【化学】高中知识点规律大全(4)——《物质结构 元素周期律》

高中化学元素周期律知识点规律大全1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，2311[原子核外电子运动的特征](1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．(3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。

在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．[原子核外电子的排布规律](1)在多电子原子里，电子是分层排布的．电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7表示符号K L M N O P Q离核远近能量高n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高低(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化．(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O[原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]Na Mg Al Si P S Cl原子序数11 12 13 14 15 16 17单质与水(或酸) 的反应情况与冷水剧烈反应与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应与沸水反应很缓慢，与冷水不反应，部分溶于水，部分与水反应非金属单质与氢气化合情况反应条件高温磷蒸汽与氢气能反应加热光照或点燃氢化物稳定性SiH4极不稳定PH3高温分解H2S受热分解HCl很稳定最高价氧化物对应水化物的碱(酸)性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3或H3AlO3两性氢氧化物H4SiO4极弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸金属性、非金属性递变规律金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强[元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表[元素周期表]把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再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由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[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而成的一个横行，叫做一个周期．(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．[ 族 ]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)．③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)．(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系](1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．[元素性质与元素在周期表中位置的关系](1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。

高一下学期化学期中复习物质结构与元素周期律知识小梳理
高一下学期化学期中复习物质结构与元素周期
律知识小梳理
一、原子结构：如：元素的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系:
1、数量关系：核内质子数=核外电子数
2、电性关系：
原子核电荷数=核内质子数=核外电子数
阳离子核外电子数=核内质子数-电荷数
阴离子核外电子数=核内质子数+电荷数
3、质量关系：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
二、元素周期表和周期律
1、元素周期表的结构：
周期序数=电子层数?
七个周期(1、2、3短周期;4、5、6长周期;7不完全周期) 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数?
18个纵行(7个主族;7个副族;一个零族;一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行))
2、元素周期律
(1)元素的金属性和非金属性强弱的比较
a.单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
b.最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
C.共价化合物形成过程的电子式的表示(NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2)D极性键与非极性键
3、化学反应的本质：旧化学键断裂，新化学键形成。

高中是人生中的关键阶段，大家一定要好好把握高中，编辑老师为大家整理的高一下学期化学期中复习物质结构与元素周期律知识，希望大家喜欢。

高中化学元素周期律知识点规律大全1原子结构［核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系］核电荷数=核内质子数=原子核外电子数注意：(1)阴离子：核外电子数=质子数+所带的电荷数阳离子：核外电子数=质子数一所带的电荷数(2) “核电荷数”与“电荷数”是不同的，如C「的核电荷数为17,电荷数为1.［质量数］用符号A表示•将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数.说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A= Z + N . (2)符号A X的意义：表示元素符号为X质量数为A,核电荷数(质子数)为Z的一个原子.例如，J Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12. ［原子核外电子运动的特征］(1) 当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹.在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少.(2) 描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云.电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率.电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少.(3) 在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。

