元素的周期性質
原子核外電子排布具有周期性變化規律，因此與原子結構有關的一些元素性質如電離能、電子親和能和電負性等也隨之呈現顯著的周期性。
電離能氣態原子失去一個電子成為一價氣態正離子所需吸收的能量稱為原子的第一電離能（I1），即
A(g)+I1→A+(g)+e-
氣態一價正離子再去掉一個電子成為二價正離子所需的能量，稱為第二電離能I2，第三和第四電離能可以類推。電離能中第一電離能I1最小，也最重要。各元素第一電離能數據列入表1－6，第一電離能隨原子序數Z變化的關係示如圖1－4所示。在I1－Z的曲線上，各種稀有氣體的電離能處於極大值，而堿金屬處於最小值。這是由於稀有氣體的原子形成全充滿電子層，從全充滿電子層上移去一個電子是很困難的，要吸收較多的能量。堿金屬價電子層隻有一個電子，很容易失去，電離能較小，但若再失去第二個電子就很困難了，所以堿金屬容易形成一價正離子。在主族元素
表1-6元素的第一電離能I1
本表數據錄自RobertC.West,”CRCHardbookofchemistryandPhysics”,63rded.1988—89，E78—79。表中數據單位為電子伏特(eV)，將其乘以96.4846，所得數據單位即為kJ·mol-1。
中，同一周期元素的電離能I1，基本上隨著原子序數的增加而增加，例如第三周期Na，Mg→Cl，Ar的電離能逐漸增大。而同族元素的電離能隨原子序數的增加而減小，如IA族的Li，Na，K，Rb，Cs的電離能依次減小。因此位於周期表左下角的堿金屬銫（Cs）的I1最小，最容易失去電子成為正離子，金屬性最強。而位於周期表右上角的稀有氣體元素氦（He）的I1最大。同一周期中I1並非單調的上升，例如Be，N，Ne的I1都較相鄰兩元素為高，這是由於它們的原子軌道上的電子填充時出現了全滿，全空或半滿的情況。致於副族元素，同一周期元素的最外層價電子相同，因而第一電離能差別不大，也沒有明顯的規律性。
電子親和能氣態原子獲得一個電子成為一價負離子時所放出的能量，稱為電子親和能（Y），即
A(g)+e-→A-(g)+Y
由於電子親和能的實驗測定比較困難，因此數據可靠性較差，數據也不完全。圖1－5給出了周期表中原子序數為1～20的元素電子親和能隨原子序數的周期性變化情況。
原子的電負性原子的電負性概念最早由PaulingL提出，用以量度分子中原子對成鍵電子吸引能力的相對大小。原子電負性越大，表明其在分子中吸引成鍵電子的能力越大；原子電負性越小，其在分子中吸引成鍵電子的能力也越小。例如H和Cl的電負性分別為2.1和3.0，那麼在HCl分子中Cl對成鍵電子吸引力比H大，即成鍵電子偏向Cl。各元素電負性數據見表1－7。原子電負性隨原子序數的周期性變化如圖1－6所示。同一周期元素，由左向右電負性逐漸增大；同一族元素，從上至下電負性逐漸減小。因此電負性大的元素集中在周期表的右上角如F，C，O，N等，電負性小的元素位於周期表的左下角如Cs，Ba，Rb等。金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。電負性是判斷元素金屬性的重要參數。
表1-7元素的電負性x
數據摘自L.PaulingandP.Pauling,“Chemistry”,1975,p.175。
電負性差別大的元素之間化合生成離子鍵的傾向較強，電負性相同或近似的非金屬元素相互以共價鍵結合。電負性相等或相近的金屬元素相互以金屬鍵結合。元素周期律是人們在長期科學實踐活動中積累了大量感性資料後總結出來的自然科學規律，它把自然界眾多元素看作有內在聯係的統一整體。量子力學又從理論上闡明了原子核外電子排布的周期規律性。可以說元素周期律對學習化學知識至關重要，正確運用元素周期律對開展化學研究也是至關重要的。例如在1987年發現了鋇（Ba）、釔（Y）、銅（Cu）複合氧化物具有高溫超導特性，全世界掀起“超導熱”，化學家們順著周期律對ⅡA族（如Ca，Sr）、ⅢA族（如Sc和La係元素）、ⅠB和ⅡB族（如Ag，Au，Zn，Cd）等各種元素的複合氧化物體係進行了“全麵搜索”。也可以說一個多世紀以來化學家們一直在為耕耘周期表而忙碌。