這張表的精妙之處在于，化學家可以根據同一類群或同一周期的另一種元素來确定一種元素的特征。

元素周期表，是118種已知化學元素的有序排列。這些化學元素從左到右、從上到下排列，順序是原子序數(原子核中的質子數)的增加，通常與原子質量的增加相一緻。

根據洛斯阿拉莫斯國家實驗室的說法，元素周期表上的水平行被稱為周期，每個周期數表示該行中元素的軌道數。(原子的原子核中有質子和中子，在原子核周圍，電子排列成軌道，原子軌道是一個數學術語，描述電子的位置以及它的波狀行為。)

例如，周期為1的元素有一個電子自旋的原子軌道;第二周期有兩個原子軌道，第三周期有三個，以此類推，直到第七周期。元素周期表上的列或群表示具有相同數量價電子的原子元素，也就是最外層的電子。例如，8A組(或VIIIA)中的元素在最高能量的軌道上都有8個完整的電子。元素周期表中同列的元素(稱為“族”)具有相同的價電子構型，因此化學性質也類似。例如，所有的第18族元素都是惰性氣體，這意味着它們不與任何其他元素反應。

誰發明了元素周期表?

俄羅斯化學家、發明家德米特裡·門捷列夫被認為是元素周期表的“父親”。19世紀60年代，門捷列夫是俄羅斯聖彼得堡一所大學的著名講師。當時還沒有俄文的現代有機化學教科書，所以門捷列夫決定自己寫一本。他在寫《化學原理》(兩卷，1868-1870)的時候，同時處理了無序元素的問題。

把這些元素按任何順序排列都是相當困難的。當時，已知的化學元素有63種，每一種元素的原子量都是根據阿伏伽德羅假設計算出來的。阿伏伽德羅假設認為，在相同的溫度和壓力下，氣體的體積相等，分子的數量也相同。

當時隻有兩種方法對這些元素進行分類:将它們分為金屬和非金屬，或者根據元素的價電子數(或最外層的電子數)對它們進行分組。門捷列夫書的第一部分隻讨論了8種已知元素——碳、氫、氧、氮、氯、氟、溴和碘，這兩種策略對這些特定元素有效，但它們還不足以對當時已知的另外55種化學元素進行有效分類。

根據英國皇家化學學會，門捷列夫把每個元素的性質寫在卡片上，然後他開始通過增加原子量來排列它們。就是在這個時候，他注意到某些類型的元素定期出現，并注意到原子量和化學性質之間的相關性。

讓門捷列夫想出排序策略，并最終制作出完整的元素周期表的時刻，籠罩在神秘之中。要重建門捷列夫根據原子量建立元素周期表的過程是極其困難的，從曆史學家的角度來看，問題在于，門捷列夫保存了幾乎每一份在他相信自己會成名後曾在他手上劃過的文件和草稿，但他在制定周期性定律之前并沒有這樣做。

門捷列夫可能通過兩種基本方式，從認識到原子量作為一個好的分類工具的重要性，發展到制定一個周期系統草案:要麼他按照原子量的順序寫出元素，并注意到元素的周期性重複，要麼他組裝了幾個元素的‘自然組’，比如鹵素和堿金屬，并注意到原子量的增加模式。門捷列夫唯一一份與他的方法有關的聲明發表于1869年4月。收集了原子重量最低體，并按照它們的原子重量增加的順序排列。

無論他的思想過程如何，門捷列夫最終都是根據原子量和價電子來排列元素的。他不僅為尚未發現的元素留出了空間，而且預測了其中五種元素及其化合物的性質。1869年3月，他将這一發現提交給了俄羅斯化學學會。同年晚些時候，他的新周期系統作為摘要發表在德國化學期刊《化學雜志》上。

閱讀元素周期表

元素周期表包含了大量的信息:

原子序數:原子核中質子的數量被稱為該元素的原子序數。質子的數量決定了它是什麼元素，也決定了元素的化學行為。例如，碳原子總是有6個質子;氫原子總是有一個;氧原子總是有8個。同一種元素的不同版本，稱為同位素，可以有不同數量的中子;此外，一種元素可以獲得或失去電子來帶電，在這種情況下，它們被稱為離子。

原子符号:原子符号(或元素符号)是用來表示元素的縮寫(“C”表示碳，“H”表示氫，“O”表示氧，等等)。這些符号在國際上廣泛使用，有時令人意想不到。例如，鎢的符号是“W”，因為該元素的另一個名稱是wolfram。此外，金的原子符号是“Au”，因為在拉丁語中表示金的詞是“aurum”。