在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小.［原子核外电子的排布规律］（4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子）的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”•但如PCI5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的.2•元素周期律［原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：（1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化.（2）元素原子半径从大至小而呈现周期性变化（注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的）.（3）元素的化合价正价从+1价递增至+5价（或+7价），负价从—4价递增至—1价再至0价而呈周期性变化.［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易程度.金属单质跟水（或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱.②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱.氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱.③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱.（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度（或生成的氢化物的稳定性），非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定），元素的非金属性越强，反之越弱.②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱.最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱.③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱. （非金属相互置换）［两性氧化物］既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物.如AIQ与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12Q+6H = 2A13++3H2O A1 2O+2OH = 2A1Q—+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物.如A1（OH）3与盐酸、NaOH溶液都能I 3 丰一一发生反应：AI（OH） 3+3H = 2A1 +3H2O A1（OH） 3+OH = A1O +2H2O［原子序数为11 —17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律］规律叫做元素周期律.3•元素周期表［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再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由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表.［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而成的一个横行，叫做一个周期.（1）元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期（3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数=该元素所在的周期数.（3）第六周期中的57号元素镧（La）到71号元素镥（Lu）共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素.（4）第七周期中的89号元素锕（Ac）到103号元素铹（Lr）共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素•在锕系元素中，92号元素铀（U）以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素.［族］在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族.（1）周期表中共有18个纵行、16个族.分类如下：①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族•用符号“A”表示•主族有7个，分别为I A、nA、川A、W A、VA W A>W A族（分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行）.②只含有短周期元素的族，叫做副族•用符号“B”表示•副族有7个，分别为I B、n B W B、VB W B、W B族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）.③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做忸族.④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0,称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）•⑵在元素周期表的中部，从川B到H B共10个纵列，包括第忸族和全部副族元素，统称为过渡元素•因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属.（3）某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数=该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族•如氯元素的原子序数为17,而其化合价有—1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第W A族.（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族•如硫元素的原子序数为16,而其化合价有—2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第W A族.［元素性质与元素在周期表中位置的关系］（1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系:（2）元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强. a •金属性减弱、非金属性增强；b金属单质与酸（或水）反应置换氢由易到难；c・非金属单质与氢气化合由难到易（气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱.② 同一主族元素从上往下，随着核电何数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减 弱. a .金属性增强、非金属性减弱；b •金属单质与酸（或水）反应置换氢由难到易。

(每日一练)高中化学必修一第四章物质结构元素周期律重点知识点大全单选题1、氢和钠分别是第一周期和第三周期的两种主族元素，它们原子结构中相同的是A ．质子数B ．电子层数C ．核外电子数D ．最外层电子数答案：D解析：把具有相同电子层数的元素，按原子序数依次增大的顺序从左到右排列的一个横行，称为一个周期；把具有相同最外层电子数的元素，按电子层数依次增大从上到下排列的一个纵行，称为一个族。

同主族元素，最外层电子数相同，故选D 。

2、下列说法中正确的是A ．NaHSO 4在熔融状态下电离与在水中电离时，破坏的化学键完全相同B ．H 2O 是一种非常稳定的化合物，就是由于水分子间形成氢键所致C ．I 2是分子晶体，加热升华过程中只需克服分子间作用力D ．CO 2和PCl 5分子中每个原子的最外层都具有8电子稳定结构答案：C解析：A ．NaHSO 4在熔融状态下电离出Na +和HSO ，只破坏离子键，NaHSO 4在水中电离出Na +、H +、SO ，破坏共价4-24-键和离子键，故A错误；B．H2O是一种非常稳定的化合物，是由于水分子内含有共价键O-H键，故B错误；C．I2是分子晶体，加热升华过程中碘分子没发生变化，只需克服分子间作用力，故C正确；D．PCl5分子中氯原子的最外层具有8电子稳定结构，P原子不是8电子稳定结构，故D错误；选C。

3、被誉为“矿石熊猫”的香花石，是由我国地质学家首次发现，它由前20号元素中的6种主族元素组成，其化学式为Y2X3(ZWR4)3T2，其中X、Y、Z为金属元素，Z的最外层电子数与次外层电子数相等，X、Z位于同一主族，Y、Z、R、T位于同一周期，R元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，T无正价，X与R的原子序数之和是W的2倍。

下列说法错误的是（）A．原子半径：Y＞Z＞R＞TB．气态氢化物的稳定性：W＜R＜TC．最高价氧化物对应水化物的碱性：X＞ZD．XR2、WR2两种化合物中R的化合价相同答案：D解析：根据题给信息可知，X、Y、Z、R、W、T分别为钙、锂、铍、氧、硅、氟。

第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。

（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。

3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

《物质结构_元素周期律》知识点总结元素周期律是化学的基础理论之一，用于描述元素的组成和性质。

接下来，我将对《物质结构_元素周期律》的知识点进行总结。

1.元素周期律的历史元素周期律最早由俄国化学家孟德莱耶夫于19世纪提出，他将已知元素按照原子质量的增加顺序进行排列，发现元素的性质会随着原子质量的增加而周期性变化。

