＜元素＞元素周期表 2024

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元素週期表是依原子序数、核外电子排布情况和化学性质的相似性来排列化学元素的表格。一如其名，元素週期表的排列展现元素性质的週期性趋势。其中，週期表的横行被称作週期，纵列则被称作族。一般而言，在同一週期内，金属元素位于表的左端，非金属位于右端；同族的元素则大多具有相似化学性质。週期表中六个族具有单独的别名，包括第17族（VIIA族）别名为卤素，第18族（VIIIA族）被称为稀有气体。此外，原子轨道的排布情况与表中周期的排列密切相关。

元素週期表排列的週期性趋势既可用于推演不同元素间性质的关系，也可用于预测未发现或新合成的元素的性质。週期表最早由俄罗斯化学家德米特里·门捷列夫在1869年发布，主要用于表现当时已知的元素之间的週期性规律，但他也借此基本成功预测当时尚未发现的、位于週期表空位中元素的相当一部分性质。随着新元素的发现和化学性质理论模型的健全，门捷列夫的思想也在不断完善。现代的元素週期表不仅为分析化学反应提供有用的框架，也在其他化學领域乃至核物理学中得到广泛应用。

自原子序数为1的元素（氢）至原子序数为118的元素（鿫，Oganesson）均已被发现或成功合成，并填满週期表的前七个周期。[1][2]不过，在自然界中天然存在的仅有前98种元素，且部分仅有痕量存在；99号及以后的元素都是在实验室或核反应堆中合成得到的。[a][3]下一个合成的新元素将会开启周期表的第八周期，因此大量工作都在往这方面努力，且已有理论指出可能的新元素。此外，实验室中也合成多种元素的放射性同位素。

每种化学元素都对应一个独有原子序数（通常记作Z），这个值即是原子核内的質子数量。[b]对大多数元素而言，同种元素的原子可以包含不同数目的中子，可互称为同位素。例如，碳元素就有三种天然同位素，每种同位素原子都包含六个质子，但中子数量不同：绝大多数碳原子含有六个（碳-12），约1%含有七个（碳-13），极少数含有八个（碳-14）。元素周期表中对同位素不加区分。不少周期表会标出元素的原子量，但对于没有稳定同位素的元素，则会标出半衰期最长的核素的相对原子质量，在这种情况下原子量会带上括号。[4]

在标准的元素周期表中，元素按照原子序数递增的顺序排列。当一个新的电子壳层开始填入电子时，周期表就从下一行（即下一个周期）继续开始排布。纵列（族）是由原子的电子构型决定的。对于同一族中的元素，原子的某一亚层中的电子数量总是相同的。例如，氧和硒位于同一族，而它们的原子最外层的p轨道中都填入了4个电子。同族元素通常具有相似的化学性质，而在周期表的f区与d区的一部分中，整个区域的元素都有相似的化学性质。因而，如果已知与某个元素相邻的其他元素的性质，这个元素的性质就不难猜测。[5]

截至2016年 (2016-Missing required parameter 1=month!)[update]，元素周期表共有118种已确认存在的元素。其中原子序数为113、115、117、118的四种元素是最新发现的，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）于2015年12月确认这些元素成功合成，并于2016年6月公布了它们的英文名称（同年11月确定为官方名称），中国大陆于2017年5月公布了其中文名。其名称分别为鉨（写如“钅尔”，英文名Nihonium，符号Nh）、镆（英文名Moscovium，符号Mc）、鿬（写如“石田”，英文名Tennessine，符号Ts）、鿫（“气”字头下加“奥”，英文名Oganesson，符号Og）。[6][7][8][9]

前94号元素都天然存在，其他的24种元素则有赖于人工合成。在94种天然元素中，83种能够稳定存在（铋、钍和铀沒有稳定同位素，但有半衰期超過108年的同位素），另外11种只出现在这83种元素的衰变过程中。[3]砹（85号元素）和比锿更重的元素（即99号以后的元素）尚未制备出宏观数量级的纯品，且钫（87号）仅在极微量的状态下，以光辐射的形式被观察到过（数量仅有约30万个原子）。[10]

