求元素周期表各族名称及其特点
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编辑本段概述
(元素周期表与元素周期律的关系)
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。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ns2 np1，O族是ns2 np4， 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（Dmitri Ivanovich Mendeleev )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。
在周期表中，元素是以元素的原子序排列，最小的排行最先。表中一横行称为一个周期，一列称为一个族。
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；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。
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。
编辑本段门捷列夫与元素周期表的发现
门捷列夫出生于1834年，他出生不久，父亲就因双目失明出外就医，失去了得以维持家人生活的教员职位。门捷列夫14岁那年，父亲逝世，接着火灾又吞没了他家中的所有财产，真是祸不单行。1850年，家境困顿的门捷列夫藉着微薄的助学金开始了他的大学生活，后来成了彼得堡大学的教授。
幸运的是，门捷列夫生活在化学界探索元素规律的卓绝时期。当时，各国化学家都在探索已知的几十种元素的内在联系规律。
1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按原子量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一个元素算起，每到第八个元素就和第一个元素的性质相近。这很像音乐上的八度音循环，因此，他干脆把元素的这种周期性叫做“八音律”，并据此画出了标示元素关系的“八音律”表。
显然，纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神”的裙角，差点就揭示元素周期律了。不过，条件限制了他作进一步的探索，因为当时原子量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按当时的原子量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。
可见，任何科学真理的发现，都不会是一帆风顺的，都会受到阻力，有些阻力甚至是人为的。当年，纽兰兹的“八音律”在英国化学学会上受到了嘲弄，主持人以不无讥讽的口吻问道：“你为什么不按元素的字母顺序排列?”
门捷列夫顾不了这么多，他以惊人的洞察力投入了艰苦的探索。直到1869年，他将当时已知的仍种元素的主要性质和原子量，写在一张张小卡片上，进行反复排列比较，才最后发现了元素周期规律，并依此制定了元素周期表。
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。看到这张表，人们便会想到它的最早发明者——门捷列夫。
德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国西伯利亚的托波尔斯克市。这个时代，正是欧洲资本主义迅速发展时期。生产的飞速发展，不断地对科学技术提出新的要求。化学也同其它科学一样，取得了惊人的进展。门捷列夫正是在这样一个时代，诞生到人间。门捷列夫从小就热爱劳动，热爱学习。他认为只有劳动，才能使人们得到快乐、美满的生活；只有学习，才能使人变得聪明。 门捷列夫在学校读书的时候，一位很有名的化学教师，经常给他们讲课。热情地向他们介绍当时由英国科学家道尔顿始创的新原子论。由于道尔顿新原于学说的问世，促进了化学的发展速度，新元素被发现了。化学这一门科学正激动着人们的心。这位教师的讲授，使门捷列夫的思想更加开阔了，决心为化学这门科学献出一生。 门捷列夫在大学学习期间，表现出了坚韧、忘我的超人精神。疾病折磨着门捷列夫，由于丧失了无数血液，他一天一天的消瘦和苍白了。可是，在他贫血的手里总是握着一本化学教科书。那里面当时有很多没有弄明白的问题，缠绕着他的头脑，似乎在召呼他快去探索。