元素周期表的九大规律
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结化学元素周期表的规律总结？⽐如⾦属性 ⾮⾦属性等⾮⾦属性等元素周期表中元素及其化合物的递变性规律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) 所有单质都显零价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）同⼀周期的元素电⼦层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原⼦越容易得电⼦，从左到右⾦属性递减，⾮⾦属性递增；（2）同⼀主族元素最外层电⼦数相同，因此随着电⼦层数的增加，原⼦越容易失电⼦，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，其氧化物的阳离⼦氧化性越弱；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。
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。
化学元素周期表规律
化学元素周期表规律1.某一元素周期序数＝该元素原子的电子层数2.主族：由短周期元素和长周期元素共同组成，包括金属，非金属元素3.副族：完全由长周期元素构成，都是金属元素第ⅧА族：长周期元素，金属元素。
0族：稀有气体元素。
第一主族（ⅠА）除氢；碱金属元素。
第ⅦА族：卤族元素。
4.金属性：元素原子失电子能力；失电子能力越强，金属性越强。
5.非金属性：元素原子得电子能力；得电子能力越强，非金属性越强。
6.递变性:从锂到铯核电荷数增大，电子层数增多，失电子能力增强，元素金属性增强，单质还原性增强。
从氟到碘，得电子能力减弱，元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，核电荷数增加，原子电子层数增多。
7.原子：原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数8.阳离子：原子序数=核电荷数=核内质子数>核外电子数9.阴离子：原子序数=核电荷数=核内质子数<核外电子数10.核外电子排布规律：⑴每个电子层最多容纳2*n²⑵最外层电子数不超过8个⑶次外层电子书不超过18个，倒数第三层不超过32个⑷先排在能量最低的电子层，逐渐排入能量高的11.同周期元素从左到右原子半径逐渐减小同主族元素从上到下原子半径逐渐增大12.最高正价=最外层电子数【+1—+7】（氢，氧无正价）最低负价=最外层电子数-8【-4━-1】最高正价+│最低负价│=8 最高正价-│最低负价│ⅣА：0 ⅤА：2 ⅥА：4 ⅦА：6 13．同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱14.主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数=价电子数。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。
2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。
元素周期表规律1、原子半径的规律(1)除了第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，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。
2、元素化合价的规律(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、单质的熔点规律(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规律(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规律元素的金属性越强，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、非金属气态氢化物规律元素非金属性越强，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、还原性规律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。
8、热稳定性规律同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结以《化学元素周期表的规律总结》为标题，本文将对化学元素周期表的规律进行综述性总结。
