元素周期表和元素周期律是高考中常见的考点之一，通过元素周期表和元素周期律我们可以推断出某些元素及一些有关氧化物、对应的酸碱盐的化学性质。且其元素及化合物的性质是有规律可循的。
中学化学元素周期表元素周期表的结构
1、元素周期表可以概括为：“七横七周期，三短三长一不全（目前的元素周期表是三个短周期、三个长周期和一个不完全周期）；十八纵行十六族，七主七副一Ⅷ一0”。
元素周期表中元素性质规律
2、元素周期表中，从从左到右族的分布的称为簇，其中包含七个主族、七个副族以及一Ⅷ一0”：
ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
Ⅷ族：包括8、9、10三个纵列。
3、0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。
其原子序数为He2，Ne10，Ar18，Kr36，Xe54，Rn86。
④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。
2．分区
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
元素周期表中的特殊位置
①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。
4．主族元素的周期性变化规律。
在元素周期表中，同一行，从左到右，处于同一周期，其电子层相同，原子半径逐渐减小，对应的阴阳离子半径也逐渐减小，最高正化学价从1到7，其金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
从上到小，为同一主族，最外层电子数相等，电子层数不一样，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，原子半径逐渐增加！
详细内容如下：
主族元素的周期性变化规律元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性的本质：原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
非金属性的本质：原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
具体判断方法如下图：
金属性和非金属性的判断方法元素周期表、元素周期律的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。