元素的物理、
化学性质随
原子序数逐渐变化的规律叫做
元素周期律。元素周期律由
门得列夫(Dmitryl.MendeleyeV)首先发现，并根据此规律创制了
元素周期表。
结合元素周期表，元素周期律可以表述为：
- 随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：
- 在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，
- 在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；
- 同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；
- 同一族的元素性质相近。
以上规律不适用於
稀有气体。
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：
- 元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
- 元素的最高价氢氧化物的硷性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。
- 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。
还有一些根据元素周期律得出的结论：
元素周期律的预见性
门捷列夫在创制周期表时，没有完全按照原子量的大小排列，而是严格遵守了“同族元素性质相近”这一规律。在周期表中留下的空位後来都被填上（如
钪、
镓等），而且性质也及闸氏的预言吻合。他还根据周期律更正了
铟等元素的原子量。
时至今日，人们还在用元素周期律来推测已发现和未发现的
放射性元素的性质。
元素周期律的本质
电子构型是元素性质的决定性因素，而元素周期律是电子构型呈周期性、递变性变化规律的体现。
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。同一族元素中，由於周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。
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