一、元素周期表的结构化学元素周期表是现代化学中重要的基本工具，也是学习和发现元素性质的最重要的手段之一。
化学元素周期表是按元素的原子序数对元素进行编排的一种构造，分为六排，每排又分为七组，是一个三维的结构。
每排的元素性质，有规则的变化。
每组元素的最外层电子排数相等，前五组为s、p、d、f、g，以此类推，形成“8-8-8”的结构。
二、元素周期表的规律1、周期定律：通过对比组内元素的某些性质，发现循环周期增加，这些性质变化的规律也随之而变化，形成“连续交替”现象。
2、元素排列规律：按照元素周期表的排布，原子序数从小到大，相邻元素之间性质有一定的变化规律，在同一个周期内电荷极性升高，从而可以以此确定元素的原子序数。
3、元素相似性质规律：元素周期表上的元素，在原子序数相同的情况下，性质也会大致相同，两两交替的元素的性质有如下的关系：电荷会比上一个元素的电荷增加1，原子体积比上一个元素减少，沸点会比上一个元素增加，熔点沿着周期横轴发生波动。
三、元素周期表的作用1、元素周期表可以对原子核结构、原子半径、离子解和化合价等元素性质直接起到概括汇总的作用，大大的提高了化学研究的效率，使我们更加清晰的认识化学元素的结构及性质，从而更好的研究化学反应。
2、化学元素周期表可以把元素根据某种规律排列，同一行元素相互比较，更为方便地发现它们之间的联系，比如确定元素的原子序数、确定多原子分子的分子结构。
四、结论化学元素周期表是我们进行化学研究实验时必不可少的工具，它可以把元素根据某种规律排列，研究元素的性质及结构，用于记忆元素的原子序数、元素的熔点、沸点等信息，从而使我们更加系统的理解元素的性质和结构。
通过学习化学元素周期表，还能更好的研究化学反应，更加清晰的认识原子结构，进而为我们未来的化学应用奠定基础。
元素周期表的构成和规律
元素周期表的构成和规律一、元素周期表的构成1.元素周期表是一个表格，其中横向称为周期，纵向称为族。
2.周期表中的元素按照原子序数递增排列，原子序数相同的元素位于同一周期。
3.周期表共有7个周期，从第1周期到第7周期，周期数越大，元素的原子序数越大。
4.周期表共有18个族，包括7个主族、7个副族、1个0族和1个第Ⅷ族。
5.主族元素包括第1A到第7A族，副族元素包括第1B到第7B族，0族元素为稀有气体，第Ⅷ族元素为过渡金属。
二、元素周期表的规律1.周期规律：同一周期内，元素的原子半径随着原子序数的增加而减小；元素的金属性随着原子序数的增加而减弱，非金属性随着原子序数的增加而增强。
2.族规律：同一族元素具有相似的化学性质，族数相同的元素具有相同的最外层电子数。
3.电子层数规律：元素周期表中，电子层数等于周期数。
4.价电子规律：元素的价电子数等于其族序数。
5.原子半径规律：同一主族元素，原子半径随着周期数的增加而增大；同一周期元素，原子半径随着族序数的增加而增大。
6.金属性和非金属性规律：同一周期内，金属性随着族序数的增加而减弱，非金属性随着族序数的增加而增强；同一族内，金属性随着周期数的增加而增强，非金属性随着周期数的增加而减弱。
7.化合价规律：主族元素的化合价等于其最外层电子数；副族元素的化合价较为复杂，具有一定的可变性。
三、重要概念1.原子序数：元素在周期表中的序号，等于其核内质子数。
2.电子层：原子中电子分布的层次，等于元素周期表中的周期数。
3.价电子：原子最外层参与化学反应的电子数，等于元素周期表中的族序数。
4.主族元素：周期表中第1A到第7A族和第1B到第7B族的元素。
5.副族元素：周期表中第1B到第7B族的元素（除主族元素外）。
6.过渡金属：周期表中第Ⅷ族的元素。
7.稀有气体：周期表中0族的元素，具有稳定的电子层结构。
元素周期表是化学中的重要工具，通过其构成和规律，我们可以了解元素的性质、预测化学反应等。
初中化学元素周期表及规律
初中化学元素周期表及规律
周期表内容
氢（H），氦（He），锂（Li），铍（Be），硼（B），碳（C），氮（N），氧（O），氟（F）氖（Ne），钠（Na），镁（Mg），铝（Al），硅（Si），硫（S），氯（Cl），氩（Ar），钾（K），钙（Ca）。
元素化合价规律
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）。
2.同一主族的元素的最高正价、负价均相同。
3.所有单质都显零价。
金属性与非金属性规律
1.同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增。
2.同一主族元素最外层电子数相同。
因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
元素周期表规律总结
