除He元素外，同一主族元素的最外层电子数即价电子数（valence electron）相同，价层电子排布相同，化学性质相似。

其他四列主族元素分别以该族第一个元素名称命名，分别称为3A硼族元素（boron group element），4A碳族元素（carbon group element），5A氮族元素（nitrogen group element）和6A氧族元素（oxygen group element）。

4．元素周期表分区：

根据基态状态下元素最后一个电子所填充轨道的名称，把元素周期表分为s区、p区、d区、f区（如上图）。其中d区元素均为副族元素（subgroupelement, B group）又统称为过渡金属元素（transition metal elements）。

在元素周期表的左下方是金属元素（metals），右上方是非金属元素（nonmetals），在金属和非金属元素交界的元素是类金属（metalloids）元素，也叫半金属（semimetals），它们同时具有金属和非金属的性质，例如硅元素（Si），同时具有金属的光泽性和非金属的易碎性（brittle）。常见的类金属有硅（silicon）、锗（germanium）、砷（arsenic）、锑（antimony）等。

5．元素周期性（Periodic Trends）

（1）原子半径（Atomic Radius）

同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小。这是因为在同一周期，电子层数相同，随着核电荷数的增加，最外层电子受核内更多的质子吸引被核拉得更近，所以原子半径逐渐减小。同族中，元素从上到下，随着电子层数的增多，原子半径增大。

阳离子（cation）的电子比中性原子少，所以半径变小，K ⁺ ＜K；阴离子（anion）的电子比中性原子的多，所以半径变大，Cl ^- ＞Cl。

K ⁺ 、Ar和Cl ^- 核外电子数相同，具有相同的电子排布，均为1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 。此时核电荷数越多，对最外层电子吸引就越强，半径就越小。它们半径大小关系为：K ⁺ ＜Ar＜Cl ^- 。

（2）电离能（Ionization Energy）

电离能是指将电子从气态基态原子、离子或分子中移至无限远处所需的能量（即电子完全摆脱原子核的束缚所需吸收的能量）。

X→X ⁺ +e ^-

多电子原子失去第一个电子所需要的能量称为第一电离能（the first ionization energy）。失去第二个电子所需要的能量称为第二电离能（the second ionization energy）。以此类推，理论上只要给予足够的能量，原子可以失去所有核外电子变为带多个正电荷的裸核。

第一电离能的变化规律：元素周期表的同一周期中，随着核电荷数的增加，电子层数不变，原子的外层电子受到的有效核电荷吸引逐渐增强，失去电子逐渐变难，电离能逐渐增大；同一族中，元素从上到下，随着电子层数增多，外层电子离核越来越远，受核束缚逐渐减弱，失去电子更容易，所以电离能逐渐减小。

特例：氧的第一电离能小于氮，因为氮的电子排布为：1s ² 2s ² 2p ³ ，其2p亚层轨道电子处于半满状态排列，较稳定。氧的2p轨道则有一对成对电子，相互排斥，使电子容易离去；另外，2A族元素，s亚层轨道子处于电子全满排布状态，较为稳定，第一电离能略高于3A族元素（例如下表中Mg的第一电离能高于Al）。

电子排布中，处于同一电子层的电子电离能相近，处于不同电子层的电子电离能相差较大。

如上表所示，碱金属元素Na的第二电离能就比第一电离能大很多。这是因为Na的电子排布中最后一个电子和倒数第二个电子处于不同的电子层。同理，碱土金属Mg最外层有两个电子，第一电离能与第二电离能接近，但第三电离能比第一和第二电离能要大很多。

（3）电子亲和势（Electron Affinity）

电子亲和势描述的是原子对电子的吸引能力，它指的是气态原子加上一个电子引起的能量变化（多为放出能量）。

X+e ^- →X ^-

同一周期中，随着核电荷数的增加，电子亲和势递增；在同一族里，变化并不明显。F原子的电子亲和势比Cl的要小一些。原因是：氟原子半径很小，电子云体积较小，在氟原子所占据的不大的空间中挤满了电子，这些拥挤在一起的电子对外来电子产生异常强烈的排斥作用。这种排斥作用削弱了原子核对外来电子的吸引力，电子亲和能随之减少。

（4）电负性（Electronegativity）

电负性描述的是在形成共价键的分子中，一个原子吸引其他原子的电子的能力。

同一周期从左至右，有效核电荷数递增，对电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。过渡元素的电负性值无明显规律。就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性数值最大。

6．屏蔽效应（Shielding Effect）

对于多电子原子而言，最外层价电子除受原子核中的质子吸引外，还受到内层电子的排斥。内层电子对外层电子的排斥相当于抵消了部分核电荷的吸引，削弱了原子核对外层电子的吸引，这种作用称为屏蔽效应。

实际上吸引最外层价电子的电荷数叫做有效核电荷数（effectivenuclear charge），屏蔽效应使电子的能量升高，易于摆脱核的束缚。

例如，Na原子的电子排布为：1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹ ，最外层一个价电子除了受原子核中11个质子吸引外，还受内层10个电子的排斥，其有效电荷数较小，最外层电子容易离开，电离能较小；而Ne原子的电子排布为：1s ² 2s ² 2p ⁶ ，最外层一个价电子受原子核中10个质子吸引的同时，又受到4个内层电子的排斥，有效电荷数较大，不容易电离。这也是Ne的电离能比Na要大得多的原因之一。 b3URv9VhWpb4/gKwHr2+l9KOy2br2p4fqIlp6wCkGiEGFziWjSPLFg6vmq3j4M2Z