高中化学元素性质

高中化学元素及其化合物知识点总结大全非常实用一、元素的化学性质1.元素的原子结构：包括元素的原子序数、原子核的构成等；2.元素的化学活性：元素的化合价、化合能力等；3.元素的氧化还原性：元素在化合物中的氧化态和还原态、氧化还原反应的定义和原理等；4.元素的电性和金属性：元素的电负性、电离能、原子半径等；5.元素的地壳丰度和存在形式：元素在地壳中的含量、存在的化合物等。

二、常见化学元素及其性质1.金属元素：铁、铜、锌、锡、铝等金属元素的物理性质、化学性质、应用等；2.非金属元素：氢、氧、氮、碳、硫、磷等非金属元素的物理性质、化学性质、应用等；3.元素周期表：元素的周期规律、周期表的各种分类和用途等；4.难溶于水的元素：炭、硫、硅、铝等元素的溶解性和存在形式等；5.稀有元素：稀有气体、稀土元素、过渡金属等的特性、应用等。

三、化合物的性质与应用1.无机化合物：氧化物、酸、碱、盐等无机化合物的命名规则、性质和应用等；2.配合物：配合物的结构、性质和应用等；3.有机化合物：碳氢化合物、醇、醚、酮、酸、酯等有机化合物的命名规则、性质和应用等；4.聚合物：聚合物的结构、性质和应用等。

四、化学反应1.化学反应类型：化合反应、分解反应、置换反应、还原反应等反应类型的定义及示例；2.化学反应的平衡：化学反应速度、化学平衡常数、平衡常数的计算等；3.化学反应的能量变化：焓变、放热反应、吸热反应等。

五、化学方程式的平衡与计算1.化学方程式的平衡法则：平衡方程式的给定条件、平衡常数的计算、平衡位置的调节等；2.化学方程式的配平方法：试错法、代数法等；3.化学方程式的计算：质量计算、体积计算、摩尔计算等。

六、化学分析方法1.酸碱中和滴定：滴定的概念、滴定反应方程式、滴定的终点判定等；2.氧化还原滴定：氧化还原滴定的概念、滴定反应方程式、滴定的终点判定等；3.光度法：光度法的原理、操作和应用等；4.色谱法：气相色谱法、液相色谱法等的原理和应用等。

元素的性质呈现周期性变化的根本原因-碱金属元素的性质-卤族元素的性质及递变规律卤族元素的性质及递变规律(1)相似性：①卤素原子最外层都有七个电子，易得到一个电子形成稀有气体元素的稳定结构，因此卤素的负价均为－1价。

氯、溴、碘的最高正价为+7价，有的还有+1、+3、+5价，其最高价氧化物及水化物的化学式通式分别为X2O7和HXO4(F除外)②卤族元素的单质均为双原子分子(X2)；均能与H2化合：H 2+X2=2HX；均能与水不同程度反应，其通式(除F2外)为：H2O+X2HX+HXO；均能与碱溶液反应；Cl2、Br2、I2在水中的溶解度较小(逐渐减小，但在有机溶剂中溶解度较大，相似相溶)。

(2)递变性：①原子序数增大，原子的电子层数增加，原子半径增大，元素的非金属性减弱。

②单质的颜色逐渐加深从淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色，状态从气→气→液→固，溶沸点逐渐升高；得电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，与氢气化合由易到难，与水反应的程度逐渐减弱。

③阴离子的还原性逐渐增强。

④氢化物的稳定性逐渐减弱。

⑤最高正价含氧酸的酸性逐渐减弱(氟没有含氧酸)。

元素的性质：由于核外电子排布的周期性变化，使元素表现出不同的性质。

元素性质与原子结构密切相关，主要与原子核外电子排布，特别是最外层电子数有关。

碱金属元素的性质：(1)元素性质同：均为活泼金属元素，最高正价均为+1价异：失电子能力依次增强，金属性依次增强(2)单质性质同：均为强还原性（均与O2、X2等非金属反应，均能与水反应生成碱和氢气。