元素周期表规律总结元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫·门捷列耶夫在 1869 年首次提出的，它是化学中最常用的工具之一。
元素周期表将所有已知元素按照原子序数的顺序排列，使得相似性质的元素能够放在一起。
这个表格也展示了元素的化学性质和一些其他的信息。
在元素周期表中，元素周期的重复性是其最显著和最重要的特征之一。
这是由于元素周期表中每一行被称为一个周期，每一列被称为一个族。
每一个周期都有相似的化学性质，而这种相似性质的变化又会在下一个周期中重复。
元素周期表的规律主要有以下几个方面：1. 原子序数：元素周期表按照原子序数的递增顺序排列，即从左到右，从上到下。
原子序数是指元素中原子核中质子的数量，也就是元素的标志性数字。
元素周期表的原子序数从 1 开始，依次增加。
这样的排列方式使得元素周期表更具有系统性，并且便于进行比较和分类。
2. 原子量：元素周期表中的元素按照原子量的递增顺序排列。
原子量是指元素一个原子中质子和中子的总质量。
原子量的增加与元素的原子序数相关。
原子量也是元素周期表中元素分类的重要依据之一。
3. 周期性规律：元素周期表的周期性规律是其最重要的特征之一。
每一个周期都有相似的化学性质，包括和其他元素的反应性、化合价的变化等。
这使得元素周期表成为预测和研究元素性质的重要工具。
其中，周期性规律最为明显的是周期表的主族元素和周期表的过渡元素。
4. 原子半径：元素周期表中，原子半径随着电子层的增加而增加。
这是由于原子核的吸引力减弱、电子云的层次结构变得更复杂而导致的。
原子半径的大小不仅与元素的位置有关，还与周期表中元素的族别、主族元素和过渡元素等有关。
5. 电子亲和能和电离能：元素周期表中，原子的电子亲和能和电离能通常随着元素的原子序数的增加而变化。
电子亲和能是指一个原子在气态中获得一个电子成为阴离子时所释放出的能量，而电离能是指一个原子失去一个电子成为阳离子时所需的能量。
这些性质的变化与元素的电子结构和原子核的吸引力有关。
化学元素周期表记忆规律
化学元素周期表记忆规律化学元素周期表记忆规律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。
化学元素周期表记忆方法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;3、确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。
最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为viii族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
高中化学知识点记忆技巧1理解记忆对所学知识进行分析、综合、比较、归纳总结，找出内在联系及规律，然后记忆这些带有规律性的知识。
元素周期表中的周期性规律
元素周期表中的周期性规律元素周期表是由化学元素按照原子序数排列而成的一种表格形式，它展示了化学元素的特性和周期性规律。
通过研究元素周期表，我们可以发现一些重要的规律，这些规律对于理解元素的性质和化学反应具有重要的指导意义。
1. 原子序数与电子结构元素周期表中的每个元素都有一个原子序数，它代表了该元素原子核中的质子数量，也是元素的唯一标识。
在元素周期表中，从左到右依次增加原子序数，相应地，原子核中的质子数量也逐渐增加。
原子核外的电子数量通常与原子序数相等，这个数目决定了元素的化学性质。
2. 周期性规律：周期表的水平排列元素周期表中的元素按照原子序数从左向右水平排列，相邻两个元素的原子序数差为1。
这种排列方式揭示了许多周期性规律。
2.1 原子半径：原子半径通常随着原子序数的增加而增加。
这是因为原子中质子数量的增加导致了更多的电子层的形成，使得原子整体变得更大。
2.2 电离能：元素周期表中的元素对电子的结合程度不同，需要不同的能量才能将电子从原子中移除。
通常，原子序数较小的元素具有较低的电离能，随着原子序数的增加，电离能逐渐增大。
2.3 电子亲和能：元素的电子亲和能指的是一个原子从外层电子轨道吸引到其原子核时所释放出的能量。
元素周期表中的元素电子亲和能通常随着原子序数的增加而增加。
2.4 金属性和非金属性：元素周期表中的元素可以分为金属性元素和非金属性元素。
金属性元素大致集中在周期表的左下方，而非金属性元素则主要分布在周期表的右上方。
3. 周期性规律：周期表的垂直排列元素周期表还可以根据元素的性质和电子结构进行垂直排列，这种排列方式揭示了新的周期性规律。
3.1 主族元素和过渡元素：元素周期表可以分为主族元素和过渡元素两大类。
主族元素通常包括周期表中的1A到7A族元素，它们的电子结构规则和化学行为较为一致。
过渡元素通常位于周期表的中央部位，它们具有不规则的电子结构和多样的化学性质。
