元素核外电子的分层排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低，原子处于最稳定状态。元素性质的周期性变化本质是原子核外电子排布周期性变化。每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布就出现ns1到ns2np6的周期性变化。按照电子排布，如果最后一个电子填充在s轨道上，它们一般位于元素周期表的左侧，包括第IA、IIA族，它们是活泼金属，电离能较小，电负性较小，容易失去电子；最后一个电子填充在p轨道上的，它们一般位于元素周期表的右侧，大部分为非金属，电离能较大，电负性较大（零族元素不讨论）。电离能越小该元素气态原子越容易失去电子，电离能越大该元素气态原子越难失去电子，所以可根据电离能的大小判断金属性的强弱，或者根据金属性的强弱来判断电离能的大小。在元素周期表中第IA族的第一电离能最小，零族元素的第一电离能最大，从左到右元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。原因是随核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外围电子的吸引逐渐增强，当然每一周期中根据半满、全满原则有反常的元素，总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。电负性在同一周期从左往右逐渐增大，这是因为同一周期从左到右随核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外围电子的吸引逐渐增强，因此电负性逐渐增大。电负性在同一族中从上到下逐渐减小，这是同一族随电子层数的增加，核对外围电子的吸引逐渐减小，因而电负性逐渐减小。一般认为电负性数值大于2.0的元素是非金属元素，小于2.0的元素是金属元素。总之，元素的元素原子核外电子排布决定了元素在周期表中位置的关系以及电离能、电负性与元素性质的关系。
