1．核外電子構型

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

2．原子半徑

關于原子半徑r，按近代原子結構的概念，核外電子呈幾率分布，因而原子的大小無明確界限。但在單質(zhì)和化合物中，元素的原子常以化學鍵結合在一起，因此原子的半徑實際上根據(jù)測定它們的核間距離的實驗結果推導而得。通常將同種相鄰原子形成單鍵鍵距之半定為共價半徑，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，從而導致了原子半徑的明顯變小；若自上而下按族遞增時，增加了電子層，而電子構型基本不變，因內(nèi)層電子對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，各元素的最后一個電子都填充在(n-1)層上，由于較內(nèi)層電子對外層電子屏蔽較強，因此有效核電增加不明顯，因而大體上原子半徑變化不大。但當次外層的d軌道全充滿時由于(n-1)d¹⁰的較大的屏蔽作用而導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，各元素的最后一個電子都填充在(n-2)層上，由于內(nèi)層電子對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)，但累計有14個元素導致鑭系原子半徑相近，加上電子構型相似因而La系15個元素(常還包括釔)化學性質(zhì)相近。鑭系元素原子半徑的收縮(鑭系收縮)，又導致其后的元素與其相應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，它們的化學性質(zhì)也極相近，常以共生礦在地球共存，化學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

在化學反應中，各元素原子將得到或失去電子使自己的外層電子構型變成穩(wěn)定的構型，其得失電子的能力可用電離能(I)，電子親合能(Y)與電負性(X)來描述。

電離能(I)指基態(tài)氣態(tài)原子或離子失去一個電子形成其相應的氣態(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，到稀有氣體時達到最大值，但會出現(xiàn)有規(guī)律的曲折變化，這與電子處于充滿或半充滿時(s²，p³，p⁶，d⁵…)的構型較為穩(wěn)定有關，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)原子獲取一個電子成為氣態(tài)負離子時釋放的能量：

A(g) e^-→A^-(g) 電子親合能Y=-△H

當負離子再結合電子成帶二個負電荷的負離子所釋放的能量為第二電子親合能(Y₂)。一般Y₁為正值即放熱過程，但由于電子與負離子間的靜電斥力，故Y₂是負值，即為吸熱過程。實際上僅有少數(shù)元素能形成穩(wěn)定負離子，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)是準確的。

4．電負性

一個原子既有得電子能力又有失電子能力，當它處于指定分子中時究竟傾向于得電子還是失電子呢？為統(tǒng)一說明原子在分子中的行為，鮑林(* L．Pauling(美)因在化學鍵和蛋白質(zhì)分子結構方面的重要貢獻而獲1954年諾貝爾化學獎)。綜合了原子得失電子的能力，提出了元素電負性的概念。電負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的電負性X=4.0，從而依此得出了其它元素的電負性。電負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是：同一周期元素，從左到右電負性加大，同一族元素，從上到下電負性遞減。因此，表的左下角元素電負性最小，右上角則最大，其余元素居中。電負性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反應中失去和得到電子的能力。自然，比較電離能I、電負性X的數(shù)值可判斷元素的這個屬性。凡I，X越小，元素的金屬性越強；I，X越大，非金屬性越強。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兩條對角線元素上。此區(qū)域及其附近元素常成為半導體材料，這些元素有時稱為半金屬，它們的電負性約在2.0左右，在不同條件下或呈金屬性或呈非金屬性。