元素周期表的规律总结
元素周期表的规律
一、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。
二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）
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
三、元素的金属性和非金属性
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；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；
四、单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。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。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；
同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
元素的最高价氢氧化物的碱性越强，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。
六、单质与氢气化合的难易程度
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
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：
随同一族元素中，由于周期越高，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。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。
同一族的元素性质相近。
以上规律不适用于稀有气体。
八、位置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）主族元素的族数等于最外层电子数。
九、阴阳离子的半径大小辨别规律
三看：
一看电子层数，电子层数越多，半径越大，
二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小
三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-)
r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+）
r(Na+ )
金属性和非金属性强弱的比较
一、比较元素金属性强弱的依据
1．在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2．常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
5．依据金属活动性顺序表（极少数例外）。
6．依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
二、非金属性强弱的判断依据
1、根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属越强。
2、根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则非金属性越强。
3、与盐溶液之间的置换反应。非金属性强的单质能置换出非金属性弱的单质。
4、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱（F除外）。酸性越强，对应元素的非金属性越强。
5、同周期中，从左向右，随核电荷数的增加，非金属性增强。同主族中，从上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱。
6、非金属的简单阴离子还原性的强弱。阴离子还原性越强，对应非金属单质的氧化性越弱。
注意：学习金属元素、非金属元素只是要抓牢两条知识链
1.金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。
2.非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。
第七讲 元素周期表的九大规律
第七讲元素周期表和元素周期律 一、分析热点把握命题趋向 热点内容主要集中在以下几个方面：一是元素周期律的迁移应用，该类题目的特点是：给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化合物可能或不可能具有的性质。解该类题目的方法思路是：先确定该元素所在主族位置，然后根据该族元素性质递变规律进行推测判断。二是确定“指定的几种元素形成的化合物”的形式，该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特征，判断它们形成的化合物的形式。解此类题的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式。三是由“位构性”关系推断元素，该类题目综合性强，难度较大，一般出现在第Ⅱ卷笔答题中，所占分值较高。 二．学法指导：1、抓牢两条知识链 （1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。 （2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。 2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据
（1）金属性强弱的实验标志 ①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。⑤电离能 （2）非金属性强弱的实验标志 ①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），元素的非金属性越强。②气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。④相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。⑤电负性 三．规律总结： 1、同周期元素“四增四减”规律 同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 2、同主族元素“四增四减四相同”规律 同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引力逐渐减弱；②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；③非金属气态氢化物的还原性逐渐增强，稳定性减弱；④最高价氧化物对应的水化
元素周期表规律总结(同一主族_对角线规则)1
知识网络 中子N （不带电荷） 同位素 原子核 → 质量数（A=N+Z ） 近似相对原子质量 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质） 元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七 主七副零 和八 三长三短一不全 决定元素种类
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S >Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如： Li
元素周期表中的规律
元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性
由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性
元素周期表38个知识点归纳
