元素周期表熔沸点的递变规律

碱金属沸点变化规律

碱金属沸点变化规律
碱金属是指周期表中第一组元素，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。

它们是典型的金属元素，具有许多共同特性，但由于原子结构的差异，它们的沸点会有一定的变化规律。

首先，沸点是指在标准大气压下，物质从液态转变为气态的温度。

对于碱金属来说，沸点的变化规律主要受到原子结构和原子间相互作用力的影响。

从周期表上来看，随着原子量的增加，碱金属的沸点一般呈现递增的趋势。

这是因为随着原子量增加，原子内电子层的能级结构发生变化，电子排布方式的改变导致原子间的相互作用力也发生了变化，从而影响了沸点的高低。

具体来说，锂、钠和钾的沸点随着原子量的增加而递增，这与原子间的范德华力有关。

范德华力是一种分子间的吸引力，随着分子量的增加而增强，因此沸点也随之增加。

然而，铷、铯和钫由于其较大的原子半径和电子层结构的特殊性，沸点并不像前三者那样简单地随原子量递增，而是受到其他因素的影响。

除了原子结构外，碱金属的沸点还受到分子间的相互作用力、
晶体结构等因素的影响。

因此，要全面了解碱金属沸点变化规律，
需要综合考虑原子结构、分子间相互作用力、晶体结构等多个因素
的影响。

总的来说，碱金属的沸点变化规律是一个复杂的物理化学问题，需要综合考虑多个因素。

通过研究这些因素的相互影响，可以更好
地理解碱金属沸点的变化规律。

元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律

同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
3．认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
1．预测未知物的位置与性质
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱，
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属，正极较不活泼金属
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱和状态，不易得失电子
存在范围
离子化合物（碱、盐、活泼金属氧化物）
单质，共价化合物、离子化合物（碱、含氧酸盐、铵盐等）
与性质的关系
一般离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高，溶解度越小。
共价键越强，分子越稳定。
（4）非极性共价键与极性共价键比较
项目
非极性键
极性键
成键微粒
1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律：（熟记）
性质
同周期（从左→右）
同主族（从上→下）
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性

元素周期表递变规律

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1.1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。

1.2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1.3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1.4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。

1.5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。

1.6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。

1.7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。

2.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。

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。

元素周期表及其规律

非金属氧性化渐性强渐氢化物渐稳定强还原熔氢原子沸化性半点物渐径渐渐熔强渐大稳沸金大定点属最高价氧化物的水合物的酸性渐强渐性最高价氧化物的水合物的碱性渐强大渐强原子半径渐大化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 ＋6 ＋6 ＋6 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7＋3 ＋4 ＋3 ＋3 ＋3 ＋1 ＋2 ＋4 ＋4 ＋5 化合价最高正价渐高＋3 ＋2 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4＋2 ＋3＋1 ＋1－4 －3 －2 －11. 元素周期表中元素性质的递变规律2.3.几个规律:①.金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）；M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。

② .半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。

(1)电子层数越多,半径越大(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小(3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大③ .元素化合价规律主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价；④. 熔沸点高低的比较：原子晶体>离子晶体>分子晶体⑤. 1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。

⑥ .电子式的书写原子的电子式离子的电子式：分子或共价化合物电子式离子化合价电子式同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)ⅤA族。

化学元素周期表有哪些变化规律

化学元素周期表有哪些变化规律
元素周期表被化学及其他科学范畴中广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。

以下是小编整理的元素周期表的变化规律，欢迎参考。

化学元素周期表：
化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。

列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中，如卤素、碱金属元素、稀有气体（又称惰性气体或贵族气体）等。

这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族与零族、八族。

化学元素周期表单质的熔点变化规律：
（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.
化学元素周期表元素金属性：
（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。

化学元素周期表原子半径：
（1）除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）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。

（五、六周期间的副族除外）
化学元素周期表最高价氧化物的水化物酸碱性：。

（完整版）化学元素周期表的规律总结

（完整版）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。

熔点和沸点的变化规律

一、分子晶体熔、沸点的变化规律分子晶体是依靠分子间作用力即范德华力维系的，分子间作用力与化学键相比弱得多，使得分子容易克服这种力的约束，因此，分子晶体的熔、沸点较低。

1．分子构型相同的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高。

分子间作用力有三个来源，即取向力、诱导力和色散力。

卤素单质自非极性分子构成，只存在色散力，随相对分子质量增大，分子内电子数增多，由电子和原子核的不断运动所产生的瞬时偶极的极性也就增强，因而色散力增大，导致熔、沸点升高。

