交互式元素周期表
点击任意元素查看原子量、电子构型、电子层示意图、氧化态、密度和熔点；支持按名称、符号或原子序数搜索，并按分类、区块或常温状态着色。
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功能简介
交互式元素周期表展示全部 118 种元素及其关键性质。点击任意元素可查看原子量、电子构型、氧化态、密度和熔点。它服务于学习周期表的学生和需要快速查性质的研究人员。
原理与公式
元素按原子序数（即原子核中的质子数）排列，并组织为周期（行）与族（列），使同族元素具有相似的价电子构型和化学性质。表格按类别（如碱金属、卤素、稀有气体）以颜色区分。镧系和锕系单独列于主表下方。
演算示例
点击碳（原子序数 6）：原子量 12.011，电子构型 1s2 2s2 2p2，常见氧化态 -4、+2、+4，密度约 2.27 g/cm3，熔点 3550 °C。氯（17）的氧化态为 -1、+1、+3、+5、+7，属卤素。
适用场景
在计算摩尔质量前查原子量。写化学式时查看元素的常见氧化态。比较周期表中某一行或某一族的类别与周期性规律。
周期性规律
元素周期表的排布让性质以可预测的方式重复出现，掌握这些规律，很多化学问题不必背下 118 个元素也能回答。同一周期从左到右，电负性与电离能升高；同一主族自上而下则降低。原子半径的方向相反：同周期从左到右缩小，同族自上而下增大。原因是向右移动只增加质子、不增加电子层，把电子拉得更近；向下移动则多填一个电子层，外层电子离核更远。有两组比较经常被问到。氟的电负性最高，为 3.98，高于氧的 3.44，因为它在同一周期里更靠右一列。而第 2 周期到第 3 周期的原子半径增幅远大于第 3 到第 4 周期：虽然每跨一个周期都多填一个壳层，但中间插入的 d 区、f 区电子屏蔽较差，核电荷增加会把外层往里拉，形成 d 区收缩与镧系收缩。拿到两个电负性值后，差值就能判断键的性质：小于约 0.4 为非极性共价键，0.4 到 1.7 为极性共价键，大于约 1.7 通常为离子键。点开任一元素查看其电负性，再与另一元素比较，即可判断成键性质。
常见问题
- 元素周期表是怎么组织的？
- 元素按原子序数排列，分为称为周期的行和称为族的列，化学性质相似的元素位于同一列。
- 原子序数和原子量有什么区别？
- 原子序数是质子数，决定元素种类；原子量是包含同位素在内的原子平均质量，在摩尔计算中单位为 g/mol。
- 为什么镧系和锕系单独列出？
- 它们是各含 14 个成员的 f 区元素，放在主表下方可保持版面紧凑，同时仍保留族与周期的顺序。
- 周期表中的颜色代表什么？
- 颜色标示元素类别，如碱金属、碱土金属、过渡金属、类金属、非金属、卤素和稀有气体，便于观察规律。
- 为什么氟的电负性比氧高？
- 在同一周期内，从左到右核电荷数增加、电子仍填在同一电子层，原子核对成键电子的吸引增强，所以电负性递增。氧（第 16 族）和氟（第 17 族）位于同一周期，但氟的有效核电荷更大、原子半径更小，对共用电子对的吸引更强，因此氟的鲍林电负性为 3.98，高于氧的 3.44。氟是电负性最大的元素，也是唯一能胜过氧的元素。要注意这种规律并非沿族均匀：同族自上而下，外层电子离核更远、屏蔽更强，电负性反而下降。
- 为什么第 2 周期到第 3 周期的原子半径增幅远大于第 3 到第 4 周期？
- 同一族中原子半径随周期增加而增大，主要是因为每进入一个新周期就多填一整个电子层，外层电子离核更远。从第 2 周期（如锂，n=2）到第 3 周期（钠，n=3）整整多出一个主壳层，半径增大约 100 pm，所以增幅很大。从第 3 周期到第 4 周期（钾、钙，n=4）同样多填充一个壳层，但中间插入的 18 个 3d 电子对最外层的 4s 电子屏蔽较差，核电荷的增加把电子层往内拉，因此增幅明显变小，过渡系前期半径甚至略微回落。这种「d 区收缩」（以及更强的镧系收缩）正是重元素并不像简单数壳层所预测的那样粗大的原因。
- 如何用电负性差值判断键的极性或键型？
- 把两个元素的鲍林电负性相减，看差值落在哪一区间。差值小于约 0.4 基本为非极性共价键（如 H–H、C–H）；约 0.4 到 1.7 为极性共价键，电负性较大的一侧带部分负电荷 δ−（H–Cl 为 0.9、O–H 为 1.4）；大于约 1.7 通常为离子键，因为一个原子几乎完全夺走电子对、形成独立离子（NaCl 为 2.1、CsF 为 3.2）。这些分界并非硬性规定，而是连续过渡上的参考点，而且小的差就有生物学意义：C–H 的差为 0.4，是非极性键，而 N–H 的差为 0.9，是强极性键，这正是酰胺与羟基能形成氢键、而烷基链不能的原因。