高三化学一轮知识点系列大全(二)：考点十二_元素周期律和元素周期表_word版
高三化学一轮复习知识点系列大全(二)考点十二元素周期律和元素周期表
考点十二元素周期律与元素周期表1．能结合有关数据与实验事实认识元素周期律，了解原子构造与元素性质关系。
2．能描述元素周期表构造，知道金属、非金属在元素周期表中位置及其性质递变规律。
3．能说出元素电离能、电负性涵义，能应用元素电离能说明元素某些性质。
Ⅱ.考纲要求1．掌握元素周期律实质。
了解元素周期表(长式)构造(周期、族)及其应用。
2．了解物质组成、构造与性质关系。
3．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质递变规律与原子构造关系。
4．以I A与ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子构造关系。
5．了解金属、非金属在元素周期表中位置及其性质递变规律。
6．了解元素电离能含义，并能用以说明元素某些性质Ⅲ.教材精讲1．定义：元素性质随着元素原子序数递增而呈周期性变化规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子核外电子排布周期性变化必然结果。
核外电子排布周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素性质出现周期性变化〔见本考点“三、2．原子构造与元素性质关系〞〕。
3．具体实例：以第3周期或第VII A族为例，随着原子序数递增注意：元素各项性质周期性变化不是简单重复，而是在新开展根底上重复。
随着原子序数增大，元素间性质差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。
4．电离能⑴概念①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要最少能量，叫做电离能。
常用符号I表示，单位：kJ/mol。
电离能大小反映了原子〔或离子〕失去电子难易程度。
电离能越小，原子〔或离子〕越易失去电子。
②第一电离能：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最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。
③第二电离能：气态+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能。
依次类推。
⑵性质及用途①同一种元素逐级电离能大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……；②第一电离能是元素金属活泼性衡量尺度。
2020_2021年高考化学一轮复习知识讲解下元素周期表和元素周期律pdf
2020-2021年新高三化学一轮复习讲解《元素周期表和元素周期律》【知识梳理】一、元素周期表和元素周期律1．元素周期表的结构：（1）元素周期表中最外层电子数规律：最外层电子数为1的元素有主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）；最外层电子数为2的元素有主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、Co等）；最外层电子数在3—7之间的元素一定是主族元素；最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。
27（2）元素周期表中数目规律：元素种类最多的是第IIIB族（32种）；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：第2、3周期（短周期）相差1，第4、5周期相差11，第6、7周期相差25；设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为(n+1)2/2，偶数周期为(n+2)2/2。
（3）元素周期表中分界线规律：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）。
（4）元素周期表中对角线规律：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）。
（5）元素周期表的应用：预测元素的性质；按周期表的位置在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
2．元素周期律：同周期，从左至右，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)而呈现周期性变化同周期，从左至右，最高正价由由+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=8-｜最低负价｜（1）在周期表中，元素的化学性质遵循以下递变规律：同周期元素，从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。
高考化学一轮复习知识点：元素周期律和元素周期表
高考化学一轮复习知识点：元素周期律和元素周期表元素周期律指元素的性质随着元素的原子序数的递增呈周期性变化的规律，下面是17年高考化学一轮温习知识点：元素周期律和元素周期表，希望对考生有协助。
元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期开头元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其他为ns2np6。
He核外只要2个电子，只要1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期开头元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包括的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相反的能级，而是能量相近的能级。
2、元素周期表的分区(1)依据核外电子排布①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点③假定元素的中心电子排布，可直接判别该元素在周期表中的位置。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应留意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，中心电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
元素周期律1.电离能、电负性(1)电离能是指气态原子或离子失掉1个电子时所需求的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失掉1个电子转化为气态基态正离子所需求的最低能量。
第一电离能数值越小，原子越容易失掉1个电子。
在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体出现增大趋向。
同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大(2)元素的电负性用来描画不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对规范,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判别金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性普通小于1.8，非金属的电负性普通大于1.8，而位于非金属三角区边界的〝类金属〞的电负性在1.8左右。
它们既有金属性，又有非金属性。
高考化学专题：“元素周期律和元素周期表”知识点归纳
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。
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。
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。
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。