同理，稀有气体的熔、沸点变化也符合这规律，相对原子质量越大，熔、沸点越高。

2．分子构型相同的物质，能形成氢键时，熔、沸点升高。

在常温下，绝大多数非金属元素的氢化物都是气态的（只有H20例外），气态氢化物的熔、沸点理应遵循第1条规律，随着相对分子质量的增大而升高，但是自于NH3、H20、HF可以形成氢键，使简单分子缔合成较大的分子，在发生相变时，不仅要克服原有的分子间作用力，而且要吸收更多的能量，使缔合分子解聚，因而造成NH3、H20、HF的熔、沸点反常，特别是水分子中有2个H-O键和2对孤对电子，一个水分子可以同时形成2个氢键，所以水的熔、沸点最高，在常温下呈液态。

含有-OH或-NH2的化合物，如含氧酸、醇、酚、胺等，因分子间能形成氢键，它们的熔、沸点往往比相对分子质量相近的其它物质高。

以CHCl3为例，氯仿是强极性分子，但不形成氢键，相对分子质量为119.5，熔点-63.5℃，沸点61.2℃，而相对分子质量仅有60，但含-0H的乙酸熔点为16.6℃，沸点为117.9℃。

磷酸、硼酸相对分子质量都不超过100，但由于氢键的形成，使它们在常温下都呈固态。

3．相对分子质量相近时，分子的极性越强，熔、沸点越高。

表中所列氢化物的相对分子质量相近，且都是等电子体，但它们的熔、沸点却有较大差别。

甲硅烷是非极性分子，熔、沸点最低，从左到右，随分子极性的增强，熔、沸点逐渐升高。

怛极性最强的HCl却反常地低于H2S，这是由于氯原子半径小于硫原子半径，HCl分子小于H2S分子，使色散力变小，故熔、沸点较H2S低。

元素周期表熔点变化规律

元素周期表熔点变化规律元素周期表是化学元素按一定顺序排列的表格，每个元素都具有特定的物理和化学性质。

其中，元素的熔点是指固体变成液体的温度，是描述物质的性质之一。

元素周期表中的元素熔点变化规律与元素的原子结构和化学性质有关，下面将从这两个方面来分析元素周期表中熔点的变化规律。

元素的熔点与原子结构相关原子结构是元素熔点变化的重要因素。

原子结构主要包括原子的电子结构和原子的核结构两部分。

原子的电子结构对元素的熔点有重要影响。

原子的电子结构主要指的是原子的电子排布情况，包括电子壳层布局和电子数目。

在元素周期表中，同一主族元素的熔点通常随着原子序数的增加而增大。

这是因为在同一主族元素中，原子序数增加，电子外层的电子数量增加，电子间的排斥作用增强，使得原子结合时的能量增加，导致熔点升高。

例如，第一主族元素的熔点随着原子序数的增加而增加，比如氢的熔点为-259.16°C，锂的熔点为180.5°C，钠的熔点为97.72°C，钾的熔点为63.38°C，铍的熔点为1278°C。

另外，原子的核结构对元素的熔点也有影响。

原子的核结构主要包括原子的核外层电子数目和原子的核电荷数。

在同一周期元素中，原子核电荷数增大，核外层电子与核之间的引力增强，形成的离子键更加牢固，熔点升高。

因此，同一周期元素的熔点通常随着原子序数的增加而增大。

例如，在第一周期元素中，锂的熔点为180.5°C，而钠的熔点为97.72°C，镁的熔点为650.6°C，铝的熔点为660.32°C，硅的熔点为1410°C。

可见，同一周期元素的熔点随着原子序数的增加而增加，原子核结构的变化对元素熔点变化具有重要影响。

元素的熔点与化学性质相关元素的化学性质对其熔点也有重要影响。

在元素周期表中，同一族元素的熔点通常随着原子序数的增加而增大，这与同一族元素具有相似的化学性质有关。

化学元素周期表知识整理

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。

[编辑本段]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。

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, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)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。

高考化学溶沸点比较

主要方法有如下几种（1）由周期表看主族单质的熔、沸点同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。

