化学元素周期表中的规律有哪些？

元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。

目录 1 拼音 2 注解 1 拼音 yuán sù zhōu qī lǜ 2 注解 元素的性质随着原子序数（即核电荷数或质子数）的递增而呈周期性变化，这种规律叫做元素周期律。元素的性质以及由元素形成的各种化合物的性质，都跟元素原子的核电荷数成周期性的关系，这一规律叫做元素周期律。1869年俄国化学家门捷列夫（ДMИTpИЙ ИBaHOBИчMeHдeлeeB，1834—1907）在总结前人研究成果的基础上提出元素周期律：“元素的性质随着元素原子量的增加而呈周期性的变化”。或称“元素性质是原子量的周期函数。”门捷列夫把当时已知的63种元素排成元素周期表，初步实现元素的系统化。同年德国化学家迈尔（Julius Lother Meyer，1830—1895）也提出一张元素周期表，明确指出元素性质是原子量的周期函数。它的工作偏重于研究元素的物理性质。1913年英国物理学家摩斯莱（Henry Moseley，1887—1915）通过测定各种元素的X射线，发现元素的核电荷数等于自身的原子序数。这不仅能解释元素周期表中三对元素（钾和氩、镍和钴、碘和碲）原子量颠倒排列的原因，还把元素周期律表述得更准确。随着本世纪原子结构模型的建立，揭示了元素性质有周期性变化的原因：元素及其化合物性质的周期性变化是原子核外电子层结构周期性变化的必然结果。在元素周期表的短周期中，当把元素按原子序数（即核电荷数）递增的次序排列时，核外最外电子层结构重复著由s1到s2p6的变化，因此元素的性质（氧化数、第一电离能、电子亲和势、电负性、金属性、非金属性、原子体积、单质的密度、硬度、熔点、沸点、导电性和延展性）也发生周期性的变化。元素周期律具有深刻的哲学意义，它充分证明量变引起质变规律的普遍性。

元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。常用规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高； 同一族的元素性质相近。主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。 同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。初中金属活动性顺序口诀（必考）：钾钙钠镁铝（嫁给那美女）、锌铁锡铅（薪贴七千）【氢】 铜汞银铂金（童工赢铂金) 　　【K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H） Cu、Hg、Ag、Pt、Au 】

这是元素周期律一、原子半径　　同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。　　二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；　　最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。　　三、元素的金属性和非金属性　　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；　　四、单质及简单离子的氧化性与还原性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。　　元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。　　五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性　　同一周期中，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；　　同一族中，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。　　六、单质与氢气化合的难易程度　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。　　七、气态氢化物的稳定性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。　　此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：　　随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。　　随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。　　元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。　　元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。　　同一族的元素性质相近。　　具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。　　以上规律不适用于稀有气体。　　还有一些根据元素周期律得出的结论：　　元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。　　同一周期元素中，最外层电子越少元素越容易失去电子，最外曾电子越多越容易得电子。

一、元素周期表熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。1、元素周期表的编排原则按照原子序数递增的顺序从左到右排列。将电子层数相同的元素排成一个恒行周期。把最外层电子数相同的，元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。2、如何精确表示元素在周期表中的位置周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数。口诀：三短三长一不全；七主七副零八族。熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称。3、元素金属性和非金属性判断依据元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱；置换反应。4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）。核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）。核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向。2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数，负化合价数=最外层电子数。3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

电子层数＝周期数，1～3为短周期，4～7为长周期，主族的序数＝主族元素的最外层电子数。同周期元素，最外层电子递增，因此得电子能力增强，失电子能力减弱，由于质子数的增大，导致引力增大，半径随之减小；最低负价绝对值＋最高正价＝8，H而言，最低负价绝对值＋最高正价＝2，因H只有一个电子层。氧无最高正价，氟也无最高正价，最低负价只有非金属具有。

什么意思？先回答再说。元素的性质随着元素原子叙述递增而呈现的周期性变化规律叫元素周期率。

元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律，周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。

　　 【元素周期律】 元素的性质随着元素的原子序数（即核电荷数）的递增而呈周期性变化的规律。 　　早在19世纪，人们已经发现了63种元素，许多科学家试图按性质将元素系统地分类，直到1869年，俄国化学家门捷列夫在前人经验的基础上，从大量的实验事实中，总结得出一条规律：元素的性质随着原子量的递增而呈周期性的变化，同时发表了元素周期表。 　　随着科学的发展，现在人们对元素周期律有了更深刻的认识，元素的性质即原子半径、第一电离能、元素的主要化合价随元素原子序数的递增呈现周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。 　　周期律的发现，揭示了众多元素之间的内在联系，有力地推动了化学及其它学科的发展，原子量的量的变化(或原子序的增减变化)而引起的元素性质质变的事实，充分证明了量变到质变规律的普遍性。 　　元素周期表 　　各式各样的元素周期表 　　 【元素周期表】 简称周期表。根据元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化的规律，按原子序数排列而成的表。 　　元素周期表有多种形式，现在最常用的是维尔纳长式周期表，根据元素周期律，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为一个周期；把最外层电子数相同的元素按电子 层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为一个族。 　　长周期表中有 7个周期，第1、2、3 为短周期，第4、5、6 为长周期，各周期含有元素数目依次为2、8、8、18、18、32，第7周期还未排满，叫不完全周期（ 注：现在人教版必修2将第7周期归为长周期 ）。元素所在的周期数等于该元素原子核外的电子层数。长周期表有18个族（用罗马数字表示），其中有7个主族（用A 表示）、7个副族（用B表示）、一个第Ⅷ族，一个0族。主族元素所在的族数等于该元素最外层的电子数。 　　元素的一些性质与元素在周期表中的"位置密切相关。 　　①元素的最高化合价=最外层电子数=族序数，元素的最低负价=8—最高化合价。 　　②同周期元素从左到右，原子半径递减，最外层电子数递增，元素的金属性减弱、非金属性增强；同主族元素由上而下，电子层数增加，原子半径增大，金属性增强而非金属性减弱。 　　③最高价氧化物对应的水化物，按同周期从左到右，随元素的非金属性增强，其酸性增强；按同族由上而下，最高价氧化物的水化物碱性增强。 　　④同周期的气态氢化物从左到有稳定性增强，同主族的气态氢化物由上而下稳定性减弱。 　　⑤同周期的气态氢化物与稀有气体元素的原子具有相同的质子数和核外电子数。熟悉元素在周期表中的位置，运用周期律，能更好地掌握并推断元素及其化合物的性质。 　　元素周期表中主要知识 　　 文章摘要： 元素周期表是化学学习的主要工具之一，熟悉掌握化学周期表对于高中化学学习有着重要的作用。下面就元素周期表中的主要知识进行总结归纳。元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族… 　　 元素周期表 是化学学习的主要工具之一，熟悉掌握化学周期表对于高中化学学习有着重要的作用。下面就元素周期表中的主要知识进行总结归纳。 　　1.元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族（纵行序号的个位数与主族序数相等）；第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族（纵行序号个位数与副族序数相等）；第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族；第18纵行称为0族。 　　2.ⅠA族称为碱金属元素（氢除外）；ⅡA族称为碱土金属元素；ⅢA族称为铝族元素；ⅣA族称为碳族元素；ⅤA族称为氮族元素；ⅥA族称为氧族元素；ⅦA族称为卤族元素。 　　3.元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一（2种元素）、二（8种元素）、三（8种元素）周期为短周期（只有主族元素）；第四（18种元素）、五（18种元素）、六（32种元素）周期为长周期（既有主族元素，又有过渡元素）；第七周期（目前已排26种元素）为不完全周期。 　　4.在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强；越在右上部的元素（惰性气体除外），其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。 　　5.在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。 　　6.主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子；镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。 　　7.在目前的一百多种元素中，只有22种非金属元素（包括6种稀有气体元素），其余都是金属元素；过渡元素全部是金属元素。 　　8.在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药；金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料；过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。 　　9.从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族（包括108、109、110三号元素）、主族序数分别相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。 　　10.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1（第二、三两周期）或11（第四、五两周期）或25（第六周期）。

