元素介紹
1.鹼金屬
鹼金屬是指在元素周期表中同屬一族的八個金屬元素：鋰、鈉、鉀、銣、銫、鍅、Uue、Uhe。
根據IUPAC最新的規定，鹼金屬屬於元素周期表中的第1族元素。
鹼金屬均有一個屬於s軌域的最外層電子，因此這一族屬於元素周期表的s區。
鹼金屬的化學性質顯示出十分明顯的同系行為，是元素周期性
的最好例子。
氫
(H)在名義上屬於第1族，但顯現的化學性質和鹼金屬相差甚遠，因此通常不被認為是鹼金屬。
鹼金屬有很多相似的性質；都是銀白色的金屬、密度小、熔點和沸點都比較低、標準狀況下有很高的反應活性。
它們易失去價電子形成帶+1電荷的陽離子。它們質地軟，可以用刀切開，露出銀白色的切面；
由於和空氣中的氧氣反應，切面很快便失去光澤。
由於鹼金屬化學性質都很活潑，一般將它們放在礦物油中或封在稀有氣體中保存，以防止與空氣或水發生反應。
在自然界中，鹼金屬只在鹽中發現，從不以單質形式存在。
鹼金屬都能和水發生激烈的反應，生成強鹼性的氫氧化物，並隨相對原子質量增大反應能力越強。
所有已發現的鹼金屬均存在於自然界中。按照化學元素豐度順序，豐度最高的是鈉，其次是鉀，接下來是鋰、銣、銫，最後是鍅。
鍅的放射性很強，因此只能作為天然衰變鏈的產物，在自然界中痕量存在。
已有實驗試圖合成可能的第七個鹼金屬Uue，但截至目前均以失敗告終。
此外，由於相對論效應會極大影響包括Uue在內的超重元素的性質，因此Uue可能不是鹼金屬；
即使它真的是鹼金屬，它的物理性質和化學性質也會和其它六個鹼金屬有較大差異。
大多數鹼金屬有多種用途。銣或銫的原子鐘是純鹼金屬最著名的應用之一，其中以銫原子鐘最為精準。
鈉化合物較為常見的一種用途是製作鈉燈，一種高效光源。
人類對食鹽（氯化鈉）的使用可追溯到古代。鈉和鉀是生物體中的電解質，具有重要的生物學功能，屬於膳食礦物質。
儘管其它鹼金屬並非膳食礦物質，它們同樣會對身體產生或有益或有害的影響。
2.鹼土金屬
鹼土金屬指的是元素週期表上第
2
族（ⅡA族）的八個金屬元素，包括鈹、鎂、鈣、鍶、鋇
和放射性元素鐳、Ubn、Usn。
鹼土金屬都是銀白色的，比較軟的金屬，密度比較小。鹼土金屬在化合物中是以+2的氧化態存在。
鹼土金屬原子失去電子變為陽離子時，最外層一般是8個電子，但鈹離子最外層只有2個電子。
鹼土金屬具有很好的延展性、可以製成許多合金、如鎂鋁合金。
鹼土金屬都是活潑金屬。
3.鑭系元素
鑭系元素是第57號元素鑭到71號元素鑥15種元素的統稱。
鑭系元素的外層和次外層的電子構型基本相同，電子逐一填充到
鑭系元素也屬於過渡元素，只是鑭系元素新增加的電子大都填入了從外側數第三個電子層（即
所以鑭系元素又可以稱為
為了區別於元素周期表中的d區過渡元素，故又將鑭系元素（及錒系元素）稱為內過渡元素。
由於鑭系元素都是金屬，所以又可以和錒系元素統稱為f區金屬。鑭系元素用符號Ln表示。
所有鑭系元素既能生成化學性質類似的三價化合物，個別鑭系元素也能生成比較穩定或不很穩定的四價或二價化合物，
所以15個元素的化學性質並不完全相似，在光學、電磁學等物理性質也有較大的差別。
鑭系元素原子基態的電子構型是
爭論
鑥（Lu）是否屬於鑭系元素有爭論。最近的色譜分析顯示，鑥和鐒應屬於IIIB族，而非鑭系和錒系。
但為了方便敘述，現今仍習慣將其與鑭系合稱。參見錒系元素中關於鐒的地位的爭論。
氧化態
鑭系元素在固態、水溶液中或其他溶劑中的特徵氧化態是+3。
由於鑭系元素在氣態時，失去兩個6s電子和一個5d電子或失去兩個6s電子和一個
所以一般能形成穩定的+3氧化態。除+3特徵氧化態外，鑭系元素還存在著一些不常見的氧化態。
例如：鈰、鐠、釹、鋱、鏑存在+4氧化態，原因是它們的
