元素周期表(元素周期表的知識)
1.元素周期表的知識
從上到下金屬性增強，非金屬性減弱；從左到右金屬性減弱，非金屬性增強。
.位、構、性三者關系
結構決定位置，結構決定性質，位置體現性質。
2.幾個量的關系
周期數=電子層數
主族數=最外層電子數=最高正價數
∣最高正價∣+∣負價∣=8
3.周期表中部分規(guī)律總結
(1)最外層電子數大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外層電子數為1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外層電子數為8的元素是稀有氣體元素（He例外）。
(2)在周期表中，第ⅡA與ⅢA族元素的原子序數差別有以下三種情況：①第1~3周期（短周期）元素原子序數相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。
(3)每一周期排布元素的種類滿足以下規(guī)律：設n為周期序數，則奇數周期中為 種，偶數周期中為 種。
(4)同主族相鄰元素的原子序數差別有以下兩種情況：①第ⅠA、ⅡA族上，上一周期元素的原子序數+該周期元素的數目=下一同期元素的原子序數；②第ⅣA~ⅦA族，上一周期元素的原子序數+下一周期元素的數目=下一周期元素的原子序數。
(5)設主族元素族序數為a，周期數為b，則有：①a/b<1時，為金屬元素，其最高氧化物為堿性氧化物，最高氧化物對應的水化物為堿；②a/b=1時，為兩性元素（H除外），其最高氧化物為兩性氧化物，最高氧化物對應的水化物為兩性氫氧化物；③a/b>1時，為非金屬元素，其最高氧化物為酸性氧化物，最高氧化物對應的水化物為酸。無論是同周期還是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金屬性越強，其最高氧化物對應水化物的堿性就越強；反之，a/b的值越大，元素的非金屬性越強，其最高氧化物對應水化物的酸性就越強。
(6)元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序數為奇（或偶）數的元素，元素所在族的序數及主要化合價也為奇（或偶）數。
(7)元素周期表中金屬和非金屬之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素，分界線左下方的元素為金屬元素（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性，也有非金屬性。
(8)對角線規(guī)則：沿周期表中金屬與非金屬分界線方向對角（左上角與右下角）的兩主族元素性質相似，這一規(guī)律以第二、三周期元素間尤為明顯。
2.元素周期表的詳細知識
現代化學的元素周期律是1869年俄國科學家門捷列夫（Dmitri Mendeleev）首創(chuàng)的，他將當時已知的63種元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化學性質的元素放在同一行，元素周期表的雛形。
經過多年修訂后才成為當代的周期表。在周期表中，元素是以元素的原子序排列，最小的排行最先。
表中一橫行稱為一個周期，一列一個族。 化學元素周期表根據原子序從小至大排序的化學元素列表。
列表大體呈長方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素歸在同一族中，如鹵素及惰性氣體。這使周期表中形成元素分區(qū)。
由于周期表能夠準確地預測各種元素的特性及其之間的關系，因此它在化學及其他科學范疇中被廣泛使用，作為分析化學行為時十分有用的框架?，F代的周期表由門捷列夫于1869年創(chuàng)造，用以展現當時已知元素特性的周期性。
自此，隨著新元素的探索發(fā)現和理論模型的發(fā)展，周期表的外觀曾經過改變及擴張。/view/13922.htm這里有更詳細的介紹。
3.化學知識
1 原子半徑
(1)除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減??；
(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2 元素化合價
(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
(2)同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3 單質的熔點
(1)同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
(2)同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4 元素的金屬性與非金屬性
(1)同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
(2)同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
5 最高價氧化物和水化物的酸堿性
元素的金屬性越強，其最高價氧化物的水化物的堿性越強；元素的非金屬性越強，最高價氧化物的水化物的酸性越強。
6 非金屬氣態(tài)氫化物
元素非金屬性越強，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。同周期非金屬元素的非金屬性越強，其氣態(tài)氫化物水溶液一般酸性越強；同主族非金屬元素的非金屬性越強，其氣態(tài)氫化物水溶液的酸性越弱。
7 單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
[編輯本段]推斷元素位置的規(guī)律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規(guī)律：
(1)元素周期數等于核外電子層數；
(2)主族元素的序數等于最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規(guī)律
由于陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子
所以， 總的說來（同種元素）
(1) 陽離子半徑<；原子半徑
(2) 陰離子半徑>；原子半徑
(3) 陰離子半徑>；陽離子半徑
(4)或者一句話總結，對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
