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元素周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,元素周期表的排列展现了元素性质的周期性趋势。周期表的横行被称作周期,纵列则被称作。一般而言,在同一周期内,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。周期表中,其中六个族具有单独的别名,包括第17族(VII A 族)别名为卤素,第18族(0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。

因为元素周期表排列的周期性趋势,它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。最早的元素周期表由俄罗斯化学家德米特里·门捷列夫发布于1869年,主要用于表现当时已知的元素之间的周期性规律,但他也借此基本成功预测了当时尚未发现的、位于周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得以完善。现代的元素周期表不仅为分析化学反应提供了有用的框架,也在其他化学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,并填满了周期表的前七个周期。[1][2]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;其余的元素都是在实验室中合成的。[a]原子序数99号至118号的元素目前仅在实验室或核反应堆中经合成得到过。[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,且已有理论指出了可能的新元素。此外,实验室中也合成了多种元素的放射性同位素

目录

概述编辑

每种化学元素都唯一对应一个原子序数(通常记作Z),这个值即是原子核内的质子数量。[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,而中子不同: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,对于没有稳定同位素的元素,标出的是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(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,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!),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月确认了其成功合成,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(简体写如“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种元素则有赖与人工合成。在94种天然元素中,83种能够稳定存在,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,而钫(87号)仅在极微量的状态下,以光辐射的形式被观察到过(数量仅约为300000个原子)。[10]

元素分组方式编辑

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周期表中的一个指的是一个纵列(第八族除外)。一般而言,与同周期的元素相比,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。量子力学解释称,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,且又与原子序数的增加有着明确的相关性。[12]不过在周期表中的部分区域,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]

依照国际上的命名惯例,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IV B族,而第14族则是IV A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(VIII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]

一般而言,同族元素自上而下,原子半径递增,电离能电负性递减。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]

周期编辑

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,镧系锕系元素,就体现了“同周期内元素性质相似”的特点。[21]

同一周期内的元素随原子序数递增,也体现出原子半径、电离能、电子亲和能和电负性的变化趋势。自左向右,原子半径通常递减,因为质子数的增加使得核外电子所受的吸引力增强而更向核靠拢。[22]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]在同一周期中,电子亲和能也展现出一点变化规律。一般而言,金属的电子亲和能低于同周期的非金属(稀有气体例外)。[23]

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自左向右依次为:s区(红色)、f区(绿色)、d区(蓝色)、p区(黄色)。

周期表中,依最后填充的电子亚层而划分的矩形块被称作。每个区的名字就是最后被填充的亚层的符号[24][c]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。[25]

金属、类金属和非金属编辑

 
* 浅黄色所示为金属 * 深黄色所示为类金属 * 蓝色所示为非金属 * 灰色所示元素分类未定另,视资料来源不同,部分元素的所属分类与此处所示可能存在差异。

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。[26]

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镧系锕系元素、典型过渡金属,终止于物理化学活性都较弱的过渡族后金属(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,如难熔金属贵金属等,这些子类较为知名,[27]但在周期表中较少单独标出。[28]

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。[29]举例来说,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(哥德施密特分类法英语Goldschmidt classification),或按晶体结构分类。目前的分类方法最早可以上溯到1869年,当时希里斯英语Gustavus Detlef Hinrichs[30]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。

周期表中的周期性与规律编辑

核外电子排布编辑

 
核外电子层与亚层随原子序数增加而排布的大致次序。该次序依照能量递增的顺序,利用马德隆规则确定。
 
周期表中的性质变化趋势(沿箭头指示方向递增)

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,电子依照构造原理马德隆规则,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。目前这些元素包括氢和所有碱金属。[31][32]

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。[31][32]

原子半径编辑

 
原子半径对原子序数作图。[d]

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,原子半径通常增大。从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。[33]

镧系中,4f亚层自左向右逐步得到填充,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,这就是所谓的镧系收缩。受此影响,镧系后方的元素也有较小的原子半径。[34]因此,的原子半径基本和相同,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元素,此后才被相对论性惰性电子对效应所掩盖。[35]另外,和镧系收缩类似地,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。[34]

电离能编辑

 
图示为电离能的变化趋势:每个周期自左向右,电离能逐渐增大。碱金属最小,稀有气体最大。

所谓的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。[35]

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。[35]

电负性编辑

 
图示同族元素电负性随原子序数增大而减小的趋势。每条折线对应一个特定的族。

一个原子吸引共用电子对的能力称作电负性[36]。原子的电负性与该原子的原子序数有关,同时也受价电子与核距离的影响。电负性越大,原子吸引电子(对)的能力越强。这个指标是莱纳斯·鲍林于1932年提出的。[37]一般来说,在元素周期表中,自左向右,电负性依次递增;自上而下,电负性依次递减。因而,在电负性已知的元素中,靠近右上角的元素电负性最高,左下角的元素电负性最低[19][e]

需要注意的是,上述规则有几个例外。受d区收缩的影响(参见“原子半径”一节),的电负性分别高于它们上方的。第四周期过渡金属的前几个元素电负性上升得比较快,这是由3d电子对核电荷的屏蔽不完全,导致这几个元素的原子半径较小而引发的。[19]有些版本的周期表中铅的电负性比都高,这可能是由数据错误引起的。[38]

