元素周期律和周期表是学习化学的重要工具，下表是元素周期表的部分信息．

选D.
X：Cl Y：S Z：P
A.正确,原子序数 X>Y>Z
B.正确,气态氢化物稳定性 HX>H2Y>ZH3
C 正确,非金属性 X>Y>Z
D.错误,气态氢化物的还原性.ZH3>H2Y>HX

自然界中硬度最大的物质是金刚石,也就是碳单质
氢的质量分数最大的气态氢化物是甲烷CH4
所以是碳元素

F：原子半径最小,最外层电子数较多（7个,很容易得到一个电子变成稳定结构）.

内容一：同一周期（稀有气体除外）,从左到右,因为原子核电荷数大的对电子的吸引力打,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,因为原子电子层数的变化,随着原子序数的递增,元素原子半径递增.内容二：位于同一主族的元素,周期较大的元素金属性强,非金属性弱,根据物理知识猜测原因：核外电子数越多,每个电子受到的作用力越小,就越容易失去电子.位于同一周期的元素,从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性递减,因为核外电子数的增加,元素在电子得失的过程当中更倾向于得到电子.内容三: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.内容四：最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性是非金属性的一种表现,所以他的递变规律与非金属性的递变规律相似：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.内容五：单质与氢气化合的难易程度也是非金属性的表现之一,所以可以得出：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.内容六:根据非金属性的递变规律,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
【元素周期律的意义】 元素周期律[1]是自然科学的基本规律,也是无机化学的基础.各种元素形成有周期性规律的体系,成为元素周期系,元素周期表则是元素周期系的表现形式.元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具．元素周期表是元素周期律的具体表现形式,它反映了元素之间的内在联系,是对元素的一种很好的自然分类．我们可以利用元素的性质、它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系来指导我们对化学的学习研究.过去,门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实.此后,人们在元素周期律和周期表的指导下,对元素的性质进行了系统的研究,对物质结构理论的发展起了一定的推动作用.不仅如此,元素周期律和周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索.元素周期律和周期表对于工农业生产也有一定的指导作用.由于在周期表中位置靠近的元素性质相近,这样就启发了人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质.元素周期律的重要意义,还在于它从自然科学方面有利地论证了事物变化中量变引起质变的规律性.元素周期律和周期表,揭示了元素之间的内在联系,反映了元素性质与它的原子结构的关系,在哲学、自然科学、生产实践各方面,都有重要意义.(1)在哲学方面,元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实,从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性.元素周期 表是周期律的具体表现形式,它把元素纳入一个系统内,反映了元素间的内在联系,打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点.通过元素周期律和周期表的学 习,可以加深对物质世界对立统一规律的认识.(2)在 自然科学方面,周期表为发展物质结构理论提供了客观依据.原子的电子层结构与元素周期表有密切关系,周期表为发展过渡元素结构,镧系和锕系结构理论,甚至 为指导新元素的合成,预测新元素的结构和性质都提供了线索.元素周期律和周期表在自然科学的许多部门,首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面,都是 重要的工具.(3)在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似,这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质.

1.对于金属来说,金属性越强,与水反应越剧烈.但氟是非金属,不遵从这个规则.因为金属与水反应是被氧化,而F2与水反应是被还原.2H2O+2F2=4HF+O2 所以本身二者不具有类比性
2.可以看气态氢化物稳定性,NH3更稳定,所以N非金属性更强.Ca的原子半径比Na大,因为不同周期数对原子半径的影响更大.
3.在周期表上金属与非金属元素的交界处可以找到两性氧化物.

