第二节 元素周期律

元素周期律的发现

　　道尔顿提出了科学的原子论后，许多化学家都把测定各种元素的原子量当作一项重要工作，这样就使元素原子量与性质之间存在的联系逐渐展露出来。1829年德国化学家德贝莱纳提出了“三元素组”观点，把当时已知的44种元素中的15种，分成5组，指出每组的三元素性质相似，而且中间元素的原子量等于较轻和较重的两个元素原子量之和的一半。例如钙、锶、钡，性质相似，锶的原子量大约是钙和钡的原子量之和的一半。氯、溴、碘以及锂、钠、钾等元素也有类似的关系。然而只要认真一点，就会发现这样分类有许多不能令人满意的地方，所以并没有引起化学家们的重视。

　　1862年，法国化学家尚古多提出一个“螺旋图”的分类方法。他将已知的62种元素按原子量的大小顺序标记在绕着圆柱体上升的螺旋线上，这样某些性质相近的元素恰好出现在同一母线上。因此他第一个指出了元素性质的周期性变化。可是他的报告照样无人理睬。1864年，德国化学家迈尔在他的《现代化学理论》一书中刊出一个“六元素表”。可惜他的表中只列出了已知元素的一半，但他已明确地指出：“在原子量的数值上具有一种规律性，这是毫无疑义的”。

　　1865年，英国化学家纽兰兹提出了“八音律”一说。他把当时已知的元素按原子量递增顺序排列在表中，发现元素的性质有周期性的重复，第八个元素与第一个元素性质相近，就好象音乐中八音度的第八个音符有相似的重复一样。纽兰兹的工作同样被否定，当时的一些学者把八音律斥之为幼稚的滑稽戏，有人甚至挖苦说：“为什么不按元素的字母顺序排列呢？那样，也许会得到更加意想不到的美妙效果。”“六元素表”、“八音律”是存在许多错误，但是应该看到，从“三元素组”到“八音律”都从不同的角度，逐步深入地探讨了各元素间的某些联系，使人们一步步逼近了科学的真理。

　　在俄国，门捷列夫的阻力更大。一些知名的学者，包括他的导师，“俄罗斯化学之父”沃斯克列森基教授和化学界权威齐宁一开始就不支持他从事这项研究，嘲笑他不务正业。还训斥他说：“到了干正事、在化学方面作些工作的时候了！”

　　以前人工作所提供的借鉴为基础，门捷列夫通过顽强的努力，于1869年2月先后发表了关于元素周期律的图表和论文。在论文中，他指出：

　　(1)按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性。

　　(2)化学性质相似的元素，或者是原子量相近（Pt，Ir，Os），或者是依次递增相同的数量（K，Rb，Cs）。

　　(3)各元素及各族按原子量大小排列的对比与各元素的所谓的原子价相一致。

　　(4)分布在自然界的元素都具有数值不大的原子量值，具有这样的原子量值的一切元素都表现出特有的性质，因此可以称它们是典型的元素。

　　(5)原子量的大小决定元素的特征。

　　(6)应该预料到许多未知元素的发现，例如类似铝和硅的，原子量位于65～75之间的元素。

　　(7)当我们知道了某些元素的同类元素后，有时可以修正该元素的原子量。

　　(8)一些类似的元素能根据其原子量的大小被发现出来。

　　正如门捷列夫所指出的，周期律的全部规律性都表述在这些原理中。其中最主要的是元素的物理和化学性质随着原子量做周期性的变化。

　　门捷列夫深信自己的工作很重要，经过继续努力，1871年他发表了关于周期律的新的论文。文中他果断地修正了前一个元素周期表。例如在前一表中，性质类似的各族是横排，周期是竖排；而在新表中，族是竖排，周期是横排，这样各族元素化学性质的周期性变化就更为清晰。同时他将那些当时性质尚不够明确的元素集中在表格的右边，形成了各族元素的副族。在前表中，为尚未发现的元素留下4个空格，而新表中则留下了6个空格。