2.元素周期表的构成元素周期表是以元素的原子序数（也称为核电荷数）为基础的表格。

它将元素按照原子序数逐个排列，每一行称为一个周期，每一列称为一个族。

元素周期表的主要组成部分有：元素符号、原子序数、元素名称、相对原子质量等。

3.元素周期表中的周期性规律元素周期表中的周期性规律主要包括原子半径、电离能、电负性、金属性等方面的变化。

其中，原子半径随着周期的增加而减小，电离能和电负性则随周期的增加而增大，金属性则随周期的增加而减弱。

4.元素分类元素根据电子结构和化学性质可分为金属、非金属和半金属。

金属具有良好的导电性、热导性和延展性，非金属则相对较差，而半金属则介于两者之间。

5.钡行和铂系元素除了8个主族之外，元素周期表中还有两个特殊的族：钡行和铂系元素。

钡行元素是位于周期表倒数第二行的元素，它们的电子结构较稳定，常见化合价为+2、铂系元素是位于周期表第八族的元素，它们具有良好的催化性能，通常用作催化剂。

6.化学键的特性化学键是原子间的相互作用力，主要有离子键、共价键和金属键等。

离子键是由电子的转移产生的，共价键是由电子的共享产生的，金属键是由金属中的自由电子产生的。

不同类型的化学键具有不同的特性和强度。

7.元素的周期律规律和化学反应元素周期律的规律对于解释和预测化学反应也具有重要意义。

例如，元素周期表中元素的位置可以预测元素的化学性质和反应活性，为元素间的化学反应提供了依据。

8.伦纳德琼斯体系伦纳德琼斯体系是根据元素的电子结构和化学性质将元素划分为s、p、d、f四个区域的分类法。

根据该分类法，元素的化学性质和反应方式有明显的规律性。

第四章 物质结构元素周期律第一节 原子结构与元素周期表 .................................................................................. - 1 -第1课时 原子结构 .............................................................................................. - 1 - 第2课时 元素周期表 .......................................................................................... - 5 - 第3课时 核素 ...................................................................................................... - 8 - 第4课时 原子结构与元素的性质 .................................................................... - 10 - 第二节 元素周期律 .................................................................................................... - 16 -第1课时 元素性质的周期性变化规律 ............................................................ - 16 - 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用 .................................................... - 19 - 第三节 化学键............................................................................................................ - 22 -第一节 原子结构与元素周期表第1课时 原子结构1.基础知识一、原子的构成 1．原子的构成原子⎩⎨⎧原子核⎩⎪⎨⎪⎧质子：带1个单位正电荷中子：不带电电子：带1个单位负电荷如碳原子的原子结构模型2．质量数(1)质量数：原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值。

第四章物质结构元素周期律一、原子结构1、质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)质子数＝原子序数＝核电荷数＝核外电子数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最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过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：具有相同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：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

(对于原子来说)二、元素周期表编排原则：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把最外层电子数相同．．。

．．．．．．．．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＝原子最外层电子数三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。

水化物(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

物质结构元素周期律[考点扫描]1．了解元素、核素和同位素的含义。

2．了解原子构成。

了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

3．了解原子核外电子排布。

4．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。

5．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。

6．以IA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。

7．了解元素周期表的结构；金属、非金属在周期表中的位置及其性质的递变规律。

8．了解化学键的涵义；离子键和共价键的形成；有机化合物中碳的成键特征；有机化合物的同分异构现象。

[知识点拨]一．原子1．原子的构成：⑴原子的构成AZ X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。

⑵原子微粒间的数量关系：①质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)②中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数③阳离子：质子数=核电荷数=核外电子数+离子电荷数④阴离子：质子数=核电荷数=核外电子数-离子电荷数2．基本概念：⑴质量数：指原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值的加和，也恰好等于该元素的一种原子的质子数与中子数之和，但不能说成是“元素的质量数”。