他在用生命的代价，在科学的道路上攀登着。他说，我这样做“不是为了自己的光荣，而是为了俄国名字的光荣。”——过了一段时间以后，门捷列夫并没有死去，反而一天天好起来了。最后，才知道是医生诊断的错误，而他得的不过是气管出血症罢了。 由于门捷列夫学习刻苦和在学习期间进行了一些创造性的研究工作，一八五五年，他以优异成绩从学院毕业。毕业后，他先后到过辛菲罗波尔、敖德萨担任中学教师。这期间，他一边教书，一边在极其简陋的条件下进行研究，写出了《论比容》的论文。文中指出了根据比容进行化合物的自然分组的途径。一八五七年一月，他被批准为彼得堡大学化学教研室副教授，当时年仅二十三岁。 攀登科学高峰的路，是一条艰苦而又曲折的路。门捷列夫在这条路上，也是吃尽了苦头。当他担任化学副教授以后，负责讲授《化学基础》课。在理论化学里应该指出自然界到底有多少元素？元素之间有什么异同和存在什么内部联系？新的元素应该怎样去发现？这些问题，当时的化学界正处在探索阶段。近五十多年来，各国的化学家们，为了打开这秘密的大门，进行了顽强的努力。虽然有些化学家如德贝莱纳和纽兰兹在一定深度和不同角度客观地叙述了元素间的某些联系，但由于他们没有把所有元素作为整体来概括，所以没有找到元素的正确分类原则。年轻的学者门捷列夫也毫无畏惧地冲进了这个领域，开始了艰难的探索工作。 他不分昼夜地研究着，探求元素的化学特性和它们的一般的原子特性，然后将每个元素记在一张小纸卡上。他企图在元素全部的复杂的特性里，捕捉元素的共同性。一但他的研究，一次又一次地失败了。可他不屈服，不灰心，坚持干下去。 为了彻底解决这个问题，他又走出实验室，开始出外考察和整理收集资料。一八五九年，他去德国海德尔堡进行科学深造。两年中，他集中精力研究了物理学、化学，使他探索元素间内在联系的基础更扎实了。
1862年，他对巴库油田进行了考察，对液体进行了深入研究，重测了一些元素的原子量，使他对元素的特性有了深刻的了解。
1867年，他借应邀参加在法国举行的世界工业展览俄罗斯陈列馆工作的机会，参观和考察了法国、德国、比利时的许多化工厂、实验室，大开眼界，丰富了知识。这些实践活动，不仅增长了他认识自然的才干，而且对他发现元素周期律，奠定了雄厚的基础。 门捷列夫又返回实验室，继续研究他的纸卡。他把重新测定过的原子量的元素，按照原子量的大小依次排列起来。他发现性质相似的元素，它们的原子量并不相近；相反，有些性质不同的元素，它们的原子量反而相近。他紧紧抓住元素的原子量与性质之间的相互关系，不停地研究着。他的脑子因过度紧张，而经常昏眩。但是，他的心血并没有白费，在1869年2月19日，他终于发现了原素周期律。他的周期律说明：简单物体的性质，以及元素化合物的形式和性质，都和元素原子量的大小有周期性的依赖关系。门捷列夫在排列元素表的过程中，又大胆指出，当时一些公认的原子量不准确。如那时金的原子量公认为169.2，按此在元素表中，金应排在锇、铱、铂的前面，因为它们被公认的原子量分别为198.6、6.7、196.7，而门捷列夫坚定地认为金应排列在这三种元素的后面，原子量都应重新测定。大家重测的结果，锇为190.9、铱为193.1、铂为195.2，而金是197.2。实践证实了门捷列夫的论断，也证明了周期律的正确性。 在门捷列夫编制的周期表中，还留有很多空格，这些空格应由尚未发现的元素来填满。门捷列夫从理论上计算出这些尚未发现的元素的最重要性质，断定它们介于邻近元素的性质之间。例如，在锌与砷之间的两个空格中，他预言这两个未知元素的性质分别为类铝和类硅。就在他预言后的四年，法国化学家布阿勃朗用光谱分析法，从门锌矿中发现了镓。实验证明，镓的性质非常象铝，也就是门捷列夫预言的类铝。镓的发现，具有重大的意义，它充分说明元素周期律是自然界的一条客观规律；为以后元素的研究，新元素的探索，新物资、新材料的寻找，提供了一个可遵循的规律。 门捷列夫发现了元素周期律，在世界上留下了不朽的光荣，人们给他以很高的评价。恩格斯在《自然辩证法》一书中曾经指出。“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可以和勒维烈计算尚未知道的行星海王星的轨道的勋业居于同等地位。” 由于时代的局限性，门捷列夫的元素周期律并不是完整无缺的。一八九四年，惰性气体氛的发现，对周期律是一次考验和补充。一九一三年，英国物理学家莫塞莱在研究各种元素的伦琴射线波长与原子序数的关系后，证实原子序数在数量上等于原子核所带的阳电荷，进而明确作为周期律的基础不是原子量而是原子序数。在周期律指导下产生的原于结构学说，不仅赋予元素周期律以新的说明，并且进一步阐明了周期律的本质，把周期律这一自然法则放在更严格更科学的基础上。元素周期律经过后人的不断完善和发展，在人们认识自然，改造自然，征服自然的斗争中，发挥着越来越大的作用。 门捷列夫除了完成周期律这个勋业外，还研究过气体定律、气象学、石油工业、农业化学、无烟火药、度量衡等。由于他总是日以继夜地顽强地劳动着，在他研究过的这些领域中，都在不同程度上取得了成就。
