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化学元素的周期性与化学性质化学元素是构成物质的基本单位，每个元素都具有特定的化学性质。
而化学元素的周期性则是指周期表上元素性质的规律性变化。
这种周期性的出现可以追溯到元素的电子结构和原子核结构，通过周期表的布局可以更好地理解元素的化学性质。
周期表的布局周期表是按照化学元素的原子序数从小到大排列的，每个水平行称为一个周期，垂直列称为一个族。
这种布局不仅可以方便地找到元素的位置，还反映了元素的某些性质随原子序数的变化而呈现出的规律性。
元素周期性的表现1.原子半径：原子半径是指原子的大小，周期表上的一般趋势是随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
这是因为原子核中的质子数量增加，引力作用增强，电子云向核心收缩。
2.电离能：电离能是指从一个原子中剥离一个电子所需的能量。
一般来说，随着原子序数的增加，电离能逐渐增大。
这是因为随着原子核的电荷数增加，电子与原子核之间的吸引力增强，剥离电子的难度增加。
3.电负性：电负性是指元素吸引和保持电子的能力。
一般来说，原子序数越小的元素，其电负性越低，而原子序数越大的元素，其电负性越高。
4.金属性：金属元素通常在左下角的区域，具有良好的导电性和导热性，而非金属元素通常在右上角的区域，多为气体或者固体，电导率相对较差。
5.化合价：化合价是指元素在化合物中的价态。
元素的化合价具有一定的规律性，例如周期表的主族元素，其化合价通常等于其族号；过渡元素的化合价常常是多变的，但多数情况下是以稳定的价态出现。
元素周期性的原因元素周期性的出现与元素的电子结构和原子核结构密切相关。
1.电子结构：元素的电子结构决定了其化学性质。
周期表上的周期性变化可以追溯到主量子数，即电子所处的能级，随着原子序数的增加，电子所处的能级逐渐增加。
这种能级的增加会导致原子半径的变化、电离能的变化等。
2.原子核结构：原子核结构的变化也会影响元素的周期性。
随着原子序数的增加，原子核中的质子数量增加，电子云向核心收缩，导致原子半径减小。
元素周期表中元素性质的周期性分析元素周期表是化学中最为重要的工具之一，它将所有已知的化学元素按照一定的规律和顺序排列起来。
这个表格不仅提供了元素的基本信息，还揭示了元素性质的周期性规律。
本文将对元素周期表中元素性质的周期性进行分析。
1. 原子半径的周期性变化原子半径是指原子的大小，一般以原子核到最外层电子轨道的距离来衡量。
从周期表中可以观察到，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期中，随着原子序数的增加，原子半径也逐渐减小。
这是因为，随着电子层数的增加，外层电子与原子核之间的屏蔽效应增强，使得电子云收缩，从而导致原子半径减小。
2. 电离能的周期性变化电离能是指从一个原子中移除一个电子所需的能量。
周期表中的电离能呈现出周期性变化的趋势。
在周期表的左侧，电离能较低，而在右侧则较高。
在同一周期中，电离能随着原子序数的增加而增加。
这是因为，原子核的正电荷数目增加，电子与原子核之间的吸引力增强，因此移除电子所需的能量也相应增加。
3. 电负性的周期性变化电负性是指原子吸引和保持电子的能力。
周期表中，电负性随着原子序数的增加而增加。
在同一周期中，电负性从左至右逐渐增加。
这是因为，随着原子序数的增加，原子核的正电荷数目增加，吸引外层电子的能力也随之增强。
4. 化合价的周期性变化化合价是指一个原子在化学反应中与其他原子结合的能力。
周期表中，化合价也呈现出一定的周期性变化。
通常来说，同一族元素的化合价相似，因为它们具有相似的电子配置。
然而，在周期表的不同区域，化合价的变化也是有规律的。
在周期表的左侧，元素的化合价较低，而在右侧则较高。
这是因为，原子核的正电荷数目增加，原子对外层电子的吸引力增强，使得元素更容易失去或获得电子，从而影响其化合价。