电子亲和能编辑

 
电子亲和能随原子序数的变化趋势。[39]一般而言,同一周期中,直到卤族元素以前,电子亲和能都呈增加趋势,到稀有气体时又急速下降。第1族(I A族)、第11族元素(I B族)处的局部极大值是由于s亚层将要填满而产生的(金元素的6s亚层尤甚:完全填满的4f亚层对其有进一步的稳定作用)。 碱土金属、氮、磷、锰、铼等处的极小值则受相反的原因影响:这些元素的s亚层(或p亚层/d亚层)已经处于全充满或半满状态,体系对新电子的吸引能力减弱。[40]

原子的电子亲和能是指向电中性的原子上加入一个电子,使之形成阴离子时释放的能量。不同元素电子亲和能的变化范围较大,不过其中仍有迹可循。一般而言,非金属的电子亲和能高于金属元素,其中元素的电子亲和能最大。关于稀有气体的电子亲和能尚无定论,因此其电子亲和能可能是负的(尽管绝对值很小),也可能不是。[41]

大体上讲,沿同一周期自左向右,电子亲和能逐渐上升。由于越靠右端,原子的电子壳层填充得越完全,因而向其中加入一个电子后,阴离子的结构越接近稳定的闭壳层,电子亲和能也相应地越高。[41]

沿同一族自上而下,电子亲和能大体是逐渐下降的,因为新加入的电子离原子核越来越远,受到的吸引越来越弱,因而释放的能量也越来越少。不过实际上约三分之一的元素不符合这个规律,即其电子亲和能高于上方紧邻的元素。完全符合这个规律的只有第1族(I A族)。这些例外多数情况下和d及f亚层的屏蔽效果不完全有关。[42]

金属性编辑

电离能,电负性和电子亲和力值越低,元素的金属性越强,非金属性越弱。[43]鉴于这三种性质的周期性,金属性往往会在一周期(行)中由左至右递减(很多例外是由d和f亚层上的电子对原子核的不良屏蔽效果或者相对论效应导致)[44],并且通常在一族(列)中由上至下递增。因此,大多数金属元素(如)位于传统元素周期表的左下角,非金属元素(如氧,氟,氯)则位于右上角。金属性在元素周期表中的水平和垂直趋势组合解释了在一些周期表中发现的金属和非金属之间的阶梯形分界线,以及有时将与该线相邻的几个元素和与这些元素相邻的元素分类为类金属的做法。[45][46]

桥接元素族的特点编辑

元素周期表从左到右的黑框表示出出了第3族、镏和铹、第11-12族以及稀有气体

桥接元素位于区与区之间。[47] 这些族的元素,比如非金属,具有介于临近族元素的性质。从化学性质上看,第3族元素、钪、钇、镧、锕都表现出了类似碱土金属[48]也即s区金属[49][50]的性质 ,但同时也具有d区过渡金属的物理性质。[51] 位于f区末尾的镏和铹可能组成了另外的桥接元素。镏在化学性质上的表现接近于镧但在物理性质上综合了镧与过渡金属。[52][53] 作为镏类似物的铹也可能会有类似的表现。[n 1] 第11族里的造币金属(铜、银和金)在化学性质上的表现能等同于过渡金属或主族金属。[56] 第12族里的不定性金属,如锌、钙、汞等有时被看作是d区到p区元素的桥接,它们表面上是d区元素,但几乎不具有过渡金属性质,而是更接近于相邻第13族的p区元素。[57][58] 第18族的惰性稀有气体桥接着最具反应性的第17族卤素元素与第1族的强碱金属。[47]

历史编辑

元素系统化的早期尝试编辑

 
化学元素发现年表列出了每个元素在周期表哪个重大发展时期(之前,之中或之后)被发现

1789年,安托万-洛朗·德·拉瓦锡发表了一个含33个化学元素的元素列表,并将它们分为气体元素金属元素非金属元素和土元素(英语:earths)。[59]在接下来的一个世纪,化学家们一直在寻找一个更准确的分类体系。1829年,約翰·沃爾夫岡·德貝萊納发现很多元素都可以根据他们的化学性质每三个分成一组。比如三种元素就可以同时作为软金属和活泼金属被分为一组。他还发现,若每组按原子量排序,第二个元素的原子量约等于第一个和第三个元素原子量之和的一半,这也被称为德贝莱纳三元素组定律英语Döbereiner's triads[60]德国化学家利奥波德·格梅林对这个理论进行了研究,并在1843年证实了10个三元素组、3个四元素组和1个五元素组的存在。讓-巴蒂斯特·杜馬在1857年发表文章,描述了不同族金属之间的关系。尽管很多化学家都发现了元素组与组之间的关系,但他们都还没有建立一个能涵盖所有元素的完整体系。

1857年,德国化学家弗里德里希·奥古斯特·凯库勒·冯·斯特拉多尼茨发现每个碳原子通常连接四个原子,比如甲烷的结构为一个碳原子连着周围的四个氢原子。[61]这个概念即是现在所称的化合价:每个原子都与特定数目的原子相连。[62]