1907年2月2日，这位享有世界盛誉的科学家，因心肌梗塞与世长辞了。
元素周期律的发现是许多科学家共同努力的结果。
1789年，安托万-洛朗·拉瓦锡出版的《化学大纲》中发表了人类历史上第一张《元素表》，在该表中，他将当时已知的33种元素分四类。 1829年，德贝莱纳在对当时已知的54种元素进行了系统的分析研究之后，提出了元素的三元素组规则。他发现了几组元素，每组都有三个化学性质相似的成员。并且，在每组中，居中的元素的原子量，近似于两端元素原子量的平均值。
1850年，德国人培顿科弗宣布，性质相似的元素并不一定只有三个；性质相似的元素的原子量之差往往为8或8的倍数。
1862年，法国化学家尚古多创建了《螺旋图》，他创造性地将当时的62种元素，按各元素原子量的大小为序，标志着绕着圆柱一升的螺旋线上。他意外地发现，化学性质相似的元素，都出现在同一条母线上。
1863年，英国化学家欧德林发表了《原子量和元素符号表》，共列出49个元素，并留有9个空位。 上述各位科学家以及他们所做的研究，在一定程度上只能说是一个前期的准备，但是这些准备工作是不可缺少的。而俄国化学家门捷列夫、德国化学家迈尔和英国化学家纽兰兹在元素周期律的发现过程中起了决定性的作用。
1865年，纽兰兹正在独立地进行化学元素的分类研究，在研究中他发现了一个很有趣的现象。当元素按原子量递增的顺序排列起来时，每隔8个元素，元素的物理性质和化学性质就会重复出现。由此他将各种元素按着原子量递增的顺序排列起来，形成了若干族系的周期。纽兰兹称这一规律为“八音律”。这一正确的规律的发现非但没有被当时的科学界接受，反而使它的发现者纽兰兹受尽了非难和侮辱。直到后来，当人人已信服了门氏元素周期之后才警醒了，英国皇家学会对以往对纽兰兹不公正的态度进行了纠正。门捷列夫在元素周期的发现中可谓是中流砥柱，不可避免地，他在研究工作中亦接受了包括自己的老师在内的各个方面的不理解和压力。
门捷列夫生于1834年，10岁之前居住于西伯利亚，在一个政治流放者的指导下，学习科学知识并对其产生了极大兴趣。
1847年，失去父亲的门捷列夫随母亲来到披得堡。
1850年，进入中央师范学院学习，毕业后曾担任中学教师，后任彼得堡大学副教授。 1867年，担任教授的门捷列夫为了系统地讲好无机化学课程中，正在着手著述一本普通化学教科书《化学原理》。在著书过程中，他遇到一个难题，即用一种怎样的合乎逻辑的方式来组织当时已知的63种元素。 门捷列夫仔细研究了63种元素的物理性质和化学性质，又经过几次并不满意的开头之后，他想到了一个很好的方法对元素进行系统的分类。门捷列夫准备了许多类似扑克牌一样的卡片，将63种化学元素的名称及其原子量、氧化物、物理性质、化学性质等分别写在卡片上。门捷列夫用不同的方法去摆那些卡片，用以进行元素分类的试验。最初，他试图像德贝莱纳那样，将元素分分为三个一组，得到的结果并不理想。他又将非金属元素和金属元素分别摆在一起，使其分成两行，仍然未能成功。他用各种方法摆弄这些卡片，都未能实现最佳的分类。
1869年3月1日这一天，门捷列夫仍然在对着这些卡片苦苦思索。他先把常见的元素族按照原子量递增的顺序拼在一起，之后是那些不常见的元素，最后只剩下稀土元素没有全部“入座”，门捷列夫无奈地将它放在边上。从头至尾看一遍排出的“牌阵”，门捷列夫惊喜地发现，所有的已知元素都已按原子量递增的顺序排列起来，并且相似元素依一定的间隔出现。 第二天，门捷列夫将所得出的结果制成一张表，这是人类历史上第一张化学元素周期表。在这个表中，周期是横行，族是纵行。在门捷列夫的周期表中，他大胆地为尚待发现的元素留出了位置，并且在其关于周期表的发现的论文中指出：按着原子量由小到大的顺序排列各种元素，在原子量跳跃过大的地方会有新元素被发现，因此周期律可以预言尚待发现的元素。 事实上，德国化学家迈尔早在1864年就已发明了“六元素表”，此表已具备了化学元素周期表早几个月，迈尔又对“六元素表”进行了递减，提出了著名的《原子体积周期性图解》。该图解比门氏的第一张化学元素表定量化程度要强，因而比较精确。但是，迈尔未能对该图解进行系统说明，而该图解侧重于化学元素物理性质的体现。
