第七讲 元素周期表的九大规律
元素周期表的特征与周期规律的解释
元素周期表的特征与周期规律的解释元素周期表是化学中用来分类元素的一种表格，它根据元素的原子序数、电子排布和化学性质进行排列。
元素周期表具有以下特征和周期规律：1.原子序数：元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，原子序数表示元素原子核中质子的数量。
2.电子排布：元素周期表中的元素按照电子排布的规律进行排列。
周期表的横向行称为周期，纵向列称为族（或族系）。
每个周期的开始是碱金属族，结束是稀有气体族；每个族的开头是金属，结尾是非金属。
3.周期规律：元素周期表中的元素按照周期规律排列，即每个周期内的元素具有相似的电子排布和化学性质。
例如，第一周期的元素都只有一个电子层，第二周期的元素都有两个电子层，以此类推。
4.族规律：元素周期表中的元素按照族规律排列，即同一族内的元素具有相似的化学性质。
例如，碱金属族（IA）的元素都具有低电负性和良好的还原性；卤素族（VIIA）的元素都具有高电负性和良好的氧化性。
5.对角线规则：元素周期表中存在一些元素，它们的化学性质与右下角的元素相似。
这种现象称为对角线规则，例如，锂（Li）与镁（Mg）、氮（N）与磷（P）、硼（B）与铝（Al）等。
6.周期表的周期：元素周期表有7个周期，每个周期代表一个电子层的填充。
周期表的周期数也等于元素的最大主量子数。
7.周期表的族：元素周期表有18个族，包括7个主族（IA到VIIA）、7个副族（IB到VIIIB）和3个过渡金属族（IB到VIII）。
主族元素是周期表中最多的元素，副族元素包括贵金属和半贵金属，过渡金属族包括铁（Fe）、钴（Co）和镍（Ni）等。
8.周期表的块：元素周期表中的元素按照块进行分类，包括s块、p块、d块和f块。
s块包括IA和IIA族元素，p块包括IIIA到VIIA族元素，d块包括IB到VIII族元素，f块包括镧系和锕系元素。
9.周期表的族序数：元素周期表中的族序数表示元素最外层电子的族别，族序数等于元素的主量子数。
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。
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（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。
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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。
元素周期表中规律总结
“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。
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：。
元素周期表的规律
元素周期表的规律一、最外层点子数规律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（Co Fe 2726、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、元素种类最多的元素是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周期的（短周期）相差1； （2）、第4、5周期的相差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212）（+n ；偶数周期 为2)2(2+n ，如：第三周期为82132=+）（种，第4周期为182)24(2=+种。
4、同主族相邻元素的原子序数：（1）、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；（2）、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，右上方的元素我非金属（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），还可以找到制造半导体材料的元素（如Si 、Ge 等）。
元素周期表的全部规律总结
元素周期表的全部规律总结元素周期表是化学中一个重要的基础工具，通过元素周期表可以展示元素的性质和规律。
在元素周期表中，元素按照其原子序数递增的顺序排列，同时具有一些规律，包括周期性表现和族内相似性等。
本文将总结元素周期表中的一些重要规律，帮助读者更深入地了解元素周期表的精彩之处。
周期性表现元素周期表中的元素按照原子序数大小排列，可以看到元素的性质会出现周期性变化。
其中，主要的周期性表现有原子半径、电离能、电负性和金属性等。
•原子半径：原子半径随着周期的增加而递减，在周期表的同一周期内，原子半径会从左至右递减。
这是因为原子核内的正电荷数目增加，吸引外层电子，使得原子半径减小。
而在周期表的同一族内，原子半径会从上至下递增。
原因是原子的外层电子层数增加，电子云外围更为扩散，导致原子半径增大。
•电离能：电离能是指从原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着周期的增加，电离能会递增，在周期表的同一周期内，电离能会从左至右递增，而在同一族内，电离能会从上至下递减。
这是因为原子核的正电荷数目增加，电子与原子核之间的相互作用增强，因此需要更多的能量去移除外层电子。
•电负性：电负性是元素吸引电子的能力。
在周期表中，从左至右逐渐增大，从下至上逐渐减小。
在同一族内，电负性基本相同。
电负性高的元素更容易得到电子，而电负性低的元素更容易失去电子。
•金属性：元素周期表中，金属性随着周期的增加而递减。
在周期表的左侧是金属性最强的元素，例如金属元素钠、铜等；而在周期表的右侧是非金属元素，如氧、氟等。
组和周期的特点元素周期表中，元素被按照周期数和组数分组。
每个周期表示一个主能级，组数表示元素的价电子数，组内元素有着相似的性质，包括外层电子排布和化学性质。