1862年,法国地质学家贝吉耶·德·尚古尔多阿英语Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois发表论文,论文中他称之为“地球物质螺旋”的图表正是早期形式的元素周期表,他也因此成为第一个注意到元素周期性的人。他将元素按原子量螺旋排列在圆柱上,并发现性质相似的元素会周期性出现。他的图表中除了化学元素,还包含了一些离子化合物。由于他的论文中用了很多地质学术语而不是化学术语,且发表时没有附带图解,所以这篇论文直到门捷列夫的研究之后才得到关注。[63]

1864年,德国化学家尤利乌斯·洛塔尔·迈耶尔发表了一个按化合价排列的元素表,共包含44个元素。这个表显示了有相似化学性质的元素化合价通常相同。[64]与此同时,英国化学家威廉·奥德林英语William Odling英语:William Odling)发表了一个按原子量排序的元素排列,包含57个元素。 他发现了元素在原子量上的周期性和他们通常的分组方式相符。[65]奥德林提出了一个周期律的想法,但并没有继续研究它。[66]随后,他在1870年提出按化合价分类元素。[67]

 
1866年提交给化学学会的约翰·纽兰兹周期表,按照八度音的规律绘制。

英国化学家约翰·纽兰兹在1863至1866年发表了一系列论文指出,当元素按照原子量排序时,拥有相似物理性质和化学性质的元素每隔七个元素出现一次。他把这个性质和音乐中的八度联系起来。 [68][69] 这个所谓的八音律英语Law of Octaves遭到了很多科学界同行的嘲讽,皇家化学会也拒绝发表他的论文。[70]尽管如此,纽兰兹还是画了一个元素表,并用它来预测尚未发现的的元素,如[71]皇家化学会在五年后认可门捷列夫的发现时才承认他的重要发现。[72]

1867年,出生于丹麦的美籍化学家Gustavus Hinrichs英语Gustavus Detlef Hinrichs提出了一个基于原子光谱、原子量和化学性质的螺旋周期体系。但当时的人们认为他的研究古怪、复杂、虚有其表,并没有接受和承认这个理论。[73][74]

门捷列夫的初版元素周期表编辑

伊利亚·叶菲莫维奇·列宾绘制的水彩《德米特里·门捷列夫》
门捷列夫所著《An Attempt Towards a Chemical Conception of the Ether》书中的元素周期表
 
门捷列夫于1869年发表的元素周期表的一个版本:一个基于原子量和化学性质系统化元素的实验。这个早期周期表的纵向为周期,横向为

俄国化学家德米特里·门捷列夫和德国化学家尤利乌斯·洛塔尔·迈耶尔分别于1869年和1870年独立出版了他们的元素周期表[75] 。门捷列夫的元素周期表是首次出版;而迈耶尔的是再版,是对1864年第一版的扩充。[76]他们都在周期表中将元素按原子量横向或纵向排列,并在元素的化学性质开始出现重复时另起一行(列)。[77]

门捷列夫的周期表逐渐获得广泛承认和接受源于他作出的两个决定。第一个是在表中为未知元素留下空位[78](门捷列夫并不是第一个这样做的化学家,但是他被认为是第一个用周期性预测未知元素的),比如[79],并且这些元素都在随后陆续被发现;第二个决定是偶尔忽略原子量的顺序并交换邻近的元素以更好符合它们所在的性质,比如

门捷列夫在1869年发表元素周期表时,原子量的测量已经足够精准,这使门捷列夫可以准确预测未知元素的性质。

在1911年卢瑟福发现原子核后,科学家发现元素的整数核电荷数与其在周期表的排名相同。1913年,亨利·莫塞莱X射线光谱实验中证实了这一发现。莫塞莱确定了每个元素的核电荷数,并表明门捷列夫实质上是按核电荷数排序元素的。[80]核电荷数同质子数相同,并决定了每个元素的原子序数(Z),而原子序数可以确定一个基于整数的元素排序。莫塞莱在1913年预言,在铝(Z=13)和金(Z=79)间的未知元素的原子序数为43、61、72和75(这些元素之后都被发现)。原子序数成为了化学元素的绝对定义,并给元素周期表的排序提供了事实基础。元素周期表被用于在研究和生产之前预测新合成元素的性质。[81]

门捷列夫的再版与其后的发展编辑

 
1871年门捷列夫提出的週期表(有8族),其中橫線代表1871年仍然未知的元素。
 
以8個族為形式的週期表,其中包含所有2016已知的元素。

1871年,门捷列夫出版了新格式的元素周期表。新格式的周期表把性质相似的元素排在同一纵列当中,以此取代了此前按行排列的方式,并且按照常见氧化态将几组元素纵列标记了I到VIII的编号。对于几种他此前认为理应存在但尚未发现的元素,门捷列夫也详细地给出了他预测的元素性质。[82]随着科学家发现了更多自然存在的元素,周期表中的空白也逐渐被填补。[83]例如元素(之前被门捷列夫称为銫下元素,eka-caesium)于1939年被法国科学家玛格丽特·佩里发现,也是最后一个在自然界中发现的元素;[84]元素于1940年合成生产,于1971年被证实微量存在于自然环境中。[85]

