值，而金属原子的电子亲合能一般为较小负值或为正值。一般元素的第一电 子亲合能 Yl为负值，而第二电子亲合能 Y2 为正值，这是由于负离子带负电排斥外来电子， 如要结合电子必须吸收能量以克服电子的斥力。 电子亲和能的测定比较困难，通常用间接方法计算，因此，它们数值的准确度要比电 离能差。电子亲合能的大小主要决定于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结 构。 元素原子的电子亲合能越小，其原子得到电子时放出的能量越多，因此越容易得到电 子。反之亦然。比较表 2-8 中的元素的电子亲合能就会发现，元素的电子亲合能随着原子 序数的递增也呈现出周期性的变化。 应该指出，难失去电子，并不一定易与电子结合。 （四）电负性 电离能和电子亲和能各自从一个方面反映原子得失电子的能力。为了全面衡量分子中 原子争夺电子的能力，1932 年鲍林引入了元素电负性的概念。 元素的电负性是指原子在分子中吸引电子的能力。鲍林指定最活泼的非金属氟的电负

性为4.0，根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，得出其他元素的电负性值，列 在下表中。需要注意的是，电负性是一个相对值，本身没有单位。自从1932年鲍林提出电 负性概念以后，1934年密立根(Mulliken R S),1956年阿莱德(Allred A L)和罗周(Rochow E G)也分别提出一套电负性数据。因此使用电负性数据时，要注意尽量采用同一套电负性数 据。 元素的电负性数值越大，表示原子在分子中吸引电子的能力越强。在元素周期表中， 随着原子序数的递增，元素的电负性呈现出周期性的变化。 表元素的电负性(L,Pauling值) 21 Be N 0 F 10 15 2.0 2.5 3.0 35 4.0 Na g P 0.9 12 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 个 Ca Mn 少 Ga A Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 16 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Sr Nb Mo Te Ru Rh Pd Ag Te 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 2 22 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 25 Ba La-Lu H Re 05 Ir Au Pb Po At 0.7 0.9 1.0-12 13 1.5 1.7 1.9 22 2.2 22 24 1.9 1.8 19 1.9 2.0 2.2 Ra Th Pa Np-Lr 0.7 0.9 11 1.3 1.4 14 1.41.3

性为 4.0，根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，得出其他元素的电负性值，列 在下表中。需要注意的是，电负性是一个相对值，本身没有单位。自从 1932 年鲍林提出电 负性概念以后，1934 年密立根(Mulliken R S)，1956 年阿莱德(Allred A L)和罗周(Rochow E G)也分别提出一套电负性数据。因此使用电负性数据时，要注意尽量采用同一套电负性数 据。 元素的电负性数值越大，表示原子在分子中吸引电子的能力越强。在元素周期表中， 随着原子序数的递增，元素的电负性呈现出周期性的变化。 表 元素的电负性(L．Pauling 值) H 2.1 Li Be B C N O F 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2 Fr Ra Ac Th Pa U Np~Lr 0.7 0.9 1.1 1.3 1.4 1.4 1.4~1.3