元素周期表
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化學元素週期表是根據原子序從小至大排序的化學元素列表。列表大體呈長方形，某些元素週期中留有空格，使化学性质相似的元素处在同一族中，如鹵素及惰性氣體。這使週期表中形成元素分區。由於週期表能夠準確地預測各種元素的特性及其之間的關係，因此它在化學及其他科學範疇中被廣泛使用，作為分析化學行為時十分有用的框架。
現代的週期表由德米特里·門捷列夫於1869年創造，用以展現當時已知元素特性的週期性。自此，隨着新元素的發現和理論模型的發展，週期表的外觀曾經過改變及擴張。通過這種列表方式，門捷列夫也預測一些當時未知元素的特性以填補週期表中的空格。其後發現的新元素的確有相似的特性，使他的預測得到証實。
化學元素週期表将各个化学元素依据原子序编号，并依此排列。原子序從1（氫）至118（Og）的所有元素都已被发现或成功合成，其中第113、115、117、118号元素在2015年12月30日獲得IUPAC的确认。[1] 而其中直到鉲的元素都在自然界中存在，其余的（亦包括眾多放射性同位素）都是在實驗室中合成的。目前Og之後的元素的合成正在進行中，帶出如何擴展元素週期表的問題。
目录
1 歷史
1.1 較早的系統化元素列表
1.2 門捷列夫的週期表
1.3 進一步的發展
2 元素週期表
3 排版
3.1 週期性趨勢
3.1.1 族
3.1.2 週期
3.1.3 區塊
3.2 變化
4 其他样式的週期表
5 未來發展
5.1 根據玻爾模型的計算
5.2 根據狄拉克方程式的計算
6 參見
7 参考文献
7.1 引用
7.2 来源
8 外部連結
歷史
德米特里·門捷列夫
較早的系統化元素列表
1789年，安托萬·拉瓦錫發佈了包括33種化學元素的列表。拉瓦錫將元素歸類為氣體、金屬、非金屬和土質，[2]而化學家在之後的一個世紀裡一直尋找更準確的分類方式。1829年，約翰·德貝萊納觀察到許多元素能根據化學特性三個成組，例如鋰、鈉和鉀便能歸為軟而活性的金屬。德貝萊納也發現，當每組的三個元素按原子量排列時，第二個元素往往大約是第一和第三個元素的平均。[3]這之後被稱為三耦律（Law of Triads）。[4]德國化學家利奥波德·盖墨林使用這個系統，直到1843年已辨認出三個一組的10組，四個一組的3組，以及五個一組的1組。讓-巴蒂斯特·杜馬於1857年發表他的成果，描述了不同金屬組之間的關係。雖然許多化學家能夠找到小組元素之間的關係，但他們仍沒有發展出一套能涵蓋所有元素的系統。[3]
德國化學家奧古斯特·凱庫勒曾於1858年觀察到碳通常和其他元素以1比4的比例結合，如擁有1個碳原子和4個氫原子的甲烷。這個概念最後被稱為化合價。1864年，德國化學家尤利烏斯·洛塔爾·邁耶爾發表了一張以化合價排列的元素表，包括了49個當時已知的元素。從該表能看出，擁有相似特性的元素一般有相同的化合價。[5]
英國化學家約翰·紐蘭茲在1864至1865年間攢寫了一連串的論文，描述他自己的一套元素歸類方式：當元素根據原子量從輕至重排列後，相似的物理及化學特性以每8個元素的周期重復，他將此比喻為音樂中的八度。[6][7]這所謂的「八行週期律」卻受到人們的諷刺，而化學學會也拒絕發佈他的研究。[8]不過，紐蘭茲能夠畫出一張元素列表，並以此預測了新的元素，如鍺。化學學會在承認了門捷列夫的成果五年之後才承認紐蘭茲的發現的重要性。 [來源請求]
門捷列夫的週期表
門捷列夫1869年的週期表。注意此表格的行列与现代元素週期表正好相反：週期為列，族為行。
