第一章第二节元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修一第一章知识点总结
高中化学必修一第一章知识点总结高中化学必修一第一章知识点总结一、物质的结构1. 原子的发现和结构2. 原子核的发现和结构3. 原子的量子结构4. 原子的质量单位二、元素周期律和化学键1. 元素周期表的基本构造2. 元素周期律的基本特征3. 原子的组成及其排列规律4. 化学键的成因5. 钠原子和氯原子的化合反应三、离子反应1. 离子的概念2. 离子反应的概念3. 酸、碱、盐的概念四、化学方程式1. 化学方程式的基本概念2. 化学方程式的基本性质3. 化学方程式的表示方法4. 化学方程式的平衡五、氧气、氢气及水1. 氧的性质2. 氢的性质3. 水的性质4. 水的结构和性质六、金属与非金属元素1. 金属元素的性质2. 金属的化学性质3. 非金属元素的性质4. 非金属的化学性质七、分子与晶体1. 分子的结构及性质2. 分子的相互作用3. 晶体的结构及性质4. 晶体的相互作用在这一章中，我们首先了解了原子的结构，包括原子的发现和结构，原子核的发现和结构，以及原子的量子结构和质量单位。
我们学习了元素周期律和化学键的知识，包括元素周期表的构造和特征，化学键的成因，以及钠原子和氯原子的化合反应。
我们深入了解了离子反应的概念，以及酸、碱、盐的性质。
在学习化学方程式方面，我们了解了化学方程式的概念、基本性质、表示方法，以及化学方程式的平衡。
在最后的部分，我们学习了氧气、氢气及水的性质，以及金属与非金属元素的性质，并了解了分子和晶体的结构和性质。
个人观点和理解：在学习这一章的知识点时，我深刻地意识到物质的结构是如此复杂而又精妙。
原子、离子、分子和晶体都是构成物质的基本单位，它们之间相互作用，形成了多种多样的物质。
学习化学不仅让我理解了物质的本质和结构，更让我感受到了人类对自然的探索和认知。
希望通过学习化学，我可以更深入地理解世界的运行规律，为人类社会的发展做出更大的贡献。
总结回顾：通过本章的学习，我们详细地了解了物质的基本结构和性质，包括原子、离子、化学键、化学方程式、氧气、氢气、水、金属和非金属元素，以及分子和晶体的结构和性质。
鲁科版高一化学必修二知识点归纳
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲第一章 物质结构 元素周期律一、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.X ） 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）阴离子的核外电子数 == 质子数 ＋ 电荷数（—）阳离子的核外电子数 == 质子数 - 电荷数（＋）★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 Ca 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2n 2；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 LM 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（过渡元素的族序数不一定等于最外层电子数） 2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2短周期 第二周期 2 8种元素第三周期3 8种元素元 （7个横行） 第四周期种元素素 （7个周期） 第五周期5 18种元素周 长周期 第六周期6 32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。
高一化学必修一二知识点及方程式总结归纳总复习提纲
高一化学必修一二知识点及方程式总结归纳总复习提纲【爱文库】核心用户上传高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲第一章物质结构元素周期律一、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(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:?电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;?各电子层2最多容纳的电子数是2n;?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。
: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) 同位素二、元素周期表1.编排原则:?按原子序数递增的顺序从左到右排列?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) ((((((((?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 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第四周期 4 18种元素素 7第五周期 5 18种元素Jay_h1218 奉上【爱文库】核心用户上传周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满(已有26种元素)表主族:?A,?A共7个主族族副族:?B,?B、?B,?B，共7个副族 (18个纵行)第?族:三个纵行，位于?B和?B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。
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。
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。
物质结构元素周期律知识点总结
第一章 物质结构 元素周期律中子N（核素） 原子核 质子Z → 元素符号原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）：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 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决定编排依据 具体表现形式X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全电子层数：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。
(完整版)高中化学必修二知识点归纳总结
高中化学必修二知识点归纳总结第一章： 物质结构 元素周期律一、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 2；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 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 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） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32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。
元素周期表元素周期律知识点总结
元素周期表元素周期律知识点总结元素周期表元素周期律知识点总结一、元素周期表★熟记等式：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、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称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==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。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱化学键含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。
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高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律知识点一 原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
三、原子核外各电子层的电子排布原子核外电子的排步层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 KLMNOPQ离核远近 由近到远 能量 由低到高各层最多容纳的电子数2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1.原子结构示意图： 粒子符号2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。