原子質量:一種元素的标準原子量是該元素的平均質量，單位為相對原子質量。盡管每個原子的相對原子質量大概是一個整數，你會注意到元素周期表上的相對原子質量是一個小數;這是因為這個數字是一種元素的各種天然同位素基于其豐度的加權平均值。同位素是一種原子核中中子數不同的元素。(要計算一種元素的平均中子數，就要從原子質量中減去質子數(原子序數)。)

例如，你可以這樣計算碳的原子質量，碳有兩種同位素:

用同位素的豐度乘以原子質量：

碳12:0.9889 x 12.0000 = 11.8668

碳-13:0.0111 x 13.0034 = 0.1443

然後，添加結果:

11.8668 0.1443 = 12.0111 =碳的相對原子質量

元素93-118的原子質量:洛斯阿拉莫斯國家實驗室指出，對于實驗室創造的超鈾元素(鈾以外的元素，原子序數為92)，沒有“天然”豐度。根據國際純粹與應用化學聯合會的說法，對于這些元素，壽命最長的同位素的原子量被列在元素周期表上。國際純粹與應用化學聯合會是化學命名和術語方面的世界權威。這些原子量應該被認為是臨時的，因為未來可能會産生具有更長的半衰期(該元素的50%需要多長時間才能分解)的新同位素。

超重元素，即原子序數在104以上的元素，也屬于非自然元素。一般來說，原子核越大——随着原子核内質子數量的增加而增加——該元素就越不穩定。因此，這些超大的元素轉瞬即逝，在衰變為更輕的元素之前隻存在幾毫秒。例如，超重元素113、115、117和118在2015年12月被驗證，完成了表格上的第七行，或周期。幾個不同的實驗室産生了超重元素。原子序數、臨時名稱和正式名稱為:

113: ununtrium (Uut), nihonium (Nh)！

115: ununpentium (Uup), moscovium (Mc)

117: ununseptium (Uus), tennessine (Ts)

118: ununoctium (Uuo), oganesson (Og)

元素周期表是怎麼排列的?

元素周期表是按原子量和價電子排列的。這些變量允許門捷列夫将每個元素放在特定的行(稱為周期)和列(稱為組)中。該表包含7行和18列。同一行中的每個元素與同一行或同周期中的其他元素具有相同數量的原子軌道(電子存在的空間)。這意味着所有處于第三周期的元素——鈉、鎂、鋁、矽、磷、硫、氯和氩——都有三個電子所在的原子軌道。同時，列或群表示原子最外層的電子數; 這些被稱為價電子，它們是能與其他元素的價電子形成化學鍵的電子。價電子可以與另一種元素共享，這是一種共價鍵，也可以在一種離子鍵中交換。

例如，所有在第二列的元素都有兩個價電子;在第三列，它們有3個價電子。在元素周期表中間的較短的列中，也有一些例外。這些過渡元素

讓我們來舉個例子:我們可以選擇硒，它的原子序數是34，這意味着硒的中性原子總共有34個電子。這種非金屬屬于第4階段6A組。這意味着硒元素的電子在4個原子軌道上，有6個價電子，或者說6個電子在最外層軌道上。你還可以計算出它的第一、二、三軌道上有多少電子:第一個軌道最多能容納兩個電子，而第二個軌道有四個亞軌道，所以總共能容納8個電子。根據佛羅裡達州立大學化學和生物化學系的研究，原子的第三層由9個亞軌道組成，最多可以容納18個電子。這意味着硒的第一、第二、第三和第四個原子軌道上分别有2、8、18和6個電子。

元素周期表現在是怎麼用的?

通過知道放在桌子上的某些元素具有特定的特征和行為，科學家可以找出哪些元素最适合某些行業和流程。例如，工程師們使用表中第三組和第五組元素的不同組合來制造新的半導體合金，如氮化镓(GaN)和氮化铟(InN)。

一般來說，化學家和其他科學家可以用這個表格來預測某些元素如何相互作用。例如堿金屬，在表的第一列或第一組，往往有一個價電子，因此帶 1電荷。這種電荷意味着它們“與水反應強烈，容易與非金屬結合。鎂和鈣屬于同一組，正逐漸成為植入骨的合金的一部分。由于這些合金是可生物降解的，它們可以作為支架，然後在天然骨骼在結構上生長後消失。

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