同主族元素的性质有相似性和递变性，同周期的元素的性质有怎样的变化规律。
一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化
观察1～18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化规律。
同周期元素原子电子层数相同，从左往右，最外层电子数重复从1个增加到8个电子（第一周期是2个电子）。随原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。
最外层电子数
同周期从左往右，元素的原子半径逐渐变小（除稀有气体外）。随原子序数的递增，元素的原子半径也呈现周期性变化 。
原子半径变化
同周期元素的化合价变化：
原子序数 | 电子层数 | 最外层电子数 | 最高或最低化合价的变化 |
1～2 | 1 | 1→2 | ＋1→0 |
3～10 | 2 | 1→8 | +1→+5（O和F无正价） -4→-1→0 |
11～18 | 3 | 1→8 | +1→+7 -4→-1→0 |
随原子序数的递增，元素的主要化合价（最高正价和最低负价）呈现周期性变化。
结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈周期性变化。
原子结构决定了元素的性质，元素的原子结构呈现周期性变化，除了化合价以外，其金属性、非金属性也应该呈现周期性变化。
下面以第三周期元素为例分析探讨。
预测：第三周期元素从钠到氯，电子层数均为3层，核电荷数逐渐增多，最外层电子数从1个增加到7个，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。氩的最外层为8个电子的稳定结构，其性质很不活泼。
钠、镁金属性强弱的实验探究： 钠、镁与水的反应。
将一小块钠投入到水中，并滴入几滴酚酞；用砂纸除去镁条表面的氧化膜，放入蒸馏水中，滴入几滴酚酞，过一会儿再加热至沸腾。
钠、镁与水的反应
现象：钠与水剧烈反应，酚酞变红色；镁条表面附着少量气泡，反应变得比较快，产生较大量的气泡，溶液变成浅红色。
钠与水反应置换出氢气比钠容易，溶液的红色更深，则金属性Na>Mg，NaOH的碱性比Mg(OH)2强。
镁、铝元素金属性强弱的实验探究：Mg(OH)2和Al(OH)3与酸、碱的反应。
实验操作：向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的白色沉淀分为两份。一份加入稀盐酸，另一份加入NaOH溶液，振荡，观察现象。将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，再做一次。
镁、铝元素金属性强弱的实验
实验现象：A中沉淀溶解，B中沉淀溶解；C中沉淀溶解，D中沉淀不溶解。
说明Al(OH)3能溶于强酸和强碱，Mg(OH)2能溶于强酸，不溶于强碱。
结论：Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：Na>Mg>Al。金属元素的最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。Al是金属元素，但已经表现出一定的非金属性。
Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律:
Si | P | S | Cl | ||
判断依据 | 与氢气化合 | 高温反应，SiH4会自燃 | 磷蒸气与氢气反应，PH3很不稳定 | 加热反应，H2S不稳定 | 光照或点燃，HCl很稳定 |
由易到难的顺序是Cl、S、P、Si | |||||
判断依据 | 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 | H2SiO3弱酸 | H3PO4中强酸 | H2SO4强酸 | HClO4强酸(酸性比H2SO4强) |
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 | |||||
结论 | 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 | ||||
综合上面的分析可知，第三周期元素性质递变规律，同一周期从左往右，最外层电子数依次增多，原子半径依次减小，原子失电子能力依次减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。这体现了量变引起质变的规律，到氩又变成稳定结构，这又体现了物极必反的朴素的哲学思想。
元素周期律：
1、元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2、随着元素原子序数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价都呈现周期性变化。
3、实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
附：氢氧化铝的热稳定性，Al(OH)3的热稳定性较差，将Al(OH)3加热后，可分解为Al2O3和H2O。
