元素周期表规律总结
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。
2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。
元素周期表规律1、原子半径的规律(1)除了第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，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。
2、元素化合价的规律(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、单质的熔点规律(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规律(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规律元素的金属性越强，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、非金属气态氢化物规律元素非金属性越强，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、还原性规律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。
8、热稳定性规律同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。
元素周期表(word高清打印版)--拼音注释元素读音--原周期表规律总结
一、元素周期表基本排列规律1、原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。
2、元素周期表有7个周期，16个族。
每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（VIII族包含三个纵列）。
这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。
3、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。
失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
4、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。
二、电子排布规律最外层电子数为1或2的原子可以是IA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～8的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。
序数差规律(1)同周期相邻主族元素的“序数差”规律①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、第五周期相差11，第六、第七周期相差25。
(2)同主族相邻元素的“序数差”规律①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18。
③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32。
⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。
三、奇偶差规律元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。
若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数(但要除去N元素，它有多种价态，Cl元素也有ClO2)。
零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
四、元素金属性、非金属性的强弱规律(1)金属性(原子失电子)强弱比较①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结以《化学元素周期表的规律总结》为标题，本文将对化学元素周期表的规律进行综述性总结。
一、元素周期表的结构化学元素周期表是现代化学中重要的基本工具，也是学习和发现元素性质的最重要的手段之一。
化学元素周期表是按元素的原子序数对元素进行编排的一种构造，分为六排，每排又分为七组，是一个三维的结构。
每排的元素性质，有规则的变化。
每组元素的最外层电子排数相等，前五组为s、p、d、f、g，以此类推，形成“8-8-8”的结构。
二、元素周期表的规律1、周期定律：通过对比组内元素的某些性质，发现循环周期增加，这些性质变化的规律也随之而变化，形成“连续交替”现象。
2、元素排列规律：按照元素周期表的排布，原子序数从小到大，相邻元素之间性质有一定的变化规律，在同一个周期内电荷极性升高，从而可以以此确定元素的原子序数。