3.2 化合价：在元素周期表中，主族元素通常以不同的化合价参与化学反应。
元素周期表的八大规律
元素周期表的八大规律元素周期表是描述化学元素周期性及其物理及化学性质的一张表，它是化学科学的基础，对于化学家而言是无可替代的工具。
元素周期表中包含着很多规律，其中最重要的八大规律如下：1. 周期性规律：元素周期表的水平行称为周期，每个周期有着相同的周期性特征。
相邻的元素具有相同的原子核外层电子构态，因此具有相似的化学性质。
周期增加，元素原子半径逐渐减小，电子云密度增加，原子半径的变化量随原子序数的增加逐渐减小；2. 主族规律：主族元素的外层电子数为同一数字，因此它们具有相似的化学性质，比如同一主族元素的原子半径随着原子序数的增加呈现逐渐增加的趋势；3. 周期律规律：每个周期都有一个最多能容纳2n²（n为周期数）个电子的壳，因此周期表中的元素周期性地重复着原子核外层电子数目的增加以及原子性质的变化；4. 金属性规律：周期表中左下角为金属元素，右上角为非金属元素，中央为逐渐转变为金属的半金属元素。
金属元素具有良好的导热、导电性能，而非金属元素就没有；5. 氢氦规律：氢和氦两个元素在周期表中独立显示，氢氦组成的第一组与剩余各组的区别很大；6. 原子电负性规律：化学键的类型与它们围绕的元素原子电负性差异有关，原子电负性随着原子序数的增加而递增，而原子质量则随着原子序数的增加而递增；7. 原子半径规律：原子半径随着原子序数的增加呈现逐渐减小的趋势，但是由于电子壳层的分布不同，因此第一主量子数n的大小对原子半径的影响比其他量子数要大；8. 电离能规律：与原子半径相比，第一电离能的增加速度要更快。
由于原子核中的原子的密度增加，使得原子半径逐渐减小，原子中的电子与原子核之间的距离变小，因而需要更多的能量才能够将电子从原子中逸出。
元素周期表中的各种规律与元素基本特征密切相关，这些规律不仅揭示了元素物理和化学性质的发展变化趋势，而且为现代化学技术的发展做出了贡献。
元素周期表规律总结高中
元素周期表规律总结高中1.元素周期律元素的性质随着原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律，就是元素周期律。
2.元素周期表中元素性质的递变规律（1）电子层数同周期元素，电子层数相同；同主族元素，电子层数依次增多（从1到7）。
（2）最外层电子数同周期元素，第一周期从1个到2个，其他周期从1个到8个；同主族元素，最外层电子数相同。
（3）原子半径同周期元素，原子半径逐渐减小（0族除外）；同主族元素原子半径逐渐增大。
（4）金属性同周期元素金属性逐渐减弱；同主族元素金属性逐渐增强。
（5）非金属性同周期元素，非金属性逐渐增强；同主族元素非金属性逐渐减弱。
（6）单质的还原性同周期元素，单质的还原性逐渐减弱；同主族元素，单质的还原性逐渐增强。
（7）单质的氧化性同周期元素，单质的氧化性逐渐增强；同主族元素单质的氧化性逐渐减弱。
3.元素周期表中元素的相似规律（1）同主族元素，性质相似。
（2）元素周期表中位于对角线位置的元素，性质相似。
例如：Li 与Mg，Be与Al等。
4.碱金属元素第IA族元素，除氢外，叫做碱金属元素。
它们分别是：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，其中Fr是放射性元素。
碱金属元素，最外层都只有一个电子，容易失去，它们具有相似的化学性质。
但是随着核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径的增大，碱金属元素的性质也有差异。
从Li到Cs，单质的金属性逐渐增强，所以它们与水或氧气反应的程度也越来越剧烈。
碱金属单质与氧气的反应：碱金属单质与水的反应：锂与水反应缓慢，钠与水反应迅速，钾与水反应比钠与水反应还要剧烈。
5.卤族元素第ⅦA族元素，被称为卤族元素。
它们分别是：F、Cl、Br、I、At，其中At是放射性元素。
卤族元素，最外层都有7个电子，容易得到一个电子，所以它们也表现出相似的化学性质。
但是随着核电荷数的增加，卤族元素与氢气反应生成氢化物的程度越来越难，生成的氢化物也越来越不稳定。
