元素周期表中同周期-同主族元素性质的递变规律
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。
必修2第1章第3节 元素周期表的应用——同主族元素性质递变规律
B
D. CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3＜ SiO2
拓展引伸
4、X、Y、Z三种元素位于周期表 中同一周期，它们的最高价氧化
物分别为酸性氧化物、碱性氧化
物、两性氧化物，则三种元素原 子序数的大小顺序为____
巩固 · 拓展 思考：还有哪些方法可判断非金
下列实验事实能说明Cl原子得电子能力 属元素得电子能力？ 比S原子强的是 1.H2和Cl2在光照条件下即可爆炸；H2和S蒸 汽在高温条件下发生可逆反应； 置换反应 2. Cl2通入到Na2S溶液中出现淡黄色浑浊； 3.HClO3的酸性比H2SO3同周期金属元素原 的酸性强； 4.S、Cl同周期，且S在Cl 的左边； 子性质递变 5.在反应中，Cl得1个电子,S得2个电子； 6.与Fe反应，分别生成FeCl 3、FeS 与变价金属反应
问题引领
自主探究
4、写出ⅦA族元素的最高正价、最 低负价、气态氢化物以及最高价氧
化物对应的水化物的化学式
5、回忆必修1中卤族元素性质，有 哪些反应体现了这种递变？写出反
应方程式
问题引领
1、碱金属元素符号，前三种元素原 子的原子结构示意图 2、分析这三种元素原子的原子结构 有何特点？（从上到下） 3、试根据这三种元素原子结构特点， 分析其性质的相似性和递变规律 （得失电子能力、氧化性还原性强 弱、金属性非金属性强弱）
B.酸性：HClO4 ＞H2SO4 ＞ H3PO4 C.碱性：KOH ＜ NaOH ＜ Mg(OH)2
D.还原性：F- ＞ Cl- ＞ Br-
B
拓展引伸
3、下列氧化物按其形成的含氧酸酸性递 增的顺序排列的是
A.SiO2 ＜ CO2 ＜ SO3 ＜ P2O5
B.SiO2 ＜ CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3 C. CO2 ＜ SiO2 ＜ P2O5 ＜ SO3
同主族元素原子半径递变规律
同主族元素原子半径递变规律
同一主族元素的原子在周期表中逐渐增大的原子序数对应着增加的电子数量，因此原子半径也会呈现一定规律的递减或递增变化。
这种变化通常受到原子核对外层电子云的吸引力和排斥力的影响，下面将分别以主组IA、IIA、IIIA元素为例来探讨这种半径递变规律。
主组IA元素（Li、Na、K、Rb等）
主组IA元素为一族金属元素，其原子半径通常随着周期表向下移动而增加。
这是因为原子核对外层电子云的吸引力相对较弱，电子云会更容易向外扩散，使得原子半径变大。
比如，从锂（Li）到钾（K），原子半径逐渐增加，这符合主族元素原子半径递增的规律。
主组IIA元素（Be、Mg、Ca、Sr等）
主组IIA元素同样为金属元素，但由于这些元素的原子核对外层电子云的吸引力更强，其原子半径通常会随着周期表向下移动而减小。
例如，由镁（Mg）到锶（Sr），原子半径逐渐减小，这表现出了主族元素原子半径递减的规律。
主组IIIA元素（B、Al、Ga、In等）
主组IIIA元素包括金属元素和准金属元素，其原子半径变化规律稍显复杂。
一般来说，原子序数增加时，原子半径也会有所增加，但由于原子核对外层电子云的吸引力和排斥力之间的平衡关系，其变化不如主族IA元素和IIA元素那么明显。
总的来说，同一主族元素的原子半径递变规律受到原子核对外层电子云相互作用的影响，这种规律的理解有助于解释周期表上不同元素性质的差异。
在化学实验和工业生产中，对主族元素原子半径递变规律的理解也具有重要意义。
第一课时 同一周期元素性质的递变规律
结论：Mg的金属性不如Na 结论：Mg的金属性不如Na 的金属性不如
第二组实验： 、 与盐酸反应 第二组实验：Mg、Al与盐酸反应 反应物 Mg、盐酸 、 Al、盐酸 、 现 象
反应迅速， 反应迅速，产生 大量气泡 反应较慢，缓 反应较慢， 缓产生气泡
离子方程式
Mg + 2H+ ═ Mg2+ +H2 ↑ 2Al + 6 H+ ═ 2Al 3+ + 3H2 ↑
元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应 磷蒸气， 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃化合
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 根据实验，可得出第三周期元素金属性、 非金属性的递变规律: 非金属性的递变规律
结论： 的金属性不如Mg 结论：Al 的金属 溶液
MgCl2溶液
AlCl3溶液
现象： 现象： 白色沉淀Mg(OH)2 白色沉淀Al(OH)3
加稀硫酸 溶液 加NaOH溶液 加稀硫酸 加NaOH溶液 溶液
现象： 现象：
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与酸反应： 与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、 应迅速、与酸 或酸） （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈， 反应剧烈，放 反应 金属性： 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。 出氢气。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
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
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱
非金属性强弱
与水或酸反应,置换出的易难
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
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,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。
实验10同周期同主族元素性质的递变高一化学教材实验大盘点(原卷版)
【同步实验课】 同周期、同主族元素性质的递变【实验目的】1.加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2.体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
【实验试剂】镁条、新制的氯水、溴水、NaBr 溶液、NaI 溶液、MgCl 2溶液、AlCl 3溶液、1 mol/LNaOH溶液、酚酞溶液。
【实验仪器】 试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴【实验一】同主族元素性质的递变实验操作 图解操作实验现象 实验结论1.同主族元素性质的递变（1）向三支试管中分别加入2毫升KBr 溶液、KI 溶液和新制的氯水，然后向KBr 溶液和KI 溶液中各滴入3滴新制的氯水。
观察颜色变化，并与氯水的颜色进行比较。
写出反应的化学方程式。
（2）向两支试管中分别加入2毫升KI 溶液和溴水，然后向KI 溶液中滴入1毫升溴水。
