元素周期表主要知识点汇总
《元素周期律和元素周期表》 知识清单
《元素周期律和元素周期表》知识清单一、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
1、原子结构的周期性变化（1）核外电子排布的周期性随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性的变化。
最外层电子数从 1 递增至 8（第一周期为 1 至 2），然后重复这一规律。
（2）原子半径的周期性同周期元素，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。
2、元素性质的周期性变化（1）化合价的周期性元素的化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于其族序数减 8。
（2）金属性和非金属性的周期性同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性的判断依据：①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
非金属性的判断依据：①单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，越容易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。
3、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1、元素周期表的结构（1）周期①周期的含义：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
②周期的分类：短周期：包括第一、二、三周期，分别含有 2、8、8 种元素。
长周期：包括第四、五、六、七周期，分别含有 18、18、32、32种元素（第七周期尚未排满）。
（2）族①族的含义：把不同横行中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。
②族的分类：主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用罗马数字ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA 表示。
化学元素周期表知识点概括
化学元素周期表知识点概括元素周期表是化学中重要的工具之一，用于系统地组织，分类和显示化学元素及其特性。
它是化学学习的基础，具有广泛的应用。
本文将对化学元素周期表的概念，组织结构，元素特性以及元素周期表的应用进行详细介绍。
一、化学元素周期表的概念化学元素周期表是包含了所有已知化学元素的表格。
它是由德国化学家门德莱耶夫于1869年发明的，通过将元素按照一定的规律排列在表格中，使得具有相似化学性质的元素排列在一起，方便科学家和学生的学习和研究。
二、化学元素周期表的组织结构1. 元素的原子序数：元素周期表中的元素按照原子序数的大小从小到大排列。
原子序数表示了元素原子核中的质子数，也是元素的特征标志。
2. 元素的周期性：元素周期表中的元素按照周期性排列。
即，具有相似化学性质的元素经常出现在同一周期中。
3. 元素的族群：元素周期表中的元素按照族群进行分类。
每个族群包含具有相似性质的元素，并且有共同的化学反应模式。
三、元素周期表的元素特性1. 元素符号：元素周期表中的每个元素都有一个独特的符号，用于表示该元素。
符号通常由元素名称的第一个或前两个大写字母组成。
2. 元素名称和原子序数：元素周期表中的每个元素都有一个独特的名称和原子序数。
名称用于识别元素，原子序数表示元素原子核中的质子数。
3. 原子量：元素周期表中的每个元素都有一个相对原子质量或原子量。
原子量表示元素一个原子的平均质量，以碳12的质量为基准。
4. 电子层结构：元素周期表中的每个元素都有一种特定的电子层结构。
电子层结构决定了元素的化学性质和反应能力。
5. 元素的化学性质：元素周期表中的每个元素都具有一系列的化学性质。
这些性质包括原子半径，电负性，金属性，化合价等。
四、元素周期表的应用1. 预测元素特性：通过元素周期表，人们可以预测元素的一些基本特性。
例如，通过查找元素所在的周期和族群，可以推测出元素的原子半径和化合价。
2. 辅助化学计算：元素周期表还可以用于进行化学计算。
完整版元素周期律知识点总结
”核外电子（Z 个）1.微粒间数目关系最外层电子数决定元素的化学性质质子数（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4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________f 原子核- 质量数（A=N+ZI 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________豪同位素（核素）—近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构 ： （A x ） 「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿1 ---〔化学性质及最高正价和族序数-■体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子J 运动特征 JL 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X)_______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 原子核卜中子 （A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数=核外电子数 离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数 离子：质子数=核外电子数一所带电荷数2. 原子表达式及其含义Xd ±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；±）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: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 、i8Ar ;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：80;④最外层电子数是次外层电子数10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。
