化学元素（Chemicalelement）简称元素（element）。元素是所有物质的最基本组成要素，是由不能再被化学反应分解的微观粒子原子组成。元素在其周期表中位置的顺序号数，称为原子序数，它代表原子核电荷数，即核中的质子数，等于核外电子数。同一种化学元素是由质子数相同的同一类原子的总称。由于原子序数反映了原子内部结构，因此，元素的一切性质都与原子序数有关。元素的原子量、放射性及存在丰度等都是由...
化学元素概念
化学元素的发现
到20世纪，随着生产的发展，人们又发现了几种较难于被发现的新元素，这些元素在地球上都很稀少。在1917年，人们发现了镤；1925年发现了铼；1944年发现了钷。
元素符号的发展
元素周期律的发展
尚古多在1862年提出了元素性质有周期性重复的规律。为说明这一规律，他将元素按原子量大小循序记在一个圆周线分成十六份的圆柱体的螺旋线上，那些性质相似的元素排列在同一垂直线上，从而显示其变化的周期性。
奥德林在1865年排出了以原子量大小为序的新元素表，在横排上出现一些性质相似的元素组，说明元素性质随原子量递增而呈现周期性。他初步排列出元素周期表中的卤族、氧族、氮族等。
随后，门捷列夫汲取了迈尔周期表的长处，对周期表继续进行深入研究，于1871年重新制定出新的周期表，这个新表在许多方面都超过了迈尔的工作。其内容可概括为：元素按照原子量的大小排列，呈现出明显的性质上的周期性；原子量的大小决定元素的性质，性质相似元素的原子量或者大致相同，或者呈有规律的递增；元素原子量可以根据元素位置来修正，还可以预知一些未发现的元素。
门捷列夫
元素英文命名
元素中文命名
通用的化学符号
1860年，在德国卡尔斯卢召开的xxx次化学家国际会议上，各国化学家共同制订了世界统一的化学符号。这些符号，一直沿用到至今。卡尔斯卢会议决议规定，化学元素的符号，用该元素的拉丁文开头字母大写表示，有的化学元素的拉丁文开头字母相同时，就在开头字母后边以小写写上该元素拉丁文名称的第二个字母，以示区别。还有的元素的拉丁文名称的xxx、第二个字母均相同时，卡尔斯卢决议规定，就用该元素拉丁文名称的第三个字母作小写字母。这种方法称为“一大二小的原则”。
化学元素是构成万物的基本单元。元素可分为金属元素和非金属元素两大类，其分界线为从ⅢA族的B（硼）到ⅥA族的Te（碲）的台阶形对角线，可将其称为金属分界线。台阶形对角线左侧的元素（除氢外）为金属元素；台阶形对角线右侧的元素（加上氢）为非金属元素。
地球上分布最广的10种元素质量分数
元素符号
O
H
Si
Al
Na
Fe
Ca
Mg
K
Ti
质量分数%
52.32
16.95
16.67
5.53
1.95
1.50
1.48
1.39
1.08
0.22
原子
原子是组成单质和化合物分子的最小微粒，也是元素的最小物质单位。在化学反应里，分子可分成原子，而原子却不能再分为更微小的粒子。
原子是由位于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。其中，原子核是由中子和质子两种微粒构成的，中子呈电中性，每个质子带1个单位正电荷。因此，原子核所带的正电荷数（简称“核电荷数”）就是核内质子的数目。
原子序数
原子序数是元素在元素周期表中的序号，标注在元素周期表中元素原子符号的上方，数值上等于原子核的质子数或中性原子的核外电子数。每种元素均与一定的原子序数相对应，如铁的原子序数为26，其原子核有26个质子，核外有26个电子。
相对原子质量
同位素
同位素是指原子序数（核内质子数）相同，但质量数不同（中子数不同）的一类核素。因其原子序数相同，在元素周期表中占据同一位置而得名。同一种元素的所有组成核素相互为同位素，非特指情况下，同位素是该元素代表性稳定元素外的其他同类核素的总称。其中部分核素不稳定，称为放射性同位素。
同素异形体
原子半径
共价半径和金属半径
周期
元素周期表有7个横行，也就是7个周期。具有相同的电子层数而又按照原子序数递增顺序排列的一系列元素，称为一个周期。周期的序数就是该周期元素原子具有的电子层数。每一周期都是从碱金属开始，以稀有气体元素结束，呈现周期性变化。
各周期元素的数目不一定相同。xxx周期里只有2种元素，第二、三周期里各有8种元素。xxx、二、三周期都属于短周期。第四、五周期里各有18种元素，第六周期里有32种元素。第四、五、六周期属于长周期。第七周期也已全部填满。
从第六周期中的57号元素到71号元素，共15种元素，它们的电子层结构和性质非常相似，总称镧系元素。第七周期中也有一组类似的锕系元素。为了使周期表的结构紧凑，将它们按原子序数递增顺序分列两行排在周期表的下方。
