元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律是现代化学的基础之一，它是根据元素的原子序数和原子结构的周期性规律将元素按照一定顺序排列的表格。
以下是元素周期律的一些重要知识点总结：1. 元素周期律的排列方式：元素周期律中元素按照原子序数顺序排列，一般从左上角到右下角，纵列称为“周期”，横行称为“族”。
2. 周期表的组成：周期表分为横行（周期）和竖列（族）。
横行称为周期，表示电子层的数量，竖列称为族，表示原子中对外电子的数量和性质。
3. 周期表的区域划分：周期表可以分为主族元素和过渡元素两部分。
主族元素位于周期表的1A到8A族，对外电子为s和p电子；过渡元素位于4B到11B族和3A到8A 族，对外电子为d和s电子。
不包含2A族和3B族的过渡元素。
4. 周期表的电子层结构：周期表中的行数代表电子层数，从1行到7行依次填充电子，并按能级顺序填充。
例如，第1行只有1s轨道，第2行有2s和2p轨道，依此类推。
5. 周期表的周期性规律：周期表中的元素按照一定规律呈现周期性变化。
例如，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大，在同一周期内，电负性逐渐增大等。
6. 主族元素的性质：主族元素的性质随族数的增加而呈现一定的规律性。
例如，1A族元素是碱金属，具有低电离能、低电负性、金属性等特征；7A族元素是卤素，具有高电离能、高电负性、非金属性等特征。
7. 过渡元素的性质：过渡元素具有多样的性质，但总体上具有较高的电离能和电负性，良好的催化性能和各种维度的配位化学。
这些是元素周期律中的一些重要知识点，但仅仅列举了一小部分。
元素周期律是化学研究的基础，涉及到更多的化学性质和规律。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结1.元素周期律的发现历史元素周期律最早由俄国化学家门捷列夫于1869年提出，并且将已知的63个元素按照一定的规律排列。
门捷列夫将元素的性质与其原子量进行比较，发现存在周期性变化的规律。
后来，门捷列夫的周期表不断进行修正和完善，最终发展成为现代元素周期表。
2.元素周期表的结构元素周期表是按照元素原子序数的大小进行排列的，原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素周期表中元素的标识。
周期表由横行的周期和竖列的族组成。
横行的周期称为周期，竖列的族称为主族。
元素周期表根据元素的电子结构、原子半径、电负性等性质进行划分。
3.元素周期律的主要规律-周期性规律：位于同一周期中的元素，原子量存在递增的趋势，并且许多性质会随着周期数的增加而周期性变化。
例如，金属元素的电子亲和能随周期数的增加而降低。
-垂直规律：位于同一族中的元素，原子量相似，并且许多性质也会有相似之处。
例如，碱金属元素（第一族）都具有相似的反应性和活泼的性质。
-斜线规律：元素周期表中的主要对角线称为斜线规律。
按照斜线方向进行排列的元素，在一些性质上有着相似之处，并且具有一定的趋势。
例如，元素周期表中的碱土金属（第二族）和卤素（第七族）的电子亲和能都随着原子量的增加而增加。
4.元素周期律的应用-预测新元素：元素周期律的周期性规律可以用来预测尚未发现的元素的性质。
例如，门捷列夫在提出元素周期表后，成功预测了后来发现的元素镓、铊和锪。
-元素的共价价态：元素周期表中同一族元素的共价价态具有相似性，例如，氧族元素的共价价态为-2-元素的化合价：元素周期表中主族元素的化合价与其所在的族数有关，例如，第一族的元素的化合价为+1-化学反应的活性和性质：元素周期表中的元素按照周期和族的排列，可以看出元素的活性和性质的变化趋势。
例如，金属元素活动性随周期数的增加而增加。
-过渡元素的性质：元素周期表中的过渡元素具有丰富的氧化态和复合态，具有多种形态的存在。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结一、元素周期律的发现历程元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。
在19世纪末，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。
这一发现为后来的元素周期表的建立奠定了基础。
二、元素周期律的基本规律1. 原子序数元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。
原子序数的增大决定了元素的性质的变化。
2. 周期性元素周期律的核心规律是周期性。
即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。
这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。
3. 周期性表现元素周期律的周期性表现在以下方面：（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等性质的周期变化。
（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。
（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。
（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。
三、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。
其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡元素。
周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。
四、周期表中的规律1. 周期性规律周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。
比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。
这些元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。
这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。
2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。
比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。
周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。
【化学】《元素周期律》知识点总结
【化学】《元素周期律》知识点总结元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
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. 原子核得构成原子 A Z X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得质子与中子得相对质量取近似整数值加起来,所得得数值,叫质量数。
