周期表

国際的な命名規則では、グループは左端の列（アルカリ金属）から右端の列（希ガス）まで、1から18まで番号が付けられます。fブロックのグループはこの番号付けでは無視されます。^{[ 22 ]}グループは最初の元素で命名することもできます。たとえば、第 3グループは「スカンジウムグループ」です。 ^{[ 22 ]}以前は、グループはローマ数字で知られていました。米国では、ローマ数字の後に「A」（グループがsブロックまたはpブロックにある場合）または「B」（グループがdブロックにある場合）が続きました。使用されているローマ数字は、今日の命名規則の最後の桁に対応しています（たとえば、第4グループの元素はグループ IVB、第14グループの 元素はグループ IVAでした）。ヨーロッパでは、グループ 1 から 7 には「A」が 、グループ 11 から 17 には「B」が使用されていました。さらに、グループ 8、9、10 は、以前は 3 つのサイズの 1 つのグループとして扱われ、両方の表記でグループ VIII としてまとめて知られていました。1988 年に、新しいIUPAC (国際純正・応用化学連合) 命名システム (1–18) が使用され、古いグループ名 (I–VIII) は廃止されました。^{[ 23 ]}

スペース上の理由から、^{[ 30 ] [ 31 ]}周期表では、f ブロック元素が切り取られ、本体の下に別の部分として配置されるのが一般的です。^{[ 32 ] [ 30 ] [ 23 ]}これにより、元素の列の数が 32 から 18 に減少します。^{[ 30 ]}

どちらの形式も同じ周期表を表しています。^{[ 6 ]} fブロックが本体に含まれている形式は、32列^{[ 6 ]}または長形式^{[ 33 ]}と呼ばれることがあります。fブロックを含む形式は、18列^{[ 6 ]}または中長形式[33]を切り取ります。32^列形式は、すべての元素を正しい順序で表示できるという利点がありますが、より多くのスペースを必要とするという欠点があります。^{[ 34 ]}どちらの形式を選択するかは編集上の選択であり、科学的な主張や記述の変更を意味するものではありません。たとえば、第3族の構成について議論する場合、両方の形式で選択肢を平等に（偏りなく）表示することができます。^{[ 35 ]}

周期表は通常、少なくとも元素の記号を示しており、多くの場合、色分けやセル内のデータによって元素に関する補足情報も提供しています。表には、元素の名前と原子番号、ブロック、天然の存在量、標準原子量、物質の状態、融点と沸点、密度などの追加情報が含まれる場合があり、元素のさまざまな分類も提供されています。^{[ e ]}

周期表は周期律の図解であり、^{[ 36 ]}化学元素の性質と原子構造は原子番号の周期関数であると述べている。 ^{[ 37 ]}元素は電子配置に従って周期表に配置され、^{[ 38 ]}その周期的な繰り返しが周期表全体にわたる性質の傾向を説明する。 ^{[ 39 ]}

電子は原子軌道に存在していると考えることができ、これは原子の周りの特定の領域に電子が存在する確率を特徴づけるものです。電子のエネルギーは量子化されており、離散的な値しか取ることができません。さらに、電子はパウリの排他原理に従います。つまり、異なる電子は常に異なる状態になければなりません。これにより、電子が取り得る状態を、殻と呼ばれるさまざまなエネルギー準位に分類することができ、殻は個々の副殻に分割され、それぞれが 1 つ以上の軌道を含んでいます。各軌道には最大 2 つの電子を含めることができ、それらはスピンと呼ばれる量によって区別され、慣習的に「上」または「下」とラベル付けされます。^{[ 40 ] [ f ]}冷たい原子（基底状態にある原子）では、電子は利用可能な最も低いエネルギーの軌道を占有することによって、自身の全エネルギーが最小になるように配置されます。^{[ 42 ]}最外殻電子（価電子）だけが原子核から飛び出して他の原子との化学反応に参加するのに十分なエネルギーを持っています。その他の電子は内殻電子と呼ばれます。^{[ 43 ]}

元素は、最初の7つの電子殻までが占有されている状態で知られています。最初の電子殻には、球形のs軌道という1つの軌道しかありません。最初の電子殻にあるため、これは1s軌道と呼ばれます。この軌道には最大2個の電子を収容できます。2番目の電子殻にも同様に2s軌道があり、さらにダンベル型の2p軌道が3つあるため、最大8個の電子を収容できます（2×1 + 2×3 = 8）。 3 番目の殻には 1 つの 3s 軌道、3 つの 3p 軌道、および 5 つの 3d 軌道が含まれているため、容量は 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18 です。4 番目の殻には 1 つの 4s 軌道、3 つの 4p 軌道、5 つの 4d 軌道、および 7 つの 4f 軌道が含まれているため、容量は 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32 になります。^{[ 30 ]}より高い殻には、パターンを継続するより多くの種類の軌道が含まれていますが、そのような種類の軌道は、既知の元素の基底状態では満たされていません。^{[ 45 ]}副殻の種類は量子数によって特徴付けられます。4 つの数値が原子内の軌道を完全に記述します。主量子数n、方位量子数ℓ (軌道の種類)、軌道磁気量子数m _ℓ、およびスピン磁気量子数m _sです。^{[ 39 ]}

副殻充填の順序

副殻が満たされる順序は、ほとんどの場合、アウフバウ原理、別名マデルング則またはクレチコフスキー則（それぞれエルヴィン・マデルングとフセヴォロド・クレチコフスキーにちなんで）によって与えられます。この規則は、マデルングによって最初に経験的に観察され、クレチコフスキーと後の著者によって理論的に正当化されました。^{[ 46 ] [ 47 ] [ 48 ] [ 49 ] [ g ]}殻はエネルギーで重なり合っており、マデルング則は次のように充填の順序を指定します。^{[ 47 ]}

1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ ...

ここで、記号 ≪ は「より小さい」という意味で、単に「より小さい」という意味の < とは対照的です。^{[ 47 ]}別の言い方をすれば、電子はn + ℓの増加順に軌道に入り、 n + ℓの値が同じ軌道が 2 つある場合は、 nの小さい方の軌道が先に占有されます。^{[ 45 ] [ 49 ]}一般に、n + ℓ の値が同じ軌道はエネルギーが似ていますが、s 軌道 (ℓ = 0 の場合) では 、量子効果によりエネルギーが上昇し、次のn + ℓ グループのエネルギーに近づきます。そのため、周期表は通常、各行 (しばしば周期と呼ばれる) が新しい s 軌道の充填から始まるように描かれており 、これは新しい殻の開始に対応します。^{[ 47 ] [ 48 ] [ 30 ]}したがって、最初の行を除いて、各周期の長さは 2 回現れます。^{[ 47 ]}

2、8、8、18、18、32、32、...

 d軌道が関係してくる時点で重なりがかなり近くなり、 ^{[ 50 ]原子番号[ 51 ]}と原子電荷^{[ 52 ]}によって順序がわずかに変化する可能性がある。 ^{[ h ]}

最も単純な原子から始めると、単一の原子の場合を考慮することで、原子番号の順に周期表を一つずつ構築することができます。水素には電子が 1 つしかなく、それは最もエネルギーの低い軌道 1s に入らなければなりません。この電子配置は1s ¹と書かれ、上付き文字は副殻の電子の数を示します。ヘリウムには 2 番目の電子が追加され、これも 1s に入り、最初の殻が完全に満たされ、配置は 1s ^{2 に}なります。^{[ 39 ] [ 58 ] [ i ]}

3 番目の元素であるリチウムから、最初の殻が満たされているため、3 番目の電子は 2s 軌道を占有し、1s ² 2s ^{1 の}配置になります。 2s 電子はリチウムの唯一の価電子です。1s 副殻は原子核に強く束縛されているため、他の原子との化学結合に参加できません。このような殻は「コア シェル」と呼ばれます。 1s 副殻は、リチウム以降のすべての元素のコア シェルです。 2s 副殻は、次の元素であるベリリウム(1s ² 2s ² ) によって完成します。次の元素は、2p 副殻を埋めていきます。ホウ素(1s ² 2s ² 2p ¹ ) は新しい電子を 2p 軌道に配置します。炭素(1s ² 2s ² 2p ² ) は、2 番目の 2p 軌道を埋めます。そして窒素（1s ² 2s ² 2p ³）では、3 つの 2p 軌道すべてが単一占有になります。これは、原子は通常、2 番目の電子で満たす前に、同じタイプの各軌道を単一占有することを好むというフントの規則と一致しています。酸素（1s ² 2s ² 2p ⁴）、フッ素（1s ² 2s ² 2p ⁵）、およびネオン（1s ² 2s ² 2p ⁶）は、すでに単一占有されている 2p 軌道を完成させます。これらのうち最後のものは、第 2 殻を完全に満たします。^{[ 39 ] [ 58 ]}

元素番号 11 のナトリウムから始まり、第 2 殻が満たされているため、第 2 殻はこの元素およびそれより重いすべての元素のコア シェルとなります。11 番目の電子は 3s 軌道を占有することで第 3 殻の充填を開始し、ナトリウムの電子配置は 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ^{1となります。この配置は [Ne] 3s 1}と略記され、[Ne] はネオンの電子配置を表します。マグネシウム([Ne] 3s ² ) がこの 3s 軌道を完成させ、続く 6 つの元素、アルミニウム、ケイ素、リン、硫黄、塩素、アルゴンが 3 つの 3p 軌道 ([Ne] 3s ² 3p ¹から [Ne] 3s ² 3p ⁶ ) を満たします。^{[ 39 ] [ 58 ]}これにより、ナトリウムからアルゴンまでの外殻構造がリチウムからネオンまでの外殻構造に類似する類似系列が作成され、周期表が示す化学的性質の周期性の基礎となります。^{[ 39 ]}原子番号の規則的だが変化する間隔で、化学元素の性質はほぼ繰り返されます。^{[ 36 ]}