但只有+4氧化態的鈰能存在於溶液中，它是很強的氧化劑。
同理，鈰、釹、釤、銪、銩、鐿還存在+2氧化態。
4.錒系元素
錒系元素以第Ⅲ族副族元素錒為首的一系列元素，是原子序數第89元素錒到第103元素鐒，共15種放射性元素，在周期表中佔有一個特殊位置。
錒系元素的名稱是因為3族元素錒，有時也會符號An表示錒系元素。
錒系元素絕大部份是f區元素，最高能量的電子是在
鑭系元素中大部份也一様是f區元素，不過相較起來，錒系元素的化合價有較多的變化。
錒系元素原子基態的電子構型是
最外層都是2個電子，次外層多數為8個電子（個別為9或10個電子），從鏷到鍩電子填入第5層，使第5層電子數從18個增加到32個。
1789年德國馬丁·克拉普羅特從瀝青鈾礦中發現了鈾，它是被人們認識的第一個錒系元素。
其後陸續發現了錒、釷和鏷。鈾以後的元素都是在1940年後用人工核反應合成的，稱為人工合成元素。
爭論
鐒（Lr）是否屬於錒系元素有爭論。最近的色譜分析顯示，鐒應屬於IIIB族，而非錒系。但為了方便敘述，現今仍習慣將其與錒系合稱。
5.過渡金屬
過渡元素（英語：Transition
element）是指元素周期表中d區的一系列金屬元素，又稱過渡金屬（英語：Transition
metal）。
一般來說，這一區域包括3到12一共十個族的元素，但不包括f區的內過渡元素。
「過渡元素」這一名詞首先由門捷列夫提出，用於指代8、9、10三族元素。
他認為從鹼金屬到錳族是一個「周期」，銅族到鹵素又是一個，那麼夾在兩個周期之間的元素就一定有過渡的性質。
這個詞雖然還在使用，但已失去了原意。
過渡金屬元素的一個周期稱為一個過渡系，第4、5、6周期的元素分別屬於第一、二、三過渡系。
性質
過渡金屬由於具有未充滿的價層d軌道，所以有人將鋅、鎘、汞排除在過渡金屬之外,
因它們有充滿的價層d軌道(有10個電子在d軌道上)。
過渡金屬基於十八電子規則，性質與其他元素有明顯差別。
由於這一區很多元素的電子構型中都有不少單電子（錳這一族尤為突出，d5構型），較容易失去，所以這些金屬都有可變價態，
有的（如鐵）還有多種穩定存在的金屬離子。
過渡金屬最高可以顯+7（錳）、+8（鋨）氧化態，前者由於單電子的存在，後者由於能級太高，價電子結合的較為鬆散。
高氧化態存在於金屬的酸根或醯基中（如：VO43−釩酸根，VO22+釩醯基）。
對於第一過渡系，高氧化態經常是強氧化劑，並且它們都能形成有還原性的二價金屬離子。
對於二、三過渡系，由於原子半徑大、價電子能量高的原因，低氧化態很難形成，其高氧化態也沒有氧化性。
同一族的二、三過渡系元素具有相仿的原子半徑和相同的性質，這是由於鑭系收縮造成的。
由於空的d軌道的存在，過渡金屬很容易形成配合物。
金屬元素採用雜化軌道接受電子以達到16或18電子的穩定狀態。
當配合物需要價層d軌道參與雜化時，d軌道上的電子就會發生重排，有些元素重排後可以使電子完全成對，這類物質稱為反磁性物質。
相反，當價層d軌道不需要重排，或重排後還有單電子時，生成的配合物就是順磁性的。
大多數過渡金屬都是以氧化物、硫化物等的形式存在於地殼中，只有金、銀等幾種單質可以穩定存在。
最典型的過渡金屬是4-10族。銅族元素能形成配合物，但由於d10構型太穩定，最高價只能達到+3。
靠近主族的稀土金屬只有很少可變價態。
12族元素只有汞有可變價態，鋅基本上就是主族金屬。
由於性質上的差異，有時銅族、鋅族兩族元素並不看作是過渡金屬，這時銅鋅兩族合稱ds區元素。
6.主族金屬
主族金屬是指週期表中s區及p區的金屬元素，包括鹼金屬、鹼土金屬及鋁、鎵、銦、鉈、錫、鉛及鉍等元素。
主族金屬容易參加化學反應，其氧化態較低。反應後大都形成離子鍵化合物。