2024年高考化学元素周期表知识点总结
2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成：元素周期表是按照元素的原子序数（即，元素的核外电子数）排列的一张表格。
每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
2. 元素周期表的分区：元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。
s区和p区称为主族，d区称为过渡族，f区称为内过渡族或稀土族。
3. 元素周期表的分组：元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组，分别为IA～VIIIA。
其中，IA～VIIIA为主族元素，IB～VIIIB和IBB～VIIB为过渡元素，以及IIIB～VIIIB为富集区。
二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素（碱金属）：具有极强的金属性质，易损毁和氧化。
常见的元素有锂、钠、钾等。
主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。
2. IIA族元素（碱土金属）：较强的金属性质，但比碱金属稳定。
常见的元素有镁、钙、锶等。
广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。
3. IIIA族元素（硼族元素）：物理性质多样，常见元素有硼、铝等。
硼是轻质高强度材料的重要成分，铝广泛用于制备合金和建筑材料。
4. IVA族元素（碳族元素）：碳是自然界中广泛存在的元素，具有多种形态和性质。
硅广泛用于制备光伏材料等。
5. VA族元素（氮族元素）：氮是大气中最丰富的元素之一，广泛用于化肥和爆炸物制造等。
磷广泛用于生化、农业等领域。
6. VIA族元素（氧族元素）：氧是生命中最重要的元素之一，广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。
硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。
7. VIIA族元素（卤素）：卤素是一种具有强氧化性的元素，常见的元素有氯、溴等。
氟在医药、农业等方面有广泛的应用。
8. VIIIA族元素（稀有气体）：稀有气体是极为稳定的元素，常见的元素有氩、氪等。
氦广泛用于美容、制冷等方面。
三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点：过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大，电子外层有未填满的d轨道。
化学元素周期表知识点大全
化学元素周期表知识点大全化学元素周期表知识点大全元素周期表是化学中非常重要的一种工具，它展示了所有已知的元素，并按照它们的原子结构和化学性质进行分类。
以下是元素周期表中一些重要的知识点：1. 原子序数（原子量）：这是元素周期表中每个元素的一个重要指标，它代表了元素原子核中的质子数。
每个元素都有一个不同的原子序数。
例如，氢元素的原子序数是1，因为它的原子核只含有一个质子。
2. 周期和族：元素周期表中的所有元素都按照它们的电子排布和原子结构进行排列。
这些元素按照一定的格式排列成了周期和族。
周期是指元素中原子的能级数量，而族则是指元素中原子的电子结构相同的列。
例如，氧气和硫酸盐元素在同一族中，它们的原子都有6个外层电子。
3. 金属元素和非金属元素：元素周期表将所有的元素分为金属和非金属两大类。
金属元素通常具有良好的导电性和热传导性，并且通常在室温下是固体，如铜、铁、钠等。
非金属元素通常不具备导电性和热传导性，并且通常在室温下是气体或液体，如氢、氧、氮等。
例子：1. 原子序数：碳元素的原子序数是6，表示其原子核中含有6个质子和6个中子。
2. 周期和族：氖元素位于元素周期表中的第8个周期和第18个族中。
它有8个电子壳层，并且是一种无色、无味的气体元素。
3. 金属元素和非金属元素：钠元素通常是一种银色金属，具有良好的导电性和热传导性，因此它通常用于制造化合物，例如钠盐或碱金属化合物。
相比之下，氧气通常是一种无色、无味的气体元素，它在化学反应中容易与其他元素发生反应。
4. 化合价：元素周期表中每个元素的化合价代表了其在化学化合物中发生化学反应的可能性。
化合价可以是正数、负数或零。
通常，元素周期表中右侧的元素更有可能具有负化合价，而左侧的元素则更有可能具有正化合价。
例如，氢元素的化合价通常是+1，与氧元素结合后，氧元素通常具有-2的化合价，形成水分子。
5. 原子半径：元素周期表中元素大小的比较通常是通过原子半径进行确定。
《元素周期表》 知识清单
《元素周期表》知识清单一、元素周期表的诞生元素周期表的诞生并非一蹴而就，而是经过了多位科学家的不懈努力。
早在 18 世纪，拉瓦锡就尝试对已知的元素进行分类。
随着化学研究的不断深入，越来越多的元素被发现。
到了 19 世纪，门捷列夫在前人的基础上，通过对元素的性质进行深入研究和分析，终于提出了具有划时代意义的元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