这说明随着核电荷数的增加，卤族元素的氧化性越来越弱。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结(1)序差“左上右下”规律：元素周期表中上下相邻两元素的原子序数之差，取决于它们所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB元素之左(或右)，它们的原子序数之差就是上(或下)面的元素所在周期的元素个数(2)“阴前阳下，径小序大”规律：与稀有气体元素同周期的阴离子，该稀有气体元素下周期的元素的阳离子以及该稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小.例如：r(Ca2+)(3)“定性”规律：若主族元素族数为，周期数为n，则：①<1时为金属，值越小，金属性越强;②>1时是非金属，越大非金属性越强;③=1时多为两性元素例如：Na是第一主族第三周期元素，=<1为金属，Cl 是第七主族第三周期元素为非金属(4)主族中非金属元素个数规律：除ⅠA族外，任何一主族中，非金属元素个数=族序数-2.(5)“对角”规律.对角规律，包括以下两点内容：①沿表中金属与非金属分界线方向()，对角相邻的两主族元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性)相近.②元素周期表中左上右下()相邻的两金属元素的离子半径相近.(6)“相邻相似”规律：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律.(7)“奇偶数”规律：元素周期表中，原子序数为奇(或偶)数的元素，元素所在族序数及主要化合价也为奇(或偶)数(第Ⅷ族元素除外).(8)“序位互定”规律：若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为;若n为偶数，则第n周期最多容纳元素种数为.应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数(第七周期未排满除外)，进而还可进行“序位互定”，即已知某元素的原子序数，可确定其在表中的位置;已知某元素在表中的位置，也可确定出其原子序数(9)“分界”规律：①表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元素(金属元素)的单质为金属晶体，化合物多为离子晶体.分界线右边元素(非金属元素)的单质及其相互间的化合物，固态时多为分子晶体.分界线附近的金属大都有两性，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).另外，在分界线附近可找到半导体材料.②若从表中第ⅤA与ⅥA之间左右分开，则左边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在后边(如SiH4、PH3、CaH2等);而右边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在前边(如H2O、HBr等)。
元素周期表规律 DOC 文档
元素周期表规律1.元素周期表有7个周期，16个族（七主族、七副族、Ⅷ族、0族）2.原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。
3.质子数=原子序数=核外电子数=核电荷数4.同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。
失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
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递增（第一周期除外，第二周期的O、F元素除外）。
(金属性Na>Mg>Al>P>S>Cl; 非金属性Na<Mg<Al>P<S<Cl )5.同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。
6.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，其氧化物的阳离子氧化性越弱；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。
[金属性(还原性)：k >Na ; S >O ; Br > Cl > F . 非金属性(氧化性) Na > k ; O >S ; F > Cl > Br ]7.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8.元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
9.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。
元素周期表中的几个规律总结
元素周期表中的几个规律总结元素周期表是一张汇总了大量化学元素相关信息的表格，它的建立有助于我们更有效地管理复杂的元素信息，并为化学研究提供了便利。
它也为我们研究化学规律提供了重要的参考。
元素周期表中的几个规律是：一、原子半径随周期数的增加而减小以氢到锂为例，氢的原子半径2.1，而锂的原子半径是0.77，两者之间相差1.33，它们原子半径都随周期数从1至2增加而减小。