主族金屬的氧化物溶於水後大都呈鹼性，不過主族金屬中的兩性元素（如鋁），其氧化物同時具有酸性及鹼性的性質。
7.類金屬
類金屬（metalloid）是一個用來分類化學元素的化學名詞。
基於它們的物理和化學特性，幾乎所有元素周期表上的化學元素都可被分類為金屬或非金屬；
但也有一些特性介於金屬與非金屬之間的元素，稱為類金屬。
硼、矽、鍺、砷、銻、碲、釙、砈、Uus等8種元素一般被視為類金屬。
「類金屬」一詞並沒有明確的定義，但類金屬一般被認為擁有以下特性：
類金屬通常產生兩性的氧化物；
類金屬通常是半導體（例如硼、矽、鍺和砷）或半金屬（例如銻、釙）。
類金屬的外觀多半類似金屬，但只是弱的電導體。
在化學特性上，比較像弱的非金屬，可以和金屬形成合金。
大部份類金屬的物理特性及化學特性都介於金屬和非金屬之間。
類金屬材質容易脆裂，不適合應用在結構上，類金屬及其化合物常用在合金、塑膠阻燃劑、玻璃、光儲存設備及半導體。
矽和鍺的電子特性帶來了1950年代半導體產業以及1960年代固態電子器件的發展。
8.非金屬元素
非金屬元素是元素的一大類，在所有的118種化學元素中，非金屬佔了23種。
在周期表中，除氫以外，其它非金屬元素都排在表的右側和上側，屬於p區。
包括氫、硼、碳、氮、氧、氟、矽、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砈、氦、氖、氬、氪、氙、氡、Uuo。
80%的非金屬元素在現在社會中佔有重要位置。
性質
非金屬在室溫下可以是氣體或固體（除了溴，惟一一個液體非金屬元素）。
非金屬元素在固體時並沒有閃亮的表面，但是不同的元素會有不同的顏色，例如碳是黑色的，而硫是黃色的。
非金屬的硬度有明顯的差別，例如硫是很軟的，但鑽石（碳的一種）卻是全世界最硬的。
非金屬是易碎的，而且密度比金屬要低。非金屬不是好的導熱體，是電的絕緣體（除了碳在石墨的形態下）。
非金屬性
非金屬性是非金屬元素的通性，它指某種非金屬元素的原子得到電子的能力。
某元素原子非金屬性越強，即其得電子能力越強。
由元素周期表上看，靠右的元素非金屬性比靠左的元素非金屬性要強，靠上的元素非金屬性比靠下的元素非金屬性要強。
對於元素的單質，非金屬性體現在單質的氧化性上。
單質
物理性質
非金屬單質大多是分子晶體，少部分為原子晶體和過渡型的層狀晶體。
單質共價鍵數大部分符合8-N規則
稀有氣體：8-8=0（2-2=0），為單原子分子
鹵素，氫：8-7=1（2-1=1），為雙原子分子
VI A族的硫、硒、碲：8-6=2，為二配位的鏈形與環形分子
V A族的磷、砷：8-5=3，為三配位的有限分子P4,As4，灰砷和黑磷為層狀分子
IV A族的碳、矽：8-4=4，為四配位的金剛石型結構。
少數分子由於形成π鍵、大Π鍵或d軌道參與成鍵，鍵型發生變化，於是不遵守8-N規則。
如N2、O2分子中的原子間的鍵不是單鍵；硼單質和石墨結構中，鍵的個數也不等於8-N個。
物理性質可分為三類
稀有氣體及O2、N2、H2等：一般狀態下為氣體，固體為分子晶體，熔沸點很低
多原子分子，S8、P4等：一般狀態下為固體，分子晶體，熔沸點低，但比第一類高
大分子單質，金剛石、晶態矽等：原子晶體，熔沸點高
化學反應
活潑非金屬元素，如F2，Cl2，Br2，O2，P
S等，能與金屬形成鹵化物、氧化物、硫化物，氫化物或含氧酸鹽等。
非金屬元素之間也能形成鹵化物、氧化物、無氧酸、含氧酸等。
大部分單質不與水反應，僅鹵素與高溫下的碳能與水發生反應。
非金屬一般不與非氧化性稀酸發生反應，硼、碳、磷、硫、碘、砷等才能被濃HNO3、濃H2SO4及王水氧化。