但碳族元素特殊，即C，Si，Ge，Sn越向下，熔点越低，与金属族相似。

还有ⅢA族的镓熔点比铟、铊低，ⅣA族的锡熔点比铅低。

（2）同周期中的几个区域的熔点规律①高熔点单质 C，Si，B三角形小区域，因其为原子晶体，熔点高。

金刚石和石墨的熔点最高大于3550℃，金属元素的高熔点区在过渡元素的中部和中下部，其最高熔点为钨（3410℃）。

②低熔点单质非金属低熔点单质集中于周期表的右和右上方，另有IA的氢气。

其中稀有气体熔、沸点均为同周期的最低者，而氦是熔点（－272.2℃，26×105Pa）、沸点（268.9℃）最低。

Bi，呈三角（3熔点：金刚石>①②呈固态。

（4①②③晶体的颗粒很小，肉眼观察不到它的几何形状，但仍是晶体，例如白沙糖，很小很小的颗粒，但它是分子晶体，我们常用的食盐，晶体颗粒很小，但它是离子晶体。

还要指明的是有些物质在常温常压下是气体，一但隆温到它成固体时它是晶体了,例如二氧化碳就是这样，它是分子晶体原子晶体：1.相邻原子之间通过强烈的共价键结合而成的空间网状结构的晶体叫做原子晶体。

2.在原子晶体这类晶体中，晶格上的质点是原子，而原子间是通过共价键结合在一起，这种晶体称为原子晶体。

如金刚石晶体，单质硅，SiO2，碳化硅等均为原子晶体。

3.规律：原子晶体熔沸点的高低与共价键的强弱有关。

一般来说，半径越小形成共价键的键长越短，键能就越大，晶体的熔沸点也就越高。

例如：金刚石（C－C）>二氧化硅（Si－O）>碳化硅（Si－C）晶体硅（Si－Si））金刚石、硅晶体、SiO2、SiC离子晶体：由正、负离子或正、负离子集团按一定比例通过离子键结合形成的晶体称作离子晶体。

离子晶体一般硬而脆，具有较高的熔沸点，熔融或溶解时可以导电。

如强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2）、活泼金属氧化物（Na2O、MgO、Na2O2）、大多数盐类（BeCl₂、Pb(Ac)₂等除外）都是离子晶体。

化学元素周期表熔沸点规律总结

化学元素周期表熔沸点规律总结
高中化学元素周期表熔沸点规律是怎样的？因为熔沸点递变在周期表中并不是完全有规律的,所以希望不要一味追求结论,理解才是最重要的,一旦理
解了判断的原理,元素周期表自然就掌握好了。

元素周期表中熔沸点有什幺规律
首先，判断元素单质的熔沸点要先判断其单质的晶体类型，晶体类型不同，决定其熔沸点的作用也不同。

金属的熔沸点由金属键键能大小决定；分子晶体由分子间作用力的大小决定；离子晶体由离子键键能的大小决定；原子晶体由共价键键能的大小决定。

所以第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情
况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。

第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。

用这样的方法去判断同主族元素的熔沸点递变规律就行了，因为理解才是最重要的。

同周期的话，不太好说了。

通常会比较同一类型的元素单质熔沸点，比如
说比较na、mg、al的熔沸点，则由金属键键能决定，al所带电荷最多，原子
半径最小，所以金属键最强，故熔沸点是：nah2se>h2s；卤素：
hf>hi>hbr>hcl。

同周期比较的话，是从左至右熔沸点依次升高，因为气态氢
化物的热稳定性是这样递变另外有时还要注意物质的类型，比如让你比较金刚石、钙、氯化氢的熔沸点，只要知道金刚石是原子晶体，熔沸点最高，其。

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不异。

因此跟着核电荷数的增长，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、复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。

1、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，跟着原子序数的递增，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。

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结元素周期律学问点总结 1一．元素周期表的结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。

