原子结构与元素周期律
1895年12月22日伦琴用 X射线得到的其夫人的 手指骨照片
特征X射线，可用来鉴定靶 极材料的成分—X射线荧光 分析
第一节 人类对原子的认识
1、 早期的“原子”概念：
原子是不可再分割的 最小粒子！
道尔顿原子论(1803年)：认为一切物质都是由不可 分割的原子组成，原子是保持物质化学性质的最小 微粒；同种原子的质量和性质相同，不同种原子则 不同。
En = (–1312 / n2) kJ·mol -1 n的值越大，电子能级就越高。
b) 角量子数 l 的物理意义：
表示亚层，基本确定原子轨道的形状。
对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。
l 的取值：l = 0,1,2,3,···, (n – 1)
l = 0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N） 某原子x的原子核用符号 ZAX 表示，A为质量 数，Z为质子数
元素：具有相同的质子数（即核电荷数）
的同一类原子的总称
同位素：具有相同的质子数而有不同的
质量数的原子互为同位素
如：
原子量的计算方法：
氧的原子量=0.99759×15.99491+0.00037×16.99913
E 为核外电子总能量，V 为核外电子的势能，h 为
普朗克常数，m 为电子的质量。
ψ2表示电子在核外空间出现的概率密度。
(2)四个量子数(n,l,m,ms)
a) 主量子数 n 的物理意义：
表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离 确定单电子原子的电子能量的高低
n 的取值：n = 1，2，3，4, ··· n = 1，2，3，4, ···对应于电子层K，L，M，N, 求··解· 氢原子薛定谔方程得到：每一个对应原子轨道 中电子的能量只与n有关：
波长： h m
这一假设在1927年被美国的戴维森（Davission）和 杰尔麦（Germer）用电子衍射实验所证实。
电子的衍射实验证明电子具有波粒二象性。
4、中子的发现
1932年，查德威克发现了中子。表明原子核是由 质子和中子组成。
9 4
Be
n
12 6
C
Hale Waihona Puke 5、原子的结构原子当n、l 和 m 的值确定时，波函数便可确定。
波函数是描述核外电子运动状态的函数，也称为原 子轨道。
第一章
原子结构和元素周期律
第一节 第二节 第三节
人类对原子的认识 核外电子的运动状态 元素周期律
引言
碱金属和碱土金属的 焰色反应：
Na: 黄色 K、Rb、Cs：紫色 Ca：橙红色 Sr： 洋红色 Ba：黄绿色 Li： 紫红色 Cu：绿色
瑞典皇家学院于1901年12 月,将历史上第一个诺贝尔 物理学奖授予伦琴。
3、 微观粒子的运动特性 －波粒二象性
(1)光的波粒二象性
爱因斯坦(Einstein)的光子说用以下两式表示光的 波粒二象性：
E(能量) = h
P(动量) = h/
两式中，左端能量E和动量P代表粒子性，右端频
率和波长代表波动性，二者通过普朗克常数h
联系在一起。
(2) 德布罗意波
1924年，德布罗意(de Broglie)大胆假设： 实物微粒也具有波粒二象性！
+0.00204×17.99916 =15.9994
第二节 核外电子的运动状态
1、电子云的概念
海森堡(Heisenberg)测不准原理： 电子在核外空间所处的位置及其运动速度不能同时 确定，也就是不能描绘出它的运动轨迹。 概率密度 电子在核外空间某单位体积中出现的几率。 电子云 电子在核外空间出现概率密度的一种形象描述。原 子核位于中心，小黑点的疏密表示核外电子概率密 度的大小。
原子的玻尔(Bohr) 模型
原子的发射光谱特点： 线状光谱 不连续性
理论要点：
a. 核外电子在绕核的稳定轨道上运动。在此轨道上 运动的电子不吸收或放出能量，处于稳定态。
b. 在一定的轨道上运动的电子有一定的能量，其 能量只能取某些符合量子化条件的分立数值。
对于氢原子：E = -2.18 10-18/n2 (J) = -13.6/n2 (eV)
y
z
+
x
-x
s轨道投影
pz轨道投影
原子轨道的形状
c) 磁量子数 m 的物理意义： 确定原子轨道的空间伸展方向。 m 的取值: m = 0, 1, 2, ··· l, 共可取2l + 1个值 。除s轨道外,都是各向异性的。
p轨道, m= -1,0,+1,有三个伸展方向 原子轨道伸展方向
m值不影响能量。n, l相同,m不同的原子轨道称简 并轨道（等价轨道）。
1897年汤姆逊(Thomson)发现了电子，打破了原子 不可再分的旧观点
2、现代原子结构的模型
★ 原子的含核模型 （卢瑟福）
1911年卢瑟福 (Rutherford)的粒子散 射实验
粒子的散射实验证明原子内部绝大部 分是空的，正电荷组分占很小的体积。