⑵元素：指具有相同的核电荷数（质子数）的同一类原子的总称，以游离态或化合态存在于自然界。

元素只论总类，不论个数，没有数量的含义，由核电荷数决定。

⑶核素：具有一定质子数和一定中子数的一种原子称为一种核素，如氧元素存在三种核素：816O、817O、818O。

⑷同位素①概念：质子数相同、质量数（或中子数）不同的原子互称同位素，如816O、817O、818O 是氧元素的三种原子，互为同位素，即同一元素的不同核素之间互称同位素。

②同位素的特点：A．同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

B．天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素原子所占的百分比一般是不变的。

高中化学知识点规律总结一、原子结构与元素周期律1. 原子结构：原子由原子核和核外电子组成。

原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。

电子带负电，围绕原子核运动。

2. 电子排布：电子按能量级排布，由内向外分为K、L、M、N等能级，每一能级又分为不同的亚层，如s、p、d、f亚层。

3. 元素周期表：元素按原子序数（即核内质子数）递增排列，具有周期性和规律性。

周期表分为7个周期，18个族。

4. 元素周期律：元素的性质（如原子半径、电负性、离子化能等）随原子序数的变化呈现周期性变化。

二、化学键与分子结构1. 化学键：原子间通过共享或转移电子形成的强烈相互作用。

主要类型有离子键、共价键和金属键。

2. 离子键：正负离子通过静电吸引力形成的化学键，常见于活泼金属和活泼非金属之间。

3. 共价键：两个或多个非金属原子通过共享电子对形成的化学键。

共价键有单键、双键和三键之分。

4. 分子几何：分子中原子的空间排布，受电子对排斥和吸引的影响。

例如，水分子呈V形，二氧化碳分子呈线性。

三、化学反应原理1. 反应类型：包括合成反应、分解反应、置换反应、还原-氧化反应等。

2. 化学方程式：用化学符号和方程式表示化学反应的过程，包括反应物、生成物、反应条件等。

3. 反应速率：化学反应进行的速度，受反应物浓度、温度、催化剂等因素的影响。

4. 化学平衡：可逆反应达到一定条件下的动态平衡状态，反应物和生成物的浓度保持不变。

四、溶液与电解质1. 溶液：一种或多种物质以分子或离子形式均匀分散在另一种物质中形成的均相体系。

2. 饱和溶液：在一定温度下，溶质在溶剂中达到最大溶解度的溶液。

3. 电解质：溶于水或在熔融状态下能导电的化合物，如酸、碱和盐。

4. pH值：表示溶液酸碱性的量度，pH=-log[H+]，pH=7表示中性，小于7表示酸性，大于7表示碱性。

五、酸碱与盐1. 酸：在水溶液中电离产生H+离子的物质，具有酸性。

2. 碱：在水溶液中电离产生OH-离子的物质，具有碱性。

高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律一、原子结构1．原子结构模型的演变2．原子的构成(1)原子的构成原子(Z(A)X)中子（N）不带电()(2)原子中两个数量关系①核电荷数＝质子数(Z)＝核外电子数＝原子序数②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)(3)构成原子的粒子及粒子间的关系二、元素、同位素、核素的比较同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质有差异，天然存在的各种同位素所占的原子个数百分比一般不变⑴比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素对应氢化物酸性的强弱。

⑵所含元素种类最多的族是ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族。

⑶化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸点等。

⑷并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。

⑸金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。

如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。

⑹利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。

如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。

六、元素周期表1．元素周期表的结构(1)周期①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。

②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。

③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：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。

第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与化学周期表一、原子结构1、原子的构成原子由原子核和核外电子组成(原子核包括质子和中子)，质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。

2、质量数(1)概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。

(2)构成原子的粒子间的两个关系①质量数(A )＝ 质子数(Z ) ＋ 中子数(N ) ②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数3、原子的表示方法如作为相对原子质量标准的126C 表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。