5. 金属性和非金属性的周期性变化元素周期表将元素分为金属、非金属和类金属三大类。
金属位于周期表的左侧和中间部分，具有良好的导电性和热导性，而非金属位于周期表的右侧，大多数具有较高的电负性。
元素周期表的周期性规律与元素性质变化及元素周期表的趋势元素周期表是化学中重要的工具，它以一种有序的方式展示了所有已知化学元素的信息。
元素周期表的设计有助于我们理解元素的性质和规律，在化学研究和实践中发挥着重要的作用。
本文将探讨元素周期表的周期性规律、元素性质变化以及元素周期表的趋势。
1. 元素周期表的周期性规律元素周期表按照原子序数的顺序排列，将元素按照一定的规律分类。
周期表的每一横行称为一个周期，每一竖列称为一个族。
这种排列方式揭示了许多元素性质的周期规律。
1.1 原子半径的周期性变化原子半径是一个元素的原子中心到其最外层电子的平均距离。
从周期表中可以看出，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径也逐渐减小。
这是因为随着电子层数的增加，同时核吸引力对电子的作用也增强，使得电子云更加紧密，从而缩小了原子半径。
1.2 电离能和电子亲和能的周期性变化电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需的能量，而电子亲和能是指一个原子或离子吸引并获得一个额外电子所释放出的能量。
这两个性质也有周期性变化。
在周期表中，可以观察到电离能和电子亲和能随着原子序数的增加而增加。
这是因为随着电子层数和核电荷的增加，电子与原子核的相互作用也相应增强，因此需要更多的能量才能移除一个电子或者吸收一个电子。
2. 元素性质的变化元素周期表不仅展示了元素的周期性规律，还反映了元素性质的变化。
不同族和周期的元素具有特定的化学性质，可以根据周期表的排列来预测元素的性质。
2.1 金属、非金属和类金属根据周期表可以将元素分为金属、非金属和类金属。
在周期表的左侧，大部分元素都是金属，具有良好的导电性、热导性和延展性。
在周期表的右侧，有一群非金属元素，它们通常是不良导体，脆弱且不可塑性。
在中间部分，是一些性质介于金属和非金属之间的元素，被称为类金属。
2.2 元素的化合价和氧化性元素的化合价指的是一个元素与其他元素形成化合物时所带的电荷。
元素周期表的周期性规律与元素性质变化元素周期表是化学家们对元素进行分类、归纳和整理的重要工具，它展示了元素的周期性规律与性质变化。
通过仔细观察元素周期表，我们可以发现一些重要的规律，包括原子半径、电离能、电负性、金属性质等等。
本文将介绍这些规律及其对元素性质的影响，以便更好地理解元素周期表的意义。
1. 原子半径的周期性规律在元素周期表中，原子半径以递增和递减的方式呈现周期性变化。
具体来说，原子半径从左到右在周期表中递减，而在同一周期内，原子半径从上到下递增。
这种规律的原因主要取决于电子排布。
从左到右，原子核中的质子数量逐渐增加，增加的质子数吸引了更多的电子，使原子变得紧凑，半径变小。
而从上到下，新的能级不断添加，电子在更远离原子核的能级中排列，导致原子半径变大。
2. 电离能的周期性规律电离能指的是从一个原子中移除一个电子所需的能量。
同样地，电离能也呈现出周期性的变化。
从左到右，电离能逐渐增加，而从上到下，电离能逐渐减小。
这种规律主要取决于原子结构。
从左到右，原子核中的质子数量增加，原子的正电荷也增加，使得电子与原子核之间的吸引力增强，电离能增加。
而从上到下，原子半径增加，电子与原子核之间的距离增大，电离能减小。
3. 电负性的周期性规律电负性是一个元素在化学键中吸引和保留电子的能力。
元素周期表中，电负性也显示出周期性的规律。
从左到右，元素的电负性逐渐增加；而从上到下，电负性逐渐减小。
电负性的变化也与原子结构有关。
从左到右，原子核中的质子数量增加，电子在共享键中受到更强的引力，使元素的电负性增加。
而从上到下，原子半径增加，电子云变得更广泛稀疏，元素的电负性减小。
4. 金属性质的周期性规律元素周期表中，金属性质也呈现出一定的周期性规律。