周期表中的一个族指的是一个纵列（VIIIB族除外）。一般而言，与同周期、同分区的元素相比，同族元素往往具有更相似的性质，但是另一些性质与原子序数的相关性更明显。依照现代原子结构量子力学的解释，同族元素的价层电子通常具有相同的排布方式，[11]因而一般具有一系列共同的化学性质，且随着原子序数的递增，元素的性质亦呈现出明显有规律的变化。[12]不过在周期表的部分分区，如d区与f区，沿横向排列的元素彼此间性质也很相似，甚至比同族元素的相似性更强。[13][14][15]

依照国际命名惯例，周期表中的族序号自左向右由1至18依次递增。[16]此前常用的记法则是使用罗马数字，并加标“A”或“B”表示主族（s区、p区）或副族（d区、f区）。每一族所对应的罗马数字，正是现代使用的纯数字记法的个位数。例如，第4族被记作IVB族，而第14族则是IVA族。此前欧洲通用的也是“罗马数字+字母”这一体系，但不同的是，“A”用于表示前9列元素，“B”用于表示后9列元素。此外，第8、9、10族曾作为一整个跨三列的族（VIIIB族）而存在，但自1988年起，IUPAC已经放弃这种记法，并转而改用一列一号的标号方式。[17]

部分族除了数字序号以外尚有其别名，不过有的别名很不常用。第3-10这8个族没有别名，通常以族序号或族首元素指代（比如第3族也可称作“钪族”）。这些族没有别名的一个原因是同族元素间的相似性较弱（相对于有别名的族而言）。[16]

通常情况下，同族元素自上而下，原子半径递增，电离能和电负性递减。原子半径的递增是因为被填充的电子壳层越来越多，而价层电子离核越来越远。电离能和电负性的下降亦是由于价电子与核的距离增加而导致的，因为离核越远的电子所受的束缚越弱。[18]不过这一规则存在例外，例如第11族（I B族）的底端，电负性就反而增大。[19]

  碱金属     碱土金属     过渡金属     貧金屬     类金属     其他非金屬     稀有气体

註：

參考：

周期表中的一个横行称作一个周期。尽管一般而言同族元素的相似性更强，但部分区域中同周期元素（即，沿水平方向）相似性和变化规律更显著。比如f区中的两行，镧系和锕系元素，就体现了“同周期内元素性质相似”的特点。[20]

同一周期内的元素随原子序数递增，其原子半径、电离能、电子亲和能和电负性各自呈现出不同的变化趋势。自左向右，质子数逐渐增加，核外电子所受的吸引力增强而更向核靠拢，因此原子半径通常随之递减。[21]相应地，电离能和电负性随之增大，因为将电子从核外剥离需要消耗更多的能量。[18]此外在同一周期中，金属的电子亲和能通常低于同周期的非金属（稀有气体除外）。[22]

周期表中，依最后填充的电子亚层而划分的矩形块被称作区。各区大体上依照最后被填充的亚层的符号命名[23][a]。s区由前两族（碱金属和碱土金属）外加氢和氦元素组成，p区则包含最后六个族，即13~18族（III A至0族）。所有的类金属都落在p区的范围内。d区包含第3至第12族（III B至II B），所有的过渡金属都位于此区域。f区通常被单独放在周期表的最下方，不冠以族序号。镧系和锕系位于这个区域。[24]

根据理化特性的不同，周期表中的元素可被分为金属、类金属和非金属三类。金属通常是具光泽的固体，电导率与热导率较高。金属元素彼此易形成合金，与非金属元素之间则容易形成离子盐类化合物（稀有气体除外）。大部分非金属在通常状况下则是气体或有色固体，绝缘性较好。非金属元素彼此间常以共价键结合形成化合物。金属与非金属间则是类金属，具有介于二者之间的性质。[25]

金属与非金属可以进一步细分为多个子类。周期表中自左向右，这些子类的金属性依次减弱，而非金属性逐渐增强。金属从相当活泼的碱金属开始逐渐向右扩展，依次经过活性较弱的碱土金属、内过渡金属（镧系与锕系元素）、典型过渡金属，终止于物理化学活性都较弱的后过渡金属（即贫金属）。非金属自左向右则依次为多原子非金属、双原子非金属与单原子的稀有气体。多原子非金属靠近类金属区域，尚有残余的金属特性，双原子非金属则具有典型的非金属性，稀有气体更是几近完全惰性。过渡金属中还可细分出一些子类，如難熔金屬和貴金屬等较为知名的子类，[26]但在周期表中较少单独标出。[27]