人教版化学必修2第一章第一节元素周期表38个知识点归纳1、元素定义：核电荷数相同的同一类原子的总称，一种元素可能有多种形式的原子存在 形式，如：氢元素的几种形式：H、D（2 1H）、T（3 1 H）、H+、H-。 2、元素符号：在元素周期表中每个小格分四层，元素符号在第一层，黑色字体，用拉丁文大写字母表示，当大写字母相同时，加一个小写字母予以区别。 例如：H（氢）、He（氦）；C（碳）、Cl（氯）、Ca（钙）；N（氮）、Ne（氖）、Na （钠）；Al（铝）、Ar（氩）。 3、元素名称：在元素周期表中每个小格分四层，元素名称在第二层，黑色字体，大多数元素的名称是由形声字构成，气态非金属的名称有气字头，固态非金属的名称有石头旁，液态非金属用三点水旁（溴），液态金属用水字底（汞），金属的名称都有金字旁，个别的元素的名称不是形声字，例如：氮不读“炎”音。 4、元素分类： （1）按元素所在的周期分类：同周期元素和不同周期元素 同周期元素共同点：电子层数相同，在元素周期表中处于同一行中，处于左右关系。 不同周期元素不同点：电子层数不相同，在元素周期表中不处于同一行中。 （2）根据元素的原子序数分类：前20号元素或第n号元素 （3）按元素所在的族分类：主族元素、副族元素、第VIII族元素、0族元素 （4）按元素周期表（新课标人教版化学必修2）分类：金属、非金属、过渡元素 其中金属元素专指主族元素的金属元素，非金属包括主族非金属和稀有气体,过渡元素是指所有副族金属元素和Ⅷ族金属元素，。 5、元素的特有数值：元素的原子序数和元素的相对原子质量。 （1）原子序数=核电荷数=质子数，原子序数在核组成符号中处于元素符号的左下角位置，在元素周期表中每个小格内的第一层，位于元素符号的左下角，数字呈鲜红色。 （2）元素的相对原子质量就是按照元素各核素原子的相对原子质量所占的一定百分比计算出的平均值（见课本P10），元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四层，通常保留有效数字4位，数字呈黑色。 6、元素周期表 （1）将化学元素依照某种特有数值从小到大顺序依次排成一行，并将化学性质相似的元素依照某种特有数值从小到大排成一列所形成的表格叫元素周期表。 （2）元素周期表中特有数值：原子序数和相对原子质量。 （3）门捷列夫的元素周期表依照的特有数值是相对原子质量，现行的元素周期表依照的特有数值是原子序数。 7、元素周期表的结构：由七行和十八列构成，其中每一行为一个周期，从左到右第8、9、10列合起来为VIII族，其余每一列为一族，所以元素周期表由7个周期和16个族构成。
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律 一、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。 二、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价) 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0、F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W A族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 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； 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； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所 对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强， 简单阳离子的氧化性减弱。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。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱)； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，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。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 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： 随同一族元素中，由于周期越高，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。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置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 )主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 + 2+ 3+ 2- - r(Na)>r(Mg)>r(AI)>r(S)>r(CI)、r(Na ) >r(Mg )>r(AI 卜 r(0 ) >r(F) r(S2—)>r(CI—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(02—)> r(F—)> r ( Na+) > r ( Mg2+) > r (Al3+)
元素周期表知识点总结教学提纲
元素周期表知识点总 结
第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 一、原子结构 1. 原子核的构成 核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数 2、质量数 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。 质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）==近似原子量 原子 A Z X 3、阳离子 aW m+ ：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m 阴离子 b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n 二、核素、同位素 1、定义 核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。 3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点 ① 化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。 三、核外电子排布 1、电子云：我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小 2、核外电子排布的规律: 1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布； 2.每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数)； 3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。 4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。
3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系 ①稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子（He为2）处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。 ②非金属性与金属性（一般规律） 电外层电子数得失电子趋势元素性质 金属元素<4 易失金属性 非金属元素>4 易得非金属性 一、元素周期表的结构 1.周期：周期序数=电子层数 七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期） 2.族： 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）） 二、元素性质与原子结构 1、碱金属元素 (1) 在结构上： 结构异同：异：核电荷数：由小→大； 电子层数：由少→多； 同：最外层电子数均为1个。 最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。 (2) 碱金属元素在化学性质上的规律： ○1相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）； 4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂） 2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠） 2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O === 2KOH + H2↑ ○2递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大； (3) 元素金属性判断标准