金属通常位于元素周期表的左侧和中间区域，而非金属通常位于右侧。
这种规律与原子结构有关。
金属具有较低的电离能和较大的原子半径，有较强的导电性和热传导性。
非金属具有较高的电离能和较小的原子半径，通常是不良导体。
4.2.1 元素性质的周期性变化规律基础落实知识要点一元素性质的周期性变化规律1.原子结构的变化规律（1）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现的变化，除第一周期外，同周期从左到右，最外层电子数从1→8。
（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现变化，同周期从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐（稀有气体除外）。
（3）随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，最高正价从→，负价从→，（第二周期氧无最高正价、氟无正价）。
2.元素性质的变化规律随着原子序数的递增，同周期主族元素的金属性逐渐、非金属性逐渐，呈现周期性的变化。
知识要点二元素周期律1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈的规律。
2.实质：元素性质的周期性变化是元素的必然结果。
对点题组题组一原子半径、化合价的变化规律1.（2019·淄博高一检测）原子序数为 11～17 的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是（）A.电子层数B.最外层电子数C.原子半径D.元素最高正化合价2.下列说法中正确的是（）A.非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数B.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数C.最外层有2 个电子的原子都是金属原子D.金属元素只有正价和零价，而非金属元素既有正价又有负价又有零价3.原子N S O Si半径 r/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17根据以上数据，P原子的半径可能是（）A.1.10×10-10mB.0.80×10-10mC.1.20×10-10mD.0.70×10-10m4.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是（）A.C、N、O、FB.Na、Be、B、CC.P、S、Cl、ArD.Na、Mg、Al、Si题组二元素性质的变化规律5.(2019·沈阳高一检测)如图是部分短周期元素原子（用字母表示）最外层电子数与原子序数的关系。
化学元素的周期性与性质化学元素是构成物质的基本单位，它们拥有各自独特的周期性和性质。
了解这种周期性和性质对于理解化学反应、推导物质性质以及研发新材料都非常重要。
本文将探讨化学元素的周期性以及与性质相关的特点和规律。
一、周期表和周期性周期表是化学元素有序排列的一种图表，根据元素的原子序数（即元素的核外电子数），我们可以将元素分组和归类。
这些组和类相应地揭示了元素周期性的存在。
1. 周期性表现几乎所有元素的周期性都表现在它们的物理和化学性质上。
例如，元素周期表上的周期趋势是指，当我们从左往右穿过同一周期时，原子半径逐渐减小，原子半径越小，电子云约束得越紧，原子的大小越小。
而从上到下穿越同一族的趋势是，原子半径逐渐增大。
这是因为在同一周期中，电子壳层的数量相同，但不同周期之间壳层数量逐渐增加，因此电子云被更多的壳层束缚，导致原子半径增大。
2. 周期性和位置的关联周期表上的元素位置反映了它们的周期性和性质。
从左至右移动，每个元素的原子量逐渐增加。
这被称为原子序数的增加，与原子核中的质子数量有关。
由于正电荷的增加会使电子云更加紧密地束缚在核周围，所以从左到右，原子半径减小。