门捷列夫在排列元素时，不仅仅依据元素的原子量，还充分考虑了元素的化学性质。
他大胆地留下了一些空位，并预言了这些空位所代表的未知元素的存在及其性质。
后来的科学发现也证实了他的预言的准确性。
二、元素周期表的结构元素周期表是一个具有规律和秩序的表格，其结构蕴含着丰富的化学信息。
1、周期周期是元素周期表中横向的行。
目前，元素周期表共有 7 个周期。
周期的序数等于该周期元素原子的电子层数。
第一周期只有2 种元素，即氢和氦。
第二、三周期各有 8 种元素，被称为短周期。
第四、五、六周期各有 18 种元素，第七周期目前尚未填满。
2、族族是元素周期表中纵向的列。
族分为主族和副族。
主族用 A 表示，包括ⅠA 族（碱金属族）、ⅡA 族（碱土金属族）、ⅢA 族到ⅦA 族；副族用 B 表示，包括ⅠB 族到ⅦB 族。
此外，还有第Ⅷ族（包含 3 个纵列）和 0 族（稀有气体族）。
同一族元素的化学性质具有相似性，这是因为它们的原子最外层电子数相同。
3、分区元素周期表还可以根据元素的电子构型分为 s 区、p 区、d 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA 族和ⅡA 族，其价电子构型为 ns1 2。
p 区包括ⅢA 族到ⅦA 族和 0 族，价电子构型为 ns2 np1 6。
d 区包括ⅢB 族到ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1 10 ns0 2。
f 区包括镧系和锕系元素，价电子构型为（n 2）f0 14 （n 1）d0 2 ns2。
三、元素的性质与周期表的关系1、原子半径原子半径在周期表中呈现一定的周期性变化。
化学必修元素周期表知识点
化学必修元素周期表知识点化学必修元素周期表知识点一、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. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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2n；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： KL M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．．．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。
．．．．．．．．．．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 12种元素短周期第二周期 28种元素周期第三周期 38种元素元 7第四周期 418种元素素 7第五周期 518种元素周长周期第六周期 632种元素期第七周期 7未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（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。
化学元素周期表知识点2025年必考内容
化学元素周期表知识点2025年必考内容化学元素周期表是化学学科的基石，对于理解化学物质的性质、化学反应以及物质结构等方面都具有极其重要的意义。
在 2025 年的考试中，以下这些关于元素周期表的知识点必定会是重点考查的内容。
一、元素周期表的结构首先要清楚元素周期表的排列原则。
元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；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纵行，称为族。
周期分为短周期（1、2、3 周期）、长周期（4、5、6、7 周期）。
短周期元素的性质相对较为简单，而长周期元素则更为复杂，其性质和电子构型的变化规律需要我们重点掌握。
族分为主族（ⅠA ⅦA 族）、副族（ⅠB ⅦB 族）、第Ⅷ族（8、9、10 三个纵行）和 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的化学性质与其族序数有着密切的关系，比如ⅠA 族（碱金属元素）具有很强的金属性，容易失去电子。
二、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
这包括原子半径、化合价、金属性和非金属性等方面的变化。
原子半径随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族中，从上到下原子半径逐渐增大。
化合价也有一定的规律。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于族序数 8。
金属性和非金属性的变化规律是重点中的重点。
同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族中，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
三、元素的性质1、金属元素的性质金属元素通常具有良好的导电性、导热性和延展性。
它们在化学反应中容易失去电子，形成阳离子。
碱金属（如钠、钾）化学性质活泼，能与水剧烈反应生成氢气和相应的碱。
2、非金属元素的性质非金属元素在化学反应中通常容易获得电子，形成阴离子。
化学元素周期表知识点
化学元素周期表知识点化学元素周期表是指将化学元素按一定规律排列的表格。
它是化学研究的基础，对于理解化学元素的性质和规律非常重要。
本文将介绍化学元素周期表的基本结构、元素的周期性规律以及一些常用的元素的特性。
一、化学元素周期表的基本结构化学元素周期表通常按照元素的原子序数（或称为核电荷数）进行排序。
原子序数是指元素原子核中质子的数目，也等于元素的电子数目。
通常的周期表由18个纵列（也称为族）和7个横行（也称为周期）组成。
