高考化学专题：“元素周期律和元素周期表”知识点归纳
1、元素周期表的结构
元素周期表的结构 位置与结构的关系
周期
周期序数 元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数
2.对同主族(nA族)元素
若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短周期 第一周期 2
第二周期 8
第三周期 8
长周期 第四周期 18
第五周期 18
第六周期 32
第七周期 不完全周期
族
主族 ⅠA族～
ⅦA族 由长周期元素和短周期元素共同构成的族。 最外层电子数=主族序数=价电子数
零族
最外层电子数均为8个（He为2个除外）
副族 ⅠB族～
ⅦB族 只由长周期元素构成的族 最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～7个。
第Ⅷ族 有三列元素
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。
各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。
2、元素周期律
涵义 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实质 元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。
核外电子排布 最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径 原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要化合价 最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数
元素及化合物的性质 金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。
3、同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左→右） 同主族（上→下）
原子结构 核电荷数 逐渐增大 增大
电子层数 相同 增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
化合价 最高正价由+1→+7负价数=8-族序数 最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数
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。
单质的氧化性和还原性 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
最高价氧化物的水化物的酸碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。
气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。 稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。 稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
4、简单微粒半径的比较方法
原子半径 1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小
例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl
2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。
例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs
离子半径 1.同种元素的离子半径：阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子，例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+
2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小，例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+
3.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大，例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2- 4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较，例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+
5、元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强。
判断依据 1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
5.若xn++y=x+ym+ 则y比x金属性强。
非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强。
判断方法 1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。
3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。
4.An-+B=Bm-+A 则B比A非金属性强。
高考化学一轮复习元素周期律知识点
高考化学一轮复习元素周期律知识点
元素周期律指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的增加呈周期性变化的规律。以下是元素周期律知识点，请考生认真学习。
1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、要紧化合价的周期性变化，了解元素周期律。
2.了解元素周期 表的结构(周期、族)，明白金属、非金属在周期表中的位置。
3.以第三周期元素为例，明白同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.以IA、VIIA元素为例，明白得同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
随着原子序数(核电荷数)的递增：元素的性质出现周期性变化：
