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1、浅议化学元素周期律 引言：元素周期律是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。化学元素周期表则是元素周期律的一种重要体现。在初高中的学习中，对于元素周期律的学习与认识也只是凤毛麟角，而如今，对元素周期律的探索与发现也在不断地更新之中。1、 初识元素周期表与化学元素周期律1、1元素周期表定义：化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中，如卤素、碱金属元素、稀有气体（惰性气体）、放射性元素等。这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族与零族、八族。由于周期表能够准确地
2、预测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。现代的周期表由俄国化学家门捷列夫于1869年发现，用以展现当时已知元素特性的周期性。自此，随着新元素的探索发现和理论模型的发展，周期表的外观曾经过改变及扩张。排布：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。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6）和不完全周期（7）。共有16个族，又分为7个主族（AA A A A A A）， 7个副族（B B B B B B B），一个第族(包括三个纵行），一个零族。同一周期内，从左到右，元素核外电子
3、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）。1、2对化学元素周期表的认识初识化学元素周期表是在初三的时候，当时对于元素周期表的接触与运用远远不及如今的高中。一年前，对化学元素的认识仅仅是局限在前二十位元素的元素符号、原子序数上，而如今，我们则是需要掌握元素周期表中各种元素的金属性、非金属性、还原性、氧化性等性质的变化规律与联系。然而，在这一张小小的元素周期表上却包含了上百种元素，如果靠一
4、一对应的方法逐个记忆的话，明显是一项艰巨的任务。至此，我们就挖掘出了元素周期表的更深含义化学元素周期表是元素周期律的一种重要体现。通过对化学元素周期表的熟悉与基本的记忆，再加上对化学元素周期律的了解，掌握元素周期表中各种元素的金属性、非金属性、还原性、氧化性等性质的变化规律与联系，则是小菜一碟。1、3化学元素周期表与化学元素周期律的联系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。
5、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ns2 np1，O族是ns2 np4， IIIB族是（n-1） d1ns2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。1、4化学元素周
6、期律与化学元素周期表的应用定义：元素周期律，是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。 内容：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。A.原子序数同一周期（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 #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：（1）阳离子半径原子半径；（3）阴离子半径阳离子半径；或者一句话总结，对于具有相同核外电
7、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）B.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，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A族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8C.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；c.其氢化物
8、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，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；c.单质与氢气越不容易反应；d.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。D.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
9、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。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现，成为元素周期律，元素周期表则是元素周期律的表现形式。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
10、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力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
11、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
12、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。农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。半导体材料都是周期表里金属与非金属交界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们的原子的d轨道没有充满有密切关系。于是，人们努力在过渡元素(包括稀土元素)中寻找各种优良催化剂。耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从B到B的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导
13、弹、航天飞机、飞机、坦克等的不可缺少的金属。矿物 的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：原子量较小的元素在地壳中含量较多，原子量较大的元素在地 壳中含量较少；原子序数为偶数的元素较多，原子序数为奇数的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，电负性小的、离子半径较 的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，进入晶格，分布在地壳的外表面。有的科学家把周期表中性质相似的元素分为
14、十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。2、化学元素周期律的学习方法2、1化学元素周期律的学习方法指导抓牢两条知识链（1）金属元素链：元素在周期表中的位置最外层电子数及原子半径原子失去电子的能力元素的金属性最高价氧化物对应水化物的碱性单质置换水（或酸）中氢的能力单质的还原性离子的氧化性。（2）非金属元素链：元素在周期表中的位置最外层电子数及原子半径原子获得电子的能力元素的非金属性最高价氧化物对应水化物的酸性气态氢化物形成难易及稳定性单质的氧化性离子的还原性。理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据（1）金属性强弱的实验标志单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属
15、性越强。最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。（2）非金属性强弱的实验标志与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），气态氢化物越稳定，元素非金属性越强。最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。规律总结：1、同周期元素“四增四减”规律同周期元素从左至右：原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。2、同主族元素“四增四减四相同”规律同主族元素从上到下：电子层数逐渐增多，核对外层电子的引力逐渐减弱；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；非金属气态氢化物的还原性逐渐增强，稳定性减弱；最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。四相同：原子最外层电子数相同；最高正化合价、最低负化合价相同；最高价氧化物及