氢氧化铯碱性强
锂＜钠＜钾＜铷＜铯这五个还原性依次增强.氢氧化物碱性也依次增强

主要是指化学性质相似.如：
Li Be B C
Na Mg Al Si
Li Mg 均可以在N2中燃烧
Be Al 均可形成双聚氯化物
B Si 均可与碱发生反应

在常温下的Y好 现在的XY不一样,因为Y是固体,而在燃烧的A生成了B体A在空气中扩散可苛性了钠中过量的A,这样就 会产生两种强酸的气体.
则是 X+Y-->y(气） A+B--

解题思路：A．根据元素周期表中对角线规则知处于对角线的元素具有相似性；
B．同主族元素性质具有相似性；
C．同主族元素性质具有相似性；
D．元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强．

A．元素周期表中Be和Al处于对角线位置上，处于对角线的元素具有相似性，所以BeO、Be（OH）₂可能均有两性，故A正确；
B．同一主族元素具有相似性，所以卤族元素性质具有相似性，根据元素的性质、氢化物的性质、银盐的性质可推知砹（At）为有色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强，且不溶于水也不溶于稀酸，故B正确；
C．同主族元素性质具有相似性，钡和锶位于同一主族，性质具有相似性，硫酸钡是不溶于水的白色物质，所以硫酸锶也是不易溶于水的白色物质，故C正确；
D．S和Se位于同一主族，且S元素的非金属性比Se强，所以H₂S比H₂Se稳定，故D错误；
故选D．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查同主族元素的性质的相似性和递变性，题目难度不大，注意把握元素周期律的递变性和相似性．

解题思路：A．根据对角线规则判断；
B．同主族元素的性质具有相似性和递变性以及同主族从上到下元素的非金属性减弱，氢化物稳定性逐渐减弱；
C．同主族元素的性质具有相似性；
D．同主族元素的原子，从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱．

解；A．Be和Al位于对角线位置，对应的单质、化合物的性质相似，则铍（Be）是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性，故A正确；
B．砹（At）属于卤素单质，从上到下氢化物稳定性逐渐减弱，单质由气体过渡为固体，所以At为有色固体，HAt不稳定，有AgCl、AgBr、AgI颜色逐渐加深可知AgAt应为有色固体，故B错误；
C．锶与钡是同主族元素，BaSO₄是难溶于水的白色固体，所以SrSO₄也是难溶于水的白色固体，且不溶于酸，故C错误；
D．硒和硫为同主族元素，同主族元素的原子，从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱，硒化氢（H₂Se）比硫化氢稳定性差，故D错误．
故选A．

点评：
本题考点： 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系；元素周期表的结构及其应用；元素周期律的作用．

考点点评： 本题考查同主族元素的性质的相似性和递变性，题目难度不大，注意把握元素周期律的递变性和相似性．

答案D 同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱,所以相应氢化物的稳定性逐渐减弱.即H₂S比H₂Se稳定,答案是D.查看原帖

道尔顿和阿伏伽德罗等科学家的研究,创立了原子论和分子学说,奠定了近现代化学的基础

推断
A：氧O（质子数为8）
B：硼B（质子数为5）
C：铝Al（质子数为13,最外层电子数为3）
D：钾K（最外层电子数为1）
（同周期元素,原子序数大的元素,半径越小；同主族元素原子序数大的半径大）
答案：（B）Al2O3是两性氧化物,溶于酸也溶于碱
PS:如果正确请采纳并给分

假如在密闭容器中进行的反应,增大压强(就是缩小体积）,那么反应向正反应方向移动,但反应物浓度一定增加
因为体积缩小对浓度的影响远大于反应向正反应方向移动对浓度的影响
假如投入更多反应物,那么平衡移动只多消耗一点反应物,浓度肯定增大
要使浓度减小,反应又向正向进行,可以改变温度或减小生成物的浓度

因为F的半径很小,与H原子会紧紧结合在一起,难以电离,所以是HF是弱酸.

周期表计准了,适当随便的题目都可以

素周期律（Periodic law）,指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律.周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑.

