在化学知识系统化的过程中，周期律起了重要的作用。这个定律使人们对化学元素的认识形成了一个完整的自然体系，使化学成为一门系统的科学。自Dalton提出原子和原子量概念之后，测定各种元素原子量的工作进展迅速，到19世纪中叶，已积累了60多种元素的原子量数据。科学家们开始研究原子量与元素性质之间的关系。[俄]Mendeleev DI和[德]Meyer J L等分别根据原子量的大小，将

表1-4元素周期表与原子的价电子构型

元素进行分类排队，发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期性变化。1869年Mendeleev提出周期律及其具体表现形式的周期表如图表1－2所示，1871年又作修改，如表1－3所示。他根据周期律修正了铟（In）、铀（U）、钍（Th）、铯（Cs）等9种元素的原子量，他还预言了3种新元素及其特性，并暂取名为类铝、类硼、类硅，这就是1871年发现的镓（Ga）、1880年发现的钪（Sc）和1886年发现的锗（Ge）。这些新元素的原子量、密度和物理化学性质都与Mendeleev的预言惊人相符，周期律的正确性立即获得举世公认。至于认识周期律的内在原因，则到本世纪30年代量子力学发展并弄清了各元素的核外电子排布之后，人们才知道元素在周期表中的位置决定于原子的核外电子结构，特别是与最外层电子排布密切有关。表1－4是目前常用的周期表，并注明了外层电子结构，形式虽与当年Mendeleev周期表有所不同，但关于周期、主族、副族等基本概念还是一脉相承的。1882年Mendeleev DI和Meyer J L共获英国皇家学会的最高荣誉－－戴维奖章。现在已知的111种元素在周期表里各就各位，有条不紊，横向分为7个周期，纵向分为18列，其中1～2和13～18列（即IA～ⅧA）为主族元素，第3～12列（即ⅢB～ⅡB）为副族元素。

按原子核外电子排布的规律可知随原子核电荷（即原子序数）递增时，最外层电子数目总是由s¹至s²p⁶重复变化，一个周期相应于一个能级组，它所包含的元素数目恰好等于该能级组所能容纳的最多电子数目。各周期与相对应的能级组的关系如表1－5所示。

参考表1－4，按价电子构型的不同，周期表可以分为s，p，d，ds和f五个区。

s区元素：包括ⅠA和ⅡA族（第1和第2列），价电子构型为ns^1~2；

p区元素：包括ⅢA～ⅧA族（第13～18列），价电子构型为ns²np^1~6；

d区元素：包括ⅢB～ⅧB族（第3～10列），价电子构型为ns^1~2（n－1）d^1~10，常称为过渡元素；

ds区元素：包括ⅠB～ⅡB族（第11～12列），价电子构型为ns^1~2（n－1）d¹⁰；

f区元素：包括镧系和锕系元素，价电子构型为（n－2）f^1~14（n－1）d^0~2ns¹⁰。这些元素本应插入主表相应位置中，只是便于按正常篇幅安排，才将它们取出放在周期表下方。

主族元素的族数=原子的最外层电子数目=主族元素的最高化合价数。

元素的化学性质很大程度上取决于价电子数。在同一族中，不同元素虽然电子层数不相同，然而都有相同数目的价电子数。例如碱金属最外层都是n¹，卤族元素都是ns²np⁵。因此，同一族元素性质非常相似，碱金属都容易失去一个s电子，成为正一价离子，表现出很强的金属性质。卤素最外层有7个电子（s²p⁵），有夺取一个电子形成负离子的倾向，是典型的非金属。在表1－4中右边阶梯式的黑线是金属元素和非金属元素的分界线。

过渡元素都是金属元素，它们的特征是随着原子序数增加而增加的电子排在较内层的d或f轨道上，而最外层只有1～2个电子。这些元素除了能失去最外层电子外，还能失去次外层上的电子。例如钛（²²Ti）电子构型为[Ar]3d²4s²，它可以失去 1个或2个4s电子，也还可以失去1个或2个3d电子，即最多能失去4个电子。因此钛的化合价变化较多，可以是+1，+2，+3或+4价。可以形成多种价态的化合物，是过渡元素的特点，这些化合物常呈现美丽多彩的颜色。

元素周期表是概括元素化学知识的一个宝库，且其内容随着化学知识的增加而不断丰富。对某个元素可以从周期表中直接获得下列信息：元素的名称、符号、原子序数、原子量、电子结构、族数和周期数；可以从元素周期表中的位置判断元素是金属还是非金属，并可估计其电离能、密度、原子半径、原子体积和化合价等等。周期表包含了大量的化学信息，所以我们应该学会使用周期表。

