项 目 　　同周期(左→右) 　　同主族(上→下) 　　 　　核电荷数 　　逐渐增大 　　逐渐增大 　　 　　电子层数 　　相同 　　逐渐增多 　　 　　原子半径 　　逐渐减小 　　逐渐增大 　　性

　　质 　　化合价 　　最高正价由+1→+7

　　负价数＝-(8-族序) 　　最高正价、负价数相同

　　最高正价＝族序数 　　 　　元素的金属性 　　金属性逐渐减弱 　　金属性逐渐增强 　　 　　非金属性 　　非金属性逐渐增强 　　非金属性逐渐减弱 　　 　　单质的氧化性 　　还原性减弱 　　氧化性减弱 　　 　　还原性 　　氧化性增强 　　还原性增强 　　 　　最高价氧化物对应的水化物的酸性

　　碱性 　　

　　酸性增强

　　碱性减弱 　　

　　酸性减弱

　　碱性增强 　　 　　气态氢化物稳定性 　　渐增 　　渐减 　　①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。

　　②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：

　　电子层数越多 原子半径越大 原子核对核外电子的吸引力越弱 失电子能力增强，得电子能力减弱 金属性增强，非金属性减弱。

　　电子层数相同，质子数越大 原子半径越小 原子核对核外电子的引力越强 失电子能力减弱，得电子能力增强 金属性减弱，非金属性增强。

　　③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。

　　④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)

　　在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期ⅢA族与铝斜线相对。已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。

　　7．微粒半径的比较规律

　　(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外)

　　(2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大

　　(3)对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径

　　(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小

　　(5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。

　　(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。

　　8．元素金属性、非金属性强弱的判断方法

（1）单质、化合物的性质、实验判断法