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   元素周期律是元素周期表用表格表达的具体形式，它反映了元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。在高三化学复习中，元素周期表应该放在非常重要的地位，学生应该熟练的记忆、掌握，仔细观察透过现象发现本质。因为我们高中化学研究的化学反应其本质就是核外电子的得失、或共用的结果；同时也是符合我们人类认识事物的规律的，是通过大量的实验归纳出的理论，同时又可以运用该理论指导我们今后的元素化合物的学习，可以事半功倍。

    一、元素周期表的发现史及其作用

    现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首创的，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，发现原子序越大，X射线的频率就越高，因此他认为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)排列，经过多年修订后才成为当代的长式周期表。
　　元素周期表的发现，是近代化学史上的一个创举，对于促进化学的发展，起了巨大的作用。

    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，是化学在材料、能源、环境和生命科学等研究上发挥越来越重要的作用。

    二、元素周期表的种类

  元素周期表依据发现的时间和排列依据不同可以分成很多种类，见网站的化学图集栏目 

    三、高中学生如何熟练掌握、书写绘画元素周期表

    1、排列原则

 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列；

 （2）将电子层数相同的元素排列成一个横行，叫周期；

 （3）把最外层电子数相同的元素（个别除外）排列成一个纵行，叫族。

    2、结构：“三短三长一不全，七主七副八与0”。

    即1、2、3三个短同期，因从第4周期开始出现副族，4、5、6三个为长周期，7为一个不完全周期；七个主族七个副族一个八族和一个0族。

    3、如何绘画元素周期表的表头

 （1）横行为七个周期，即1、2、3、4、5、6、7；纵行为16个族，依次用罗马字母Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ、Ⅷ、Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ、0来表述，同时注意Ⅷ族有三个纵行。如下：

 （2）用A、B标明主族、副族。要注意的是在ⅡA和ⅢA之间为副族，Ⅷ族既不是主族也不是副族，0族为惰性气体元素。

 （3）将主族元素的符号依从上到下的依次进行填写，但应注意在第6、7周期ⅢB有含15种元素的镧系、锕系元素。

    四、元素周期表中所蕴含的规律

    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VIB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。

    附：高中阶段对于单个微粒的半径大小应从“三看”入手：

    “一看”：首先看微粒的电子层数，如果电子层数越多，则微粒半径越大；

    “二看”：如果微粒的电子层数相同，则看核电荷数，如果核电荷数越大，半径反而越小；

    “三看”：如果前两者相同，则看核外电子数，若核外电子数越多，则半径越大。

    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 ;

    (3)所有单质都显零价 ;

    (4)关系式：最高正化合价+|最低负化合价|=8；  最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数;

   (5) 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。

    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

   4、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。

   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。

   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。

  附：为什么选择与氢气反应作为非金属性强弱判断的标准？

  非金属性：指的是非金属原子得到电子的能力，在大学用电负性进行定量量度。当非金属分子与氢气反应时，首先在光或热的作用下，分裂为原子，而氢原子只带一个电子，另一种非金属原子通过获得氢原子上的电子，与之化合。由此可知，与氢气化合的难易程度及气态氢化合物的稳定性可以定性的反映出非金属元素的非金属性。

   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。

  8、 “三角形”规律

  所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B大于A大于C，单质的氧化性B大于A大于C，阴离子的还原性大于大于（设A为N族，则B为N+1族，下同），气态氢化物的稳定性大于大于；若A、B、C为金属，则其金属性C大于A大于B，单质的还原性C大于A大于B，阳离子的氧化性大于大于，最高价氧化物对应水化物的碱性。

   9、 “对角线”规律

   有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和Mg，B与Si等。这一规律称为“对角线”规律。应用此规律可根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。

    10、 相似规律

    所谓相似规律是指：（1）同族元素性质相似；（2）对角线上元素性质相似；（3）相邻元素性质相似；（4）同位素的化学性质相似。

    11、两性规律

   元素的周期数等于主族族序数的元素具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。

五、元素周期表在化学高考题中的运用

    1、直接考察元素周期表表头

    例1：（2006上海23，A）

    (1)上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。

    例2：(03上海化学)

    下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。

    （1）下列       （填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。

    解析：熟练掌握元素周期表。

    2、考察核外电子排布

     例1：(2006广东,2)同主族两种元素原子核外电子数差值可能为

    A.  6    B.  12    C.  26    D.  30

    例2：（2005年全国理综卷，9）同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是   

   A  16    B  26       C  36         D  46

    解析：此类问题的本质是考查核外电子的排布规律，要注意ⅡA、ⅢA之间出现了副族，在每四周期开始出现了副族。而以上习题在数值上共有21组解，笔者认为学生应该熟记ⅠA、ⅦA的核外电子排布。