），银白色，均具轻、软、易熔的特点异：与水（或酸）反应置换出氢依次变易，还原性依次增强，密度趋向增大，熔沸点依次降低，硬度趋向减小(3)化合物性质同：氢氧化物都是强碱。

过氧化物M2O2具有漂白性，均与水反应产生O2；异：氢氧化物的碱性依次增强。

注：①Li比煤油轻，故不能保存在煤油中，而封存在石蜡中。

②Rb，Cs比水重，故与水反应时，应沉在水底。

高中化学常见化学元素的性质和结构在高中的化学学习中，我们首先要入门的是对一些常见的化学元素性质和结构有明确的认知和理解，这样在实验的过程中，能更加明白实验过程的原理和化学方程式的书写。

下面小编就给大家整理了一份高中化学考试中比较常见的化学元素的性质和结构。

(1)氢元素a. 核外电子数等于电子层数的原子;b. 没有中子的原子;c. 失去一个电子即为质子的原子;d. 得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子;e. 质量最轻的原子;相对原子质量最小的原子;形成单质最难液化的元素;f. 原子半径最小的原子;g. 形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素;h. 形成的单质为最理想的气体燃料;i. 形成酸不可缺少的元素;(2)氧元素a. 核外电子数是电子层数4倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子;c. 得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子;d. 得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子;e. 地壳中含量最多的元素;f. 形成的单质是空气中第二多的元素;g. 形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素;h. 能与氢元素形成三核10电子分子(H2O)的元素;i. 能与氢元素形成液态四核18电子分子(H2O2)的元素;j. 在所有化合物中，过氧化氢(H2O2)中含氧质量分数最高;k. 能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素;l. 能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素;(3)碳元素a. 核外电子数是电子层数3倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子;c. 最外层电子数是核外电子总数2/3的原子;d. 形成化合物种类最多的元素;e. 形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质;f. 能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素;g. 能与氢元素形成正四面体构型10电子分子(CH4)的元素;h. 能与氢元素形成直线型四核分子(C2H2)的元素;i. 能与氧元素形成直线型三核分子(CO2)的元素。

高中化学知识点总结元素一、元素周期表1. 元素周期表的结构- 周期表由7个周期和18个族组成。

- 每个周期代表电子能级，从上到下电子能级递增。

- 每个族代表元素的最外层电子数，从左到右递增。

2. 元素的分类- 主族元素：1-2族和13-18族，它们的最外层电子数与族数相同。

- 过渡金属：3-12族，具有不完全的d轨道。

- 镧系和锕系元素：位于周期表的底部，具有特殊的电子排布。

二、元素的基本性质1. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。

- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。

- 电子云由围绕核的电子组成，电子带负电。

2. 原子量和相对原子质量- 原子量是原子质量的度量，单位为原子质量单位（u）。

- 相对原子质量是元素的平均原子质量与1/12个碳-12原子质量的比值。

3. 元素的化学性质- 元素的化学性质主要由最外层电子数决定。

- 元素的化合价等于其最外层电子数。

- 元素的氧化还原性质与其电子排布有关。

三、元素的化学变化1. 化学反应- 化学反应是原子间重新排列形成新化合物的过程。

- 反应过程中，原子的核不变，只有电子的重新分布。

2. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。

- 氧化指失去电子，还原指获得电子。

- 氧化剂获得电子，还原剂失去电子。

3. 酸碱反应- 酸碱反应是氢离子（H+）转移的反应。

- 酸是能够提供H+的物质，碱是能够提供OH-的物质。

- 中和反应是酸与碱反应生成水和盐的过程。

四、元素的化合物1. 无机化合物- 无机化合物通常不含有碳。

- 包括氧化物、酸、碱、盐等。

- 例如：水（H2O）、硫酸（H2SO4）、氯化钠（NaCl）。

2. 有机化合物- 有机化合物含有碳。

- 包括烃、醇、酮、酸、酯等。

- 例如：甲烷（CH4）、乙醇（C2H5OH）、丙酮（CH3COCH3）。

五、元素的提取与应用1. 金属提取- 金属提取通常通过矿石的冶炼过程。

- 包括热分解法、湿法冶炼、电解法等。

高中化学常见化学元素的性质和结构在高中的化学学习中，我们首先要入门的是对一些常见的化学元素性质和结构有明确的认知和理解，这样在实验的过程中，能更加明白实验过程的原理和化学方程式的书写。

