化学所有元素及其性质多少价

A. 高中化学：所有氧族元素的反应及性质

§1 氧族元素通性

周期系ⅥA族包括氧、硫、硒、碲、钋(O，S，Se，Te，Po)五种元素统称氧族元素，除O之外的S，Se，Te，Po又称硫族元素。氧和硫在自然界大量以游离态单质状态存在，硒、碲则有稀有元素，单质为准金属，通常以硒化物，碲化物存在硫化矿床中；钋则是典型金属元素，是一种放身性元素，存在于含铀和钍的矿床中。

1.原子结构和氧化态

本族元素价电子层结构为ns2np4，均有获得2个电子的趋势，故常见氧化数为-2。大多数金属氧化物是离子型的，含有O2-离子，而S，Se，Te形成的化合物离子性超过50％的为数则很少，因此在这些元素形成的化合物中，多为共价化合物。与卤族元素相比，本族元素的原子获得两个电子形成X2-的倾向较卤素原子形成X-的倾向小得多，因为氧族元素的原子结合第二个电子是需要吸收能量的(EA2为正值)。本族除O之外，S，Se，Te形成化合物时，还可有+2，+4，+6 等氧化数，氧则仅与F这种电负性最大的元素形成化合物时有+2氧化数(OF2)，其原因是O的电负性大，且价电子层为n=2，只能容纳8个电子，要将电子拆单成键，使氧化数高于+2，就需将电子激发到较高能层，这就需要过高的能量，而硫族元素则电负性相对较小，又有价层d轨道的利用，它们可以拆开成对电子而生成4个或6个价键。

形成共价单键的成键方式：

电子构型四面体，分子角型；+2氧化数，如SCl2、SF2、TeCl2、TeBr2。对共价型氧化物则为-2氧化数，如：H2O、Cl2O、H2S。

孤对电子通常占据赤道平面上的一个位置；电子构型三角双锥，分子构型畸变的四面体，形成+4氧化数，如TeF4、TeCl4、TeBr4、TeI4、SeF4。

电子构型八面体，分子构型亦为八面体，+6氧化数，如SF6。

与卤素含氧酸一样，在S，Se，Te的含氧酸及其盐中，中心原子采取SP3杂化，形成d- pπ 配键，但其中碲酸H6TeO6则与碘酸类似，中心原子也取sp3d2杂化，为正八面体结构。

2.重要性质递变规律

(1)原子共价半径，离子半径(-2，+6)，单质的熔沸点从O-Te递增，非极性分子色散力随分子量递增(S，Se，Te为多原子分子)。

(2)I1、EA1、EA2、χ(电负性)从O-Te递减，但O的EA1与F在卤素中类似，出现反常。

(3)单质的键离解能书中指单键，O-O键反常地小，与其r特别小有关（因分子组成原子数不同，不作比较）。

(4)单质的氧化性，见P444 电势图

φ°A(V) O2/H2O 1.23 S/H2S 0.14 Se/H2Se -0.99 Te/H2Te -0.69

φ°B(V) O2/OH- 0.401 S/S2- -0.476 Se/Se2- 0.78 Te/Te2- -0.92

可见从O2-Te呈降低趋势

(5)从O2-Po，非金属性——金属性

3.与卤族元素通性的比较

(1)同族从上——下，元素性质变化规律类似。

(2)族间比较

同周期氧族元素与卤素相比，电子层数不变，但从左——右有效核电数Z*e增加，r减小，得电子趋势增大，因此同周期的氧族元素的I1，EA1均较卤族元素小，(单质)氧化力减弱，非金属性减弱。

从同族性质变化来看，虽然两族都是从上——下，非金属性减弱，但氧族的化性递变更明显：O2为典型非金属，而Po为金属。

(3)在同族元素中，O与F具有类似性，即均是n=2，次外层(内层)只有2个电子，价层无d轨道，半径特别小，故与本族其它元素相比，出现一些异常，如EA1反常，氧化力特别强，等等。

(4)氧与硫的相似性小，而与卤素在性质上有颇多相似，如形成的金属化合物大多为离子型化合物等。

(5)本族所有元素都存在不止一种的同素异形体，而卤素则无此特点。

碳族元素位于元素周期表中ⅣA族，包括碳C、硅Si、锗Ge、锡Sn、铅Pb五种元素。价电子层构型为ns2np2，有4个价电子。碳、硅是非金属，锡、铅是金属，锗是半金属。特殊的结构使其获得电子与失去电子的能力几乎相等，往往通过电子的共用达到稳定结构，当与其它元素的原子化合时，主要形成共价型化合物。

游离态的碳以金刚石和石墨两种单质形式存在，硅以化合态存在于二氧化硅和硅酸盐中，锗、锡主要以氧化物形式存在(锗石GeO2、锡石SnO2)、铅以硫化物存在居多。铅单质为金属晶体，其它四种元素的单质为原子晶体(石墨为层状晶体、白锡为金属晶体)。空气中的二氧化碳、地壳中各种碳酸盐、煤、石油里都含有大量的碳，脂肪、糖类、蛋白质及其它有机物都是含碳的化合物。碳和锡都有同素异形体(金刚石、石墨和碳-60，灰锡和白锡等)。

本族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增加，原子核对外层电子的引力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱(得电子能力减弱)，金属性逐渐增强(失电子能力增强)。化学性质差异很大。

1.碳可以跟浓硫酸、硝酸反应，被氧化成二氧化碳，不与盐酸作用。硅不跟盐酸、硫酸、硝酸作用，只与氢氟酸反应。锗不和稀盐酸、稀硫酸反应，但能被浓H2SO4、浓HNO3氧化。锡和稀盐酸、稀H2SO4反应，生成低价锡Sn(Ⅱ)的化合物；跟浓H2SO4、浓HNO3反应生成高价锡Sn(Ⅳ)的化合物。铅跟盐酸、硫酸、硝酸都能反应被氧化成Pb2+。

2. 跟碱溶液反应的有硅和锡，如生成SiO3，2-，放出氢气，表明锡不全是金属性的。

3.在加热时都能跟氧反应，被氧化成CO2、SiO2和PbO等。

4.跟硫、氯共热生成相应的高价氯化物和硫化物，铅则生成PbS和PbCl2。

5.碳、硅跟金属共热生成碳化物和硅化物，锡、铅与金属形成合金。都不能直接与氢化合，其氢化物是间接制得的。

B. 化学中的化学价是什么意思

化学价是一种元素的一个原子与其他元素的原子化合{即构成化合物}时表现出来的性质。

一般来说，化合价等于每个原子在化合过程中获得或失去的电子数，即当元素达到稳定结构时获得或失去的电子数，这通常由元素的电子排列决定，主要是最外层的电子排列，以及当然，也可能涉及次外层可能达到的次稳定结构。

