元素周期表规律总结（同一主族 - 对角线规则）1

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中子N（不带电荷） 同位素 原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量

质子Z（带正电荷） → 核电荷数 决定元素种类 元素 → 元素符号

决定原子呈电中性

原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的

电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数 (AX)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 编 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 排 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。

依①、短周期（一、二、三周期） 据周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 三七长主周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）

三七①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）

短副元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） 一零不和③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

全八④、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。

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

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--

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+>Mg2+>Al3+

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如

2+3+

Fe>Fe>Fe

①与水反应置换氢的难易

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱 ③单质的还原性

元素的金属性

④互相置换反应

或非金属性强

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

弱的判断依据

非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱

③单质的氧化性 ④互相置换反应

元素周

期表有7个周期，有16个族和4个区。

关键词：同一主族 对角线规则 一、同一主族元素性质的递变规律

同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性：从上到下原子半径逐渐增大，

失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。 下面以ⅠA族碱金属和ⅢA族卤素为例，介绍同主族元素自上而下性质递变规律。

①金属性逐渐增强， 如Li

金属性逐渐减弱，如F>Cl>Br>I>At， 自然界存在的元素中，氟的非金属性最强。

②最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性减弱。如碱性： LiOH

；

酸

性

：

HClO4>HBrO4>HIO4；高氯酸HClO4在所有含氧酸中酸性最强，HBrO4也是一种强酸,高碘酸实际上化学式为H5IO6,

无色晶体，弱酸。

③气态氢化物的稳定性逐渐减弱，如HF>HCl>HBr>HI。 ④溶解性

碱金属的氢氧化物在水中都是易溶的，溶解时还放出大量的热。碱土金属的氢氧化

物的溶解度则较小，其中Be(OH)2和Mg(OH)2是难溶的氢氧化物。碱土金属的氢氧化物的溶解度列入表1中。由表中数据可见，对碱土金属来说，由Be(OH)2到Ba(OH)2，溶解度依次增大。这是由于随着金属离子半径的增大，正、负离子之间的作用力逐渐减小，容易为水分子所解离的缘故。 表1碱土金属氢氧化物的溶解度20℃ 氢氧化Be(OHMg(O物 )2 H)2 Ca(OH)2 Sr(OHBa(OH)2 )2 溶解度8/ mol·L－1 ×5×1.8×6.7×210-2 10-2 ×10-6 10-4 10-1 碱金属的盐类大多数都易溶于水。碱金属的碳酸盐、硫酸盐的溶解度从Li至Cs依次增大，少数碱金属盐难溶于水，例如LiF、LiCO3、Li3PO4、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O、 KClO4、K2［PtCl6］等。

⑤晶体类型与熔、沸点，碱金属的盐大多数是离子型晶体，它们的熔点、沸点较高。

碱土金属离子带两个正电荷，其离子半径较相应的碱金属小，故它们的极化力较强，因此碱土金属盐的离子键特征较碱金

(一) 同一元素：r 离子>r原子>r(二) 同一周期

-+离子

>r

2+离子

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）。

2、最活泼的非金属元素、无正价的非金属元素、无含氧酸的非金属元素、无氧酸（或氢化物）可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子的还原性最弱的元素是氟（F）。

3、最强的碱是CsOH； 最强的含氧酸是（高氯酸HClO4） 最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物发生化合反应的短周期元素是（No.7氮N）

最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物发生氧化还原反应的短周期元素是（No.16硫S）

气态氢化物和它的氧化物在常温下生成该元素的单质的元素是（No.16硫S）

3、最稳定的气态氢化物是（氟化氢HF，准确的说，氟化氢在0度是液体）

气态氢化物中含氢质量分数最大的是（甲烷CH4）最小的是（碘化氢HI）

4、形成化合物种类最多的元素是（No.6碳C，两千多万种有机物都是含碳的）、单质是自然界中硬度最大的物质的元素、

气态氢化物中氢的质量分数最大的元素是碳（C）。 空气中含量最多的元素是（No.7氮N，在大气中氮气的质量分数75％）或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮（N）。 地壳中含量最多的元素是（No.8氧O） 地壳中含量最多的金属元素是（No.13铝Al）

