元素周期表规律总结
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。
(完整版)元素周期律知识点总结
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1.微粒间数目关系质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数2．原子表达式及其含义 A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）1．原子核中没有中子的原子：11H 。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点(1)．常见的等电子体①2个电子的微粒。
分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质X A Z c ± d±b②10个电子的微粒。
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。
元素周期表的排列规律
元素周期表的排列规律元素周期表是化学领域中最为重要的工具之一，它以一种系统和有序的方式展示了元素的特性和性质。
元素周期表的排列规律不仅反映了元素的相似性，还揭示了元素的电子结构和化学行为。
本文将探讨元素周期表的排列规律，并分析其背后的科学原理。
一、周期与族元素周期表按照元素的原子序数（即元素的核中所含的质子数）从小到大排列。
元素周期表中的水平行称为周期，垂直列称为族。
每个周期包含一系列元素，而每个族则包含具有类似特性的元素。
根据元素周期表的排列规律，我们可以总结出以下几个规律。
1. 周期数与能级元素周期表中的周期数与元素的能级有关。
第一周期中只有两个元素，氢和氦，对应于它们所拥有的一个和两个能级。
第二周期中有8个元素，这些元素所拥有的能级增加到了2个。
依此类推，以往的周期表中一共有7个周期，分别对应着元素所拥有的能级数。
2. 周期趋势周期表中的周期趋势指的是元素特性随周期数变化的规律。
对于大部分元素而言，原子半径和离子半径随着周期数的增加而减小。
这是由于原子核中的质子数量增加，吸引电子的能力增强所致。
另外，原子电负性和电离能则呈现出相反的趋势，随周期数增加而增大。
3. 族特性元素周期表中的族特性指的是同一个族中元素的类似性。
同一族中的元素具有相似的化学性质，这是由于它们的电子结构相似。
典型的例子是1A族（碱金属）中的元素，它们都是非常活泼的金属。
而8A族（稀有气体）中的元素则非常稳定和不活泼。
二、元素的电子结构元素周期表的排列规律也反映了元素的电子结构。
每个元素都有一个原子核和围绕核旋转的电子。
这些电子分布在不同的能级和轨道中。
按照泡利不相容原理和阻塞原理，每个轨道能容纳的电子数是有限的。
元素周期表的排列方式确保了每个周期中的轨道数和能级数是与元素的电子结构相对应的。
例如，第一周期中的元素氢只有一个电子，它的电子结构为1s1。
第二周期中的元素锂具有3个电子，电子结构为1s2 2s1。
这种按照能级和轨道排列的方式使得每个元素的电子结构可以直观地理解和推导。
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）。
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是化学家们构建的一个表格，用来描述原子的性质和组成。
它是以元素原子中电子结构不同来构建出来的，可以用来识别元素以及它们之间的关系。
化学元素周期表由元素原子中的量子数决定。
这些量子数可以用来表示原子的状态，包括它的电荷、构造、尺寸和性质。
另外，它还可以用来表示两个原子之间的关系，因为它们的状态会随量子数的变化而变化。
化学元素周期表有很多规律，主要分为五个类别。
第一、周期规律：周期表是一种系统性的划分，可以使我们了解元素在周期表中的组织情况。
周期规律规定，元素质子的数量依次增加，它们的特性也会随之稳定。
第二、组别规律：组别规律是周期表中一种明显的分层模式，它可以清楚的表明原子的性质和结构特征。
元素的组别划分可以根据元素本身的特性和化学性质来进行，它们的性质会随着从左到右排列而变化。
第三、相对原子质量规律：化学元素周期表中每一种元素的原子质量都是一定的，这种定律规定，元素在周期表中的排列是按照它们的相对原子质量来分布的。
第四、元素的特性规律：元素的特性规律是描述根据元素原子中构造和电荷分布所决定的特性随量子数变化而变化的规律。
这可以通过元素中电子结构和电荷密度来体现，因此，我们可以根据不同元素的量子数来推断它们的性质变化趋势。
第五、元素稳定性规律：化学元素稳定性规律规定，元素在周期表中的排列也会随量子数而改变，元素的稳定性也会随着量子数的变化而变化，这也是元素原子中电子结构变化的一个结果。
以上就是化学元素周期表的规律总结，可以看出，化学元素周期表提供了一种系统性的表示，有助于理解元素的特性。
此外，它也是理解物质的组成和变化规律的基础和工具。
只要掌握了化学元素周期表中的规律，就可以更好地了解物质的组成和特性，进而加深对元素之间关系的理解。