每一个元素的位置由其原子序数和周期数决定。
化学元素周期表的主要结构如下图所示：（图片仅作参考）在周期表中，元素按照升序排列。
纵列（族）由元素的性质相近而组成，每一周期表示一个能量层次。
周期表中最左侧的第一周期称为1A族或称碱金属，而最右侧的第十八周期称为18A族或称稀有气体。
二、元素的周期性规律元素周期表的排列不仅仅是有序的，还存在一定的规律。
这些规律被称为元素的周期性规律，主要包括原子半径、电离能、电负性和金属活性等方面。
1. 原子半径：随着周期数的增加，元素的原子半径逐渐减小；在同一周期中，元素的原子半径从左到右逐渐减小。
2. 电离能：随着周期数的增加，元素的第一电离能增加；在同一周期中，元素的第一电离能从左到右逐渐增加。
3. 电负性：随着周期数的增加，元素的电负性逐渐增加；在同一周期中，元素的电负性从左到右逐渐增加。
4. 金属活性：随着周期数的增加，元素的金属活性逐渐减弱；在同一周期中，元素的金属活性从左到右逐渐减弱。
以上规律的发现对于预测元素的化学性质和化合物的性质非常重要，有助于深入理解元素和化合物间的相互作用。
三、常用元素的特性除了周期性规律外，一些常见的元素拥有独特的性质和应用。
1. 氢（H）：是宇宙中最常见的元素之一，是化学反应和能源制备过程中的重要原料。
2. 氧（O）：是呼吸和燃烧过程中必须的元素，也是水（H2O）和许多其他化合物的组成部分。
3. 碳（C）：是有机化合物的基础，构成了生物体中的许多重要化合物，如蛋白质、脂肪和碳水化合物等。
元素周期表知识点总结笔记
元素周期表知识点总结笔记1. 元素周期表的发现和演变元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，最早由德国化学家门-梅耳兹于1869年提出。
梅耳兹将已知的元素按照原子量从小到大排列，并且发现了元素周期性规律，并提出了元素周期律。
在此基础上，俄国化学家门-德列耳耶夫于1869年独立提出了元素周期表，并将元素按照原子量和化学性质排列，形成了近似于现代元素周期表的形式。
20世纪初，亨利•莫塞利用了原子序数和元素的化学性质将元素周期表进行了整理和完善，提出了现代元素周期表的雏形。
2. 元素周期律的基本概念元素周期律是指元素在周期表中按照一定规律重复出现的性质。
最早由门-梅耳兹发现，他发现元素的原子量存在周期性变化，并提出了元素周期律。
莫塞利将元素按照原子序数排列后，发现了元素性质的周期性规律。
在元素周期表中，周期性的现象主要体现在周期表的周期和族上。
周期中，元素的原子序数逐渐增加，族中，元素的外层电子数相同。
3. 元素周期表的基础结构元素周期表的基础结构是由周期和族组成的。
周期表中有7个周期，从第一周期的氢和氦到第七周期的镧系和锕系元素。
周期表中的周期代表了元素的外层电子层数，可以从周期表中的位置推断出元素的电子排布。
元素周期表中的族代表了元素的外层电子数，具有相同族的元素具有相似的化学性质。
4. 元素周期表中的主族元素和副族元素元素周期表中的主族元素是指周期表中1A、2A、3A、4A、5A、6A和7A族元素，它们的最外层电子数分别为1、2、3、4、5、6和7，副族元素是指3B、4B、5B、6B和7B 族元素，它们的最外层电子数分别为3、4、5、6和7。
5. 元素的周期性规律和周期表中的周期性现象元素周期性规律是指周期表中元素的周期性变化。
元素的原子半径、离子半径、电负性、金属活性和化合价等性质都具有周期性变化。
例如，周期表中，原子半径随着周期数的增加呈现出递减的趋势，而在同一周期中，随着族数的增加，原子半径逐渐增大。
元素周期表知识点总结
元素周期表知识点总结元素周期表知识点总结导语：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。
下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!1、原子结构（1）．所有元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。
反例1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。
（2）．所有原子的中子数都大于质子数。
正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。
正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。
反例1：氕（11H）没有中子，中子数小于质子数。
反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。
（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。
正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+、H-、H等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+、OH-和F-、Cl和HS。
2、电子云（4）．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
3、元素周期律（5）．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
（6）．难失电子的元素一定得电子能力强。
反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
中考化学元素周期表常考知识点有哪些
中考化学元素周期表常考知识点有哪些化学元素周期表是学习化学的重要工具，也是中考化学的必考内容之一。
掌握元素周期表的相关知识对于理解化学的基本概念、化学反应以及物质的性质等方面都具有重要意义。
下面我们就来详细了解一下中考化学元素周期表常考的知识点。
一、元素周期表的结构元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