结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。总说为：左下方>右上方（注）：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，同种元素的：阳离子半径<原子半径<阴离子半径或者一句话总结，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） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F（O无最高正价，F无正价， 除外）元素除外；最低负化合价递增（从－4价到－1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一（仅限除O，F的非金属）金属性、氧化性、还原性、稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；a.单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强；b.单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定；c.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；a.单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱；b.单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应；c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：为了达到稳定状态，不同的原子选择不同的方式。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。随同一族元素中，由于周期越高，电子层数越多，原子半径越大，对核外电子的吸引力减弱，越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素金属性更强。

（一）元素周期律和元素周期表 1．元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性. (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化,是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果.也就是说,原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化,充分体现了结构决定性质的规律. 2．比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度).反应越易,说明其金属性就越强. 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱.碱性越强,说明其金属性也就越强,反之则弱. 3/金属间的置换反应.依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的金属性比乙强. 4/金属阳离子氧化性的强弱.阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱. (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性.越易与 反应,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强. 2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱.酸性越强,说明其非金属性越强. 3/非金属单质问的置换反应.非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来,说明甲的非金属性比乙强. 如 Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性.还原性越强,元素的非金属性就越弱. 3．常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价.金属单质只有还原性. (2)氟、氧一般无正价. (3)若元素有最高正价和最低负价,元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8. (4)除某些元素外(如N元素),原子序数为奇数的元素,其化合价也常呈奇数价,原子序数为偶数的元素,其化合价也常呈偶数价,即价奇序奇,价偶序偶. 若元素原子的最外层电子数为奇数,则元素的正常化合价为一系列连续的奇数,若有偶数则为非正常化合价,其氧化物是不成盐氧化物,如NO；若原子最外层电子数为偶数,则正常化合价为一系列连续的偶数. 4．原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系 1/原子半径越大,最外层电子数越少,失电子越易,还原性越强,金属性越强. 2/原子半径越小,最外层电子数越多,得电子越易,氧化性越强,非金属性越强. 3/在周期表中,左下方元素的金属性大于右上方元素；左下方元素的非金属性小于右上方元素. 5．解答元素推断题的一些规律和方法 (1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律 电子层数＝周期数,主族序数＝最外层电子数 原子序数＝质子数,主族序数＝最高正价数 负价的绝对值=8-主族序数 (2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置. 记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86.用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数,即得该元素所在的纵行数.再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1. (3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置. 主族序数等于周期数的短周期元素：H、Be、Al. 主族序数等于周期数2倍的元素：C、S. 最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si 短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：S. (4)根据元素性质、存在、用途的特殊性. 形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C. 空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N. 地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：O. 最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs；最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li；单质的着火点最低的非金属元素是：P. 6．确定元素性质的方法 (1)先确定元素在周期表中的位置. (2)一般情况下,主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外). (3)若主族元素的族序数为m,周期数为n,则：m/n1 时,为非金属, m/n 值越大,非金属性越强；m/n=1 时是两性元素. (二)原子结构 1．构成原子的粒子及其关系 (1)各粒子间关系 原子中：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 阳离子中：质子数＝核外电子数+电荷数 阴离子中：质子数＝核外电子数一电荷数 原子、离子中：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N) (2)各种粒子决定的属性 元素的种类由质子数决定. 原子种类由质子数和中子数决定. 核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定. 元素中是否有同位素由中子数决定. 质子数与核外电子数决定是原子还是离子. 原子半径由电子层数、最外层电子数和质子数决定. 元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定. (3)短周期元素中具有特殊性排布的原子 最外层有一个电子的非金属元素：H. 最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar. 最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C、O、Ne. 电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be. 最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S. 最外层电子数是电子层数3倍的元素：O. 次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si . 内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P. 电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al. 2．原子、离子半径的比较 (1)原子的半径大于相应阳离子的半径. (2)原子的半径小于相应阴离子的半径. (3)同种元素不同价态的离子,价态越高,离子半径越小. (4)电子层数相同的原子,原子序数越大,原子半径越小(稀有气体元素除外). (5)最外层电子数相同的同族元素的原子,电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此. (6)电子层结构相同的阴、阳离子,核电荷数越多,离子半径越小. 3．核素、同位素 (1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子. (2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称. (3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素.