人体是由80多种元素所组成，为便于研究，将其中占人体体重0.01%以上，每人每日需要量在100mg以上的元素称为常量元素或宏量元素，人体中含量占体重万分之一以下（〈0.01%）的元素称微量元素。

标准健康成年人的元素组成为氧65％、碳18%、氢10％、氮3%、钙1.5％、磷1%、钾0.35％、硫0.25%、钠0.15％氯0.15%、镁0.05%等11种含量大于0.01％的元素称为人体常量元素。这些常量元素约占体重的99.9%。凡是占人体总

重量的万分之一以下的元素，如铁、锌、铜、锰、铬、硒、钼、钴、氟等，称为微量元素（铁又称半微量元素）。微量元素在人体内的含量真是微乎其微，如锌只占人体总重量的百万分之三十三。铁也只有百万分之六十。 5、焰色反应呈黄色的元素是（No.11钠Na）

透过蓝色钴玻璃观察焰色反应呈紫色的元素是（No.19钾K）

6、常温下单质呈液态的元素是（No.35溴Br，No.80汞Hg） 常温下单质呈液态的非金属元素是（No.35溴Br） 7、无氧酸能腐蚀玻璃的元素是（氢氟酸HF，剧毒） 最易着火的非金属单质的元素是（No.15磷P，白磷，温度高一点就着了）

8、既能与酸反应又能与碱溶液反应可产生H2的金属元素为

铝（Al），与碱溶液反应可产生H2的非金属元素为（Si），Al2O3和Al(OH)3都有两性。

9、元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是锂（Li）、钠（Na）、氟（F）。

10、常见的能形成同素异形体的元素有碳（C）、磷（P）、氧（O）、硫（S），其中一种同素异形体易着火的元素是磷（P）。 元素周期表中的规律 一、最外层电子数规律

1、最外层电子数为1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。

2.、最外层电子数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、

VIII族（26Fe、27Co等）。

3、最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。 4、最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。 二、数目规律

1、包含元素种类最多的是第IIIB族（32种，含有镧系、锕系各15种）。

2、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：

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、设n为周期序数，每周期最多容纳元素数目为：

奇数周期为(n＋1)2/2；偶数周期为(n＋2)2/2。 4、同主族相邻元素的原子序数：

第IA、IIA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期元素的原子序数＋上一周期元素的数目；

第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期元素的原子序数＋下一周期元素的数目。 三、化合价规律

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）；

金属元素一般无负化合价；同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同 （氟无正价，氧一般也可认为无正价）

2、关系式：（1）最高正化合价＋|最低负化合价|＝8； （2）最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数

＝主族价电子数。

3、除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。 4、常见元素化合价口诀：

一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌。

三铝四硅五价磷，二三铁二四碳，硫二四六最常见； 莫丢一二三四五的氮，铜汞二价最常见，单质零价记心间。 5、常见原子团化合价口决：

负一硝酸氢氧根，负二硫酸碳酸根，还有负三磷酸根，只有铵根是正一 四、对角线规律

沿周期表中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，这一规律主要表现在第2、3周期（如

Li和Mg、Be和Al、B和Si）。 五、分界线规律

元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素（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），分界线左下角为金属元素（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）。 六、金属性、非金属性变化规律

1、同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；

2、同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。 金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右

上角的氟。

3、金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。

4、记金属活动性顺序表可以按照下面的口诀来记： 钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

记非金属活动性顺序表可以按照下面的口诀来记： 氟氧氯溴碘硫

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。 氢化物中最强的无氧酸是氢碘酸（HI），最弱

的无氧酸为氢氟酸（HI） 5、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。 七、半径大小规律

1、原子半径：同主族——从上到下逐渐增大；同周期——从左到右逐渐减小（0族除外）。短周期某些元素可参考课本低页表1－2 具体数据判断。

2、离子半径：同主族——同价离子从上到下逐渐增大；同周期——阴离子半径大于阳离子半径；

3、具有相同的电子层结构的离子——核电荷数越大，离子半径越小（不适合用于稀有气体）。

4、同种元素的各种微粒由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子所以,，核外电子数越多，半径越大；反之，核外电子数越少，半径越小（如Fe2>Fe3）。