XA Z ——元素符号质量数——核电荷数——（核内质子数）表示原子组成的一种方法a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数请看下列表示a b+dXc+e质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)阳离子 a W 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补充:1、原子就是化学变化中得最小粒子;2、分子就是保持物质得化学性质中得最小粒子;3、元素就是具有相同核电荷数即核内质子数得一类原子得总称二、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得一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同得同一元素得不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素得特点 ①化学性质几乎完全相同原子核核外电子 Z 个中子 (A -Z)个质子 Z 个②天然存在得某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占得原子个数百分比(即丰度)一般就是不变得。
练习:1、法国里昂得科学家最近发现一种只由四个中子构成得粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子得说法不正确得就是( )A.该粒子不显电性B.该粒子质量数为4C.与氢元素得质子数相同D.该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子得核外电子数相等,与它们对应得原子得核电荷数由大到小得顺序就是___________ 。
3、现有b X n－与aY m＋两种离子,它们得电子数相同,则 a 与下列式子有相等关系得就是( )(A)b－m－n (B) b＋m＋n(C)b－m＋n (D) b＋m－n4、某元素得阳离子R n＋,核外共用x个电子,原子得质量数为A,则该元素原子里得中子数为( )(A)A－x－n (B)A－x＋n (C)A＋x－n (D)A＋x＋n三、元素周期表得结构．．．．．．．．1、编排原则:①按原子序数递增得顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．得各元素从左到右排成一横行．．。
《物质结构_元素周期律》知识点总结
《物质结构_元素周期律》知识点总结元素周期律是化学的基础理论之一，用于描述元素的组成和性质。
接下来，我将对《物质结构_元素周期律》的知识点进行总结。
1.元素周期律的历史元素周期律最早由俄国化学家孟德莱耶夫于19世纪提出，他将已知元素按照原子质量的增加顺序进行排列，发现元素的性质会随着原子质量的增加而周期性变化。
2.元素周期表的构成元素周期表是以元素的原子序数（也称为核电荷数）为基础的表格。
它将元素按照原子序数逐个排列，每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
元素周期表的主要组成部分有：元素符号、原子序数、元素名称、相对原子质量等。
3.元素周期表中的周期性规律元素周期表中的周期性规律主要包括原子半径、电离能、电负性、金属性等方面的变化。
其中，原子半径随着周期的增加而减小，电离能和电负性则随周期的增加而增大，金属性则随周期的增加而减弱。
4.元素分类元素根据电子结构和化学性质可分为金属、非金属和半金属。
金属具有良好的导电性、热导性和延展性，非金属则相对较差，而半金属则介于两者之间。
5.钡行和铂系元素除了8个主族之外，元素周期表中还有两个特殊的族：钡行和铂系元素。
钡行元素是位于周期表倒数第二行的元素，它们的电子结构较稳定，常见化合价为+2、铂系元素是位于周期表第八族的元素，它们具有良好的催化性能，通常用作催化剂。
6.化学键的特性化学键是原子间的相互作用力，主要有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由电子的转移产生的，共价键是由电子的共享产生的，金属键是由金属中的自由电子产生的。
不同类型的化学键具有不同的特性和强度。
7.元素的周期律规律和化学反应元素周期律的规律对于解释和预测化学反应也具有重要意义。
例如，元素周期表中元素的位置可以预测元素的化学性质和反应活性，为元素间的化学反应提供了依据。
8.伦纳德琼斯体系伦纳德琼斯体系是根据元素的电子结构和化学性质将元素划分为s、p、d、f四个区域的分类法。
根据该分类法，元素的化学性质和反应方式有明显的规律性。
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
高一化学元素周期律知识点总结
高一化学元素周期律知识点总结
一、什么是元素周期律
元素周期律是第二大械分类法，是按元素原子序数重复排列的律性现象，指某一行或列元素的元素性质呈现的一定的重复性的械种规律，
称为元素周期律，也叫周期性规律。
二、元素周期律的规律
1、元素周期律的原理：元素周期律主要是元素原子内最外层能够电子
数从上到自然相对次序逐次增加，以及同一属中原子半径逐次减小的
原理来探索它的规律。
2、外层电子数增加：当元素原子往右移动时，同一行原子最外层电子
数都会逐次增加，因此，任何排在这一行中的元素都有着增加的趋势，所以同一行的元素的性质也会增强。
3、原子半径减小：当元素原子往下移动时，同一型的元素原子半径也
会逐次减小，这样一来，任何排在这一列的元素都有着强化的趋势，
所以同一列的元素的性质也会减弱。
4、周期性影响：由于元素周期性律的存在，元素离子们根据原子序数
进行排列，一旦发生反应，也会随着周期的变化而产生相似的反应。
三、元素周期律的应用
1、用于确定物质性质：可以根据元素周期律确定某一种物质的性质，
进而了解其用途。
2、预测物质的反应：当物质发生反应时，可以根据元素周期律来分析
两种反应物的性质，从而预测出反应产物及用量。
3、为药物研发提供理论指导：有了元素周期律，可以根据元素周期性
律来设计合适的生物活性物质，为抗癌药物的研发提供理论指导。
四、总结
元素周期律是一种元素性质呈一定的重复性规律的现象，是金属和非
金属材料分类的基础，用于预测物质反应，同时也可以指导药物开发。
对于高中生来说，元素周期律是一个有趣而重要的课题，所以要把它
牢记在心，加深理解。
周期律知识点总结
周期律知识点总结一、周期律的基本概念周期律是描述元素周期表中元素性质规律的概念，它最早由门捷列夫在1869年提出，并在之后得到了孟德莱耶夫、莫丹塔夫、门捷列夫等科学家的深入研究和发展。
周期律的基本概念包括元素周期表的构造原则和元素周期性规律。
1. 元素周期表的构造原则元素周期表是按元素的原子序数大小依次排列的一种表格，最早由门捷列夫提出。
元素周期表的构造遵循以下原则：(1) 按原子序数大小排列。
原子序数是元素的重要标识，它代表了元素原子核中质子的数量，也是元素在同一周期内的位置标识。
元素周期表中元素的排列顺序与它们的原子序数大小呈正比，原子序数从左到右逐渐增加。
(2) 周期表的主要构造原则是周期律规则。
元素周期表的构造中，周期律规则是构造的基础原则。
周期律规则包括：周期性规律、元素周期法则、主族元素和次族元素等。
2. 元素周期性规律元素周期性规律是指元素周期表中相邻元素化学性质的变化规律。
周期性规律主要有原子半径周期性规律、电子亲和能周期性规律、离子化能周期性规律和原子量周期性规律。
(1) 原子半径周期性规律。
原子半径是指原子的外层电子云的平均距离，原子半径的大小与原子核电荷数和外层电子数有关。
元素周期表中原子半径随着原子序数的增加而呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。
(2) 电子亲和能周期性规律。
电子亲和能是指原子或原子离子吸收外层电子形成负离子的能力，电子亲和能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。