最初の 18 元素は、このようにして周期表の始まりとして配置できます。同じ列の元素は同じ数の価電子を持ち、類似した価電子配置を持ちます。これらの列はグループと呼ばれます。唯一の例外はヘリウムで、ベリリウムやマグネシウムと同様に 2 つの価電子を持ちますが、その最外殻が満たされていることを強調するために、通常はネオンとアルゴンの列に配置されます。（一部の現代の著者は、この唯一の例外さえも疑問視し、一貫して価電子配置に従い、ベリリウムの上にヘリウムを配置することを好みます。）この周期表の断片には 8 つの列があり、これは最大で 8 つの最外殻電子に対応します。^{[ 32 ]}新しい殻が満たされ始めると、周期が始まります。^{[ 30 ]}最後に、色分けはブロックを示しています。s ブロックの元素（赤色）は s 軌道を満たし、p ブロックの元素（黄色）は p 軌道を満たします 。^{[ 30 ]}

次の行では、カリウムとカルシウムの場合、4s 副殻のエネルギーが最も低いため、次に電子が満たされます。^{[ 39 ] [ 58 ]}カリウムは 4s 殻に 1 つの電子を追加し ([Ar] 4s ¹ )、カルシウムはそれを完成させます ([Ar] 4s ² )。しかし、スカンジウム([Ar] 3d ¹ 4s ² ) から始まると、3d 副殻が次に高いエネルギーになります。4s 副殻と 3d 副殻はほぼ同じエネルギーを持ち、電子の充填を競合するため、占有は 3d 軌道を 1 つずつ一貫して満たすわけではありません。3d と 4s の正確なエネルギー順序は、行に沿って変化し、原子から取り除かれる電子の数によっても変化します。例えば、クロムでは 3d 電子と 4s 電子の間の反発により、 4s エネルギー準位が 3d よりわずかに高くなり、そのためクロム原子は [Ar] 3d ⁵ 4s ^{1の配置の方が [Ar] 3d 4} 4s ²の配置よりも有利になります。同様の異常は銅でも発生し、銅原子は予想される [Ar] 3d 9 4s 2 ではなく [Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹の配置^になり^ます。^{[ 39 ]}これらはマデルング則の違反です。しかし、このような異常は化学的には何の意味もありません。^{[ 52 ]}ほとんどの化学は孤立した気体原子に関するものではなく、^{[ 60 ]}さまざまな配置は互いにエネルギーが非常に近いため^{[ 50 ]}近くに原子が存在するとバランスが崩れる可能性があります。^{[ 39 ]}したがって、周期表はこれらを無視し、理想化された配置のみを考慮します。^{[ 38 ]}

亜鉛（[Ar] 3d ¹⁰ 4s ² ）では、3d 軌道は合計 10 個の電子で完全に満たされています。^{[ 39 ] [ 58 ]}次に 4p 軌道が続き、この列が完成します。これは、前の p ブロック元素と同様の方法で、ガリウム（[Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹）からクリプトン（[Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ^{6 ）まで順に満たされていきます。 [ 39 ] [ 58 ]}ガリウム以降、3d 軌道は電子コアの一部を形成し、化学反応には関与しなくなります。^{[ 57 ]}外殻を満たす s ブロックおよび p ブロック元素は主族元素と呼ばれ、内殻を満たす d ブロック元素（下の青色で示されている）は遷移元素（または遷移金属、すべて金属であるため）と呼ばれます。^{[ 61 ]}

次の 18 元素は 5s 軌道 (ルビジウムとストロンチウム) を満たし、次に 4d (イットリウムからカドミウムまで、ここでも途中でいくつかの異常があります)、そして 5p (インジウムからキセノンまで) を満たします。^{[ 30 ] [ 58 ]}また、インジウム以降は 4d 軌道がコアにあります。^{[ 58 ] [ 62 ]}したがって、第 5 周期は第 4 周期と同じ構造になっています。^{[ 30 ]}

表の6行目も同様に、2つのsブロック元素、セシウムとバリウムから始まります。^{[ 58 ]}その後、最初のfブロック元素（下の緑色で示されている）がランタンから始まり現れ始めます。これらは、内部遷移元素と呼ばれることもあります。^{[ 61 ]} 4fだけでなく、5dと6sの副殻もほぼ同じエネルギーにあるため、再び多くの不規則な配置との競合が発生します。^{[ 50 ]}このため、fブロックが正確にどこから始まるべきかについて議論が生じましたが、この問題を研究しているほとんどの人は、アウフバウの原理に従ってランタンから始まることに同意しています。^{[ 63 ]}ランタンは、電子間の反発のため、単一の原子として4f副殻を完全に満たすことはありませんが、^{[ 52 ]}その4f軌道は化学反応に関与するのに十分なほどエネルギーが低くなっています。^{[ 64 ] [ 53 ] [ 65 ]}イッテルビウムでは、7 つの 4f 軌道が 14 個の電子で完全に満たされています。その後、10 個の遷移元素 (ルテチウムから水銀まで) が続き、^{[ 58 ] [ 66 ] [ 67 ] [ 68 ]}最後に 6 つの主族元素 (タリウムからラドンまで) で周期が終わります。^{[ 58 ] [ 69 ]}ルテチウム以降は 4f 軌道がコアにあり、^{[ 58 ] [ 65 ]}タリウム以降は 5d 軌道も同様です。^{[ 58 ] [ 57 ] [ 70 ]}

7行目は6行目と類似しています。7s軌道が満たされ（フランシウムとラジウム）、次に5f軌道が満たされ（アクチニウムからノー​​ベリウム）、次に6d軌道が満たされ（ローレンシウムからコペルニシウム）、最後に7p軌道が満たされます（ニホニウムからオガネソン）。^{[ 58 ]}ローレンシウムから始まる5f軌道はコアにあり、^{[ 58 ]}おそらく6d軌道はニホニウムから始まるコアに加わります。^{[ 58 ] [ 71 ] [ j ]}ここでも、途中にいくつかの異常があります。^{[ 30 ]}例えば、単一原子としては、アクチニウムもトリウムも実際には5f副殻を満たしておらず、ローレンシウムは6d殻を満たしていませんが、これらの副殻はすべて化学環境では満たされる可能性があります。^{[ 73 ] [ 74 ] [ 75 ]}長い間、第 7 周期は不完全でした。その元素のほとんどは自然界に存在しないためです。ウランより先の不足している元素は、1940 年にネプツニウムが合成されたときに実験室で合成され始めました。^{[ 76 ]} (ただし、自然界ではなく合成によって発見された最初の元素は、1937 年のテクネチウムでした。) この周期は、2009 年にテネシンが合成されたことで完成しました^{[ 77 ]} (最後の元素オガネソンはすでに 2002 年に作られていました)、^{[ 78 ]}そして、この第 7 周期の最後の元素には 2016 年に名前が付けられました。^{[ 79 ]}

これで現代の周期表が完成し、7つの行すべてが完全に埋まった。^{[ 79 ]}

次の表は、各元素の中性気相原子の電子配置を示しています。異なる化学環境では、異なる配置が優先されることがあります。^{[ 52 ]}主族元素は完全に規則的な電子配置を持ちますが、遷移元素と内遷移元素は、エネルギー準位が近い副殻間の前述の競合により、20個の不規則性を示します。最後の10元素（109～118）については、実験データが不足しているため^{[ 80 ]}、代わりに計算された配置を示しています。^{[ 81 ]}完全に満たされた副殻は灰色で表示されています。

現代の周期表は今日では標準となっているが、第 1 周期の元素である水素とヘリウムの位置については議論が続いており、いくつかのバリエーションが見られる。^{[ 57 ] [ 82 ]}それぞれの s ¹および s ²電子配置に従うと、水素は第 1 族に、ヘリウムは第 2 族に配置される。^{[ 57 ]}水素を第 1 族に配置するのは一般的だが、ヘリウムはほとんどの場合、他の希ガスとともに第 18 族に配置される。^{[ 6 ]}この議論は、周期表の配置を決定する際に、化学的性質と電子的性質のどちらをどの程度考慮すべきかについての相反する理解に関係している。^{[ 82 ]}

第 1 族金属と同様に、水素は最外殻に 1 つの電子を持ち^{[ 83 ]}、通常は化学反応で唯一の電子を失います。^{[ 84 ]}水素は金属のような化学的性質をいくつか持ち、塩からいくつかの金属を置換することができます。^{[ 84 ]}しかし、反応性の高い固体金属であるアルカリ金属とは異なり、標準状態では二原子非金属ガスを形成します。このことと、水素が電子を獲得して水素化物を形成することから、同じことを行うハロゲンの性質に近くなります^{[ 84 ]} (ただし、水素が H ^{− を}形成することはH ^{+ を}形成することよりもまれです)。^{[ 85 ]}さらに、最も軽い 2 つのハロゲン (フッ素と塩素) は、標準状態では水素と同様に気体です。^{[ 84 ]}水素のいくつかの性質はどちらのグループにも当てはまりません。水素は強い酸化力も強い還元力もなく、水と反応しません。^{[ 85 ]}水素はアルカリ金属とハロゲンの両方の性質を持つが、どちらのグループにも完全には一致しないため、化学的に位置づけるのが難しい。^{[ 84 ]}そのため、水素の電子配置は第 1 族が主流であるが、まれな配置では、水素が第 17 族にある場合、^{[ 86 ]}第 1 族と第 17 族の両方に水素が重複している場合、^{[ 87 ] [ 88 ]}またはすべてのグループから離れて浮遊している場合がある。^{[ 88 ] [ 89 ] [ 57 ]}ただし、この最後の選択肢は、化学者で科学哲学者のエリック・スチェリによって、他のすべての元素とは異なり、水素が周期律を完全に超えていることを示唆しているように見えるという理由で批判されている。^{[ 90 ]}