反应物原子的数量比由原子最外层的电子数决定，而不是由原子数决定。例如，钠离子（价+1，电子损失）必须与氯离子（价-1，得到电子）结合。镁离子（化合价为+2，失去两个电子）必须与两个氯化物结合。

如果所形成化合物的离子价代数不为零，则构成离子化合物的阴离子和阳离子以及构成共价化合物分子的原子的最外层电子层将无法稳定。也不可能形成稳定的化合物。

(2)化学所有元素及其性质多少价扩展阅读：

化合价计算规律：

给了化合式之后，若知道一种元素的化合价，可将其化合价与其分子中该元素的原子数相乘。因化合价的电性为零，将零减去上一个化合价与该元素原子数的积再除以分子中另一元素的原子数，即得到另一元素化合价。

给了两元素的化合价，求出化合价的绝对值之最小公倍数。再用最小公倍数除以化合价绝对值即求出分子中原子数。化合价的表示方法：正负化合价用+1，+2，+3，-1，-2……0等要标在元素符号的正上方。

参考资料来源：网络—化学价

C. 化学元素周期表中的元素的性质和元素之间的对比的原则(比如何为元素最高价态氧化物和如何比较元素酸性大小

在元素周期表的主族元素中，越靠左下，元素金属性（还原性）越强，反之越靠右上，元素非金属性（氧化性）越强。
这种现象的本质是原子核外电子层数递增，与最外层电子数的周期性变化的结果。

D. 中元素,化学性质最不活泼的是________,只有负价而无正价的元素是________。 (

由元素在周期表中位置，可知A为氢、B为Na、C为Al、D为碳、E为氮、F为磷、G为氟、H为Cl、I为Ar、J为Si．
（1）稀有气体Ar原子最外层为稳定结构，化学性质最不活泼；上述元素中氟元素没有正化合价，只有负价，故答案为：Ar；F；
（2）由C的位置可知，C处于第三周期ⅢA族，故答案为：ⅢA；
（3）HClO ₄ 是最强的无机含氧酸，Al（OH） ₃ 是两性氢氧化物，故答案为：HClO ₄ ；Al（OH） ₃ ；
（4）N、C、F三元素中F元素非金属性最强，元素非金属性越强，其氢化物越稳定，故HF最稳定，故答案为：HF；
（5）同周期自左而右原子半径减小、同主族自上而下原子半径增大，故原子半径：Na>Al>P>N，故答案为：Na；
（6）B、H形成的化合物为NaCl，由活泼金属与活泼非金属组成，含有离子键，故答案为：离子键；
（7）氧化铝与盐酸反应生成氯化铝与水，反应离子方程式为：Al ₂ O ₃ +6H ⁺ ═2Al ³⁺ +3H ₂ O，故答案为：Al ₂ O ₃ +6H ⁺ ═2Al ³⁺ +3H ₂ O；
（8）B与C两种元素的最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化钠、氢氧化铝，二者反应生成偏铝酸钠与水，化学方程式为：Al（OH） ₃ +NaOH═NaAlO ₂ +2H ₂ O，故答案为：Al（OH） ₃ +NaOH═NaAlO ₂ +2H ₂ O．

E. 高中的化学中常用的短周期元素及其化合物的性质的归纳

H：原子半径最小，宇宙中含量最为丰富的元素。一般有H20和H2O2
C：形成化合物种类最多的元素（有人说是H），一般考CO和CO2
N2：空气中含量最多。HNO3见光分解为NO2（红棕色），还能与Cu反应。NO与氧气容易反应生成NO2
NH3极易溶于水，且水溶液呈碱性，可用于做喷泉试验（HCl也可以）
O：一般不考虑正价
F：一般不考虑正价，HF（是弱酸）可以与SiO2反应（用于雕刻玻璃）。HF也是唯一能与SiO2反应的酸
Na：焰色反应为黄色，在空气中氧化为Na2O,燃烧产物为淡黄色（Na2O2)，最高价氧化物的水化物为强碱
Mg与Li,Be与Al等小对角线规则
Al：即能与酸反应又能与强碱反应释放H2的两性氢氧化物。
Cl：最高价氧化物的水化物为强酸HClO4（高氯酸）
另外还常见的有Fe,Cu,S,K,Ca等。

F. 高中化学所有化学元素性质

元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，IA族是ns1，IIIA族是ns2 np1，O族是ns2 np4， IIIB族是（n-1） d1·ns2等。元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。当年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物。

化学元素周期表最早由门捷列夫于1869年编定

1 H氢1.0079
2 He氦4.0026
3 Li锂6.941
4 Be铍9.0122
5 B硼10.811
6 C碳12.011
7 N氮14.007
8 O氧15.999
9 F氟18.998
10 Ne氖20.17
11 Na钠22.9898
12 Mg镁24.305
13 Al铝26.982
14 Si硅28.085
15 P磷30.974
16 S硫32.06
17 Cl氯35.453
18 Ar氩39.94
19 K钾39.098
20 Ca钙40.08
21 Sc钪44.956
22 Ti钛47.9
23 V 钒50.94
24 Cr铬51.996
25 Mn锰54.938
26 Fe铁55.84
27 Co钴58.9332
28 Ni镍58.69
29 Cu铜63.54
30 Zn锌65.38
31 Ga镓69.72
32 Ge锗72.5
33 As砷74.922
34 Se硒78.9
35 Br溴79.904
36 Kr氪83.8
37 Rb铷85.467
38 Sr锶87.62
39 Y 钇88.906
40 Zr锆91.22
41 Nb铌92.9064
42 Mo钼95.94
43 Tc锝(99)
44 Ru钌161.0
45 Rh铑102.906
46 Pd钯106.42
47 Ag银107.868
48 Cd镉112.41
49 In铟114.82
50 Sn锡118.6
51 Sb锑121.7
52 Te碲127.6
53 I碘126.905
54 Xe氙131.3
55 Cs铯132.905
56 Ba钡137.33
57-71La-Lu镧系
57 La镧138.9
58 Ce铈140.1
59 Pr镨140.9
60 Nd钕144.2
61 Pm钷(147)
62 Sm钐150.3
63 Eu铕151.96
64 Gd钆157.25
65 Tb铽158.9
66 Dy镝162.5
67 Ho钬164.9
68 Er铒167.2
69 Tm铥168.9
70 Yb镱173.04
71 Lu镥174.967
72 Hf铪178.4
73 Ta钽180.947
74 W钨183.8
75 Re铼186.207
76 Os锇190.2
77 Ir铱192.2
78 Pt铂195.08
79 Au金196.967
80 Hg汞200.5
81 Tl铊204.3
82 Pb铅207.2
83 Bi铋208.98
84 Po钋(209)
85 At砹(201)
86 Rn氡(222)
87 Fr钫(223)
88 Ra镭226.03
89-103Ac-Lr锕系
89 Ac锕(227)
90 Th钍232.0
91 Pa镤231.0
92 U铀238.0
93 Np镎(237)
94 Pu钚(239,244)
95 Am镅(243)
96 Cm锔(247)
97 Bk锫(247)
98 Cf锎(251)
99 Es锿(252)
100 Fm镄(257)
101 Md钔(258)
102 No锘(259)
103 Lr铹(260)
104 Rf钅卢(257)
105 Db钅杜(261)
106 Sg钅喜(262)
107 Bh钅波(263)
108 Hs钅黑(262)
109 Mt钅麦(265)
110 Ds钅达(266)
111 Rg钅仑(272)
112 Uub(285)
113 Uut(284)
114 Uuq(289)
116 Uuh(292)
118 Uuo(293)
……