元素周期表规律总结
元素周期表规律总结 一。主族元素的判断方法:符合下列情况的均是主族元素 1. 有1～3个电子层的元素（除去He、Ne、Ar）； 2。次外层有2个或8个电子的元素(除去惰性气体）； 3. 最外层电子多于2个的元素（除去惰性气体）； 二。电子层结构相同的离子或原子(指核外电子数与某种惰性元素的电子数相同而且电子层排布也相同的单核离子或原子) （1)2个电子的He型结构的是：H-、He、Li+、Be2+; （2）10个电子的Ne型结构的是：N3—、O2-、F—、Ne、Na+、Mg2+、Al3+ （3）18个电子的Ar型结构的是：S2—、Cl-、Ar、K+、Ca2+ 三。电子数相同的微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子） 1。2e—的有:H-、H2、He、Li+、Be2+； 2. 10e-的有:N3-、O2-、F—；Na+、Mg2+、Al3+；Ne、HF、H2O、NH3、CH4（与Ne同周期的非金属的气态氢化物)NH4-、NH2-、H3O+、OH—； 3. 18e-的有：S2—、CL-、Ar、K+、CA2+；SiH4、PH3、H2S、HCl（与Ar同周期的非金属的气态氢化物）；HS—、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3—CH3、CH3-F、CH3-NH2、NH2—NH2、NH2-、OH—等. 四. 离子半径的比较： 1. 电子层结构相同的离子,随原子序数的递增，离子半径减小. 2。同一主族的元素，无论是阴离子还是阳离子，电子层数越多，半径越大。即从上到下，离子半径增大. 3。元素的阳离子半径比其原子半径小,元素的阴离子半径比其原子半径大。 五。同一主族的相邻两元素的原子序数之差，有下列规律: 1。同为IA、IIA的元素，则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期的元素种类数。
元素周期表知识点总结
第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 一、原子结构 1. 原子核的构成 核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数 2、质量数 将原子核内所有的质子与中子的相对质量取近似整数值加起来,所得的数值,叫质量数。 质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)==近似原子量 原子 A Z X 3、阳离子 aW m+ :核电荷数＝质子数>核外电子数,核外电子数＝a －m 阴离子 b Y n-:核电荷数＝质子数<核外电子数,核外电子数＝b ＋n 二、核素、同位素 1、定义 核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子的一种原子称为核素。 同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。 3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点 ① 化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占的原子个数百分比(即丰度)一般就是不变的。 三、核外电子排布 1、电子云:我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域(单位体积)出现的机会(几率)大小 2、核外电子排布的规律: 1、电子就是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布; 2、每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数); 3、电子一般总就是尽先排在能量最低的电子层里,即最先排第一层,当第一层排满后,再排第二层,等等。 4.最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。 3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系
①稀有气体的不活泼性:稀有气体元素的原子最外层有8个电子(He为2)处于稳定结构,因此化学性质稳定,一般不跟其它物质发生化学反应。 ②非金属性与金属性(一般规律) 电外层电子数得失电子趋势元素性质 金属元素<4 易失金属性 非金属元素>4 易得非金属性 一、元素周期表的结构 1、周期:周期序数=电子层数 七个周期(1、2、3短周期;4、5、6长周期;7不完全周期) 2、族: 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或:主族序数=最外层电子数) 18个纵行(7个主族;7个副族;一个零族;一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行)) 二、元素性质与原子结构 1、碱金属元素 (1) 在结构上: 结构异同:异:核电荷数:由小→大; 电子层数:由少→多; 同:最外层电子数均为1个。 最外层都有１个电子,化学性质相似;随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。 (2) 碱金属元素在化学性质上的规律: ○1相似性:均能与氧气、与水反应,表现出金属性(还原性); 4Li + O2 ==== 2Li2O(白色、氧化锂) 2Na + O2 ==== Na2O2(淡黄色、过氧化钠) 2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O === 2KOH + H2↑ ○2递变性:与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同;在同一族中,自上而下反应的剧烈程度逐渐增大; (3) 元素金属性判断标准 ○1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易,则金属性越强。
元素周期律和元素周期表知识总结
元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 （6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 二、元素周期律和周期表 1．位、构、性三者关系
元素周期表中的几个规律
河北省宣化县第一中学栾春武 一、电子排布规律 最外层电子数为或地原子可以是族、Ⅱ族或副族元素地原子；最外层电子数是～地原子一定是主族元素地原子，且最外层电子数等于主族地族序数.文档来自于网络搜索 二、序数差规律 （）同周期相邻主族元素地“序数差”规律 ①除第Ⅱ族和第Ⅲ族外，其余同周期相邻元素序数差为. ②同周期第Ⅱ族和第Ⅲ族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差，第四、第五周期相差，第六、第七周期相差.文档来自于网络搜索 （）同主族相邻元素地“序数差”规律 ①第二、第三周期地同族元素原子序数相差. ②第三、第四周期地同族元素原子序数相差有两种情况：第族和第Ⅱ族相差，其它族相差. ③第四、第五周期地同族元素原子序数相差. ④第五、第六周期地同族元素原子序数镧系之前相差，镧系之后相差. ⑤第六、第七周期地同族元素原子序数相差. 三、奇偶差规律 元素地原子序数与该元素在周期表中地族序数和该元素地主要化合价地奇偶性一致.若原子序数为奇数时，主族族序数、元素地主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去元素，它有多种价态，元素也有）.零族元素地原子序数为偶数，其化合价视为.文档来自于网络搜索 四、元素金属性、非金属性地强弱规律 （）金属性（原子失电子）强弱比较 ①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强. ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强. ③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强.
