金屬性強弱的判斷依據:
1．單質跟水或酸反應置換出氫的難易程度(或反應的劇烈程度)：反應越容易，說明其金屬性越強。
2．最高價氧化物對應水化物的鹼性強弱：鹼性越強，說明其金屬性越強，反之則越弱。
3．金屬間的置換反應：依據氧化還原反應的規律，金屬甲能從金屬乙的鹽溶液裡置換出乙，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．元素週期表中，同週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．對應金屬的金屬性就越弱。
非金屬性強弱的判斷依據:
1．同週期元素，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；同主族元素，從上到下，隨著陔電荷數的增加，非金屬性減弱。
2．最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強，其元素的非金屬性也越強，反之則越弱。
3．氣態氫化物的穩定性：穩定性越強，非金屬性越強。
4．單質跟氫氣化合的難易程度：越易與H2反應，說明其非金屬性越強。
5．與鹽溶液之間的置換反應：非金屬元素甲的單質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．相互化合後的價態：如，說明O 的非金屬性強於S。
7．其他：如CuCl2，所以C1的非金屬性強於S。
微粒半徑大小的比較方法：
1．同週期元素的微粒
同週期元素的原子或最高價陽離子半徑隨核電荷數增大而減小(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增大而增大，如半徑：
3．電子層結構相同的微粒電子層結構相同(核外電子排布相同)的微粒半徑隨核電荷數的增加而減小，如半徑：(上一週期元素形成的陰離子與下一週期元素形成的最高價陽離子有此規律)。
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
5．核外電子數和核電荷數都不同的微粒可透過一種參照物進行比較，如比較的半徑大小，可找出與A13+電子數相同，與S同主族的氧元素的陰離子進行比較，半徑：，且
元素週期表中的幾項重要規律相等規律：
規律 內容
相等規律 ①週期數：電子層數
②主族元素原子的最外層電子數=價電子數=主族序數=最高正化合價(F、 0除外)
“位、構、性”規律
遞變規律
同週期從左到右，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
奇偶規律 在同一主族內，族序數和原子序數、核內質子數、核電荷數、核外電子數、最外層電子數(價電子數)、離子的電荷數、元素的主要正負化合價數等，若一個是偶數，其他的都是偶數，若一個是奇數，其他的都是奇數
相同電子層結構的規律 稀有氣體元素的原子與同週期非金屬元素的陰離子以及下一週期主族金屬元素的陽離子具有相同的電子層結構
序差規律 ①同主族相鄰元素的原子序數之差與主族序數有關。IA～ⅡA族元素相差原子序數較小的元素所在週期包含的元素種數。ⅢA族～O族元素相差原子序數較大的元素所在週期包含的元素種數。如Na和K的原子序數相差8 (第三週期含8種元素)，Cl和Br的原子序數相差18(第四周期含18種元素)
②同週期主族元素(長週期)的原子序數差：兩元素分佈在過渡元素同側時，原子序數差=族序數差；兩元素分佈在過渡元素兩側時，第四或第五週期元素原子序數差=族序數差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11)，第六、七週期元素原子序數差=族序數差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25)
對角線相似規律 週期表中位於對角線位置的元素性質相似，尤以“和Mg、Be和Al最為典型
金屬性強弱的判斷依據:
1．單質跟水或酸反應置換出氫的難易程度(或反應的劇烈程度)：反應越容易，說明其金屬性越強。
2．最高價氧化物對應水化物的鹼性強弱：鹼性越強，說明其金屬性越強，反之則越弱。
3．金屬間的置換反應：依據氧化還原反應的規律，金屬甲能從金屬乙的鹽溶液裡置換出乙，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．元素週期表中，同週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．對應金屬的金屬性就越弱。
非金屬性強弱的判斷依據:
1．同週期元素，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；同主族元素，從上到下，隨著陔電荷數的增加，非金屬性減弱。
2．最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強，其元素的非金屬性也越強，反之則越弱。
3．氣態氫化物的穩定性：穩定性越強，非金屬性越強。
4．單質跟氫氣化合的難易程度：越易與H2反應，說明其非金屬性越強。
5．與鹽溶液之間的置換反應：非金屬元素甲的單質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．相互化合後的價態：如，說明O 的非金屬性強於S。
7．其他：如CuCl2，所以C1的非金屬性強於S。
微粒半徑大小的比較方法：
1．同週期元素的微粒
同週期元素的原子或最高價陽離子半徑隨核電荷數增大而減小(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增大而增大，如半徑：
3．電子層結構相同的微粒電子層結構相同(核外電子排布相同)的微粒半徑隨核電荷數的增加而減小，如半徑：(上一週期元素形成的陰離子與下一週期元素形成的最高價陽離子有此規律)。
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
5．核外電子數和核電荷數都不同的微粒可透過一種參照物進行比較，如比較的半徑大小，可找出與A13+電子數相同，與S同主族的氧元素的陰離子進行比較，半徑：，且
元素週期表中的幾項重要規律相等規律：
規律 內容
相等規律 ①週期數：電子層數
②主族元素原子的最外層電子數=價電子數=主族序數=最高正化合價(F、 0除外)
“位、構、性”規律
遞變規律
同週期從左到右，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
奇偶規律 在同一主族內，族序數和原子序數、核內質子數、核電荷數、核外電子數、最外層電子數(價電子數)、離子的電荷數、元素的主要正負化合價數等，若一個是偶數，其他的都是偶數，若一個是奇數，其他的都是奇數
相同電子層結構的規律 稀有氣體元素的原子與同週期非金屬元素的陰離子以及下一週期主族金屬元素的陽離子具有相同的電子層結構
序差規律 ①同主族相鄰元素的原子序數之差與主族序數有關。IA～ⅡA族元素相差原子序數較小的元素所在週期包含的元素種數。ⅢA族～O族元素相差原子序數較大的元素所在週期包含的元素種數。如Na和K的原子序數相差8 (第三週期含8種元素)，Cl和Br的原子序數相差18(第四周期含18種元素)
②同週期主族元素(長週期)的原子序數差：兩元素分佈在過渡元素同側時，原子序數差=族序數差；兩元素分佈在過渡元素兩側時，第四或第五週期元素原子序數差=族序數差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11)，第六、七週期元素原子序數差=族序數差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25)
對角線相似規律 週期表中位於對角線位置的元素性質相似，尤以“和Mg、Be和Al最為典型