门捷列夫出生于1834年，他出生不久，父亲就因双目失明出外就医，失去了得以维持家人生活的教员职位。门捷列夫14岁那年，父亲逝世，接着火灾又吞没了他家中的所有财产，真是祸不单行。1850年，家境困顿的门捷列夫藉着微薄的助学金开始了他的大学生活，后来成了彼得堡大学的教授。

幸运的是，门捷列夫生活在化学界探索元素规律的卓绝时期。当时，各国化学家都在探索已知的几十种元素的内在联系规律。

1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按原子量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一个元素算起，每到第八个元素就和第一个元素的性质相近。这很像音乐上的八度音循环，因此，他干脆把元素的这种周期性叫做“八音律”，并据此画出了标示元素关系的“八音律”表。

显然，纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神”的裙角，差点就揭示元素周期律了。不过，条件限制了他作进一步的探索，因为当时原子量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按当时的原子量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。

可见，任何科学真理的发现，都不会是一帆风顺的，都会受到阻力，有些阻力甚至是人为的。当年，纽兰兹的“八音律”在英国化学学会上受到了嘲弄，主持人以不无讥讽的口吻问道：“你为什么不按元素的字母顺序排列?”

门捷列夫顾不了这么多，他以惊人的洞察力投入了艰苦的探索。直到1869年，他将当时已知的仍种元素的主要性质和原子量，写在一张张小卡片上，进行反复排列比较，才最后发现了元素周期规律，并依此制定了元素周期表。

先背熟元素周期表,然后就会慢慢找出各族元素的规律,以后见到没有学过的元素只要是同一族的都会知道有什么特点,有什么化学性质,那就不是可以举一反三了

横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环
竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质

主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。去找本高一的化学课本都有啊！

第一周期：氢氦----侵害
第二周期：锂铍硼碳氮氧氟氖----鲤皮捧碳蛋养福奶
第三周期：钠镁铝硅磷硫氯氩----那美女桂林留绿牙（那美女鬼 流露绿牙）
第四周期：钾钙钪钛钒铬锰----嫁改康太反革命
铁钴镍铜锌镓锗----铁姑捏痛新嫁者
砷硒溴氪----生气休克
第五周期：铷锶钇锆铌----如此一告你
钼锝钌----不得了
铑钯银镉铟锡锑----老把银哥印西堤
碲碘氙----地点仙
第六周期：铯钡镧铪----（彩）色贝（壳）蓝（色）河
钽钨铼锇 ---- 但（见）乌（鸦）（引）来鹅
铱铂金汞砣铅----一白巾供它牵
铋钋砹氡 ---- 必不爱冬（天）
第七周期：钫 镭 锕 ---- 很简单了~就是---- 防雷啊！