　　门捷列夫深信他所发现的周期律是正确的。他以周期律为依据，大胆指出某些元素公认的原子量是不准确的，应重新测定。例如当时公认金的原子量为169.2，按此，在周期表中，金应排在锇、铱、铂（当时认为它们的原子量分别是198.6，196.7，196.7）的前面。而门捷列夫认为金在周期表中应排在这些元素的后面，所以它们的原子量应重新测定。重新测定的结果是：锇为190.9，铱为193.1，铂为195.2，金为197.2。实验证明了门捷列夫的意见是对的。又例如，当时铀公认的原子量是116，是三价元素。门捷列夫则根据铀的氧化物与铬、钼、钨的氧化物性质相似，认为它们应属于一族，因此铀应为六价，原子量约为240。经测定，铀的原子量为238.07，再次证明门捷列夫的判断正确。基于同样的道理，门捷列夫还修正了铟、镧、钇、铒、铈、钍的原子量，事实验证了周期律的正确性。根据元素周期律，门捷列夫还预言了一些当时尚未发现的元素的存在和它们的性质。他的预言与尔后实践的结果取得了惊人的一致。

　　1875年法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，他命名为镓，并把测得的关于镓的主要性质公布了。不久他收到了门捷列夫的来信，门捷列夫在信中指出：关于镓的比重不应该是4.7，而是5.9-6.0。当时布瓦博德朗很疑惑，他是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？1876年9月，布瓦博德朗重作了实验，将金属镓提纯，重新测定，结果稼的比重确实为5.94（现代值为5.91），这结果使他大为惊奇。他认真地阅读了门捷列大的周期律论文后，感慨他说：“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫这一理论的巨大意义。” 

下表是个最有力的说明。

类铝（1871年门捷列夫的预言）	镓（1875年布瓦博德朗发现镓后测定）
原子量约为69 比重约为5.9-6.0 熔点应很低 不受空气的侵蚀 灼热时能分解水汽 能生成类似明矾的矾类 可用分光镜发现其存在	原子量为69.72 比重等于5.94 熔点为30.1 灼热时略起氧化 灼热时确能分解水汽 能生成结晶较好的镓矾 镓是用分光镜发现的

　　 镓的发现是化学史上第一个事先预言的新元素的发现，它雄辩地证明了门捷列夫元素周期律的科学性。1880年瑞典的尼尔森发现了钪，1885年德国的文克勒发现了锗。这两种新元素与门捷列夫预言的类硼、类硅也完全吻合，门捷列夫的元素周期律再次经受了实践的检验。

　　事实证明门捷列夫发现的化学元素周期律是自然界的一条客观规律。它揭示了物质世界的一个秘密，即这些似乎互不相关的元素间存在相互依存的关系，它们组成了一个完整的自然体系。从此新元素的寻找，新物质、新材料的探索有了一条可遵循的规律。元素周期律作为描述元素及其性质的基本理论有力地促进了现代化学和物理学的发展。历史是现实的一面镜子。尽管元素周期律从发现到现在已经过去了一百多年，当时周期律发现者面临的那些乌云早已消散殆尽，但是认真从中汲取有益的教训，对今后科学发现尽量减少不必要的阻力，仍是大有裨益的。

　　回顾19世纪初自然科学发展的情况，正如恩格斯所指出的那样：当时，“经验自然科学积累了如此庞大数量的实证的材料，以致在每一个领域中有系统地和依据材料的内在联系把这些材料加以整理的必要，就简直成为无可避免的”。这种形势，迫使自然科学家面对理论思维，每一个科学家都面临着一种选择：要么适应这种形势，适应客观辩证法运动规律作出贡献；要么站在对立面上，自觉不自觉地成为科学前进的阻力。

　　门捷列夫在发现周期律的过程中，尽管深受形而上学造成的阻力之苦，然而到了晚年，自己却又以权威、名家的身份，对新的科学发现，如：原子的复杂性和电子的客观存在持否定态度。他曾说过：我们应当不再相信我们已知单质的复杂性。并宣布：关于元素不能转化的概念特别重要……是整个世界观的基础等等，而这种形而上学思想的侵袭，就阻塞了他进一步揭示科学真理作出重大发现的道路。