1871年12月，门捷列夫在第一张元素周期表的基础上进行增益，发表了第二张表。在该表中，改竖排为横排，使用一族元素处于同一竖行中，更突出了元素性质的周期性。至此，化学元素周期律的发现工作已圆满完成。 客观上来说，迈尔和门捷列夫都曾独自发现了元素的周期律，但是由于门捷列夫对元素周期律的研究最为彻底，故而在化学界通常将周期律称为门捷列夫周期律：主族元素越是向右非金属性越强，越是向上金属性越强。 同主族元素，随着周期数的增加，分子量越来越大，半径越来越大，金属性越来越强。 同周期元素，随着原子系数数的增加，分子量越来越大，半径越来越小，非金属性越来越强。 最后一列上都是稀有气体，化学性质稳定 中学化学就讲这些，过渡元素不要求。 根据各周期内所含元素种数的不同，将只有2种元素的第1周期和各有8种元素的第2、3周期命名为“短周期”，第4、5、6周期命名为“长周期”，其中4、5周期各有18种元素，第6周期有32种元素，第7周期现有26种元素，由于第七周期尚未填满，所以又叫“未完成周期”（”不完全周期”）。
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 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。
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。
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
(2) 阴离子半径>原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
或者说,电子越多半径越大.
以上不适合用于稀有气体!
(元素周期表与元素周期律的关系)
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。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ns2 np1，O族是ns2 np4， 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（Dmitri Ivanovich Mendeleev )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。
在周期表中，元素是以元素的原子序排列，最小的排行最先。表中一横行称为一个周期，一列称为一个族。
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；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。
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。
编辑本段门捷列夫与元素周期表的发现
门捷列夫出生于1834年，他出生不久，父亲就因双目失明出外就医，失去了得以维持家人生活的教员职位。门捷列夫14岁那年，父亲逝世，接着火灾又吞没了他家中的所有财产，真是祸不单行。1850年，家境困顿的门捷列夫藉着微薄的助学金开始了他的大学生活，后来成了彼得堡大学的教授。
幸运的是，门捷列夫生活在化学界探索元素规律的卓绝时期。当时，各国化学家都在探索已知的几十种元素的内在联系规律。
1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按原子量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一个元素算起，每到第八个元素就和第一个元素的性质相近。这很像音乐上的八度音循环，因此，他干脆把元素的这种周期性叫做“八音律”，并据此画出了标示元素关系的“八音律”表。
显然，纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神”的裙角，差点就揭示元素周期律了。不过，条件限制了他作进一步的探索，因为当时原子量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按当时的原子量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。
可见，任何科学真理的发现，都不会是一帆风顺的，都会受到阻力，有些阻力甚至是人为的。当年，纽兰兹的“八音律”在英国化学学会上受到了嘲弄，主持人以不无讥讽的口吻问道：“你为什么不按元素的字母顺序排列?”