元素周期律的发现门捷列夫一生勤奋地从事化学研究，终于发现了自然科学的重要定律之一——元素周期律，并据此预见了一些当时尚未发现的元素。元素周期律还指导了对元素及其化合物性质的系统研究，成为现代有关物质结构理论发展的基础。1834年2月8日，门捷列夫生于俄国贫寒的中学教员家庭。他天资聪颖，勤奋好学，少年时父亲去世，由母亲抚养，母亲希望日后他能成为一个对社会有用之才。1855年，门捷列夫毕业于彼得堡师范学院，当过中学化学教师。1859年至1861年在德国海德大学进修，在那里，门捷列夫结识了一大批著名的化学家，有德国的，还有法国、意大利的。他们有关区别原子量与分子量的主张对门捷列夫产生了重大影响。回国后，他在著名的彼得堡大学任教，博学多才的他，讲授的课程妙趣横生，深受学生喜爱。不久他就成为彼得堡大学首屈一指的化学教授。与此同时，他还在研读前人的科学论著，搜集了大量的科学文献资料。1869年，门捷列夫开始教授无机化学这门课程。他发现这门课的内容太陈旧，迫切需要一本能反映最新科学发展水平的无机化学教科书。于是，他决定编一本新的教材，并取名为《化学原理》。经过两年的努力，他完成了《化学原理》第一卷，但是，当他从事第二卷的著述时，遇到了困难。这一卷要论述到化学元素的性质，可是，它们的次序应该怎样排列呢?当时化学家们在论述这个问题时，有的先讲氢，因为它最轻；有的先讲氧，因为它最为常见；有的先讲铁，因为它使用得最多。门捷列夫认为：之所以产生这种现象，是因为化学家们还不清楚化学元素之间排列的规律。他决心找出化学元素性质变化的规律，并把它写进《化学原理》中去。为此，门捷列夫制作了60多张卡片，在每张卡片上都写了该元素的名称、原子量、化合物的化合价和主要性质以及有关它的已知材料。以什么为依据来编排元素的顺序呢?经过反复比较，门捷列夫终于发现只有按照元素的原子量来编排才是最理想的，因为每种元素的原子量都有确定的数值，而且当时已经知道的60多种元素的原子量彼此都不相同。他排成了一张表，在这张表中，各种元素的性质随着原子量的增加，而大致呈现出周期性的变化。然而，在排列过程中，门捷列夫遇到了一些特殊情况。这些情况很难处理。比如铍这个化学元素，如果按原子量顺序来排列，应该插在碳和氮之间，但显然是多余的；而锂和硼之间，却又好像少了一个元素。“会不会是铍的原子量弄错了呢?”门捷列夫大胆地提出了这个疑问。铍的当量是4.5，这是通过实验得到的不会有问题，但化合价是推测出来的。当时人们认为铍的性质像铝，因而把它的化合价与铝定为一样，都是+3价，而原子量是化合价乘以当量计算出来的，因此铍的原子量是13.5(碳的原子量为12，氮的原子量为14)。如果它的性质不像铝而像其他什么元素，原子量就会不同。门捷列夫查阅了大量资料，结果发现，铍的性质也很像镁，而镁的化合价为+2价。这样铍的原子量成为6，正好排在锂(原子量为7)和硼(原子量为11)之间。这一突破极大地鼓舞了门捷列夫，他又用类似的办法，大胆更正了好几个元素的化合价和原子量，从而使这些元素在排列中回到它们应有的位置上。但新的问题又出来了：比如钙的原子量为40，而在它后面的钛的原子量，却猛增到50。按周期性排列的元素之间在原子量和性质上上下脱节!门捷列夫苦苦地思索，终于想到，现在的60多种元素不会是自然界现存的全部元素，今后还会有新的元素被发现。他设想在钙和钛之间，还会有一个至今仍未发现的元素，它迟早会被人们发现，所以应该在钙的后面，给这个未发现的元素留下一个空位。门捷列夫称之为“类硼”，并预言了它的一些主要性质。门捷列夫在排列时还发现，锌后面应该是砷，但砷的性质和磷相似，应该放在磷下面。于是他又大胆推测锌与砷之间还有两种元素未被发现，门捷列夫把这两个位置空了出来，并称之为“类铝”和“类硅”，并同样预言了它们主要的性质。就这样，35岁的门捷列夫在化学元素符号的简单排列中，发现了化学元素周期律。1869年，门捷列夫发表了世界上第一张化学元素周期表。发表后，不少化学家对它表示怀疑。特别是对他预言并描述当时还未发现的类硼、类铝和类硅三种元素，表示不可理解。甚至有人认为门捷列夫是想入非非。连他的导师也告诫他要踏踏实实做些实事，别再不务正业了。然而，门捷列夫坚信，周期律是科学的，它一定经得起实践的检验。1875年，门捷列夫在法国科学院院报上看到一篇报道：法国化学家布瓦博德朗发现了一种新的元素——镓。门捷列夫认为它的性质和自己预言过的类铝很相似，但这种新元素的比重是4.7克／立方厘米，与他预言的比重5.9~6克／立方厘米差距较大，这是为什么呢?门捷列夫再次核算了一遍，认为自己的预言是正确的。于是他给布瓦博德朗写了一封信，告诉他镓的比重测错了。布瓦博德朗接信后大吃一惊，这位法国化学家按照门捷列夫的建议重新提炼了镓，并再次测定了它的比重。完全证实了门捷列夫的科学预言。就这样，法国科学家用实验的方法，证明了元素周期律的科学性。这件事在欧洲引起了巨大反响，许多科学家根据门捷列夫创制的元素周期表，去探索尚未发现的元素。欧洲几十个著名的实验室，都在紧张地工作，他们渴望新发现。1880年，瑞典两位化学家发现了一种新元素——钪，这就是门捷列夫预言过的类硼；1886年，德国化学家文克列尔用光谱分析法发现了一个新元素——锗，这就是门捷列夫预言过的类硅。早在1871年，门捷列夫还曾预言过11种未发现的元素，并且指出了它们应排列的位置和原子量等。以后陆续被发现的新元素氦、氖、镭、铼、锝、砹等，再次证明了周期律确实是普遍适用的。周期律作为一个基本定律，有力地促进了现代化学和物理学的发展。由于发现了化学元素周期律，门捷列夫顺利地写出了《化学原理》第二卷。这是世界上第一部以化学元素周期律为纲的无机化学教科书。门捷列夫晚年继续勤奋地工作。1887年，他根据溶剂与溶液相互作用的原理，创立了溶液水代理论，之后又提出煤在地下气化和以化学精炼石油的主张。1902年2月2日，门捷列夫病逝，几万人自发地参加了他的葬礼。在送葬的队伍中，有人高举着一条巨大的横幅，上面画着这位伟大化学家所创制的元素周期表。

　　元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。　　元素周期律在元素周期表中的体现如下:　　1、原子半径：　　同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。　　2、主要化合价：　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F（O无最高正价，F无正价，除外）元素除外；　　最低负化合价递增（从－4价到－1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。　　元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一（仅限除O，F的非金属）　　3、金属性、氧化性、还原性、稳定性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；　　a.单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强；　　b.单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定；　　c.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；　　a.单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱；　　b.单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应；　　c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。

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。例如外电子构型横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1.1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。1.2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）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同1.3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1.4元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。1.5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。1.6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。1.7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，其氧化物的氧离子氧化性越弱；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。2.推断元素位置的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）主族元素的序数等于最外层电子数；