每一个原子的中央有一个体积很小的、带正 电荷的原子核，原子核几乎集中了整个原子 的质量；电子可以在离原子核不同距离的轨 道上绕核运动。----行星式模型
原子核
中子：不带电荷 质子：带正电荷
核外电子 带负电荷
核电荷数（Z）= 质子数 = 核外电子数
原子质量单位(atomic mass unit）
把一个 126C原子的质量（1.9927×10-26kg） 的1/12作为一个原子质量单位，即
1 u =1.6605402× 10-27kg
质量数—原子相对质量的整数部分 质量数与质子数、中子数之间有如下关系
y x
氢原子基态电子云（二维投影）
2、薛定谔方程及四个量子数 (1)薛定谔方程
1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrödinger）提 出了微观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程：
2
x 2
2
y 2
2
z 2
8 2m
h2
(E
V
)
0
其中， 为波动函数，是空间坐标x、y、z 的函数。
(n= 1(基态), 2, 3…整数)
c. 当电子由某一轨道跃迁到另一轨道时，有能量 的吸收或放出。
E = E2 - E1 = h h为普朗克常数6.626×10-34 J·s 优点：成功地解释了氢原子光谱
局限性：沿用经典的力学概念，把核外电子的运 动看作是行星绕太阳运动，硬性规定没有电磁辐 射产生。
高二化学关于原子结构与元素周期律的总结
高二化学关于原子结构与元素周期律的总结在高二化学的学习中，原子结构与元素周期律是非常重要的知识板块。
它不仅是理解化学物质性质和化学反应的基础，还为我们探索物质世界的奥秘提供了有力的工具。
首先，让我们来了解一下原子结构。
原子是由位于中心的原子核和核外电子组成的。
原子核带正电荷，由质子和中子构成，其中质子带正电，中子不带电。
而核外电子则带负电，围绕着原子核做高速运动。
原子的质子数决定了它的元素种类，也就是元素的原子序数。
例如，氢原子的质子数为 1，氧原子的质子数为 8。
质子数相同但中子数不同的原子被称为同位素。
电子在原子核外的排布遵循一定的规律。
电子处于不同的能层和能级中，能层从内到外分别为 K、L、M、N 等，能级则有 s、p、d、f 等。
每个能层所能容纳的电子数是有一定限制的，比如第一层最多容纳 2个电子，第二层最多容纳 8 个电子。
在了解了原子结构的基础上，我们再来看看元素周期律。
元素周期表是元素周期律的直观体现，它按照原子序数递增的顺序排列。
元素周期律中，原子半径呈现出一定的变化规律。
同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
这是因为同一周期中，随着质子数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，导致原子半径减小；而同一主族中，电子层数增加，原子半径也就随之增大。
元素的化合价也是一个重要的规律。
主族元素的最高正化合价等于其最外层电子数，而最低负化合价则等于最外层电子数减去 8（氢元素除外）。
元素的金属性和非金属性也有周期性的变化。
同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，在第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
元素周期律的这些规律对于我们预测元素的性质、理解化合物的形成以及化学反应的发生都有着重要的意义。
比如说，我们知道了元素的金属性和非金属性的强弱，就能够推测出它们在化学反应中的表现。
原子结构元素周期律知识总结
原子结构元素周期律知识总结一、原子结构1．几个量的关系(X)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数2．同位素（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；3．核外电子排布规律(1).核外电子是由里向外，分层排布的。
(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。
(3).以上几点互相联系。
二、元素周期律和周期表1．几个量的关系周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8O、F无最高正价，金属无负价2．周期表中部分规律总结(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第2、3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。
(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