用谐音狂想记忆法较好记：轻（氢）孩（氦）离（锂）皮（铍），朋（硼）叹（碳）淡（氮）养（氧），佛（氟）奶（氖）那（钠）没（镁），屡（铝）归（硅）临（磷）留（硫），滤（氯）牙（氩）加（钾）钙。
意思是说：瘦弱体重很轻的小孩皮肤脱皮，朋友慨叹说你应该粗放型地养他。我们家老佛爷也就是孩子的奶奶说：那样没法子养。屡次回老家讨偏方，临走时还给人家留下钱，人家屡次说，你应该给他的牙加补一些钙。
这是我上初中时学化学时自己编的，你瞧都二十年了还记得很清楚。元素周期表”。这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。它的发明，是近代化学史上的一个创举，对于促进化学的发展，起了巨大的作用。看到这张表，人们便会想到它的最早发明者——门捷列夫。
德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国西伯利亚的托波尔斯克市。这个时代，正是欧洲资本主义迅速发展时期。生产的飞速发展，不断地对科学技术提出新的要求。化学也同其它科学一样，取得了惊人的进展。门捷列夫正是在这样一个时代，诞生到人间。门捷列夫从小就热爱劳动，热爱学习。他认为只有劳动，才能使人们得到快乐、美满的生活；只有学习，才能使人变得聪明。
门捷列夫在学校读书的时候，一位很有名的化学教师，经常给他们讲课。热情地向他们介绍当时由英国科学家道尔顿始创的新原子论。由于道尔顿新原于学说的问世，促进了化学的发展速度，一个一个的新元素被发现了。化学这一门科学正激动着人们的心。这位教师的讲授，使门捷列夫的思想更加开阔了，决心为化学这门科学献出一生。
门捷列夫在大学学习期间，表现出了坚韧、忘我的超人精神。疾病折磨着门捷列夫，由于丧失了无数血液，他一天一天的消瘦和苍白了。可是，在他贫血的手里总是握着一本化学教科书。那里面当时有很多没有弄明白的问题，缠绕着他的头脑，似乎在召呼他快去探索。他在用生命的代价，在科学的道路上攀登着。他说，我这样做“不是为了自己的光荣，而是为了俄国名字的光荣。”——过了一段时间以后，门捷列夫并没有死去，反而一天天好起来了。最后，才知道是医生诊断的错误，而他得的不过是气管出血症罢了。
由于门捷列夫学习刻苦和在学习期间进行了一些创造性的研究工作，一八五五年，他以优异成绩从学院毕业。毕业后，他先后到过辛菲罗波尔、敖德萨担任中学教师。这期间，他一边教书，一边在极其简陋的条件下进行研究，写出了《论比容》的论文。文中指出了根据比容进行化合物的自然分组的途径。一八五七年一月，他被批准为彼得堡大学化学教研室副教授，当时年仅二十三岁。
攀登科学高峰的路，是一条艰苦而又曲折的路。门捷列夫在这条路上，也是吃尽了苦头。当他担任化学副教授以后，负责讲授《化学基础》课。在理论化学里应该指出自然界到底有多少元素？元素之间有什么异同和存在什么内部联系？新的元素应该怎样去发现？这些问题，当时的化学界正处在探索阶段。近五十多年来，各国的化学家们，为了打开这秘密的大门，进行了顽强的努力。虽然有些化学家如德贝莱纳和纽兰兹在一定深度和不同角度客观地叙述了元素间的某些联系，但由于他们没有把所有元素作为整体来概括，所以没有找到元素的正确分类原则。年轻的学者门捷列夫也毫无畏惧地冲进了这个领域，开始了艰难的探索工作。
他不分昼夜地研究着，探求元素的化学特性和它们的一般的原子特性，然后将每个元素记在一张小纸卡上。他企图在元素全部的复杂的特性里，捕捉元素的共同性。一但他的研究，一次又一次地失败了。可他不屈服，不灰心，坚持干下去。
为了彻底解决这个问题，他又走出实验室，开始出外考察和整理收集资料。一八五九年，他去德国海德尔堡进行科学深造。两年中，他集中精力研究了物理化学，使他探索元素间内在联系的基础更扎实了。 一八六二年，他对巴库油田进行了考察，对液体进行了深入研究，重测了一些元素的原子量，使他对元素的特性有了深刻的了解。一八六七年，他借应邀参加在法国举行的世界工业展览俄罗斯陈列馆工作的机会，参观和考察了法国、德国、比利时的许多化工厂、实验室，大开眼界，丰富了知识。这些实践活动，不仅增长了他认识自然的才干，而且对他发现元素周期律，奠定了雄厚的基础。
门捷列夫又返回实验室，继续研究他的纸卡。他把重新测定过的原子量的元素，按照原子量的大小依次排列起来。他发现性质相似的元素，它们的原子量并不相近；相反，有些性质不同的元素，它们的原子量反而相近。他紧紧抓住元素的原子量与性质之间的相互关系，不停地研究着。他的脑子因过度紧张，而经常昏眩。但是，他的心血并没有白费，在一八六九年二月十九日，他终于发现了原素周期律。他的周期律说明：简单物体的性质，以及元素化合物的形式和性质，都和元素原子量的大小有周期性的依赖关系。门捷列夫在排列元素表的过程中，又大胆指出，当时一些公认的原子量不准确。如那时金的原子量公认为169.2，按此在元素表中，金应排在锇、铱、铂的前面，因为它们被公认的原子量分别为198.6、6.7、196.7，而门捷列夫坚定地认为金应排列在这三种元素的后面，原子量都应重新测定。大家重测的结果，锇为190.9、铱为193.1、铂为195.2，而金是197.2。实践证实了门捷列夫的论断，也证明了周期律的正确性。
在门捷列夫编制的周期表中，还留有很多空格，这些空格应由尚未发现的元素来填满。门捷列夫从理论上计算出这些尚未发现的元素的最重要性质，断定它们介于邻近元素的性质之间。例如，在锌与砷之间的两个空格中，他预言这两个未知元素的性质分别为类铝和类硅。就在他预言后的四年，法国化学家布阿勃朗用光谱分析法，从门锌矿中发现了镓。实验证明，镓的性质非常象铝，也就是门捷列夫预言的类铝。镓的发现，具有重大的意义，它充分说明元素周期律是自然界的一条客观规律；为以后元素的研究，新元素的探索，新物资、新材料的寻找，提供了一个可遵循的规律。元素周期律象重炮一样，在世界上空轰响了！
门捷列夫发现了元素周期律，在世界上留下了不朽的光荣，人们给他以很高的评价。恩格斯在《自然辩证法》一书中曾经指出。“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可以和勒维烈计算尚未知道的行星海王星的轨道的勋业居于同等地位。”
由于时代的局限性，门捷列夫的元素周期律并不是完整无缺的。一八九四年，惰性气体氛的发现，对周期律是一次考验和补充。一九一三年，英国物理学家莫塞莱在研究各种元素的伦琴射线波长与原子序数的关系后，证实原子序数在数量上等于原子核所带的阳电荷，进而明确作为周期律的基础不是原子量而是原子序数。在周期律指导下产生的原于结构学说，不仅赋予元素周期律以新的说明，并且进一步阐明了周期律的本质，把周期律这一自然法则放在更严格更科学的基础上。元素周期律经过后人的不断完善和发展，在人们认识自然，改造自然，征服自然的斗争中，发挥着越来越大的作用。
门捷列夫除了完成周期律这个勋业外，还研究过气体定律、气象学、石油工业、农业化学、无烟火药、度量衡等。由于他总是日以继夜地顽强地劳动着，在他研究过的这些领域中，都在不同程度上取得了成就。
一九0七年二月二日，这位享有世界盛誉的科学家，因心肌梗塞与世长辞了。但他给世界留下的宝贵财产，永远存留在人类的史册上。