4、粒子符号(A Z X ±bn ±m)中各数字的含义5、原子核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。

以钠原子为例：(2)离子结构示意图①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。

如 Mg ：→ Mg 2＋ ：。

②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。

如 F ：→F－：。

Na＋与稀有气体Ne的核外电子排布相同；Cl－与稀有气体Ar的核外电子排布相同。

二、元素在周期表1、周期的分类与包含元素类别周期序数行序数核外电子层数包含元素种数起止元素1112H～He 短周期2228Li～Ne3338Na～Ar44418K～Kr55518Rb～Xe 长周期66632Cs～Rn77732Fr～Og2、族的分类16个族分为7 个主族、7 个副族、1个第Ⅷ族和1个0 族。

3、元素周期表中的方格中各符号的意义注：元素周期表记忆口诀横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅢB族。

高中化学元素周期律知识点总结一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。

这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。

元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。

二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。

周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。

1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。

元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。

2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。

三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。

2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。

3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。

4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。

四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。

2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。

3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。

五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。

第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核的构成原子X核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数 2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 阳离子a W m+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m阴离子b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n补充：1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。

2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。

练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。

下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是 （） A ．该粒子不显电性B ．该粒子质量数为4原子核核外电子Z 个中子（A-Z ）个质子Z 个C．与氢元素的质子数相同 D．该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是___________。

3、现有b X n－和aY m＋两种离子，它们的电子数相同，则a与下列式子有相等关系的是（）（A）b－m－n（B）b＋m＋n（C）b－m＋n（D）b＋m－n4、某元素的阳离子R n＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（）（A）A－x－n（B）A－x＋n（C）A＋x－n（D）A＋x＋n三、元素周期表的结构．．．．．．．．1.编排原则：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．．。

高中化学第五章物质结构元素周期律知识点总结元素周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年首次提出的一种对元素按照行和列组织排列的表格。

元素周期表中的每个元素都有其独特的物质性质和化学性质，并且这些性质随着元素的原子序数逐渐变化。

下面是关于元素周期律的一些知识点总结：1.元素周期表的基本结构元素周期表按照元素的原子序数（即核外电子的排布顺序）从小到大进行排列，每个元素都有一个特定的原子序数和符号。

周期表分为横行和竖列，横行称为周期，竖列称为族。

元素按照周期和族的位置可以分为s、p、d、f四个区域。

2.周期规律元素周期表中横行的元素称为周期，共有7个周期。

随着周期数的增加，原子半径趋于减小，电负性趋于增加，化合价数增加。

3.族规律元素周期表中竖列的元素称为族。

一族元素具有相似的性质，主要是由于具有相似的电子配置。

元素周期表一共有18个族，分别是IA、IIA、IIIB-VIIB、VIIIB、VIII、IB-IIB、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、VIIIA。

4.元素周期表中元素的性质周期表中的元素可以根据元素的位置和性质进行分类。

主族元素位于周期表的左侧和右侧，它们的化合价一般为周期数减2；过渡元素位于周期表的中间，它们的化合价变化范围较大；稀土元素位于f区，具有相似的化学性质。

5.周期表中元素的物理性质周期表中的元素的物理性质包括原子半径、离子半径、电离能和电子亲和能等。

原子半径随着周期数的增加而减小，在同一周期中，原子半径随着元素的原子序数增加而增加。

离子半径的变化规律与原子半径类似，正离子半径小于原子半径，负离子半径大于原子半径。

电离能指的是从一个原子或离子中移去一个电子所需的能量。

电子亲和能指的是一个原子或离子吸收一个电子的能力。

6.周期表中元素的化学性质周期表中的元素的化学性质包括化合价、氧化还原性、金属性和非金属性等。

化合价是元素与其他元素形成化合物时的化合价数，可以根据元素在周期表中的位置和族别进行预测。

原子结构：1、构成原子的粒子间相互关系质量数（A）= +质子数= =2、电子云中的一个小黑点表示电子云小黑点疏密的含义：电子云密集（密度大）的地方表示电子云稀少（密度小）的地方表示氢原子的电子云的形状是，离核近的地方电子云密度，离核远的地方电子云密度。

