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由于原子的电子层结构的周期性,与之相关的元素的基本性质如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等,也呈现明显的周期性。

1.原子半径

1)原子半径的概念

根据原子与原子间作用力的不同,原子半径一般可分为三种:共价半径、金属半径和范德华半径。

共价半径是指同种元素两个原子形成共价单键时,两原子核间距离的一半。金属半径是指在金属晶体中,相切两个原子的核间距的一伴。对于单原子分子,原子间只有范德华力(分子间作用力)结合,在低温高压下形成晶体时相邻原子核间距的一半，叫做范德华半径。

2)原子半径在周期和族中的变化规律

在短周期中,从左到右随着核电荷数的增加,原子核对外层电子的吸引作用相应地增强,使原子半径逐渐减小。但稀有气体例外,原子半径突然变大，这主要是因为稀有气体的原子半径是范德华半径。

在长周期中,由于包含有过渡元素或内过渡元素,原子半径的变化情况有所不同。对于过渡元素来说，新增电子填人次外层的d轨道上,次外层电子对最外层电子的屏蔽作用比最外电子层中的电子间的屏蔽作用大得多。因而在同一长周期中，随核电荷增加,有效核电荷增加得比较缓慢。所以，同一周期过渡元素由左至右原子半径减小幅度不大。由于d¹⁰有较大的屏蔽作用，所以ds区元素的原子半径又略为增大。在第六、第七周期中，当镧系元素或锕系元素的原子呈现f⁷和f¹⁴的结构时,也会出现类似于d¹⁰的原子半径略有增大的情况。

在同一主族中,半径由上到下依次增大。原因是各族元素自上而下,原子的电子层数增多,故原子半径增大。副族元素自上而下原子半径变化不明显,特别是第五周期和第六周期的元素,它们的原子半径非常相近。这主要是镧系收缩造成的结果。

镧系收缩是指镧系15种元素的原子半径(按金属半径)总共只缩小9pm的现象。由于镧系收缩的存在,使镧系后面的各过渡元素的原子半径都相应缩小,致使同一副族的第五、第六周期过渡元素的原子半径非常接近,造成某些元素如Zr与Hf、Nb与Ta、W和Mo等在性质上极为相似，难以分离;同时,镧系15种元素的原子半径接近,性质相似，难以分离。

2.电离能

1mol基态的气态原子均失去一个电子形成+1价气态离子时,所消耗的能量称为元素的第一电离能(也称电离势),用I来表示,单位是kJ.mol^-1或eV。从+1价气态正离子再失去一个电子形成+2价气态正离子时所需要的能量叫做元素的第二电离能,同理可以定义第三、第四电离能等。同种元素各电离能的大小有如下规律: I₁＜I₂＜I₃＜I₄等。

第一电离能的大小，主要取决于原子核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。

一般来说,对同一周期的元素，随核电荷数增多,半径逐步减小,原子核对外层电子的引力增加,因此不易失去电子,电离能逐渐增大。

对同一族的元素,自上而下,原子半径增大，原子核对电子的引力减弱,易失去电子,电离能逐渐减小。副族元素的电离能变化幅度较小而且规律性差,这是因为新增的电子填入(n- 1)d 轨道,并且ns与(n-1)d轨道能量比较接近的缘故。

一般地说，除ⅢB外，副族元素从上到下金属性有逐渐减小的趋向。值得注意的是,过渡元素的电离时先失去ns的电子,后失去(n-1)d的电子。

3.电子亲和能

1mol基态的气态原子均获得一个电子成为-1价气态离子时所放出的能量称为元素的第一电子亲和能，用E1表示。电子亲和能通常为电子亲和反应焓变的负值(-∆H)。

由于元素的电子亲和能的数据不全,加之测定比较困难且准确性也较差。因此,电子亲和能的规律性不太明显。一般地说，在同一周期中,从左到右电子亲和能增大;在同一族中,由上到下电子亲和能减小。

值得注意的是,第二周期元素电子亲和能小于第三周期元素电子亲和能,如O<S，F<Cl。这一反常现象是由于第二周期的元素原子半径小，电子云密集程度很大，电子间排斥力很强,以致当原子结合一个电子形成负离子时,放出的能量减小。

4.元素的电负性

元素的电离能和电子亲和能都是只从一个方面反映了某原子得失电子的能力。实际上有的元素在形成化合物时，它的原子既难以失去电子,又难于获得电子，如碳、氢等。原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的电负性，用符号X来表示。元素的电负性数值越大,表示原子在分子中吸引电子的能力越强。

在同一周期中,从左到右元素的电负性递增;在同一主族中,从上到下,电负性，递减；但是，副族元素的电负性没有明显的变化规律,而且第三过渡系列元素的电负性比第二过渡系列元素的大。

一般来说，非金属元素的电负性在2.0以上，金属元素的电负性在2.0以下。但应注意,元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限。