俄羅斯化學教授德米特里·門捷列夫和德國化學家尤利烏斯·洛塔爾·邁耶爾分別在1869和1870年獨立發表了他們的週期表。[9]他們的週期表格式相似：以原子量橫向或竖向排列元素，並在元素特性重復時另開一行或一列。[10]門捷列夫的列表的成功是由於兩點：首先他在表中留下空格，對應於還沒有發現的元素。[11]門捷列夫並不是第一位這樣做的化學家，但他是第一位通過週期表中的趨勢預測未知元素（如鎵和鍺）的特性的人。[12]第二，他決定有時不按原子量排序，而與相鄰的元素互換，如鈷和鎳，以此將元素依照化學族分類。之後，在1913年亨利·莫塞萊利用實驗決定了原子的核子電量（原子序），發現原來元素週期表應該按照原子序排列。[13]
進一步的發展
門捷列夫創造元素週期表後，化學家不斷在自然界中發現新的元素，填補當初的空格。[14]一般認為最後一個發現的自然元素是鈁（門捷列夫稱之為eka銫），發現於1939年。[15]然而，1940年合成的鈈在1971年被發現少量地自然產生。[16]
隨著有關原子內電子排佈的量子力學理論的發展，人們發現週期表中的每一行（週期）對應於填充一個電子殻層。在門捷列夫最初的週期表中，每個週期的長度均等。但是，由於更大的原子擁有更多的電子支殼層，現代的週期表中較下的週期長度較長。[17]
通過製造超鈾元素，週期表經過極大的擴充，從1939年合成的錼開始。[18]由於許多的超鈾元素都高度不穩定並很快經歷核衰變，因此這些元素在產生後的探測十分困難。最新命名的元素為Nh、Mc、Ts和Og，於2016年11月28日正式獲得認可，[19]中文分别译作鉨、鏌、
和
。[20]
元素週期表
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週期↓ | IA | VIIIA （0） | |||||||||||||||||||
1 | 1 H 氫 1.008 | II A | III A | IV A | V A | VI A | VII A | 2 He 氦 4.003 | K | 2 | |||||||||||
2 | 3 Li 鋰 6.941 | 4 Be 鈹 9.012 | 5 B 硼 10.81 | 6 C 碳 12.01 | 7 N 氮 14.01 | 8 O 氧 16.00 | 9 F 氟 19.00 | 10 Ne 氖 20.18 | L K | 8 2 | |||||||||||
3 | 11 Na 鈉 22.99 | 12 Mg 鎂 24.31 | III B | IV B | V B | VI B | VII B | VIII B ⏞{displaystyle overbrace {qquad qquad qquad } }  | I B | II B | 13 Al 鋁 26.98 | 14 Si 硅 28.09 | 15 P 磷 30.97 | 16 S 硫 32.07 | 17 Cl 氯 35.45 | 18 Ar 氬 39.95 | M L K | 8 8 2 | |||
4 | 19 K 鉀 39.10 | 20 Ca 鈣 40.08 | 21 Sc 鈧 44.96 | 22 Ti 鈦 47.88 | 23 V 釩 50.94 | 24 Cr 鉻 52.00 | 25 Mn 錳 54.94 | 26 Fe 鐵 55.85 | 27 Co 鈷 58.93 | 28 Ni 鎳 58.69 | 29 Cu 銅 63.55 | 30 Zn 鋅 65.39 | 31 Ga 鎵 69.72 | 32 Ge 鍺 72.59 | 33 As 砷 74.92 | 34 Se 硒 78.96 | 35 Br 溴 79.90 | 36 Kr 氪 83.80 | N M L K | 8 18 8 2 | |
5 | 37 Rb 銣 85.47 | 38 Sr 鍶 87.62 | 39 Y 釔 88.91 | 40 Zr 鋯 91.22 | 41 Nb 鈮 92.91 | 42 Mo 鉬 95.94 | 43 Tc 鎝 (97.91) | 44 Ru 釕 101.1 | 45 Rh 銠 102.9 | 46 Pd 鈀 106.4 | 47 Ag 銀 107.9 | 48 Cd 鎘 112.4 | 49 In 銦 114.8 | 50 Sn 錫 118.7 | 51 Sb 銻 121.8 | 52 Te 碲 127.6 | 53 I 碘 126.9 | 54 Xe 氙 131.3 | O N M L K | 8 18 18 8 2 | |