元素周期律的发现是许多科学家共同努力的结果。
1789年，拉瓦锡出版的《化学大纲》中发表了人类历史上第一张《元素表》，在这张表中，他将当时已知的33种元素分四类。
1829年，德贝莱纳在对当时已知的54种元素进行了系统的分析研究之后，提出了元素的三元素组规则。他发现了几组元素，每组都有三个化学性质相似的成员。并且，在每组中，居中的元素的原子量，近似于两端元素原子量的平均值。
1850年，德国人培顿科弗宣布，性质相似的元素并不一定只有三个；性质相似的元素的原子量之差往往为8或8的倍数。
1862年，法国化学家尚古多创建了《螺旋图》，他创造性地将当时的62种元素，按各元素原子量的大小为序，标志着绕着圆柱一升的螺旋线上。他意外地发现，化学性质相似的元素，都出现在同一条母线上。
1863年，英国化学家欧德林发表了《原子量和元素符号表》，共列出49个元素，并留有9个空位。
上述各位科学家以及他们所做的研究，在一定程度上只能说是一个前期的准备，但是这些准备工作是不可缺少的。而俄国化学家门捷列夫、德国化学家迈尔和英国化学家纽兰兹在元素周期律的发现过程中起了决定性的作用。
1865年，纽兰兹正在独立地进行化学元素的分类研究，在研究中他发现了一个很有趣的现象。当元素按原子量递增的顺序排列起来时，每隔8个元素，元素的物理性质和化学性质就会重复出现。由此他将各种元素按着原子量递增的顺序排列起来，形成了若干族系的周期。纽兰兹称这一规律为“八音律”。这一正确的规律的发现非但没有被当时的科学界接受，反而使它的发现者纽兰兹受尽了非难和侮辱。直到后来，当人人已信服了门氏元素周期之后才警醒了，英国皇家学会对以往对纽兰兹不公正的态度进行了纠正。门捷列夫在元素周期的发现中可谓是中流砥柱，不可避免地，他在研究工作中亦接受了包括自己的老师在内的各个方面的不理解和压力。
门捷列夫生于1834年，10岁之前居住于西伯利亚，在一个政治流放者的指导下，学习科学知识并对其产生了极大兴趣。1847年，失去父亲的门捷列夫随母亲来到披得堡。1850年，进入中央师范学院学习，毕业后曾担任中学教师，后任彼得堡大学副教授。
1867年，担任教授的门捷列夫为了系统地讲好无机化学课程中，正在着手着述一本普通化学教科书《化学原理》。在着书过程中，他遇到一个难题，即用一种怎样的合乎逻辑的方式来组织当时已知的63种元素。
门捷列夫仔细研究了63种元素的物理性质和化学性质，又经过几次并不满意的开头之后，他想到了一个很好的方法对元素进行系统的分类。门捷列夫准备了许多类似扑克牌一样的卡片，将63种化学元素的名称及其原子量、氧化物、物理性质、化学性质等分别写在卡片上。门捷列夫用不同的方法去摆那些卡片，用以进行元素分类的试验。最初，他试图像德贝莱纳那样，将元素分分为三个一组，得到的结果并不理想。他又将非金属元素和金属元素分别摆在一起，使其分成两行，仍然未能成功。他用各种方法摆弄这些卡片，都未能实现最佳的分类。
1869年3月1日这一天，门捷列夫仍然在对着这些卡片苦苦思索。他先把常见的元素族按照原子量递增的顺序拼在一起，之后是那些不常见的元素，最后只剩下稀土元素没有全部“入座”，门捷列夫无奈地将它放在边上。从头至尾看一遍排出的“牌阵”，门捷列夫惊喜地发现，所有的已知元素都已按原子量递增的顺序排列起来，并且相似元素依一定的间隔出现。
第二天，门捷列夫将所得出的结果制成一张表，这是人类历史上第一张化学元素周期表。在这个表中，周期是横行，族是纵行。在门捷列夫的周期表中，他大胆地为尚待发现的元素留出了位置，并且在其关于周期表的发现的论文中指出：按着原子量由小到大的顺序排列各种元素，在原子量跳跃过大的地方会有新元素被发现，因此周期律可以预言尚待发现的元素。
事实上，德国化学家迈尔早在1864年就已发明了“六元素表”，此表已具备了化学元素周期表早几个月，迈尔又对“六元素表”进行了递减，提出了着名的《原子体积周期性图解》。该图解比门氏的第一张化学元素表定量化程度要强，因而比较精确。但是，迈尔未能对该图解进行系统说明，而该图解侧重于化学元素物理性质的体现。
1871年12月，门捷列夫在第一张元素周期表的基础上进行增益，发表了第二张表。在该表中，改竖排为横排，使用一族元素处于同一竖行中，更突出了元素性质的周期性。至此，化学元素周期律的发现工作已圆满完成。
客观上来说，迈尔和门捷列夫都曾独自发现了元素的周期律，但是由于门捷列夫对元素周期律的研究最为彻底，故而在化学界通常将周期律称为门捷列夫周期律。

主族元素越是向右非金属性越强，越是向上金属性越强。
同主族元素，随着周期数的增加，分子量越来越大，半径越来越大，金属性越来越强。
同周期元素，随着原子系数数的增加，分子量越来越大，半径越来越小，非金属性越来越强。
最后一列上都是稀有气体，化学性质稳定
中学化学就讲这些，过渡元素不要求。
1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律
1.1 原子半径
（1）除第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，随电子层数增多，原子半径增大。
1.2 元素化合价
（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
1.3 单质的熔点
（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
1.4 元素的金属性与非金属性
（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。
1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性
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。
1.6 非金属气态氢化物
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。
1.7 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。

2. 推断元素位置的规律
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；

G. 化学周期表前36号元素中特殊元素的特殊化学性质 价态 等等

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 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。
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
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。
：Li、Na、F。

⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。

H. [化学]八大元素种族的物理性质跟化学性质

所有元素的性质：http://www.hebeikj.com/mfcx/yuansixing1.htm
非金属单质（F2 ，Cl2 , O2 , S, N2 , P , C , Si）
1, 氧化性：
F2 + H2 === 2HF
F2 +Xe(过量)===XeF2
2F2（过量）+Xe===XeF4
nF2 +2M===2MFn (表示大部分金属)
2F2 +2H2O===4HF+O2
2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O
F2 +2NaCl===2NaF+Cl2
F2 +2NaBr===2NaF+Br2
F2+2NaI ===2NaF+I2
F2 +Cl2 (等体积)===2ClF
3F2 (过量)+Cl2===2ClF3
7F2(过量)+I2 ===2IF7
Cl2 +H2 ===2HCl
3Cl2 +2P===2PCl3
Cl2 +PCl3 ===PCl5
Cl2 +2Na===2NaCl
3Cl2 +2Fe===2FeCl3
Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3
Cl2+Cu===CuCl2
2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2
Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2
5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl
Cl2 +Na2S===2NaCl+S
Cl2 +H2S===2HCl+S
Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl
Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2
2O2 +3Fe===Fe3O4
O2+K===KO2
S+H2===H2S
2S+C===CS2
S+Fe===FeS
S+2Cu===Cu2S
3S+2Al===Al2S3
S+Zn===ZnS
N2+3H2===2NH3
N2+3Mg===Mg3N2
N2+3Ca===Ca3N2
N2+3Ba===Ba3N2
N2+6Na===2Na3N
N2+6K===2K3N
N2+6Rb===2Rb3N
P2+6H2===4PH3
P+3Na===Na3P
2P+3Zn===Zn3P2
2．还原性
S+O2===SO2
S+O2===SO2
S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2+2H2O
3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO+2H2O
N2+O2===2NO
4P+5O2===P4O10(常写成P2O5)
2P+3X2===2PX3 （X表示F2，Cl2，Br2）
PX3+X2===PX5
P4+20HNO3(浓)===4H3PO4+20NO2+4H2O
C+2F2===CF4
C+2Cl2===CCl4
2C+O2(少量)===2CO
C+O2(足量)===CO2
C+CO2===2CO
C+H2O===CO+H2(生成水煤气)
2C+SiO2===Si+2CO(制得粗硅)
Si(粗)+2Cl===SiCl4
(SiCl4+2H2===Si(纯)+4HCl)
Si(粉)+O2===SiO2
Si+C===SiC(金刚砂)
Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2
3，（碱中）歧化
Cl2+H2O===HCl+HClO
（加酸抑制歧化，加碱或光照促进歧化）
Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca（OH）2===CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
3Cl2+6KOH（热，浓）===5KCl+KClO3+3H2O
3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O
4P+3KOH（浓）+3H2O===PH3+3KH2PO2
11P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4
3C+CaO===CaC2+CO
3C+SiO2===SiC+2CO
二，金属单质（Na，Mg，Al，Fe）的还原性
2Na+H2===2NaH
4Na+O2===2Na2O
2Na2O+O2===2Na2O2
2Na+O2===Na2O2
2Na+S===Na2S（爆炸）
2Na+2H2O===2NaOH+H2
2Na+2NH3===2NaNH2+H2
4Na+TiCl4（熔融）===4NaCl+Ti
Mg+Cl2===MgCl2
Mg+Br2===MgBr2
2Mg+O2===2MgO
Mg+S===MgS
Mg+2H2O===Mg（OH）2+H2
2Mg+TiCl4（熔融）===Ti+2MgCl2
Mg+2RbCl===MgCl2+2Rb
2Mg+CO2===2MgO+C
2Mg+SiO2===2MgO+Si
Mg+H2S===MgS+H2
Mg+H2SO4===MgSO4+H2
2Al+3Cl2===2AlCl3
4Al+3O2===2Al2O3（钝化）
4Al(Hg)+3O2+2xH2O===2(Al2O3.xH2O)+4Hg
4Al+3MnO2===2Al2O3+3Mn
2Al+Cr2O3===Al2O3+2Cr
2Al+Fe2O3===Al2O3+2Fe
2Al+3FeO=== Al2O3+3Fe
2Al+6HCl===2AlCl3+3H2
2Al+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2
2Al+6H2SO4(浓)===Al2(SO4)3+3SO2+6H2O
(Al,Fe在冷,浓的H2SO4,HNO3中钝化)
Al+4HNO(稀)===Al(NO3)3+NO+2H2O
2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2
2Fe+3Br2===2FeBr3
Fe+I2===FeI2
Fe+S===FeS
3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
Fe+2HCl===FeCl2+H2
Fe+CuCl2===FeCl2+Cu
Fe+SnCl4===FeCl2+SnCl2
(铁在酸性环境下,不能把四氯化锡完全
还原为单质锡 Fe+SnCl2==FeCl2+Sn)
三, 非金属氢化物(HF,HCl,H2O,H2S,NH3)
1,还原性:
4HCl(浓)+MnO2===MnCl2+Cl2+2H2O
4HCl(g)+O2===2Cl2+2H2O
16HCl+2KMnO4===2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O
14HCl+K2Cr2O7===2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O
2H2O+2F2===4HF+O2
2H2S+3O2(足量)===2SO2+2H2O
2H2S+O2(少量)===2S+2H2O
2H2S+SO2===3S+2H2O
H2S+H2SO4(浓)===S+SO2+2H2O
3H2S+2HNO4(稀)===3S+2NO+4H2O
5H2S+2KMnO4+3H2SO4===2MnSO4+K2SO4+5S+8H2O
3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4===Cr2(SO4)3+K2SO4+3S+7H2O
H2S+4Na2O2+2H2O===Na2SO4+6NaOH
2NH3+3CuO===3Cu+N2+3H2O
2NH3+3Cl2===N2+6HCl
8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl
4NH3+3O2(纯氧)===2N2+6H2O
4NH3+5O2===4NO+6H2O
4NH3+6NO===5N2+6HO(用氨清除NO)
NaH+H2O===NaOH+H2
4NaH+TiCl4===Ti+4NaCl+2H2
CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2
2,酸性:
4HF+SiO2===SiF4+2H2O
（此反应广泛应用于测定矿样或钢样中SiO2的含量）
2HF+CaCl2===CaF2+2HCl
H2S+Fe===FeS+H2
H2S+CuCl2===CuS+2HCl
H2S+2AgNO3===Ag2S+2HNO3
H2S+HgCl2===HgS+2HCl
H2S+Pb(NO3)2===PbS+2HNO3
2NH3+2Na==2NaNH2+H2
(NaNH2+H2O===NaOH+NH3)
3，碱性：
NH3+HCl===NH4Cl
NH3+HNO3===NH4NO3
2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4
NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3+NH4Cl
（此反应用于工业制备小苏打，苏打）
4，不稳定性：
2HF===H2+F2
2HCl===H2+Cl2
2H2O===2H2+O2
2H2O2===2H2O+O2
H2S===H2+S
2NH3===N2+3H2
四，非金属氧化物
低价态的还原性：
2SO2+O2===2SO3
2SO2+O2+2H2O===2H2SO4
（这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应）
SO2+Cl2+2H2O===H2SO4+2HCl
SO2+Br2+2H2O===H2SO4+2HBr
SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI
SO2+NO2===SO3+NO
2NO+O2===2NO2
NO+NO2+2NaOH===2NaNO2