ヘリウムは、周期表においてその電子構造と一致しない位置を占める唯一の元素です。ヘリウムは最外殻に2個の電子を持ちますが、他の希ガスは8個です。また、ヘリウムはsブロック元素ですが、他の希ガスはすべてpブロック元素です。しかし、ヘリウムは標準状態では反応性がなく、最外殻は満たされています。これらの性質は、第18族の希ガスに似ていますが、第2族の反応性の高いアルカリ土類金属とは全く似ていません。これらの理由から、ヘリウムはほぼ普遍的に第18族に配置されています^{[ 6 ]。}これは、ヘリウムの性質が最もよく一致するためです^{[ 57 ]}。これらの理由から、ヘリウムを第2族に移動するという提案は、1988年にIUPACによって却下されました^{[ 23 ]} 。それにもかかわらず、ヘリウムは今日でも時折第2族に配置されており^{[ 91 ]}、その物理的および化学的性質の一部は第2族の元素に近く、電子配置を支持しています。^{[ 83 ] [ 57 ]}固体ヘリウムは六方最密充填構造で結晶化し、これは第 2 族のベリリウムとマグネシウムに一致するが、第 18 族の他の希ガスには一致しない。^{[ 92 ]}希ガス化学の最近の理論的発展では、ヘリウムはネオンよりもわずかに不活性度が低く、類似のベリリウム化合物と同様の構造を持つ (HeO)(LiF) ₂を形成すると予想されている (ただし、ネオンの類似物は予想されていない) ため、ヘリウムを第 2 族に配置することを提唱する化学者が増えている。これは電子論に関連しており、ネオンの不活性度が高い理由は、ヘリウムにはない満たされた p 殻からの反発によるものであるが、現実的には、ヘリウムを含む分子が極低温条件 (約 10 K ) 以外で安定である可能性は低い。^{[ 93 ] [ 94 ] [ 95 ] [ 96 ]} 

周期表の第1周期の異常は、ヘリウムを第2族に移動させることを支持する根拠としても挙げられている。これは、どのタイプの第1軌道も異常に小さいためである。これは、上位の類似元素とは異なり、同じタイプのより小さな軌道からの電子間反発を受けないためである。このため、各ブロックの第1周期の元素は異常に小さな原子を持ち、そのような元素は、そのグループに特有の異常を示す傾向がある。ヘリウムの位置変更を主張する一部の化学者は、ヘリウムが第2族に配置されると、同様の異常を示すが、第18族に配置されると示さないことを指摘している。一方、ヘリウムがその位置から取り除かれた場合に第18族の最初の元素となるネオンは、同様の異常を示す。^{[ 93 ]}ヘリウムとベリリウムの関係は、水素とリチウムの関係に似ていると主張されている。この配置は、はるかに一般的に受け入れられている。^{[ 94 ]}例えば、軌道の大きさのこの傾向により、第 1 族および第 13 ～ 17 族では、各主族の最初の元素と第 2 番目の元素の原子半径に大きな差が見られます。これはネオンとアルゴンの間、およびヘリウムとベリリウムの間に存在しますが、ヘリウムとネオンの間には存在しません。これは同様に希ガスの沸点と水中溶解度にも影響し、ヘリウムはネオンに近すぎるため、グループの最初の 2 つの元素間の特徴的な大きな差はネオンとアルゴンの間にのみ現れます。ヘリウムを第 2 族に移動すると、ヘリウムが第 2 族の最初の元素、ネオンが第 18 族の最初の元素となるため、この傾向は第 2 族と第 18 族でも一貫しています。どちらも、グループのカイノ対称な最初の元素の特徴的な性質を示します。 ^{[ 97 ] [ 98 ]}ヘリウムの極めて不活性な性質のため、ヘリウムが第 18 族に配置されることは依然としてほぼ普遍的である。^{[ 99 ]}さらに、水素とヘリウムの両方がすべての族から外れている表はまれにしか見られない。^{[ 89 ] [ 57 ] [ 58 ]}

多くの周期表では、fブロックが1つ右にずれているため、ランタンとアクチニウムは第3族のdブロック元素となり、Ce–LuとTh–Lrがfブロックを形成します。そのため、dブロックは非常に不均等な2つの部分に分割されます。これは、初期の誤った電子配置測定の名残です。現代の測定では、第3族にルテチウムとローレンシウムがあり、La–YbとAc–Noがfブロックであるという形式の方がより整合しています。^{[ 25 ] [ 100 ]}

イッテルビウムでは4f殻が完全に満たされているため、 1948年にレフ・ランダウとエフゲニー・リフシッツはルテチウムをfブロック元素として分類するのは誤りだと考えた。^{[ 26 ]}彼らはまだランタンをdブロックから除外する段階には至っていなかったが、 1963年に近藤淳はランタンの低温超伝導が4f殻の活性を示唆していることに気づいた。^{[ 101 ]} 1965年、デビッド・C・ハミルトンはこの観察を周期表におけるその位置と結びつけ、fブロックはLa～YbとAc～Noの元素で構成されるべきだと主張した。^{[ 64 ]}それ以来、物理的、化学的、電子的証拠がこの割り当てを支持している。^{[ 25 ] [ 23 ] [ 100 ]}この問題は1982 年にWilliam B. Jensenによって広く知られるようになり、 ^{[ 25 ]}ルテチウムとローレンシウムを第 3 族に再分類することは、1988 年 (1 ～ 18 族の番号が推奨されたとき) ^{[ 23 ]}および 2021 年^{[ 24 ] の IUPAC の報告書によって支持されました。}しかし、ほとんどの教科書の著者がこの問題を認識していないため、依然としてこの差異が存在します。^{[ 25 ]}

3つ目の形式として、第3族のイットリウムの下のスペースが空のままになっているものも時々見られます。例えば、IUPACのウェブサイトに掲載されている表^{[ 6 ]}などです。しかし、fサブシェルには14個の電子しか収容できないにもかかわらず、fブロックが15元素（La～LuおよびAc～Lr）に広がるため、量子力学と矛盾が生じます。^{[ 24 ]}さらに、文献ではどの元素が第​​ 3 グループに属するとされているかについて混乱が見られます。^{[ 24 ] [ 33 ] [ 102 ] [ 103 ] [ 104 ]} 2021 年の IUPAC 報告書では、15 元素の f ブロックは、超重元素の特性に焦点を当てた相対論的量子力学の専門分野の一部の研究者によって支持されていると指摘されていますが、プロジェクトの見解では、そのような利害関係に基づく懸念は、周期表が「一般的な化学および科学コミュニティ」にどのように提示されるかに影響を与えるべきではないとしています。^{[ 24 ]}超重元素に焦点を当てた他の著者らは、「fブロックの15番目のエントリは、fブロックの挿入位置を示すために空けられたdブロックの最初のスロットを表している」と明確にしており、これは、この形式が依然としてルテチウムとローレンシウム（問題の15番目のエントリ）を第3族のdブロック元素として持っていることを意味する。^{[ 105 ]}実際、IUPACの出版物が表を32列に拡張すると、これを明確にし、ルテチウムとローレンシウムを第3族のイットリウムの下に配置します。^{[ 106 ] [ 107 ]}

文献には Sc-Y-La-Ac を支持するいくつかの議論が見られますが、^{[ 108 ] [ 109 ]}論理的に矛盾しているとして異議が唱えられています。^{[ 63 ] [ 28 ] [ 29 ]}例えば、ランタンとアクチニウムは個々の気相原子として f 副殻の充填を開始していないため、f ブロック元素にはなり得ないと主張されています。^{[ 110 ]}しかし、f ブロック元素として議論されたことのないトリウムについても同じことが言えます。^{[ 24 ] [ 25 ]}また、この議論は反対側の問題を見落としています。つまり、f 殻の充填は Sc-Y-Lu-Lr 形式に一致するイッテルビウムとノーベリウムで完了し、Sc-Y-La-Ac 形式のようにルテチウムとローレンシウムでは完了しないということです。^{[ 111 ]}このような例外的な配置は少数派であるだけでなく、^{[ 111 ]}いずれにしても、周期表上の他の元素の位置付けに関連するものとは考えられてこなかった。気体原子では、d殻は銅、パラジウム、金で充填が完了するが、これらの配置は例外であり、dブロックはマデルング則に従って亜鉛、カドミウム、水銀で実際に終了することは化学者の間で広く受け入れられている。^{[ 33 ]}配置に関連する事実は^{[ 38 ] [ 66 ]}ランタンとアクチニウム（トリウムと同様）は 化学環境で占有される可能性のある価電子f軌道を持っているが、ルテチウムとローレンシウムは持っていないということである。^{[ 58 ] [ 112 ] [ 75 ]}これらのf殻はコアにあり、化学反応に使用できない。^{[ 65 ] [ 113 ]}したがって、イットリウムとランタンの関係は、クロムとウランの関係のように、価電子の数は同じだが価電子軌道の種類が異なる元素間の二次的な関係にすぎません。一方、イットリウムとルテチウムの関係は、価電子の数と価電子軌道の種類の両方を共有する一次的な関係です。^{[ 58 ]}

歴史的に、原子の物理的な大きさは20世紀初頭まで不明でした。水素原子の半径の最初の計算値は、物理学者アーサー・ハースによって1910年に発表され、受け入れられている値であるボーア半径（約0.529 Å）と1桁以内（10倍以内）の誤差でした。ハースは、 1904年にJJトムソンによって提案された古典的な原子モデル（しばしばプラムプディングモデルと呼ばれる）に基づく単一電子配置をモデルに使用しました。^{[ 118 ]}

原子半径（原子の大きさ）は、その最外殻軌道の大きさに依存します。^{[ 97 ]}原子半径は、一般的に主族元素に沿って左から右に進むにつれて減少します。これは、核電荷が増加する一方で、最外殻電子は依然として同じ殻にあるためです。しかし、列を下に進むにつれて、半径は一般的に増加します。これは、最外殻電子がより高い殻にあり、したがって原子核からさらに遠ざかるためです。^{[ 32 ] [ 119 ]}各ブロックの最初の行は、カイノシンメトリーまたはプリモジェニック反発と呼ばれる効果により、異常に小さくなっています。 ^{[ 120 ]} 1s、2p、3d、および4f副殻には、内部の類似物がありません。たとえば、2p軌道は、角度電荷分布がかなり異なる1sおよび2s軌道からの強い反発を受けないため、あまり大きくありません。しかし、3p軌道は、同様の角度電荷分布を持つ2p軌道から強い反発を受ける。したがって、より高いs、p、d、f副殻は、ほぼ同じ角度電荷分布を持つ内側の類似体から強い反発を受け、これを避けるために膨張する必要がある。これにより、多重結合を好む小さな2p元素と、そうでない大きな3pおよびより高いp元素との間に大きな違いが生じる。^{[ 97 ]} 1s、2p、3d、4f、および仮説上の5g元素についても同様の異常が生じる。^{[ 121 ]}この第1周期の異常の程度は、sブロックで最も高く、pブロックでは中程度であり、dブロックおよびfブロックではそれほど顕著ではない。^{[ 122 ]}

