元素周期表规律

元素周期表规律

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元素周期表规律.txt成熟不是心变老，而是眼泪在眼里打转却还保持微笑。把一切平凡的事

做好既不平凡，把一切简单的事做对既不简单。

1原子半径

（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增

而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。注意：

原子半径在IVB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增

加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而

减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增

加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电

荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆

至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的

“反常”现象。

2元素变化规律

（1）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后

以稀有气体元素结束。（2）每一族的元素的化学性质相似

3元素化合价

（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元

素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外），皆呈阶梯式变化。（2）同

一主族的元素的最高正价、负价均相同。(3)所有单质都显零价。

4单质的熔点

（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的

熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质

的熔点递增。

5元素的金属性与非金属性

（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从

左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着

电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。

6最高价氧化物和水化物的酸碱性

元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高

价氧化物的水化物的酸性越强。

7非金属气态氢化物

元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢

化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性

越弱。

8单质的氧化性、还原性

一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的

非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

编辑本段元素周期律

概述

元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之

间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表[1]有很多种表达形式，目前最常用

的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位

置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子

层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外

电子层构型的反映。例如外电子构型，IA族是ns1，IIIA族是ns2np1，O族是ns2np4，IIIB

族是（n-1）d1·ns2等。元素周期表能形象地体现元素周期律。根

据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。当年，门

捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言

未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、

化学农药、新型材料的元素及化合物。现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家德

米特里·伊万诺维奇·门捷列夫（DmitriIvanovichMendeleev)首先整理，他将当时已知

的63种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元

素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。

1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X射线的

频率就越长，因此他认为原子核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷

(即质子数或原子序数)排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。当然还有未知元素等待

我们探索．这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，

组成了一个完整的自然体系。

位置规律

判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；

（2）主族元素的族数等于最外层电子数。阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离

子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以,总的说来(同种元素)

(1)阳离子半径原子半径(3)阴离子半径>阳离子半

径(4)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。（不

适合用于稀有气体）

编辑本段作用意义

1869年，门捷列夫发现了元素周期律和元素周期表，在元素周期律的指导下，利用元素

之间的一些规律性知识来分类学习物质的性质，就使化学学习和研究变得有规律可循。现在，

化学家们已经能利用各种先进的仪器和分析技术对化学世界进行微观的探索，并正在探索利

用纳米技术制造出具有特定功能的产品，使化学在材料、能源、环境和生命科学等研究上发

挥越来越重要的作用。

编辑本段