本质：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）、半径（除稀有气体外）同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。
（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。
（3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。
（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。
原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)
课程小结
本节重点
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行；把不同行中外层电子数相 同的元素，按电子层递增的顺序由 上而下排成纵列，就可以得到一张 表格，叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表 现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺 序排列的一个横行。
短周期 长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类 包含元素
表示 个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行
《原子结构与元素周期律》知识总结
电第一章 原子结构与元素周期律第一节原子结构有关原子结构的知识是自然科学的重要基础知识之一。
原子是构成物质的一种基本微粒，物质的组成、性质和变化都与原子结构密切相关。
1、原子核核素§1原子的组成及微粒间的关系构成原子或离子微粒间的数量关系： 1质子数Z ＋中子数N ＝质量数A ＝原子的近似相对原子质量质量关系2原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数3阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数 4阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数 元素、核素、同位素)(X A Z 原子原质子：相对原子质量为1，1个质子带1中子：相对质量为1，不带电核处电子：质量忽略不计，1个电子例如：氢元素有、、三种不同的核素，它们之间互称同位素。
放射性同位素的应用：1、作为放射源和同位素示踪。
2、用H11H1１于疾病诊断和治疗。
§2核外电子排布：如：53号元素碘的电子排布为，2-8-18-18-7元素的化学性质与原子最外层电子排布的关系：如：钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显1价；氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显-1价。
第2节元素周期律和元素周期表 §1元素周期律外层电子数从1~8）。
（2）原子半径呈周期性变化（由大~小，稀有气体除外）。
（3）元素的主要化合价呈周期性变化（正化价从1~7，负化合价从-4~-1）。
元素周期律的实质元素原子的核外电子排布呈周期性变化§2元素周期表排列原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行（1横称为1个周期） （3）把最外层电子数相同的无素（个别除外）排成一个纵列（1个纵列称为1个族）元素周期表元素周期律 原子半径比较方法：（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小（即周期越大，半径越大）（2）当电子层结构同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大，如：F －＞Na ＋＞Ｍg 2（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
原子结构与元素周期律
原子结构与元素周期律教学目标：1.梳理本专题知识要点。
2.通过专题综合训练，巩固知识，并提高解题技巧，逐渐培养综合思维能力。
重点难点：原子结构与元素性质的关系一、专题内容提要3、“位—构—性”的关系4、原子结构 核外电子原子质子 (Z)原子核 中子(N) (A Z Z)（1）构成原子及原子核各粒子的概念及相互之间的关系：①原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数(中性原子或分子)②核电荷数=质子数=核外电子总数+所带电荷数(原子、分子或离子)③质量数(A)=质子数(Z)+ 中子数(N)。