下面小编就给大家整理了一份高中化学考试中比较常见的化学元素的性质和结构。

(1)氢元素a. 核外电子数等于电子层数的原子;b. 没有中子的原子;c. 失去一个电子即为质子的原子;d. 得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子;e. 质量最轻的原子;相对原子质量最小的原子;形成单质最难液化的元素;f. 原子半径最小的原子;g. 形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素;h. 形成的单质为最理想的气体燃料;i. 形成酸不可缺少的元素;(2)氧元素a. 核外电子数是电子层数4倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子;c. 得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子;d. 得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子;e. 地壳中含量最多的元素;f. 形成的单质是空气中第二多的元素;g. 形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素;h. 能与氢元素形成三核10电子分子(H2O)的元素;i. 能与氢元素形成液态四核18电子分子(H2O2)的元素;j. 在所有化合物中，过氧化氢(H2O2)中含氧质量分数最高;k. 能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素;l. 能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素;(3)碳元素a. 核外电子数是电子层数3倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子;c. 最外层电子数是核外电子总数2/3的原子;d. 形成化合物种类最多的元素;e. 形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质;f. 能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素;g. 能与氢元素形成正四面体构型10电子分子(CH4)的元素;h. 能与氢元素形成直线型四核分子(C2H2)的元素;i. 能与氧元素形成直线型三核分子(CO2)的元素。

..专心. 元素性质的“一般〞和特殊1．原子核一般是由质子和中子构成。

特殊：H 11只有质子而没有中子。

2．非金属性强的元素，其单质的活泼性一般也强。

特殊：N 元素的非金属性强于P ，但是氮气的性质比白磷、红磷的都要稳定。

原因是在氮分子中，氮原子间以共价三键结合，三键的键能大，形成的键很稳定，不易断裂，故常温下氮气的性质很稳定。

3．非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强。

特殊：N 的非金属性强于C ，但CH 4的热稳定性比NH 3的强。

4．非金属元素的原子形成的简单离子一般是阴离子。

特殊：氢原子易失去电子形成阳离子〔H +〕。

5．金属单质一般可与酸反应，不能与碱反应。

特殊：金属Al 既能与酸反应，又能与碱反应，其反应的实质为：2Al+6H 2O==2Al(OH)3↓+3H 2↑，Al(OH)3+NaOH==NaAlO 2+2H 2O 。

6．非金属元素一般既可显正价，又可显负价。

特殊：氟的非金属性很强，与其他元素化合时只显负价。

7．活泼非金属单质一般可把不活泼非金属元素从其无氧酸盐的水溶液中置换出来。

特殊：氟除外，如F 2不能从KCl 溶液中将氯置换出来。

其原因是F 2的非金属性较强，与水充分接触时，优先与水发生反应：2Fe+2H 2O==4HF+O 2。

8．活泼金属一般可把不活泼金属元素从其盐的水溶液中置换出来。

特殊：碱金属除外，如钠与硫酸铜溶液混合，发生的反应为：2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑，CuSO 4+2NaOH==Cu(OH)2↓+Na 2SO 4。

原因是金属阳离子在水溶液中一般是以水合离子形式存在，钠接触的是水分子，而不是金属阳离子，故钠先与水反应。

9．碱金属的氢氧化物一般易溶于水，属强碱。

特殊：LiOH 微溶于水，属弱碱。

10．非金属元素除氢外，在形成化合物时，其原子一般满足最外层8电子的稳定结构。

特殊：硼的氢化物、卤化物中硼原子未达到最外层8电子的稳定结构，而是只有6个电子。

【高中化学】元素性质推断知识点归纳1.质量最轻的元素是氢（h），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（w）；熔点最低的金属单质是汞（hg）。