除碳、氮、氧外，一般可以和鹼溶液發生反應，對於有變價的主要發生歧化反應；
Si、B則是從鹼溶液中置換出氫氣；濃鹼時，F2能氧化出O2
成鍵方式
非金屬原子之間主要成共價鍵，而非金屬元素與金屬元素之間主要成離子鍵。
非金屬原子之間成共價鍵的原因是，兩種原子均有獲得電子的能力，
都傾向於獲得對方的電子使自己達到穩定的構型，於是兩者就共用電子對以達此目的。
而金屬原子失去電子的能力較強，與非金屬相遇時就一者失電子、一者得電子，雙方均達到穩定結構。
多原子的共價分子常常出現的一種現象是軌道雜化，這使得中心原子更易和多個原子成鍵。
非金屬原子之間形成的共價鍵中，除了一般的σ鍵和π鍵，還有一種大Π鍵。
大Π鍵是離域的，可以增加共價分子或離子的穩定性。
化合物
由於非金屬元素複雜的成鍵方式，幾乎所有的化合物中都含有非金屬元素。
如果非金屬元素與金屬元素一同形成無機化合物，則可以形成無氧酸鹽、含氧酸鹽及配合物這幾類物質。
如果只由非金屬元素形成無機物，則可以形成一系列共價化合物，如酸等。
非金屬元素碳是有機化合物的基礎。
分子氫化物
除稀有氣體以外，所有非金屬元素都能形成最高價態的共價型簡單氫化物。
熔沸點：同一族的熔點、沸點從上到下遞增。但NH3、H2O、HF的沸點因為存在氫鍵而特別高。
熱穩定性：同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下減少，與非金屬元素電負性變化規律一樣。
還原性：除HF外都具有還原性，其變化規律與穩定性相反，穩定性大的還原性小。
此外C、Si、B能分別形成碳烷、矽烷、硼烷一系列非金屬原子數≥2的氫化物。
含氧酸及其鹽
除稀有氣體、氧、氟元素以外，所有非金屬元素都能形成含氧酸，且在酸中呈正氧化態。
同一族從下到上、同一周期從左到右，非金屬最高價含氧酸的酸性逐漸增強。但其他價含氧酸不遵循此規律。
非金屬含氧酸中，高氧化態的強酸常具有氧化性，如硫酸(H2SO4)、硝酸(HNO3)等；一些弱酸如次氯酸也是氧化性酸。
還原性酸包括亞硫酸、亞磷酸等。
9.鹵素
鹵素是元素周期表上的第ⅦA族元素（IUPAC新規定：17族），包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砈（At）、Uus和Uhs。
鹵素的命名
由於鹵素可以和很多金屬形成鹽類，因此英文鹵素（halogen）來源於希臘語halos（鹽）和gennan（形成）兩個詞。
在中文裡，鹵的原意是鹽鹼地的意思。
鹵素的分布
鹵素在自然界中以化合態廣泛存在。（砈、Uus、Uhs不在自然界存在）
鹵素的物理、化學特性
通常來說，液體鹵素分子的沸點均要高於它們所對應的烴鏈。
這主要是由於鹵素分子比烷鏈更加電極化，而分子的電極化增加了分子之間的連接力（正電極與負電極的相互吸引），
這使我們需要對液體提供更多的能量才能使其蒸發。
位於元素周期表右方的鹵族元素是典型的非金屬。
鹵素的電子構型均為ns2np5，它們獲取一個電子以達到穩定結構的趨勢極強烈。
所以化學性質很活潑，自然狀態下不能以單質存在，一般化合價為-1價，即鹵離子（X−）的形式。
鹵素的無機化學反應
氯的存在範圍最廣，按照氟、溴、碘、砈、Uus、Uhs的順序減少。
鹵素單質都是雙原子分子，都有很強的揮發性，熔點和沸點隨原子序的增大而增加。
常溫下，氟、氯是氣體、溴是液體，碘和砈是固體。
鹵素的氧化性
鹵素單質都有氧化性，氧化性從氟到砈依次降低。碘單質氧化性比較弱，三價鐵離子可以把碘離子氧化為碘。
鹵素能與部分金屬、非金屬單質直接化合。
鹵素與水也能發生氧化還原反應，方程式為：
2X2 + 4H2O
→
4H+ + 4X- + O2