二、周期性与性质的关系元素的周期性主要表现在它们的性质上，下面将探索几个关键的周期性和性质之间的关系。
1. 金属性和非金属性在周期表中，具有金属性质的元素位于表的左侧，具有非金属性质的元素则位于右侧。
金属元素通常有良好的导电性、导热性和延展性，而非金属元素往往是绝缘体。
这种周期性是由于金属元素的电子容易失去，而非金属元素更倾向于接受电子。
2. 电负性电负性是描述元素在化学键中吸引电子的能力。
在周期表上，从左到右电负性逐渐增加，从上到下电负性逐渐减小。
这是因为原子的核电荷增加，因此更吸引周围电子。
3. 反应活性元素的周期性还可以通过其反应活性来体现。
一般来说，具有较低电离能和较低电负性的金属元素更容易参与反应。
而具有高电负性的非金属元素则更渴望获得电子以实现更稳定的电子配置。
元素性质的周期性变化的规律元素性质的周期性变化是指元素的一些物理和化学性质随着元素原子序数的增加而出现规律性变化的现象。
这一周期性的变化反映了元素内电子结构的变化。
本文将从周期表的发现开始，介绍元素性质周期性变化的规律、主要原因以及应用。
周期表的发现元素周期表是化学家门捷列夫于1869年提出的化学元素分类图表。
在这个表中，元素按照原子序数的递增排列，同时可以根据元素的周期性变化进行分组。
化学家门捷列夫根据元素的性质绘制了第一版的周期表，并发现了元素周期性变化的规律。
1.原子半径：随着元素原子序数的增加，原子半径呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
在同族内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增加。
2.电离能：电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着元素原子序数的增加，第一电离能呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小。
3.电负性：电负性是指元素吸引和结合电子的能力。
随着元素原子序数的增加，电负性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐减小。
4.酸性：酸性是指物质在溶液中释放出H+离子的能力。
随着元素原子序数的增加，酸性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐增强。
5.金属性：金属性是指元素的物理和化学性质，如导电性、延展性和反射性等。
随着元素原子序数的增加，金属性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强。
6.化合价：化合价是指一个原子和其他原子形成化合物时与其他原子相连的价数，即原子化学价。
随着元素原子序数的增加，化合价呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的最高可达价数逐渐增加。
元素的周期性与性质变化元素是构成物质的基本单元，每个元素都具有一定的性质，并且这些性质在周期表中会呈现出一定的规律性。
本文将探讨元素的周期性与性质变化，并说明这些规律对于化学科学和实际应用的重要性。
1. 周期表的构建和排列周期表是化学中最重要的工具之一，它将元素按照其原子序数的顺序进行排列，并将相似性质的元素放在同一垂直列中。
周期表的构建主要依据元素的电子结构，即电子云中电子的数量和排布方式。
由于元素的电子排布具有一定的规律性，因此周期表能够清晰地反映元素的周期性和性质变化。
2. 周期性趋势周期表中，元素性质的变化存在一定的周期性趋势。
其中，原子半径、电离能、电负性和金属活性是最常讨论的性质之一。
- 原子半径原子半径是指元素的原子核到其最外层电子的平均距离。
在周期表上从左到右，原子半径呈现出逐渐减小的趋势。
这是因为，在同一周期内，核电荷数增加，电子云趋于收缩。