6 | 55 Cs 銫 132.9 | 56 Ba 鋇 137.3 | 57- 71 鑭系 元素 | 72 Hf 鉿 178.5 | 73 Ta 鉭 180.9 | 74 W 鎢 183.9 | 75 Re 錸 186.2 | 76 Os 鋨 190.2 | 77 Ir 銥 192.2 | 78 Pt 鉑 195.1 | 79 Au 金 197.0 | 80 Hg 汞 200.6 | 81 Tl 鉈 204.4 | 82 Pb 鉛 207.2 | 83 Bi 鉍 209.0 | 84 Po 釙 (209.0) | 85 At 砹 (210.0) | 86 Rn 氡 (222.0) | P O N M L K | 8 18 32 18 8 2 | |
7 | 87 Fr 鍅 (223.0) | 88 Ra 鐳 (226.0) | 89- 103 錒系 元素 | 104 Rf 鑪 (265.1) | 105 Db 𨧀 (268.1) | 106 Sg 𨭎 (271.1) | 107 Bh 𨨏 (270.1) | 108 Hs 𨭆 (277.2) | 109 Mt 䥑 (276.2) | 110 Ds 鐽 (281.2) | 111 Rg 錀 (280.2) | 112 Cn 鎶 (285.2) | 113 Nh 鉨 (284.2) | 114 Fl 鈇 (289.2) | 115 Mc 鏌 (288.2) | 116 Lv 鉝 (293.2) | 117 Ts 鿬（ ）(294.2) | 118 Og 鿫（ ）(294.2) | Q P O N M L K | 8 18 32 32 18 8 2 | |
鑭系元素 | 57 La 鑭 138.9 | 58 Ce 鈰 140.1 | 59 Pr 鐠 140.9 | 60 Nd 釹 144.2 | 61 Pm 鉕 (144.9) | 62 Sm 釤 150.4 | 63 Eu 銪 152.0 | 64 Gd 釓 157.3 | 65 Tb 鋱 158.9 | 66 Dy 鏑 162.5 | 67 Ho 鈥 164.9 | 68 Er 鉺 167.3 | 69 Tm 銩 168.9 | 70 Yb 鐿 173.0 | 71 Lu 鎦 175.0 | ||||||
錒系元素 | 89 Ac 錒 (227.0) | 90 Th 釷 232.0 | 91 Pa 鏷 231.0 | 92 U 鈾 238.0 | 93 Np 錼 (237.1) | 94 Pu 鈽 (244.1) | 95 Am 鋂 (243.1) | 96 Cm 鋦 (247.1) | 97 Bk 鉳 (247.1) | 98 Cf 鉲 (252.1) | 99 Es 鑀 (252.1) | 100 Fm 鐨 (257.1) | 101 Md 鍆 (258.1) | 102 No 鍩 (259.1) | 103 Lr 鐒 (262.1) | ||||||
圖解：
鹼金屬
鹼土金屬
鑭系元素
錒系元素
過渡金屬
主族金屬
類金屬
非金屬
鹵素
稀有氣體
待確認化學特性
在標準狀況下，序號綠色者為氣體；序號藍色者為液體；序號黑色者為固體；序號灰色者為未知相態。
简体字版本中可能无法正常显示的汉字以繁体字括注其后，若繁体字仍可能无法显示，将以图片附注。
