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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。
元素周期表的构成和规律一、元素周期表的构成1.元素周期表是一个表格，其中横向称为周期，纵向称为族。
2.周期表中的元素按照原子序数递增排列，原子序数相同的元素位于同一周期。
3.周期表共有7个周期，从第1周期到第7周期，周期数越大，元素的原子序数越大。
4.周期表共有18个族，包括7个主族、7个副族、1个0族和1个第Ⅷ族。
5.主族元素包括第1A到第7A族，副族元素包括第1B到第7B族，0族元素为稀有气体，第Ⅷ族元素为过渡金属。
二、元素周期表的规律1.周期规律：同一周期内，元素的原子半径随着原子序数的增加而减小；元素的金属性随着原子序数的增加而减弱，非金属性随着原子序数的增加而增强。
2.族规律：同一族元素具有相似的化学性质，族数相同的元素具有相同的最外层电子数。
3.电子层数规律：元素周期表中，电子层数等于周期数。
4.价电子规律：元素的价电子数等于其族序数。
5.原子半径规律：同一主族元素，原子半径随着周期数的增加而增大；同一周期元素，原子半径随着族序数的增加而增大。
6.金属性和非金属性规律：同一周期内，金属性随着族序数的增加而减弱，非金属性随着族序数的增加而增强；同一族内，金属性随着周期数的增加而增强，非金属性随着周期数的增加而减弱。
7.化合价规律：主族元素的化合价等于其最外层电子数；副族元素的化合价较为复杂，具有一定的可变性。
三、重要概念1.原子序数：元素在周期表中的序号，等于其核内质子数。
2.电子层：原子中电子分布的层次，等于元素周期表中的周期数。
3.价电子：原子最外层参与化学反应的电子数，等于元素周期表中的族序数。
4.主族元素：周期表中第1A到第7A族和第1B到第7B族的元素。
5.副族元素：周期表中第1B到第7B族的元素（除主族元素外）。
6.过渡金属：周期表中第Ⅷ族的元素。
7.稀有气体：周期表中0族的元素，具有稳定的电子层结构。
元素周期表是化学中的重要工具，通过其构成和规律，我们可以了解元素的性质、预测化学反应等。
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。
元素周期表规律总结一. 主族元素的判断方法：符合下列情况的均是主族元素1. 有1～3个电子层的元素（除去He、Ne、Ar）；2. 次外层有2个或8个电子的元素（除去惰性气体）；3. 最外层电子多于2个的元素（除去惰性气体）；二. 电子层结构相同的离子或原子（指核外电子数与某种惰性元素的电子数相同而且电子层排布也相同的单核离子或原子）（1）2个电子的He型结构的是：H-、He、Li+、Be2+；（2）10个电子的Ne型结构的是：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+（3）18个电子的Ar型结构的是：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+三. 电子数相同的微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子）1. 2e-的有：H-、H2、He、Li+、Be2+；2. 10e-的有：N3-、O2-、F-；Na+、Mg2+、Al3+；Ne、HF、H2O、NH3、CH4（与Ne同周期的非金属的气态氢化物）NH4-、NH2-、H3O+、OH-；3. 18e-的有：S2-、CL-、Ar、K+、CA2+；SiH4、PH3、H2S、HCl（与Ar同周期的非金属的气态氢化物）；HS-、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3-CH3、CH3-F、CH3-NH2、NH2-NH2、NH2-、OH-等。
四. 离子半径的比较：1. 电子层结构相同的离子，随原子序数的递增，离子半径减小。
2. 同一主族的元素，无论是阴离子还是阳离子，电子层数越多，半径越大。
即从上到下，离子半径增大。
3. 元素的阳离子半径比其原子半径小，元素的阴离子半径比其原子半径大。
五. 同一主族的相邻两元素的原子序数之差，有下列规律：1. 同为IA、IIA的元素，则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期的元素种类数。
2. 若为IIIA、VIIA的元素，则两元素原子序数之差等于下边那种元素所在周期的元素种类数。
例如：Na和K原子序数相差8，而Cl和Br原子序数相差18。
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。
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。
元素周期表中的几个规律总结作者：倪凯群来源：《中学化学》2015年第03期现在使用的元素周期表（以下简称为表）是由一百多年前俄国化学家门捷列夫编制，近百年来经许多化学工作者们逐步修改、充实、完善发展而成的。