3、核外电子排布规律核外电子总是尽先排布在（）的电子层里，然后由里向外，依次排布在（）的电子层里。

各电子层最多容纳的电子数不超过最外层电子数不超过（K层为最外层时不超过）次外层电子数不超过（K层为最外层时不超过）倒数第三层电子数不超过元素周期律：1、元素周期律内容2、元素周期律实质3、元素金属性强弱判断依据4、元素非金属性强弱判断依据粒子半径大小比较规律：1、同种元素粒子半径比较阳离子半径相应原子半径阴离子半截相应原子半径2、不同元素粒子半径比较同周期元素原子半径同主族元素原子半径电子层结构相同的不同粒子，半径比较规律是元素周期表：1、元素周期表分个周期，第1、2、3周期为周期，元素种类依次为；第4、5、6周期为周期，元素种类依次为；第7周期为周期，目前有种元素，如果全部排满是种元素。

2、元素周期表中有个纵行，分为个族，其中个主族个副族，还有族和族。

周期表中从左到右族序数的顺序为：ⅠA族、、、、、、、、、、、、、、、0族。

3、同周期元素性质的递变同一周期元素从左到右（除稀有气体外），随核电荷数依次，原子半径逐渐，原子核对最外层电子的吸引力逐渐，原子失电子的能力逐渐，得电子的能力逐渐，因此，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。

表现在：元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐，酸性逐渐；元素单质与氢气化合的能力逐渐，形成气态氢化物的稳定性逐渐。

4、同主族元素性质的递变同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的，电子层数依次，原子半径逐渐，原子失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，所以，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。

表现在：最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐，碱性逐渐；非金属单质与氢气化合的能力逐渐，气态氢化物的稳定性逐渐；金属单质与水或酸反应的剧烈程度越来越。

高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律：元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律，将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。

2.元素周期表的结构：周期表由周期和组成两个维度组成。

周期是指原子核中质子数的递增顺序，组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。

3.周期表分区：周期表分为s区（1-2组），p区（3-8组），d区（3-12组）和f区（内过渡金属区）。

4.元素周期表中的元素符号：元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号，比如氧元素的符号是O，碳元素的符号是C。

5.元素的周期和原子序数：元素周期表中的周期数表示元素的电子层数，原子序数表示元素的质子数或核电荷数。

6.主、副、次副周期：周期表中的s区是用户主周期，p区作为副周期，d区和f区则是次副周期。

7.元素周期表的横向周期规律：周期表横向周期数增加，元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。

8.元素周期表的纵向周期规律：周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现，一个新的主能级开始填入电子。

9.原子半径的周期性变化：原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。

10.电离能的周期性变化：第一电离能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。

11.电子亲和能的周期性变化：电子亲和能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。

12.电负性的周期性变化：电负性在周期表中从左到右增加，从上到下减小。

13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂：在周期表中，元素越往上和越往右，越容易成为氧化剂；而越往下和越往左，越容易成为还原剂。

14.元素周期表的金属性和非金属性：在周期表中，金属性元素主要位于周期表左下角，非金属性元素主要位于周期表右上角。

15.主族元素和过渡元素：周期表中的s区和p区的元素称为主族元素，d区的元素称为过渡元素。

16.键合：通过元素周期表，我们可以预测元素之间的化学键合方式，如金属与非金属之间通常是离子键，非金属与非金属之间通常是共价键。

物质结构、元素周期律知识总结知识点一原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。

2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。

能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。

二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满后再排布在L层，依此类推。

2. 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。

四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图1.原子结构示意图：2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。

五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。

2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C。

3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O。

4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne。

5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。

6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。

7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。

8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca。

9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。

10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。

知识点二元素周期律元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。