3、元素相似性质规律：元素周期表上的元素，在原子序数相同的情况下，性质也会大致相同，两两交替的元素的性质有如下的关系：电荷会比上一个元素的电荷增加1，原子体积比上一个元素减少，沸点会比上一个元素增加，熔点沿着周期横轴发生波动。
三、元素周期表的作用1、元素周期表可以对原子核结构、原子半径、离子解和化合价等元素性质直接起到概括汇总的作用，大大的提高了化学研究的效率，使我们更加清晰的认识化学元素的结构及性质，从而更好的研究化学反应。
2、化学元素周期表可以把元素根据某种规律排列，同一行元素相互比较，更为方便地发现它们之间的联系，比如确定元素的原子序数、确定多原子分子的分子结构。
四、结论化学元素周期表是我们进行化学研究实验时必不可少的工具，它可以把元素根据某种规律排列，研究元素的性质及结构，用于记忆元素的原子序数、元素的熔点、沸点等信息，从而使我们更加系统的理解元素的性质和结构。
通过学习化学元素周期表，还能更好的研究化学反应，更加清晰的认识原子结构，进而为我们未来的化学应用奠定基础。
元素周期表的构成和规律
元素周期表的构成和规律一、元素周期表的构成1.元素周期表是一个表格，其中横向称为周期，纵向称为族。
2.周期表中的元素按照原子序数递增排列，原子序数相同的元素位于同一周期。
3.周期表共有7个周期，从第1周期到第7周期，周期数越大，元素的原子序数越大。
4.周期表共有18个族，包括7个主族、7个副族、1个0族和1个第Ⅷ族。
5.主族元素包括第1A到第7A族，副族元素包括第1B到第7B族，0族元素为稀有气体，第Ⅷ族元素为过渡金属。
二、元素周期表的规律1.周期规律：同一周期内，元素的原子半径随着原子序数的增加而减小；元素的金属性随着原子序数的增加而减弱，非金属性随着原子序数的增加而增强。
2.族规律：同一族元素具有相似的化学性质，族数相同的元素具有相同的最外层电子数。
3.电子层数规律：元素周期表中，电子层数等于周期数。
4.价电子规律：元素的价电子数等于其族序数。
5.原子半径规律：同一主族元素，原子半径随着周期数的增加而增大；同一周期元素，原子半径随着族序数的增加而增大。
6.金属性和非金属性规律：同一周期内，金属性随着族序数的增加而减弱，非金属性随着族序数的增加而增强；同一族内，金属性随着周期数的增加而增强，非金属性随着周期数的增加而减弱。
7.化合价规律：主族元素的化合价等于其最外层电子数；副族元素的化合价较为复杂，具有一定的可变性。
三、重要概念1.原子序数：元素在周期表中的序号，等于其核内质子数。
2.电子层：原子中电子分布的层次，等于元素周期表中的周期数。
3.价电子：原子最外层参与化学反应的电子数，等于元素周期表中的族序数。
4.主族元素：周期表中第1A到第7A族和第1B到第7B族的元素。
5.副族元素：周期表中第1B到第7B族的元素（除主族元素外）。
6.过渡金属：周期表中第Ⅷ族的元素。
7.稀有气体：周期表中0族的元素，具有稳定的电子层结构。
元素周期表是化学中的重要工具，通过其构成和规律，我们可以了解元素的性质、预测化学反应等。
元素周期表规律总结
元素周期表规律总结一. 主族元素的判断方法：符合下列情况的均是主族元素1. 有1～3个电子层的元素（除去He、Ne、Ar）；2. 次外层有2个或8个电子的元素（除去惰性气体）；3. 最外层电子多于2个的元素（除去惰性气体）；二. 电子层结构相同的离子或原子（指核外电子数与某种惰性元素的电子数相同而且电子层排布也相同的单核离子或原子）（1）2个电子的He型结构的是：H-、He、Li+、Be2+；（2）10个电子的Ne型结构的是：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+（3）18个电子的Ar型结构的是：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+三. 电子数相同的微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子）1. 2e-的有：H-、H2、He、Li+、Be2+；2. 10e-的有：N3-、O2-、F-；Na+、Mg2+、Al3+；Ne、HF、H2O、NH3、CH4（与Ne同周期的非金属的气态氢化物）NH4-、NH2-、H3O+、OH-；3. 18e-的有：S2-、CL-、Ar、K+、CA2+；SiH4、PH3、H2S、HCl（与Ar同周期的非金属的气态氢化物）；HS-、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3-CH3、CH3-F、CH3-NH2、NH2-NH2、NH2-、OH-等。
四. 离子半径的比较：1. 电子层结构相同的离子，随原子序数的递增，离子半径减小。
2. 同一主族的元素，无论是阴离子还是阳离子，电子层数越多，半径越大。
即从上到下，离子半径增大。
3. 元素的阳离子半径比其原子半径小，元素的阴离子半径比其原子半径大。