現時流行的[86]週期表佈局,也稱為通用或標準形式(如本文中多处所示),是由霍勒斯·戴明(Horace Groves Deming)确定的。1923年,美國化學家戴明發表了短版本(門捷列夫式)和中等版本(18列)形式的周期表[87][n 2]。1928年,Merck和Company发布了戴明的中等版本的18列周期表的讲义版,此版在美国的学校广为流传。 到了1930年,戴明的周期表已经出现在化学手册和百科全书中。多年来,Sargent-Welch Scientific Company也发行此版本。[88][89][90]

隨著現代量子力学對原子內电子排序理論的發展,便能推論出表中每個週期(行)實際對應著電子層的電子填充。較大的原子有更多的電子亞層,因此後來的週期表需要更長的族表示元素[91]

 
1945年,格倫·西奧多·西博格提出新的元素週期表,以表示锕系元素對應著第二個f區殻層

1945年,美國科學家格倫·西奧多·西博格提出有關於锕系元素的理論,就如镧系元素一樣地填充著f亞電子層。在這個構想之先,锕系元素被認為是對應填充第四行的d區殻層。西博格的同僚建議他不要發表這個頗為激進的理論,這或會毀掉他的事業生涯。西博格考慮到自己並沒有甚麼事業生涯會遭受損害後,便發表了理論。這個理論後來被證實是正確的,他本人亦於1951年赢得诺贝尔化学奖,以表彰他對錒系元素合成的貢獻[92][93][n 3]

尽管少量的超铀元素会自然产生,[3] 但是这类元素一开始是在实验室中发现的。它们的产生极大地拓宽了周期表的范围,1939年人类成功合成了第一个超铀元素[94] 由于许多超铀元素非常不稳定且很快衰变,所以即使合成成功,探测和描述其性质就成了很大的挑战。对某些发现新元素的声明存在争议英语List of chemical elements naming controversies,因此需要独立审查。(首先发现某元素的一方拥有命名权。)[95] 2010年,在莫斯科州杜布纳,一个美俄联合科学团队声称已经合成了六个Ts(Tennessine, 117号元素)原子,这是最近的发表声明的发现。(117号元素)和(113号元素)、(115号元素)以及(118号元素),都是最近命名的四个元素,2016年11月28日,这四个元素都得到了官方承认。[96]

其他种类的元素周期表编辑

长式周期表(32列周期表)编辑

族→ 1 2  3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 電子層 0族電子數

週期↓ I A VIII A
(0)
1 1
H

1.008
II A III A IV A V A VI A VII A 2
He

4.003





K





2
2 3
Li

6.941
4
Be

9.012
  5
B

10.81
6
C

12.01
7
N

14.01
8
O

16.00
9
F

19.00
10
Ne

20.18




L
K




8
2
3 11
Na

22.99
12
Mg

24.30
III B IV B V B VI B VII B VIII B
(VIII)
 
I B II B 13
Al

26.98
14
Si

28.09
15
P

30.97
16
S

32.04
17
Cl

35.45
18
Ar

39.95



M
L
K



8
8
2
4 19
K

39.10
20
Ca

40.08
  21
Sc

44.96
22
Ti

47.87
23
V

50.94
24
Cr

52.00
25
Mn

54.94
26
Fe

55.84
27
Co

58.93
28
Ni

58.69
29
Cu

63.55
30
Zn

65.38
31
Ga

69.72
32
Ge

72.63
33
As

74.92
34
Se

78.97
35
Br

79.90
36
Kr

83.80


N
M
L
K


8
18
8
2
5 37
Rb

85.47
38
Sr

87.62
  39
Y

88.91
40
Zr

91.22
41
Nb

92.91
42
Mo

95.95
43
Tc

[99]
44
Ru

101.1
45
Rh

102.9
46
Pd

106.4
47
Ag

107.9
48
Cd

112.4
49
In

114.8
50
Sn

118.7
51
Sb

121.8
52
Te

127.6
53
I

126.9
54
Xe

131.3

O
N
M
L
K

8
18
18
8
2
6 55
Cs

132.9
56
Ba

137.3
57
La

138.9
58
Ce

140.1
59
Pr

140.9
60
Nd

144.2
61
Pm

[145]
62
Sm

150.4
63
Eu

152.0
64
Gd

157.2
65
Tb

158.9
66
Dy

162.5
67
Ho

164.9
68
Er

167.3
69
Tm

168.9
70
Yb

173.0
71
Lu

175.0
72
Hf

178.5
73
Ta

180.9
74
W

183.8
75
Re

186.2
76
Os

190.2
77
Ir

192.2
78
Pt

195.1
79
Au

197.0
80
Hg

200.6
81
Tl

204.4
82
Pb

207.2
83
Bi

209.0
84
Po

[210]
85
At

[210]
86
Rn

[222]
P
O
N
M
L
K
8
18
32
18
8
2
7 87
Fr

[223]
88
Ra

226.0
89
Ac

[227]
90
Th

232.0
91
Pa

231.0
92
U

238.0
93
Np

237.0
94
Pu

[244]
95
Am

[243]
96
Cm

[247]
97
Bk

[247]
98
Cf

[251]
99
Es

[252]
100
Fm

[257]
101
Md

[258]
102
No

[259]
103
Lr

[262]
104
Rf

[261]
105
Db
𨧀
[262]
106
Sg
𨭎
[266]
107
Bh
𨨏
[264]
108
Hs
𨭆
[277]
109
Mt

[268]
110
Ds

[281]
111
Rg

[272]
112
Cn

[285]
113
Nh

[286]
114
Fl

[289]
115
Mc

[289]
116
Lv

[293]
117
Ts

[294]
118
Og

[294]
Q
P
O
N
M
L
K
8
18
32
32
18
8
2
圖解:
  鹵素
  待確認化學特性
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。​