元素周期表中电子亲和能也随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。
(3) 离子化能周期性规律。
离子化能是指原子或原子离子失去一个或多个外层电子形成正离子的能力，离子化能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。
元素周期表中离子化能随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。
(4) 原子量周期性规律。
原子量是指元素的相对原子质量，原子量的大小与原子核的质子和中子数量有关，元素周期表中原子量也呈现出周期性变化规律。
高中化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结
高考化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结一、元素周期律1. 原子序数（1）含义：元素在元素周期表中的序号（2）与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数2. 元素周期律的含义元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
3. 元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
二、元素周期表1. 元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2. 元素周期表（1）编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列。
②周期：将电子层数相同．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③族：把最外层电子数相同．．。
．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行主族序数＝原子最外层电子数（2）结构特点：①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。
三、元素周期表中的部分重要元素四、焰色反应1、Na 黄Li 紫红K 浅紫（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）2、Rb 紫Ca 砖红色Sr 洋红Rb 紫Cu 绿Ba 黄绿Co 淡蓝五、微粒半径的大小与比较（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如：同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。
如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。
（3）三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结
一、元素周期律
1、定义：元素周期律（Periodic Law）是指按元素原子序数从小到大
排序，当元素所具有的质子数和中子数有一定的定律性变化时，元素
的化学性质也有相应的定律性变化的现象。
2、元素周期表：体现元素周期律的就是元素周期表，所有元素依据质
子数从小到大排列，形成由7条表排成形状似番茄坐放的元素周期表。
表中的每一行称为一个“周期”，每一列称为一个“族（Group）”。
3、物理化学性质的变化规律：
（1）质子数增加——元素的原子半径随着质子数增加而减小，元素的
熔点和沸点也随着质子数的增加而减小；
（2）族的变化——族之间的元素逐步由金属性变为非金属性；
（3）周期的变化——随着原子序数增加，周期中金属和非金属类型及
性质便开始改变。
4、戴拿贝定律：戴拿贝定律（Dobbine's Law）指出，元素周期表中前
8种元素的化学性质比较特殊，质子数介于1~8的元素的化学性质也专
有几分，它们的化学性质呈”8乘“型组织，每一组成份化学性质相似。
简言之，其中前8种元素的化学性质会有重复性，例如第一，八组
（1—8）都是氢族(无色、气态、可溶性)；第二，九组（9—16）都是碱金属族（金属态、有色、可溶性）；第三，十七组（17—24）都是非金属族（非金属态、不可溶性），以此类推。
5、定律的意义：元素周期律反映了原子内结构的一般规律性变化，使人们能够预测未知元素的性质，比较容易地判断出元素之间的特征及关联性，为元素的分类提供了重要的理论依据。
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。
元素周期律知识点总结
元素周期律1.微粒间数目关系质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数2．原子表达式及其含义 A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）1．原子核中没有中子的原子：11H 。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点(1)．常见的等电子体①2个电子的微粒。
分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
②10个电子的微粒。
分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4；离子：Na +、 Mg 2+、Al 3+、NH +4、H 3O +、N 3-、O 2-、F -、OH -、NH - 2等。
③18个电子的微粒。
分子：Ar 、SiH 4、PH 3、H 2S 、HCl 、F 2、H 2O 2、N 2H 4（联氨）、C 2H 6（CH 3CH 3）、CH 3NH 2、CH 3OH 、CH 3F 、NH 2OH （羟氨）；离子：K +、Ca 2+、Cl -、S 2-、HS -、P 3-、O 2-2等。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结1、对原子的4点认识〔1〕原子是构成物质的三种微粒〔分子、原子、离子〕之一。
〔2〕原子是化学变化中的最小微粒。
化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程。
〔3〕原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。
原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。
〔4〕原子呈电中性，质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。
离子是带电荷的原子，离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。
2、前20号元素原子构造示意图的4种根本模型用Z表示原子序数，将前20号元素的原子构造示意图归纳成四种根本模型如下：3、同周期主族元素性质的递变规律6条〔1〕核外电子排布：随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多〔除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个〕。
〔2〕原子半径：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小。