五. 同一主族的相邻两元素的原子序数之差，有下列规律：1. 同为IA、IIA的元素，则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期的元素种类数。
2. 若为IIIA、VIIA的元素，则两元素原子序数之差等于下边那种元素所在周期的元素种类数。
例如：Na和K原子序数相差8，而Cl和Br原子序数相差18。
元素周期表规律总结
元素周期表规律总结元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫·门捷列耶夫在 1869 年首次提出的，它是化学中最常用的工具之一。
元素周期表将所有已知元素按照原子序数的顺序排列，使得相似性质的元素能够放在一起。
这个表格也展示了元素的化学性质和一些其他的信息。
在元素周期表中，元素周期的重复性是其最显著和最重要的特征之一。
这是由于元素周期表中每一行被称为一个周期，每一列被称为一个族。
每一个周期都有相似的化学性质，而这种相似性质的变化又会在下一个周期中重复。
元素周期表的规律主要有以下几个方面：1. 原子序数：元素周期表按照原子序数的递增顺序排列，即从左到右，从上到下。
原子序数是指元素中原子核中质子的数量，也就是元素的标志性数字。
元素周期表的原子序数从 1 开始，依次增加。
这样的排列方式使得元素周期表更具有系统性，并且便于进行比较和分类。
2. 原子量：元素周期表中的元素按照原子量的递增顺序排列。
原子量是指元素一个原子中质子和中子的总质量。
原子量的增加与元素的原子序数相关。
原子量也是元素周期表中元素分类的重要依据之一。
3. 周期性规律：元素周期表的周期性规律是其最重要的特征之一。
每一个周期都有相似的化学性质，包括和其他元素的反应性、化合价的变化等。
这使得元素周期表成为预测和研究元素性质的重要工具。
其中，周期性规律最为明显的是周期表的主族元素和周期表的过渡元素。
4. 原子半径：元素周期表中，原子半径随着电子层的增加而增加。
这是由于原子核的吸引力减弱、电子云的层次结构变得更复杂而导致的。
原子半径的大小不仅与元素的位置有关，还与周期表中元素的族别、主族元素和过渡元素等有关。
5. 电子亲和能和电离能：元素周期表中，原子的电子亲和能和电离能通常随着元素的原子序数的增加而变化。
电子亲和能是指一个原子在气态中获得一个电子成为阴离子时所释放出的能量，而电离能是指一个原子失去一个电子成为阳离子时所需的能量。
这些性质的变化与元素的电子结构和原子核的吸引力有关。
元素周期表规律总结(同一主族_对角线规则)
知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（Z 核外电子 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、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化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、核外电子排布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。
决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全最外层电子数 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。
如：F --<Cl --<Br --<I --4、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 +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
元素周期表的全部规律总结
元素周期表的全部规律总结元素周期表是化学中一个重要的基础工具，通过元素周期表可以展示元素的性质和规律。
在元素周期表中，元素按照其原子序数递增的顺序排列，同时具有一些规律，包括周期性表现和族内相似性等。
本文将总结元素周期表中的一些重要规律，帮助读者更深入地了解元素周期表的精彩之处。
周期性表现元素周期表中的元素按照原子序数大小排列，可以看到元素的性质会出现周期性变化。
其中，主要的周期性表现有原子半径、电离能、电负性和金属性等。
•原子半径：原子半径随着周期的增加而递减，在周期表的同一周期内，原子半径会从左至右递减。
这是因为原子核内的正电荷数目增加，吸引外层电子，使得原子半径减小。
而在周期表的同一族内，原子半径会从上至下递增。
原因是原子的外层电子层数增加，电子云外围更为扩散，导致原子半径增大。
•电离能：电离能是指从原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着周期的增加，电离能会递增，在周期表的同一周期内，电离能会从左至右递增，而在同一族内，电离能会从上至下递减。
这是因为原子核的正电荷数目增加，电子与原子核之间的相互作用增强，因此需要更多的能量去移除外层电子。