所有版本的元素週期表都只包含化學元素，而不包含混合物、化合物或亞原子粒子。每個元素的各個同位素都在同一格中表示。在標準週期表中，元素依照其原子序（原子核中質子的數量）順序排列。當一個電子開始填充新的原子殼層時，週期表另起一行（週期）。元素的某個電子支殼層擁有的電子數決定元素的列（族），如氧和硒在最外的p支殼層均有4個電子。週期表中較低的週期較長，較右的族較長（但最大的鹼金屬族卻是位於最左，而第二大的鹼土金屬族則在鹼金屬族右邊）。一般來說，化學特性相似的元素在週期表中歸在同一族中，但是在f-區和d-區中，某些同週期的元素有著相似的特性。因此，如果知道鄰近元素的特性，便能相對輕易地預測到某化學元素的特性。在一些元素周期表里（如化學星空）存在0号元素，這是指原子中仅含中子，不含质子的一种假像元素，但這種用法存有爭議。 [21]
截至2016年，週期表包含118個經過証實的化學元素，均受國際純粹與應用化學聯合會（IUPAC）承認並命名。當中98個元素存在於自然界中：84個為原生核素，另有14個元素只出現在原生元素的衰變鏈裡。[22]從鑀到的所有元素雖然不在宇宙中自然產生，但是由於經過人工合成，現已全被IUPAC承認。[23]所有鑀（原子序99）以後的元素都沒有經過在宏觀尺度下的觀察。[24]到2013年為止，人們還沒有成功合成原子序118之後的任一個元素。[25]
在印刷版或其他正式的週期表中，每個元素格內通常有幾項元素的基本特性：原子序、化學符號和名稱。其他常見的特性包括：原子量、密度、熔點、沸點、固態晶體結構、來源、電子排佈、負電性和最常見的化合價。[26]
根據定義，每個化學元素都有它唯一的原子序，相等於其原子核中質子的數量，而大部分元素的各個原子有不同的中子數，這稱作同位素。例如，所有碳原子都有6顆質子，其中大部分有6顆中子，但1%有7顆中子，另外很小一部分（碳-14）更有8顆中子。因此碳有3個自然同位素。週期表中從來不區分同位素，而是把它們歸在同一個元素之下。沒有穩定同位素的元素在表中標以其最穩定的同位素質量，以括號括住。[27]
排版
在現代的週期表中，元素根據原子序的順序從左至右排列，並在每個惰性氣體後另開一行。新一行的第一個元素一定是鹼金屬，其原子序比前一個惰性氣體大一（例如，惰性氣體氪的原子序為36，而新一行始於鹼金屬銣，原子序為37）。目前表中沒有任何空格，因為從氫到Og的所有元素都已被發現。由於元素均以原子序順序編號，因此在提到一系列元素時，往往會使用“鐵至鋅”、“鈾之後”等字詞。“輕”和“重”也會非正式地用於表示元素的相對原子序（而非密度），如“比碳輕”和“比鉛重”等，然而元素的質量並不一定隨著原子序增加。如52號元素碲的平均重量比53號的碘要高。[27]
氫和氦經常被放置在與它們根據電子排佈似乎應在的區塊不同的位置。氫通常在鋰之上，但有時也會在氟甚至碳之上。[28]氦則幾乎永遠在氖之上，因為兩者的化學特性十分相似。[29]
直到質子和中子被發現和瞭解了之前，週期表中元素根據原子序排列這一規則並沒有重要性。門捷列夫的週期表採用的排列方式是根據原子量，因為原子量的測量在當時已有一定的準確性。在絕大多數情況下，這一規則能對元素特性給出比當時所有其他理論都好得多的預測。在明白並沿用了原子序之後，元素的排列有了確切的整數依據，在能夠人工合成新元素的今天仍被廣泛地使用。[30]
週期性趨勢
週期表中的一些趨勢
一個元素的特性的主要決定因素是其電子排佈，其中價電子殼層中的排佈最為重要。譬如，p殼層有4顆價電子的元素會有類似的特性。原子最外層的電子所在的殼層將決定元素所屬的“區”。價電子的數量則決定元素所屬的“族”。[29]原子中電子殼層的數量決定元素的“週期”。每個殼層分為支殼層，而電子填充支殼層的順序根據下表（構造原理），[31]並且決定了週期表的結構。由於外層電子決定化學特性，因此擁有相同數量的價電子的元素通常位於同一族內。[來源請求]
| 支殼層 | s | f | d | p |
|---|---|---|---|---|
| 週期 | ||||
| 1 | 1s | |||
| 2 | 2s | 2p | ||