内容一：同一周期（稀有气体除外），从左到右，因为原子核电荷数大的对电子的吸引力打，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，因为原子电子层数的变化，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。内容二：位于同一主族的元素,周期较大的元素金属性强，非金属性弱，根据物理知识猜测原因：核外电子数越多，每个电子受到的作用力越小，就越容易失去电子。位于同一周期的元素，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，因为核外电子数的增加，元素在电子得失的过程当中更倾向于得到电子。内容三:元素单质的还原性越强，金属性就越 强；单质氧化性越强，非金属性就越强。内容四：最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性是非金属性的一种表现，所以他的递变规律与非金属性的递变规律相似：同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。内容五：单质与氢气化合的难易程度也是非金属性的表现之一，所以可以得出：同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。内容六:根据非金属性的递变规律，同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱 【元素周期律的意义】 元素周期律[1]是自然科学的基本规律，也是无机化学的基础。各种元素形成有周期性规律的体系，成为元素周期系，元素周期表则是元素周期系的表现形式。 元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系，是对元素的一种很好的自然分类．我们可以利用元素的性质、它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系来指导我们对化学的学习研究。 过去，门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展起了一定的推动作用。不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 元素周期律和周期表对于工农业生产也有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近的元素性质相近，这样就启发了人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 元素周期律的重要意义，还在于它从自然科学方面有利地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。 元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面，都有重要意义。 (1)在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期 表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学 习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。 (2)在 自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构，镧系和锕系结构理论，甚至 为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是 重要的工具。 (3)在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。

门捷列夫1871年发表的元素周期表， 1913年，莫斯莱(H．Moseley)以x射线谱为基础排列周期表的元素，从此核电荷数 代替原子量作为元素分类的基础，使周期律中很多没有解决的问题一下子得到答案．目前人 们对发现新元素的研究工作表明：元素周期表知识还包含了其科学及哲学的意义。 1986年中国人山西大宁太古-贾宝良结合国际电离势实验值，试图描述周期系相邻元素间的定量方程． 作者贾宝良旨在研究(不同种类)相邻元素相同亚层的电子相关性质，而不像以往仅仅限于同一种 元素原子内电子的相互作用．从总结现代原子电离势实验数据的规律性出发，发现了周期系相邻 元素电子间的相关性方程 ，　　文中运用“相对论效应”，“原子轨道能量变化图 解释了一些元素的部分电离势国际实验 值在本文相关性中表现出的客观反常因素．文章认为演化至今的不同种类元素，都是某种普遍 相关联系和不断发展的产物。贾宝良认为:1．原子结构的电子壳排列与周期表相邻元素电离时表现出的“相关性”是有内在联系 的，正像单个元素在周期表中的“位置”与单个电子在原子壳内的“位置”之间存在深刻联 系一样，元素按门捷列夫和莫斯莱的周期体系有规律的排列，导致了关于电子在原子核外按 “元素相邻相关性”排列． 2．元素之所以与它相邻的周期表元素之间要遵循某一“相关性”制约，正是由于它的电子 的某种性质与它相邻元素电子的某种性质既相区别，又相联系，并同时共存于该“域”内． 电子电离势揭示的“域”的相关性规律，必将成为我们认识“域”的一个入口处。 这也正是元素周期表的唯物辩证的科学及哲学意义。贾宝良的这一相关性常数K的发现及结论将对后来30年来科学界准确计算H原子轨道能及准确预测未知元素电离能，和建立稀土元素的相关性方程及诸多领域的相关性研究起到了奠基式的作用。 这也进一步说明了元素周期表的科学及哲学意义所在。

1元素周期律1内容：元素的性子随着元素元子序数的递增而呈现周期性变化的规律。2实质：元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。2元素周期表：1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。1横的方向——周期*具有相同电子层数的元数按照元子序数增的顺序排列的一行称为周期。*元数周期表共有七个周期，三短三长一不全2緃的方面——族*最外层电子数相同的元素按照原子序数递增的顺序排列的一列称为族。*元素周期表共有18列，十六族除8，9，10，三列为一族外，其余15列各为族。七主七副v3和0.*3b族到2b族共10列通称为过渡元素。

S区包括第一、二主族的全部元素。P区包括第三主族到第七主族加上零族的元素。D区包括第三到第七副族的元素（除掉镧系元素和锕系元素）加上第八族的元素。DS区包括一、二副族的元素。拓展资料元素周期律（Periodic law），指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的递增呈周期性变化的规律。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。百度百科元素周期表

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门捷列夫

门捷列夫1871年发表了周期律的论文。　　在封建王朝的俄国，科学院在推选院士时，竟以门捷列夫性格高傲而有棱角为借口，把他排斥在外。后来因门捷列夫不断地被选为外国的名誉会员，彼得堡科学院才被迫推选他为院士，由于气恼，门捷列夫拒绝加入科学院，从而出现俄国最伟大的化学家反倒不是俄国科学院成员的怪事。 1913年，莫斯莱(H．Moseley)以x射线谱为基础排列周期表的元素，从此核电荷数 代替原子量作为元素分类的基础，使周期律中很多没有解决的问题一下子得到答案．目前人 们对发现新元素的研究工作表明：运用已有的周期律知识。巳不能完满地解释许多新现 象 1986年中国人山西大宁太古-贾宝良结合国际电离势实验值，试图描述周期系相邻元素间的定量方程． 作者贾宝良旨在研究(不同种类)相邻元素相同亚层的电子相关性质，而不像以往仅仅限于同一种 元素原子内电子的相互作用．从总结现代原子电离势实验数据的规律性出发，发现了周期系相邻 元素电子间的相关性方程 ，　　文中运用“相对论效应”，“原子轨道能量变化图 解释了一些元素的部分电离势国际实验 值在本文相关性中表现出的客观反常因素．文章认为演化至今的不同种类元素，都是某种普遍 相关联系和不断发展的产物。贾宝良认为:1．原子结构的电子壳排列与周期系相邻元素电离时表现出的“相关性”是有内在联系 的，正像单个元素在周期系中的“位置”与单个电子在原子壳内的“位置”之间存在深刻联 系一样，元素按门捷列夫和莫斯莱的周期体系有规律的排列，导致了关于电子在原子核外按 “元素相邻相关性”排列． 2．元素之所以与它相邻的周期元素之间要遵循某一“相关性”制约，正是由于它的电子 的某种性质与它相邻元素电子的某种性质既相区别，又相联系，并同时共存于该“域”内． 电子电离势揭示的“域”的相关性规律，必将成为我们认识“域”的一个入口处。 这也正是周期律的唯物辩正的科学及哲学意义。贾宝良的这一相关性常数K的发现及结论将对后来30年来科学界准确计算H原子轨道能及准确预测未知元素电离能，和建立稀土元素的相关性方程及诸多领域的相关性研究起到了奠基式的作用。