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元素周期表规律总结一、主族元素得判断方法:符合下列情况得均就是主族元素1.有1〜3个电子层得元素（除去Hi Ne. Ar）;2、次外层有2个或8个电子得元素（除去惰性气体）;3、最外层电子多于2个得元素（除去惰性气体）;二、电子层结构相同得离子或原子（指核外电子数与某种惰性元素得电子数相同而且电子层排布也相同得单核离子或原子）（1）2个电子得He型结构得就是：H-. He. Li+、Be2+;（2）10 个电子得Ne 型结构得就是:N3-. 02-. F・、Ne、Na+、Mg2+、AI3+ （3）18个电子得Ar型结构得就是:S2・、CI-. Ar\ K+、Ca2+三、电子数相同得微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子）1、21得有:H2、He. Li+、B€2+;2、10€・得有:N3-. 02-. F-;Na+. Mg2+、AI3+;Ne、HF、H20、NH3、CH4（Ne R周期得非金属得气态氢化物）NH4・、NH2・、H30+、OH-;3.18e•得冇:S2・、CL-S Ar\ K+、CA2+;SiH4、PH3、H2S、HCI（与A「同周期得非金属得气态氢化物）;HS-、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3-CH3. CH3-F. CH3-NH2. NH2-NH2、NH2-S 0H•等。
四、离子半径得比较:电子层结构相同得离子，随原子序数得递增，离子半径减小。
2.同一主族得元素，无论就是阴离子还就是阳离子,电子层数越多，半径越大。
即从上到下，离子半径增大。
3、元素得阳离子半径比其原子半径小，元素得阴离子半径比其原子半径大。
五、同一主族得相邻两元素得原子序数之差,有下列规律:1、同为IA、IIA得元素，则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期得元素种类数。
2、若为IIIA、VIIA得元素，则两元素原子序数Z差等于下边那种元素所在周期得元素种类数- 例如:Na与K原子序数柑差&而CH j Br原子序数相差1&七、同一周期中左右相邻得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b若为IIA、IIIA族元素，则可能柑差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『左右相邻得两种主族元素原子序数差为X+两元素之间得过渡元素种类数"。
1元素周期表中元素及尖化合物得递变性规律1、1原子半径(1)除第1周期外，其她周期元素(惰性气体元素除外)得原子半径随原子序数得递增而减小;(2)同一族得元素从上到下，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Y递增到・1(氟无正价，氧无+6价，除外)；(2)同一主族得元素得最高正价、负价均相同1. 3单质得熔点(1)同一周期元素随原子序数得递增，元素组成得金属单质得熔点递增，非金属单质得熔点递减；(2)同一族元素从上到下，元素组成得金属单质得熔点递减，非金属单质得熔点递增Is 4元素得金属性与非金属性(1)同一周期得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。
b 5最高价氧化物与水化物得酸碱性元素得金属性越强，其最高价氧化物得水化物得碱性越强;元素得非金属性越强，最高价氧化物得水化物得酸性越强。
1. 6非金属气态氢化物元素非金属性越强,气态氢化物越稳泄。
同周期非金属元素得非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素得非金属性越强,;ft气态氢化物水溶液得酸性越弱。
1、7单质得氧化性、还原性一般元素得金属性越强，实单质得还原性越强，英氧化物得氧离子氧化性越弱;元素得非金属性越强，苴单质得氧化性越强，其简单阴离子得还原性越弱。
2、推断元素位置得规律判断元素在周期表中位置应牢记得规律:(1)元素周期数等于核外电子层数;(2)主族元素得序数等于最外层电子数;(3)确企族数应先确定就是主族还就是副族，其方法就是采用原子序数逐步减去各周期得元素种数，即可由最后得差数来确定。
最后得差数就就是族序数，差为8、9、iO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得元素镁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原子冲子数20,质子数20 硫32原子冲子数16,质子数16 氨4原子，中子数2,质子数2 氛20原子,中子数10,质子数iO1・20周期内元素得最高氧化物水化物气态氢化物H: H2OXH2He:/,/,/Li:Li20,U0H,/Be:BeO,Be(OH)27 B:B2O3,H3BO3,BH3 C:CO2,H2CO3,CH4 N:N2O5, HNO3,NH3 o ：AA/ F ：AAHFNe ：AA/ Na:Na20,Na(0HV Mg:MgO,Mg(OH)2,/ A1:AI2O3,AI(OH)3,/ Si:SiO2,H2SiO3,SiH4 P:P2O5,H3PO4,PH3 S:SO3,H2SO4,H2S CI:CI2O7,HCIO4,HCI Ar ：A/7 K:K2O,K(OH)7 Ca:CaO,Ca(OH)27氧化还原反应得几种配平技巧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:一就是反应中还原剂各 元素化合价升离得总数与氧化剂齐元素化合价降低得总数必须相等，即得失电子守恒;二就 是反应前后齐种原子个数相等,即质量守恒。