原子序数等于质子数。
元素周期表共有 7 个横行，18 个纵行。
7 个横行分别称为 7 个周期，18 个纵行分为 16 个族（8、9、10 三个纵行共同组成一个族）。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数依次增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数逐渐增多，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、元素周期表中元素的信息在元素周期表中，每一种元素都有相应的元素符号、原子序数、元素名称以及相对原子质量等信息。
元素符号是用来表示元素的特定符号，通常由一个或两个字母组成。
例如，氢元素的符号是 H，氧元素的符号是 O。
原子序数是指元素在元素周期表中的序号，等于原子核内的质子数。
相对原子质量是指以一种碳原子（碳 12）质量的 1/12 为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比。
相对原子质量约等于质子数加中子数。
三、常见元素的性质1、金属元素中考中常见的金属元素有钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、铁（Fe）、锌（Zn）、铜（Cu）等。
金属元素的原子最外层电子数一般少于 4 个，在化学反应中容易失去电子，表现出还原性。
例如，铁在氧气中燃烧生成四氧化三铁，化学方程式为：3Fe ＋2O₂点燃 Fe₃O₄。
2、非金属元素常见的非金属元素有氢（H）、氧（O）、碳（C）、氮（N）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）等。
非金属元素的原子最外层电子数一般多于 4 个，在化学反应中容易得到电子，表现出氧化性。
例如，氢气在氧气中燃烧生成水，化学方程式为：2H₂＋ O₂点燃2H₂O 。
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一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。
这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。
元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。
二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。
周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。
1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。
元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。
2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。
三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。
3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。
四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。
2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。
3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。
五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。
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。
化学高三元素周期表知识点
化学高三元素周期表知识点元素周期表是化学中的重要工具，用于组织和分类化学元素。
它按照元素的原子序数、原子量和化学性质等特征进行排列，能够清晰地展示元素之间的关系和规律。
对于高三学生而言，了解元素周期表的知识点对于化学学科的学习非常关键。
本文将介绍一些高三化学中涉及的元素周期表知识点。
1. 元素周期表的结构元素周期表通常由水平周期和垂直族组成。
水平周期从左至右按照原子序数递增排列，垂直族按照共享相似化学性质的元素进行分组。
沿着周期表的对角线，有一条称为“主族元素”的线，主要由金属元素组成。
2. 元素周期表的分类元素周期表中元素的分类主要有金属、非金属和类金属三种。
金属元素位于周期表的左侧和中间区域，具有较好的导电性和导热性。
非金属元素则分布在周期表的右侧，通常呈现出不良的导电和导热性能。
类金属元素位于周期表的金属与非金属之间，具有介于二者之间的性质。
元素周期表展示了多种周期性规律，其中包括周期性的原子半径、离子半径、电离能、电负性等。
这些规律反映了元素内部电子结构的特征。
例如，原子半径在一个周期中从左至右递减，而在一个族中从上至下递增。
电离能则呈现相反的趋势，即从左至右递增，从上至下递减。
4. 元素周期表中的族别特点元素周期表中的族别是具有相同电子构型和化学性质的元素组。
- 碱金属：位于周期表的第一族，包括锂、钠、钾等元素。
它们具有低密度、低熔点和良好的导电性能。
- 碱土金属：位于周期表的第二族，包括镁、钙、锶等元素。
这些元素在化合物中通常以+2价的形式存在。
- 卤素：位于周期表的第七族，包括氟、氯、溴等元素。
它们具有较高的电负性，并且能与金属形成离子化合物。
- 惰性气体：位于周期表的第八族，包括氦、氖、氩等元素。
这些元素具有完全填充的外层电子壳，因此具有极低的化学反应性。
元素周期表中的过渡元素位于周期表的中央区域，它们具有不同的化学性质。
过渡元素的特点包括多种化合价、良好的催化性能、以及形成有色化合物等。