（用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2）
2CO+O2===2CO2
CO+CuO===Cu+CO2
3CO+Fe2O3===2Fe+3CO2
CO+H2O===CO2+H2
氧化性：
SO2+2H2S===3S+2H2O
SO3+2KI===K2SO3+I2
NO2+2KI+H2O===NO+I2+2KOH
（不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2）
4NO2+H2S===4NO+SO3+H2O
2NO2+Cu===4CuO+N2
CO2+2Mg===2MgO+C
(CO2不能用于扑灭由Mg,Ca,Ba,Na,K等燃烧的火灾)
SiO2+2H2===Si+2H2O
SiO2+2Mg===2MgO+Si
3,与水的作用:
SO2+H2O===H2SO3
SO3+H2O===H2SO4
3NO2+H2O===2HNO3+NO
N2O5+H2O===2HNO3
P2O5+H2O===2HPO3
P2O5+3H2O===2H3PO4
(P2O5极易吸水,可作气体干燥剂
P2O5+3H2SO4(浓)===2H3PO4+3SO3)
CO2+H2O===H2CO3
4,与碱性物质的作用:
SO2+2NH3+H2O===(NH4)2SO3
SO2+(NH4)2SO3+H2O===2NH4HSO3
(这是硫酸厂回收SO2的反应.先用氨水吸收SO2,
再用H2SO4处理: 2NH4HSO3+H2SO4===(NH4)2SO4+2H2O+2SO2
生成的硫酸铵作化肥,SO2循环作原料气)
SO2+Ca(OH)2===CaSO3+H2O
(不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2.可用品红鉴别)
SO3+MgO===MgSO4
SO3+Ca(OH)2===CaSO4+H2O
CO2+2NaOH(过量)===Na2CO3+H2O
CO2(过量)+NaOH===NaHCO3
CO2+Ca(OH)2(过量)===CaCO3+H2O
2CO2(过量)+Ca(OH)2===Ca(HCO3)2
CO2+2NaAlO2+3H2O===2Al(OH)3+Na2CO3
CO2+C6H5ONa+H2O===C6H5OH+NaHCO3
SiO2+CaO===CaSiO3
SiO2+2NaOH===Na2SiO3+H2O
(常温下强碱缓慢腐蚀玻璃)
SiO2+Na2CO3===Na2SiO3+CO2
SiO2+CaCO3===CaSiO3+CO2
五,金属氧化物
1,低价态的还原性:
6FeO+O2===2Fe3O4
FeO+4HNO3===Fe(NO3)3+NO2+2H2O
2,氧化性:
Na2O2+2Na===2Na2O
（此反应用于制备Na2O）
MgO，Al2O3几乎没有氧化性，很难被还原为Mg，Al.
一般通过电解制Mg和Al.
Fe2O3+3H2===2Fe+3H2O (制还原铁粉)
Fe3O4+4H2===3Fe+4H2O
3,与水的作用:
Na2O+H2O===2NaOH
2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2
(此反应分两步:Na2O2+2H2O===2NaOH+H2O2 ;
2H2O2===2H2O+O2. H2O2的制备可利用类似的反应:
BaO2+H2SO4(稀)===BaSO4+H2O2)
MgO+H2O===Mg(OH)2 (缓慢反应)
4,与酸性物质的作用:
Na2O+SO3===Na2SO4
Na2O+CO2===Na2CO3
Na2O+2HCl===2NaCl+H2O
2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2
Na2O2+H2SO4(冷,稀)===Na2SO4+H2O2
MgO+SO3===MgSO4
MgO+H2SO4===MgSO4+H2O
Al2O3+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2O
(Al2O3是两性氧化物:
Al2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2O)
FeO+2HCl===FeCl2+3H2O
Fe2O3+6HCl===2FeCl3+3H2O
Fe2O3+3H2S(g)===Fe2S3+3H2O
Fe3O4+8HCl===FeCl2+2FeCl3+4H2O
六,含氧酸
1,氧化性:
4HClO3+3H2S===3H2SO4+4HCl
HClO3+HI===HIO3+HCl
3HClO+HI===HIO3+3HCl
HClO+H2SO3===H2SO4+HCl
HClO+H2O2===HCl+H2O+O2
(氧化性:HClO>HClO2>HClO3>HClO4,
但浓,热的HClO4氧化性很强)
2H2SO4(浓)+C===CO2+2SO2+2H2O
2H2SO4(浓)+S===3SO2+2H2O
H2SO4+Fe(Al) 室温下钝化
6H2SO4(浓)+2Fe===Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O
2H2SO4(浓)+Cu===CuSO4+SO2+2H2O
H2SO4(浓)+2HBr===SO2+Br2+2H2O
H2SO4(浓)+2HI===SO2+I2+2H2O
H2SO4(稀)+Fe===FeSO4+H2
2H2SO3+2H2S===3S+2H2O
4HNO3(浓)+C===CO2+4NO2+2H2O
6HNO3(浓)+S===H2SO4+6NO2+2H2O
5HNO3(浓)+P===H3PO4+5NO2+H2O
6HNO3+Fe===Fe(NO3)3+3NO2+3H2O
4HNO3+Fe===Fe(NO3)3+NO+2H2O
30HNO3+8Fe===8Fe(NO3)3+3N2O+15H2O
36HNO3+10Fe===10Fe(NO3)3+3N2+18H2O
30HNO3+8Fe===8Fe(NO3)3+3NH4NO3+9H2O
2,还原性:
H2SO3+X2+H2O===H2SO4+2HX
(X表示Cl2,Br2,I2)
2H2SO3+O2===2H2SO4
H2SO3+H2O2===H2SO4+H2O
5H2SO3+2KMnO4===2MnSO4+K2SO4+2H2SO4+3H2O
H2SO3+2FeCl3+H2O===H2SO4+2FeCl2+2HCl
3,酸性:
H2SO4(浓) +CaF2===CaSO4+2HF
H2SO4(浓)+NaCl===NaHSO4+HCl
H2SO4(浓) +2NaCl===Na2SO4+2HCl
H2SO4(浓)+NaNO3===NaHSO4+HNO3
3H2SO4(浓)+Ca3（PO4）2===3CaSO4+2H3PO4
2H2SO4(浓)+Ca3（PO4）2===2CaSO4+Ca（H2PO4）2
3HNO3+Ag3PO====H3PO4+3AgNO3
2HNO3+CaCO3===Ca（NO3）2+H2O+CO2
（用HNO3和浓H2SO4不能制备H2S，HI，HBr，（SO2）
等还原性气体）
4H3PO4+Ca3（PO4）2===3Ca（H2PO4）2（重钙）
H3PO4（浓）+NaBr===NaH2PO4+HBr
H3PO4（浓）+NaI===NaH2PO4+HI
4，不稳定性：
2HClO===2HCl+O2
4HNO3===4NO2+O2+2H2O
H2SO3===H2O+SO2
H2CO3===H2O+CO2
H4SiO4===H2SiO3+H2O
七，碱
低价态的还原性：
4Fe（OH）2+O2+2H2O===4Fe（OH）3
与酸性物质的作用：
2NaOH+SO2（少量）===Na2SO3+H2O
NaOH+SO2（足量）===NaHSO3
2NaOH+SiO2===NaSiO3+H2O
2NaOH+Al2O3===2NaAlO2+H2O
2NaOH+Cl2===NaCl+NaClO+H2O
NaOH+HCl===NaCl+H2O
NaOH+H2S（足量）===NaHS+H2O
2NaOH+H2S（少量）===Na2S+2H2O
3NaOH+AlCl3===Al（OH）3+3NaCl
NaOH+Al（OH）3===NaAlO2+2H2O
（AlCl3和Al（OH）3哪个酸性强？）
NaOH+NH4Cl===NaCl+NH3+H2O
Mg（OH）2+2NH4Cl===MgCl2+2NH3.H2O
Al(OH)3+NH4Cl 不溶解
3,不稳定性:
Mg(OH)2===MgO+H2O
2Al(OH)3===Al2O3+3H2O
2Fe(OH)3===Fe2O3+3H2O
Cu(OH)2===CuO+H2O
八,盐
1,氧化性:
2FeCl3+Fe===3FeCl2
2FeCl3+Cu===2FeCl2+CuCl2
(用于雕刻铜线路版)
2FeCl3+Zn===2FeCl2+ZnCl2
FeCl3+Ag===FeCl2+AgCl
Fe2(SO4)3+2Ag===FeSO4+Ag2SO4(较难反应)
Fe(NO3)3+Ag 不反应
2FeCl3+H2S===2FeCl2+2HCl+S
2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2
FeCl2+Mg===Fe+MgCl2
2,还原性:
2FeCl2+Cl2===2FeCl3
3Na2S+8HNO3(稀)===6NaNO3+2NO+3S+4H2O
3Na2SO3+2HNO3(稀)===3Na2SO4+2NO+H2O
2Na2SO3+O2===2Na2SO4
3,与碱性物质的作用:
MgCl2+2NH3.H2O===Mg(OH)2+NH4Cl
AlCl3+3NH3.H2O===Al(OH)3+3NH4Cl
FeCl3+3NH3.H2O===Fe(OH)3+3NH4Cl
4,与酸性物质的作用:
Na3PO4+HCl===Na2HPO4+NaCl
Na2HPO4+HCl===NaH2PO4+NaCl
NaH2PO4+HCl===H3PO4+NaCl
Na2CO3+HCl===NaHCO3+NaCl
NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2
3Na2CO3+2AlCl3+3H2O===2Al(OH)3+3CO2+6NaCl
3Na2CO3+2FeCl3+3H2O===2Fe(OH)3+3CO2+6NaCl
3NaHCO3+AlCl3===Al(OH)3+3CO2
3NaHCO3+FeCl3===Fe(OH)3+3CO2
3Na2S+Al2(SO4)3+6H2O===2Al(OH)3+3H2S
3NaAlO2+AlCl3+6H2O===4Al(OH)3
5,不稳定性:
Na2S2O3+H2SO4===Na2SO4+S+SO2+H2O
NH4Cl===NH3+HCl
NH4HCO3===NH3+H2O+CO2
2KNO3===2KNO2+O2
2Cu(NO3)3===2CuO+4NO2+O2
2KMnO4===K2MnO4+MnO2+O2
2KClO3===2KCl+3O2
2NaHCO3===Na2CO3+H2O+CO2
Ca(HCO3)2===CaCO3+H2O+CO2
CaCO3===CaO+CO2
MgCO3===MgO+CO2