•电负性：电负性是元素吸引电子的能力。
在周期表中，从左至右逐渐增大，从下至上逐渐减小。
在同一族内，电负性基本相同。
电负性高的元素更容易得到电子，而电负性低的元素更容易失去电子。
•金属性：元素周期表中，金属性随着周期的增加而递减。
在周期表的左侧是金属性最强的元素，例如金属元素钠、铜等；而在周期表的右侧是非金属元素，如氧、氟等。
组和周期的特点元素周期表中，元素被按照周期数和组数分组。
每个周期表示一个主能级，组数表示元素的价电子数，组内元素有着相似的性质，包括外层电子排布和化学性质。
•主A族元素：主A族元素的元素化合物中，元素以价电子原子形式存在。
主A族元素的氧化状态为1+。
主A族元素在化学反应中往往失去一个电子，形成+1价阳离子。
•主B族元素：主B族元素的元素化合物中，元素以价电子离子形式存在。
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元素周期表规律总结一。
主族元素的判断方法:符合下列情况的均是主族元素1. 有1～3个电子层的元素（除去He、Ne、Ar）；2。
次外层有2个或8个电子的元素(除去惰性气体）；3. 最外层电子多于2个的元素（除去惰性气体）；二。
电子层结构相同的离子或原子(指核外电子数与某种惰性元素的电子数相同而且电子层排布也相同的单核离子或原子)（1)2个电子的He型结构的是：H-、He、Li+、Be2+;（2）10个电子的Ne型结构的是：N3—、O2-、F—、Ne、Na+、Mg2+、Al3+（3）18个电子的Ar型结构的是：S2—、Cl-、Ar、K+、Ca2+三。
电子数相同的微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子）1。
2e—的有:H-、H2、He、Li+、Be2+；2. 10e-的有:N3-、O2-、F—；Na+、Mg2+、Al3+；Ne、HF、H2O、NH3、CH4（与Ne同周期的非金属的气态氢化物)NH4-、NH2-、H3O+、OH—；3. 18e-的有：S2—、CL-、Ar、K+、CA2+；SiH4、PH3、H2S、HCl（与Ar同周期的非金属的气态氢化物）；HS—、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3—CH3、CH3-F、CH3-NH2、NH2—NH2、NH2-、OH—等.四. 离子半径的比较：1. 电子层结构相同的离子,随原子序数的递增，离子半径减小.2。
同一主族的元素，无论是阴离子还是阳离子，电子层数越多，半径越大。
即从上到下，离子半径增大.3。
元素的阳离子半径比其原子半径小,元素的阴离子半径比其原子半径大。
五。
同一主族的相邻两元素的原子序数之差，有下列规律:1。
同为IA、IIA的元素，则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期的元素种类数。
2. 若为IIIA、VIIA的元素，则两元素原子序数之差等于下边那种元素所在周期的元素种类数.例如：Na和K原子序数相差8，而Cl和Br原子序数相差18。
七. 同一周期中左右相邻的两种主族元素原子序数差，有下列规律：若为IA、IIA族元素或IIIA、VIIA族元素，只差1，若为IIA、IIIA族元素，则可能相差1（二、三周期）或1＋10即11（四、五周期）或差1＋10＋14即25（六、七周期)。
总之，左右相邻的两种主族元素原子序数差为“1＋两元素之间的过渡元素种类数”。
1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1.1 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。
1。
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1。
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1.4 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。
1。
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。
1。
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。
1.7 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。
2。
推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律:(1）元素周期数等于核外电子层数;(2）主族元素的序数等于最外层电子数;(3）确定族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，即可由最后的差数来确定。