门捷列夫顾不了这么多，他以惊人的洞察力投入了艰苦的探索。直到1869年，他将当时已知的仍种元素的主要性质和原子量，写在一张张小卡片上，进行反复排列比较，才最后发现了元素周期规律，并依此制定了元素周期表。
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。看到这张表，人们便会想到它的最早发明者——门捷列夫。
德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国西伯利亚的托波尔斯克市。这个时代，正是欧洲资本主义迅速发展时期。生产的飞速发展，不断地对科学技术提出新的要求。化学也同其它科学一样，取得了惊人的进展。门捷列夫正是在这样一个时代，诞生到人间。门捷列夫从小就热爱劳动，热爱学习。他认为只有劳动，才能使人们得到快乐、美满的生活；只有学习，才能使人变得聪明。 门捷列夫在学校读书的时候，一位很有名的化学教师，经常给他们讲课。热情地向他们介绍当时由英国科学家道尔顿始创的新原子论。由于道尔顿新原于学说的问世，促进了化学的发展速度，新元素被发现了。化学这一门科学正激动着人们的心。这位教师的讲授，使门捷列夫的思想更加开阔了，决心为化学这门科学献出一生。 门捷列夫在大学学习期间，表现出了坚韧、忘我的超人精神。疾病折磨着门捷列夫，由于丧失了无数血液，他一天一天的消瘦和苍白了。可是，在他贫血的手里总是握着一本化学教科书。那里面当时有很多没有弄明白的问题，缠绕着他的头脑，似乎在召呼他快去探索。他在用生命的代价，在科学的道路上攀登着。他说，我这样做“不是为了自己的光荣，而是为了俄国名字的光荣。”——过了一段时间以后，门捷列夫并没有死去，反而一天天好起来了。最后，才知道是医生诊断的错误，而他得的不过是气管出血症罢了。 由于门捷列夫学习刻苦和在学习期间进行了一些创造性的研究工作，一八五五年，他以优异成绩从学院毕业。毕业后，他先后到过辛菲罗波尔、敖德萨担任中学教师。这期间，他一边教书，一边在极其简陋的条件下进行研究，写出了《论比容》的论文。文中指出了根据比容进行化合物的自然分组的途径。一八五七年一月，他被批准为彼得堡大学化学教研室副教授，当时年仅二十三岁。 攀登科学高峰的路，是一条艰苦而又曲折的路。门捷列夫在这条路上，也是吃尽了苦头。当他担任化学副教授以后，负责讲授《化学基础》课。在理论化学里应该指出自然界到底有多少元素？元素之间有什么异同和存在什么内部联系？新的元素应该怎样去发现？这些问题，当时的化学界正处在探索阶段。近五十多年来，各国的化学家们，为了打开这秘密的大门，进行了顽强的努力。虽然有些化学家如德贝莱纳和纽兰兹在一定深度和不同角度客观地叙述了元素间的某些联系，但由于他们没有把所有元素作为整体来概括，所以没有找到元素的正确分类原则。年轻的学者门捷列夫也毫无畏惧地冲进了这个领域，开始了艰难的探索工作。 他不分昼夜地研究着，探求元素的化学特性和它们的一般的原子特性，然后将每个元素记在一张小纸卡上。他企图在元素全部的复杂的特性里，捕捉元素的共同性。一但他的研究，一次又一次地失败了。可他不屈服，不灰心，坚持干下去。 为了彻底解决这个问题，他又走出实验室，开始出外考察和整理收集资料。一八五九年，他去德国海德尔堡进行科学深造。两年中，他集中精力研究了物理学、化学，使他探索元素间内在联系的基础更扎实了。
1862年，他对巴库油田进行了考察，对液体进行了深入研究，重测了一些元素的原子量，使他对元素的特性有了深刻的了解。
1867年，他借应邀参加在法国举行的世界工业展览俄罗斯陈列馆工作的机会，参观和考察了法国、德国、比利时的许多化工厂、实验室，大开眼界，丰富了知识。这些实践活动，不仅增长了他认识自然的才干，而且对他发现元素周期律，奠定了雄厚的基础。 门捷列夫又返回实验室，继续研究他的纸卡。他把重新测定过的原子量的元素，按照原子量的大小依次排列起来。他发现性质相似的元素，它们的原子量并不相近；相反，有些性质不同的元素，它们的原子量反而相近。他紧紧抓住元素的原子量与性质之间的相互关系，不停地研究着。他的脑子因过度紧张，而经常昏眩。但是，他的心血并没有白费，在1869年2月19日，他终于发现了原素周期律。