族
区
根据原子的电子层结构的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分为五个区：s区元素包括ⅠA、ⅡA族元素；p区元素从第ⅢA族到第0族元素；d区元素从第ⅢB族到第Ⅷ族元素；ds区元素包括第ⅠB、ⅡB族；f区元素包括镧系和锕系元素。
长周期的原子半径随着原子序数的增加而减小缓慢，到了ds区，原子半径反而略为增大，但随即又逐渐减小。这是因为在长周期的过渡元素的原子中，有效核电荷增大不多，因而原子半径减小缓慢。但到了长周期的后半部，即ⅠB开始，由于次外层电子全充满，增加的电子要填充在最外层，半径略为增大。当电子继续填入最外层时，因有效核电荷的增加，原子半径又逐渐减小。
同主族元素的原子半径从上而下一般是增大的。这是因为从上而下电子层数是增加的，尽管核电荷也是增加的，但由于内层电子对外层电子的屏蔽作用，有效核电荷增加使半径缩小的作用不如因电子层增加而使半径增大所起的作用大，故总的结果就是原子半径由上至下加大。
同一副族元素，由上至下半径增大的幅度较小，特别是第五周期、第六周期的同族元素原子半径很相近，这就是镧系收缩效应造成的。
电离能
同一周期中，从左到右随着原子序数的增加，核电荷数逐渐增加，原子半径逐淘减小，原子核对外层电子的引力越来越大，元素原子更加不容易失去电子，因此主族元素的xxx电离能从左到右逐渐增大。
但同一周期中，xxx电离能的变化不像原子半径变化的那样规律，当元素的价层电子处于全空、半充满或全充满状态时，其稳定性偏高，不容易失去电子，因此其xxx电离能也偏高。而同一周期过渡元素，随着原子序数的增加，电子填充到屏蔽作用较大的内层，抵消了核电荷增加所产生的影响，因此元素的xxx电离能变化不大。
同一族元素，从上往下原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子的引力越小，越易失去电子，电离能越小。
xxx电离能周期性变化
电子亲和能
当气态的基态原子得到一个电子形成-1价气态负离子时，所放出的能量称为该元素的xxx电子亲和能，用A1表示。由-1价气态负离子得到一个电子成为-2价气态负离子时所放出的能量称为第二电子亲和能，用A2表示，依此类推。元素的电子亲和能越大，表示原子得到电子的倾向越大，其非金属性也越强。
电负性
电负性的周期性变化与元素的金属性、非金属性的周期性变化基本一致。即同一周期中从左到右元素的电负性依次增大；同族中自上而下元素的电负性逐渐减小（副族元素规律不明显）。在所有元素中，周期表右上方的F的电负性xxx，其次是O、CI、N，它们都具有很强的非金属性。除放射性元素外，周期表左下方的Cs的电负性最小，金属性xxx。
碱金属
金属钠
碱金属元素由于最外层只有一个电子，在化学反应中很容易失去这个电子而形成+1价的阳离子，因此，碱金属都具有很强的化学活泼性，能与绝大多数非金属、水、酸等反应，是很强的还原剂。但是，随着核电荷数的增大，碱金属核外的电子层数依次增加，原子半径依次增大，失去最外层电子的倾向也依次增大，因此，碱金属的还原性顺序为：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs＜Fr。
碱金属元素的原子结构及单质的物理性质
元素名称
锂
钠
钾
铷
铯
Li
Rb
Cs
核电荷数
3
11
19
37
55
化合价
+1
密度/g·cm
0.535
0.971
0.862
1.532
1.873
熔点/K
453.54
370.81
336.65
311.89
301.4
沸点/K
1615
1155.9
1032.9
959
942.3
硬度
0.6
0.5
0.4
0.3
0.2
颜色和状态
银白色，质软
碱土金属
碱土金属元素包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）、镭（Ra）六种元素。碱土金属原子的价电子结构为ns，由于它们的次外层电子都已达到稳定结构，所以在化学反应中容易失去最外层的两个电子而显+2价。
金属钙
碱土金属与同周期的碱金属原子相比多了一个核电荷，原子核对电子的吸引力要强些，因此，其原子半径要小一些，金属性比碱金属弱一些。但从整个周期来看仍是活泼性相当强的金属元素。随着原子序数的增大，碱土金属的电子层依次增加，原子半径依次增大，化学活泼性依次增强。碱士金属的主要物理性质为：
碱土金属元素的原子结构及单质的物理性质
铍
镁
钙
锶
钡
Be
Sr
Ba
4
12
20
38
56
+2
1.848
1.738
1.55
2.54
3.5
1551
921.8
1112
1042