•主A族元素：主A族元素的元素化合物中，元素以价电子原子形式存在。
主A族元素的氧化状态为1+。
主A族元素在化学反应中往往失去一个电子，形成+1价阳离子。
•主B族元素：主B族元素的元素化合物中，元素以价电子离子形式存在。
元素周期表中的规律
元素周期表中的规律一、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、27C0 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周期二短周期）相差1；（2）第4、5周期相差11；（3）第6、7周期相差25。
（加+ »仗士2）'1设氏澜期序妆.扭一周期槿阳元書的散目为,诗曹周閉対2主帰酸周期为 2 .如第3周鞘丸2沖卜第4周期为2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）。
化学元素周期表,元素周期律精读笔记
一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.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天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素周期表规律及性质
一、元素周期表
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元素周期表编排原则
1.把电子层数相同的各种元素，按原子 序数递增的顺序从左到右排成横行；
2.把最外层电子数相同的各种元素， 按电子层数递增由上到下排成纵行。
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元素周期表的结构
1.周期
将具有相同电子层数而又按原子序数递增 的顺序排列的一系列元素（一个横行）为一个 周期。
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周 期
横行
周期
1不完全
表
7主族
18个 16个 7副族 纵行 族 1 Ⅷ族
1 0族
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元素在周期表中的位置
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
表中位置
原子结构
Al：第3周期 ⅢA族
S：第3周期 ⅥA族
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元素的分布
金属元素（约五分之四）主族、副族 非金属元素 主族 过渡元素 副族 放射性元素
元素周期表中有七个横行即七个周期 周期序数＝电子层数
3个短周期：一、二、三周期叫短周期
3个长周期：四、五、六周期叫长周期
1个不完全周期：第七周期叫不完全周期
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元素周期表的结构
2.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的纵行称为一个族。
周期表有18个纵行有16个族
用ⅠA、
ⅡA…表
7个主族：由短周期和长周期元素共同组成的 示。
族，第 1、2、13、14、15、16、17纵行。 7个副族：由长周期元素构成的族。
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律总结元素周期表是化学中非常重要的工具，它对于理解元素的性质和相互关系至关重要。
在这篇文章中，我们将对元素周期表中的规律进行总结和探讨。
1. 元素周期表的排列方式元素周期表中的元素是按照原子序数从小到大的顺序排列的。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也就是元素的核电荷。
根据这个顺序，元素周期表可以分为若干个周期和若干个族。
2. 周期的规律元素周期表中的每个周期都具有相似的性质。
在周期表中，元素从左到右依次排列，原子序数逐渐增大。
每个周期的第一个元素是一个最主要的代表性元素，如氢、锂、钠等。
这些元素在同一周期内，相对于其他元素来说，具有相似的化学性质。
3. 原子半径和电子结构元素周期表中的原子半径随着原子序数的增加而增大，但是在同一周期内，随着电子层数的增加，原子半径逐渐减小。
这是因为，随着电子层的增加，原子的核电荷也增加，并且吸引外层电子的能力增强，使得原子半径变小。
4. 化合价和周期表原子的化合价是指一个原子在化学反应中与其他原子结合时所贡献的电子数。
原子的化合价与原子的外层电子数量密切相关。
在元素周期表中，同一族的元素具有相似的化合价。
例如，第一族元素（碱金属）的化合价都为+1，第二族元素（碱土金属）的化合价都为+2。
5. 电子亲和能和电负性电子亲和能是指一个原子从外层吸引一个电子形成阴离子的能力。
在元素周期表中，电子亲和能一般呈现从左到右递减的趋势。
电负性是指原子在化学键中吸引共用电子对的能力。
电负性也随着元素周期表的横向增加而增加。
6. 金属性和非金属性元素周期表中的元素可以分为金属性和非金属性。
金属性元素多位于周期表的左下角，包括金、银和铜等。
非金属性元素多位于周期表的右上角，包括氢、氧和氯等。
金属性元素通常具有较好的导电性和导热性，而非金属性元素通常是良好的氧化剂或还原剂。
7. 稀有气体和稳定性元素周期表中的第18族元素是稀有气体，包括氦、氖和氪等。
这些元素具有非常稳定的电子结构，即外层电子层皆填满。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结
元素周期表是一张由科学家精心设计的表格，它把化学元素按照半径、原子序数、电子构型和电负性等特征归类，使得元素间的关系可以清晰地观察出来。
元素周期表上不仅仅有我们所熟知的化学元素，还包括稀有金属、放射性元素以及一些未知元素，它们与其他元素存在着复杂的关系。