所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。

结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。

3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。

2)递变性(从锂到铯)：①密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。

2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。

3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。

三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。

(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。

元素周期表中熔点沸点的变化规律

元素周期表中元素熔沸点规律：
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。

第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。

第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。

元素氢化物沸点比较规律从左到右

元素氢化物沸点比较规律从左到右
元素氢化物的沸点比较规律从左到右主要受到原子量、分子量、分子间力等因素的影响。

在周期表中，从左到右原子量逐渐增加，
这意味着分子量也在增加。

一般来说，分子量越大的分子，其分子
间力也越强，因此沸点也会相应增加。

另外，原子量增加还会导致
分子的极性增加，从而增加分子间的吸引力，这同样会导致沸点的
升高。

因此，从左到右，元素氢化物的沸点一般会逐渐增加。

另外，需要考虑到周期表上元素的性质变化。

从左到右，元素
的电负性逐渐增加，这意味着元素氢化物中氢原子与元素原子之间
的极性键也会逐渐增强，从而导致分子间力增加，沸点也会随之增加。

总的来说，从左到右，元素氢化物的沸点一般会呈现增加的趋势，这是由于分子量、分子间力以及原子性质等因素的综合影响所
导致的。

当然，具体的情况还需要具体分析具体元素氢化物的情况，因为不同元素的氢化物之间可能会存在特殊的影响因素。

元素周期表中元素性质的递变规律

专题一主要知识点1. 元素周期表中元素性质的递变规律
2.
3.几个规律:
①金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；
单质的还原性（或离子的氧化性）；
M(OH)n的碱性；
金属单质间的置换反应；
原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；
非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；
单质的氧化性（或离子的还原性）；
最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；
非金属单质间的置换反应。

②半径比较三规律：
阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。

(1)电子层数越多,半径越大
(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小
(3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大
③元素化合价规律
主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价；
④熔沸点高低的比较：详细见《导学》P24
原子晶体>离子晶体>分子晶体
⑤1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。

⑥电子式的书写
原子的电子式
离子的电子式：
分子或共价化合物电子式
离子化合价电子式，。

元素周期表熔点变化规律

元素周期表熔点变化规律元素周期表中的元素具有不同的化学性质和物理性质。

其中之一就是它们的熔点，也就是元素在标准大气压下从固态转变为液态所需的温度。

元素周期表熔点的变化规律是我们探讨元素性质的重要一环，它不仅可以帮助我们了解元素的性质，还可以为我们的生产和应用提供指导。

首先，元素周期表熔点的变化规律与元素的原子结构有关。

元素的原子结构决定了其化学性质和物理性质。

元素的原子结构包括原子核和围绕原子核运动的电子。

原子核中包括质子和中子，它们决定了元素的质量数和原子序数。

而电子的排布决定了元素的化学性质和物理性质。

根据原子核的组成和电子的排布，我们可以推断元素的熔点大致的变化规律。

一般来说，元素的熔点与其原子的大小、原子核的电荷数以及电子的排布有关。

原子的大小决定了原子内部的相互作用力，较大的原子间的相互作用力较弱，相比之下，较小的原子间的相互作用力较强。

电子的排布也会影响元素的熔点，对于处于相同周期的元素来说，电子的排布不同可能导致相互间的相互作用力不同，从而导致熔点的变化。

此外，原子核的电荷数对元素的熔点也有很大的影响。

原子核的电荷数越大，相对应的元素的熔点越高。

因为原子核的电荷数越大，原子核对电子的吸引力就越强，从而使得原子内部的相互作用力增强，导致熔点升高。

按照元素周期表的排列顺序，我们可以发现元素周期表中的元素熔点有一定的规律性。

通常情况下，元素周期表中的元素从左至右、从上至下的熔点是先升高后降低的趋势。

具体来说，对于同一周期的元素来说，原子核的电荷数逐渐增加，原子的大小逐渐减小。

由于这两个因素的叠加作用，使得熔点先升高后降低。

特别地，对于同一族的元素来说，原子内部的相互作用力相对比较相似，因此熔点变化规律相对来说比较规律。

另外，我们需要了解到元素的熔点不仅受元素自身性质的影响，还受外部环境的影响。

在实际应用中，我们通常在一定的温度和压力下进行实验和生产。

因此，元素的熔点和外部环境的压强和温度密切相关。

卤族元素熔沸点递变规律

卤族元素熔沸点递变规律
卤族元素熔沸点递变规律是指，在卤族元素中，其原子半径和熔沸点由外至内呈递减的规律。

卤族元素的原子半径通常随元素的还原度由外至内呈递减的趋势，即因子量越大，原子所具有的电子较少，因此原子半径也越小；同样，表示熔沸点的Bb(K)值也会随原子半径的减小而递减，从而体现出卤族元素的熔沸点递变规律。

实际上，这种熔沸点递变规律可以归结为卤族元素间原子间相互作用力的变化引起的。

由于卤族元素的元素性质均较金属性强，当原子间的距离变短时，原子间的电子层间相互作用力就会增强，这将使得单质的分子的熔沸点变得更高，从而出现熔沸点递变规律。

卤族元素的熔沸点随着元素的成分和递变而慢慢地发生变化，而这种递变的规律也使得我们能够使用它来识别不同的元素。

例如，氯元素熔沸点为−34.6 °C，而氟元素熔沸点却高达−219.7 °C，而在其它熔沸点为0 °C 的硫、氩、铵元素之间也有类似的差异，以此来辨别不同的卤族元素。