在掌握一般配平方法、步骤得基础上，根据反应 得不同类型与特点，选择与运用一些不同得配平方法与技巧，以提高配平得速度商准确性。
下 而介绍一些常用得配平技巧。
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 从氧化产物与还原产物开始配平.例 1、⑴ £禺°7 + 用 6(浓)——KCI + OC/3 + C ；3 T + 禺 °首先确总CrCh 与CL 得化学计量数分别就是2与3,然后根据反应前后各种原子个数相等配 平得.KQP +14EC7（浓）=2KCI +2CQ3 +3C72 个苟円2。
HCbZ + NHqCZ HC 讥 +N 蓟0辰 -3 +4P/. V T 解析,S 0降4x3 4 升6x2+■3 0 a.M-1 、亠 解析“如呻浓）一組+晟+琵+兄。
首先确崔Pt 与N ：得化学il •量数分别就是3与2,然后根据反应前后各种原子个数相等配平 得.3（网4）2 PC 心 Pt + 2阿 a + 16AfC/ T +2虬 T 2、零价法:对于不易确；4^元素化合价得物质（如铁、确、碳等组成得化合物）参加得氧化还 原反应，根据化合物中&元素得化合价代数与为零得原则，把组成该物质得各元素化合价瞧 作零价，然后il •算出齐元素化合价得升降值，并使升降值相等。
例2、 屁占+ （浓）——屁（轮）3 + UO Q T +g 个+禺044“ 、亠 有 *4 . NO T斗2 2丄眉，+丹"0了 (浓)一―产€00)+02个+ ^7^ +兄°解析：升G X 3+4) X1 降lx 13首先确Fe.C N03得化学il •量数分别就是1与13,然后根据反应前后各种原子个数相等配 平得.尿£ + 22旳® （浓）=3；屯（陀）3 +CO2个+13轮 个+11禺03、变一法:假设化合物中只有一种元素得化合价在反应前后发生变化,幷她元素得化合价在 反应前后没有变化,依据化合物中各元素得化合价代数与为零得原则,确；4^该元素得起始价 态。
il 算出元素化合价得升降值，并使升降值相等。
例3、P-^CuSO^ +兄0——氐3卩+込FQ + 林Oq解析:设CiuP 中Cu 仍为+2价，则P 为一6价首先确圧CiuP 与HsPO ：得化学讣量数分别就是5 •与6,然后根据反应前后各种原子个数相等配 平得： 4、待圧系数法:一般设组成元素较多得物质得化学计量数为1,苴她物质得化学计量数分别 设为a 、b 、c ……，根据原子个数守恒列等式求解,若化学讣虽数为分数，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得复杂氧化还原反应。
例4、CuSO^ + 隔 +兄0——伽2$+屁SQ + H 飙解析:设CuSO ：得化学计量数为1、FeS ：得化学讣量数为a.乩0得化学il •量数为b,根据Cu 、 Fe 、H 得原子个数守恒，则CuS FeSO ：. H$0：得化学il •量数分别为2、a. b,再根据S 、0得 原子个数守恒得：1 + 2a = — +a +624+b = 4(3 +43¥+ Cti® + HQ+5HP + 15gSO4 +24^20 = 5%3戶+6 局尸4 + 15兄$045a =—147配平得・14gSO4 +5尿尿 +12禺0 = 762$+5尿£04+12兄$04 5、定组成法：对一个确；^^得化介物而肓,各组成元素得原子个数之比一；4^,由此决定了反应 物或生成物中可能有两种或两种以上得物质得比例关系一定，据此可实现配平。
例5、戸层（0左）3 +恥0讯+^2——恥2尿q +MU+左2。
解析:反应物中则恥2阳九 月= h 4,设Xa,FeO.得化学i|•量数为1,则H ：0 得化学计量数为4,根据反应前后各种原子个数相等配平得■2屁（0同3+10血0円+ 362 = 2恥2民04+6恥^7 + 8円20 6、整体标价法:当化合物中某一元素有多个（或为不泄数）时，可将它作为整体,计算其整体 得化合价。
例 6、S+%(0②2——Cag, + CaSA +兄0首先确;^ CaS 乂与得化学讣量数分別就是2与1,然后根据反应前后各种原子个数相等 配平得・2（x + l ）S+3Cb （Oj¥）2 = 2C 迅-^CaSp^-^3H^O7、缺项配平法:此类反应可先配平含变价元素物质得化学讣量数,再根据质量守恒；4^律确；^ 缺项物质得化学式与化学计量数。
缺项物质一般为酸、碱、水，常见得有HzSO.. HCE KOH. NaOH. HQ 等， 8、氧化还原型离子方程式得配平法:离子方程式得配平依据就是得失电子守恒、电荷守恒 与质量守恒，即首先根据得失电子守恒配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物得化学计 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 得化学计量数。
例7、 妙+局£ +对——曲九+ S J +禺0解析:第一步，根据得失电子守恒配平+7 —2鵲十然十用—沖十陽呼则.2也OJ +5時 +才——严+5£!+駕0解得 §+以（0円）2解析：-2+4 降2x2 升4x1 +局°第二步，根据电荷守恒，两边离子电荷相等需要6个刃*'来配平,则2加0「+5呼 + 6月*——2 曲•+52+月20 第三步，根据质量守恒配平得：2曲+吗S + 6用=2M0 +対隔0 氧化还原反应方程式得配平就是一个基本功,虽有法，但无定法。