元素周期律发现的意义：元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学 习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构，镧系和锕系结构理论，甚至 为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是重要的工具。扩展资料：俄国化学家门捷列夫（Dmitri Mendeleev）于1869年总结发表此周期表（第一代元素周期表），此后不断有人提出各种类型周期表不下170余种。归纳起来主要有：短式表（以门捷列夫为代表）、长式表（以维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）；平面螺线表和圆形表（以达姆开夫式为代表）；立体周期表（以莱西的圆锥柱立体表为代表）等众多类型表。很多人注意到，元素周期表最后几位元素经常是以Uu开头的，其实这只是一种临时命名规则，叫IUPAC元素系统命名法。在这种命名法中，会为未发现元素和已发现但尚未正式命名的元素取一个临时西方文字名称并规定一个代用元素符号，使用拉丁文数字头以该元素之原子序来命名。此规则简单易懂且使用方便，而且它解决了对新发现元素抢先命名的恶性竞争问题，使为新元素的命名有了依据。如ununquadium便是由un（一）- un（一）- quad（四）- ium（元素）四个字根组合而成，表示“元素114号”。元素114命名为flerovium（Fl），以纪念苏联原子物理学家乔治·弗洛伊洛夫（Georgy Flyorov，1913-1990）。而ununhexium便是由un（一）- un（一）- hex（六）- ium（元素）四个字根组合而成，表示“元素116号”。元素116名为livermorium （Lv），以实验室所在地利弗莫尔市为名。

前20个化学元素是：氢H，氦He，锂Li，铍Be，硼B，碳C，氮N，氧O，氟F，氖Ne，钠Na，镁Mg，铝Al，硅Si，磷P，硫S，氯Cl，氩Ar，钾K，钙Ca。1、氢H：1766年，英国贵族亨利.卡文迪西（1731-1810）发现。2、碳C：1796年,英国籍化学家史密森.特南特 (1761-1815)发现钻石由碳原子组成。3、氧O：1771年，英国普利斯特里和瑞典舍勒发现；中国古代科学家马和发现（有争议）。4、钠Na：1807年，英国化学家戴维发现并用电解法制得。5、钙Ca：1808年，英国化学家戴维发现并用电解法制得。扩展资料：化学元素周期表的元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5，其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。（2）同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同。化学元素周期表的单质的熔点（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；（副族熔点在VIB族达到最高，以后依次递减）。（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。化学元素周期表的元素的金属性（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。参考资料来源：百度百科-元素周期表

元素周期表是元素周期律的具体表现是对的。根据查询相关公开信息显示：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，元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表，故元素周期表是元素周期律的具体表现。

元素周期表作用为：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。1、元素周期表的表达形式元素周期表有七个周期，十六个族。每一行是一个周期， 每一列是一个族。周期又分为短周期、长周期。在同一个周期，从左到右，原子的电子层数相同，最外层电子数逐渐增大，原子半径逐渐减小。在同一族中，从上到下，电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，最外电子数相同。元素在元素周期的位置可以反映元素的性质。2、元素周期表发展历程现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫首创的，他将当时已知的63种元素依相对原子质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列，制成元素周期表的雏形。经过多年修订后才成为当代的周期表。元素周期表发明者介绍与背诵口诀1、元素周期表发明者介绍德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫（1834年2月7日-1907年2月2日），俄国科学家，发现并归纳元素周期律，依照原子量，制作出世界上第一张元素周期表，并据以预见了一些尚未发现的元素。他的名著《化学原理》被国际化学界公认为标准著作，前后重版八次，影响了一代又一代的化学家。1907年2月2日，这位享有世界盛誉的俄国化学家因心肌梗塞与世长辞。2、元素周期表背诵口诀氢氯钾钠一价银，二价氧钡钙镁锌，三铝四硅磷五价，二四六硫都齐啦。谈变价，也不难，二三铁，二四碳，三二四五氮都有，二四六七锰来占，铜汞二价最常见。氟氯溴碘本负一，特殊情况为正七。

常用规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增；在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高。同一族的元素性质相近，主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5（氟无正价，氧无最高正价），其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。（2）同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同。（ⅥA、ⅦA、0族除外）。

元素周期律的实质就是随着电子层数的增加最外层电子数的增加具有相同最外层电子数的原子具有类似的性质同时电子层数和最外层电子数影响原子的性质是周期性的!!

　一、原子半径　　同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。　　二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的Ｏ、Ｆ元素除外；　　最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣＡ族开始。 　　三、元素的金属性和非金属性　　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 　　四、单质及简单离子的氧化性与还原性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。　　元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。　　五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性　　同一周期中，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；　　同一族中，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。　　六、单质与氢气化合的难易程度　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。　　七、气态氢化物的稳定性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。　　此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 　　随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。　　随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。　　元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 　　元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 　　同一族的元素性质相近。　　具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。 　　以上规律不适用于稀有气体。 　　还有一些根据元素周期律得出的结论： 　　元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。 　　同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。

元素周期律，即元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。

元素周期律总结为：一、元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。二、微粒半径大小的比较规律：1. 电子层数相同，核电荷数越大半径小。2. 电子层数不同，电子层数越多半径越大3. 核电荷数相同，化合价越高半径越小4. 电子层结构相同，核电荷数大，则半径小元素周期律总结得实验验证：1、元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；2、元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；c.非金属单质间的置换反应

元素周期表中的规律一、最外层电子数规律1、最外层电子数为1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）2.、最外层电子数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。3、最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。4、最外层电子数为8的元素：0族（He除外）二、数目规律1、包含元素种类最多的是第IIIB族（32种，含有镧系、锕系各15种）。2、同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：①第2、3周期（短周期）元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。3、设n为周期序数，每周期最多容纳元素数目：奇数周期为(n＋1)2/2；偶数周期为(n＋2)2/2。4、同主族相邻元素的原子序数：第IA、IIA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期元素的原子序数＋上一周期元素的数目；第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期元素的原子序数＋下一周期元素的数目。三、化合价规律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）；金属元素一般无负化合价；同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同（氟无正价，氧一般也可认为无正价）2、关系式：（1）最高正化合价＋|最低负化合价|＝8；（2）最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数＝主族价电子数。3、除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。