遷移元素では、内殻が満たされていますが、原子の大きさは依然として外殻電子によって決定されます。系列全体にわたって核電荷が増加することと、遮蔽のための内殻電子の数が増えることが互いにいくらか相殺されるため、半径の減少は小さくなります。^{[ 119 ]}新しいタイプの遷移系列が最初に導入された直後に現れる 4p および 5d 原子は、予想よりも小さくなります。^{[ 123 ]}これは、追加されたコア 3d および 4f 副殻が外殻電子の核電荷を不完全にしか遮蔽しないためです。したがって、たとえばガリウム原子はアルミニウム原子よりもわずかに小さくなります。^{[ 97 ]}カイノ対称性と相まって、これは周期 (s ブロックを除く) 間の偶奇差をもたらします。^{[ k ]}これは、二次周期性として知られていることがあります。偶周期の元素は原子半径が小さく、電子を失うことが少ない傾向がありますが、奇周期の元素 (最初の周期を除く) は反対の方向に異なります。そのため、例えばpブロックの多くの性質は、グループに沿って滑らかな傾向ではなく、ジグザグの傾向を示します。例えば、15族の奇数周期のリンとアンチモンは容易に+5の酸化状態に達しますが、偶数周期の窒素、ヒ素、ビスマスは+3のままでいることを好みます。^{[ 122 ] [ 124 ]}同様の状況はdブロックにも当てはまり、ルテチウムからタングステンまでの原子は、それぞれイットリウムからモリブデンまでの原子よりもわずかに小さくなっています。^{[ 125 ] [ 126 ]}

タリウム原子と鉛原子はそれぞれインジウム原子とスズ原子とほぼ同じ大きさですが、ビスマスからラドンまでは、6p 原子は対応する 5p 原子よりも大きくなります。これは、原子核が強く帯電すると、原子核が電子雲に及ぼす影響を評価するために特殊相対性理論が必要になるためです。これらの相対論的効果により、周期表の軽い同族元素と比較して、重い元素はますます異なる性質を持つようになります。スピン軌道相互作用によりp 副殻が分裂します。1 つの p 軌道は相対論的に安定化され、縮小します (タリウムと鉛を埋めます) が、他の 2 つの軌道 (ビスマスからラドンを埋めます) は相対論的に不安定化され、拡大します。^{[ 97 ]}相対論的効果は、金が金色であることや、水銀が室温で液体であることも説明します。^{[ 127 ] [ 128 ]}これらは第 7 周期の後半で非常に強くなり、周期性の崩壊につながる可能性があると予想されています。^{[ 129 ]}電子配置は元素 108 (ハッシウム)までしか明確にわかっておらず、108 を超える元素の実験化学は元素 112 (コペルニシウム) から 115 (モスコビウム) までしか行われていないため、最も重い元素の化学的特性は現在の研究テーマとなっています。^{[ 130 ] [ 131 ]}

原子半径が左から右に減少する傾向はイオン半径にも見られますが、連続する元素の最も一般的なイオンは通常電荷が異なるため、調べるのがより困難です。同じ電子配置のイオンは、より正に帯電した原子核からの引力が増加するため、原子番号が増加するにつれてサイズが小さくなります。たとえば、Se ²⁻、Br ⁻、Rb ⁺、Sr ²⁺、Y ³⁺、Zr ⁴⁺、Nb 5 ⁺、Mo ⁶⁺、Tc ⁷⁺の系列でイオン半径が減少します。同じ元素のイオンは、より多くの電子が除去されるにつれて小さくなります。これは、原子核からの引力が電子間の反発力を上回り始め、電子雲が膨張するためです。たとえば、V ²⁺、V ³⁺、V ⁴⁺、V ⁵⁺の系列でイオン半径が減少します。^{[ 132 ]}

原子の第一イオン化エネルギーは、原子から電子を取り除くのに必要なエネルギーです。これは原子半径によって変化し、左から右、下から上に向かってイオン化エネルギーが増加します。これは、原子核に近い電子ほど強く束縛され、取り除くのが難しくなるためです。したがって、イオン化エネルギーは各周期の最初の元素（水素とアルカリ金属）で最小となり、その後、周期の右端にある希ガスに達するまで一般的に増加します。 ^{[ 32 ]}この傾向には、酸素のように、取り除かれる電子が対になっているため、電子間の反発により予想よりも簡単に取り除ける例外もあります。^{[ 133 ]}

遷移系列では、内殻軌道が満たされているにもかかわらず、外殻電子が優先的に失われます。たとえば、3d系列では、3d軌道が満たされているにもかかわらず、4s電子が最初に失われます。3d電子を1つ追加することによる遮蔽効果は、核電荷の増加をほぼ相殺するため、イオン化エネルギーはほぼ一定のままですが、特に各遷移系列の終わりにはわずかな増加が見られます。^{[ 134 ]}

金属原子は化学反応で電子を失う傾向があるため、イオン化エネルギーは一般的に化学反応性と相関関係にあるが、他の要因も関係している。^{[ 134 ]}

イオン化エネルギーの反対の性質は電子親和力であり、これは原子に電子を加えるときに放出されるエネルギーです。^{[ 135 ]}通過する電子は、原子核の引力が強いほど、特にそれを収容できる部分的に満たされた外殻軌道がある場合は、原子に引き寄せられやすくなります。したがって、電子親和力は上から下、左から右に向かって増加する傾向があります。例外は最後の列の希ガスで、これらは殻が満たされており、もう1つの電子が入る余地がありません。このため、最後から2番目の列のハロゲンが最も高い電子親和力を持ちます。 ^{[ 32 ]}

希ガスなどの一部の原子は電子親和力を持たないため、安定な気相アニオンを形成できません。^{[ 136 ]} (入射電子が十分な運動エネルギーを持って到着すれば準安定共鳴を形成できますが、これらは必然的に急速に自己脱離します。たとえば、最も寿命の長いHe−準位の寿命^は約359 マイクロ秒です。) ^{[ 137 ]}イオン化エネルギーが高く電子親和力を持たない希ガスは、電子を得たり失ったりする傾向がほとんどなく、一般的に反応性が低いです。^{[ 32 ]}

傾向にはいくつかの例外があります。酸素とフッ素は、原子が小さいため、新たに加わる電子が既に存在する電子から大きな反発を受けるため、より重い同族元素である硫黄と塩素よりも電子親和力が低くなります。非金属元素の場合も同様に、電子親和力は反応性とある程度相関しますが、他の要因が関係するため、完全には相関しません。たとえば、フッ素は塩素よりも電子親和力が低い（フッ素原子が非常に小さいため、電子間の反発が極端に強い）ですが、反応性は高くなります。^{[ 135 ]}

鉛の安定な2つの酸化物である酸化鉛(II)（PbO、左）と酸化鉛(IV)（PbO₂ _、右）

元素の価数は、単純な二元水素化物を形成するために結合できる水素原子の数、または単純な二元酸化物（過酸化物や超酸化物ではない）を形成するために結合できる酸素原子の数の2倍として定義できます。^{[ 111 ]}主族元素の価数は、族番号に直接関係しています。主族1～2および13～17の水素化物は、MH、MH2、MH3、MH4、MH3、MH2、そして最後にMHの式に従います_。一方_、最高_位の_酸化物_は、M2O _、 MO 、_M2O3、MO2 、M2O5 _、 MO3 _{、M2O7の式に従って}価数が増加し_ます。^{[ l ]}今日では、原子価の概念は酸化状態の概念によって拡張されており、これは化合物中の他のすべての元素がイオンとして除去されたときに元素に残る形式電荷である。^{[ 114 ]}

電子配置は、結合に利用できる電子の数から容易に説明できることを示唆しています。^{[ 114 ]}実際、価電子の数は第1族で1から始まり、周期表の右側に向かって増加し、新しいブロックが始まるたびに3にリセットされます。したがって、第6周期では、Cs～Baは1～2個の価電子を持ち、La～Ybは3～16個、Lu～Hgは3～12個、Tl～Rnは3～8個の価電子を持ちます。^{[ 113 ]}しかし、dブロックとfブロックの右側に向かうと、すべての価電子を使用することに対応する理論上の最大値は全く達成できません。^{[ 138 ]}同じ状況は、酸素、フッ素、およびクリプトンまでの軽い希ガスにも影響します。^{[ 139 ]}

完全な説明には、電子配置だけを考慮するのではなく、異なる価数を持つ化合物の形成時に放出されるエネルギーを考慮する必要があります。^{[ 140 ]}例えば、マグネシウムは水に溶解すると、Mg ⁺カチオンではなくMg ²⁺カチオンを形成します。これは、後者が自発的にMg ⁰と Mg ²⁺カチオンに不均化するためです。これは、水和エンタルピー(カチオンを水分子で囲む) がイオンの電荷と半径とともに大きくなるためです。Mg ⁺では、最外殻軌道 (イオン半径を決定する) はまだ 3s であるため、水和エンタルピーは小さく、電子を取り除くのに必要なエネルギーを補償するには不十分です。しかし、再び Mg ²⁺にイオン化すると、コア 2p サブシェルが露出し、水和エンタルピーがマグネシウム (II) 化合物の形成を可能にするのに十分な大きさになります。同様の理由で、より重いpブロック元素の一般的な酸化状態（ns電子がnp電子よりもエネルギーが低くなる状態）は、内側の副殻を露出させてイオン半径を小さくするために必要であるため、2刻みで変化する傾向があります（たとえば、Tl ⁺は6sを露出し、Tl ³⁺は5dを露出するため、タリウムは2つの電子を失うと3つ目の電子も失う傾向があります）。軌道混成に基づく同様の議論は、電気陰性度の低いpブロック元素にも適用できます。^{[ 141 ] [ m ]}