现代周期表有时会将f区元素恢复到其自然位置(在s和d区元素之间),拓展为长式周期表(32列周期表)。与18列周期表不同的是,这样的排列使得「在递增的原子序列中没有间断」。[97]在周期表中f区元素和其他区元素的关系也会更加容易看出。[98] 由于担心镧系和锕系可能会被认定为是可以被疏离、忽略的,不重要的元素,詹森英语William B. Jensen提倡32列周期表。[99] 尽管有这些优点,长式周期表仍因其过高的长宽比[100] 及化学家对(由西博格引入的)现有形式更熟悉[101]未被广泛使用。

其它结构的周期表编辑

在1869年門得列夫的週期表出現後的100年內,估計約有700種不同版本的週期表被出版。[102] 其中除了數種矩形的週期表外,也包含了不少種其他形狀結構的週期表。[n 4]如圓形、立方體、圓柱、建築物、螺旋形、双扭线[103]、八角柱、金字塔錐形、球形、或三角形。這些替代版本的週期表常是為了彰顯或強調各種元素在傳統的元素週期表中不明顯的化學或物理性質而打造的。[102]

 
西奥多·本菲英语Theodor Benfey的螺旋形元素週期表

西奥多·本菲英语Theodor Benfey在1960年製作的元素週期表是一個受歡迎的替代版本。[104]表中的元素被安排成連續的螺旋狀,氫元素位於中央,而過渡元素、鑭系及錒系元素則位於圖中突出的「半島」部分。[105]

多數元素週期表皆為二維的,[3]而三維的元素週期表最早可追溯至1862年(較門得列夫的二維週期表的1869年為早)。較晚出現的三維週期表包含库尔蒂纳的周期表分类(Courtines' Periodic Classification)(1925年)、[106] Wringley分层系统(Wringley's Lamina System) (1949年)、[107]吉格尔英语Paul-Antoine Giguère的螺旋型周期表(Periodic helix)(1965年)、[108]及杜福尔树状周期表(Dufour's Periodic Tree)(1996年)。[109]甚至有人曾建立出「四維」的週期表,如斯托(Stowe)的“物理学家的周期表”(Physicist's Periodic Table)(1989年)[110]就是一個例子,包含三個空間維度和一個色彩維度。[111]

各式週期表可以依照其所強調的性質將他們分類到物理-化學光譜上。[112]例如在光譜上化學一端可以找到雷那・崁漢(Rayner Canham)的「不規矩」[113] 無機化學家的元素週期表(Inorganic Chemist's Periodic Table) (2002年),[114]強調趨勢與規律,以及元素不尋常的化學關係與性質。接近物理一端則有查爾斯·珍妮特英语Charles Janet的左階元素週期表(Left-Step Periodic Table) (1928年),其結構清楚顯示了電子填入電子層的順序和量子力学性質的緊密關係[115]。 隨後,阿爾珀也提出了類似的想法[116],儘管它被埃里克·塞利英语Eric Scerri批評為「忽視了週期表展示物理及化學周期性的需求」[117]。而最常被使用,且最廣為人知的週期表則位於光譜上中間的部分。它被認為能更好的表達各種物理性質的趨勢,如電導率熱導率,以及如氧化数等其他可以簡單地以實驗室內常用的傳統方法推得的化學性質[118]而此週期表在各種特色上的平衡,易於建構的大小和形狀,和對原子序及週期性淺顯易懂的描述則被認為是它如此熱門的原因。[66][119]

左阶元素周期表(Charles Janet版)
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 s1 s2
1s   H He
2s   Li Be
2p 3s   B C N O F Ne Na Mg
3p 4s   Al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba
4f 5d 6p 7s La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra
5f 6d 7p 8s Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Uue Ubn
f区 d区 p区 s区
这种形式的周期表与理想状况下电子按构造原理填充的顺序更为相符,如表中左侧所示。实际的电子填充顺序中有多处不规律。


争议与待解决的问题编辑

氢与氦的位置编辑

如果單是按照氢和氦兩者的电子排布來看,氢(电子排布為 1s1)和氦 (1s2)應分別置於鋰(1s22s1)和鈹(1s22s2)兩者之上 [24]。相對於氢會較常使用這種排列方式,氦的位置卻甚少以此方式排列。原因可以追溯至一九〇〇年代:當稀有气体(当时称为「惰性气体」)被首次發現時它们被称为「第0族」,反映出當時並無發現這一族元素有任何化學反應。氦之所以會置於該族之上,是因為它確實具有此族元素的極端化學惰性。後來當這一族元素更名為「第18族」元素後,許多作者仍照舊把氦置於氖的上方,其中包括國際純化學和應用化學聯合會的周期表。[120]