。随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：同一周期，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增；同一族，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小原子半径　　同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。　　(注）：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　　(2)阴离子半径>原子半径　　(3)阴离子半径>阳离子半径　　(4)或者一句话总结，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）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；　　a.单质氧化性越强，对应阴离子还原性越弱。　　b.单质与氢气反应越容易（剧烈）。　　c.其氢化物越稳定。　　d.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；　　a.单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱。　　b.单质与水或酸反应越容易(剧烈）。　　c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。单质及简单离子的氧化性与还原性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。　　元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性　　同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；　　同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。单质与氢气化合的难易程度　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。气态氢化物的稳定性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。　　此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：　　随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。　　随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性

元素周期律元素的物理、化学性质随原子序数逐渐变化的规律叫做元素周期律。元素周期律由门捷列夫首先发现，并根据此规律创制了元素周期表。 结合元素周期表，元素周期律可以表述为： 随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律： 在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增， 在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减； 同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高； 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 还有一些根据元素周期律得出的结论： 元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。 元素周期律的预见性门捷列夫在创制周期表时，没有完全按照原子量的大小排列，而是严格遵守了“同族元素性质相近”这一规律。在周期表中留下的空位后来都被填上（如钪、镓等），而且性质也与门氏的预言吻合。他还根据周期律更正了铟等元素的原子量。 时至今日，人们还在用元素周期律来推测已发现和未发现的放射性元素的性质。 元素周期律的本质电子构型是元素性质的决定性因素，而元素周期律是电子构型呈周期性、递变性变化规律的体现。 为了达到稳定状态，不同的原子选择不同的方式。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。

元素周期律,指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律. 结合元素周期表,元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律.随着原子序数的增加,元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中,元素的金属性从左到右递减,非金属性从左到右递增,在同一族中,元素的金属性从上到下递增,非金属性从上到下递减； 同一周期中,元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外）,最低负氧化数从左到右逐渐增高； 同一族的元素性质相近.主族元素同一周期中,原子半径随着原子序数的增加而减小.同一族中,原子半径随着原子序数的增加而增大.如果粒子的电子构型相同,则阴离子的半径比阳离子大,且半径随着电荷数的增加而减小. 原子半径 　　同一周期（稀有气体除外）,从左到右,随着原子序数的递增,元素原子的半径递减； 　　同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素原子半径递增.　　(注）：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)或者一句话总结,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） 主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 　　同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价）,第一周期除外,第二周期的O、F（O.F无正价）元素除外； 　　最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外,由于金属元素一般无负化合价,故从ⅣA族开始.　　元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 元素的金属性和非金属性 　　同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性递减,非金属性递增； 　　a.单质氧化性越强,对应阴离子还原性越弱.　　b.单质与氢气反应越容易（剧烈）.　　c.其氢化物越稳定.　　d.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强.　　同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素的金属性递增,非金属性递减； 　　a.单质还原性越强,对应阳离子氧化性越弱.　　b.单质与水或酸反应越容易(剧烈）.　　c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强. 单质及简单离子的氧化性与还原性 　　同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质的氧化性增强,还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱,简单阳离子的氧化性增强.　　同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质的氧化性减弱,还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强,简单阳离子的氧化性减弱.　　元素单质的还原性越强,金属性就越强；单质氧化性越强,非金属性就越强. 最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 　　同一周期中,从左到右,元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 　　同一族中,从上到下,元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性增强）. 单质与氢气化合的难易程度 　　同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越容易； 　　同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越难. 气态氢化物的稳定性 　　同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性增强； 　　同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性减弱.　　此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据,可以作为元素周期律的补充：　　随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化,元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化.　　随同一族元素中,由于周期越高,价电子的能量就越高,就越容易失去,因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性.

一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。 以上规律不适用于稀有气体。

一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外； 最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。 元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。 以上规律不适用于稀有气体。 还有一些根据元素周期律得出的结论： 元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。 同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。

　　元素周期律（Periodic law），指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。元素周期律的内容：1、原子半径的规律：①同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；②同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。总说为：左下方>右上方总的说来，同种元素的：　　a.阳离子半径<原子半径；　　b.阴离子半径>原子半径；　　c.阴离子半径>阳离子半径；2、化合价的变化规律：　　①同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；　　②最低负化合价递增（从－4价到－1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。　　③元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一（仅限除O，F的非金属）3、金属性、氧化性、还原性、稳定性的规律：①同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；　　a.单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强；　　b.单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定；　　c.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。②同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；　　a.单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱；　　b.单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应；　　c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。4、还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：　　为了达到稳定状态，不同的原子选择不同的方式。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。　　随同一族元素中，由于周期越高，电子层数越多，原子半径越大，对核外电子的吸引力减弱，越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素金属性更强。

不断有人提出各种类型周期表不下170余种。1869年化学家门捷列夫将当时已经发现的元素（63种）按照原子质量大小来进行了排列，并把一些化学性质形似的元素放在一列，这就是元素周期表的雏形。此后不断有人提出各种类型周期表不下170余种。扩展资料：元素周期表的组成和意义：原子的核外电子排布和性质有明显的规律性，科学家们是按原子序数递增排列，将电子层数相同的元素放在同一行，将最外层电子数相同的元素放在同一列。元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（VIII族包含三个纵列）。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。共有16个族，从左到右每个纵列算一族（VIII族除外）。例如：氢属于I A族元素，而氦属于0族元素。元素在周期表中的位置不仅反映了元素的原子结构，也显示了元素性质的递变规律和元素之间的内在联系。使其构成了一个完整的体系，被称为化学发展的重要里程碑之一。同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右递增（第一周期除外，第二周期的O、F元素除外）。同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。参考资料来源：百度百科-元素周期表

一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外； 最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。 元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。 以上规律不适用于稀有气体。 还有一些根据元素周期律得出的结论： 元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。 同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。

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。例如外电子构型横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1.1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。1.2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）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同1.3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1.4元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。1.5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。1.6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。1.7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，其氧化物的氧离子氧化性越弱；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。2.推断元素位置的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）主族元素的序数等于最外层电子数；