Cl- 五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。
原子核核电荷数电子层电子层上的 电子数 Na知识点二元素周期律元素周期律：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、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）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。
元素周期律包括三个方面，一是核外电子排布，二是原子半径，三是元素主要化合价。
一、.原子核外电子排布、化合价变化规律1.元素原子核外电子排布的周期性变化随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复着从1到8（核外只有1个电子层时，最外层电子数最多为2），从不稳定结构到稳定结构的变化，所以随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子的排布呈周期性变化。
2.原子半径的周期性变化：随着原子序数的递增元素的原子半径重复出现从大到小的周期性变化（稀有气体除外）(1)随着原子序数的递增，同周期元素的原子半径逐渐减小。
（2）随着原子序数的递增，同主族元素的原子半径依次增大。
3.元素化合价的周期性变化随着原子序数的递增，元素的最高正化合价从最低+1到最高+7（H除外，F无正价，通常O也没有正价），再到稀有气体元素的0价呈周期性变化；元素的化合价从无（金属无负价）到有（非金属有负价），从最低（-4价）到最高（-1价），再到稀有气体元素的0价，也呈周期性变化。
（1）具有2个电子的粒子有He、H2、H-、Li+、Be2+。
（2）核外电子总数为10个电子的微粒共有15种。
10电子微粒：一核：Ne、N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+二核：HF、OH-三核：H2O、NH2-四核：NH3、H3O+五核：CH4、NH4+（3）核外电子总数为18个电子的微粒共有16种。
18电子微粒：一核：Ar、K+、Ca2+、Cl-、P3+、S2-二核：F2、HCl、HS-三核：H2S 四核：PH3、H2O2五核：SiH4六核：N2H4、CH3OH、其他C2H6（4）核外电子总数及质子总数均相同的粒子：①Na+、NH4+、H3O+②F-、OH-、NH2-③Cl-、HS-④N2、CO、C2H2二、元素的金属性与非金属性的变化规律（一）规律总结：1.同一周期（除稀有气体外）从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，原子失去电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
2.同主族元素性质具有递变性---从上到下，原子半径增大，元素的金属性逐渐增强，非金属逐渐减弱，元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱（二）Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱比较可以通过金属与水、酸反应及最高价氧化物对应的水化物碱性强弱进行比较，具体内容和结论如下：(三)Si、P、S、Cl非金属性的递变规律：可以通过四种非金属元素的单质与H2化合的难易、生成气态氢化物的稳定性以及最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱加以判断。
（四）规律总结：通过对第三周期元素性质的比较，可以得出结论：Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强结论：同一周期（除稀有气体外），从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
且随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI总结：随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价、元素的金属性和非金属性均呈周期性的变化。
实质：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必然结果。
1 A、越左越下，金属越活泼，原子半径越大，最外层离核越远，还原性越强。
越易和水（或酸）反应放H2越剧烈，最高价氧化物的水化物的碱性越强B、越右越上，非金属越活泼，原子半径越小，最外层离核越近，氧化性越强。
越易和H2化合越剧烈，最高价氧化物的水化物的酸性越强2、推断短周期的元素的方法(第二、第三周期）A第二周期若A的质子数为z时C B D第三周期若A的最外层电子数为aZ2+aZ+7Z+8Z+99+a10+a11+a知识点三元素周期表和元素周期律的应用一、元素周期表的分区若沿着元素周期表硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左侧是金属元素，右侧是非金属元素。
如图由此图可以得出（1）周期表左下角是金属性最强的元素（铯），右上角是非金属性最强的元素（氟），分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。
（2）同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
主族IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA最外层电子数1234567最高正化合价+1+2+3+4+5+6+7最低负化合价---------------4-3-2-1结论：(1)主族元素最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正化合价(2)主族元素｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8 (对非金属而言，金属无负化合价)元素周期表中：周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数；备注：金属元素只有正化合价而无负化合价；非金属元素既有正化合价又有负化合价；氧元素的化合价一般是—2价，氟元素的化合价一般是—1价，没有正化合价。
三、元素“位、构、性”之间的关系（1）“位—构—性”之间的关系图四、元素周期表和元素周期律的应用1.元素周期表是元素周期律的具体表现形式是学习化学的一种重要工具。
根据元素在元素周期表的位置可推断元素原子核外电子层结构、判断元素的主要化合价、比较不同元素的性质、判断元素化合物的性质等。
2.根据元素周期表中元素性质的变化规律可推测新物质的性质、预测未知元素的性质等等。
如根据氟、氯、溴、碘元素的性质确定砹元素的性质。
3.元素周期表和周期律对于其他与化学相关的科学技术有指导作用。
（1）在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 （2）研究氟、氯、硫等附近的元素，制造新农药（3）在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
第ⅦA 族卤族元素：F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： 金属性的判断：① 单质与水、酸反应置换出氢的难易程度——水（酸）反应放氢气越剧烈越活泼；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。
——最高价氧化物水化物碱性越强越活泼 ③相互置换反应（强制弱）Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu ——活泼金属置换较不活泼金属最强酸 强酸 酸 弱酸 两性 碱 强碱 酸碱性 HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO4 Al Mg NaOH 水化物H2SO4 SO3 P2O5 SiO2 Al2O3 MgO Na2O 氧化物Cl S P Si Al Mg Na 元素 VIIA VIA VA IVA IIIA IIA IA 族非金属性的判断：①与氢气反应生成氢化物的难易程度——与氢气化合越易，生成氢化物越稳定越活泼；②氢化物的稳定性——；生成氢化物越稳定越活泼③最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱——最高价氧化物水化物酸性越强越活泼。
④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
——活泼非金属置换较不活泼非金属即“越易越强、越难越弱”注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。
例如I－有较强的还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性。
粒子半径的大小比较(三看)（比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。