他的周期律说明：简单物体的性质，以及元素化合物的形式和性质，都和元素原子量的大小有周期性的依赖关系。门捷列夫在排列元素表的过程中，又大胆指出，当时一些公认的原子量不准确。如那时金的原子量公认为169.2，按此在元素表中，金应排在锇、铱、铂的前面，因为它们被公认的原子量分别为198.6、6.7、196.7，而门捷列夫坚定地认为金应排列在这三种元素的后面，原子量都应重新测定。大家重测的结果，锇为190.9、铱为193.1、铂为195.2，而金是197.2。实践证实了门捷列夫的论断，也证明了周期律的正确性。 在门捷列夫编制的周期表中，还留有很多空格，这些空格应由尚未发现的元素来填满。门捷列夫从理论上计算出这些尚未发现的元素的最重要性质，断定它们介于邻近元素的性质之间。例如，在锌与砷之间的两个空格中，他预言这两个未知元素的性质分别为类铝和类硅。就在他预言后的四年，法国化学家布阿勃朗用光谱分析法，从门锌矿中发现了镓。实验证明，镓的性质非常象铝，也就是门捷列夫预言的类铝。镓的发现，具有重大的意义，它充分说明元素周期律是自然界的一条客观规律；为以后元素的研究，新元素的探索，新物资、新材料的寻找，提供了一个可遵循的规律。 门捷列夫发现了元素周期律，在世界上留下了不朽的光荣，人们给他以很高的评价。恩格斯在《自然辩证法》一书中曾经指出。“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可以和勒维烈计算尚未知道的行星海王星的轨道的勋业居于同等地位。” 由于时代的局限性，门捷列夫的元素周期律并不是完整无缺的。一八九四年，惰性气体氛的发现，对周期律是一次考验和补充。一九一三年，英国物理学家莫塞莱在研究各种元素的伦琴射线波长与原子序数的关系后，证实原子序数在数量上等于原子核所带的阳电荷，进而明确作为周期律的基础不是原子量而是原子序数。在周期律指导下产生的原于结构学说，不仅赋予元素周期律以新的说明，并且进一步阐明了周期律的本质，把周期律这一自然法则放在更严格更科学的基础上。元素周期律经过后人的不断完善和发展，在人们认识自然，改造自然，征服自然的斗争中，发挥着越来越大的作用。 门捷列夫除了完成周期律这个勋业外，还研究过气体定律、气象学、石油工业、农业化学、无烟火药、度量衡等。由于他总是日以继夜地顽强地劳动着，在他研究过的这些领域中，都在不同程度上取得了成就。
1907年2月2日，这位享有世界盛誉的科学家，因心肌梗塞与世长辞了。
元素周期律的发现是许多科学家共同努力的结果。
1789年，安托万-洛朗·拉瓦锡出版的《化学大纲》中发表了人类历史上第一张《元素表》，在该表中，他将当时已知的33种元素分四类。 1829年，德贝莱纳在对当时已知的54种元素进行了系统的分析研究之后，提出了元素的三元素组规则。他发现了几组元素，每组都有三个化学性质相似的成员。并且，在每组中，居中的元素的原子量，近似于两端元素原子量的平均值。
1850年，德国人培顿科弗宣布，性质相似的元素并不一定只有三个；性质相似的元素的原子量之差往往为8或8的倍数。
1862年，法国化学家尚古多创建了《螺旋图》，他创造性地将当时的62种元素，按各元素原子量的大小为序，标志着绕着圆柱一升的螺旋线上。他意外地发现，化学性质相似的元素，都出现在同一条母线上。
1863年，英国化学家欧德林发表了《原子量和元素符号表》，共列出49个元素，并留有9个空位。 上述各位科学家以及他们所做的研究，在一定程度上只能说是一个前期的准备，但是这些准备工作是不可缺少的。而俄国化学家门捷列夫、德国化学家迈尔和英国化学家纽兰兹在元素周期律的发现过程中起了决定性的作用。
1865年，纽兰兹正在独立地进行化学元素的分类研究，在研究中他发现了一个很有趣的现象。当元素按原子量递增的顺序排列起来时，每隔8个元素，元素的物理性质和化学性质就会重复出现。由此他将各种元素按着原子量递增的顺序排列起来，形成了若干族系的周期。纽兰兹称这一规律为“八音律”。这一正确的规律的发现非但没有被当时的科学界接受，反而使它的发现者纽兰兹受尽了非难和侮辱。直到后来，当人人已信服了门氏元素周期之后才警醒了，英国皇家学会对以往对纽兰兹不公正的态度进行了纠正。门捷列夫在元素周期的发现中可谓是中流砥柱，不可避免地，他在研究工作中亦接受了包括自己的老师在内的各个方面的不理解和压力。