④最高价氧化物对应地水化物碱性越强，金属性越强. ⑤若→，则比地金属性强. （）非金属性（原子得电子）强弱比较 ①与化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强. ②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强. ③最高价氧化物对应地水化物酸性越强，非金属性越强. ④若－→－，则比地非金属性越强. 需要补充地是，除了这些常规地判据之外，还有一些间接地判断方法：如在构成原电池时，一般来说，负极金属地金属性更强.还可以根据电解时，在阳极或阴极上放电地先后顺序来判断等.文档来自于网络搜索 需要注意地是，利用原电池比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应地影响.如－－溶液构成原电池时，为负极，为正极；－－(浓)构成原电池时，为负极，为正极.文档来自于网络搜索 五、元素周期表中地一些特点 （）短周期只包括前三个周期. （）主族中只有第Ⅱ族元素全部为金属元素. （）族元素不等同于碱金属元素，因为元素不属于碱金属元素. （）元素周期表第列是族，不是Ⅷ族，第、、列是第Ⅷ族，不是Ⅷ族. （）长周期不一定是种元素，第六周期就有种元素. 六、短周期元素原子结构地特殊性 （）原子核中无中子地原子：. （）最外层只有一个电子地元素：、、. （）最外层有两个电子地元素：、、. （）最外层电子数等于此外层电子数地元素：、.
知识讲解_元素周期表(学生)
元素周期表 【要点梳理】 要点一、元素周期表的编排 1．门捷列夫制作第一张元素周期表的依据 （1）将元素按照相对原子质量由小到大依次排列。 （2）将化学性质相似的元素放在一个纵行。 要点诠释： ①门捷列夫（1834—1907，俄国化学家）是元素周期表的创始人。它所制作的元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上的重要里程碑之一。 ②随着科学发展，人们逐渐认识到门捷列夫给周期表中元素排序的依据存在缺陷，真正科学的依据是元素原子的核电荷数（即质子数）。 2．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 要点诠释： 存在上述关系的是原子而不是离子，因为离子是原子失去或得到电子而形成的，所以在离子中：核外电子数＝质子数加上或减去离子的电荷数。 3．现在的元素周期表的科学编排原则 （1）将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一横行，称为周期； （2）把最外层电子数相同（氦除外）的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。 要点二、元素周期表的结构 要点诠释： （1）周期：元素周期表有7个横行，也就是7个周期。前三周期叫短周期，后四个周期叫长周期。 （2）族：常见的元素周期表共有18个纵行，从左到右分别叫第1纵行、第2纵行……第18个纵行。把其中的第8、9、10三个纵行称为Ⅷ族，其余每一个纵行各称为一族，分为七个主族、七个副族和一个0族，共16个族。 族序数用罗马数字表示，主族用A、副族用B，并标在族序数的后边。如ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅠB、ⅡB、
元素周期表中规律总结.pdf
“知识梳理”栏 元素周期表中规律的总结 一、编排规律 1、原子序数=质子数=核电荷数=原子核外电子数 2、周期序数=原子核外电子层数 3、主族序数=最外层电子数=价电子数 4、1到7周期可容纳元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32（目前7周期只有26种）。 5、主族（除ⅠＡ族）中，非金属元素种数＝族序数－2。 二、“定性”规律 1、若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①m-n＜0时为金属，且值越小，金属性越强； ②m-n＞0时是非金属，越大非金属性越强； ③m-n＝0时多为两性元素。 如钫位于第7周期第ⅠＡ族，m-n=-6＜0，钫的金属性最强；F位于第二周期VIIA族，m-n=5＞0，F的非金属性最强；铝位于第3周期IIIA族，m-n＝0，铝为两性元素。 2、对角线规律：左上右下的两主族元素性质相似。如铍与铝的化学性质相似，均能与 强酸和强碱反应。 3、金属与非金属的分界线附近，金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子 晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）。 4、若将表中第ⅤＡ与ⅥＡ之间分开，则左边元素氢化物的化学式，是将H写在后边（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边元素氢化物的化学式，是将H写在前边（如H2O、HBr等）。 5、符合下列情况的均是主族元素： ①有1～3个电子层的元素（He、Ne、Ar除外）。 ②次外层有两个或8个电子的元素（稀有气体除外）。 ③最外层电子数多于2个的元素（稀有气体除外）。 三、“序差”规律 1、同一周期IIA、IIIA族元素的原子序数相差可能是1、11或25。 2、同一主族相邻周期元素的原子序数之差可能是2、8、18、32。 3、“左上右下”规律：上下相邻两元素，若位于ⅢＢ之左（如ⅠA、IIA族），则原子序数之差等于上一元素所在周期的元素种数；若位于ⅢＢ之右（如IIIA～0族），则原子序数之差等于下一元素所在周期的元素种数。 四、“定位”规律 1、比大小定周期。比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，找出与之相邻的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 2、求差定族数。若该元素的原子序数比相应的0族元素多1或2时，则分别位于0族元素下周期的第IA或IIA族；若少1、2、3或4时，则分别位于同周期的第VIIA、VIA、VA、IVA族。 五、性质递变性规律 1、原子（离子）的半径 ①同一周期元素（惰性气体元素除外）从左到右，原子半径逐渐减小。 ②同一主族元素从上到下，原子（或离子）半径逐渐增大。 ③同种元素，阳离子半径<原子半径，阴离子半径>原子半径。