氟與水反應劇烈，氯在光照下緩慢與水發生該反應，碘不發生這個反應。
鹵素的歧化反應
鹵素單質在鹼中容易歧化，方程式為：
X2 + 2OH-（冷）
→
X- + XO- + H2O
3X2 + 6OH−（熱）
→
5X−
+ XO3−
+ 3H2O
但在酸性條件下，其逆反應很容易進行：
5X−
+ XO3−
+ 6H+
→
3X2 + 3H2O
這一反應是製取溴和碘單質流程中的最後一步。
鹵素的氫化物
鹵素的氫化物叫鹵化氫，為共價化合物；而其溶液叫氫鹵酸，因為它們在水中都以離子形式存在，且都是酸。
氫氟酸（pKa=3.20）一般看成是弱酸。氫氯酸（即鹽酸）、氫溴酸、氫碘酸都是典型的強酸，酸性從HCl到HI依次增強，它們的pKa均為負數。
鹵素的含氧酸
鹵素（除氟外，氟只有-1價）可以顯示多種價態，正價態一般都體現在它們的含氧酸根中：
+1: HXO（次鹵酸）
+3: HXO2（亞鹵酸）
+5: HXO3（鹵酸）
+7: HXO4（高鹵酸）
鹵素的含氧酸均有氧化性，同一種元素中，次鹵酸的氧化性最強。
鹵素的含氧酸多數隻存在於溶液中，而少數鹽是以固態存在的，如碘酸鹽和高碘酸鹽。
HXO(X=F、Cl、Br)、HIO3和HXO4(X=Cl、Br、I)分子在氣相中十分穩定，可用質譜和其他方法研究。
鹵素的其他無機化學性質
鹵素的氧化物都是酸酐。像二氧化氯（ClO2）這樣的偶氧化態氧化物是混酐。
只由兩種不同的鹵素形成的化合物叫做互鹵化物，其中顯電正性的一種元素呈現正氧化態，氧化態為奇數。
這是由於鹵素的價電子數是奇數，周圍以奇數個其它鹵原子與之成鍵比較穩定(如IF7)。互鹵化物都能水解。
鹵素的有機化學反應
在有機化學中，鹵族元素經常作為決定有機化合物化學性質的官能團存在。常用
X
表示。
如
R-X
是含鹵素原子的烴類。
鹵素的物理特性和化學特性明顯區分與於它對應的烴鏈的主要原因，
在於鹵素原子（如F、Cl、Br、I）與碳原子的連接，即C-X的連接，明顯不同於烴鏈C-H連接。
由於鹵素原子通常具有較大的負電性，所以C-X連接比C-H連接更加電極化，但仍然是共價鍵。
由於鹵素原子相較於碳原子，通常體積和質量較大，所以C-X連接的偶極子矩（Dipole
Moment）和連接能量（Bonding
Energy）遠大於C-H，
這些導致了C-X的連接力（Bonding
strength）遠小於C-H連接。
鹵素原子脆弱的p軌道（Orbital）與碳原子穩定的sp3軌道相連接，這也大大降低了C-X連接的穩定性。
鹵素最常見的有機化學反應為親核性取代反應（nucleophilic
substitution）。
通常的化學式如：Nu:−
+ R-X
→
R-Nu + X−
「Nu:−」在這裡代表親核負離子，離子的親核性越強，則產率和化學反應的速度越可觀。
「X」在這裡代表鹵素原子，如F、Cl、Br、I，若X−所對應的酸(即HX)為強酸，那麼產率和反應的速度將非常可觀，
如果若X−所對應的酸為弱酸，則產率和反應的速度均會下降。
鹵化
鹵化是一種化工單元過程，是向有機化合物分子中引入鹵素原子的過程，最常用的是向烴分子中引入鹵素原子，形成「鹵烴」，
由於鹵烴相當活潑，很容易被其他原子或「基」置換，因此常用於有機合成製造中間體的過程。
鹵素是氟、氯、溴、碘、砹五種元素的總稱，因此鹵化也分為氟化、氯化、溴化和碘化。
碘比氯和溴要貴上很多，因而化工生產中最常用的是氯化法和溴化法。
常用的氯化劑是氯氣或氯化氫。因為氟氣氧化性太強，通常會將反應物直接氧化分解，因而氟化一般用相應的氟化劑。
如乙炔被氯化氫氯化，可以生成氯乙烯，成為製造塑料聚氯乙烯的原料；苯被氯化生成六氯苯等。
參考資料:維基百科