电离能(I)
基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量称为元素的第一电离能（I1）.元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2）.第三、四电离能依此类推,并且I1＜I2＜I3….由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力,所以电离能总为正值,SI单位为J• mol-1,常用kJ•mol-1.通常不特别说明,指的都是第一电离能.
电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易,电离能越大,原子越难失去电子,其金属性越弱；反之金属性越强.所以它可以比较元素的金属性强弱.影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型.
（1）同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大,电离能也逐渐增大,到稀有气体由于具有稳定的电子层结构,其电离能最大.故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性,直至强非金属性.
（2）同周期副族元素从左至右,由于有效核电荷增加不多,原子半径减小缓慢,有电离能增加不如主族元素明显.由于最外层只有两个电子,过渡元素均表现金属性.
（3）同一主族元素从上到下,原子半径增加,有效核电荷增加不多,则原子半径增大的影响起主要作用,电离能由大变小,元素的金属性逐渐增强.
（4）同一副族电离能变化不规则.
电负性
周期表中各元素的原子吸引电子能力的一种相对标度 .又称负电性.元素的电负性愈大,吸引电子的倾向愈大,非金属性也愈强.电负性的定义和计算方法有多种,每一种方法的电负性数值都不同,比较有代表性的有3种：
① L.C.鲍林提出的标度.根据热化学数据和分子的键能,指定氟的电负性为3.98,计算其他元素的相对电负性.
②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性.
③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性.利用电负性值时,必须是同一套数值进行比较.
电负性综合考虑了电离能和电子亲合能,首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出.它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性.元素电负性数值越大,原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强.
同一周期从左至右,有效核电荷递增,原子半径递减,对电子的吸引能力渐强,因而电负性值递增；同族元素从上到下,随着原子半径的增大,元素电负性值递减.过渡元素的电负性值无明显规律.就总体而言,周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值,氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小,铯和钫是电负性最小的元素（0.7）.一般说来,非金属元素的电负性大于2.0,金属元素电负性小于2.0.
电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型.电负性值较大的元素在形成化合物时,由于对成键电子吸引较强,往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价.在形成共价键时,共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性,电负性差越大,键的极性越强.当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主.
常见元素电负性（鲍林标度）
氢 2.2 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98
钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16
钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96
铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

碱金属元素中钠比钾的密度大
卤族元素中除氟外与水反应都生成卤化氢和次卤酸
氮族,氧族和卤族元素对应的氢化物的熔沸点依次升高,除了氨气,水和氟化氢
就只知道这些了
知识储备有限...

解题思路：A．元素的金属性越强，对应的单质与水反应越剧烈；
B．根据同主族元素的性质相似性分析；
C．根据同主族元素的性质的相似性和递变性分析；
D．元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强．

A．金属性：Na＞Li，元素的金属性越强，对应的单质与水反应越剧烈，则钠与水反应比锂与水反应剧烈，故A错误；
B．卤族元素的单质从上到下颜色逐渐加深，则砹（At）为有色固体，卤族元素单质的卤化银都不溶于水也不溶于硝酸，故B正确；
C．碱金属元素从上到下元素的金属性逐渐增强，对应的单质与氧气反应的产物有氧化物、过氧化物、超氧化物等，越来越复杂，故C正确；
D．非金属性：Br＞I，元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则HBrO₄的酸性比HIO₄的酸性强，故D正确．
故选A．

点评：
本题考点： 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系；元素周期律的作用．

考点点评： 本题考查同主族元素的性质的相似性和递变性，题目难度不大，注意把握元素周期律的递变性和相似性．

解题思路：A．元素周期表没有填满，还可以再发现新的元素；
B．原子最外层电子数决定元素的性质；
C．俄国化学家门捷列夫对元素周期表做出了巨大贡献；
D．同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强．

A．随着科学技术的发展，人们可以不断合成一些元素，元素周期表中元素的种类在不断的增加，故A错误；
B．原子最外层电子数决定元素的性质，元素周期表中元素的核外电子排布呈周期性变化，则元素性质呈周期性变化，故B正确；
C．俄国化学家门捷列夫对元素周期表做出了巨大贡献，而不是道尔顿，故C错误；
D．同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强，而不是周期性变化，故D错误．
故选B．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查元素周期律与元素周期律知识，题目难度不大，注意相关基础知识的积累．