4.元素周期表內容
元素周期表是元素周期律用表格表達的具體形式，它反映元素原子的內部結構和它們之間相互聯系的規(guī)律。
元素周期表簡稱周期表。元素周期表有很多種表達形式，目前最常用的是維爾納長式周期表。
元素周期表有7個周期，有16個族和4個區(qū)。元素在周期表中的位置能反映該元素的原子結構。
周期表中同一橫列元素構成一個周期。同周期元素原子的電子層數等于該周期的序數。
同一縱行（第Ⅷ族包括3個縱行）的元素稱“族”。族是原子內部外電子層構型的反映。
例如外電子構型，IA族是ns1,IIIA族是ns2 np1,O族是ns2 np4, IIIB族是（n-1） d1·ns2等。元素周期表能形象地體現元素周期律。
根據元素周期表可以推測各種元素的原子結構以及元素及其化合物性質的遞變規(guī)律。當年，門捷列夫根據元素周期表中未知元素的周圍元素和化合物的性質，經過綜合推測，成功地預言未知元素及其化合物的性質。
現在科學家利用元素周期表，指導尋找制取半導體、催化劑、化學農藥、新型材料的元素及化合物?，F代化學的元素周期律是1869年俄國科學家德米特里·伊萬諾維奇·門捷列夫（Dmitri Ivanovich Mendeleev ）首先整理，他將當時已知的63種元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化學性質的元素放在同一行，就是元素周期表的雛形。
利用周期表，門得列夫成功的預測當時尚未發(fā)現的元素的特性（鎵、鈧、鍺）。1913年英國科學家莫色勒利用陰極射線撞擊金屬產生X射線，發(fā)現原子序越大，X射線的頻率就越高，因此他認為核的正電荷決定了元素的化學性質，并把元素依照核內正電荷（即質子數或原子序）排列，經過多年修訂后才成為當代的周期表。
在周期表中，元素是以元素的原子序排列，最小的排行最先。表中一橫行稱為一個周期，一列稱為一個族。
1 H氫1.0079 2 He氦4.0026 3 Li鋰6.941 4 Be鈹9.0122 5 B硼10.811 6 C碳12.011 7 N氮14.007 8 O氧15.999 9 F氟18.998 10 Ne氖20.17 11 Na鈉22.989812 Mg鎂24.305 13 Al鋁26.982 14 Si硅28.085 15 P磷30.974 16 S硫32.06 17 Cl氯35.453 18 Ar氬39.94 19 K鉀39.098 20 Ca鈣40.08 21 Sc鈧44.956 22 Ti鈦47.9 23 V 釩50.94 24 Cr鉻51.996 25 Mn錳54.938 26 Fe鐵55.84 27 Co鈷58.9332 28 Ni鎳58.69 29 Cu銅63.54 30 Zn鋅65.38 31 Ga鎵69.72 32 Ge鍺72.5 33 As砷74.922 34 Se硒78.9 35 Br溴79.904 36 Kr氪83.8 37 Rb銣85.467 38 Sr鍶87.62 39 Y 釔88.906 40 Zr鋯91.22 41 Nb鈮92.9064 42 Mo鉬95.94 43 Tc锝（99） 44 Ru釕161.0 45 Rh銠102.906 46 Pd鈀106.42 47 Ag銀107.868 48 Cd鎘112.41 49 In銦114.82 50 Sn錫118.6 51 Sb銻121.7 52 Te碲127.6 53 I碘126.905 54 Xe氙131.3 55 Cs銫132.905 56 Ba鋇137.33 57-71La-Lu鑭系57 La鑭138.958 Ce鈰140.159 Pr鐠140.960 Nd釹144.261 Pm钷（147）62 Sm釤150.363 Eu銪151.9664 Gd釓157.2565 Tb鋱158.966 Dy鏑162.567 Ho鈥164.968 Er鉺167.269 Tm銩168.970 Yb鐿173.0471 Lu镥174.96772 Hf鉿178.4 73 Ta鉭180.947 74 W鎢183.8 75 Re錸186.207 76 Os鋨190.277 Ir銥192.2 78 Pt鉑195.08 79 Au金196.967 80 Hg汞200.5 81 Tl鉈204.3 82 Pb鉛207.2 83 Bi鉍208.98 84 Po釙（209） 85 At砹（201） 86 Rn氡（222） 87 Fr鈁（223） 88 Ra鐳226.03 89-103Ac-Lr錒系89 Ac錒（227）90 Th釷232.091 Pa鏷231.092 U鈾238.093 Np镎（237）94 Pu钚（239,244）95 Am镅（243）96 Cm鋦（247）97 Bk锫（247）98 Cf锎（251）99 Es锿（252）100 Fm鐨（257）101 Md鍆（258）102 No锘（259）103 Lr鐒（260）104 Rf钅盧（257）105 Db钅杜（261）106 Sg钅喜（262）107 Bh钅波（263）108 Hs钅黑（262）109 Mt钅麥（265）110 Ds钅達（266）111 Rg钅侖（272）112 Uub(285)113 Uut(284)114 Uuq(289)115 Uup(289)116 Uuh(292)117 Uus（*) /*尚未被發(fā)現*/118 Uuo(293)……門捷列夫出生于1834年，他出生不久，父親就因雙目失明出外就醫(yī)，失去了得以維持家人生活的教員職位。門捷列夫14歲那年，父親逝世，接著火災又吞沒了他家中的所有財產，真是禍不單行。
1850年，家境困頓的門捷列夫藉著微薄的助學金開始了他的大學生活，后來成了彼得堡大學的教授。 幸運的是，門捷列夫生活在化學界探索元素規(guī)律的卓絕時期。
當時，各國化學家都在探索已知的幾十種元素的內在聯系規(guī)律。 1865年，英國化學家紐蘭茲把當時已知的元素按原子量大小的順序進行排列，發(fā)現無論從哪一個元素算起，每到第八個元素就和第一個元素的性質相近。
這很像音樂上的八度音循環(huán)，因此，他干脆把元素的這種周期性叫做“八音律”，并據此畫出了標示元素關系的“八音律”表。 顯然，紐蘭茲已經下意識地摸到了“真理女神”的裙角，差點就揭示元素周期律了。
不過，條件限制了他作進一步的探索，因為當時原子量的測定值有錯誤，而且他也沒有考慮到還有尚未發(fā)現的元素，只是機械地按當時的原子量大小將元素排列起來，所以他沒能揭示出元素之間的內在規(guī)律。 可見，任何科學真理的發(fā)現，都不會是一帆風順的，都會受到阻力，有些阻力甚至是人。