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、元素要紧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
性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
③、要紧化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳固性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
原子结构知识点的内容确实是这些，查字典化学网预祝考生能够考上理想的大学。
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高考化学元素周期表知识点全解
高考化学元素周期表知识点全解
化学元素周期表是化学学习中最重要的工具之一，它不仅反映了元素的性质规律，还为我们理解化学反应、物质结构等提供了重要的依据。在高考中，元素周期表的相关知识点一直是重点和热点，掌握这些知识点对于取得好成绩至关重要。
一、元素周期表的结构
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，其中 1、2、3 周期称为短周期，4、5、6 周期称为长周期，第 7 周期称为不完全周期。18 个纵行分为 16 个族，包括 7 个主族（ⅠA ⅦA）、7 个副族（ⅠB ⅦB）、1 个第Ⅷ族（包括 3 个纵行）和 1 个 0 族（稀有气体元素）。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，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、元素周期表中的规律
1、 原子半径的变化规律
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、 化合价的规律 主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减 8。
3、 金属性和非金属性的变化规律
同周期元素，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
4、 元素的性质递变规律
包括单质的氧化性和还原性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等都呈现周期性的变化。
三、元素周期表与原子结构的关系
原子序数 ＝ 质子数 ＝ 核电荷数 ＝ 核外电子数。
元素在周期表中的位置取决于其原子结构，特别是核外电子的排布。例如，电子层数决定元素所在的周期，最外层电子数决定元素所在的族。
四、常见元素的性质
1、 碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）
具有相似的化学性质，如都能与氧气、水发生反应。随着原子序数的增大，碱金属元素的金属性逐渐增强，与水反应的剧烈程度逐渐增大。
高考化学复习考点知识专题讲解20 元素周期表、元素周期律
1 / 20 高考化学复习考点知识专题讲解
专题二十、元素周期表、元素周期律
考点知识
本高考化学复习考点知识专题讲解 专题重要知识有元素周期表的结构、核素、同位素的概念核外电子排布规律、元素周期律、粒子半径大小比较，主要考查元素周期表的结构及应用，原子结构中各离子数之间的关系，核素、同位素的概念，原子结构中各离子“量”之间的关系，原子核外电子排布规律，判断元素“位、构、性”的关系，元素的金属性、非金属性强弱的比较，粒子半径大小的比较。预测今年的高考以新元素的发现或元素的新应用为载体，考查同周期、同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。同时，以元素性质及其化合物在工业生产的应用为背景，考查元素周期律的指导作用，如半导体材料、制造农药材料、催化剂和耐高温、耐腐蚀材料等也是高考命题的一大趋势。
重点、难点探源
2 / 20 一、 元素周期表
1、原子序数
按照元素在周期表中的由小到大的顺序给元素所编的序号，叫原子序数。原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数。
2、元素周期表
（1）1869年．俄国化学家门捷列夫制出了第一张元素周期表。
（2）编排原则
①横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左向右排列的一系列元素，称为周期。
②纵行：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从上到下排列的一系列元素，称为族。
（3）结构
①周期（七个横行，七个周期）
3 / 20 短周期 长周期
序号 1 2 3 4 5 6 7
元素种数 2 8 8 18 18 32 不完全周期，最多容纳32种元素 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86
②族（18个纵行，16个族）
主族 列序 1 2 13 14 15 16 17
族序 I A II A III A IV A V A VI A VII A
副族 列序 3 4 5 6 7 11
12
族序 III B IV B V B VI B VII B I B II B
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
元素周期表是化学中非常重要和基础的知识。它是按照元素的原子序数将元素按一定的规律排列而成的表格。通过研究元素周期表，我们能够理解元素的各种性质、结构和规律，揭示出元素之间的关系，进而推动了化学科学的发展。下面将对高中化学元素周期律的知识点进行总结。
一、元素周期表的结构
元素周期表由横行和纵列组成。横行称为周期，纵列称为族。现代元素周期表有18个周期和7个主族，其中1A-2A族为s区，3A-8A族为p区，3B-2B族为d区，4B-7B族为f区。元素周期表按照元素的原子序数从小到大排列，每个周期的元素数量逐渐增加。
二、周期表中元素的基本信息
元素周期表中每个元素都有一定的基本信息，包括元素的原子序数、原子符号、元素名称、相对原子质量、元素的电子排布等等。这些信息帮助我们了解元素的基本特征。
三、周期表中元素的周期性变化规律
元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，元素的性质也会出现周期性的变化。这些变化可以总结为以下几个方面：
1. 原子半径的变化规律：在周期表中，原子半径从左往右逐渐减小，从上往下逐渐增大。这是由于核电荷数的增加和电子层的增多占据的空间结果所产生的。
2. 电离能的变化规律：在周期表中，电离能从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所导致的。电离能大的元素往往具有较强的还原性，而电离能小的元素往往具有较强的氧化性。