遷移金属の場合、一般的な酸化状態は、同様の理由（次の副殻を露出させるため）により、ほぼ常に少なくとも +2 です。これは、異常な d ^x+1 s ¹または d ^x+2 s ^{0配置を持つ金属（}銀を除く）にも当てはまります。これは、d 電子間の反発により、2 番目の電子が s 副殻から d 副殻に移動しても、そのイオン化エネルギーが大きく変化しないことを意味します。^{[ 143 ]}遷移金属をさらにイオン化しても新しい内殻は露出しないため、その酸化状態は 1 刻みで変化する傾向があります。^{[ 141 ]} ランタニドと後期アクチニドは、一般的に安定な +3 酸化状態を示し、外側の s 電子を除去し、次に（通常）エネルギーが ns と似ている(n−2)f 軌道から 1 つの電子を除去します。 ^{[ 144 ]} dブロックおよびfブロック元素の一般的な最大酸化状態は、イオン化エネルギーに依存する傾向があります。各遷移系列に沿って(n-1)d軌道とns軌道の間のエネルギー差が大きくなるにつれて、さらに電子をイオン化することがエネルギー的に不利になります。したがって、初期遷移金属グループはより高い酸化状態を好む傾向がありますが、後期遷移金属グループでは+2の酸化状態がより安定になります。したがって、形式上の最高酸化状態は、各dブロック列の初めの+3から、中間の+7または+8(たとえばOsO ₄ )まで増加し、最後に+2まで減少します。^{[ 143 ]}ランタニドと後期アクチニドは通常、第4イオン化エネルギーが高く、したがって+3の酸化状態を超えることはまれですが、初期アクチニドは第4イオン化エネルギーが低く、たとえばネプツニウムとプルトニウムは+7に達することができます。^{[ 111 ] [ 143 ] [ 144 ]}最後のアクチノイドはランタノイドよりもさらに低い酸化状態に向かっています。メンデレビウムはツリウムやユーロピウム（半満殻のf殻のため、最も安定な+2状態を持つランタノイド）よりも+2状態に還元されやすく、ノーベリウムはイッテルビウムとは対照的に+3よりも+2を明らかに好みます。^{[ 54 ]}

同じグループの元素は同じ価電子配置を共有するため、通常は類似した化学的挙動を示します。たとえば、第 1 グループのアルカリ金属はすべて価電子を 1 つ持ち、非常に均質な元素のクラスを形成します。それらはすべて軟らかく反応性の高い金属です。しかし、多くの要因が関係しており、グループはしばしばかなり不均質になることがあります。たとえば、水素も価電子を 1 つ持ち、アルカリ金属と同じグループに属していますが、その化学的挙動はかなり異なります。第14 グループの安定な元素は、非金属 (炭素)、2 つの半導体 (シリコンとゲルマニウム)、および 2 つの金属 (スズと鉛) から構成されていますが、それでも 4 つの価電子を持つことで結びついています。^{[ 145 ]}これにより、最大および最小の酸化状態が類似することがよくあります (たとえば、第 16 グループの硫黄とセレンは、 SO ₃とSeO ₃のように最大酸化状態が +6、硫化物とセレン化物のように最小酸化状態が -2 です)。しかし、常にそうとは限らない（例えば、酸素は硫黄やセレンと同じグループに属しているにもかかわらず、+6の酸化状態を形成することは知られていない）。^{[ 58 ]}

元素のもう 1 つの重要な性質は、その電気陰性度です。原子は、電子をペアで共有し、価電子軌道の重なりを作ることで、互いに共有結合を形成できます。各原子が共有電子対を引き付ける程度は、原子の電気陰性度^{[ 146 ]}、つまり原子が電子を獲得または失う傾向に依存します^{[ 32 ]} 。電気陰性度が高い原子ほど電子対を引き付ける傾向が強く、電気陰性度が低い（または電気陽性度が高い）原子ほど引き付ける傾向が弱くなります。極端な場合、電子は電気陽性度が高い原子から電気陰性度が高い原子に完全に渡されたと考えることができますが、これは単純化です。この場合、結合は 2 つのイオン、つまり 1 つの正 (電子を放出した) と 1 つの負 (電子を受け取った) を結びつけ、イオン結合と呼ばれます^{[ 32 ]}。

電気陰性度は原子核が電子対をどれだけ強く引き付けることができるかに依存するため、既に説明した他の性質と同様の変化を示します。電気陰性度は上から下に向かって減少し、左から右に向かって増加する傾向があります。アルカリ金属とアルカリ土類金属は最も電気陽性の元素であり、カルコゲン、ハロゲン、希ガスは最も電気陰性の元素です。^{[ 146 ]}

電気陰性度は一般的にポーリング尺度で測定され、最も電気陰性度の高い反応性原子（フッ素）には電気陰性度4.0が、最も電気陰性度の低い原子（セシウム）には電気陰性度0.79が与えられます。^{[ 32 ]}実際にはネオンが最も電気陰性度の高い元素ですが、ネオンはほとんどの元素と共有結合を形成しないため、ポーリング尺度ではその電気陰性度を測定できません。^{[ 147 ]}

元素の電気陰性度は、結合している原子の種類と数、および既に失った電子の数によって変化します。原子は、失った電子が多いほど電気陰性度が高くなります。^{[ 146 ]}これは大きな違いを生むことがあります。+2 の酸化状態の鉛の電気陰性度はポーリング尺度で 1.87 ですが、+4 の酸化状態の鉛の電気陰性度は 2.33 です。^{[ 148 ]}

単純物質とは、1つの化学元素の原子から構成される物質のことです。電気陰性度の高い原子からなる単純物質は、互いに電子を共有（共有結合を形成）する傾向があります。それらは、小さな分子（水素や酸素など）または無限に伸びる巨大な構造（炭素やケイ素など）を形成します。希ガスは、すでに電子殻が満たされているため、単に単一の原子のままです。^{[ 32 ]}離散的な分子または単一の原子から構成される物質は、ロンドン分散力などの分子間の弱い引力によって結合しています。電子が分子内を移動すると、瞬間的な電荷の不均衡が生じ、それが近くの分子に同様の不均衡を誘発し、多くの隣接する分子間で電子の同期した動きを生み出します。^{[ 150 ]}

電気陽性度の高い原子は、代わりに電子を失う傾向があり、陽イオンを包み込む電子の「海」を形成します。^{[ 32 ]} 1 つの原子の外側の軌道が重なり合って、すべての隣接原子と電子を共有し、すべての原子に広がる巨大な分子軌道構造を形成します。^{[ 151 ]}この負に帯電した「海」は、すべてのイオンを引き付け、金属結合でそれらを一緒に保持します。このような結合を形成する元素は、しばしば金属と呼ばれ、そうでない元素は、しばしば非金属と呼ばれます。^{[ 32 ]}一部の元素は、異なる構造を持つ複数の単純な物質を形成できます。これらは同素体と呼ばれます。たとえば、ダイヤモンドとグラファイトは、炭素の 2 つの同素体です。^{[ 145 ] [ n ]}

元素の金属性は電子特性から予測できます。金属結合または共有結合の際に原子軌道が重なり合うと、結合性分子軌道と反結合性分子軌道が等しく形成され、反結合性軌道の方がエネルギーが高くなります。結合性軌道の電子数が反結合性軌道の電子数よりも多い場合、正味の結合性が生じます。したがって、各原子によって非局在化される電子の数が、重なりに寄与する軌道の数の2倍未満である場合に、金属結合が可能になります。これは、第1族から第13族の元素に当てはまります。これらの元素は、すべての原子が等価な位置を占める巨大な共有結合構造を形成するには価電子が少なすぎるため、ほとんどすべてが金属化します。例外は、イオン化エネルギーが高すぎる水素とホウ素です。そのため、水素は共有結合性のH₂分子を形成し_{、ホウ素は正二十面体B₁₂}クラスターに基づく巨大な共有結合構造を形成します。金属では、結合軌道と反結合軌道のエネルギーが重なり合い、電子が自由に流れることができる単一のバンドが形成され、電気伝導が可能になります。^{[ 153 ]}

第 14 族では、金属結合と共有結合の両方が可能になります。ダイヤモンド結晶では、炭素原子間の共有結合は強いです。これは、炭素原子の原子半径が小さいため、原子核が電子をより強く保持するためです。したがって、結果として生じる結合軌道は反結合軌道よりもエネルギーがはるかに低く、重なりがないため、電気伝導は不可能になります。炭素は非金属です。しかし、原子が大きくなるにつれて共有結合は弱くなり、結合軌道と反結合軌道の間のエネルギーギャップが減少します。したがって、シリコンとゲルマニウムはバンドギャップが小さく、常温常圧では半導体です。電子は熱励起されるとギャップを越えることができます。（ホウ素も常温常圧では半導体です。）スズではバンドギャップがなくなるため、スズと鉛は金属になります。^{[ 153 ]}温度が上昇すると、すべての非金属は、バンドギャップの大きさに応じて、多かれ少なかれ半導体特性を発現します。このように、金属と非金属は電気伝導率の温度依存性によって区別できます。金属の伝導率は温度の上昇とともに低下します（熱運動によって電子が自由に流れにくくなるため）。一方、非金属の伝導率は上昇します（より多くの電子が励起されてギャップを越えることができるため）。^{[ 154 ]}

15族から17族の元素は電子が多すぎるため、3次元すべてに伸びる巨大な共有結合分子を形成しません。軽い元素の場合、小さな二原子分子の結合が非常に強いため、凝縮相は起こりにくいです。そのため、窒素（N₂ _）、酸素（O₂ _）、白リンと黄ヒ素（P₄_とAs₄ _）、硫黄と赤セレン（S₈_とSe₈ _）、安定なハロゲン（F₂、Cl₂、Br₂、I₂）は_、少数の_原子で_{容易に共有結合分子を形成します。重い元素は、長い鎖（例：赤リン、灰色セレン、テルル）または層状構造（例：グラファイトとしての炭素、黒リン、灰色ヒ素、アンチモン}、ビスマス）を形成する傾向があり、3次元ではなく1次元または2次元にしか伸びません。リン、ヒ素、セレンの同素体として両方の種類の構造が見られますが、3つすべてにおいて長鎖同素体の方が安定しています。これらの構造はすべての軌道を結合に使用しないため、エネルギーの増加順に結合バンド、非結合バンド、反結合バンドが生じます。14族と同様に、バンドギャップはより重い元素で縮小し、鎖または層間の電子の自由な移動が可能になります。したがって、たとえば黒リン、黒ヒ素、灰色セレン、テルル、ヨウ素は半導体です。灰色ヒ素、アンチモン、ビスマスは半金属（非常に小さなバンド重なりを持つ準金属伝導を示す）です。ポロニウムと恐らくアスタチンは真の金属です。^{[ 153 ]}最後に、天然の18族元素はすべて個々の原子のままです。^{[ 153 ] [ o ]}

