1化学元素周期表元素周期律化学键: 　　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,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. 　　[编辑本段]元素周期表的记忆 　　先背熟元素周期表,然后就会慢慢找出各族元素的规律,以后见到没有学过的元素,只要是同一族的都会知道有什么特点,有什么化学性质,那就不是可以举一反三了. 　　元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 　　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. 　　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 　　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. 　　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]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. 　　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 　　(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. 　　以上不适合用于稀有气体! 　　化学键（chemicalbond）是指分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用. 　　例如,在水分子H2O中2个氢原子和1个氧原子通过化学键结合成水分子.化学键有3种极限类型,即离子键、共价键和金属键.离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.共价键是两个或几个原子通过共用电子对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.定位于两个原子之间的化学键称为定域键.由多个原子共有电子形成的多中心键称为离域键.除此以外,还有过渡类型的化学键：由于粒子对电子吸引力大小的不同,使键电子偏向一方的共价键称为极性键,由一方提供成键电子的化学键称为配位键.极性键的两端极限是离子键和非极性键,离域键的两端极限是定域键和金属键. 　　1、离子键[1]是右正负离子之间通过静电引力吸引而形成的,正负离子为球形或者近似球形,电荷球形对称分布,那么离子键就可以在各个方向上发生静电作用,因此是没有方向性的. 　　2、一个离子可以同时与多个带相反电荷的离子互相吸引成键,虽然在离子晶体中,一个离子只能与几个带相反电荷的离子直接作用（如NaCl中Na+可以与6个Cl-直接作用）,但是这是由于空间因素造成的.在距离较远的地方,同样有比较弱的作用存在,因此是没有饱和性的. 　　化学键的概念是在总结长期实践经验的基础上建立和发展起来的,用来概括观察到的大量化学事实,特别是用来说明原子为何以一定的比例结合成具有确定几何形状的、相对稳定和相对独立的、性质与其组成原子完全不同的分子.开始时,人们在相互结合的两个原子之间画一根短线作为化学键的符号；电子发现以后,1916年G.N.路易斯提出通过填满电子稳定壳层形成离子和离子键或者通过两个原子共有一对电子形成共价键的概念,建立化学键的电子理论. 　　量子理论建立以后,1927年W.H.海特勒和F.W.伦敦通过氢分子的量子力学处理,说明了氢分子稳定存在的原因,原则上阐明了化学键的本质.通过