3. 电负性的变化规律：在周期表中，电负性从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所造成的。电负性大的元素往往具有吸电子的能力，而电负性小的元素往往具有放电子的能力。
4. 金属性和非金属性的变化规律：金属元素主要集中在左下角和中间区域，非金属元素主要集中在右上角和下面的区域。金属性的增加伴随着原子半径的增大，电离能的减小，电负性的减小等特征。
高中化学《第一章 原子结构与元素周期律》知识总结
煌敦市安放阳光实验学校第二中学高一化学《第一章 原子结构与元素周期律》知识总结 必修2
一 原子结构：
原子的构成：
相关知识点：原子的构成、核素、同位素、质量数、原子核外电子排布、10电子微粒、18电子微粒
2. 元素周期表和周期律 二、元素周期律与元素周期表
相关知识点：元素周期律、粒子半径大小比较、元素周期表结构、位-构-性关系。
（1）元素周期表的结构
A. 周期序数＝电子层数
B. 原子序数＝质子数
C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数
D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数
E. 周期表结构
（2）元素周期律（）
A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）
a. 单质与水或酸反置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳性
b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c. 单质的还原性或氧化性的强弱
（注意：单质与相离子的性质的变化规律相反） B. 元素性质随周期和族的变化规律 a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱 b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强
c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强
d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱
C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
D. 微粒半径大小的比较规律：
a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子
（3）元素周期律的用（重难点）
A. “位，构，性”三者之间的关系
a. 原子结构决元素在元素周期表中的位置
b. 原子结构决元素的化学性质
c. 以位置推测原子结构和元素性质
B. 预测元素及其性质
高考化学复习元素周期表和元素周期律
1 元素周期表和元素周期律
元素周期律：
（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：
随着原子充数的增加，元素排列呈周期性变化
原子序数 电子层数 最外层电子数
1～2 1个 由1～2个达到稳定结构
3～10 2个 由1～8个达到稳定结构
11～18 3个 由1～8个达到稳定结构
19，20～31，36 4个 由1～8个达到稳定结构
37，38～49，54 5个 由1～8个达到稳定结构
55，56～81，86 6个 由1～8个达到稳定结构
87～88 7个
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
（2）元素原子半径的周期性变化：
原子序数 原子半径的变化
3～9 0.512nm 0.071nm
大 小
11～17 0.186nm 0.099nm
大 小
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小（除稀有气体外）
（3）元素主要化合价的周期性变化：
原子序数 主要化合价的变化
1～2 ＋1 0
3～10 ＋1 ＋5
－4 －1 0
11～18 ＋1 ＋7
－4 －1 0
结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性的变化。
注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；
②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）
③金属无正价
④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。
（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：
电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，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。
高考化学元素周期律知识
高考化学元素周期律知识
利用元素周期表判断：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属，金属性强下面是小编为大家整理的关于高考化学元素周期律知识，希望对您有所帮助。欢迎大家阅读参考学习!
高考化学元素周期律知识
第一片：概述
1.概念：元素的性质随原子序数的递增，呈现周期性的变化。
2.决定因素：周期表中元素核外电子排布的周期性变化
3.内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
核外电子排布
电子层数相同，最外层电子数从1逐渐增加至稳定结构
电子层数逐渐增加，最外层电子数相同
元素化合价
最高正价从+1逐渐增加到+7(一、二周期除外)从第ⅣA族出现-4逐渐增加至-1，最后以0价结束
最高正价及最低负价相同，最高正价等于其族序数
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
金属性、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
电负性
逐渐变大
逐渐变小
电离能
逐渐增大 逐渐减小
第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(1)
1.化合价知识：
⑴数值是化合物中原子得失电子(离子化合物)或形成共用电子对(形成共价化合物)的数目
⑵单质化合价为0，但化合价为0的不一定是单质，如HCHO、C2H4O2中的C的化合价等(也可能是分数→氧化数)
⑶金属只有正价，有负价的一定的非金属
⑷主族元素最高正价等于其族序数(F、O除外)
⑸F是唯一没有正价的元素(O有+2价，OF2)