德米特里·门捷列夫,19世纪俄国化学家,他发现了元素周期律,并就此发表了世界上第一份元素周期

解题思路：A、金属性越强，与水反应越剧烈；
B、非金属性越强，与氢气化合越容易；
C、同主族从上到下元素的金属性在增强，非金属性在减弱；
D、同周期，元素的非金属性从左向右逐渐增强．

A、碱金属从锂到铯，金属性在增强，则与水反应的剧烈程度逐渐增强，故A错误；
B、非金属性越强，与氢气化合越容易，F₂与氢气在暗处就能反应，故B错误；
C、由同主族性质变化规律可知，碱金属的活泼性（从锂到铯）依次增强，族元素单质（从F₂到I₂）的活泼性依次减弱，故C正确；
D、同周期时，VIA元素的非金属性比VIIA弱，如不在同周期，则不一定正确，如O的非金属性大于Cl，故D错误；
故选C．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查元素周期表和元素周期律，熟悉元素的性质变化规律是解答本题的关键，难度不大．

解题思路：根据地壳里各元素的含量由多到少的顺序排列依次是氧，硅，铝，铁，同一周期元素从左到右原子序数逐渐递增，在表同一横行中，从左到右，原子失去电子的能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；同一纵行中，从上到下，原子失去电子的能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，进行分析解答本题．

（1）分析表中规律同一周期元素从左到右原子序数逐渐递增，X介于16和18之间，可推知，表中X=17；故答案为：17；
（2）地壳里各元素的含量由多到少的顺序排列依次是氧，硅，铝，铁，由此可知含量最多的金属元素是铝，它的原子核内质子数从元素周期表中可查得是13，氧化物化学式为 Al₂O₃，故答案为：13；Al₂O₃；
（3）根据粒子的结构示意图可知质子数=20＞核外电子数=18，由此可知该原子失去2个电子，粒子符号为Ca²⁺，故选Ca²⁺；
（4）根据在表同一横行中，从左到右，原子失去电子的能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；同一纵行中，从上到下，原子失去电子的能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱．则元素中失去电子能力最强的元素原子是 K，得电子能力最强的元素原子是 F，故答案为：K；F．

点评：
本题考点： 元素周期表的特点及其应用；原子结构示意图与离子结构示意图；地壳中元素的分布与含量；化学式的书写及意义．

考点点评： 本题可查学生根据地壳里各元素的含量由多到少的顺序排列依次是氧，硅，铝，铁，同一周期元素从左到右原子序数逐渐递增，在表同一横行中，从左到右，原子失去电子的能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；同一纵行中，从上到下，原子失去电子的能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，进行分析解题的能力．

解题思路：根据科学家们各自做出的贡献来考虑本题．

A、拉瓦锡首先通过实验验证出空气是由氮气和氧气组成的结论；
B、门捷列夫发现元素周期律并编制出元素周期表；
C、道尔顿提出了近代原子学说；
D、阿弗加德罗提出了分子与原子的区别．
故选B