（完整版）元素周期表主要知识点
（完整版）元素周期表主要知识点元素周期表一、元素周期表概述1、门捷列夫周期表：按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、归纳制出的第一张元素周期表。
2、现行常用元素周期表⑴周期表的编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行⑵周期表的结构：七个横行；7个周期[三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全]18个纵行（列），16个族：7个主族(ⅠA～ⅦA)；（1、2、13～17列）;7个副族(ⅠB～ⅦB)；（3～12列）Ⅷ族：3个纵行；（8、9、10列）; 零族：稀有气体（18列）周期表中有些族有特殊的名称：第ⅠA族：碱金属元素（不包括氢元素）;第ⅦA族：卤族元素0族：稀有气体元素3、元素周期表的结构与原子结构的关系原子序数==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⑴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⑵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。
基本公式：原子序数－零族元素的序数（或各周期元素总数）== 差值①对于短周期元素：若差值为0，则为相应周期的零族元素；若0＜差值≤7，则元素在下一周期，差值即为主族序数。
差值为1～7时，差值即为族序数，位于Ⅷ族左侧；差值为8、9、10时，为Ⅷ族元素。
差值为11～17时，再减去10所得最后差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。
若差值＞17，再减14，按同上方法处理。
5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律：⑴ⅠA、ⅡA族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数⑵ⅢA～ⅦA、0族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数二、核素1、质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值叫质量数(Li →Cs)质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素3、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为同位素● 当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时，无论是在单质还是在化合物里，任意一种同位素在该元素内所占的原子数目百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。
2024年高考化学元素周期表知识点总结
2024年高考化学元素周期表知识点总结2024年高考化学考试中，元素周期表是一个重要的考点。
掌握元素周期表的基本知识，理解元素周期表的结构和规律，对于解答选择题和计算题等各类试题都至关重要。
下面是2024年高考化学考试的元素周期表知识点总结。
一、元素周期表的分类元素周期表是按照元素的原子序数（即核外电子的数目）和相似性等规律排列的。
在2024年高考中，会考察以下几个方面的分类：1. 元素的主族和副族：元素周期表分为A族（主族）和B族（副族）两大类。
主族元素是周期表的第1A至8A组，副族元素是周期表的1B至8B组。
2. 元素的金属、非金属和类金属：元素周期表中，大多数元素为金属，少数元素为非金属，还有一部分元素是类金属（也称过渡元素）。
3. 元素的周期和组：元素的周期是指横向排列的行数，而元素的组则是指纵向排列的列数。
在元素周期表中，周期从1至7，组从1到18。
二、元素周期表的结构和规律1. 周期表的横向趋势规律：元素周期表的每个周期代表了一层电子壳，周期数越大，电子壳层数越多。
同时，周期表中，原子半径逐渐增大，离原子核越远，电子云也相应扩大。
2. 周期表的纵向趋势规律：元素周期表的每个主族代表了一个电子云中最外层电子的主要能级。
向下排列的元素，原子半径逐渐增大，电子云扩大；而向上排列的元素，原子半径逐渐减小，电子云缩小。
3. 元素周期表的原子半径和电离能规律：元素周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，原子半径随着组数的增加而增大。
电离能则是指原子失去一个电子所需要的能量，电离能随着周期数的增加而增大，电离能随着组数的增加而减小。
4. 元素周期表的化合价规律：元素的化合价一般是由元素的主族和副族决定的。
主族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数；而副族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数减去10。
三、常见元素和其特点以下是一些常见元素和其特点的简要总结：1. 氢（H）：最轻的元素，原子量为1。
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（21H）、T（31H）、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。
2023年元素周期表知识点总结
第一章元素周期表知识点总结一、原子构造二、元素周期表和元素周期律三、化学键四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体旳元素符号及其化合价专题一元素及性质旳推断1. 推断元素位置旳思绪根据原子构造、元素性质及有关已知条件, 可推算原子序数, 判断元素在元素周期表中旳位置等, 基本思绪如下：2. 推断元素及物质旳“题眼”总结(1)含量与物理性质①地壳中含量最高旳非金属元素是氧(O), 居于第二位旳是硅(Si), 含高旳金属元素是铝(Al)。