元素周期表中的递变规律
元素周期表中的递变规律 同周期（左右）同主族（上下） 结构电子层结 构 电子层数相同递增 最外层电子数递增（18或2）相同（族序数）原子核内的质子数递增递增 性质原子半径 递减（除稀有气体元 素） 递增主要化合价 +1+7 —4—1 相似 元素原子失电子能力减弱增强元素原子得电子能力增强减弱 性质应用最高价氧 化物对应 水化物 酸性增强减弱 碱性减弱增强 非金属气 态氢化物 形成难易难易易难 稳定性增强减弱 金属单质与水或酸置换出氢气的难易 程度 变难变容易 短周期元素推断题记忆常见“题眼” （1）位置与结构 a.周期序数等于族序数两倍的短周期的元素是Li。 b.最高正价数等于最低负价绝对值三倍的短周期元素是S。 c．次外层电子数等于最外层电子数四倍的短周期元素是Mg。 d.次外层电子数等于最外层电子数八倍的短周期元素是Na。 e.族序数与周期数相等的短周期元素是H、Be、Al；族序数是周期数两倍的短周期元素是C、S；族序数是周期数三倍的短周期元素是O。 f.只由质子和电子构成的元素原子是H（）。 （2）含量与物理性质
a.地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si。 b.地壳中质量分数最大的金属元素是Al。 c.氢化物中氢元素百分含量最高的元素是C。 d.其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。 e.其气态氢化物最易溶于水的元素是N。在常温、常压下，1体积水溶解700体积NH 3 。 f.其气态氢化物沸点最高的非金属元素是O。 g.常温下，其单质是有色气体的元素是F、Cl。 h.所形成的化合物种类最多的元素是C。 i.在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。 j.其单质是最易液化的气体的元素是Cl。 k.其单质是最轻的金属元素的是Li。 l.其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。 m.常温下其单质呈液态的非金属元素是Br。 （3）化学性质与用途 a.单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。 b.其气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的是N。NH 3+HNO 3 =NH 4 NO 3 。 c.常温下其气态氢化物与其最低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S。2H2S+SO2=3S+2H2O。 d.在空气中，其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。 e.其气态氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F。 f.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O。臭氧（O 3 ）层被称为人类和生物的保护伞。 g.能与强碱溶液作用的单质有：Al、Cl 2 、Si、S等。 常见元素化合价的一般规律 （1）金属元素无负价。因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属元素无负价，除零价外，在反应中只显正价。 （2）氟无正价，氧有正价但无最高正价。氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子而成为稳定结构，除零价外，只显负价。氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈+2价。 （3）在1～20号元素中，除O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+∣最低负价∣=8。 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。 （4）除个别元素外（如氮元素），原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即序奇价奇，序偶价偶。 若原子的最外层电子数为奇数（m），则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，从+1 到+m，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，例如NO 2 、NO；若原子 的最外层电子数为偶数，从—2价到+m。例如：Na 2S、SO 2 、H 2 SO 4 。 离子化合物与共价化合物的判断 （1）根据化合物类别判断 ①强碱、盐、大多数碱性氧化物属离子化合物； ②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、有机化合物属共价化合物。
元素周期表知识复习总结及习题答案讲解
学员编号：年级：高一课时数： 2 学员姓名：辅导科目：化学学科教师： 授课类型T 元素周期表 C 元素的性质和结构T 核素授课日期及时段 教学内容 引导回顾 在元素周期表中涉及到了哪些知识点呢？我们一起来回顾一下吧！ 本周知识点本周解题方法 1.元素周期表的结构 1. 熟悉元素周期表的结构 2.常见族的特别名称 2. 熟记各族名称 3.元素的结构和性质 3. 元素结构与性质随周期的变化 4.核素 4. 辨析核素和同位素 5.元素周期律 5. 熟悉元素周期表及其变化规律 同步讲解 本章主要内容及其相互关系如下所示
●重点难点 本章的学习重点是元素周期表的结构和元素周期律的实质，元素的性质、原子结构和元素在周期表中的位置三者之间关系以及离子键和共价键等知识。 本章的学习难点是同周期、同主族元素性质的递变规律，“位、构、性”三者之间的关系和离子键、共价键的本质。 1、元素周期表的结构 2、常见族的特别名称