⑹化合物中各元素化合价代数和等于0
⑺通常元素的最高正价+∣最低负价∣=8
⑻共价化合物中，若最外层电子数+∣化合价∣=8的原子，为8电子稳定结构。
2.粒子(包括原子和阴、阳离子)半径大小对比：通常情况是：先对比电子层数，电子层数愈多，其半径愈大;电子层数相同时，再对比核电荷数，核电荷数愈大，其粒子半径愈小。
化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结
化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结
化学元素周期律是高中化学中的重要知识点，也是高考中必考的内容之一。掌握好元素周期律的相关知识，对于学生在高考化学科目中取得好成绩至关重要。本文将对化学元素周期律的相关知识点进行清单总结，并对常见的高考题型进行解析，以帮助学生更好地复习和应对高考。
一、元素周期律基本概念及排列方式
元素周期律是对元素进行分类和排列的方法，由元素的原子序数递增排列，使具有相似性质的元素出现在同一垂直列中，称为族或组；而具有相似化学性质的元素按照周期律的顺序排列在同一水平行，称为周期。
元素周期表的基本结构是：上方为1A族元素即碱金属，下方为2A族元素即碱土金属，分别位于周期表的第一和第二周期；中间是过渡元素，分为3B～8B族，位于周期表的第三至第八周期；右侧是典型元素，包括3A～8A族与3B～8B族之间的元素，分布在周期表的第三至第八周期。右下方是稀有气体。
二、元素周期律的元素分类
1. 碱金属：位于周期表的第一列，属于1A族元素。这类元素具有低密度、低熔点和活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。 2. 碱土金属：位于周期表的第二列，属于2A族元素。这类元素具有较高的密度、较高的熔点和较活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。
3. 过渡元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3B～8B族元素。这类元素具有较高的密度、硬度和熔点，具有良好的延展性、可塑性和导电性，化合价多样。
4. 典型元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3A～8A族和3B～8B族之间的元素。这类元素的化学性质较为多样，既可以形成离子化合物，也可以形成共价化合物。
5. 稀有气体：位于周期表的右下方，包括18族元素。这类元素具有较高的稳定性，不易与其他元素反应。
三、常见高考题型分析及解答技巧
1. 选择题：对于元素周期律的选择题，要注意分析题干中的关键词，确定考查的知识点。在解答选择题时，可以先排除明显错误选项，再根据相关知识点进行筛选。
2021-2022年高考化学一轮复习 专题6.2 元素周期表和元素周期律讲案(含解析)
实用文档 2021年高考化学一轮复习 专题6.2 元素周期表和元素周期律讲案（含解析）
复习目标：
1、掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2、以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3、以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
基础知识回顾：
一、元素周期表
1、元素周期表的编排原则
（1）横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。
（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。
2、元素周期表的结构
（1）周期（七个横行，七个周期）
短周期 长周期
序号 一 二 三 四 五 六 七
元素种数 2 8 8 18 18 32 不完全周期最多容纳 32 种元素 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86
（2）族（18个纵行，16个族）
主族 列序 1 2 13 14 15 16 17
族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副族 列序 3 4 5 6 7 11 12 实用文档 族序 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB
第Ⅷ族 第 8、9、10 共3个纵行
0族 第 18 纵行
3．元素周期表的分区
按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。
【注意】 根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个
区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主
要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。
高中化学元素周期律知识点总结 2
高中化学元素周期律知识点总结
第一节课时：元素周期表的结构
元素周期表的发展历程
元素周期表最初由俄国化学家门捷列夫于1869年提出，经过多年的发展和完善，现在的元素周期表已经成为化学中最基本的工具之一。
现行元素周期表的编排与结构
1.原子序数
1) 含义：原子序数是按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号得到的。
2) 原子序数与原子结构的关系：原子序数等于核电荷数等于质子数等于核外电子数。
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：短周期有第一、二、三周期，长周期有第四、五、六、七周期。
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）为碱金属元素，第ⅦA族为卤族元素，第ⅧA族为稀有气体元素，第ⅣA族为碳族元素，第ⅥA族为氧族元素。
课时2：元素的性质与原子结构
碱金属元素
碱金属元素包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
1.原子结构
1) 相似性：最外层电子数都是1.
2) 递变性：从锂到铯，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
碱金属单质通常是银白色的金属，具有低密度和低熔点。
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）
与非金属单质反应：如Cl2 + 2R → 2RCl
单质R与水反应：如2R + 2H2O → 2ROH + H2↑
与酸溶液反应：如2R + 2H+ → 2R+ + H2↑