氫的化學性質與第1族的鹼金屬並不相似,因此有時會把氫置於其他位置。一個常見的位置是在第17族之上[117] ,這個作法是考量到氫和其他的鹵素都傾向於處於1價的狀態,並且都具備強烈的非金屬性。有時候,氫會同時被放在第1族及第17族之上,以表示其性質分別與鹼金屬及鹵素相似之處[121]。另一個方案是將氫放在第14族之上,也就是碳的正上方,這麼做可以保持週期表中的電離能及電子親合能的遞增性,並且與電負度的趨勢也不致相差太遠,但是此方案的主要問題在於氫無法如其他第14族元素一般存在穩定的4價態[122]。最後,有些週期表將氫從各族中分開來獨立放置,因為氫的一般性質與各族都不完全相同。

此外,儘管第1週期的另一個元素氦的極端惰性與氖及氬十分相似[123],有時候氦也會被獨立放置[124],因為氦的表層軌域只有2個電子而其他惰性氣體則有8個。

关于IIIB族与第6、7周期上元素的问题编辑

尽管钪和钇一直都是第三族元素的前两个,接下来的所屬两个元素仍有待商榷。一般認為它们是,但有时是。这两个說法源于历史上将镧系元素放置在周期表中的困难,以及关于f区元素开始和结束位置的争议。[125][n 5][n 6] 有人声称这样的争议证明,“将周期系统分拆为明确划分的区块是错误的”。[127] 第三种变体显示下面的两个位置被镧系元素和锕系元素占据。

已经有化学和物理论据提出来支持镥和铹要置于这两个位置,[128][129]但大多数元素周期表制作者都对此不置信。[130] 大部分活跃的化学家都不知道有此争议。[131] 2015年12月,國際純化學和應用化學聯合會成立了一项项目,就此事提出建议。[132]

镧与锕编辑


镧和锕在钇下面

镧和锕通常被描述为剩余的3族成员。[133][n 7]有人提出,随着依赖于元素的电子构型和区分电子的概念的周期表的出现,这种布局起源于20世纪40年代。 和镧的构型是[Xe]6s1、[Xe]6s2和[Xe]5d16s2。因此,镧具有5d分化电子,这使其“在第3族中作为第6周期的d区的第一个成员”。[134] 然后在第3族中可以看到一组一致的电子构型: [Ar]3d14s2、钇 [Kr]4d15s2和镧[Xe]5d16s2。还是在第六周期中,被赋予[Xe]4f135d16s2的电子构型,而为[Xe]4f145d16s2,“导致4f的电子分化,并且将镥牢固地确定为第6周期的f-区块的最后一个成员”。[134] 后来的光谱研究英语electron spectroscopy发现,镱的电子构型实际上是[Xe]4f146s2。这意味着镱和镥——后者为[Xe]4f145d16s2——都有14个f电子,对于镥来说“导致d-而不是f-分化电子”,使其成为钇下第3族周期表位的镧([Xe]5d16s2)的“同等有效候选者”。[134] 镧具有在此位的优势,因为5d1电子在其结构中首次出现,而它在镥中第三次出现,也在钆中短暂地第二次出现。[135]

在化学行为方面,[136]以及第3族关于熔点,电负性和离子半径等性质的趋势,[137][138]钪,钇,镧和锕类似于它们的1-2族对应物。在该变体中,f区块元素的最常见(三价)离子中的f电子的数量始终与它们在f区块中的位置匹配。[139] 例如,前三个f-区元素的三价离子的f-电子计数是Ce为1,Pr为2和Nd为3。[140]

镥与铹编辑


镥和铹在钇下面

在其他表格中,镥与铹是剩余的3族成员。[n 8] 用于化学分离钪,钇和镥的早期技术依赖于这些元素一起出现在所谓的“钇族”中,而La和Ac一起出现在“铈族”中。[134] 因此,在20世纪20年代和30年代,一些化学家将镥而不是镧归入第3族。[n 9] 经过将镥的物理性质与镧的比较,20世纪50年代和60年代的一些物理学家倾向于镥。[134]由于镧缺乏f-电子,因此一些作者对这种镧是f-区块的第一个成员的安排提出异议。 有人认为,鉴于其他元素周期表异常,这不是有意义的问题 - 例如,钍没有f电子,但它是f区块的一部分。[141] 至于铹,其气相原子电子构型在2015年被确认为[Rn]5f147s27p1。无论铹是否位于f区块或d区块中,这种排布代表另一个周期表异常。因为唯一可能适用的p区块位置已被预留用于具有其预测的[Rn]5f146d107s27p1的排布的鉨。[142][n 10]

在化学上,钪,钇和镥(可能也有铹)表现得像1-2族金属的三价形式。[144] 另一方面,熔点,电负性和离子半径等性质下降的趋势与4-8族相似。[134]在该变体中,f-区原子的气态形式中的f电子的数量通常与它们在f-区中的位置相匹配。 例如,前五个f区元素的f电子计数是La为0,Ce为1,Pr为3,Nd为4和Pm为5。[134]