观察颜可观察到两种溶液均比氯水颜色深，溴化钾与氯水会发生置换反应，碘化钾与氯水也发生了置换反应。
01实验梳理 02实验点拨 03典例分析 04对点训练 05真题感悟色变化，并与溴水的颜色进行比较。
写出反应的化学方程式。
可观察到溶液颜色比溴水的颜色深，碘化钾与溴水会发生置换反应。
【实验二】同周期元素性质的递变实验操作图解操作实验现象实验结论2.同周期元素性质的递变（1）通过钠、镁与水的反应，比较钠和镁的金属性强弱。
①回忆钠与水反应的实验，写出实验现象和化学方程式。
②设计实验，取一段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中，向试管中加入2毫升水，并滴入两滴酚酞溶液，观察现象。
点燃酒精灯，加热试管至沸腾，再观察现象。
比较镁与冷水、热水的反应，观察并记录实验现象。
（2）设计实验，向试管中加入2毫升1mol/LAlCl3溶液，然后滴加氨水，直钠与水反应，钠浮在水面上，四处游动，发出嘶嘶的声音，溶液变红色。
2Na + 2H20 =2NaOH + H2↑镁条表面有微量气泡产生，溶液微微变红。
元素周期表元素及化合物的递变规律
元素周期表元素及化合物的递变规律
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。
第3节 元素周期表的应用1
结论失电子能力逐渐减弱14Si15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物的水 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 化物 最高价含氧酸酸性 强弱
单质与H2反应条件 气态氢化物及稳定 性 结论 弱酸 高温 中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强 加热 加热 点燃或光照 HCl
元素原子得电子能力的强弱，可以采用下列方 法间接判断： 3、元素单质间的相互置换反应，一般说来， 反应物(氧化剂)比产物(氧化产物)对应的元素原 子得电子的能力越强。 4、利用元素周期表来比较。同周期元素的原子 自左至右得电子的能力越来越强.同主话元素的原 子自上至下得电子的能力越来越弱. 5、在电解池中阳极的放电顺序,一般说来，越先 在阳极失电子的离子所对应的元素原子得电子的 能力越弱。 如何比较元素原子的失电子能力的强弱呢?
周期表中元素位、构、性的关系
原子结构
原子序数= 核电荷数 周期数= 电子层数 电子层数 最外层电子数 （主族）化合价 金属性、非金属性强弱
主族序数=最外层电子数
最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 负价
同位－化学性质相同
表中位置
同主族
元素性质
相似性（最外层电子数相同，化学性质相似）
同周期
Al(OH)3 +3H+=Al3++3H2O、 Al(OH)3 +OH-= [Al(OH)4] – 【练习3】C
二、同主族元素性质的递变
元素 最外层 电子数 氟（F） 氯（Cl） 溴（Br） 碘（I） 7 0 -1 HF 7 +7 -1 HCl 7 +7 -1 HBr 7 +7 -1 HI
元素周期表中同周期,同主族元素性质的递变规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数（价电子）
由1逐渐增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1——+7
负价由-4——-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（稀有气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱，非金属性增强
金属性增强，非金属性减弱
单质的氧化性、还原性
还原性减弱，氧化性增强
氧化性减弱，还原性增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强非金属气态氢化物源自生成越容易，稳定性逐渐增强
生成越难，稳定性减弱
原子得、失电子能力
失电子由易到难，得电子由难到易
得电子由易到难，失电子由难到易
元素周期表中同周期，同主族元素性质的递变规律
同周期同主族元素性质的递变
① 入 然 m直o向少 至后l·一量 过逐L支M量滴-1g试滴,CNl观a管加2O溶察H中1溶液现加液,象。②量加至向A1过l另量Cmlo一,3l溶观·支液察L试-,1现然管N象a后中O。H逐加溶滴入液滴少直
_产__生___白__色__沉__淀__。_
_先__产___生__白__色__沉__淀___,_后 _白__色___沉__淀__溶__解__。_
_M_g_(_O_H__)_2不___溶__于__N_a_O__H_溶__液__;_A_l_(__O_H_)_3_溶于 _N_a_O_H__溶__液__,_显__示___两__性_ ,
_故__碱__性___:_M_g_(_O_H_)_2_>_A_l__(_O_H_)_3。 _证__明___金__属__性__:_M__g_>_A_l_。
3.通过本实验活动,你对原子结构与元素性质的关系及
元素周期律(表)有什么新的认识? 提示:结构决定性质,同周期或同主族的原子半径呈现 周期性变化,故元素的性质也呈现周期性变化。
_向__N_a__I_溶__液__中__滴_ _入__橙___色__的__溴__水__后__ , _溶__液___变__褐__色__。_ _2_N_a_I_+_B_r__2 _=__=_== _2_N_a_B_r_+_I_2
卤素单质的氧化性:Cl2>Br2>I2。
2.同周期元素性质的递变溶液,观察现象。 应对照。
_钠__熔___成__小__球__,_浮___于__水__面_ , 实 _四__处___游__动__,_有__“___嘶__嘶__”__的 验 _响__声___,_反__应__后__溶___液__加__酚__酞 现 _变__红___。__银__白__色___的__镁__条__表__面 象 _附__着___了__少__量__无___色__气__泡__,_滴
元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径依次增大
失电子能力依次增大
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增变规律
元素性质
同周期元素（左→右）
同主族元素
（上→下）
最外层电子数
逐渐增多（1e→8e）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大
（＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主族 序数)
最高正价、最低负 价相同
最高正价＝主族序 数
最高价氧化物对 碱性逐渐减弱，酸性逐 酸性逐渐减弱，碱
应水化物酸碱性
渐增强
性逐渐增强
非金属元素气态 氢化物的稳定性
元素的金属性和 非金属性
逐渐增强
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增大
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 增 大
原子半径依次减小 原 子 半 径 依 次 减 小
高一化学知识点-元素周期表