④质量数(A)=该原子相对原子质量的近似整数值。
（2）在短周期元素中，许多元素的相对原子质量大约是原子序数的2倍。
（3）核素与同位素，元素的原子量等概念的理解及有关的判断。
（4）核外电子的排布规则（5）原子、离子结构的表示式：结构示意图、电子式、排布式、轨道式。
二、典型例题与疑难解析【例1】下列各组微粒半径大小的比较中，错误的是（ ）A ．K Na Li >>B ．2Mg Na F ++->>C ．23Na Mg Al +++>>D ．Cl F F -->> 【例2】右表是元素周期表的一部分。
⑴表中元素⑩的氢化物的化学式为_______，此氢化物的还原性比元素⑨的氢化物的还原性______（填强或弱）⑵某元素原子的核外p 电子数比s 电子数少1，则该元素的元素符号是____，其单质的电子式是⑶俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是⑷已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素③与元素⑧的氢氧化物有相似的性质。
写出元素③的氢氧化物与NaOH 溶液反应的化学方程式_____________________________________________________⑸又如表中与元素⑦的性质相似的不同族元素是________（填元素符号）。
【例3】W、X、Y、和Z都是周期表中的前20号元素。
第三章-原子结构和元素周期律
v = ————
E2 – E1
h
; E = – —————— J
2.179 ×10-18
n2
v = —————— —— – ——
2.179 ×10-18
h
n12
n22
1
1
—————— = 3.289×1015 s-1
*
第三章 原子结构
3.1 微观粒子的运动规律
3.2 原子的量子力学模型
3.3 原子核外电子排布和元素周期系
3.4 元素基本性质的周期性
p47页
3.0 氢原子光谱和玻尔理论
*
3.0 氢原子光谱和玻尔理论 p47-49页
氢原子光谱
什么是 线状光谱？
当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时, 发出由不同波长组成的光, 通过棱镜分光后, 得到不同波长的谱线称为线状光谱, 又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。
根据 x · p ≥ h/2 ，则有:
*
3.2 原子的量子力学模型
3.2.1 波函数和原子轨道
3.2.2 电子云和几率密度
3.2.3 原子轨道及电子云的角度分布图
3.2.4 四个量子数
p59-80页
*
3.2.1 波函数和原子轨道 p59页
薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程)
o
x
2.179 ×10-18
h
与前面“里德堡常数”比较: R = 3.289×1015 s-1 (实验值)
(计算值)
玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性, 但是用于解释多电子原子光谱或磁场内的光谱却遇到了困难, 其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚, 后来, 微观粒子二象性的发现, 导致了现代原子结构理论的产生。
原子结构和元素周期律单元小结
范 围 宏观概念，如 举 碳元素、硫元 素 例
性质通过存 特 在形式---单 征 质、化合物 体现
微观概念，如 微观概念，如 宏观概念，如金 氢元素的三种 11H、21H、31H 刚石与石墨；O2 与O3；红磷与白 核素 互为同位素 1 H、2 H、3 H 磷；晶体硅与无 1 1 1 定性硅化Βιβλιοθήκη 几乎相同，不完全周期 第7周期
三长三短一不全
周期序数 = 电子层数
ⅠA
1 H Ⅱ He A 2 Li Be B
元素周期表的编制原则 92U B C
C 金属 N O F
元素周期表 He
铀
Ne
○
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
He
N O F Ne 如何编排才合理？ 非金属
Na Mg Mg Ⅲ Al Si P S Cl Ar Al Si P SB Ⅶ Cl 3 Na B Ⅳ B Ⅴ B Ⅵ B Ar Ⅷ ⅠB ⅡB 根据元素周期律，把已知的一百多种元 Ca Ti Ni 电子层数目相同 4 K K素中 Ca Sc Sc Ti V V Cr Cr Mn Mn Fe Fe Co Co 的各种元素，按原子 Ni Cu Cu Zn Zn Ga Ga Ge Ge As As Se Se Br Br Kr Kr