高考化学一轮复习元素周期表知识点
高考化学一轮复习元素周期表知识点化学元素周期表是依据原子序数从小至大排序的化学
元素列表。
查字典化学网整理了元素周期表知识点，希望对考生温习有协助。
熟背前20号元素，熟习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2n2;③最外层电子数不超越8个(K层为最外层不超越2个)，次外层不超越18个，倒数第三层电子数不超越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：具有相反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：质子数相反而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(关于原子来说)
二、元素周期表
1.编排原那么：
①按原子序数递增的顺序从左到右陈列
②将电子层数相反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把最外层电子数相反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
元素周期表知识点的内容就是这些，查字典化学网预祝广阔考生可以金榜题名。
2021年高考第一轮温习备考专题曾经新颖出炉了，专题包括高考各科第一轮温习要点、温习方法、温习方案、温习试题，大家来一同看看吧~。
(完整word版)2015高考化学大一轮复习讲义(研考点-析考题)元素周期表和元素周期律
元素周期表和元素周期律（两课时）考点一 元素周期表教学目标: 知识与技能:（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及其与原子结构的关系。
（3）以第ⅠA 族和第ⅦA 族为例, 掌握同一主族内元素性质的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递变的规律 过程与方法回顾基本概念, 注意细节, 认真审题, 再解决题目, 重视解题后的总结与归纳。
情感态度与价值观认识高考题中的常考题类型, 明白持一个正确态度去处理每道题的重要性。
教学重难点重点: 解题技巧 难点: 技巧的总结教学方法：回顾基本概念, 注意细节, 认真审题, 再解决题目, 重视解题后的总结与归纳。
训练学生的解题技能, 让学生练习相关离子反应方程式。
学习方法: 回顾基本概念, 逐字分析题目, 书写每个方程式, 重视总结归纳。
教学工具：习题集, 教材教学过程: 考点一 元素周期表1. 原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝核电荷数＝核外电子数。
2. 编排原则⎩⎪⎨⎪⎧按原子序数递增顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行⎩⎪⎨⎪⎧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成一纵行。
3(1)周期(7个横行, 7个周期): 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 32(排满时) 0族元素 原子序数 21018365486118(未发现)(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族序ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡBⅧ族第8、9、10共3个纵行0族第18纵行4.元素周期表中元素的分区(1)分界线: 如上图所示, 沿着元素周期表中B.Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po的交界处画一条斜线, 即为金属元素和非金属元素的分界线(氢元素除外)。
高三化学一轮强化复习——元素周期表 元素周期律讲义
2021届高三化学一轮强化复习——元素周期表元素周期律知识点一元素周期表【考必备·清单】1．原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
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3．元素周期表的结构(1)结构图示(2)周期与族①周期(7个横行，7个周期)②族(18个纵行，16个族)(3)原子结构与元素周期表的关系(4)族元素的价电子排布特点①主族元素②0族元素：n s2n p6(其中He为1s2)。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10n s1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
[名师点拨]①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。
②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。
③主族序数＝价电子数。
④对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素，价电子层不仅是最外电子层。
如Fe的价电子排布式为3d64s2。
4．元素周期表中的特殊位置(1)分区①根据价电子排布特点分区各区价电子排布特点②根据元素类别分区a．分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
b．各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
c．分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
【夯基础·小题】1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大排列而形成的()(2)三、四周期同主族元素的原子序数相差8()(3)同周期ⅡA族和ⅢA族的原子序数相差1、11或25()(4)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素()(5)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素()(6)原子的最外层有2个电子的元素一定是ⅡA族元素()(7)元素所在的主族序数与最外层电子数相等的元素都是金属元素()答案：(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×(6)×(7)×2.如图A、B、C、D、E是长式元素周期表中的5种元素(不包括镧系和锕系)。
新高考化学一轮复习元素周期表 元素周期律课件(42张)
2.通过“三看〞比较粒子半径大小 在中学化学要求的范围内,可按“三看〞规律来比较粒子半径的大小。 “一看〞电子层数:一般情况下,当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 例如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)、r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)、 r(Na)>r(Na+)。 “二看〞核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 相同电子层结构的离子半径规律是“序大径小〞 例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)、r(O2-)>r(F-)> r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 “三看〞核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越 大。 例如:r(Cl-)>r(Cl)、r(Fe2+)>r(Fe3+)。
最高价氧化
元素
物的水化物
XY
Z
W
分子式
H3ZO4
0.1 mol·L-1溶液对应的pH(25 ℃) 1.00 13.00 1.57
0.70
A.元素电负性:Z<W
B.简单离子半径:W<Y
C.元素第一电离能:Z<W D.简单氢化物的沸点:X<Z
