1829年德国化学家德贝莱纳（J.Dobereiner）发现当时已知的44种元素中有15种元素可分为5组，每组的三个元素性质相似，且中间元素的相对原子质量约为较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半，如钙、锶、钡，满足以上条件；氯、溴、碘，锂、钠、钾等组元素的情况类似，由此提出“三素组”的概念，为发现元素性质的规律打下了基础。

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(即质子数或原子序数)排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。

在周期表中，横行称为一个周期，纵列称为一个族。

1913年，英国物理学家莫斯莱发现，门捷列夫周期表里的原子序数实际是原子的核电荷数。

从此，元素周期律被表述为：元素的性质随着原子核电荷数的递增发生周期性的递变。

元素周期系，同时也称元素周期表

元素周期律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。

①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。

②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。

③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。

④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅥB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、导弹、航天飞机、飞机、坦克等的不可缺少的金属。

⑤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。

第二周期比第一周期多了p区的元素，第三周期的元素与第二周期种类相同，第四周期比第三周期多了d区的元素，第五周期与第四周期的元素种类又相同，第六周期比第五周期多了f区元素，第七周期与第六周期的元素种类又相同。

若上下周期元素种类相同，则从上到下，递变规律很有规律性，

若上下周期元素种类突然增加了，往往带来反常。

实际上，都是因为，突然增加了某区元素，核电荷数的增大超过了前面的规律，导致有效核电荷增大的更多，带来了性质变化规律中的反常。

所以，同族元素，从上到下，会有基本规律，但往往在第二周期、第四周期、第六周期元素身上会出现反常。

如，

1、第二周期的p区元素N、O、F，单键键能甚至小于第三周期同族元素，第一电子亲和能也小于第三周期同族元素，且容易形成氢键。

2、第四周期As、Se、Br的高价化合物的氧化性要比第三周期同族元素强。

3、第六周期Tl、Pb、Bi都出现了惰性电子对效应，其最高正化合价都表现出很强的氧化性。

4、Pt、Au、Hg都表现出超常的化学惰性。2100433B

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。

元素周期律原子半径

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，同种元素：阳离子半径<原子半径<阴离子半径

同周期内，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小；

同主族内离子半径逐渐增大。

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。（不适合用于稀有气体）

元素周期律主要化合价

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无最高正价，F无正价，OF₂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ⅣA族开始。

元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一（仅限除O，F的非金属）

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，其氢化物越稳定；

c.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，单质与氢气越不容易反应；

c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。

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。