定義:
元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律叫元素周期律。
實質(zhì):
元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。
元素周期表中主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律: 
金屬性強弱的判斷依據(jù):
1．單質(zhì)跟水或酸反應(yīng)置換出氫的難易程度(或反應(yīng)的劇烈程度)：反應(yīng)越容易，說明其金屬性越強。
2．最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強弱：堿性越強，說明其金屬性越強，反之則越弱。
3．金屬間的置換反應(yīng)：依據(jù)氧化還原反應(yīng)的規(guī)律，金屬甲能從金屬乙的鹽溶液里置換出乙，說明甲的金屬性比乙強。
4．金屬活動性順序按
Au順序，金屬性逐漸減弱。
5．元素周期表中，同周期元素從左至右金屬性逐漸減弱；同主族元素從上至下金屬性逐漸增強。
6．原電池中的正負極：一般情況下，活潑金屬作負極。
7．金屬陽離子氧化性的強弱：陽離子的氧化性越強．對應(yīng)金屬的金屬性就越弱。
非金屬性強弱的判斷依據(jù):
1．同周期元素，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強；同主族元素，從上到下，隨著陔電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱。
2．最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強弱：酸性越強，其元素的非金屬性也越強，反之則越弱。
3．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性越強，非金屬性越強。
4．單質(zhì)跟氫氣化合的難易程度：越易與H2反應(yīng)，說明其非金屬性越強。
5．與鹽溶液之間的置換反應(yīng)：非金屬元素甲的單質(zhì)能從非金屬乙的鹽溶液中置換出乙，說明甲的非金屬性比乙強。如
，說明溴的非金屬性比碘強。
6．相互化合后的價態(tài)：如
，說明O 的非金屬性強于S。
7．其他：如
CuCl2，所以C1的非金屬性強于S。
微粒半徑大小的比較方法：
1．同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高價陽離子半徑隨核電荷數(shù)增大而減小(稀有氣體元素除外)，如半徑：Na>Mg >Al，Na+>Mg2+‘>Al3+。
2．同主族元素的微粒
同主族元素的原子或離子半徑隨核電荷數(shù)增大而增大，如半徑：
3．電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒電子層結(jié)構(gòu)相同(核外電子排布相同)的微粒半徑隨核電荷數(shù)的增加而減小，如半徑：
(上一周期元素形成的陰離子與下一周期元素形成的最高價陽離子有此規(guī)律)。
4．同種元素形成的微粒同種元素原子形成的微粒半徑大小為：陽離子< 中性原子<陰離子；價態(tài)越高的微粒半徑越小，如半徑：
。
5．核外電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的微�？赏ㄟ^一種參照物進行比較，如比較
與
的半徑大小，可找出與A13+電子數(shù)相同，與S同主族的氧元素的陰離子
進行比較，半徑：
，且
元素周期表中的幾項重要規(guī)律相等規(guī)律：
規(guī)律 | 內(nèi)容 |
相等規(guī)律 | ①周期數(shù)：電子層數(shù) |
“位、構(gòu)、性”規(guī)律 |
|
遞變規(guī)律 |
|
| 同周期從左到右，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強同主族從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱 |
奇偶規(guī)律 | 在同一主族內(nèi)，族序數(shù)和原子序數(shù)、核內(nèi)質(zhì)子數(shù)、核電荷數(shù)、核外電子數(shù)、最外層電子數(shù)(價電子數(shù))、離子的電荷數(shù)、元素的主要正負化合價數(shù)等，若一個是偶數(shù)，其他的都是偶數(shù)，若一個是奇數(shù)，其他的都是奇數(shù) |
相同電子層結(jié)構(gòu)的規(guī)律 | 稀有氣體元素的原子與同周期非金屬元素的陰離子以及下一周期主族金屬元素的陽離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu) |
序差規(guī)律 | ①同主族相鄰元素的原子序數(shù)之差與主族序數(shù)有關(guān)。IA～ⅡA族元素相差原子序數(shù)較小的元素所在周期包含的元素種數(shù)。ⅢA族～O族元素相差原子序數(shù)較大的元素所在周期包含的元素種數(shù)。如Na和K的原子序數(shù)相差8 (第三周期含8種元素)，Cl和Br的原子序數(shù)相差18(第四周期含18種元素) |
對角線相似規(guī)律 | 周期表中位于對角線位置的元素性質(zhì)相似，尤以“和Mg、Be和Al最為典型 |