门捷列夫生于1834年，10岁之前居住于西伯利亚，在一个政治流放者的指导下，学习科学知识并对其产生了极大兴趣。
1847年，失去父亲的门捷列夫随母亲来到披得堡。
1850年，进入中央师范学院学习，毕业后曾担任中学教师，后任彼得堡大学副教授。 1867年，担任教授的门捷列夫为了系统地讲好无机化学课程中，正在着手著述一本普通化学教科书《化学原理》。在著书过程中，他遇到一个难题，即用一种怎样的合乎逻辑的方式来组织当时已知的63种元素。 门捷列夫仔细研究了63种元素的物理性质和化学性质，又经过几次并不满意的开头之后，他想到了一个很好的方法对元素进行系统的分类。门捷列夫准备了许多类似扑克牌一样的卡片，将63种化学元素的名称及其原子量、氧化物、物理性质、化学性质等分别写在卡片上。门捷列夫用不同的方法去摆那些卡片，用以进行元素分类的试验。最初，他试图像德贝莱纳那样，将元素分分为三个一组，得到的结果并不理想。他又将非金属元素和金属元素分别摆在一起，使其分成两行，仍然未能成功。他用各种方法摆弄这些卡片，都未能实现最佳的分类。
1869年3月1日这一天，门捷列夫仍然在对着这些卡片苦苦思索。他先把常见的元素族按照原子量递增的顺序拼在一起，之后是那些不常见的元素，最后只剩下稀土元素没有全部“入座”，门捷列夫无奈地将它放在边上。从头至尾看一遍排出的“牌阵”，门捷列夫惊喜地发现，所有的已知元素都已按原子量递增的顺序排列起来，并且相似元素依一定的间隔出现。 第二天，门捷列夫将所得出的结果制成一张表，这是人类历史上第一张化学元素周期表。在这个表中，周期是横行，族是纵行。在门捷列夫的周期表中，他大胆地为尚待发现的元素留出了位置，并且在其关于周期表的发现的论文中指出：按着原子量由小到大的顺序排列各种元素，在原子量跳跃过大的地方会有新元素被发现，因此周期律可以预言尚待发现的元素。 事实上，德国化学家迈尔早在1864年就已发明了“六元素表”，此表已具备了化学元素周期表早几个月，迈尔又对“六元素表”进行了递减，提出了著名的《原子体积周期性图解》。该图解比门氏的第一张化学元素表定量化程度要强，因而比较精确。但是，迈尔未能对该图解进行系统说明，而该图解侧重于化学元素物理性质的体现。
1871年12月，门捷列夫在第一张元素周期表的基础上进行增益，发表了第二张表。在该表中，改竖排为横排，使用一族元素处于同一竖行中，更突出了元素性质的周期性。至此，化学元素周期律的发现工作已圆满完成。 客观上来说，迈尔和门捷列夫都曾独自发现了元素的周期律，但是由于门捷列夫对元素周期律的研究最为彻底，故而在化学界通常将周期律称为门捷列夫周期律：主族元素越是向右非金属性越强，越是向上金属性越强。 同主族元素，随着周期数的增加，分子量越来越大，半径越来越大，金属性越来越强。 同周期元素，随着原子系数数的增加，分子量越来越大，半径越来越小，非金属性越来越强。 最后一列上都是稀有气体，化学性质稳定 中学化学就讲这些，过渡元素不要求。 根据各周期内所含元素种数的不同，将只有2种元素的第1周期和各有8种元素的第2、3周期命名为“短周期”，第4、5、6周期命名为“长周期”，其中4、5周期各有18种元素，第6周期有32种元素，第7周期现有26种元素，由于第七周期尚未填满，所以又叫“未完成周期”（”不完全周期”）。
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 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。
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。
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
(2) 阴离子半径>原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
或者说,电子越多半径越大.
以上不适合用于稀有气体!
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