它是我们研究、学习化学的一个重要工具。
其实，表中蕴含着许多奥妙和规律，发现和掌握其中的一些规律，不仅可加深对它的认识，还可以解决许多化学中的问题。
下面就粗浅地谈谈表中的一些规律及应用。
一、“三角”规律对2～21号元素，若aA、bB、cC为表中三角相邻的三种元素，A、B同周期，B、C同主族，且a+b+c=m（m≤53）。
则m±83=b若余1，则a=b+1若缺1，则a=b-1若整除，则无解例1若X、Y、Z为表中相邻的三种元素，X、这种最强有力的氧化还原手段才行。
对这些金属通常是电解其熔融盐来制取的，如：2NaCl（熔融）通电2Na+Cl2↑电解法可得到较纯的金属，但要消耗大量的电能，因而成本较高。
4.氧化法使用氧化剂制取金属单质的方法称为氧化法。
如金银的提取，目前仍用一种氧化法——氰化法。
二、金属的精炼随着现代科学技术的发展，需要越来越多的高纯金属材料。
从矿石提炼出的粗金属，其纯度往往达不到要求，必须进一步提炼，这就是金属的精炼。
常用的金属精炼的方法有：电解精炼、气相精炼和区域熔炼。
1.电解精炼电解精炼是广泛应用的一种金属精炼方法，电解时将不纯的金属做成电解槽的阳极，薄片纯金属做成阴极，通过电解在阴极上得到纯金属。
精炼金、银、铜、锡、铅、锌等有色金属一般都采用此法。
2.气相精炼气相精炼是利用金属单质或化合物的沸点与所含杂质的沸点不同的特点，通过加热控制温度使之分离的精炼方法。
如粗锡的精炼就是通过控制温度在锡的沸点以下与杂质的“沸点”以上这一温度区间，使杂质挥发出去的方法使锡的纯度得到提高的。
镁、汞、锌、锡等均可用直接蒸馏法提纯。
有时不宜用直接蒸馏法提纯的金属，可使之在低温下先生成而在高温下又易于分解的挥发性的化合物，再用气相法精炼。
1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 （1）性质比较：相同点：同最外层电子数： 一 原子半径：周 不同点： 失电子能力： 期 （左—右） 金属性： 得电子能力：非金属性：-相同点：同电子层数：一 原子半径： 主 不同点： 失电子能力： 族 （上—下） 金属性：得电子能力：非金属性：元素周期表中主族元素性质的周期性递变规律结论：原子结构与元素在周期表中的位置的关系1、原子核外电子层数== 周期序数2、主族元素的最外层电子数==族序数==主族元素最高正价（O、F 除外）3、原子核外电子数==原子序数==质子数==核电荷数4、主族元素最高正价+ |最低负价|==8、三、核素、同位素1、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素如：11H、21H、31H各为一种核素2、同位素：具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素如：氧元素有168O、178O、188O三种同位素3、同位素的特性：（1）同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同（2）在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。
四、相对质量1、原子的相对原子质量：指一种原子的实际质量与126C的实际质量的1/12的比值，也称同位素的相对原子质量。
@2、元素的相对原子质量：指某元素各同位素的相对原子质量与该同位素原子所占的原子个数百分比的乘积之和。
=M1·a% + M2·b% +……3、元素的近似相对原子质量：是用同位素的质量数及其所占的原子个数比计算出来的平均值。
=A1·a% + A2·b% +……例：已知铜有63Cu 和65Cu 两种同位素，铜元素的原子量是，求63Cu 和65Cu 的原子个数比。
五、元素周期表的应用：1预测元素的性质（由递变规律推测）：给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。
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。
知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（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 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。
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℃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。
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, 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。
