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元素周期表、元素周期律知识点总结元素周期表、元素周期律知识点总结上学的时候，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点也可以通俗的理解为重要的内容。
哪些知识点能够真正帮助到我们呢？下面是店铺帮大家整理的关于元素周期表、元素周期律知识点总结，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。
元素周期表、元素周期律知识点总结篇1一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则①按照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——周期;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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据①元素金属性强弱的判断依据单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; 置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：a == z + n②同位素：质子数相同而中子数不同的'同一元素的不同原子，互称同位素。
(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数 = 8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
化学元素周期表规律化学元素周期表的规律总结1、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，其中0族元素除外。
2、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，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。
元素周期表规律1、原子半径的规律(1)除了第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；(2)同一族的元素从上到下，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。
2、元素化合价的规律(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)；(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同。
3、单质的熔点规律(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。
4、元素的金属性与非金属性规律(1)同一周期的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。
5、最高价氧化物和水化物的酸碱性规律元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6、非金属气态氢化物规律元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。
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。
7、单质的氧化性、还原性规律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。
8、热稳定性规律同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。
元素周期表的规律总结元素周期表是化学中最基本的知识之一，它展示了元素的基本属性和规律。
通过对元素周期表的规律进行总结，我们可以更好地理解元素之间的关系，为化学研究和应用提供基础支持。
首先，元素周期表是按照元素的原子序数从小到大排列的。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。
这种排列方式使得具有相似性质的元素出现在同一周期或同一族中，方便我们对元素的性质进行比较和分析。
其次，元素周期表中的周期性规律是指在元素周期表中，元素的性质随着原子序数的增加而呈现出规律性的变化。
比如，同一周期内的元素具有相似的化学性质，而同一族内的元素具有相似的原子结构和化学性质。
这种周期性规律的存在，为我们预测元素性质提供了重要的依据。
另外，元素周期表中的主族元素和过渡金属元素也呈现出不同的规律性。
主族元素的化合价主要取决于它们所在族的序数，而过渡金属元素的化合价则受到配位数和氧化态的影响。
这些规律性的变化，使得元素周期表成为了化学研究和实践中不可或缺的工具。
此外，元素周期表中的稀有气体元素和稀土金属元素也具有自己的特殊性。
稀有气体元素具有非常稳定的原子结构和化学性质，几乎不与其他元素发生化学反应，因此被称为稀有气体。
而稀土金属元素则具有复杂的原子结构和多样的化学性质，广泛应用于工业生产和科学研究领域。
总的来说，元素周期表的规律总结包括了元素的周期性规律、主族元素和过渡金属元素的规律性变化，以及稀有气体元素和稀土金属元素的特殊性。
通过对这些规律的深入理解，我们可以更好地掌握元素的性质和变化规律，为化学实验和工程技术提供更可靠的理论依据。
总的来说，元素周期表的规律总结为我们提供了深刻的化学知识，为我们理解元素之间的关系和性质变化提供了重要的依据。
通过对元素周期表规律的探索和总结，我们可以更好地应用化学知识，推动化学科学的发展，为人类社会的进步做出更大的贡献。
元素周期表的规律一、原子半径同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价)，第一周期除外，第二周期的0、F元素除外最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从W A族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；四、单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱)；同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。
元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。
六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
元素周期表对角线规则的原理
元素周期表的对角线规则指的是元素周期表中，相邻的两列元素具有相似的性质。
通常来说，原子序数上升，元素的化学性质会发生变化，因此，纵向将元素列出，左右两列相邻元素之间具有相似的性质，这就是元素周期表对角线规则。
元素周期表中，一行中的原子序号将会逐渐增大，因此，原子序号在上升的情况下，元素的化学性质也会逐步增强，而在下降的情况下，元素的化学性质也会逐步减弱。
因此，元素周期表的对角线规则的原理在于，相邻的两行元素的性质会发生明显的变化，而相邻的两列，元素的性质相似。
很多元素的化学性质都是遵循元素周期表的对角线规则的，譬如，锂元素属于第一列，它的失去电子性质较强，其行下的钠元素的失去电子性质也较强，但其他列的元素都有不同的特性。
同样，氟属于第四列，具有很强的吸结合性，其行下的氯也有相同的性质，不同列的元素则有不同性质。
以上就是元素周期表对角线规则的原理。
由于元素周期表对角线规则可以帮助人们了解和分析各种元素的性质，因此，元素周期表对角线规则也被广泛应用于化学教学及化学研究之中。
记忆高中化学元素周期表的方法介绍关于记忆高中化学元素周期表的方法介绍在高中学习化学的过程中，化学老师都会要求我们把化学周期表从头到尾全部背下来，并且还要掌握元素周期表的规律和排列。
那么，如何快速的记忆化学元素周期表呢?以下是店铺整理的关于记忆高中化学元素周期表的方法介绍，希望对大家有所帮助。
比如，从左到右金属性减弱，什么什么氢化物越稳定之类的老记不住。
有没有什么办法死记+联想！学习化学就像学习语文和英语一样，每天都要记忆，不要一下记太多，一些就够了。
反复做这些事，就像做数学题一样，例如每天都看化学元素周期表，看多了，连做梦都会看见它。
其次是要联想，说白了就要天天发白日梦。
上完一章，比如说卤族元素，你就可以合上书去想，学了这一章我学了哪些知识呢，卤族元素排在周期表的倒数第二列吧，因为他们最外层都是7个电子，8电子是稳定结构啊，所以都想抢别人一个电子，所以他们都是强氧化剂，最强的是氟，因为他最外层的电子离带正电的原子核最近，所以最容易抢人家的电子，氟的单质是什么样呢？淡黄绿色气体有没有想到书最后元素周期表上面氟格子里那个很奇怪的瓶子啊？那个是个塑料瓶，为什么不用玻璃容器呢？因为氟单质很活泼，为了制备他死了多少科学家啊！氟气和氢气接触会在阴冷处发生剧烈爆炸，这个试验有没有做过呢？没有，老师不敢嘛，氟气有剧毒啊！（氯气如何跟氢气反应呢呢...溴蒸汽呢...碘蒸气呢...这个是证明活泼性强弱的方法之一），爆炸的方程式是什么呢？生成什么呢？生成物能和什么反应呢？把方程式写下来....接下来想氯，其实很多都在氟里面想过了，想完氯再是溴，一个个来，最后你已经把所有方程式和上课的试验都复习一遍了，再回头看看书想想有什么遗漏。