镧系与锕系编辑


在钇下面的标记

一些作者将所有三十个镧系元素和锕系元素放在钇下面的两个位置(通常通过脚注标记)。这种变体强调了15种镧系元素(La-Lu)的化学性质的相似性,使得关于哪些元素占据钇下面的两个第3族位置模糊,并以15列宽f区块( f区任意一行中只能有14个元素)为代价。[n 11]

过渡元素编辑

按照IUPAC的定义,过渡金属(即过渡元素)是指其原子或阳离子含未充满的d亚层的元素。 [145] 此定义下,第3~11族的元素是过渡金属,而第12族的锌、镉、汞和鿔不是。

部分化学家认为“d区元素”和“过渡金属”是同义词。按此定义,过渡金属包括3~12列的所有元素。这时12族的元素就成了过渡金属中的特例——他们的d电子通常并不参与成键。 2007年,有报告称在四氟化汞 (HgF4)中,汞使用其d电子成键,部分人因而认为汞可被视为过渡元素。 [146] 也有人,如詹森,认为想HgF4这样的化合物只能在极端条件下存在——实际上其存在性尚有争议——因此汞在通常状况下不能被合理地视为过渡元素。 [147]

还有部分化学家将3族元素从过渡金属的定义中排除出去。 其理由是3族元素所形成的阳离子的d亚层是全空的(而典型的过渡金属则是部分填充的),因此3族元素没有表现出过渡金属特有的化学性质。 [148] 此时只有4~11族被视为过渡金属。尽管3族元素的化学性质与典型的过渡金属不尽相同,他们的物理性质却较相似。(因其每个原子上有且仅有1个d电子) [51]

化学性质未知的元素编辑

(118号)及其之前的元素均已发现,然而目前为止,在𨭆 (108号)之后的10个元素中,我们只对(112号)、 (113号)和(114号)的化学性质略知一二,而鿔是唯一足够了解,可以进行归类的元素。 其他元素可能因相对论效应而表现出与目前的预测(用外推法得到)不同的性质。 例如,尽管𫓧位于碳族,它被预测拥有与稀有气体类似的性质。 [149] 但目前的观测尚不能确定𫓧的性质更接近金属还是稀有气体。 [150]

周期表的后续扩展编辑

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
※註:119號及以後的元素並無公認的排位,上表
之排位是從理論計算的電子排布推論而得的一種
[151]。黑框標記的為172號元素的位置。

目前并不确定第八周期的元素是否会延续现有的周期律。 西博格预计第八周期的元素会按现有规律, 119号120号两个元素填充s区,接下来的18个元素填充g区,后面的30个元素填充现有的f区、d区和p区,第八周期结束于下一个稀有气体,168号。 [152] 后来,物理学家Pekka Pyykkö英语Pekka Pyykkö等人建立了新理论,认为之后的元素不再满足现有的構造原理。 现在对172号内的元素的电子排布有若干种彼此竞争的理论。 不论如何,所有这些理论都预测下一个稀有气体元素并不是168号,而是172号。但所有这些多还只是推测,目前还没有对123号后的元素的详尽计算。 [153]

原子序数最大的元素编辑

尚不确定所有可能的元素的总数。 早在1911年,亚当斯(Elliot Adams)就基于每个周期中元素的排布给出了一种估计:原子质量在256以上(约相当于原子序数99~100)的元素无法存在。 [154] 后来有了更高的推测:元素周期表可能在稳定岛后不久结束。 [155] (所谓稳定岛是指以126号元素Ubh为中心的、被质子滴线和中子滴线所限制的,周期表和核素表的扩展。) [156] 其他关于周期表终点的预测包括: 128号(约翰·埃姆斯利[3]; 137号(理查德·費曼[157]; 146号(Yogendra Gambhir);[158] 155号(艾伯特·卡赞,Albert Khazan)。[3][n 12]

玻尔模型编辑

相对论性玻尔模型对137号以上的元素失效,因为此处1s电子的速率超过了光速[159] 因此波尔模型对这些元素并不准确。

狄拉克方程编辑

相对论性的狄拉克方程不适用于有多于137个质子的元素。这些元素的基态的波函数震荡(oscillatory)而非束缚,其正负能谱是连续的。这称为克莱因悖论英语Klein paradox[160] 更精确的、考虑到了原子核尺寸的计算显示结合能在有超过173个质子的原子中超过上限。 如果更重的原子的最内层轨道中没有电子,原子核的电场将从真空中创造出电子,并发射出正电子[161] 不过如果1s轨道被电子填充,这就不会发生,因此173号元素不一定是元素周期表的终点。 [157]

最优排列方式编辑

各种不同格式的周期表使人们产生了以下问题:是否存在一个最理想的或有确切格式的周期表。[162] 一般认为,这个问题的答案取决于元素的化学周期性是否基于某种规则,与宇宙的联系是否紧密高效,或者说这些周期性都只是基于人类观察者的环境、信仰和偏好所主观解释的产物。化学周期性的一个客观标准将解决有关氢和氦的位置与III族组成的问题。这种未被证实的理论即使存在也被认为仍未被发现。在其缺失的情况下,各种不同格式的周期表可以看作是化学周期性主题的变化,每一种周期表都探究并强调了这些元素之间特征、性质、属性和关系的不同。[n 13]