点评：
本题考点： 化学的历史发展过程．

考点点评： 熟记化学发展史中各科学家所作出的巨大贡献．

（1）N；7
（2）S；6
（3）A1 ₂ O ₃
（4）原子序数(核电荷数)依次增大、(或由金属逐渐过渡到非金属)（合理即可）

翻元素周期表,不就知道了

4．将原子里具有相同的 质子数 和 不同的 的中子数的 同种
元素的原子互称为同位素.
6．核外电子的分层排布规律：
首先,各电子层最多容纳的电子数目 ,即K层为 2 个,L层 8
个,其次,最外层电子数目不超过 8 （K层为最外层不超过 2 个）,第三,次外层电子数不超过 8 个,倒数第三层电子数目不超过 18 个
9.课本上有
10．从原子结构的观点看,元素周期表中同一横行的短周期元素,其 电子层数 相同, 最外层电子数 不同；同一纵行的主族元素,其 最外层电子数 相同, 电子层数 不同.
11．元素周期表分 7 个周期,第1、2、3周期为 短 周期,元素种类依次2,8,8为 ；第4、5、6周期为 长 周期,元素种类依次为 18,18,32 ；第7周期为 不完全 周期,目前有种 27 元素,如果全部排满是 32 种元素.
12．元素周期表中有 18 个纵行,分为 16 个族,其中 7 个主族 7 个副族,还有 第Ⅷ 族和 0 族.
13．除第一和第七周期外,每一周期的元素都是从 金属 元素开始,以 非金属 结束.
14．同周期元素性质的递变
同一周期元素从左到右（除稀有气体外）,随核电荷数依次 增大 ,原子半径逐渐 减小 ,原子核对最外层电子的吸引力逐渐 ,原子失电子的能力逐 减弱渐 ,得电子的能力逐渐 增强 ,因此,元素的金属性逐渐 减弱 ,非金属性逐渐 增强 .
表现在：元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐 减弱 ,酸性逐渐 增强 ；元素单质与氢气化合的能力逐渐 增强 ,形成气态氢化物的稳定性逐增强渐 .

主族元素同一周期中,元素的碱性从左到右递减,酸性从左到右递增,原子半径随着原子序数的增加而减小.在同一族中,元素的碱性从上到下递增,酸性从上到下递减,原子半径随着原子序数的增加而增大.

同周期元素,从左至右金属性递减,非金属性递增.同主族元素从上之下金属性逐渐增强,非金属性逐渐渐弱

解题思路：A．元素的化学性质取决于其价层电子数，结构决定性质；
B．元素的化学性质取决于其价层电子数，结构决定性质；
C．元素周期表中可以把元素分成5个区；
D．元素周期表中最外层电子数≤2的元素不一定是金属元素．

A．元素周期律的实质是随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化，故A错误；
B．元素周期律的实质是随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化，故B正确；
C．元素周期表中，按电子排布，可把周期表中元素分为s、p、d、f、ds五个区，除ds区外，区的名称来自构造原理最后填入电子的能级的符号，故C错误；
D．元素周期表中最外层电子数≤2的元素不一定是金属元素，如H、He元素都是非金属元素，故D错误；
故选B．

点评：
本题考点： 元素周期律的作用．

考点点评： 本题考查元素周期律及元素周期表的结构，明确元素周期律的实质，知道元素周期表五区的划分标准，难度不大．

1：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
2：不具有,盐酸具有挥发性,硝酸易分解.
3：对角线原则是指某些相邻两个主族上下相差一个周期的元素之间性质显示出的规律性的相似
比如锂和镁,钠和钙,铍和铝,氧和氯等
4：金属性常表示元素的原子失去电子的倾向；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力.
金属性比较规律：1、由金属活动性顺序表进行判断.

1、一般来说,金属元素的最外层电子数等于最高正价,没有负价,非金属元素的最外层电子等于最高正价,最低负价为最外层电子数减去8,有些没有正价,
2、S的最外层电子数为6,为-2,+6价,H为+1价,所以为H2S,SO3,P的最外层电子数为5,为-3,+5价,所以为H3P,P2O5,
3、确定化合价了就很好写了,比如S,最高氧化物为SO3,对应的水化物就加个H2O上去,变成H2SO4

A．道尔顿提出了近代原子学说，故A错误；
B．1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，故B正确；
C．阿佛加德罗提出了分子学说，故C错误；
D．1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，并编制出元素周期表，故D正确．
故选BD．

解题思路：A．同主族从上到下金属增强，金属性越强，失去电子能力越大；
B．同主族从上到下非金属性减弱；
C．同主族从上到下非金属性减弱，非金属性越强，气态氢化物越稳定；
D．同主族从上到下金属增强，金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的碱性越强．

