1．核外電子構(gòu)型

元素的化學(xué)性質(zhì)很大程度上取決于價(jià)電子構(gòu)型。凡基態(tài)呈稀有氣體構(gòu)型，即填滿p電子(np⁶)構(gòu)型者是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。這種結(jié)構(gòu)的原子具有相當(dāng)?shù)幕瘜W(xué)惰性。其它結(jié)構(gòu)的原子或獲取或丟失電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)而呈現(xiàn)化學(xué)活性。各族元素外層能級(jí)都有相似的電子構(gòu)型。因而價(jià)態(tài)及氧化值相似、化學(xué)性質(zhì)相似。其中過(guò)渡元素，電子除填入(n-1)d或(和)(n-2)f軌道上外，常還有一兩個(gè)更易丟失的ns電子，因而它們既有共同的價(jià)態(tài)，又有各自的多種氧化態(tài)，可形成多種價(jià)態(tài)的化合物，而且它們常各自呈現(xiàn)獨(dú)特又美麗的顏色。

2．原子半徑

關(guān)于原子半徑r，按近代原子結(jié)構(gòu)的概念，核外電子呈幾率分布，因而原子的大小無(wú)明確界限。但在單質(zhì)和化合物中，元素的原子常以化學(xué)鍵結(jié)合在一起，因此原子的半徑實(shí)際上根據(jù)測(cè)定它們的核間距離的實(shí)驗(yàn)結(jié)果推導(dǎo)而得。通常將同種相鄰原子形成單鍵鍵距之半定為共價(jià)半徑，在金屬晶體中則稱金屬半徑。

周期表中同周期內(nèi)的主族元素自左向右核電荷逐漸增加，各元素的最后一個(gè)電子都填充在最外層上，由于同層上電子屏蔽較弱，因此有效核電荷是明顯增加的，從而導(dǎo)致了原子半徑的明顯變�。蝗糇陨隙�下按族遞增時(shí)，增加了電子層，而電子構(gòu)型基本不變，因內(nèi)層電子對(duì)外層電子的屏蔽較有效，因此有效核電荷的增加不顯著，原子半徑顯著增大。副族元素自左向右遞變時(shí)，各元素的最后一個(gè)電子都填充在(n-1)層上，由于較內(nèi)層電子對(duì)外層電子屏蔽較強(qiáng)，因此有效核電增加不明顯，因而大體上原子半徑變化不大。但當(dāng)次外層的d軌道全充滿時(shí)由于(n-1)d¹⁰的較大的屏蔽作用而導(dǎo)致原子半徑突然明顯增大。副族自上而下，有效核電荷增加不明顯，因而原子半徑基本不變。至于鑭系元素從左至右，各元素的最后一個(gè)電子都填充在(n-2)層上，由于內(nèi)層電子對(duì)外層電子的屏蔽較有效，因此有效核電荷增加很少，因此原子半徑略有收縮(約1pm)，但累計(jì)有14個(gè)元素導(dǎo)致鑭系原子半徑相近，加上電子構(gòu)型相似因而La系15個(gè)元素(常還包括釔)化學(xué)性質(zhì)相近。鑭系元素原子半徑的收縮(鑭系收縮)，又導(dǎo)致其后的元素與其相應(yīng)上一周期的同族元素的原子半徑非常接近，如Zr與Hf，Nb與Ta，Mo與W等，它們的化學(xué)性質(zhì)也極相近，常以共生礦在地球共存，化學(xué)上分離它們具有一定難度。周期表中的原子半徑的周期性。

3．電離能與電子親合能

在化學(xué)反應(yīng)中，各元素原子將得到或失去電子使自己的外層電子構(gòu)型變成穩(wěn)定的構(gòu)型，其得失電子的能力可用電離能(I)，電子親合能(Y)與電負(fù)性(X)來(lái)描述。

電離能(I)指基態(tài)氣態(tài)原子或離子失去一個(gè)電子形成其相應(yīng)的氣態(tài)離子所需最低能量：

Me(g)→Me (g) e^- 第一電離能I₁=△H₁(正值)

Me (g)→Me² (g) e^- 第二電離能I₂=△H₂(正值)

顯然多級(jí)電離能有I₁＜I₂＜I₃＜…，它們皆為正值。同一周期中，自左向右元素的I₁總體上由小變大，到稀有氣體時(shí)達(dá)到最大值，但會(huì)出現(xiàn)有規(guī)律的曲折變化，這與電子處于充滿或半充滿時(shí)(s²，p³，p⁶，d⁵…)的構(gòu)型較為穩(wěn)定有關(guān)，如I₁(B)＜I₁(Be)，I₁(O)＜I₁(N)等。同一主族內(nèi)自上而下元素的I₁遞減。I₁的周期性變化。

電子親合能(Y)指基態(tài)氣態(tài)原子獲取一個(gè)電子成為氣態(tài)負(fù)離子時(shí)釋放的能量：

A(g) e^-→A^-(g) 電子親合能Y=-△H

當(dāng)負(fù)離子再結(jié)合電子成帶二個(gè)負(fù)電荷的負(fù)離子所釋放的能量為第二電子親合能(Y₂)。一般Y₁為正值即放熱過(guò)程，但由于電子與負(fù)離子間的靜電斥力，故Y₂是負(fù)值，即為吸熱過(guò)程。實(shí)際上僅有少數(shù)元素能形成穩(wěn)定負(fù)離子，加之確定Y值較困難，因而這方面數(shù)據(jù)較少，且僅少數(shù)元素的電子親合能數(shù)據(jù)是準(zhǔn)確的。

4．電負(fù)性

一個(gè)原子既有得電子能力又有失電子能力，當(dāng)它處于指定分子中時(shí)究竟傾向于得電子還是失電子呢？為統(tǒng)一說(shuō)明原子在分子中的行為，鮑林(* L．Pauling(美)因在化學(xué)鍵和蛋白質(zhì)分子結(jié)構(gòu)方面的重要貢獻(xiàn)而獲1954年諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng))。綜合了原子得失電子的能力，提出了元素電負(fù)性的概念。電負(fù)性是元素的原子在分子中吸引成鍵電子的能力。鮑林比較了A與B兩原子間的生成熱和A—A，B—B的鍵能數(shù)據(jù)，且指定F的電負(fù)性X=4.0，從而依此得出了其它元素的電負(fù)性。電負(fù)性越大的元素的原子在分子中吸引成鍵電子能力越大。在周期表中總變化趨勢(shì)是：同一周期元素，從左到右電負(fù)性加大，同一族元素，從上到下電負(fù)性遞減。因此，表的左下角元素電負(fù)性最小，右上角則最大，其余元素居中。電負(fù)性X的周期性變化。

5．金屬性

元素的金屬性和非金屬性是指其原子在化學(xué)反應(yīng)中失去和得到電子的能力。自然，比較電離能I、電負(fù)性X的數(shù)值可判斷元素的這個(gè)屬性。凡I，X越小，元素的金屬性越強(qiáng)；I，X越大，非金屬性越強(qiáng)。因此，周期表左下角與右上角元素分別是最活潑的金屬與非金屬。其分界限在B，Si，As，Te，At與Al，Ge，Sb，Po兩條對(duì)角線元素上。此區(qū)域及其附近元素常成為半導(dǎo)體材料，這些元素有時(shí)稱為半金屬，它們的電負(fù)性約在2.0左右，在不同條件下或呈金屬性或呈非金屬性。