②金属单质中, 常温下呈液态旳是汞(Hg)。
③非金属单质中, 常温下呈液态旳是溴(Br2)。
④天然物质中硬度最大旳单质是金刚石。
⑤溶于水后溶液显碱性旳气态氢化物一般是NH3。
⑥沸点最高旳非金属元素氢化物是H2O。
⑦形成旳化合物种类最多旳元素是碳(C)。
⑧最高价氧化物对应旳水化物酸性最强旳是HClO4。
(2)化学性质与用途①单质与水反应最剧烈旳非金属元素是氟(F)。
②气态氢化物与最高价氧化物对应旳水化物能起化合反应旳是氮(N):NH3＋HNO3===NH4NO3。
③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素旳单质旳元素是硫(S):2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。
④气态氢化物旳水溶液可雕刻玻璃旳元素是氟(F)。
⑤能导电旳非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
⑥能与强碱溶液作用旳单质有Al、Cl2.Si:2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2OSi＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑专题二化学键类型旳判断(1)化学键与物质①并不是所有旳物质中都存在化学键。
由于稀有气体是单原子分子, 故稀有气体是没有任何化学键旳物质。
②离子化合物与化学键旳关系对于离子化合物而言, 由于存在着阴、阳离子, 因此肯定有离子键, 如NaCl旳构成微粒是Na＋、Cl－, 它们之间唯一旳作用就是离子键。
b．离子化合物中存在旳阴、阳离子, 既可像NaCl同样只有简朴旳Na＋、Cl－, 也也许像NaOH这样具有复杂旳阴、阳离子, 此时, 离子化合物中既有Na＋与OH－之间旳离子键, 又有氢原子与氧原子之间旳共价键。
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元素周期表一、元素周期表概述1、门捷列夫周期表：按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、归纳制出的第一元素周期表。
2、现行常用元素周期表⑴周期表的编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行⑵周期表的结构：七个横行；7个周期 [三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全]18个纵行（列），16个族：7个主族(ⅠA～ⅦA)；（1、2、13～17列）;7个副族(ⅠB～ⅦB)；（3～12列）Ⅷ族：3个纵行；（8、9、10列） ; 零族：稀有气体（18列）周期表中有些族有特殊的名称：第ⅠA族：碱金属元素（不包括氢元素）;第ⅦA族：卤族元素0族：稀有气体元素3、元素周期表的结构与原子结构的关系原子序数==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⑴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⑵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。
基本公式：原子序数－零族元素的序数（或各周期元素总数）== 差值①对于短周期元素：若差值为0，则为相应周期的零族元素；若0＜差值≤7，则元素在下一周期，差值即为主族序数。
差值为1～7时，差值即为族序数，位于Ⅷ族左侧；差值为8、9、10时，为Ⅷ族元素。
差值为11～17时，再减去10所得最后差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。
若差值＞17，再减14，按同上方法处理。
5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律：⑴ⅠA、ⅡA族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数⑵ⅢA～ⅦA、0族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数二、核素1、质量数：将原子核所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值叫质量数(Li →Cs)质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）2、核素： 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素3、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为同位素● 当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时，无论是在单质还是在化合物里，任意一种同位素在该元素所占的原子数目百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。
二、原子结构1A Z电量：Z==e －⑴、构成原子的微粒数目的定量关系：符号AZ X 表示质子数为Z ，质量数为A 的一类原子。
⑵、构成原子的各种微粒存在下列定量关系：① 核电荷数==质子数==核外电子数 ② 质量数（A ）==质子数（Z ）+中子数（N ） ③ 质量数（A ）≈原子的相对原子质量⑶、构成离子的各种微粒的定量关系：① 核电荷数==质子数② 阳离子：质子数＞电子数③ 阴离子：质子数＜电子数三、原子结构、元素性质及在周期表中位置三者的关系 1、碱金属元素的性质与原子结构的关系碱金属元素包括：锂、钠、钾、铷、铯、钫六种元素。