最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时,则再减去10，最后结果为族序数。
短周期内中子数等于质子数的元素镁24原子,中子数12，质子数12碳12原子，中子数6，质子数6氧16原子，中子数8，质子数8钙40原子，中子数20，质子数20硫32原子,中子数16，质子数16氦4原子,中子数2,质子数2氖20原子，中子数10,质子数101—20周期内元素的最高氧化物水化物气态氢化物H：H2O,/，H2He:/,/，/Li:Li2O,LiOH，/Be:BeO,Be（OH)2,/B:B2O3,H3BO3，BH3C：CO2,H2CO3，CH4N:N2O5.HNO3,NH3O：/，/,/F:/，/,HFNe:/,/,/Na：Na2O,Na（OH）,/Mg：MgO,Mg(OH)2，/Al：Al2O3，Al（OH）3,/Si:SiO2，H2SiO3，SiH4P:P2O5,H3PO4,PH3S：SO3，H2SO4，H2SCl:Cl2O7,HClO4，HClAr:/，/，/K：K2O，K（OH)，/Ca:CaO,Ca（OH）2，/氧化还原反应的几种配平技巧吴静用化合价升降法配平氧化还原反应方程式，必须遵循两个基本原则：一是反应中还原剂各元素化合价升高的总数和氧化剂各元素化合价降低的总数必须相等，即得失电子守恒；二是反应前后各种原子个数相等，即质量守恒。
在掌握一般配平方法、步骤的基础上,根据反应的不同类型和特点，选择和运用一些不同的配平方法和技巧，以提高配平的速度和准确性。
下面介绍一些常用的配平技巧。
1. 逆配法：部分氧化还原反应、自身氧化还原反应、歧化反应等宜选用此种方法配平,即先从氧化产物和还原产物开始配平。
例1. （1）解析：首先确定CrCl3和Cl2的化学计量数分别是2和3，然后根据反应前后各种原子个数相等配平得：（2)解析：首先确定Pt和N2的化学计量数分别是3和2，然后根据反应前后各种原子个数相等配平得：2. 零价法：对于不易确定元素化合价的物质（如铁、砷、碳等组成的化合物）参加的氧化还原反应，根据化合物中各元素的化合价代数和为零的原则，把组成该物质的各元素化合价看作零价，然后计算出各元素化合价的升降值，并使升降值相等。
例2。
解析:首先确定Fe3C和NO2的化学计量数分别是1和13,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得：3. 变一法：假设化合物中只有一种元素的化合价在反应前后发生变化，其他元素的化合价在反应前后没有变化，依据化合物中各元素的化合价代数和为零的原则，确定该元素的起始价态.计算出元素化合价的升降值,并使升降值相等。
例3.解析：设Cu3P中Cu仍为＋2价，则P为－6价首先确定Cu3P和H3PO4的化学计量数分别是5和6,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得：4. 待定系数法:一般设组成元素较多的物质的化学计量数为1，其他物质的化学计量数分别设为a、b、c……，根据原子个数守恒列等式求解，若化学计量数为分数，应化为整数。
此法适用于一切氧化还原反应，主要用于变价元素在三种或三种以上的复杂氧化还原反应。
例4。
解析:设CuSO4的化学计量数为1、FeS2的化学计量数为a、H2O的化学计量数为b,根据Cu、Fe、H的原子个数守恒，则Cu2S、FeSO4、H2SO4的化学计量数分别为、a、b，再根据S、O 的原子个数守恒得：解得配平得:5. 定组成法：对一个确定的化合物而言,各组成元素的原子个数之比一定，由此决定了反应物或生成物中可能有两种或两种以上的物质的比例关系一定，据此可实现配平.例5。
解析:反应物中H：O＝1：1，则，设Na2FeO4的化学计量数为1，则H2O的化学计量数为4，根据反应前后各种原子个数相等配平得：6。
整体标价法：当化合物中某一元素有多个（或为不定数）时，可将它作为整体，计算其整体的化合价。
例6。
解析：首先确定CaS x和CaS2O3的化学计量数分别是2和1，然后根据反应前后各种原子个数相等配平得：7。
缺项配平法：此类反应可先配平含变价元素物质的化学计量数,再根据质量守恒定律确定缺项物质的化学式和化学计量数.缺项物质一般为酸、碱、水，常见的有H2SO4、HCl、KOH、NaOH、H2O等.8。
氧化还原型离子方程式的配平法：离子方程式的配平依据是得失电子守恒、电荷守恒和质量守恒，即首先根据得失电子守恒配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，在此基础上根据电荷守恒,配平两边离子所带电荷数，最后根据质量守恒配平其余物质的化学计量数.例7.解析：第一步，根据得失电子守恒配平则：第二步，根据电荷守恒，两边离子电荷相等需要6个来配平，则第三步，根据质量守恒配平得：氧化还原反应方程式的配平是一个基本功,虽有法，但无定法。
在平时的学习过程中我们应该强化训练，多加总结,找出更多更好的配平方法，以便我们更快更准确地完成方程式的配平。