答案 A 解析 由Z的最高价含氧酸为H3ZO4,且0.1 mol·L-1 H3ZO4溶液对应pH=1.57 知,Z为P;由0.1 mol·L-1 Y的最高价氧化物的水化物的溶液的pH=13知,Y为 Na;由X、Y、Z、W的原子序数依次增大,且0.1 mol·L-1 X的最高价氧化物 的水化物的溶液的pH=1可知,X为N;由0.1 mol·L-1 W最高价氧化物的水化 物溶液的pH<1可知,W为S。所以,电负性:S>P;离子半径:S2->Na+;因为P原 子的价层电子排布式为3s23p3,3p能级为半充满状态,较稳定,故第一电离 能:P>S;因为NH3分子间存在氢键,故氢化物的沸点:NH3>PH3。
高三化学第一轮复习：元素周期律及元素周期表人教版知识精讲
高三化学第一轮复习：元素周期律及元素周期表人教版【本讲教育信息】一. 教学内容：高三第一轮复习：元素周期律及元素周期表二. 教学要求：1. 元素周期律的实质2. 元素周期表的结构3. 掌握原子结构、元素性质及该元素在元素周期表中的位置三者间的关系4. 了解元素周期律和周期表的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律三. 教学重点：元素的性质，元素在周期表中的位置和原子结构的关系四. 知识分析：1. 记住元素周期律的结构：（1）周期：a. 共有7个周期，分别为“三短、三长、一不全”b. 同一周期含有的元素种数为：2、8、8、18、18、32，未排完。
（排满应为32）c. 记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。
（2）族：a. 共有18纵行，其中含：7个主族、7个副族、Ⅷ族、0族。
b. 位置关系为：（见元素周期表）1、2纵行：ⅠA，ⅡA3 ~ 7纵行：ⅢB ~ ⅦB8 ~ 10纵行：Ⅷ11 ~ 12纵行：ⅠB、ⅡB13 ~ 17纵行：ⅢA ~ ⅦA18 纵行：0（3）要求同学掌握以下元素的符号、名称以及原子结构示意图：横行：前3周期（要求高一些，可掌握前4周期）纵行：ⅠA ~0族2. 元素周期表中元素位置与性质的关系：若A 、B 、C 、D 四种元素位于周期表中如图所示位置，则有关性质均可排出顺序，如：（1）递变规律⎪⎩⎪⎨⎧>>>>>>C A B B A C B A C :::非金属性金属性原子半径（2）相似规律⎪⎩⎪⎨⎧相邻元素性质类别不大与对角线元素性质相似与与同主族元素性质相似D A D B C A :,:3. 元素周期表中几种量的关系：质子数 = 原子序数电子层数 = 周期序数最外层电子数 = 主族序数 = 主族元素的最高正价 = 负价 8【典型例题】[例1] 若短周期的两元素可形成原子个数比为3:2的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是（ ）A. 1B. 3C. 5D. 6分析：方法一：列举法。
高考化学一轮必背知识总结
高考化学一轮必背知识总结1500字高考化学一轮必背知识总结化学是一门有关物质组成、性质、变化和能量的科学。
在高考化学考试中，掌握并理解一些基础的概念和知识点非常重要。
下面是一些你应该必须背诵和掌握的高中化学知识。
1. 元素和化合物：元素是组成物质的基本单位，化合物是由两种或两种以上元素通过化学反应结合而成的物质。
2. 原子：原子是一种微小的粒子，由质子、中子和电子组成。
原子的质量数等于质子和中子的总数，原子的原子数等于质子的数目。
3. 元素周期表：元素周期表是一个按照原子序数排列的表格，它将元素按照化学性质和物理性质进行分类。
4. 元素的周期性：元素周期表中的元素按照周期性规律分布。
原子半径、离子半径、离子化能、电子亲和能、电负性等性质随着原子序数的增加而出现周期性变化。
5. 化学键：化学键是由原子之间的相互作用形成的。
共价键是通过共享电子形成的，离子键是由正负电荷吸引形成的，金属键是由金属原子之间的电子云相互共享形成的。
6. 化学方程式：化学方程式用化学符号表示化学反应过程。
反应物出现在反应箭头的左边，生成物出现在右边。
7. 物质的量：物质的量是物质的量度，用摩尔（mol）表示。
1摩尔是指在物质中含有6.022×10^23个基本粒子（如原子、分子等）。
8. 摩尔质量：摩尔质量是指一个物质的摩尔质量，用g/mol表示。
摩尔质量等于元素的相对原子质量或化合物的相对分子质量。
9. 摩尔浓度：摩尔浓度是指溶液中单位体积的溶质的摩尔数。
用mol/L表示。
10. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
11. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质与氧化剂或还原剂之间的电子转移反应。
氧化剂是接受电子的物质，还原剂是给出电子的物质。
12. 反应速率：反应速率是指反应物质在单位时间内消失或生成的数量。
影响反应速率的因素包括反应物浓度、温度、催化剂等。
13. 平衡常数：平衡常数是指在化学反应达到平衡时，各反应物浓度的乘积与生成物浓度的乘积的比值。
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考点十二元素周期律和元素周期表I.课标要求1．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
2．能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
Ⅱ.考纲要求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．了解物质的组成、结构和性质的关系。
3．以第3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。
4．以I A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。
5．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
6．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质Ⅲ.教材精讲一.元素周期律及其实质1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。
3．具体实例：以第3周期或第VII A族为例，随着原子序数的递增增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。
4．电离能⑴概念①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最少能量，叫做电离能。
常用符号I表示，单位：kJ/mol。
电离能大小反映了原子（或离子）失去电子的难易程度。
电离能越小，原子（或离子）越易失去电子。
②第一电离能：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最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。
③第二电离能：气态+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能。
依次类推。
⑵性质及用途①同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……；②第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。
元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。
③与元素周期表中位置的关系：同周期元素从左到右（除稀有气体），第一电离能逐渐增大；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。
④半充满、全充满、全空状态稳定，第一电离能较高。
如：Be、N、Mg、P反常。
⑤由第一电离能反映的金属性强弱与金属活动性顺序不一定完全相同。
原因是：第一电离能反映的是气态金属原子失电子能力强弱，金属活动性顺序反映的是固态金属原子在水溶液中失电子能力强弱。
5．电负性★（考纲不要求）⑴概念：表示当两个不同原子在形成化学键时对共用电子的吸引能力大小。
⑵性质及用途①区别金属和非金属。
非金属元素电负性（一般＞1.8）大于金属元素电负性（一般＜ 1.8 ）。
②比较金属性或非金属性强弱。