〔3〕最高正化合价：随着核电荷数增大，最高正化合价从+1→+7〔氧、氟例外〕。
〔4〕非金属元素的最低负价：随着核电荷数增大，从IVA→VIIA，化合价升高，-4 →-1。
〔5〕金属性、非金属性：随着核电荷数增大，金属性越来越弱、非金属性越来越强。
〔6〕元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：随着核电荷数增大，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。
4、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。
5、有关元素周期表的10点认识：〔1〕元素周期表有多少横行就有多少周期，但是不是有多少列就有多少族。
〔2〕周期是电子层数一样的元素集合，族是性质相似的元素集合。
〔3〕族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。
〔4〕族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA〔NaH〕。
〔5〕元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期〔根据如今的元素周期表〕。
必修二物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律元素周期表知识概要：一、元素周期表1.元素周期表的发现与发展：1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。
当原子结构的奥秘被发现以后，元素周期表中的元素排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成我们常用的这种形式。
按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
人们发现，原子序数与元素的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2.元素周期表的结构：（1）元素周期表的排列原则横行：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
纵行：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列。
（2）周期（3）族按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同的元素由上而下排成纵行，元（4）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＝核外电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表长周期（第4、5、6、7周期）主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素 （5）认识周期表中元素相关信息随堂检测（一）1.已知某主族元素的原子结构示意图如下,判断其位于第几周期?第几族?2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的( ) A.相对原子质量和核外电子数 B.电子层数和最外层电子数 C.相对原子质量和最外层电子数 D.电子层数和次外层电子数3.下列各表为周期表的一部分(表中为原子序数),其中正确的是( ) A.B.C.D.4.,同一周期ⅡA 、ⅢA 的两种元素的原子序数差可能为几?5.已知元素的原子序数,可以推断元素原子的( ) ①质子数 ②核电荷数 ③核外电子数 ④离子所带电荷数 A.①③ B.②③ C.①②③ D.②③④ 6.由长周期元素和短周期元素共同构成的族是( ) ①0族 ②主族 ③副族 ④第Ⅷ族 A.①② B.①③ C.②③ D.③④ 7.下列说法中正确的是( )A.现行元素周期表是按相对原子质量逐渐增大的顺序从左到右排列的B.最外层电子数相同的元素一定属于同一族C.非金属元素的最外层电子数都≥4D.同周期元素的电子层数相同 二、元素的性质与原子结构 1.碱金属元素：从原子结构上看：相同点：最外层都只有一个电子。
关于元素周期律的知识点汇总
关于元素周期律的知识点汇总原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数周期序数=原子的电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数（O、F除外）=价电子数；非金属的负价的绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）4）由原子序数确定元素位置的规律主族元素：周期数=核外电子层数；主族的族序数=最外层电子数；确定族序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，最后的差值即可确定。
2、元素周期律1）实质：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化。
常用规律如下：主族元素同一周期中,原子半径随着原子序数的增加而减小；同一主族中,原子半径随着原子序数的增加而增大；在同一周期中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，,非金属性逐渐增强；在同一族中，从上到下，元素的金属性增强，非金属性减弱；同一族的元素性质相近；2）原子半径大小比较同一周期（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；阴阳离子的半径大小辨别规律：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。
3）金属性、非金属性强弱的判断方法A.金属性比较规律：①由金属活动性顺序表进行判断；②由元素周期表进行判断,同周期金属性减弱,同主族金属性增强；③由金属阳离子的氧化性强弱判断,一般情况下,氧化性越弱,对应金属性越强,特例,三价铁的氧化性强于二价铜；④由置换反应可判断强弱，遵循强制弱的规律；⑤由对应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断,碱性越强,金属性越强；⑥由原电池的正负极判断,一般情况下,活泼性强的做负极；⑦由电解池的放电顺序判断B.非金属性的比较规律：①由单质的氧化性判断,一般情况下,氧化性越强,对应非金属性越强；②由单质和酸或者和水的反应程度来看,反应越剧烈,非金属性越强；③由对应氢化物的稳定性判断，氢化物越稳定,非金属性越强；④由和氢气化合的难易程度判断，化合越容易,非金属性越强；⑤由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断,酸性越强,非金属越强；⑥由对应阴离子的还原性判断,还原性越强,对应非金属性越弱；⑦由置换反应判断。
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元素周期律知识点总结Last revision on 21 December 2020中子N（核素） 原子核近似相对原子质量质子Z → 元素符号原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）：体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