门捷列夫制作了60多张卡片，在每张卡片上都写了该元素的名称、原子量、化合物的化合价和主要性质以及有关它的已知材料。以什么为依据来编排元素的顺序呢？经过反复比较，门捷列夫终于发现只有按照元素的原子量来编排才是最理想的，因为每种元素的原子量都有确定的数值，而且当时已经知道的60多种元素的原子量彼此都不相同。他排成了一张表，在这张表中，各种元素的性质随着原子量的增加，而大致呈现出周期性的变化。然而，在排列过程中，门捷列夫遇到了一些特殊情况。这些情况很难处理。比如铍这个化学元素，如果按原子量顺序来排列，应该插在碳和氮之间，但显然是多余的；而锂和硼之间，却又好像少了一个元素。“会不会是铍的原子量弄错了呢？”门捷列夫大胆地提出了这个疑问。铍的当量是4.5，这是通过实验得到的不会有问题，但化合价是推测出来的。门捷列夫查阅了大量资料，结果发现，铍的性质也很像镁，而镁的化合价为+2价。这样铍的原子量成为6，正好排在锂(原子量为7)和硼(原子量为11)之间。这一突破极大地鼓舞了门捷列夫，他又用类似的办法，大胆更正了好几个元素的化合价和原子量，从而使这些元素在排列中回到它们应有的位置上。但新的问题又出来了：比如钙的原子量为40，而在它后面的钛的原子量，却猛增到50。按周期性排列的元素之间在原子量和性质上上下脱节！门捷列夫苦苦地思索，终于想到，现在的60多种元素不会是自然界现存的全部元素，今后还会有新的元素被发现。他设想在钙和钛之间，还会有一个至今仍未发现的元素，它迟早会被人们发现，所以应该在钙的后面，给这个未发现的元素留下一个空位。门捷列夫称之为“类硼”，并预言了它的一些主要性质。门捷列夫在排列时还发现，锌后面应该是砷，但砷的性质和磷相似，应该放在磷下面。于是他又大胆推测锌与砷之间还有两种元素未被发现，门捷列夫把这两个位置空了出来，并称之为“类铝”和“类硅”，并同样预言了它们主要的性质。就这样，35岁的门捷列夫在化学元素符号的简单排列中，发现了化学元素周期律。

门捷列夫1871年发表的元素周期律其意义和用途深远， 1913年，莫斯莱(H．Moseley)以x射线谱为基础排列周期表的元素，从此核电荷数 代替原子量作为元素分类的基础，使周期律中很多没有解决的问题一下子得到答案．目前人 们对发现新元素的研究工作表明：元素周期律知识还包含了其科学及哲学意义及用途。 1986年中国人山西大宁太古-贾宝良结合国际电离势实验值，试图描述周期系相邻元素间的定量方程． 作者贾宝良旨在研究(不同种类)相邻元素相同亚层的电子相关性质，而不像以往仅仅限于同一种 元素原子内电子的相互作用．从总结现代原子电离势实验数据的规律性出发，发现了周期系相邻 元素电子间的相关性方程 ，　　文中运用“相对论效应”，“原子轨道能量变化图 解释了一些元素的部分电离势国际实验 值在本文相关性中表现出的客观反常因素．文章认为演化至今的不同种类元素，都是某种普遍 相关联系和不断发展的产物。贾宝良认为:1．原子结构的电子壳排列与周期表相邻元素电离时表现出的“相关性”是有内在联系 的，正像单个元素在周期表中的“位置”与单个电子在原子壳内的“位置”之间存在深刻联 系一样，元素按门捷列夫和莫斯莱的周期体系有规律的排列，导致了关于电子在原子核外按 “元素相邻相关性”排列． 2．元素之所以与它相邻的周期表元素之间要遵循某一“相关性”制约，正是由于它的电子 的某种性质与它相邻元素电子的某种性质既相区别，又相联系，并同时共存于该“域”内． 电子电离势揭示的“域”的相关性规律，必将成为我们认识“域”的一个入口处。 这也正是元素周期律的唯物辩证的科学及哲学意义及用途。贾宝良的这一相关性常数K的发现及结论将对后来30年来科学界准确计算H原子轨道能及准确预测未知元素电离能，和建立稀土元素的相关性方程及诸多领域的相关性研究起到了奠基式的作用。 这也进一步说明了元素周期律的科学及哲学意义及用途所在。

内容一：同一周期（稀有气体除外）,从左到右,因为原子核电荷数大的对电子的吸引力打,随着原子序数的递增,元素原子的半径递减；　同一族中,从上到下,因为原子电子层数的变化,随着原子序数的递增,元素原子半径递增.内容二：位于同一主族的元素,周期较大的元素金属性强,非金属性弱,根据物理知识猜测原因：核外电子数越多,每个电子受到的作用力越小,就越容易失去电子.位于同一周期的元素,从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性递减,因为核外电子数的增加,元素在电子得失的过程当中更倾向于得到电子.内容三:元素单质的还原性越强,金属性就越 强；单质氧化性越强,非金属性就越强.内容四：最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性是非金属性的一种表现,所以他的递变规律与非金属性的递变规律相似：同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质的氧化性增强,还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱,简单阳离子的氧化性增强.同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质的氧化性减弱,还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强,简单阳离子的氧化性减弱.内容五：单质与氢气化合的难易程度也是非金属性的表现之一,所以可以得出：同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越容易；同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越难.内容六:根据非金属性的递变规律,同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性减弱 【元素周期律的意义】　　元素周期律[1]是自然科学的基本规律,也是无机化学的基础.各种元素形成有周期性规律的体系,成为元素周期系,元素周期表则是元素周期系的表现形式.　　元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具．元素周期表是元素周期律的具体表现形式,它反映了元素之间的内在联系,是对元素的一种很好的自然分类．我们可以利用元素的性质、它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系来指导我们对化学的学习研究.　　过去,门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实.此后,人们在元素周期律和周期表的指导下,对元素的性质进行了系统的研究,对物质结构理论的发展起了一定的推动作用.不仅如此,元素周期律和周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索.　　元素周期律和周期表对于工农业生产也有一定的指导作用.由于在周期表中位置靠近的元素性质相近,这样就启发了人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质.　　元素周期律的重要意义,还在于它从自然科学方面有利地论证了事物变化中量变引起质变的规律性.　　元素周期律和周期表,揭示了元素之间的内在联系,反映了元素性质与它的原子结构的关系,在哲学、自然科学、生产实践各方面,都有重要意义.　　(1)在哲学方面,元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实,从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性.元素周期 表是周期律的具体表现形式,它把元素纳入一个系统内,反映了元素间的内在联系,打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点.通过元素周期律和周期表的学 习,可以加深对物质世界对立统一规律的认识.　　(2)在 自然科学方面,周期表为发展物质结构理论提供了客观依据.原子的电子层结构与元素周期表有密切关系,周期表为发展过渡元素结构,镧系和锕系结构理论,甚至 为指导新元素的合成,预测新元素的结构和性质都提供了线索.元素周期律和周期表在自然科学的许多部门,首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面,都是 重要的工具.　　(3)在生产上的某些应用　　由于在周期表中位置靠近的元素性质相似,这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质.

