学习化学，我们无论如何都避不开化学周期表，而包含在化学周期表里的便是化学周期律，我们在高中学习化学中，若是能够熟练的掌握化学周期律以及化学周期表，那么高中的化学对你来说，将降低一个难度。
1.元素周期表
①各元素所在周期数=电子层数；
主族元素的族序数=最外层电子数
②第一主族（ⅠA）——碱金属元素（除氢外）
第二主族（ⅡA）——碱土金属元素
第七主族（ⅦA）——卤族元素
0族元素（0）——稀有气体元素
③周期（横行）——元素原子的电子层数相同，从左到右元素序数依次递增；
族（列）——元素原子的最外层电子数相同，从上到下原子电子层数依次递增。
④金属、非金属分界线——左下方为金属，体现金属性；
右上方为非金属，体现非金属性；
分界线附近元素既表现金属性，又表现非金属性。
⑤在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料；
在过渡元素（红框内）中寻找优良的催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料。
2.元素周期律
元素周期律
元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
实质是元素原子核外电子排布呈周期性变化的结果
1.金属性增强，非金属性减弱
2.原子半径增大
3.单质还原性增加，氧化性减弱
4.离子氧化性减弱
5.最高价氧化物对应水化物碱性增强
6.单质与H2O反应的剧烈程度增强
7.第一电离能减弱
8.电负性减弱
越靠左，越靠下
1.金属性减弱，非金属性增强
2.原子半径减小
3.单质氧化性增强，还原性减弱
4.离子还原性减弱
5.元素对应气态氢化物稳定性增强
6.最高价氧化物对应水化物酸性增强
7.单质与H2反应的剧烈程度增加
8.第一电离能增加
9.电负性增加
越靠右，越靠上
原子半径、离子半径大小的比较
原子半径比较：
1.先看电子层数，电子层数越多，半径越大。
例：r(Mg)＞r(O)
2.电子层数相同，核电荷数越多，半径越小。
例：r(Mg)＞r(Al)
离子半径比较：
1.先看电子层数，电子层数多，半径大。
例：r(Ca2+)＞r(Al3+)
2.电子层结构相同，核电荷数越多，半径越小。
例：r(O2-)＞r(Al3+)
3.同种元素不同离子，电子越多，半径越大。
例：r(Fe2+)＞r(Fe3+)
金属性和非金属性强弱的比较
短周期元素推断题的常见突破口
1、位置与结构
①原子核中无中子的原子是1H②最外层有1个电子的元素是H、Li、Na③最外层有2个电子的元素是Be、Mg、He④电子层数与最外层电子数相等的元素是H、Be、Al⑤次外层电子数是最外层电子数两倍的元素是Li、Si⑥最外层电子数是次外层电子数两倍的元素是C;最外层
电子数是次外层电子数三倍的元素是O⑦最高正价等于最低负价绝对值三倍的元素是S⑧族序数与周期数相同的元素是H、Be、Al；族序数是周期
数两倍的元素是C、S;族序数是周期数三倍的元素是O
2、含量与物理性质
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界硬度最大物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是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是N;
③地壳中含量最多的元素、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是O;
④等物质的量的单质最轻的元素是H,最轻的金属单质是Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br,金属元素是Hg。
⑥元素的气态氢化物和它最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的元素是N;能起氧化还原反应的元素是S。
⑦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。