金属と非金属の境界線は、おおよそ左上から右下への対角線であり、遷移系列はこの対角線の左側に現れる（重なり合う軌道が多数あるため）。これは予想通りで、金属性は電気陽性度と電子を失う傾向があり、右から左、上から下に向かって増加する。したがって、金属は非金属よりもはるかに多い。境界線付近の元素は分類が難しい。金属と非金属の中間の性質を持ち、両方の特性を併せ持つことがある。これらはしばしば半金属またはメタロイドと呼ばれる。^{[ 32 ]}この意味での「半金属」という用語は、バンド構造に関係する厳密な物理的意味と混同してはならない。ビスマスは物理的には半金属であるが、化学者によって一般的に金属とみなされている。^{[ 156 ]}

次の表は、標準状態における最も安定な同素体について考察したものです。黄色で着色された元素は、金属結合によって特徴づけられる単純な物質を形成します。水色で着色された元素は巨大なネットワーク共有結合構造を形成し、濃い青色で着色された元素は、より弱いファンデルワールス力によって結合された小さな共有結合分子を形成します。希ガスは紫色で着色されています。希ガスの分子は単原子であり、共有結合は起こりません。灰色で塗りつぶされたセルは、最も安定な同素体がこのように特徴づけられるのに十分な量が準備されていない元素です。理論的考察と現在の実験的証拠は、おそらくオガネソンを除いて、凝縮相を形成できれば、これらの元素すべてが金属化することを示唆しています。^{[ 153 ] [ 157 ] [ p ]}

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  鉄は金属である
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  硫黄は非金属元素である。
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  ヒ素は、半金属またはメタロイドと呼ばれることが多い元素である。

一般的に、金属は光沢があり密度が高い。^{[ 32 ]}金属結合の強さにより、通常は融点と沸点が高く、原子が金属結合を切断することなく互いに相対的に移動できるため、展性や延性（容易に伸ばしたり形を変えたりできる）に優れていることが多い。^{[ 167 ]}電子が3次元すべてで自由に移動できるため、電気を伝導する。同様に、熱も伝導する。熱は電子によって余分な運動エネルギーとして伝達される。つまり、電子がより速く移動する。これらの性質は液体状態でも持続する。結晶構造は融解時に破壊されるが、原子は依然として接触しており、金属結合は弱まるものの持続するからである。^{[ 167 ]}金属は非金属に対して反応しやすい傾向がある。^{[ 32 ]}これらの一般化にはいくつかの例外が見られます。たとえば、ベリリウム、クロム、^{[ 85 ]}マンガン、^{[ 168 ]}アンチモン、^{[ 169 ]}ビスマス、^{[ 170 ]}およびウランは脆いです（網羅的なリストではありません）。^{[ 85 ]}クロムは非常に硬いです。^{[ 171 ]}ガリウム、ルビジウム、セシウム、および水銀は室温または室温付近で液体です。^{[ q ]}また、金などの貴金属は化学的に非常に不活性です。^{[ 172 ] [ 173 ]}

非金属はさまざまな性質を示します。巨大な共有結合結晶を形成するものは、強い共有結合を克服するにはかなりのエネルギーが必要なため、高い融点と沸点を示します。離散分子を形成するものは、主に分散力によって結合しており、これは克服しやすいため、融点と沸点が低くなる傾向があり、^{[ 174 ]}多くは室温で液体または気体です。^{[ 32 ]}非金属はしばしば地味な外観をしています。希ガスを除いて、金属に対して反応する傾向があります。希ガスはほとんどの物質に対して不活性です。^{[ 32 ]}原子がしっかりと固定されているため、固体では脆くなります。移動可能な電子がないため、密度が低く、電気伝導性も劣ります。^{[ 32 ] [ 175 ]境界付近ではバンドギャップが小さいため、その領域の多くの元素は、シリコン、ゲルマニウム、 [ 175 ]}テルルなどの半導体です。^{[ 153 ]}セレンには半導体性の灰色同素体と絶縁性の赤色同素体の両方があり、ヒ素には金属性の灰色同素体、半導体性の黒色同素体、絶縁性の黄色同素体があります（ただし、最後の黄色同素体は常温常圧下では不安定です）。^{[ 154 ]}ただし例外もあります。たとえば、ダイヤモンドは既知のすべての物質の中で最も高い熱伝導率を持ち、どの金属よりも高いです。^{[ 176 ]}

金属と非金属の境界をまたぐ半金属のクラスを指定することは一般的である。なぜなら、その領域の元素は物理的性質と化学的性質の両方において中間的だからである。^{[ 32 ]}しかし、文献において、どの元素をそのように指定すべきかについての合意は存在しない。そのようなカテゴリーが使用される場合、ケイ素、ゲルマニウム、ヒ素、テルルはほぼ必ず含まれ、ホウ素とアンチモンは通常含まれる。しかし、ほとんどの情報源は他の元素も含め、どの追加元素を追加すべきかについて合意はなく、また、このリストから削除する情報源もある。^{[ r ]}例えば、一般的に半金属または非金属とみなされる他のすべての元素とは異なり、アンチモンの唯一の安定形は金属伝導性を持つ。さらに、この元素は物理的および化学的挙動においてビスマス、より一般的には他のpブロック金属に似ている。このことから、一部の著者は、アンチモンは半金属よりも金属として分類する方が適切であると主張している。^{[ 85 ] [ 181 ] [ 154 ]}一方、セレンは最も安定な形態では半導体特性を示し（絶縁性の同素体も存在する）、半金属とみなすべきであると主張されてきた^{[ 181 ]}。ただし、この状況はリンにも当てはまるが^{[ 154 ]}、リンは半金属の中でははるかに稀な存在である。^{[ r ]}

周期表全体を通して、同じグループに属さない元素間にもいくつかの関係があります。例えば、対角線上に隣接する元素間の対角線関係（リチウムとマグネシウムなど）です。 ^{[ 122 ]}また、元素が同じ数の価電子を持つ場合、主族元素と遷移金属元素の間、または初期ア​​クチノイドと初期遷移金属の間にも類似点が見られます。例えば、ウランは第6族のクロムやタングステンといくらか似ています。^{[ 122 ]}なぜなら、これら3つはすべて6個の価電子を持っているからです。^{[ 182 ]}価電子の数は同じだが価電子軌道の種類が異なる元素間の関係は、二次関係または同価関係と呼ばれています。通常、これらの元素は同じ最大酸化状態を持ちますが、同じ最小酸化状態を持ちません。例えば、塩素とマンガンはどちらも最大酸化状態が+7（例えばCl2O7とMn2O7）です_が、それぞれの最小_酸化状態は-1（例えばHCl）と-3（K3 _[ Mn(CO) _{4 ]）です。価電子の空孔の数が同じで価電子の数が異なる元素は、三}次または等価アクセプター関係で関連付けられています。通常、最小酸化状態は似ていますが、最大酸化状態は異なります。例えば、水素と塩素はどちらも最小酸化状態が-1（水素化物と塩化物）ですが、水素の最大酸化状態は+1（例えばH2O ）で_、塩素の最大酸化状態は+7です。^{[ 58 ]}

元素の他の多くの物理的性質は、周期律に従って周期的な変化を示します。例えば、融点、沸点、融解熱、蒸発熱、原子化エネルギーなどです。元素の化合物にも同様の周期的な変化が現れ、水素化物、酸化物、硫化物、ハロゲン化物などを比較することで観察できます。^{[ 146 ]}化学的性質は定量的に記述するのがより困難ですが、同様に独自の周期性を示します。例としては、元素とその化合物の酸性および塩基性の性質の変化、化合物の安定性、元素の分離方法などがあります。^{[ 114 ]}周期性は、未知の新しい元素や新しい化合物の性質を予測するために広く使用されており、現代化学の中心となっています。^{[ 183 ]}

1817年、ドイツの物理学者ヨハン・ヴォルフガング・デーベライナーは、元素を分類する初期の試みの1つを開始しました。^{[ 201 ]} 1829年、彼はいくつかの元素を3つのグループに分けることができ、各グループのメンバーは関連する性質を持っていることを発見しました。彼はこれらのグループをトライアドと名付けました。^{[ 202 ] [ 203 ]}塩素、臭素、ヨウ素はトライアドを形成し、カルシウム、ストロンチウム、バリウム、リチウム、ナトリウム、カリウム、硫黄、セレン、テルルも同様でした。^{[ 204 ]}さまざまな化学者が彼の研究を引き継ぎ、小さな元素グループ間の関係をますます多く特定することができました。しかし、彼らはそれらすべてを包含する1つの体系を構築することはできませんでした。^{[ 205 ]}

ジョン・ニューランズは1863年2月に化学ニュース誌に化学元素の周期性に関する書簡を発表した。 ^{[ 206 ]} 1864年、ニューランズは化学ニュース誌に、元素を原子量の順に並べると、連続する番号を持つ元素はしばしば同じグループに属するか、異なるグループ内で似たような位置を占めることを示し、与えられた元素から始まる8番目の元素は、この配列では最初の元素の繰り返しのようなもので、音楽のオクターブの8番目の音符のようなものだと指摘した（オクターブの法則）。^{[ 206 ]}しかし、ニューランズの定式化は主族元素にはうまく適用できたが、他の元素では深刻な問題に直面した。^{[ 58 ]}

ドイツの化学者ロタール・マイヤーは、類似した化学的および物理的性質の系列が周期的に繰り返されることに注目した。彼によれば、原子量を縦軸（つまり垂直軸）に、原子体積を横軸（つまり水平軸）にプロットすると、曲線は一連の最大値と最小値を得るが、最も電気陽性の元素は、原子量の順に曲線のピークに現れる。1864年に彼の著書が出版され、そこには28元素を含む周期表の初期バージョンが掲載され、元素は価数によって6つの族に分類された。元素が価数によってグループ化されたのはこれが初めてであった。それまで、原子量の不正確な測定によって、元素を原子量によって整理する作業は妨げられていた。^{[ 207 ]} 1868年に彼は周期表を改訂したが、この改訂は彼の死後に草稿としてのみ出版された。^{[ 208 ]}

