化学元素周期表中有哪些规律？

）“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则：①＜1时为金属，值越小，金属性越强；②＞1时是非金属，越大非金属性越强；③＝1时多为两性元素．
例如：Na是第一主族第三周期元素，＝＜1为金属，Cl是第七主族第三周期元素＝＞1为非金属．
（2）“阴前阳下，径小序大”规律：与稀有气体元素同周期的阴离子，该稀有气体元素下周期的元素的阳离子以及该稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小．例如：r（Ca2＋）＜r（K＋）＜r（Ar）＜r（Cl－）＜r（S2－）
（3）序差“左上右下”规律：元素周期表中上下相邻两元素的原子序数之差，取决于它们所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB元素之左（或右），它们的原子序数之差就是上（或下）面的元素所在周期的元素个数．
（4）主族中非金属元素个数规律：除ⅠA族外，任何一主族中，非金属元素个数＝族序数－2．
（5）“对角”规律．对角规律，包括以下两点内容：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．
（6）“相邻相似”规律：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律．
（7）“奇偶数”规律：元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族序数及主要化合价也为奇（或偶）数（第Ⅷ族元素除外）．
（8）“序位互定”规律：若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为；若n为偶数，则第n周期最多容纳元素种数为．应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数（第七周期未排满除外），进而还可进行“序位互定”，即已知某元素的原子序数，可确定其在表中的位置；已知某元素在表中的位置，也可确定出其原子序数．
（9）“分界”规律：
①表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元素（金属元素）的单质为金属晶体，化合物多为离子晶体．分界线右边元素（非金属元素）的单质及其相互间的化合物，固态时多为分子晶体．
分界线附近的金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）．另外，在分界线附近可找到半导体材料．
②若从表中第ⅤA与ⅥA之间左右分开，则左边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在后边（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在前边（如H2O、HBr等）．

　　元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，IA族是ns1，IIIA族是ns2
np1，O族是ns2
np4，
IIIB族是（n-1）
d1·ns2等。元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。当年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物。
　　现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫（Dmitri
Ivanovich
Mendeleev
)首先整理，他将当时已知的63种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序越大，X射线的频率就越高，因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序)排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。
　　层电子也没排满。
　　这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。

原子半径：同周期从左到右逐渐减小；同主族从上到下逐渐增大
化合价：最高正价从左到右+1到+7，最低负价-4到-1
金属性：同周期从左到右逐渐减弱，同主族从上到下逐渐增大
非金属性：同周期从左到右逐渐增强，同主族从上到下逐渐减弱
等等等等，很多，不知道你想要哪方面的？
说具体一点就好了

每一竖行最外层电子数相同，电子层数递增
每一横行电子数递增，电子层数相同
第一竖行是碱金属
最后一行是稀有气体