不过，仅仅依据性质的相似性来对元素分类尚有缺陷。每一个子类中，元素彼此间的性质实际上都有一定的差异，处在两类边界上的元素性质又较为相似，分野不够明确。不过其它分类手段也会遇到类似的问题。[28]比方说铍元素被归类为碱土金属，但它具有贫金属的特点，往往以共价形式参与化合，且能形成两性氧化物。又例如，氡被归为稀有气体，但能形成正离子，这是金属元素的典型特性。除去理化性质以外，还有一些其它的分类标准，例如按宿主矿物分类（哥德施密特分类法），或按晶体结构分类。目前的分类方法最早可以上溯到1869年，当时希里斯为了对这些元素加以区分，曾建议在金属、固态非金属、气态非金属的区域之间加注边界线。[29]

电中性原子的核外电子排布情况随原子序数的增长展现出一种不断复现的规律（即所谓“周期”）。核外电子可以占据不同的电子层（以数字标识），每个层又包含一系列亚层（以字母s、p、d、f、g等标识）。随原子序数递增，电子依照構造原理（即马德隆规则，或称能量递增原理）逐步填入各电子层与亚层中，顺序如左图所示。以氖元素为例，其核外电子构型为1s2 2s2 2p6。其10个核外电子中，两个最先填入第1层，而剩余八个填入第二层。这其中，2个填入2s亚层，6个则填入2p亚层。在周期表中，一旦电子填入了一个此前从未填充过的新电子层，该元素就将作为一个新周期的起始元素而出现。目前这些起始元素包括氢和所有碱金属。[30][31]

由于元素性质基本由核外电子的排布情况决定，因而元素的性质也随原子序数增长而体现出某种周期性。典型的例子是原子半径、电离能和电子亲和能。实际上，元素周期律的提出和周期表的发明，就是基于对这些周期性规律的观察和整理，因为彼时尚未出现与此相关的理论解释。[30][31]

不同元素的原子半径可以利用周期表加以预测和解释。通常而言，沿周期方向，自左向右，原子半径依次递减，而沿着族的方向，自上而下，原子半径逐渐增大。从上一个周期的稀有气体到下一周期的碱金属，原子半径会突然增大。这些变化与其它的理化性质变化趋势一样，都可以用电子壳层填充理论解释。它们也为量子力学理论提供了重要的支持。[32]

在镧系元素中，4f亚层的价电子自左向右逐步增加，但它们对于同步增加的核电荷的屏蔽效果不良。因此，原子核对于镧系元素外层电子的吸引力较强，导致镧系元素的原子半径偏小，即所谓的镧系收缩。受此影响，镧系后面的元素也有较小的原子半径。[33]因此，铪的原子半径基本和锆相同，钽与铌的半径也相近，其后的元素依此类推。镧系收缩的影响一直波及到铂元素，此后才被惰性电子对效应（一种相对论效应）所掩盖。[34]另外，和镧系收缩类似，d区元素也存在着收缩效应，只不过强度更弱，它是d亚层电子对外侧的p电子屏蔽不完全导致的。[33]

“第一电离能”是指从原子中移走一个电子所需要的能量，“第二电离能”是在此基础上移走第二个电子所需的能量，依此类推。对于同一个原子，各级电离能随着离子化程度的增加而增大，例如镁的第一电离能是738 kJ/mol，第二电离能为1450 kJ/mol。粗略地讲，这是因为越靠内的电子受到的静电吸引作用越强，移走它所需要的能量因此也越大。一般地，越靠近周期表右端，电离能也相应地越大。[34]

当一个离子已经达到稀有气体电子排布时，移走下一个电子的电离能将突然上升。仍以镁元素为例，移走两个3s电子后，镁离子已经具有氖的电子排布，在此基础上移走下一个2p电子相当困难，因而第三电离能将明显高于前两级电离能，高达7730 kJ/mol。第三周期的其它元素中也可见这种现象。[34]