    3、根据原子序数推断元素在元素周期表的具体位置

    例1：据报道，1995年我国科研人员在兰州首次合成了镤元素的一种同位素镤—239，并测知其原子核内有148个中子。现有A元素的一种同位素，比镤—239的原子核内少54个质子和100个中子，则A元素在周期表中的位置是 

       A．第3周期第IA族                               B．第4周期第IA族

       C．第5周期第IA族                               D．第3周期第IIA族

    例2：（07天津理综卷）2007年3月21日，我国公布了111号元素Rg的中文名称。该元素名称及所在周期

      A．钅仑   第七周期         B．镭  第七周期   

      C．铼  第六周期            D．氡  第六周期

    例3：下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的 是（  ）

    解析：笔者认为此类问题一是应熟练掌握元素周期表的结构；二是对惰性元素的核外电子排布熟练掌握即可。将惰性气体元素2、10、18、36、54、86、118原子序数作为“定位座标”，一个任意的原子序数与以上适合数值相减，所得最小值，用这个最小值依次推导即可。

    4、考查元素周期表中元素性质的递变规律

    例：（2006·天津）下列叙述正确的是：

    A、IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强

    B、VIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高

    C、同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增加

    D、第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小

    分析：本题考查元素周期律，元素性质的递变，同一周期IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强，但不同周期不能确定，A错；VIA族中的氢化物中，H₂O的稳定性最好，H₂O中由于存在氢键而使它的沸点最高，B正确；同周期非金属最高价氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增加，C选项中少了最高价，故C错；第三周期元素原子半径从左到右逐渐减小，但离子半径不符合此规律。

    思路点拨：此类问题多以陈述性的正误判断为主，学生做题时最简单的办法即是能迅速举出一个反倒，即可否定。基本理论是学生形成能力的基础，首先要强化基础，准确理解理论的涵义，并不断深化认识。对元素周期表中元素性质的递变规律应理解透彻，不可似是而非，有了扎实的基础，才能以不变应万变，立于不败之地。

    5、利用“位、构、性”关系进行综合推断

    例（2006·重庆）X、Y、Z、W是原子叙述依次增大的短周期元素，且互不同族；其中只有两种元素为金属；X原子的最外层电子数与次外层电子数相等；X与W、Y与Z这两对原子的最外层电子数之和均为9。单质Y和W都可与弄的NaOH溶液反应。请回答下列问题：

（1）Y、Z、W的原子半径有小到大的顺序是__________________。

（2）ZW₂的电子式是___________。

（3）工业生产单质Y的原理是___________________________(用化学方程式表示)。

（4）X与Y化学性质相似，则X与浓的NOH溶液反应的化学方程式是：________________。

（5）0.1mol的单质W与50ml1.5mol/l的FeBr₂溶液反应，则被氧化的Fe²⁺和Br^-的物质的量之比是：______________________________。

    解析：本题的关键是先推出四种元素，再根据题意即可顺利求解。因X原子的最外层电子数与次外层电子数相等，在短周期中只有Be 符合条件；又X与W、Y与Z这两对原子的最外层电子数之和均为9，则W原子的最外层电子数必为7，可能为F、Cl；由单质Y和W都可与浓的NaOH溶液反应，且X、Y、Z、W是原子序数依次增大又互不同族；则Y应是Al，Z为S，W为Cl。0.1 mol的Cl2与0.075 mol的FeBr₂溶液反应，由于Fe²⁺的还原性比Br^-强，Cl₂先氧化0.075 molFe²⁺需0.0375 mol，故被氧化的Fe²⁺和Br^-的物质的量之比是

0.075 ：（0.1-0.0375 ）×2 = 0.075 ：0.125 =3 ：5

    思路点拨：此类题主要考查元素周期表中“位、构、性”的关系及学生利用物质结构的性质进行综合推断的能力。 该类题目综合性强，难度较大，所占分值较高。学生必需掌握短周期所有元素的结构特点、它们在周期表中的位置和性质，以及掌握它们形成的化合物的性质，在此基础上综合分析，得到答案。

  高考试题中仍以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合，向多方位、多角度、多层次方向发展。 由此可见元素周期表在高三化学复习中的重要性。