A．同主族从上到下金属增强，金属性Mg＞Be，所以铍的原子失电子能力比镁弱，故A正确；
B．同主族从上到下非金属性减弱，砹为第七周期元素，非金属性较弱，所以砹的氢化物不稳定，故B正确；
C．同主族从上到下非金属性减弱，非金属性S＞Se，所以硒化氢不如硫化氢稳定，故C错误；
D．同主族从上到下金属增强，金属性Sr＞Ca，对应最高价氧化物的水化物的碱性为氢氧化锶比氢氧化钙的碱性强，故D正确；
故选C．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查元素周期律和元素周期表，熟悉同主族元素的性质变化规律及非金属性、金属性的比较即可解答，题目难度不大．

元素周期律
元素的物理、化学性质随原子序数逐渐变化的规律叫做元素周期律.元素周期律由门捷列夫首先发现,并根据此规律创制了元素周期表.
结合元素周期表,元素周期律可以表述为：
随着原子序数的增加,元素的性质呈周期性的递变规律：
在同一周期中,元素的金属性从左到右递减,非金属性从左到右递增,
在同一族中,元素的金属性从上到下递增,非金属性从上到下递减；
同一周期中,元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外）,最低负氧化数从左到右逐渐增高；
同一族的元素性质相近.
以上规律不适用于稀有气体.
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：
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.
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.
元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强.
还有一些根据元素周期律得出的结论：
元素的金属性越强,其第一电离能就越小；非金属性越强,其第一电子亲和能就越大.
元素周期律的预见性
门捷列夫在创制周期表时,没有完全按照原子量的大小排列,而是严格遵守了“同族元素性质相近”这一规律.在周期表中留下的空位后来都被填上（如钪、镓等）,而且性质也与门氏的预言吻合.他还根据周期律更正了铟等元素的原子量.
时至今日,人们还在用元素周期律来推测已发现和未发现的放射性元素的性质.
元素周期律的本质
电子构型是元素性质的决定性因素,而元素周期律是电子构型呈周期性、递变性变化规律的体现.
为了达到稳定状态,不同的原子选择不同的方式.同一周期元素中,轨道越“空”的元素越容易失去电子,轨道越“满”的越容易得电子.随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化,元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化.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.具有同样价电子构型的原子,理论上得或失电子的趋势是相同的,这就是同一族元素性质相近的原因.

都是金属钠呀,
他们溶解度不同不是那个原因
记注就可以了.氢氧化钠 > 碳酸钠 > 碳酸氢钠

是氢.因为稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定方法不同,这个规律不适用于稀有气体,所以是氢

C

考查元素周期律的应用。同主族自上而下核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，所以选项AD不正确，C正确。同周期自左向右，非金属性逐渐增强，B不正确，答案选C。

记经典的!
例第二周期：左为Na,右为Cl,金属变非金属,金属性明显减弱!
由此得：从左到右金属性变弱, 非金属性增强

ABC正确,D错误
因为该元素为类硅元素,所以与硅同族,又是第四周期,因此为第4主族第4周期,即为锗元素.
A.金属性越强与水反应越强,硅几乎不与水反应,虽然锗比硅金属性强,但是还是不易与水反应
B.SiO2可与氢气反应,同样GeO2也可以
C.GeCl4的相对分子质量比SiCl4大,分子间作用力更大,沸点更高
D.Ge的金属性比Si强,因此对应氢化物的稳定性弱于Si
ABC