| 3 | 3s | 3p | ||
| 4 | 4s | 3d | 4p | |
| 5 | 5s | 4d | 5p | |
| 6 | 6s | 4f | 5d | 6p |
| 7 | 7s | 5f | 6d | 7p |
在同一族中的元素，隨著原子量的增加，外層的電子（最容易參與化學反應）都位於同一種殼層中，殼層的形狀相似，但能量和平均與原子核的距離逐漸增加。例如第一族的外層電子（價電子）從氫開始都是位於s殼層中。氫原子中的s殼層是任何原子中能夠佔據的最低能量的殼層，因此氫位於週期表的第一位。[32]鈁是這一族中最重的元素，其外層電子位於第7殼層，比其他更低能量的電子殼層距離原子核更遠。[33]
注意隨著原子序（質子數量）增加，原子核與電子之間會產生更強的自旋-軌道作用，降低了量子力學殼層模型的準確度，因為該模型假設每個殼層分別為一獨立的物體。[來源請求]
族
“族”指的是週期表中的一列，並且是最重要的元素分類方法。在某些族裡，各個元素之間有著相近的特性，並隨著質量的增加有明顯的趨勢。根據國際命名系統，各族從左至右標1（鹼金屬）至18（惰性氣體）。[34]舊有的命名系統在歐洲和美國有所差別（本節中的週期表用了舊有的美國命名系統）。[35]
某些族還有非系統命名，如鹼金屬、鹼土金屬、鹵素、氮族元素、氧族元素和惰性氣體。但是其他的族，如7族元素，並沒有額外的名稱，因為這些族中元素特性的相似度不高，或趨勢並不明顯。[34]
現代量子力學理論通過假設同一族中的元素在價電子殼層的排佈相同，能夠解釋許多的族內趨勢。[來源請求]
同族的元素在原子半徑、電離能及負電性都有相同的模式。從上到下，族內元素的原子半徑增加。由於填滿的能級更多，因此價電子距離原子核更遠。而元素的電離能則有下降的趨勢，因為越遠的電子越容易被移除。同樣，負電性亦會下降，因為價電子和原子核的距離更遠。[36]
週期
電離能的週期性趨勢。每個週期從鹼金屬最低點開始，到惰性氣體時達到最高點。
“週期”指的是週期表中的一行。雖然族是最常見的分類方法，但是有些元素的橫向趨勢比豎向趨勢更為明顯，如f區塊中橫向的鑭系元素和錒系元素。[37]
同一週期的元素在原子半徑、電離能、電子親和能及負電性都有趨勢。周期中從左至右的元素原子半徑一般降低，因為額外的一顆質子和一顆電子使電子距離原子核更近。[38]下降的原子半徑也使電離能的增加，因為越緊的原子中所需移除電子的能量就越高。同樣，更接近原子核的電子使元素的負電性增加。[36]一個週期中，電子親和能也有一點趨勢：左邊金屬一般比右邊非金屬的電子親和能高，惰性氣體除外。[39]
區塊
元素分區，使用美國的CAS編號法。
由於外層電子殼層的重要性，因此週期表中不同的區域有時被稱為“區塊”，根據最後一顆電子所在的支殼層命名。[29]首先，s區塊包括首兩族（鹼金屬和鹼土金屬），再加上氫和氦；p區塊包括13至18族，其中包含了所有的類金屬；d區塊包含3至12族，其中包含所有的過渡金屬；f區塊通常整個顯示在週期表的下方，包含所有的鑭系元素和錒系元素。[40]
變化
鑭系元素和錒系元素兩行一般顯示在週期表主體的下方，[41]並在主體中留空兩格，或以兩個元素代替（鑭或鑥，及錒或鐒），分別置於鋇和鉿之間，及鐳和鑪之間。這項慣例的實行完全是因排版格式的緣故，而另一種不甚常見的週期表將鑭系元素和錒系元素置於主體中相應的位置上，作為週期表的第6及第7行。[來源請求]
位於主體內的f區塊
許多週期表沿著類金屬畫一條深色階梯線，金屬位於左邊，而非金屬位於右邊。[來源請求]不同的元素分類有時也會表現在週期表上，如過渡金屬、貧金屬和類金屬。另外也存在非正式的分類，如鉑系元素和抗腐蝕金屬，但在週期表中甚少注明。[來源請求]
其他样式的週期表
現代的左排週期表，ADOMAH週期表