2.氧（o）在地壳中含量最高，其次是硅、铝、铁、钙、钠、钾、镁、氢和钛。

3.既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。

4.硫（s）是最高正价格和最低负价格4的绝对值之差；碳（c）和硅（SI）的最高正价绝对值和最低负价绝对值之间的差值为零。

5.碳（c）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而c60是分子晶体，熔点较低。

6.在常温下能与水反应释放氧气。

元素物质为氟（F2），化合物为过氧化钠（Na2O2）。

7.硅（si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。

8.空气中自然存在的非金属元素物质是白磷（P4）。

白磷有毒，可溶于CS2。

它是红磷的同素异形体。

红磷不是天然的，不溶于CS2。

白磷和红磷在一定条件下可以相互转化。

9.既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是mg，既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝（al）。

10.将同一元素的气态氢化物与最高价氧化物的水合物结合形成盐的元素必须是氮（n）。

11.同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（n）或硫（s）。

在照明过程中，铯（铷）和铯（铷）会释放电子；汞（Hg）是常温下液态的金属，溴（Br2）是非金属物质。

高中化学常见元素的性质总结
周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。

②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。

③族序数等于周期数3倍的元素：O。

④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。

⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。

⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。

⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。

⑧除H外，原子半径最小的元素：F。

⑨短周期中离子半径最大的元素：P
常见元素及化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。

②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。

④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。

⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg 。

⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。

⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。

⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。

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：Li、Na、F。

⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。

元素化学知识点总结高中一、元素及其性质1. 元素的概念元素是所有物质的基本组成单位，是由相同种类的原子组成的纯净物质。

目前已知的元素有118种，其中92种是天然存在的元素，其余的是人工合成的。

2. 元素的分类根据元素的性质和化学性质，元素可以分为金属元素、非金属元素和金属loid元素（半金属元素）。

金属元素具有典型的金属性质，如导电、导热、延展性等；非金属元素大多数是固体，其性质与金属相反，如不导电、易破碎等；金属loid元素则介于金属和非金属之间，具有金属和非金属的特性。

3. 元素的周期性元素周期表是根据元素原子序数的大小和元素性质的一定规律而排列的表格。

元素周期表呈周期性的特点，即相邻元素的性质会有一定的相似性。

这是由于元素的原子结构和电子排布在周期表中的规律性导致的。

二、元素的原子结构及元素化合的形成1. 原子的结构原子是构成一切物质的基本单位，由原子核和绕核运动的电子组成。

原子核由质子和中子组成，电子以云层的形式绕原子核运动。

2. 元素的原子序数和化学符号元素的原子序数是指元素原子核中的质子数，决定了元素的化学性质和位置。

化学符号是用来代表元素的简写形式，通常采用拉丁文或者拉丁文的别名的缩写。

3. 元素的化合及化合价元素通过化学反应可以形成化合物，其中原子通过化学键相互连接。

化合价是一种描述元素形成化合物时参与反应的能力标志，是指元素原子在化合物中相对于自由原子状态像是失去或得到的电子数。

三、元素的普及现象及其应用1. 金属元素的性质和应用金属元素具有导电、导热、延展性和韧性等特性，因此在工农业生产中有广泛的应用，如铁的应用于制造建筑材料，铜的应用于制造电线等。