元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律： 在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增， 在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减； 同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高； 同一族的元素性质相近。 主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。 同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。原子半径　　同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 　　(注）：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 　　(2) 阴离子半径>原子半径 　　(3) 阴离子半径>阳离子半径 　　(4)或者一句话总结，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）主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F（O。F无正价）元素除外； 　　最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。 　　元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8元素的金属性和非金属性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增； 　　a.单质氧化性越强，对应阴离子还原性越弱。 　　b.单质与氢气反应越容易（剧烈）。 　　c.其氢化物越稳定。 　　d.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。 　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 　　a. 单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱。 　　b.单质与水或酸反应越容易(剧烈）。 　　c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。单质及简单离子的氧化性与还原性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 　　元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性　　同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 　　同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性增强）。单质与氢气化合的难易程度　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。气态氢化物的稳定性　　同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 　　同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 　　此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 　　随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。 　　随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。

19世纪60年代,化学家已经发现了60多种元素,并积累了这些元素的原子量数据,为寻找元素间的内在联系创造必要的条件.俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈耶尔等分别根据原子量的大小,将元素进行分类排队,发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期变化的规律.1868年,门捷列夫经过多年的艰苦探索,发现了自然界中一个极其重要的规律—元素周期规律.这个规律的发现是继原子-分子论之后,近代化学史上的又一座光彩夺目的里程碑,它所蕴藏的丰富和深刻的内涵,对以后整个化学和自然科学的发展都具有普遍的知道意义.1869年,门捷列夫提出第一张元素周期表,根据周期律修正了铟、铀、钍、铯等9种元素的原子量;他还预言了三种新元素及其特性,并暂时取名为类铝、类硼、类硅,这就是1871年发现的镓、1880年发现的钪和1886年发现的锗.这些新元素的原子量、密度和物理化学性质都与门捷列夫的预言惊人相符,周期律的正确性由此得到了举世公认. 【元素周期律的本质】元素核外电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。内容一：同一周期（稀有气体除外），从左到右，因为原子核电荷数大的对电子的吸引力打，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；　同一族中，从上到下，因为原子电子层数的变化，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。内容二：位于同一主族的元素,周期较大的元素金属性强，非金属性弱，根据物理知识猜测原因：核外电子数越多，每个电子受到的作用力越小，就越容易失去电子。位于同一周期的元素，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，因为核外电子数的增加，元素在电子得失的过程当中更倾向于得到电子。内容三:元素单质的还原性越强，金属性就越 强；单质氧化性越强，非金属性就越强。内容四：最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性是非金属性的一种表现，所以他的递变规律与非金属性的递变规律相似：同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。内容五：单质与氢气化合的难易程度也是非金属性的表现之一，所以可以得出：同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。内容六:根据非金属性的递变规律，同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱【元素周期律的意义】　　元素周期律[1]是自然科学的基本规律，也是无机化学的基础。各种元素形成有周期性规律的体系，成为元素周期系，元素周期表则是元素周期系的表现形式。　　元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系，是对元素的一种很好的自然分类．我们可以利用元素的性质、它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系来指导我们对化学的学习研究。　　过去，门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展起了一定的推动作用。不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。　　元素周期律和周期表对于工农业生产也有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近的元素性质相近，这样就启发了人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。　　元素周期律的重要意义，还在于它从自然科学方面有利地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。　　元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面，都有重要意义。　　(1)在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期 表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学 习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。　　(2)在 自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构，镧系和锕系结构理论，甚至 为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是 重要的工具。　　(3)在生产上的某些应用　　由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。

　　元素周期律（Periodic law），指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。元素周期律的内容：1、原子半径的规律：①同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；②同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。总说为：左下方>右上方总的说来，同种元素的：　　a.阳离子半径<原子半径；　　b.阴离子半径>原子半径；　　c.阴离子半径>阳离子半径；2、化合价的变化规律：　　①同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；　　②最低负化合价递增（从－4价到－1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。　　③元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一（仅限除O，F的非金属）3、金属性、氧化性、还原性、稳定性的规律：①同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；　　a.单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强；　　b.单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定；　　c.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。②同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；　　a.单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱；　　b.单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应；　　c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。4、还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：　　为了达到稳定状态，不同的原子选择不同的方式。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。　　随同一族元素中，由于周期越高，电子层数越多，原子半径越大，对核外电子的吸引力减弱，越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素金属性更强。

俄罗斯化学家门捷列夫

重要的只有三个。确定性，互异性，无序性

楼主你好元素周期律可以表述为：随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。以上规律不适用于稀有气体。此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。同一周期元素原子的半径从左向右递减，同一族元素半径从上到下递增（稀有气体除外）还有一些根据元素周期律得出的结论：元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。

继门捷列夫发现元素周期表后，1913年，莫斯莱(H．Moseley)以x射线谱为基础排列周期表的元素，从此核电荷数 代替原子量作为元素分类的基础，使周期律中很多没有解决的问题一下子得到答案．目前人 们对发现新元素的研究工作表明：运用已有的周期律知识。巳不能完满地解释许多新现 象。 1986年中国人山西大宁太古-贾宝良结合国际电离势实验值，试图描述周期系相邻元素间的定量方程． 作者贾宝良旨在研究(不同种类)相邻元素相同亚层的电子相关性质，而不像以往仅仅限于同一种 元素原子内电子的相互作用．从总结现代原子电离势实验数据的规律性出发，发现了周期系相邻 元素电子间的相关性方程及其相关性常数K ，文中运用“相对论效应”，“原子轨道能量变化图 解释了一些元素的部分电离势国际实验 值在本文相关性中表现出的客观反常因素．文章认为演化至今的不同种类元素，都是某种普遍 相关联系和不断发展的产物． 贾宝良认为:1．原子结构的电子壳排列与周期系相邻元素电离时表现出的“相关性”是有内在联系 的，正像单个元素在周期系中的“位置”与单个电子在原子壳内的“位置”之间存在深刻联 系一样，元素按门捷列夫和莫斯莱的周期体系有规律的排列，导致了关于电子在原子核外按 “元素相邻相关性”排列． 2．元素之所以与它相邻的周期元素之间要遵循某一“相关性”制约，正是由于它的电子 的某种性质与它相邻元素电子的某种性质既相区别，又相联系，并同时共存于该“域”内． 电子电离势揭示的“域”的相关性规律，必将成为我们认识“域”的一个入口处． 贾宝良的这一相关性常数K的发现及结论将对后来科学界计算H原子轨道能及未知元素电离能，和稀土元素的相关性方程及诸多领域的相关性研究起到了奠基式的作用