请参阅编辑

注释编辑

  1. ^ 有几种元素是先在实验室中被合成后,才在自然界中发现的。它们是:锝(43号)、钷(61号)、砹(85号)、镎(93号)、钚(94号)、镅(95号)、锔(96号)、锫(97号)、锎(98号)。
  2. ^ 少数版本的周期表中会将中子作为0号元素列出。
  3. ^ 元素分区的方式与此叙述实际上略有出入。例如,氦是位于第18族(0族)中的元素,但划分时它被分在s区;此外,d亚层在第11族(I B族)就已经被填满了,第12族(II B族)中新电子填入的是s亚层,但它仍然被分入d区。
  4. ^ 图中不包括稀有气体、砹、钫、镅和镅之后的所有元素,因其数据不详。
  5. ^ 视标度种类的不同,电负性最大和最小的元素可能与此所列的存在差别。在某些标度中,氖元素的电负性最大,钫元素的电负性最小。

原文注记编辑

  1. ^ While Lr is thought to have p rather than d electron in its ground-state electron configuration, and would therefore be expected to be volatile metal capable of forming a +1 cation in solution, no evidence of either of these properties has been able to be obtained despite experimental attempts to do so.[54] It was originally expected to have a d electron in its electron configuration[54] and this may still be the case for metallic lawrencium, whereas gas phase atomic lawrencium is very likely thought to have a p electron.[55]
  2. ^ Deming的18列周期表的一种原型可在此处找到:1911年Adams的16列周期表. Adams omits the rare earths and the "radioactive elements" (i.e. the actinides) from the main body of his table and instead shows them as being "careted in only to save space" (rare earths between Ba and eka-Yt; radioactive elements between eka-Te and eka-I). See: Elliot Q. A. (1911). "A modification of the periodic table". Journal of the American Chemical Society. 33(5): 684–688 (687).
  3. ^ A second extra-long periodic table row, to accommodate known and undiscovered elements with an atomic weight greater than bismuth (thorium, protactinium and uranium, for example), had been postulated as far back as 1892. Most investigators considered that these elements were analogues of the third series transition elements, hafnium, tantalum and tungsten. The existence of a second inner transition series, in the form of the actinides, was not accepted until similarities with the electron structures of the lanthanides had been established. See: van Spronsen, J. W. (1969). The periodic system of chemical elements. Amsterdam: Elsevier. p. 315–316, ISBN 0-444-40776-6.
  4. ^ See The Internet database of periodic tables for depictions of these kinds of variants.
  5. ^ But for the existence of the lanthanides the composition of group 3 would not have been a source of any special interest, since scandium, yttrium, lanthanum and actinium exhibit the same gradual change in properties as do calcium, strontium, barium and radium in group 2.[126]
  6. ^ The detachment of the lanthanides from the main body of the periodic table has been attributed to the Czech chemist Bohuslav Brauner英语Bohuslav Brauner who, in 1902, allocated all of them ("Ce etc.") to one position in group 4, below zirconium. This arrangement was referred to as the "asteroid hypothesis", in analogy to asteroids occupying a single orbit in the solar system. Before this time the lanthanides were generally (and unsuccessfully) placed throughout groups I to VIII of the older 8-column form of periodic table. Although predecessors of Brauner's 1902 arrangement are recorded from as early as 1895, he is known to have referred to the "chemistry of asteroids" in an 1881 letter to Mendeleev. Other authors assigned all of the lanthanides to either group 3, groups 3 and 4, or groups 2, 3 and 4. In 1922 尼尔斯·玻尔 continued the detachment process by locating the lanthanides between the s- and d-blocks. In 1949 格倫·西奧多·西博格 (re)introduced the form of periodic table that is popular today, in which the lanthanides and actinides appear as footnotes. Seaborg first published his table in a classified report dated 1944. It was published again by him in 1945 in 化学化工新闻, and in the years up to 1949 several authors commented on, and generally agreed with, Seaborg's proposal. In that year he noted that the best method for presenting the actinides seemed to be by positioning them below, and as analogues of, the lanthanides. See: Thyssen P. and Binnemans K. (2011). "Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis". In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 41. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–94; Seaborg G. T. (1994). Origin of the Actinide Concept'. In K. A. Gschneider Jr. (ed). Handbook on the Physics and Chemistry of the Rare Earths. 18. Amsterdam: Elsevier, pp. 1–27.
  7. ^ For examples of this table see 彼得·阿特金斯 et al. (2006). Shriver & Atkins Inorganic Chemistry (4th ed.). Oxford: Oxford University Press • Myers et al. (2004). Holt Chemistry. Orlando: Holt, Rinehart & Winston • Chang R.英语Raymond Chang (chemist) (2000). Essential Chemistry (2nd ed.). Boston: McGraw-Hill
  8. ^ For examples of the group 3 = Sc-Y-Lu-Lr table see Rayner-Canham G. & Overton T. (2013). Descriptive Inorganic Chemistry (6th ed.). New York: W. H. Freeman and Company • Brown et al. (2009). Chemistry: The Central Science (11th ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education • Moore et al. (1978). Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha
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参考书籍编辑

拓展阅读编辑

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外部链接编辑

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