高一化学知识点:元素周期表高一化学知识点:元素周期表一、元素周期表原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则:①按照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——周期;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纵行——族2、周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数3、元素金属性和非金属性判断依据:①元素金属性强弱的判断依据:单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据:单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。
4、核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数二二质子数+中子数:A==Z+N②同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素:①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数:核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系:最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数=8—最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律:同主族:从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
七大方法助你告别化学“差生”一.尽快去找化学老师，让他告诉你以前学过的关键知识点，在短期内掌握，目的是能够大致跟上现在的教学进度，以听懂老师讲授的新知识。
要想进步，必须弄清楚导致化学成绩差的根本原因是什么?是常用的几个公式、概念没记住，还是很重要的几个基本解题方法不能熟练应用，或者是以前的一些重点知识没有理解透彻等等。
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）。
元素周期表的结构
1.元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
【1】原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一列元素。
即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。
同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【2】原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。
即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。
共有十八个列，十六个族。
同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【3】原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区，p区，d区，f区和ds区。
除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。
元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。
元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。
金属性是指在化学反应中原子、分子或离子失去电子的能力。
气态电中性基态原子失去一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的非金属性是元素化学术语的一种，非金属性常示获得电子的倾向。
(1)同周期，同主族元素性质的递变规律①同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，对应氢化物的稳定性逐渐增强；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；②同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；对应氢化物的稳定性逐渐减弱；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱；碱性逐渐增强；（2）微粒半径的比较方法①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
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）。
《元素性质的递变规律》 知识清单
《元素性质的递变规律》知识清单一、原子半径的递变规律原子半径是描述原子大小的一个重要物理量。
同周期元素，从左到右，随着核电荷数的递增，原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强，原子半径逐渐减小。
例如，在第三周期中，钠（Na）原子半径最大，氯（Cl）原子半径最小。
同主族元素，从上到下，随着电子层数的增多，原子半径逐渐增大。
比如碱金属元素，锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs），它们的原子半径依次增大。
需要注意的是，稀有气体元素的原子半径测量方式与其他元素不同，所以在比较原子半径时，通常不考虑稀有气体元素。
二、元素化合价的递变规律元素的化合价是元素的一种重要性质。
主族元素的最高正化合价等于其所在的主族序数，最低负化合价等于主族序数减去 8（除氢和氦外）。
例如，氯元素位于第ⅦA 族，其最高正化合价为＋7 价，最低负化合价为－1 价。
同一周期中，从左到右，元素的最高正化合价逐渐升高（除 O、F 外），最低负化合价的绝对值逐渐减小。
同一主族中，元素的化合价具有相似性。
例如，卤族元素（F、Cl、Br、I）的化合价通常为－1 价、＋1 价、＋3 价、＋5 价、＋7 价等。
三、金属性与非金属性的递变规律金属性是指元素的原子失去电子的能力，非金属性则是指元素的原子得到电子的能力。
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。
比如第三周期，钠（Na）的金属性最强，氯（Cl）的非金属性最强。
在同一主族中，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）的金属性依次增强，卤族元素（F、Cl、Br、I）的非金属性依次减弱。
判断元素金属性强弱的依据有：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度，单质的还原性强弱，最高价氧化物对应水化物的碱性强弱等。
判断元素非金属性强弱的依据有：单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，单质的氧化性强弱，最高价氧化物对应水化物的酸性强弱等。