这是由周期表上元素周期性变化的原子层次结构所决定的，每个元素在原子层次结构中，气态时受电子云层结构能量排斥，原子半径就会减小。
二、化学性质随周期数的增加而变化以氢到钠为例，氢是一种活泼的气体，它的电负性较浅；钠是一种无色的固体，它的电负性较强。
氢和钠的化学性质都随周期数从1至3而发生了变化，这也是由原子层次结构和电子结构决定的，当原子层次结构发生变化时，电子结构也随之发生改变，化学性质就随之发生变化。
三、元素周期表上几个主族元素具有类似的化学性质以第一周期的氢、氦和锂为例，它们都是无色气体，电负性较浅，且也都是质子数为1的元素，所以它们的化学性质极为相似。
此外，第二周期的氧、氟和硫也是质子数为8的单价离子，具有相似的化学性质。
这种类似的化学性质，正是由于元素周期表上的几个主族元素电子结构相似所致。
四、元素周期表上几个主族元素具有相似的神经性质以铝和镁为例，它们都是第三周期的铝硅族元素，它们的电子层结构也都是[Ne]3s2，因此它们的神经性质也极其相似。
而在第四周期，硅和磷也是[Kr]4d10，它们的同素异形体也是质子数相同，因此它们也具有相似的神经性质。
可以看到，元素周期表上几个主族元素具有相似的神经性质，这也是由它们的电子层结构决定的。
总之，元素周期表中的几个规律是：原子半径随周期数的增加而减小，化学性质随周期数的增加而变化，元素周期表上几个主族元素具有类似的化学性质，元素周期表上几个主族元素具有相似的神经性质。
元素周期表的规律总结，为我们更深入地了解元素的性质提供了重要的参考。
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。
2019化学元素周期表有哪些规律精品教育.doc
化学元素周期表有哪些规律对于这些了无生趣的化学元素，同学们总是很无奈，抓不住其中的规律，今天查字典化学网的小编为同学们搜集整理了化学元素周期表的规律，相信对同学们一定会有所帮助。
跟着小编一起来看看化学元素表的规律吧!一、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。
二、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;3、确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)
Al3+／Al，-1.66V）。
②铍和铝经浓硝酸处理都表现钝化，而其它碱土金属均易与硝酸反应。
③铍和铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于碱。
④氢氧化物均为两性，而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。
⑤BeO和Al2O3都有高熔点和高硬度。
⑥铝和铍的氯化物是共价分子，能通过氯桥键形成双聚分子，易升华、易聚合，易溶于有机溶剂。
3、硼和硅的相似性。
B和Si虽是不同族元素，在周期表中处于相邻族的对角位置，由于离子极化作用相近(Si4+电荷高一些，但半径大；B3+电荷低一些，但半径小)，性质上有许多相似之处。
①单质晶体都是高熔点原子晶体；与键强度相关。
②在自然界均以含氧化合物存在。
③卤化物都彻底水解，生成含B─O，Si─O键的化合物（硅酸、硼酸）④都有一系列氢化物，氢化物均有挥发性，不稳定。
⑤含氧酸都是弱酸，含氧酸盐都易水解对角线规则是从有关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律；对此可以用离子极化的观点加以粗略的说明。
同一周期最外层电子构型相同的金属离子，从左至右随离子电荷的增加而引起极化作用的增强；同一族电荷相同的金属离子，自上而下随离子半径的增大而使得极化作用减弱。
因此，处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两个元素，由于电荷和半径的影响恰好相反，它们的离子极化作用比较相近，从而使它们的化学性质比较相似。
由此反映出物质的结构与性质之间的内在联系。