メンデレーエフの1869年の周期表

メンデレーエフの1871年の周期表

決定的な突破口を開いたのは、ロシアの化学者ドミトリ・メンデレーエフでした。他の化学者（マイヤーを含む）もほぼ同時期に周期表の別のバージョンを発見していましたが、メンデレーエフは自身のシステムの開発と擁護に最も熱心で、科学界に最も大きな影響を与えたのは彼のシステムでした。^{[ 209 ]} 1869年2月17日（グレゴリオ暦では1869年3月1日）、メンデレーエフは元素を配列し、原子量で比較し始めました。彼は少数の元素から始め、その日のうちに彼のシステムは拡大し、既知の元素のほとんどを網羅するようになりました。一貫した配列を見つけた後、彼の印刷された表は1869年5月にロシア化学会の雑誌に掲載されました。^{[ 210 ]}元素がシステムに合わないように見える場合、彼は大胆にも、原子価または原子量の測定が間違っているか、まだ発見されていない欠落した元素があると予測しました。^{[ 58 ]} 1871年、メンデレーエフは、自身の表を更新した長文の論文を発表し、未知の元素に関する自身の予測を明確に示した。メンデレーエフは、これらの未知の元素のうち3つの性質を詳細に予測した。当時見つかっていなかったホウ素、アルミニウム、ケイ素のより重い同族元素である。彼はそれらをエカホウ素、エカアルミニウム、エカケイ素と名付けた（「エカ」はサンスクリット語で「1」を意味する）。^{[ 210 ] [ 211 ] : 45} 1875年、フランスの化学者ポール＝エミール・ルコック・ド・ボワボードランは、メンデレーエフの予測を知らずに、閃亜鉛鉱の試料から新しい元素を発見し、それをガリウムと名付けた。彼はその元素を単離し、その性質の決定を開始した。メンデレーエフはド・ボワボードランの論文を読み、ガリウムは自分が予測したエカアルミニウムであると主張する手紙を送った。ルコック・ド・ボワボードランは当初懐疑的で、メンデレーエフが自分の発見の功績を横取りしようとしているのではないかと疑っていたが、後にメンデレーエフが正しかったことを認めた。^{[ 212 ]} 1879年、スウェーデンの化学者ラース・フレドリック・ニルソンは新元素を発見し、スカンジウムと名付けた。それはエカホウ素であることが判明した。エカケイ素は1886年にドイツの化学者クレメンス・ウィンクラーによって発見され、ゲルマニウムと名付けられた。ガリウム、スカンジウム、ゲルマニウムの性質はメンデレーエフの予測と一致した。^{[ 213 ]}1889年、メンデレーエフはロンドンの王立研究所で行われたファラデー記念講演で、「周期律の正確さと普遍性を確認するために、これらの元素の発見を英国化学会に報告できるほど長生きするとは思っていなかった」と述べた。^{[ 214 ]}メンデレーエフが予言していなかった19世紀末の希ガスの発見でさえ、彼の体系では第8の主要グループとしてうまく収まった。^{[ 215 ]}

しかしメンデレーエフは、既知のランタノイドが他の元素のように周期的な原子価の変化を示さなかったため、それらを自身の体系に当てはめるのに苦労した。多くの研究の後、チェコの化学者ボフスラフ・ブラウナーは1902年に、ランタノイドはすべて周期表の1つのグループにまとめることができると提案した。彼はこれを天文学的な類推から「小惑星仮説」と名付けた。火星と木星の間には単一の惑星ではなく小惑星帯があるように、イットリウムの下の領域は単一の元素ではなくすべてのランタノイドによって占められていると考えられた。^{[ 33 ]}

原子の内部構造が解明された後、1913年にオランダのアマチュア物理学者アントニウス・ファン・デン・ブルークは、原子核電荷が周期表における元素の位置を決定すると提唱した。^{[ 216 ] [ 217 ]}ニュージーランドの物理学者アーネスト・ラザフォードはこの原子核電荷に「原子番号」という言葉を造語した。^{[ 218 ]}ファン・デン・ブルークは発表した論文で、電子の数に応じて元素を配置した最初の電子周期表を示した。^{[ 217 ]}ラザフォードは1914年の論文で、ボーアがファン・デン・ブルークの見解を受け入れたことを確認した。^{[ 219 ]}

同年、イギリスの物理学者ヘンリー・モーズリーは、X線分光法を用いてファン・デン・ブルークの提案を実験的に確認した。モーズリーはアルミニウムから金までの各元素の核電荷の値を測定し、メンデレーエフの順序が実際に元素を核電荷の順に並べていることを示した。^{[ 220 ]}核電荷は陽子の数と同一であり、各元素の原子番号（ Z ）の値を決定する。原子番号を使用すると、元素の明確な整数ベースの順序が得られる。モーズリーの研究は、原子量と化学的性質の間の矛盾をすぐに解決した。これは、テルルやヨウ素のように、原子番号は増加するが原子量は減少する場合であった。^{[ 216 ]}モーズリーは第一次世界大戦で間もなく死亡したが、スウェーデンの物理学者マンネ・シーグバーンはウランまで彼の研究を続け、ウランが当時知られていた最大の原子番号（92）を持つ元素であることを確立した。^{[ 221 ]}モーズリーとシーグバーンの研究に基づき、まだ発見されていない元素に対応する原子番号も判明した。43、61、72、75、85、87 である。^{[ 216 ]}（実際には、元素 75 は1908 年に日本の化学者小川正孝によって既に発見され、ニッポニウムと名付けられていたが、彼はそれを 75 ではなく 43 と誤って割り当てたため、彼の発見は後になるまで一般には認められなかった。元素 75 の現在受け入れられている発見は 1925 年にウォルター・ノダック、イダ・タッケ、オットー・ベルクがそれぞれ独立してそれを再発見し、現在の名称であるレニウムを与えた時である。）^{[ 222 ]}

原子物理学の黎明期は、同位体の状況も明らかにした。原始的な放射性元素であるトリウムとウランの崩壊系列では、原子量は異なるが化学的性質は全く同じである、見かけ上新しい元素が多数存在することがすぐに明らかになった。1913年、フレデリック・ソディはこの状況を説明するために「同位体」という用語を作り出し、同位体は単に同じ化学元素の異なる形態であると考えた。これにより、テルルとヨウ素のような矛盾もさらに明確になった。テルルの天然同位体組成はヨウ素よりも重い同位体に偏っているが、テルルの原子番号はヨウ素よりも小さい。^{[ 223 ]}

デンマークの物理学者ニールス・ボーアは、マックス・プランクの量子化の概念を原子に適用した。彼は、電子のエネルギー準位は量子化されており、離散的な安定エネルギー状態のみが許容されると結論付けた。ボーアはその後、電子配置を通して周期性を理解しようと試み、1913年に外殻電子が元素の化学的性質の原因であると推測した。 ^{[ 224 ] [ 225 ]} 1913年、彼は量子原子に基づいた最初の電子周期表を作成した。^{[ 226 ]}

ボーアは1913年に電子殻を「環」と呼んだ。当時、彼の惑星モデルでは、殻内の原子軌道は存在しなかった。ボーアは1913年の有名な論文の第3部で、殻内の電子の最大数は8であると説明し、「さらに、n個の電子の環は、 n < 8でない限り、電荷neの原子核の周りを単一の環で回転することはできないことがわかる」と書いている。より小さな原子の場合、電子殻は次のように満たされる。「電子の環は、同数の電子を含む場合にのみ結合し、したがって、内側の環の電子の数は2、4、8のみとなる」。しかし、より大きな原子では、最も内側の殻には8個の電子が含まれる。「一方、元素の周期表は、ネオンN = 10ですでに8個の電子の内側の環が存在することを強く示唆している」。彼が提案した原子の電子配置（右図参照）は、現在知られているものとはほとんど一致しない。^{[ 227 ] [ 228 ]}アーノルド・ゾンマーフェルトとエドモンド・ストーナーの研究により、より多くの量子数が発見された後、それらはさらに改良された。^{[ 223 ]}

ボーアの原子論における化学ポテンシャルを体系的に拡張・修正した最初の人物は、 1914年と1916年にヴァルター・コッセルであった。コッセルは、周期表では電子が最外殻に追加されるにつれて新しい元素が生成されると説明した。コッセルの論文には次のように書かれている。

このことから、さらに加えられる電子は同心円状の環または殻に配置されるべきであり、それぞれの環または殻には一定数の電子（この場合は8個）だけが配置されるべきであるという結論に至る。1つの環または殻が完成するとすぐに、次の元素のために新しい環または殻を開始する必要がある。最も容易にアクセスでき、最も外側の周縁部に位置する電子の数は、元素ごとに再び増加するため、新しい殻の形成ごとに化学的周期性が繰り返される。^{[ 229 ]}

1919年の論文で、アーヴィング・ラングミュアは、現在軌道と呼ばれる「セル」の存在を仮定し、各セルにはそれぞれ8個の電子しか収容できず、これらは現在殻と呼ばれる「等間隔の層」に配置されていると述べた。彼は最初の殻には2個の電子しか収容できないという例外を設けた。^{[ 230 ]}化学者のチャールズ・ラゲリー・ベリーは1921年に、殻内の8個と18個の電子が安定した配置を形成すると示唆した。ベリーは、遷移元素の電子配置は最外殻の価電子に依存すると提案した。^{[ 231 ]}彼は、現在遷移金属または遷移元素として知られる元素を説明するために「遷移」という言葉を導入した。^{[ 232 ]}元素 72 の発見によりボーアの理論が正当化された。ジョルジュ・ウルバンはそれを希土類元素セルチウムとして発見したと主張したが、ベリーとボーアは元素 72 は希土類元素ではなく、ジルコニウムの同族元素でなければならないと予測していた。ディルク・コスターとゲオルク・フォン・ヘヴェシーはジルコニウム鉱石からその元素を探し、元素 72 を発見し、ボーアの故郷コペンハーゲン(ラテン語でHafnia )にちなんでハフニウムと名付けた。 ^{[ 233 ] [ 234 ]}ウルバンのセルチウムは単に精製されたルテチウム(元素 71)であることが判明した。^{[ 235 ]}こうしてハフニウムとレニウムは最後に発見された安定元素となった。^{[ 223 ]}