元素周期表的规律主要反映在它所列出的元素之间的关系上，根据元素的共同特征，将这些元素按照一定顺序排列是其中的一个关键点。
从上到下，它们排列起来是从1到7；从左到右，它们排列起来是从1到18。
通过这种方式，所有的元素就可以被分类成一行一行
的元素，而元素周期表中的每一行都可以看成是一种元素的类别。
元素周期表进一步揭示了不同元素之间的相似性，这些相似性是由元素在元素周期表中处于同一行而导致的，因为它们有着相似的原子半径、电子构型以及共价连结的数量等特征。
由此，它们的化学特性也就有一定的共性，比如它们的可溶性、氧化性以及稳定性等。
元素周期表的规律还可以发掘出许多有趣的现象，比如德拉克法则或苏瑞定律，这些法则反映了元素按照特定规律排列在周期表上会出现的现象。
德拉克法则指出，相同类别元素之间共用电子数量会减少；苏瑞定律指出，当元素排列至第三列时，它们的可溶性性质会减小。
这些规律都有助于深入理解化学元素的相互作用。
在最后，需要强调的是，元素周期表的规律总结是对元素相关性的概括，它为进一步研究化学元素提供了一个基础，是人们管理和控
制元素的重要工具。
它不仅仅是一张表格，更是一面科学的镜子，它可以把科学家的智慧和创造性折射出来，同时也对于我们对元素的各种研究具有重要意义。
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律总结元素周期表是化学家们研究和组织元素的重要工具。
它提供了元素的原子数量、原子量、电子结构以及其他一些重要信息。
通过观察元素周期表的规律，我们能够发现元素之间的相似性和周期性。
在本文中，我将总结元素周期表的规律，并解释它们的背后原理。
1. 原子序数和电子结构：元素周期表按照原子序数（即元素的核中质子的数量）的增加顺序排列。
原子序数从左到右递增，从上到下递增。
每个元素的原子序数等于其核中的质子数量。
元素周期表中的每一行称为一个周期，而列被称为族。
通过观察周期表，我们可以发现，元素的电子结构也有一定的规律。
同一周期中的元素具有相同的能级数目，而同一族中的元素具有相同的价电子数。
2. 周期律：元素周期表中的元素按照周期性规律排列，这被称为周期律。
我们可以发现，周期表中相邻两个元素的性质有明显的相似性。
例如，第一周期中的元素（氢和氦）具有相似的化学性质，都是可燃的气体。
同样地，第二周期中的元素（锂、铍、硼等）也具有相似的性质。
这种性质的相似性归因于它们在原子结构中的相似性，即它们的电子结构。
3. 电子层和壳层：原子的电子云结构可以被分为多个电子层，每个电子层又可以被分为多个壳层。
第一层只能容纳2个电子，第二层可以容纳8个电子，第三层可以容纳18个电子，以此类推。
当某个壳层被填满时，元素表现出一定的稳定性，这就是为什么八元素如氧、硫等具有较高的稳定性。
4. 元素周期表中的主族和副族：元素周期表可以分为主族和副族。
主族元素位于周期表的左侧和右侧，而副族元素位于中间。
主族元素的最外层壳层被填满之后，元素表现出很高的化学稳定性。
副族元素则具有较高的活性，因为它们最外层壳层未被填满。
5. 元素的物理和化学性质：元素周期表中的元素根据物理和化学性质可以被分为不同的类别。
例如，元素可以被分为金属、非金属和半金属。
大多数元素属于金属，它们具有良好的导电、导热和延展性。
非金属则具有相对较差的导电和导热性能，但具有较高的电负性。
(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。
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)
知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（Z 个）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 +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
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）。
元素周期表及其规律
金字旁的的是金属元素其他是非金属元素气字的是气体
前20背
所有的背过
镧系錒系不用背这种颜色不背锰铁铜锌最好一背
2主8副6主的名字要背 EG：按顺序背
规律
1熔点从两边向中间到金属后非金属的尽头熔点升
高
EG：锂铍錋熔点升高氟氧氮碳熔点升高
金属熔点从上到下依次增加非金属从下到上一次增加
2 金属性从左到右金属性递减,非金属性递增
上到下金属性递增,非金属性递减
3单质的氧化性、还原性
金属性越强,其单质的还原性越强
元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强
4推断
主族元素的序数等于最外层电子数
元素周期数等于核外电子层数
5元素化合价
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）
6最高价氧化物和水化物酸碱性
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.
7非金属气态氧化物
元素非金属性越强,气态氢化物越稳定
核外电子数第一层两个第二层八个第三层八个第四层不会满
EG：前二十几都按这样写。
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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、H2O2+ HCl、Na2O2+ NaOH、Na2CO3 + 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 4B. 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+、X+、c Y2－、d Z－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是bA、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。