2. 非金属元素的性质和应用非金属元素一般不导电、不导热、易破碎，但某些非金属元素如碳、硅、磷等具有特殊的性质，在高分子材料、半导体等领域有着重要的应用。

3. 金属loid元素的性质和应用金属loid元素具有介于金属和非金属之间的性质，如硼的应用于玻璃制造，锗的应用于半导体材料等。

第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。

2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。

这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。

3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。

【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。

二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。

第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。

其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。

(2)规律：①周期序数＝电子层数。

②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。

2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。

(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。

(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。

价层电子数 = 族序数。

③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。

三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。

）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。

②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。

s区的元素除氢外，也全部是金属元素。

【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。

高中化学的归纳元素周期表中重要元素的性质概述元素周期表是化学中重要的工具，它将所有已知的元素按照一定规律排列起来，使我们可以更好地理解和归纳元素的性质。

在这篇文章中，我们将概述一些高中化学中归纳元素周期表中重要元素的性质。

1. 碱金属族元素（Group 1）：这一族的元素包括锂、钠、钾等。

它们具有较低的电离能和较大的原子半径，因此容易失去电子成为阳离子。

碱金属元素在水中与水分子反应剧烈，并放出氢气。

此外，碱金属元素的化合物通常是可溶于水的，且具有碱性。

2. 碱土金属族元素（Group 2）：这一族的元素包括镁、钙、锶等。

它们的特点是电离能比碱金属族元素高，但仍较低。

碱土金属元素也易失去电子形成阳离子。

它们的化合物通常具有较高的熔点和沸点，且可溶于水。

3. 卤素族元素（Group 17）：卤素族元素包括氟、氯、溴等。

它们具有较高的电子亲和能力，倾向于接受电子形成阴离子，但电子亲和能力随原子序数的增加而减小。

卤素元素通常是二原子分子，具有强烈的氧化还原性。

4. 铁系元素：铁系元素是指位于d区的过渡金属元素，如铁、钴、镍等。

这些元素具有较高的熔点和沸点，且具有良好的导电和磁性。

铁系元素在化合物中通常以不同的氧化态存在，其离子通常呈现不同的颜色。

5. 稀有气体族元素（Group 18）：稀有气体族元素包括氦、氖、氪等。

这些元素具有稳定的电子排布和完全填满的最外层电子壳，因此极不活泼。

稀有气体通常以单原子形式存在，在自然界中极为稀少。

这只是高中化学中归纳元素周期表中重要元素性质的概述。

在实际学习和研究中，我们可以进一步深入探究每个元素的性质和应用。

元素周期表的归纳不仅帮助我们理解元素的特性，还有助于预测元素之间的反应和化合物的性质，为我们的研究和应用提供了重要的基础。

高中化学元素周期表中的常见元素及其性质总结元素周期表是高中化学学习中非常重要的工具。

它是按照元素的原子序数递增排列的，通过元素周期表，我们可以了解到各种元素的基本性质和特征。

在本文中，我们将对高中化学元素周期表中的常见元素及其性质进行总结和概述。

一、第一周期元素第一周期元素包括氢（H）和氦（He）。

氢是宇宙中最常见的元素之一，它具有非金属性质，是轻est的元素。

氢在常温下是气体，它非常容易与其他元素形成化合物。

氦也是一种气体，它是最轻的惰性气体，常用于填充气球和制冷。

二、第二周期元素第二周期元素包括锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）和氖（Ne）。

这些元素中，锂、铍和硼是金属，而碳是非金属，氮、氧、氟和氖都是气体。

锂是一种轻金属，具有良好的导电性和导热性。

铍是一种硬而脆的金属，它在高温下能够抵抗腐蚀。

硼是一种典型的金属loid，具有高熔点和硬度。

碳是自然界中最常见的元素，它可以以不同形态存在，例如钻石、石墨和炭。

氮、氧和氟都是气体，它们具有相似的化学性质，常常与其他元素形成化合物。

氖是一种无色、无味的气体，是非常稳定的惰性气体。

三、第三周期元素第三周期元素包括钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）和氩（Ar）。

钠是一种常见的金属，具有良好的导电性。

镁是一种轻质、可燃金属，常用于制造合金。

铝是一种轻质、银白色的金属，具有良好的导电性和导热性，广泛用于制造包装材料和建筑材料。

硅是一种具有非金属特性的金属性物，是构成地壳的主要成分之一。

磷是一种有毒的非金属，它在生物体中起着重要的生化作用。

硫是一种黄色的非金属元素，易于与其他元素形成化合物。

氯是一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。

氩是一种无色、无味的惰性气体，在气体放电灯中常常被用作气体的填充物。

……在本文中，我们对高中化学元素周期表中的常见元素及其性质进行了简要的总结。

元素周期表是化学学习中的基石，通过了解各个元素的性质和特点，我们可以更好地理解化学变化和化学反应。