电负性越大，元素非金属性越强（或元素金属性越弱）。
电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。
③衡量化合物的离子化程度。
一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。
④用于判断元素化合价。
在化合物中，成键两元素比较，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
⑤与元素周期表中位置的关系。
同周期元素从左到右（除稀有气体），电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
二.元素周期表及其结构1．元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；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，得到的表叫元素周期表。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。
2．元素周期表的结构⑴周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。
长式周期表有7 个周期：1、2、3 周期为短周期；4、5、6周期为长周期；7为不完全周期。
目前1～7周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。
周期序数= 电子层数。
⑵族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。
长式元素周期表有18 纵行，分为16 个族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。
用族序数后加字母A表示。
7个。
副族：完全由长周期元素构成的族。
用族序数（罗马数字）后加字母B表示。
7个。
第Ⅷ族：第8、9、10 纵行。
0族：第18 列稀有气体元素。
⑶镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。
⑷锕系元素：周期表中[行7，列3]的位置，共15种元素。
均为放射性元素⑸过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。
⑹元素周期表的分区①s区：特征电子排布ns1～2。
②p区：特征电子排布ns2np1～6。
s区、p区元素均为主族元素，其价电子数（特征电子数）=主族族序数。
③d区：特征电子排布(n-1)d1～10ns1～2。
d 区均为金属元素，其价电子数（特征电子数）= 副族族序数。
④ds 区: 特征电子排布(n-1)d 10ns 1～2。
均为金属元素，其最外层电子数=副族族序数。
三.原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系 1． 元素在周期表中位置与元素性质的关系⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH 为中强碱而不是强碱，Li 2CO 3难溶于水等等。
② Be 、Al 的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al 单质在常温下均能被浓H 2S04钝化；A1C13和BeCl 2均为共价化合物等。
③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
Te 性 Po At 增 强 金属性逐渐增强 A ⅥA ⅦAS⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。
即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。
⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。
如He、Ne、Ar等稀有气体。
3．原子结构与元素在周期表中位置的关系⑴电子层数等周期序数；⑵s、p区为主族元素，d、ds、f区为付族元素；⑶主族元素的族序数=最外层电子数；⑷根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。
记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。
4．元素周期表的用途⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。
如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4。
②比较同周期元素及其化合物的性质。
如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。
例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。
如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。
⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。
如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
四.元素的金属性或非金属性强弱的判断1．元素金属性强弱比较方法①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。
越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱。
越强，金属性越强。
③互相置换反应(金属活动性顺序表)。
金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。
注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。
④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。
一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。
⑤原电池反应中正负极。
负极金属的金属性强于正极金属。
⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强。
⑦金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au2．元素非金属性强弱比较方法①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。
越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
②最高价氧化物的水化物酸性强弱。
酸性越强，则非金属性越强。
③单质的氧化性或离子的还原性。
阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
④互相置换反应。
非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。
⑤一般来说元素第一电离能越大，电负性越大，其非金属性越强。
五、微粒（原子及离子）半径大小比较规律⑴影响原子（或离子）半径大小的因素①电子层数越多，半径越大；②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
⑵具体规律①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。
如：F-<Cl-<Br-<I-；Li<Na<K<Rb<Cs。
②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。
③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+>Mg2+>Al3+。
④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
如Na+＜Na；Cl＜Cl-。
⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。