以上的週期表是最常用的一種，[29] 但週期表也有其它的形式，除了各種矩形的之外，還包括圓形和圓柱體形的。這些週期表通常用以強調傳統週期表中並不明顯的元素特性。某些週期表注重於核子和電子結構，這能通過改變週期表中元素之間的相對位置來表現。另外的週期表強調人類提煉出純元素的時序。[來源請求]
一種常見的另類形式為沙爾·珍奈的左排週期表，其中的元素根據電子殼層的填充排列。其現代版本ADOMAH週期表有助找出元素的電子排佈，並和傳統週期表呈90度角。當中的s區塊位於惰性氣體之後。[42]
另一個常見的形式為Theodor Benfey的週期表，其中的元素以螺旋形排列。氫在中心，其它元素螺旋向外，而過渡金屬、鑭系元素和錒系元素為圖中的“半島”形。[43]
另外還有三維的週期表，如Paul Giguere的週期表。四塊平板互相連接，各代表一個區塊，元素印在平板的正反面。氫和氦不在表內。[來源請求]
未來發展
儘管直到Og的所有元素都已被發現，但是只有直到𨭆（108）和鎶（112）有已知的物理和化學特性。其他的元素可能和趨勢所預計的有所不同，因為超重元素的相對論性效應。譬如鈇有可能是一個惰性氣體，雖然它屬於碳族元素。[44]
目前未知新的元素是否會延續週期表的格式，成為第8週期元素，還是需要更改排列方式。格倫·西奧多·西博格預計第8週期有兩個s區塊元素Uue（119）和Ubn（120）、其後18個g區塊元素以及30個額外元素，延續已有的f、d和p區塊。[45]另一方面，如Pekka Pyykkö等的某些物理學家提出，這些新的元素並不符合構造原理，並有著不同的電子排佈原理，因此會影響在週期表中的排列方式。[46]
理查德·費曼表示[47]粗略地理解相對論性狄拉克方程式得出的結論是，原子序大於137時，電子殼層會發生問題，所以在Uts之後不可能存在中性原子，根據電子排佈整理的週期表在此處也因此瓦解。更嚴謹的分析得出極限在原子序等於173時發生。[48]
根據玻爾模型的計算
玻爾模型在原子序大於137時出現問題，因為在1s電子殼層中電子的速度v為
- v=Zαc≈Zc137.036{displaystyle v=Zalpha capprox {frac {Zc}{137.036}}}
其中Z為原子序，c為光速，α為精細結構常數。[49]在這個模型下，Z大於137的原子中1s電子的速度會超過光速。因此在Z > 137時必須使用相對論性模型。
根據狄拉克方程式的計算
相對論性狄拉克方程式也在Z > 137時瓦解，因為其基態能量為
- E=mc21−Z2α2{displaystyle E=mc^{2}{sqrt {1-Z^{2}alpha ^{2}}}}
其中m為電子的靜止質量。當Z > 137時，狄拉克基態的波函數是波動的，並且在正負能量範圍之間沒有空隙，形成與克萊因佯謬相似的情況[50]。考慮到有限原子核大小的更準確的計算指出，當Z > Zcr ≈ 173時結合能超過電子靜止時的能量的兩倍。空缺的最內部殼層會導致一顆電子憑空產生，同時發射一顆正子。[48]
參見
- 擴展元素週期表
- 门捷列夫
- 元素
化學：化學符號
化學元素：生命元素
- 元素列表
同位素
- 同位素列表
- 金屬列表
- 未發現元素列表
- IUPAC元素系統命名法
参考文献
引用
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来源
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外部連結
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3 | Na | Mg | | Al | Si | P | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||||
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