＋

＋

5、电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如：比较Al 3＋ 与S 2－的半径大小，可找出与Al 3＋ 电子数相同，与S 2－同一主族元素的O 2－ 比较，Al 3＋

八、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。 九、最外层电子数与电子层数的关系规律

设主族元素最外层电子数为a，电子层数为b，则有： ①a/b<1时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；且比值越小，元素的金属性越强；

②a/b＝1时，为两性元素（H除外），其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物； ③a/b>1时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。且比值越大，元素的非金属性越强；

元素周期表中位、构、性的规律 一、位——元素在周期表中位置的规律

1、各周期最后一种元素（即稀有气体元素）核电荷数为2、10、18、36、54、86、（118）；

2、周期表纵行行序数与主族族序数关系：1—IA、2—IIA、13—IIIA、14—IVA、15—VA、16—VIA、17—VIIA、18—0族。

3、同主族相邻元素的原子序数： 第IA、IIA族，

下周期元素的原子序数＝上周期元素的原子序数＋

上周期元素的数目； 第IIIA~VIIA族，

下周期元素的原子序数＝上周期元素的原子序数＋

下周期元素的数目。

4、电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若

电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期； 5、由原子序数确定元素位置的规律。

基本公式：原子序数－稀有气体元素核电荷数［10（Ne）、18（Ar）、36（Kr）、54（Xe）、86（Rn）］＝差值（应为正值）。

（1）对于18号以前的元素，有两种情况：

①若0＜差值≤7时，元素在下一周期，差值为主族序数； ②若差值为0，一定为零族元素； （2）对于19号以后的元素分三种情况：

①若差值为1～7时，差值为族序数，位于VIII族左侧； ②若差值为8、9、10时，为VIII族元素；

③若差值为11～17时，再减去10最后所得差值，即为VIII族右侧的族序数。

二、构——元素原子结构（包括电子层数、最外层电子数、质子数、中子数、各层电子数之间的关系）的规律

1、原子序数＝原子核内的质子数＝中性原子的核外电子数＝核电荷数

质量数＝质子数＋中子数； 2、周期序数＝原子核外的电子层数

主族族序数＝最外层电子数（即价电子数）＝最高正价（O、F除外）；

3、最高正价＋｜负价｜＝8；

4、次外层电子数为2的元素为第二周期元素； 族序数等于周期数2倍的元素：C、S；

族序数等于周期数3倍的元素：O； 周期数是族序数2倍的元素：Li；

周期数是族序数3倍的元素：Na；

三、性——元素及其化合物的性质（包括元素的金属性和非金属性，元素的化合价、元素原子半径大小、元素单质与氢化或置换氢能力强弱等性质）的规律 “阴前阳后”规律

具有相同电子层结构的阴、阳离子，阴离子必位于与之有相同电子层结构的稀有气体元素的前面（与该稀有气体元素同周期），而阳离子位于该稀有气体元素的后一周期，再通过阴、阳离子所带电荷数即可确定其所处主族数。 等电子数微粒规律

① 核外有10个电子的微粒组 原子：Ne；

分子：CH4、NH3 、H 2O、HF；

阳离子：Na、Mg 2、Al 3、NH4、H3 O；

＋

＋

＋

＋

＋

阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。 ② 核外有18个电子的微粒子 原子：Ar；

分子：SiH 4 、PH3 、H2 S、HCl、F2、H2O2 ； 阳离子：K＋、Ca2＋；

阴离子：P3－、S2－、HS －、Cl －、O2 2－。

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