三. 周期表中的变化规律(一) 同一元素：r -离子>r原子>r+离子>r2+离子(二) 同一周期1. 短周期:每一个短周期从左到右,有效核电荷依次增大,所以原子半径依次递减.2. 长周期:过渡元素自左至右,电子逐一填入(n-1)d层,而它对核的屏蔽作用较小,所以自左向右半径减小的幅度不如主族元素那么大.3. 内过渡元素:电子填入再次外层的(n-2)f层,由于f电子对核的屏蔽作用更小,使得原子半径由左至右收缩的平均幅度更小.比较短周期和长周期,相邻元素原子半径减小的平均幅度大致是非过渡元素＞过渡元素＞内过渡元素（~10pm）（~5pm）（＜1pm）(三) 同一族1. 主族：同一主族由上而下,原子半径一般是增大的.因为同族元素原子由上而下电子层数增多,所以半径由上至下依次增大.2. 副族：副族元素由上至下,原子半径增大的幅度较小,特别是五,六周期的同族元素原子半径非常接近,这是由于后面要提到的镧系收缩效应所造成的结果.特殊元素集锦1、最活泼的金属元素、最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素、阳离子氧化性最弱的元素是铯（Cs）。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
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物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
四相同：原子最外层电子数相同；最高正化合价、最低负化合价相同；最高价氧化物及其水化物通式相同；非金属气态氢化物通式相同。
3、判断每周期最多容纳元素数目的“2n 2”规律每周期最多容纳元素数目为2n 2种，其中当周期序数n 为奇数时，2/)1n (K +=；当n 为偶数时，2/)2n (K +=，如第6周期容纳元素为：32]2/)26[(2K 222=+⨯=。
4、“阴前阳后，径小序大”规律具有相同电子层结构的阴、阳离子，阴离子必位于与之有相同电子层结构的稀有气体元素（同周期）的前面，而阳离子位于该稀有气体元素的后一周期，再通过阴、阳离子所带电荷数即可确定其所处主族数。
如：r （Ca 2＋）＜r （K ＋）＜r （Cl －）＜r （S 2－）5、“奇偶数”规律元素的原子序数为奇（或偶）数，则其在周期表中所处主族序数及最高正化合价数必为奇（或偶）数。
6、主族中非金属元素个数规律：除ⅠA 族外，任何一主族中，非金属元素个数＝族序数－2．7．“对角”规律．对角规律，包括以下两点内容：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．8．“定性”规律：若主族元素族数为m ，周期数为n ，则：①＜1时为金属，值越小，金属性越强；②＞1时是非属，越大非金属性越强；③＝1时多为两性元素．例如：Na是第一主族第三周期元素，＝＜1为金属，Cl是第七主族第三周期元素＝＞1为非金属．9．“分界”规律：表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元素（金属元素）的单质为金属晶体，化合物多为离子晶体．分界线右边元素（非金属元素）的单质及其相互间的化合物，固态时多为分子晶体．分界线附近的金属大都有两性，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）．另在分界线附近可找到半导体材料．四. 铂系元素第VIII 族元素包括铁、钴、镍、钌、铑、钯、锇、铱、铂九种元素。
第VIII 族元素铁、钴、镍、的性质相似，称为铁系元素。
第VIII族元素钌、铑、钯、锇、铱、铂统称为铂系元素。
钌、铑、钯称为轻铂系金属，锇、铱、铂称为重铂系金属。
Fe、Co、Ni 元素的价电子组态分别是3d64s2、3d74s2、3d84s2，它们的原子半径十分接近，在最外层的4s 轨道上都有两个电子，只是次外层的3d 电子不同，所以它们的性质很相似。
Fe 元素的最高氧化值为+6，常见氧化值是+2 和+3，与很强的氧化剂作用，Fe 可以生成不稳定的+6 氧化值的化合物。
还原性变化规律：Fe(OH)2＞Co(OH)2＞Ni(OH)2氧化性变化规律：Ni(Ⅲ)＞Co(Ⅲ)＞Fe(Ⅲ)铂系元素的最外层电子组态除Os 和Ir 为ns2外，其余都是ns0~1，这说明铂系元素原子的最外层电子有从ns 轨道填入(n-1)d 轨道的强烈趋势，而且这种趋势在三元素组里随原子序数的增大而增强。
铂系元素属于稀有元素，和金、银一起称为贵金属。
铂系元素最显著的特性是化学稳定性都很高，其中Ru（钌）、Rh（铑）、Os（锇）、Ir（铱）在王水中也不溶解。
Pt（铂）仅可溶于王水：3Pt ＋4HNO3＋18HCl ==== 3H2PtCl6 ＋4NO2＋8H2O Pd可溶于HNO3或热H2SO4：Pd ＋4HNO3 ==== Pd(NO3)2 ＋2NO2＋2H2O 此外，熔融的碱（NaOH）、Na2O2和热的S、P、As等对铂系金属也有腐蚀作用。
因此使用铂器皿时，应防止这些试剂的腐蚀。
铂和钯的重要化合物铂的最重要的化合物是氯铂酸（H2PtCl6）和氯铂酸钾（K2PtCl6）。
在红棕色H2PtCl6溶液中加入KCl或NH4Cl，即有黄色的K2PtCl6或(NH4)2PtCl6晶体析出。
Na2PtCl6在水中溶解度较大。