而从上到下，原子半径则呈现出逐渐增大的趋势。
这是因为，沿着同一族，电子层数增加，电子云占据的空间也增大。
- 电离能电离能是指从某个原子中去除一个电子所需的能量。
在周期表上，电离能从左到右呈现逐渐增大的趋势。
这是因为，原子半径减小，电子和原子核之间的吸引力增强。
而从上到下，电离能呈现逐渐减小的趋势。
这是因为，电子层数增加，电子与原子核之间的屏蔽效应增强。
- 电负性电负性是元素吸引电子的能力。
在周期表上，电负性从左到右呈现逐渐增大的趋势。
这是因为，原子半径减小，核电荷数增加，元素对电子的吸引力增强。
而从上到下，电负性呈现逐渐减小的趋势。
这是因为，电子层数增加，电子与原子核之间的屏蔽效应增强。
- 金属活性金属活性指的是元素与其他物质发生化学反应的能力。
在周期表上，金属性从左到右呈现逐渐减小的趋势。
这是因为，原子半径减小，电离能增加，金属元素失去电子的能力变弱。
而从上到下，金属性呈现逐渐增加的趋势。
这是因为，电子层数增加，核电荷数增大，金属元素失去电子的能力增强。
第七章 元素与元素性质的周期性7.1 元素的起源与分布大多数科学家能够接受的元素起源的假设是：质子聚变和中子俘获是宇宙中形成化学元素的两个主要过程。
这种假设认为，宇宙中所有元素都起源于氢，它在非常高的温度下，发生聚变反应，形成较重的原子核，首先是氦，其次是轻元素（锂、硼、铍等），这一过程是质子聚变。
氦原子轰击轻元素的原子，就会产生中子，这些中子被轻元素的原子核俘获，就形成较重的元素，从碳、氮、铁一直到原子序数为82和83的铅和铋，这一过程是中子俘获。
这两种产生元素的过程仍在恒星内部继续进行。
元素在自然界的分布情况一般用其丰度表示。
一种元素的丰度是指它在自然界中的平均相对含量。
地壳元素的丰度又称为克拉克值，通常用质量百分比或原子百分比表示。
7.2周期表中元素的分区及各区元素的特征现代的化学元素周期律是19世纪俄国人门捷列夫发现的。
他将当时已知的63种元素以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。
虽然已有上百种各式各样的元素周期表被提出，但被化学家普遍接受的元素周期表是建立在以原子电子结构变化的规律的基础上。
该表有行列构成，左边是 s 区，中间是 d 区，右边是 p 区，而底下两行则是 f 区；与原子结构对应：同一行元素原子电子层数相同，同一列元素原子价电子结构相似。
元素起源与分布周期表中元素的分区电子构型构造原理电子构型的特例及其解释元素的性质周期性反常性氢和第2周期元素的特殊性对角线关系第四周期p 区元素性质变化的反常性惰性电子对效应第五、六周期重过渡元素的相似性1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括IAIIA, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p 区:, 最后的电子填在np上, 包括IIIA-VIIA以及0族元素, 为非金属和少数金属;3) d 区:, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;4) ds区:, (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);5) f 区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.7.3原子结构的周期性，构造原理，电子构型的特例及其解释在结构化学中，我们学过基态原子的电子构型可以借助所谓的“构造原理”来确定，在多电子原子中，相对轨道能量不再只是由主量子数n 值决定，而是由n+l 值确定。
故一般有下列电子填充顺序1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-5d-7p大部分元素原子的电子构型符合构型原理，但部分元素的原子的电子构型，特别是过渡元素和内过渡中部分元素的原子电子构型偏离上述原理。