I. 高考化学所有短周期元素物理化学规律性质给总结下

1．元素周期律及其应用

(1)发生周期性变化的性质
原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质
元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说

，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。

2．比较金属性、非金属性强弱的依据

(1)金属性强弱的依据
1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。
2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比

乙强。
4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。

(2)非金属性强弱的依据

1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与 反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化

物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。
3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比

乙强。 如 Br2 + 2KI == 2KBr + I2
4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。

3．常见元素化合价的一些规律

(1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。
(2)氟、氧一般无正价。
(3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系

为：最高正价+|最低负价|＝8。
(4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化

合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。
若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，

其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。

4．原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系

1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。
2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。
3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素；左下方元素的非金属性小于右上方元素。

5．解答元素推断题的一些规律和方法

(1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律
电子层数＝周期数，主族序数＝最外层电子数
原子序数＝质子数，主族序数＝最高正价数
负价的绝对值=8-主族序数
(2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置。
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原

子序数，即得该元素所在的纵行数。再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相

应的稀有气体元素的周期数大1。
(3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置。
主族序数等于周期数的短周期元素：H、Be、Al。
主族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si
短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：S。
(4)根据元素性质、存在、用途的特殊性。
形成化合物种类最多的元素、或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。
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。
地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：O。
最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs；最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li；单质的着火

点最低的非金属元素是：P。

6．确定元素性质的方法

(1)先确定元素在周期表中的位置。
(2)一般情况下，主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外)。
(3)若主族元素的族序数为m，周期数为n，则：m/n<1 时，为金属，m/n 值越小，金属性越强；m/n>1 时，为

非金属， m/n 值越大，非金属性越强；m/n=1 时是两性元素。

(二)原子结构

1．构成原子的粒子及其关系

(1)各粒子间关系
原子中：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
阳离子中：质子数＝核外电子数+电荷数
阴离子中：质子数＝核外电子数一电荷数
原子、离子中：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)
(2)各种粒子决定的属性
元素的种类由质子数决定。
原子种类由质子数和中子数决定。
核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定。
元素中是否有同位素由中子数决定。
质子数与核外电子数决定是原子还是离子。
原子半径由电子层数、最外层电子数和质子数决定。
元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定。
(3)短周期元素中具有特殊性排布的原子
最外层有一个电子的非金属元素：H。
最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C、O、Ne。
电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。
最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。
最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 。
内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
2．原子、离子半径的比较
(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。
(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。
(3)同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
(4)电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。
(5)最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。
(6)电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
3．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。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称。
(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素。

J. 亚硝酸钠(NANO2)中氮元素的化合价为+3价，为研究,亚硝酸钠的化学性质，现有以下几种试剂可供选择：

NaNO2与稀HNO3 反应生成NO2和NaNO3，NO2易溶于水而成酸性，没有明显的变化，所以不采用稀HNO3 。