H2PtCl6＋SO2＋2 H2O ==== H2PtCl4 ＋H2SO4＋2 HCl例．根据铂的化学性质，指出在铂制器皿中能否进行有下列试剂参与的化学反应。
(A)HNO3(B) HF (C)王水(D) H2O2+ HCl(E)Na2O2+ NaOH (F)Na2CO3(G) NaHSO4 (H) Na2CO3 + S 答：铂制器皿中能进行有A、B、F、G中试剂参与的化学反应。
因为HNO3、HF、Na2CO3、NaHSO4均不单独与Pt反应。
铂制器皿中不能进行有C 、D 、E 、H 中试剂参与的化学反应。
因为王水、H 2O 2+ HCl 、Na 2O 2+ NaOH 、Na 2CO 3 + S 均能与Pt 发生反应。
3Pt ＋ 4HNO 3 ＋18HCl ==== 3H 2PtCl 6 ＋4NO 2 ＋8H 2OPt ＋ 2H 2O 2 ＋6HCl ==== H 2PtCl 6 ＋4H 2OPt ＋ Na 2O 2 ====== PtO 2＋ 2Na 2OPt ＋ 2S ====== PtS 2五、全国高考题透析：1.(2003年春，8)下列说法正确的是 (A)A.非金属元素R 所形成的含氧酸盐(M a RO b )中的R 元素必定呈现正价B.只有非金属能形成含氧酸或含氧酸盐C.除稀有气体外的非金属元素都能生成不同价态的含氧酸D.非金属的最高价含氧酸都具有强氧化性2、（2006年高考全国卷I ）下列叙述正确的是：(D)A 、同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高B 、同一周期元素原子，半径越小越容易失去电子C 、同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点 一定越高D 、稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高3.(2002年春，7)某元素X 最高价含氧酸的相对分子质量为98，且X 的氢化物的分子式不是H 2X ，则下列说法正确的是 (A)A. X 的最高价含氧酸的分子式可表示为H 3XO 4△ △B. X是第二周期ⅤA族元素C. X是第二周期ⅥA族元素D. X的最高化合价为＋44.(2001年春，17)下列叙述正确的是(BC)A.同周期元素的原子半径以ⅦA族的为最大B.在周期表中零族元素的单质全部是气体C.ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大越容易失去电子D.所在主族元素的原子形成单原子离子时的最高价数都和它的族数相等5、（2006年高考题四川卷）已知1－18号元素的离子aW3+、b X+、c Y2－、d Z－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是A、质子数c>bB、离子的还原性Y2－>Z－C、氢化物的稳定性H2Y>HZD、原子半径X>W分析：本题考查元素“位、构、性”的关系，根据离子结构推断出a>b>d>c,W与X同一周期，Y与Z同一周期且在上一周期，可得到正确答案：B、D。
6.(2000年春，10)已知元素砷(As)的原子序数为33，下列叙述正确的是(BC)A.砷元素的最高化合价为＋3B.砷元素是第四周期的主族元素C.砷原子的第3电子层含有18个电子D.砷的氧化物的水溶液呈强碱性7.若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2∶3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能．．．是(D)A.1B.3C.5D.6.答案：D 解析：短周期中符合原子个数比为2∶3的化合物有B2O3、Al2O3、B2S3、Al2S3原子序数差值分别为3、5、11、3；Be3N2、Mg3N2、Be2P3、Mg2P3原子序数之差分别是3、5、11、3；N2O3中原子序数之差为1。
8.(2002年全国理综，25)已知：①A、B、C、D四种物质均含元素X，有的还可能含有元素Y、Z。
元素Y、X、Z的原子序数依次递增。
②X在A、B、C、D中都不呈现它的最高化合价。
③室温下单质A与某种常见一元强碱溶液反应，可得到B和C。
④化合物D受热催化分解，可制得元素Y的单质。
(1)元素X是___________，Z是___________。
(2)写出③中反应的化学方程式：____________________________________________。
(3)写出④中反应的化学方程式：____________________________________________。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。