物性不同；天然
存在的各种同位 素所占的原子百
不同核素的 质量不同
化性相似，但 物性相差很大
分数一般不变
4、核外电子排布
（1）、排布规律 ①、电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。 ②、每个电子层最多只能排布2n2个电子。 ③、最外层最多只能容纳8个电子，K层为最外层 时，最多只能容纳2个电子。 ④、次外层最多不超过18个电子，倒数第三层不超 过32个电子。
原子结构与元素周期律的深入理解
原子结构与元素周期律的深入理解原子结构与元素周期律是化学领域中两个基础概念，对于理解化学现象和性质具有重要的意义。
本文将从原子结构和元素周期律的角度对这两个概念进行深入理解和探讨。
一、原子结构的基本组成原子结构的基本组成由原子核和电子云两部分构成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷。
电子云则包围着原子核，其中电子带有负电荷。
原子核中的质子数量决定了原子的原子序数，也即元素的周期表位置。
中子的数量可以变化，称为同位素。
电子的数量则与质子数量相等，保持了原子整体电荷的中性。
二、电子的能级和轨道电子云可以分为不同能级，每个能级可以容纳一定数量的电子。
在基态下，电子首先填充低能级，然后逐渐填充高能级。
根据能级理论，第一能级最低，依次为第二、第三能级等等。
每个能级又可进一步细分为不同的轨道。
最常见的是s、p、d和f轨道。
s轨道是最基础的轨道，可以容纳最多两个电子。
p轨道可以容纳最多六个电子，分为三个组合，即px、py和pz。
d轨道可以容纳最多十个电子，分为五个组合，而f轨道可以容纳最多十四个电子，分为七个组合。
三、电子的填充规则根据泡利不相容原理，即每个轨道最多只能容纳两个电子，并且电子的自旋方向相反。
在填充电子时，按照能级由低到高的顺序填充。
在同一能级下，先填充s轨道，再填充p轨道，依次类推。
四、元素周期表的构成与特点元素周期表是根据原子的原子序数和性质将元素有序地排列而成的表格。
根据周期表的特点，我们可以发现以下规律：1. 周期性规律：元素周期表中，横向排列的行称为“周期”，纵向排列的列称为“族”。
元素周期性地重复出现在周期表中。
这意味着具有相似化学性质的元素往往出现在同一族中。
例如，第一周期中的元素都是最简单的元素，而第二周期中的元素具有相似的化学性质。
2. 周期性趋势：在周期表中，原子序数逐渐增加，而元素的性质也呈现出周期性的变化。
这些性质包括原子半径、离子半径、电离能和电负性等。
第九章 原子结构和元素周期律(最终版)
三个量子数的取值限制和物理意义
1. 主量子数 (principal quantum number) — n n = 1, 2, 3… 非零的任意正整数 n 又称为电子层数（electron shell number） 光谱学上：K、L、 M、N、O、P、Q… 物理意义：决定电子能量和离核平均距离 n 它决定电子在核外空间出现概率最大的 区域离核的远近，并且是决定电子能量高低的 主要因素。
三、测不准原理(Uncertainty Principle)
1927海森堡(Heisenberg)提出的著名的 测不准原理。
Δx·Δpx≥h/4π
测不准原理是量子力学的基本原理之一。 它并不意味着微观粒子运动无规律可言， 只是说它不符合经典力学的规律，应该用量子 力学来描述微观粒子的运动。
第二节
二、电子的波粒二象性 （particle-wave duality）
1905 年爱因斯坦根 据光的干涉、衍射和光电 效应，提出了光具有波粒 二象性。
L de Broglie的假设
1924年法国物理学家德 布罗意(L.de Brogile) 在研究 电子的运动规律时，受光的 波粒二象性的启发，大胆提 出了电子等实物粒子(微观粒 子:原子、质子、中子)不仅 具有粒子性，也具有波动性 h h 的假设。提出了“物质波” λ p m 公式，称为德布罗意关系式，
氢原子的波函数
一、量子数
Schrö dinger E，奥地利物理学 家，于1926年提出了微观粒子
运动的波动方程，即薛定鄂方 程，通过复杂的求解可得出如 下结论： （1） 波函数 是Schrodinger方程的解，它 不是一个数值，而是一个空间坐标的函数式。
（2） 解 Schrodinger 方程可以获得一系列 合理的解 及其相应的能量 E ，电子的能 量是不连续的（量子化）。每一能量 E 称 为“定态”，能量最小的称为 “基态” ， 其余的称为“激发态” 。 （3） 本身的物理意义不明确, 但 ψ 却 有明确的物理意义。它表示在空间某处电子 出现的概率密度，即在该点周围微单位体积 中电子出现的概率，常用电子云来形象直观 地表示它。如下图：
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。