相似性： 最外层电子数均为1；单质都是强还原剂，易与氧气、卤素、硫、水、酸等反应。
R 2O ； R 2O 2； ROH ； RX ； R 2S轻、软、亮、低、导熔点和沸点逐渐降低；密度逐渐增大（钾、钠反常） 递变性： 核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大金属性逐渐增强，对应碱的碱性逐渐增强 2、比较元素金属性强弱的方法⑴根据金属活动性顺序表，排在前面金属的金属性强⑵根据元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，置换反应越易发生的元素金属性越强。
⑶根据其最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱判断，碱性越强，元素的金属性越强。
⑷根据元素周期表。
同周期：从左到右金属性减弱； 同主族：自上而下金属性增强。
⑸根据金属单质的还原性和阳离子的氧化性判断：金属单质还原性越强，金属性越强；金属阳离子氧化性越弱，金属性越强。
⑹根据金属与盐置换反应判断：3、卤素的性质与原子结构的关系卤素包括：氟、氯、溴、碘、砹。
⑴相似性：①卤素原子最外层电子数都为7，易得到1个电子，显－1价，最高正化合价为+7价(F除外)。
X2O7；HXO4；HX②单质均为双原子分子③都能形成气态氢化物，单质均有氧化性。
⑵递变性：①从F—→I，电子层数增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
②从F—→I，单质的颜色逐渐加深，水中溶解度逐渐减小，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大③单质的氧化性逐渐减弱④卤素单质、原子或阴离子的还原性逐渐增强⑤气态氢化物的稳定性逐渐减弱；气态氢化物的还原性逐渐增强；气态氢化物的水溶液酸性逐渐增强⑥最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强※卤素单质与氢气反应的比较和卤素间置换反应实验现象、卤素离子的鉴别、卤化银的溶解性和见光分解性；溴的易挥发性（保存）；碘升华实验（除杂问题）；氢氟酸腐蚀玻璃（保存）；氯水的不稳定性（保存）；单质碘遇淀粉变蓝（鉴别）；卤素单水溶液的萃取；4、元素的非金属性强弱判断方法⑴非金属单质与氢气生成氢化物难易以及氢化物的稳定性；H2O＞H2S⑵非金属单质与盐溶液或氢化物的置换反应。
Cl2+H2S——⑶最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；H2SO4＞H3PO4⑷单质的氧化性或阴离子的还原性的强弱。
Cl2＞S(氧化性)；S2－＞Cl－(还原性)⑸非金属单质与同种金属反应的难易及生成化合物中金属价态的高低。
K+O2—→ Na+O2—→； Fe+S—→FeS Fe+Cl2—→FeCl3⑹两种非金属元素形成的化合物中各元素的化合价。
如NH3、CCl4元素周期律考点3 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律1.根据元素周期表的知识进行判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表中最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。
②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。
（1）金属性强弱判断原则①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。
（2）非金属性强弱判断原则①根据单质与H2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：一般地，单质与H2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越弱。
⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。
例如：Cu Cl CuCl 22点燃，2Cu ＋S ＝Cu 2S ，即得非金属性：Cl 2＞S 。
特别提醒一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性越强；单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性越强。
故元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。
考点4 元素“位—构—性”之间的关系特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口 （1）形成化合物种类最多的元素是碳。
（2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。
（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。
（4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。
（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。
（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al 元素。
（7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。
（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。
（9）单质的硬度最大的元素是碳。
（10）化学式为A 2B 2形的化合物，则只可能为Na 2O 2、H 2O 2、C 2H 2。