我们称不符合构型原理的电子构型为结构特例。
构造原理是基于连续轨道间具有较大的能级差，而电子-电子排斥作用相对较小为前提的，当这些条件不满足时，电子构型就可能偏离构造原理。
这里我们可以用交换能的相对大小来讨论提前到达半满或全满相对稳定电子构型的原因。
交换能实质上是由于自旋相同的电子之间的自旋相关引起的相互排斥能减小的那一部分。
即交换作用的结果是减小静电互斥能，使电子构型稳定性增加。
对于不同电子构型的相对交换能的大小可以用自旋平行电子对数乘以k来计算。
E ex=kxP，其中k是常数，p是平行电子对数。
等价轨道半充满比较稳定，因为等价轨道中的电子彼此之间的屏蔽很差，因此随着亚层的逐步填充，有效核电荷不断增加。
另一方面，半充满时自旋平行的电子数目最多，交换能贡献达到最大。
而半充满后，虽然有效核电荷还在增加，但交换能的贡献却在减小。
综合这两个因素，总结果是半充满结构显得比较稳定。
应用这个原理可以解释Cr的电子构型为4s13d5,而非4s23d4，Nb的电子构型为5s14d4,而非5s24d3。
而当亚层全充满的时候特别稳定。
这是因为在向同一亚层填充电子时，该亚层上的电子感受到的有效核电荷随之增大，全满时达极大值，故轨道半径小，从亚层中移走一个电子所需能量达到极大值。
同时，下一个电子必须填到下一个亚层中去，而由于亚层之间的能量相差比较大，以及电子云呈球形对称分布的全充满亚层对这一电子屏蔽的特别好，使得该电子能量比较高，因而容易失去。
既难于得到电子又难于失去电子，因此亚层全充满时特别稳定。
应用这个原理可以解释Cu的电子构型为4s13d10,而非4s23d9，Pd的电子构型为4d10,而非5s24d8。
7.4原子性质的周期性元素的基本性质如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等都与原子的结构密切相关，因而也呈现明显的周期性变化。
1.原子半径按照量子力学的观点，电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同。
因此，对原子来说并不存在固定的半径。
通常所说的原子半径，是指相邻原子的平均核间距。
主要类型有：共价半径、金属半径和范德华半径。
在同一族中，从上而下原子依次半径增大，这是因为从上而下随着原子主量子数的依次增大；电子层数依次增加，最外层电子力和距离依次增大，故原子半径增大，而在s区和p 区元素，原子半径在同一周期从左往右依次减小。
这是因为同一周期中，从左往右，价电子依次填充到同一电子层中，因而有效核电荷也依次增加，从而和引力外层电子的力量依次增加，造成原子半连续递减。
第五、第六周期的一些同族元素如铌和钽、钼和钨、锝和铼等它们的原子半径十分相近，这是由于镧系收缩的结果。
镧系收缩是指镧系元素从上往下原子半径增加的幅度非常小。
这是因为镧系原子的最后一个电子是填入到 4f轨道的，而 4f轨道很发散，屏蔽能力差，故造成Z eff从左往右逐渐增大，核吸引外层电子力也因此增加，原子半径逐渐减小，使其原子半径比预计的要小得多。
镧系收缩使第6周期过渡元素的原子半径和离子半径与同族的第5周期元素的原子半径相近，因此同族元素的晶格能、溶剂化能、配合物形成常数等接近。
例如Zr和Hf、Nb和Ta在自然界矿物中共生，且难于分离。
d区元素也有类似的原子半径收缩效应。
2．电离能一个基态的气态原子失去1个电子成为+1价气态正离子所需要的能量，称为该元素的第一电离能，用 I1表示，单位 kJ/mol。
从+1价正离子再失去1个电子，成为+2价正离子所消耗的能量称为第二电离能I2，余此类推。
电离能的大小，反映原子失去电子的难易，电离能愈大，失电子愈难。
各级电离能的大小按 I1<I2<I3，…次序递增，因为随着离子电荷的递增，离子半径递减，失去电子需要的能量也递增。
第一电离能在很大程度上决定于基态原子的最高占据轨道，最 HOMO 轨道，反映单个原子的特性。
元素原子的第一电离能随原子序数的增加呈现明显的周期性变化。
元素的电离能的变化也具有周期性。