1.3.2元素的周期性质

原子核外电子排布具有周期性变化规律，因此与原子结构有关的一些元素性质如电离能、电子亲和能和电负性等也随之呈现显著的周期性。

电离能  气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需吸收的能量称为原子的第一电离能（I₁），即

A(g)+I₁→A⁺(g)+e^-

气态一价正离子再去掉一个电子成为二价正离子所需的能量，称为第二电离能I₂，第三和第四电离能可以类推。电离能中第一电离能I₁最小，也最重要。各元素第一电离能数据列入表1－6，第一电离能随原子序数Z变化的关系示如图1－4所示。在I₁－Z的曲线上，各种稀有气体的电离能处于极大值，而碱金属处于最小值。这是由于稀有气体的原子形成全充满电子层，从全充满电子层上移去一个电子是很困难的，要吸收较多的能量。碱金属价电子层只有一个电子，很容易失去，电离能较小，但若再失去第二个电子就很困难了，所以碱金属容易形成一价正离子。在主族元素

表1-6  元素的第一电离能I₁

本表数据录自Robert C. West,”CRC Hardbook of chemistry and Physics”, 63 rd ed.1988—89，E78—79。表中数据单位为电子伏特(eV)，将其乘以96.4846，所得数据单位即为kJ·mol^-1。

中，同一周期元素的电离能I₁，基本上随着原子序数的增加而增加，例如第三周期Na，Mg→Cl，Ar的电离能逐渐增大。而同族元素的电离能随原子序数的增加而减小，如IA族的Li，Na，K，Rb，Cs的电离能依次减小。因此位于周期表左下角的碱金属铯（Cs）的I₁最小，最容易失去电子成为正离子，金属性最强。而位于周期表右上角的稀有气体元素氦（He）的I₁最大。同一周期中I₁并非单调的上升，例如Be，N，Ne的I₁都较相邻两元素为高，这是由于它们的原子轨道上的电子填充时出现了全满，全空或半满的情况。致于副族元素，同一周期元素的最外层价电子相同，因而第一电离能差别不大，也没有明显的规律性。

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，称为电子亲和能（Y），即

A(g)+e^-→A^-(g)+Y

由于电子亲和能的实验测定比较困难，因此数据可靠性较差，数据也不完全。图1－5给出了周期表中原子序数为1～20的元素电子亲和能随原子序数的周期性变化情况。

原子的电负性  原子的电负性概念最早由Pauling L提出，用以量度分子中原子对成键电子吸引能力的相对大小。原子电负性越大，表明其在分子中吸引成键电子的能力越大；原子电负性越小，其在分子中吸引成键电子的能力也越小。例如 H和 Cl的电负性分别为2.1和3.0，那么在HCl分子中Cl对成键电子吸引力比H大，即成键电子偏向Cl。各元素电负性数据见表1－7。原子电负性随原子序数的周期性变化如图1－6所示。同一周期元素，由左向右电负性逐渐增大；同一族元素，从上至下电负性逐渐减小。因此电负性大的元素集中在周期表的右上角如F，C，O，N等，电负性小的元素位于周期表的左下角如Cs，Ba，Rb等。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性是判断元素金属性的重要参数。

表1-7  元素的电负性x

数据摘自L.Pauling and P.Pauling, “Chemistry”,1975,p.175。

电负性差别大的元素之间化合生成离子键的倾向较强，电负性相同或近似的非金属元素相互以共价键结合。电负性相等或相近的金属元素相互以金属键结合。有关化学键的内容见第3章。元素周期律是人们在长期科学实践活动中积累了大量感性资料后总结出来的自然科学规律，它把自然界众多元素看作有内在联系的统一整体。量子力学又从理论上阐明了原子核外电子排布的周期规律性。可以说元素周期律对学习化学知识至关重要，正确运用元素周期律对开展化学研究也是至关重要的。例如在1987年发现了钡（Ba）、钇（Y）、铜（Cu）复合氧化物具有高温超导特性，全世界掀起“超导热”，化学家们顺着周期律对ⅡA族（如Ca，Sr）、ⅢA族（如Sc和La系元素）、ⅠB和ⅡB族（如Ag，Au，Zn，Cd）等各种元素的复合氧化物体系进行了“全面搜索”。也可以说一个多世纪以来化学家们一直在为耕耘周期表而忙碌。