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1.微粒间数目关系 质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序 原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数2．原子表达式及其含义A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）1．原子核中没有中子的原子：11H 。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
~20号元素组成的微粒的结构特点(1)．常见的等电子体①2个电子的微粒。
分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
决定X)(A Z 原子(A Z X) 原子核 核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质 X A Z c ± d ±b②10个电子的微粒。
分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4；离子：Na +、 Mg 2+、Al 3+、NH +4、H 3O +、N 3-、O 2-、F -、OH -、NH - 2等。
③18个电子的微粒。
分子：Ar 、SiH 4、PH 3、H 2S 、HCl 、F 2、H 2O 2、N 2H 4（联氨）、C 2H 6（CH 3CH 3）、CH 3NH 2、CH 3OH 、CH 3F 、NH 2OH （羟氨）；离子：K +、Ca 2+、Cl -、S 2-、HS -、P 3-、O 2-2等。
(2)．等质子数的微粒分子。
14个质子：N 2、CO 、C 2H 2；16个质子：S 、O 2。
离子。
9个质子：F -、OH -、NH -2；11个质子：Na +、H 3O +、NH + 4；17个质子：HS-、Cl -。
(3)．等式量的微粒式量为28：N 2、CO 、C 2H 4；式量为46：CH 3CH 2OH 、HCOOH ；式量为98：H 3PO 4、H 2SO 4；式量为32：S 、O 2；式量为100：CaCO 3、KHCO 3、Mg 3N 2。
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、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化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、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 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元素周期律及其实质1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
编排依据 具体表现形式七主七副零和八 三长三短一不全核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化电子层数：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。
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<Na<K<Rb<Cs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：F--<Cl--<Br--<I--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe2+>Fe3+①与水反应置换氢的难易越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来依据：⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。
H2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。
金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
性强弱的判断④互相置换反应非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。
规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs ;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I 。
③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au定义：以12C 原子质量的1/12（约×10-27kg ）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI ）单位为一，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个Cl 2分子的m(Cl 2)=×10-26kg 。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C 的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对原子质量 诸量比较： 如35Cl 为,37Cl 为。
（原子量） 核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。
如：35Cl 为35,37Cl 为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。
注意： ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。
（即：同种元素的不同原子或核素）同位素 ①、结构上，质子数相同而中子数不同；特点： ②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。
原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系1．元素在周期表中位置与元素性质的关系⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。
实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH 为中强碱而不是强碱，Li 2CO 3难溶于水等等。
② Be 、Al 的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al 单质在常温下均能被浓H 2S04钝化；A1C13和BeCl 2均为共价化合物等。
③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。
即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。
⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。
如He、Ne、Ar等稀有气体。
3．原子结构与元素在周期表中位置的关系（1）电子层数等周期序数；（2）主族元素的族序数=最外层电子数；（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。