第ⅠA族________元素，第ⅦA族________元素，O族______元素，第______族和________族称为过渡元素。 答案：碱金属卤族稀有气体第Ⅷ族所有副 ●问题探究 1．元素周期表提供了每种元素的哪些信息？ 提示：在元素周期表中，每一种元素均占据一格。对于每一格，均包含元素的原子序数，元素符号，元素名称，外围电子排布，相对原子质量(或质量数)等内容。 此外，在周期表中，还用不同的颜色来表示金属，非金属或过渡元素等。若元素符号呈红色表明该元素是放射性元素。 2．第一个元素周期表是谁排成的？跟现在的元素周期表排列方式一样吗？ 提示：历史上第一个元素周期表是1869年，俄国化学家门捷列夫排成的；他是将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行。通过分类、归纳，制成了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系。 第一个元素周期表跟现在使用的元素周期表排列方式不一样。主要区别是元素周期表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数。即现在我们使用的元素周期表是按元素原子的核电荷数由小到大的顺序排列而成的。 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数与原子结构之间存在着如下关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 温馨提示：存在上述等式关系的粒子是电中性原子，而非单核离子。单核离子是在电中性原子的基础上得到或失去电子而形成的。
化学元素周期表规律
化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。
高一化学元素周期表知识点归纳
高一化学元素周期表知识点归纳 想学好化学知识就必须学好元素周期表的知识。下面就是我给大家带来的高一元素周期表知识点总结，希望能帮助到大家! 高一元素周期表知识点总结1 单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 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。 最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱); 同一族中，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。 单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易; 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 高一元素周期表知识点总结2 高一元素周期表知识点总结3 原子核外电子排布规律 1.在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。 2.原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 3.原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 4.次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。 高一元素周期表知识点总结4 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
元素周期表知识点总结(终极版)
元素周期表的高中化学问题终极总结 一、最外层电子数规律 1.最外层电子数为1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。 2.最外层电子数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。 3.最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。 4.最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。 二、数目规律
1.元素种类最多的是第IIIB族（32种）。 2.同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况： （1）第2、3周期（短周期）相差1； （2）第4、5周期相差11； （3）第6、7周期相差25。 3.设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。 4.同主族相邻元素的原子序数： 第IA、IIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目； 第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。 三、化合价规律 1.同周期元素主要化合价：最高正价由+1+7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4-1递变。 2.关系式：（1）最高正化合价+|最低负化合价|=8；
（2）最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数。 3.除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。 四、对角线规律 金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li 和Mg、Be和Al、B和Si）。 五、分界线规律 位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。 六、金属性、非金属性变化规律 1.同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右上角的氟。 2.金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。 七、半径大小规律 1.原子半径：同主族--从上到下逐渐增大；同周期--从左到右逐渐减小（0族除外）。