可以这样理解,物理上有个万有引力公式F=GMm/R²
第一个问题：钾的原子序数比钠的大 对外电子的引力更大 但为什么钾比钠更容易失去电子?
答：万有引力公式适用于任何条件,因此也适用原子核对电子吸引力,因为引力是由质量和距离决定的,但是距离计算时候是平方,所以距离的影响就相对要大一点,原子序数大了,半径也就大了,所以距离电子的距离也就随之变大,所以先考虑距离影响,更容易失去电子.
第二个问题：原子序数和电子层数关系
答：原子序数1-2,是1层,3-10是2层,11-18是三层,以此类推,具体参见元素周期表,第几横行就有几层电子.
第三个问题：当原子序数和电子层数同时增加时 对最外层电子的引力为什么减小?
答：根据第一问,距离的影响是主要的,距离变大了,引力减小了

我也老记不住,只能多做题巩固,还有弄清本质,非金属性金属性就是指氧化性和还原性,和金属,非金属不同!注意从左右上下推金属性,应用等,特别注意s!那么你地化学就会有质的飞跃.

A、.Li电子层2层、核电荷数为3；Na电子层3层、核电荷数为,k电子层数为4层、核电荷数为19,所以.LiNa.k元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多.A正确；
B、钾原子的比钠的电子层多,原子半径大,钾原子比钠原子原子核对核外电子的吸引能力弱,失电子能力增强,金属性增强,所以钾比钠的金属性强,B错误；
C、除稀有气体外,同一周期随随着核电荷数增多,原子半径逐渐减小,得电子能力增加,所以非金属性逐渐增强,C正确；
D、O与S为同主族元素,都是第六主族元素,O比硫的原子半径小,吸引核外电子能力大,得电子能力强,所以O比S的非金属性强,D正确.

不对哦.
从上到下：
1、若是金属,如第IA族,第IIA族,逐渐减小.
因为金属原子半径增大,金属键减弱,熔沸点降低.
如Na的熔点比较低,低于水的沸点100摄氏度,但Cs的熔点更低,甚至低于人的体温.
2、若是非金属,分子晶体,如F2,Cl2,Br2,I2,则逐渐升高,因为分子量增大,分子间作用力增大,熔沸点升高.
如F2,Cl2是气体,Br2是液体,I2是固体.
3、若是非金属,原子晶体,如C金刚石和Si晶体,则逐渐降低,因为Si原子半径大,共价键弱,熔沸点较金刚石低.
若是同周期,从左到右,第一要看晶体的类型,一般经历的是金属晶体－－原子晶体－－分子晶体.
一般认为原子晶体最高,离子晶体其次,金属晶体第三,分子晶体较低.

解题思路：A、元素金属性越强，最高价氧化物的水化物的碱性越强；
B、同周期从左到右核电荷数增大，原子核对对电子吸引增大，原子半径逐渐减小，电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，最外层电子数相同电子层越多离子半径越大；
C、非金属性越强，氢化物的还原性越弱；
D、同周期随原子序数增大，元素的非金属性增强（稀有气体除外）．

A、元素的金属性越强，则最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，第IA族碱金属元素随原子序数递增金属性递增，故A正确；
B、同周期从左到右核电荷数增大，原子核对对电子吸引增大，原子半径逐渐减小，简单阳离子电子层结构相同，简单阴离子电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，阴离子半径大于阳离子半径，故B错误；
C、第ⅦA族自上而下非金属性减弱，非金属性越强，氢化物的还原性越弱，故自上而下氢化物还原性增强，故C正确；
D、同周期随原子序数增大，元素的非金属性增强（稀有气体除外），故D正确；
故选：B．

点评：
本题考点： 原子结构与元素周期律的关系．

考点点评： 本题考查结构性质位置关系、元素周期律等，难度中等，注意掌握同周期、同主族元素化合物性质的相似性越递变性．

对于同主族元素,从上到下,金属性增强,还原性增强.而Si在C的下方,所以Si还原性比C强.
对于反应2C + SiO2 =高温= Si + 2CO,应该这样解释：在高温下,C的还原性比Si强.
所以,在一般情况下Si还原性比C强；在高温条件下C还原性比Si强.

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（见书末附表）.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 np6,IIIB族是（n-1） d1·us2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.

正确的,最高正价与元素最外层电子数有关