也不要你死记硬背，想不起来看看书想想老师上课的话就行。
你试试吧！化学的知识点很散，什么气味啊，什么颜色啊，什么氧化性啊，还原性啊，金属性啊，活泼性啊。
面对这些要好好联想，把他们联系起来。
当然，联想并不是天生就有的，人各有异！但它是可以逼出来的，这就是要做练习，不用多，每天10来题就ok！不用做大题，就是些多项选择和推断题！因为化学是很多小题目组成，后面的计算其实很简单，只要平时作业认真做做错弄懂就肯定没问题，拉分的最主要还是前面小题目，所以一定要细心细心陷阱一定别掉进去，反正你才高一还有2年，以后考试就一定要争取拿满分！我不是逗你玩，是真的，不会做的'基本上应该不会有了，要是有也不过几分十来分，会做的一定要保证正确！当然这也是不可能的，人总是粗心的。
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。
知识网络 中子N原子核质子Z 原子结构 ：电子数（Z 个）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 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 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） 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。
决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全最外层电子数 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<Na<K<Rb<Cs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 --<Cl --<Br --<I --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 +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
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. 元素种类最多的是第IIIB族（32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）相差1；（2）第4、5周期相差11；（3）第6、7周期相差25。
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. 同周期元素主要化合价：最高正价由+1 +7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4 -1递变。
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。
四、对角线规律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，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
五、分界线规律位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（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），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；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。
文档知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 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 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 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） 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。
决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全文档最外层电子数 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<Na<K<Rb<Cs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 --<Cl --<Br --<I --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 +>Mg 2+>Al 3+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Fe>Fe 2+>Fe 3+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 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，元素的金属性或非金属性强弱的判断依据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<Na<K<Rb<Cs，自然界存在的元素中，铯的金属性最强；非金属性逐渐减弱，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<NaOH<KOH<RbOH<CsOH；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文档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℃文档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，文档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属的差。
但随着金属离子半径的增大，键的离子性也增强。
碱土金属指元素周期表中ⅡA族元素，包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)六种金属元素。
其中铍也属于轻稀有金属，镭是放射性元素。
碱土金属共价电子构型是ns2例如，碱土金属氯化物的熔点从Be到Ba依次增高：氯化物BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2熔点／℃405 714 782 876 962⑥热稳定性，碱金属的盐除硝酸盐及碳酸锂外一般都具有较强的稳定性，在800℃以下均不分解。
碱土金属盐的稳定性相对较差，但在常温下还是稳定的，只有铍盐特殊。
文档过锆的含量。
Zr和Hf的金属半径分别为160pm和159pmY二、探讨对角线规则在周期表中，某元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质相似性，称对角线规则。
这种相似性特别明显地存在于下列三对元素之间：Li Be B CNa Mg Al Si1、锂与镁的相似性。
在IA族中, 锂半径最小, 极化能力强, 文档表现出与Na 和K 等的不同性质, 它与IIA族里的Mg 相似，例如：①锂和镁在过量的氧中燃烧时，并不形成过氧化物，而生成正常的氧化物。
②锂和镁直接和碳、氮化合，生成相应的碳化物或氮化物。
例如：6Li + N2 ==== 2Li3N 3Mg + N2 ==== Mg3N2 ③Li+和Mg2+离子都有很大的水合能力。
④锂和镁的氢氧化物均为中等强度的碱，在水中溶解度不大。
加热时可分解为Li2O和MgO。
其它碱金属氢氧化物均为强碱，且加热至熔融也不分解。
⑤锂和镁的硝酸盐在加热时，均能分解成相应的氧化物Li2O、MgO及NO2和O2，而其它碱金属硝酸盐分解为MNO2 和O2。
⑥锂和镁的某些盐类和氟化物、碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水，其它碱金属相应化合物均为易溶盐。
⑦氯化物都具有共价性，能溶于有机溶剂如乙醇中。
它们的水合氯化物晶体文档受热时都会发生水解反应：2、铍、铝的相似性表现在：①两种金属的标准电极电势相近（Be2+／Be，-1.85V；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；与键强度相文档关。
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文档系。
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文档非过渡元素＞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、无含氧酸的文档非金属元素、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）文档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％、文档氮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。