元素的电负性

　　元素的原子在分子中吸引电子的能力叫元素的电负性。元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。表1列出了元素的电负性数值。元素的电负性是相对值，没有单位。通常规定氟的电负性为4.0（或锂为1.0），计算出其他元素的电负性数值。从表1可以看出，元素的电负性具有明显的周期性。电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。同一周期内从左到右，元素的电负性逐渐增大，同一主族内从上至下电负性减小。在副族中，电负性变化不规则。在所有元素中，氟的电负性（4.0）最大，非金属性最强，钫的电负性（0.7）最小，金属性最强。一般金属元素的电负性小于2.0，非金属元素的电负性大于2.0，但两者之间没有严格的界限，不能把电负性2.0作为划分金属和非金属的绝对标准。

表1 元素的电负性

元素电负性的大小，不仅能说明元素的金属性和非金属性，而且对讨论化学键的类型，元素的氧化数和分子的极性等都有密切关系。

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比较非金属性强弱的依据

　　1．同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；

　　2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；

　　3．依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；

　　4．与 化合的条件；

　　5．与盐溶液之间的置换反应；

　　6．其它，例：

　　　　　　　　　    所以， 的非金属性强于S。

比较金属性强弱的依据

　　金属性—金属气态原子失去电子能力的性质；

　　金属活动性—水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。

　　（注：“金属性”比“金属活动性”并非同一概念，两者有时表现为不一致，诸如Cu和Zn：金属性Cu＞Zn，而金属活动性Zn＞Cu。）

　　Na金属性比钙强，向钙的金属活动性比Na大。

　　1．同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；

　　　同主族中，从上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；

　　2．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱：

　　　碱性愈强，其元素的金属性也愈强；

　　3．依据金属活动顺序表（极少数例外）；

　　4．常温下与酸反应的剧烈程度；

　　5．常温下与水反应的剧烈程度；

　　6．与盐溶液之间的置换反应；

　　7．高温下与金属氧化物间的置换反应；

　　8．用电化学的方法。

物质热稳定性的比较规律

1．单质的热稳定性与键能的相关规律

　　一般说来，单质的热稳定性与构成单质的化学键牢固程度正相关；而化学键牢固程度又与键能正相关。

2．气态氢化物的热稳定性：元素的非金属性越强，形成的气态氢化物就越稳定。同主族的非金属元素，从上到下，随核电荷数的增加，非金属性渐弱，气态氢化物的稳定性渐弱；同周期的非金属元素，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性渐强，气态氢化物的稳定性渐强。

3．氢氧化物的热稳定性：金属性越强，碱的热稳定性越强（碱性越强，热稳定性越强）。

例如：稳定性

4．含氧酸的热稳定性：绝大多数含氧酸的热稳定性差，受热脱水生成对应的酸酐。一般地

　　①常温下酸酐是稳定的气态氧化物，则对应的含氧酸往往极不稳定，常温下可发生分解；

　　②常温下酸酐是稳定的固态氧化物，则对应的含氧酸较稳定，在加热条件下才能分解。

　　例如，    例外，不易分解。

　　③某些含氧酸易受热分解并发生氧化还原反应，得不到对应的酸酐。

　　例如：

　　

5．含氧酸盐的热稳定性：

　　①酸不稳定，其对应的盐也不稳定；酸较稳定，其对应的盐也较稳定，例如硝酸盐。

 稳定，例外。

　　②同一种酸的盐，热稳定性  正盐＞酸式盐＞酸。

　　例如：热稳定性

　　③同一酸根的盐的热稳定性顺序是碱金属盐＞过渡金属盐＞铵盐。

　　④同一成酸元素，其高价含氧酸比低价含氧酸稳定，其相应含氧酸盐的稳定性顺序也是如此。