HClO4>HBrO4>HIO4；高氯酸HClO4在所有含氧酸中酸性
H5IO6,高碘酸实际上化学式为,也是一种强酸HBrO4最强，
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（OCa（OSr（OHBa（OH物）2）2H）2
H）2
）2
溶解1.6.10-610-410-2
10-1
10-2
/
mo1
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BeCl2MgCl2CaCl2SrCl2BaCl2
熔点／℃405714782876962
⑥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
BeBC
Na
MgAlSi
1、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相锂和镁在过量的氧中燃烧时，并不形成过氧化似，例如：
①．
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====Mg3N2③Li+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：
两种金属的标准电极电势铍、铝的相似性表现在：
①、2
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，键的化合物（硅酸、硼酸）④都有一系O─Si，O─B生成含
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。
周期表中的变化规律.三．
-+2+>r>r>r
（一）同一元素：
r离子离子原子离子同一周期
（二）
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）（）1pm（＜）5pm~~
（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。
）F（阴离子的还原性最弱的元素是氟氢化物最稳定的元素、．
3、最强的碱是CsOH；最强的含氧酸是（高氯酸HClO）4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CH）最小的4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、单质是自然界中硬度最大的物质的元素、机物都是含碳的）．
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。
凡是占人体总99.9%常量元素。
这些常量元素约占体重的．
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H的金属元素为2．
铝（Al），与碱溶液反应可产生H的非金属元素为（Si），AlO322和Al（OH）都有两性。
39、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（Fe、。
等）Co2726．
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：
22/2。
＋；偶数周期为＋奇数周期为（n1）/2（n2）、同主族相邻元素的原子序数：
4．
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；
）最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数2（
＝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）（如周期3、2这一规律主要表现在第的两主族元素性质相似，
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。
非金属性最强的是位于右金属性最强的位于左下角的铯，
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，最弱）HI氢化物中最强的无氧酸是氢碘酸（的酸性越弱。
．
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；23＋＋）反之，核外电子数越少，半径越小（如Fe。
>Fe5、电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行323＋－＋电的半径大小，可找出与SAlAl比较，如：
比较与2232－－＋－，比较，Al同一主族元素的O2232－－＋－。
且O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族，VIII时为10、9、8确定。
最后的差数就是族序数，差为
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。
、电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若4．
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；Li倍的元素：
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：
CH、NH、H；HF、O234．
23＋＋＋＋＋、、NHHOMg阳离子：
Na、；、Al3432－－－－－。
OH、阴离子：
NNH、O、F、2②核外有18个电子的微粒子
原子：
Ar；
分子：
SiH、PH、HS、HCl、F、HO；2324222＋＋K阳离子：
、Ca；322－－－－－S阴离子：
P、、HS、。
OCl、2
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