我们在高中的学习中学到了元素的周期性，但是这些规律是怎么产生的你知道吗？这里我将用定律来解释元素的周期性，如果有不了解的定律可以去看一下我发的另一篇《原子结构你真的懂吗？》。
1.原子半径
严格来说原子的半径是不可测的，因为原子的外面的电子云，而电子云只是表示电子在原子核外出现的概率大小，所以他们没有明确的边界线，但是我们依然可以知道原子半径的大致大小，来进行比较。
一般原子半径分为三种：共价半径，金属半径，范德华半径。
（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时他们距离的一半就是共价半径。（需要注意的是有些原子的未成键电子会形成离域π键导致距离缩短例如氧）
（2）金属半径：在金属晶体中，两个相邻金属原子的核间距的一般称为金属半径。r金属r共价，这是因为在形成共价键时原子轨道要发生重叠，两个原子的核间距一定会小于金属晶体两个原子之间的核间距
（3）范德华半径：当两个原子间没有形成化学键而只靠分子间作用力相互靠近时，两个原子核间距的一半，称为范德华半径
从这张图可以看出两个特点：
1同短周期原子半径随原子序数增大而减小，但是稀有气体的半径却反而增大
2同周期过渡元素半径缩小程度不大
第一个特点是因为随原子序数增大核对核外电子的吸引力增强，又因为外层增加的电子对同一层电子之间的屏蔽作用较小，内层电子对外层电子的屏蔽作用不变，原子半径逐渐减小，那为什么稀有气体的半径却突然增大呢？如果按上述结论来说的话稀有气体的原子半径是最小的，这主要是因为对原子半径的测量问题，其他原子的半径都是共价半径和金属半径，而共价半径两原子之间原子轨道会发生重叠，金属半径倾向于密集堆叠，这些都会导致测出的原子半径较稀有气体的范德华半径小。
第二个特点是因为过渡元素除钯以外d电子都位于次外层，对核的屏蔽作用大，所以随核电荷数增大半径的减小幅度没有主族元素大，但是当d充满时，半径又略微增大。
2.电离能
从气态的基态原子中除去一个结合的最松弛的电子所需要的能量，称为该原子的第一电离能。
电离能的变化也有一定的规律：
（1）主族元素从上到下第一电离能依次降低
（2）副族元素从上到下第一电离能变化幅度较小，这是由于随原子序数的增加，新的电子不是填入最外层而是次外层导致的（例如铁和钴），而且最外层的s轨道与次外层的d轨道能量接近，d轨道对最外层的屏蔽作用实际上小于更内层轨道对最外层的屏蔽作用。（第IIIB族由于增加了镧系的14个元素，所以除IIIB族之外，其他副族元素的第一电离能从上到下总体呈减少趋势）
（3）主族元素周期从左向右，第一电离能依次增大，但也会受电子构型影响，具有p3d5f7等半充满电子构型的元素具有较大电离能（例如N和O，I1（N）I1(O），因为N具有p3稳定结构）
（4）过渡元素从左到右电离能变化幅度不大，没有规律
书本上只写了因为正离子再失去电子远比从中性原子电离出来电子难，所以I1I2I3,
并没有从原理上分析。
这其实可以用slater规则解释，当原子失去了第一个电子时，第二个电子就少了一个同层的电子对他的屏障作用，我们拿氯原子举例。
可以看到电离能的增长是近似于直线增长，这是因为失去一个电子减少的屏蔽作用的相同的，有略微的差异是因为电子在充满和半充满具有较大的电离能
3.电子亲和能
一个气态的基态原子得到一个电子形成气态基态副离子时，所产生的能量变化，称为该原子的第一电子亲和能。
规律：（1）同一主族从上到下，一般来说电子亲和能越小，这是因为随原子半径的增加，核电荷对外来电子的吸引力减少所致。但原子半径太小时，第一电子亲和能反而小，所以第一电子亲和能最大的是氯。
（2）副族元素从上到下，第一电子亲和能大体上是增加的
（3）同一周期从左到右，第一电子亲和能在总趋势上是增大的，但当中性原子具有稳定的半充满或全充满的电子构型时，该元素的第一电子亲和能都明显变小（半充满时要克服电子成对能，全充满时该电子必修加在高能原子轨道上）
4.电负性
电负性反应的是一个原子失去电子的能力
人为规定F的电负性为4。非金属的电负性大致在2以上，金属的电负性一般在2以下，电负性在2左右的为半金属
（1）同一周期从左到右电负性增大
（2）同一主族从上到下电负性减小
（3）对角线规则：周期表中有一些元素与相邻右下角的元素有相近的原子半径（如Li和Mg，Be和Al，Si和As），并且他们的电离能，电负性及一些化学性质十分相似