998
3243
1363
1757
1657
1913
2.5
2
1.8
-
颜色
银白色
碳族元素
铅
在碳族元素中，碳和硅为非金属元素，锗、锡、铅为金属元素。但是，硅具有某些金属性，锗具有某些非金属性，这样的元素称为准金属。碳族元素的一般性质：
碳族元素的一般性质
碳
硅
锗
锡
6
14
32
50
82
C
Ge
Sn
Pb
价层电子构型
2s2p
3s3p
4s4p
5s5p
6s6p
共价半径/pm
77
117
122
141
175
熔点/℃
3550
1412
937.3
232
327
沸点/℃
4329
3265
2830
2602
1749
2.55
1.90
2.01
1.96
2.33
氧化值
-4、+4
+4
+2、+4
硼族元素
金属铝
硼族元素的价层电子构型为nsnp，最高氧化值为+3。硼是这族中xxx的非金属元素，其它都是金属元素。硼族元素的一些基本性质：
硼族元素的一般性质
硼
铝
镓
铟
铊
5
13
31
49
81
B
Ga
In
Tl
88
126
135
167
176
原子量
10.81
26.98
69.72
114.82
204.37
2.04
1.61
1.81
1.73
+3
+1,+3
氮组元素
氮族元素原子的价电子层结构为nsnp，因此可呈现从-3到+5的多种氧化值，其中主要的是-3、+3、+5。当与电负性比它们小的元素（如Li、Mg、Ca等）结合时，可形成氧化值为-3的化合物，与电负性比它们大的元素（如Cl、O等）结合时，可形成氧化值为+3或+5的化合物。
砷、锑、铋三个元素原子的电子层结构中分别包含了d和f亚层，又因第六周期镧系收缩的结果，使这三个元素间性质递变缓慢，以至这些元素及其化合物性质比较相近。
氮族元素的一般性质
氮
磷
砷
锑
铋
7
15
33
51
83
N
P
As
Sb
Bi
原子半径/pm
70
110
121
152
3.04
2.19
2.18
2.05
1.9
主要氧化值
-3、+1、+2、+3、+4、+5
-3、+3、+5
+3、+5
-+3、+5
氧族元素
氧族包括氧、硫、硒、碲和钋5种元素，位于周期系第ⅥA族。前四个元素是非金属元素，钋是放射性金属元素。氧族元素的一些基本性质如下：
氧族元素的一般性质
氧
硫
硒
碲
钋
S
Se
Te
Po
60
104
137
153
3.44
2.58
2.10
2.0
-183
445
685
990
962
溶点/℃
-218
115
217
450
254
-2、-1
-2、+2、+4、+6
+2、+4、+6
+2、+6
卤族元素
卤素的一般性质
氟
氯
溴
碘
9
17
35
53
67
99
114
138
3.98
3.16
2.96
2.66
-188.2
-34.03
58.75
184.34
-219.7
-100.99
-7.3
113.5
-1
-1、+1、+3、+5、+7
d区元素
d区元素价层电子结构为(n-1)dns（Pd，4d5s例外）。由于(n-1)d轨道和ns轨道能量相近，d电子也可部分或全部参与成键，因此d区元素的价层电子为最外层ns和次外层(n-1)d电子。
d区元素的最后一个电子填充在次外层，因而屏蔽作用较大，有效核电荷数增加也不多，性质变化规律不同于主族元素，表现出同周期性质比较接近，从左至右随d电子数的增加而缓慢变化，呈现出一定的水平相似性。这种结构上的共同特点使过渡元素在基本性质上有许多共同之处，同时也决定了它们的性质与主族元素性质的差异性。
同周期中d区元素的原子半径变化有一定的规律性，自左向右随着原子序数的递增，原子半径缓慢减小。同族中，由于自上而下原子的电子层数逐渐增多，原子半径总趋势是增大的但因镧系收缩的影响，同族中第五、六周期两元素的原子半径非常接近。过渡元素的金属性变化规律基本是从左到右、从上到下缓慢减弱。
元素周期表中的d区元素
ds区元素
ds区元素是指ⅠB、ⅡB两族元素，包括铜族元素的铜、银、金和锌族元素的锌、镉、汞，该区元素处于d区和p区之间，所以性质特别。
铜族元素的氧化值有+1、+2和+3，这是由于铜族元素原子的最外层电子的能量与次外层d电子的能量相差较小，在反应中不仅能失去电子，在一定条件下还可以失去一个或两个次外层的d电子。锌族元素的特征氧化值为+2，但镉和汞有+1的氧化值。
金属金
铜族元素的原子半径小，ns电子的活泼性远小于碱金属，因此铜、银和金单质的化学性质比较稳定，且稳定性按铜、银、金的顺序递增。锌和镉的化学性质相似，而汞的化学活泼性差得多。
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