对于原子半径较小的元素来说的话，一般具有较高的电离能，这是因为原子半径越小，电子越靠近原子核，感受到的库仑力越强。
对 B 元素，尽管 B 元素收得电荷较 Be 元素高，但其 I1 低，是因为后者电子构型是以亚层电子全充满状态，而且 B 的最后一个电子占据的是 2p 轨道，其受到电子引力较 2s 要小，易失去。
所以准确的说，这是原子半径大小和电子稳定构想综合的结果所决定的。
元素后一级电离也要比前一级高。
3．电子亲和能电子亲和能是指一个能量最低的气态原子在标准状态下结合一个电子生成气态阴离子时释放的能量。
对电子亲和能来说的话，在同一周期中，由左至右由于有效核电荷依次增加，电子亲和能也逐渐增加。
和电离能变化趋势不同的是同一族中的元素，电子亲和能几乎维持不变，而且每一种同一族中的元素的第二电子亲和能多为一个大的负值。
一个元素的电子亲和能也表现出不均衡的周期性变化趋势。
例如氮原子，其电子亲和能表现为一负值，而其左右相邻的元素的电子亲和能却是正值。
按一般规律，从左往右，随着核电荷的增加，电子亲和能应该变得更正。
这是因为氮原子是一外层电子半充满状态。
如若增加一个电子，势必破坏原有结构，故中性的氮原子比起相应的离子更为稳定。
4.电负性电负性是指在化合物中该元素原子吸引电子的能力。
如果一个原子吸引电子的能力很强，就说它有很强的电负性。
相反，如果一个原子具有很强的是电子能力，我们就说它电正性。
这里不作详细说明，唯一要指出的是氟原子不是电负性最强的原子，氧原子才是。
这是因为氟原子原子半径过小，使得其在吸引一个电子后，该电子很容易同其他电子产生强的排斥，使得氟对该原子的吸引反而没有氧原子的强。
元素的电负性也呈现周期性的变化：同一周期中，从左到右电负性递增；同一主族中，从上到下电负性递减。
副族元素电负性没有明显的变化规律。
7.5元素性质的反常性同族元素性质的变化出现一些不符合一般规律的特例，即表现出“反常性”。
1. 氢和第2周期元素的特殊性氢与第一族碱金属和第族卤素有相似之处又有明显的不同。
氢有+1氧化态，与碱金属类似，但不能在溶液中单独存在，不易形成离子键，而较类似碳，易形成共价键。
氢也能呈-1氧化态，形成离子，类似卤素。
但与X-相比，离子半径比F-大，标准电极电非常低。
第2周期元素原子的原子实只含有1s2充满层，且从第三周期开始，元素原子具有d价轨道，这些d轨道可参与成键，而第二周期没有2d轨道可用。
因此第二周期元素原子的许多性质表现出与其他周期元素原子有很多不同。
例如，第二周期多数元素有生成重键的特性和自相成键的能力。
第二周期p区不易呈现最高的族氧化态，最高配位数为4，而以后的几个周期的元素配位数则可以超过4。
每族元素的物理化学性质从上到下不是简单的直线性递变，而是呈现交错的“锯齿”性变化，这种现象被称为第二周期性。
2.对角线关系元素周期表中一种元素的性质与位于它右下方另一种元素的性质相似。
这种关系在轻元素之间尤为明显。
某些轻元素及其化合物的性质与本族其他元素及其化合物的性质有明显的不同，而某些性质却与右下方元素及其化合物相似，如锂与镁、铍与铝等。
对角线关系还表现在：周期表中从第2周期的硼到第5周期的碘之间的对角线右上角是非金属元素区，左方为金属元素区。
地球化学中以对角线关系来解释某些元素的共生，如辉钼矿MoS2中含有铼Re。
3.第四周期p区元素性质变化的反常性非金属元素(As、Se、Br) 最高价态的不稳定性。
As、Se、Br高价不稳定是由于其电子层中出现了3d电子亚层，3d电子的屏蔽常数为0.93，不能完全屏蔽一个核电荷，从而使这些元素的有效核电荷较大，为达最高氧化态所需激发能不能被总键能的增加所抵销。
由于不同d轨道参与形成π键的能力不同，如BrO4-和ClO4-，Cl的3d与Br的4d虽然均可与O的2p 轨道形成p－d键，但由于Cl的3d轨道径向伸展近，结合强，Br的4d伸展较远，结合有效性差，因而Br的4d轨道与O的2p轨道成键能力不如Cl的3d与O的2p的成键能力强，因而BrO4-不如ClO4-稳定。