ボーアに促され、ヴォルフガング・パウリは1923年に電子配置の問題に取り組みました。パウリはボーアのスキームを拡張して4つの量子数を使用し、 2つの電子が同じ4つの量子数を持つことはできないという排他原理を定式化しました。これにより、周期表の周期の長さ（2、8、18、32）が説明され、これは各殻が占めることができる電子の数に対応しています。^{[ 236 ]} 1925年、フリードリヒ・フントは現代の配置に近い配置に到達しました。^{[ 237 ]}これらの進歩の結果、周期性は元素の価数ではなく、化学的に活性な価電子の数に基づくようになりました。^{[ 58 ]}元素の電子配置を記述するアウフバウ原理は、1926 年にエルヴィン・マデルングによって初めて経験的に観測されましたが、 [ 45 ^]最初にそれを発表したのは1930 年のウラジーミル・カラペトフでした。 ^{[ 238 ] [ 239 ]} 1961 年に、フセヴォロド・クレチコフスキーはトーマス・フェルミ模型からマデルング則の最初の部分（軌道はn + ℓ の増加順に満たされる）を導き出しました。^{[ 240 ]}完全な規則は、1971 年にユーリー・N・デムコフとヴァレンティン・N・オストロフスキーによって同様のポテンシャルから導き出されました。^{[ 241 ] [ s ]}

量子論は、遷移金属とランタニドが主族の中間に位置する独自のグループを形成していることを明らかにしたが、それ以前にも一部の化学者は、それらをこのように示す表を提案していた。イギリスの化学者ヘンリー・バセットは1892年に、デンマークの化学者ユリウス・トムセンは1895年に、スイスの化学者アルフレッド・ヴェルナーは1905年に提案した。ボーアは1922年のノーベル賞受賞講演でトムセンの形式を使用した。ヴェルナーの形式は、現代の32列形式と非常によく似ている。特に、これはブラウナーの小惑星仮説に取って代わった。^{[ 33 ]}

ランタノイドの正確な位置、ひいては第 3 族の構成は、当初電子配置が誤って測定されたため、その後数十年にわたって議論の的となった。^{[ 25 ] [ 93 ]}化学的根拠から、バセット、ヴェルナー、ベリーは、スカンジウムとイットリウムをランタンではなくルテチウムとグループ化した (ルテチウムはまだ発見されていなかったため、前 2 つの原子はイットリウムの下に空きスペースを残した)。^{[ 33 ] [ 231 ]} 1927 年に、フントは、ランタノイド原子は主に三価であるため、すべてのランタノイド原子は [Xe]4f ^0–14 5d ¹ 6s ²の配置を持つと仮定した。現在では、化学と電子配置の関係はそれよりも複雑であることがわかっている。^{[ t ] [ 54 ]}初期の分光学的証拠はこれらの配置を裏付けるように見えたため、周期表は第 3 族をスカンジウム、イットリウム、ランタン、アクチニウムとし、14 個の f 元素がランタンとハフニウムの間の d ブロックを分割するように構成されました。^{[ 25 ]}しかし、これは 15 個のランタノイドのうち 4 個 (ランタン、セリウム、ガドリニウム、ルテチウム) にのみ当てはまり、他のランタノイド原子には d 電子がないことが後に発見されました。特に、イッテルビウムは 4f 殻を完成させるため、ソビエトの物理学者レフ・ランダウとエフゲニー・リフシッツは 1948 年に、ルテチウムは f ブロック元素ではなく d ブロック元素として正しく見なされていると指摘しました。^{[ 26 ]}バルクランタンがf金属であるという説は、低温超伝導を根拠に、1963年に近藤淳によって初めて提唱された。^{[ 101 ]}これにより、元素をブロックごとに分類し、周期表上に配置する際に、化学環境において役割を果たす可能性のある原子の低励起状態を調べることの重要性が明らかになった。^{[ 64 ] [ 66 ] [ 25 ]}その後、多くの著者が物理的、化学的、電子的観点からこの修正を再発見し、関連するすべての元素に適用したため、第3族にはスカンジウム、イットリウム、ルテチウム、ローレンシウムが含まれるようになり^{[ 64 ] [ 23 ] [ 93 ]}、ランタンからイッテルビウム、アクチニウムからノー​​ベリウムがfブロックの行となった。^{[ 64 ] [ 23 ]}この修正版はマデルングの規則と整合性があり、バセット、ヴェルナー、ベリーによる当初の化学配置が正しかったことを証明している。^{[ 33 ]}

1988年、IUPACはこの第3族元素の構成を支持する報告書を発表し^{[ 23 ]}、この決定は2021年に再確認された^{[ 24 ]。}第3族元素の構成については教科書で依然としてばらつきが見られ^{[ 35 ]}、この形式に反対する議論も今日でも発表されている^{[ 63 ]}が、この問題を検討した化学者や物理学者は、第3族元素がスカンジウム、イットリウム、ルテチウム、ローレンシウムを含むという点で概ね一致しており、反論は矛盾しているとして異議を唱えている^{[ 63 ] 。}

1936年までに、水素からウランまでの未発見元素のプールは4つに縮小し、元素43、61、85、87が未発見のままとなった。元素43は最終的に、自然界で発見されるのではなく、核反応によって人工的に合成された最初の元素となった。これは1937年にイタリアの化学者エミリオ・セグレとカルロ・ペリエによって発見され、彼らはギリシャ語で「人工の」を意味する言葉にちなんで、その発見をテクネチウムと名付けた。 ^{[ 242 ]}元素61（プロメチウム）と85（アスタチン）も同様に、それぞれ1945年と1940年に人工的に生成された。元素87（フランシウム）は、1939年にフランスの化学者マルグリット・ペレーによって自然界で最後に発見された元素となった。^{[ 243 ] [ u ]}ウランを超える元素も同様に人工的に発見され、1940年にエドウィン・マクミランとフィリップ・アベルソンがネプツニウムを発見したことから始まった（ウランに中性子を照射することによって）。^{[ 76 ]}グレン・T・シーボーグとローレンス・バークレー国立研究所（LBNL）の彼のチームは、1941年にプルトニウムから始まり、超ウラン元素の発見を続け、それまでの考えとは異なり、アクチニウム以降の元素は遷移金属ではなくランタノイドの同族元素であることを発見した。^{[ 244 ]}バセット（1892）、ヴェルナー（1905）、フランスのエンジニアのシャルル・ジャネ（1928）は以前にこれを提唱していたが、彼らの考えは当時一般には受け入れられなかった。^{[ 33 ]}シーボーグはそれらをアクチニドと呼んだ。^{[ 244 ]} 101番元素（メンデレーエフにちなんでメンデレビウムと命名）までは、中性子またはアルファ粒子照射、あるいは99番元素（アインスタイニウム）と100番元素（フェルミウム）の場合は核爆発によって、1955年までに合成された。^{[ 76 ]}

1960年代から1970年代にかけて、元素102から106をめぐって大きな論争が起こった。LBNLチーム（現在はアルバート・ギオルソが率いる）と、合同原子核研究所（JINR）のゲオルギー・フリョロフ率いるソ連の科学者チームとの間で競争が生じたためである。両チームが発見を主張し、場合によってはそれぞれが元素に独自の名前を提案したため、数十年にわたる元素命名論争が生じた。これらの元素は、アクチニドに軽イオンを照射することによって作られた。^{[ 245 ]} IUPACは当初、合意が得られるかどうか様子を見ることを優先し、介入しない姿勢をとった。しかし、冷戦の真っ只中であったため、合意が得られないことは明らかになった。そのため、IUPACと国際純粋応用物理学連合（IUPAP）は、発見基準を設定するために1985年にトランスファーミウムワーキンググループ（TWG、フェルミウムは元素番号100）を設立し、 1991年に発表しました。 ^{[ 246 ] [ 247 ]}さらにいくつかの論争の後、これらの元素は1997年に最終的な名前が付けられ、その中にはシーボーグにちなんでシーボーギウム（106）も含まれています。^{[ 248 ]}

TWGの基準は、LBNLとJINR、およびドイツ（GSI）と日本（理化学研究所）の研究機関からの後の元素発見の主張を仲裁するために使用されました。^{[ 249 ]}現在、発見の主張の検討はIUPAC/IUPAP合同作業部会によって行われています。優先順位が割り当てられた後、元素は正式に周期表に追加され、発見者は自分の名前を提案するように招待されました。^{[ 6 ]} 2016年までに、118までのすべての元素についてこれが行われ、周期表の最初の7行が完成しました。^{[ 6 ] [ 250 ]} 106 を超える元素の発見は、 JINR のユーリ・オガネシアンが考案した技術によって可能になった。冷核融合 (鉛とビスマスに重イオンを照射) により、1981 ～ 2004 年に GSI で 107 ～ 112 の元素が、理化学研究所で 113 の元素が発見され、彼は JINR チーム (アメリカの科学者と共同で) を率いて、1998 ～ 2010 年に高温核融合 (アクチニドにカルシウムイオンを照射) を使用して 114 ～ 118 の元素を発見した。^{[ 251 ] [ 252 ]}最も重い既知の元素であるオガネソン (118) は、オガネシアンに敬意を表して命名された。元素 114 は、彼の前任者であり師であるフライョロフに敬意を表してフレロビウムと命名された。^{[ 252 ]}

周期表の150周年を記念して、国連は2019年を「国際周期表年」と宣言し、「科学における最も重要な成果の1つ」を祝いました。^{[ 253 ]} TWGによって定められた発見基準は、1991年には予見できなかった実験的および理論的進歩に対応して、2020年に更新されました。^{[ 254 ]}今日、周期表は化学で最もよく知られたアイコンの1つです。^{[ 82 ]} IUPACは現在、周期表に関連する多くのプロセスに関与しています。新しい元素の認識と命名、グループ番号と集合名の推奨、原子量の更新などです。^{[ 6 ]}