周期表

周期表は元素周期表とも呼ばれ、化学元素を行 (「周期」) と列 (「グループ」) に整然と並べたものです。これは化学の象徴であり、物理学やその他の科学で広く使用されています。これは周期律を描写したもので、元素を原子番号順に並べると、その特性がほぼ繰り返されることがわかります。この表は、ブロックと呼ばれる 4 つのほぼ長方形の領域に分割されています。同じグループの元素は、同様の化学的特性を示す傾向があります。

周期表は、垂直、水平、対角の傾向を特徴としています。金属的性質は、グループを下るにつれて、また周期にわたって右から左に行くにつれて増加します。非金属的性質は、周期表の左下から右上に行くにつれて増加します。

一般に受け入れられた最初の周期表は、1869年にロシアの化学者ドミトリ・メンデレーエフが作成したものである。彼は、化学的性質が原子量に依存するという周期律を定式化した。当時はすべての元素が知られていなかったため、彼の周期表には空白部分があったが、メンデレーエフは周期律を利用して、欠けている元素のいくつかの性質を予測することに成功した。周期律は、19世紀後半に基礎的な発見として認識された。周期律は、20世紀初頭に原子番号の発見と、それに関連する量子力学の先駆的な研究によって説明され、どちらのアイデアも原子の内部構造を解明するのに役立った。周期表の現代的な形は、1945年にグレン・T・シーボーグがアクチニド元素が実際にはdブロック元素ではなくfブロック元素であることを発見したことによって確立された。周期表と周期律は、現在では現代化学の中心的かつ不可欠な要素となっている。

周期表は科学の進歩とともに進化し続けている。自然界には原子番号94までの元素しか存在しない。^[a]それ以上進むには、研究室で新しい元素を合成する必要があった。2010年までに最初の118個の元素が知られ、表の最初の7行が完成した。^{[1]しかし、最も重い元素については、その特性が位置と一致することを確認するための化学的特性評価がまだ必要である。新たな発見により、この表は}これら7行を超えて拡張されるが、さらにいくつの元素が可能かはまだわかっていない。さらに、理論計算では、この未知の領域は表の既知の部分のパターンに従わないことが示唆されている。今日の表でいくつかの元素が正しく配置されているかどうかについても、科学的議論が続いている。周期律には多くの代替表現があり、周期表の最適な形式があるかどうかについても議論がある。

各化学元素には、原子核内の陽子の数を表す固有の原子番号（Z はドイツ語で「数」の「Zahl」の略）があります。^[4]したがって、それぞれの異なる原子番号は原子のクラスに対応しており、これらのクラスは化学元素と呼ばれます。^[5]化学元素は、周期表が分類および整理したものです。水素は原子番号1の元素、ヘリウムは原子番号2、リチウムは原子番号3というように続きます。これらの名前はそれぞれ、1文字または2文字の化学記号でさらに省略できます。水素、ヘリウム、リチウムはそれぞれ、H、He、Liです。^[6]中性子は原子の化学的同一性には影響しませんが、原子の重さには影響します。陽子の数が同じで中性子の数が異なる原子は、同じ化学元素の同位体と呼ばれます。^[6]天然に存在する元素は通常、異なる同位体の混合物として存在します。各同位体は通常、特徴的な存在比で存在するため、天然元素は明確に定義された原子量を持ち、これはその元素の天然原子の平均質量として定義されます。^[7] すべての元素には複数の同位体、つまり陽子の数は同じですが中性子の数が異なる変種があります。たとえば、炭素には3つの天然同位体があります。炭素の原子はすべて6個の陽子を持ち、ほとんどは6個の中性子を持っていますが、約1パーセントは7個の中性子を持ち、非常に小さな割合で8個の中性子を持っています。同位体は周期表で分けられることはなく、常に1つの元素の下にグループ化されています。原子質量が表示される場合、それは通常、天然同位体の加重平均ですが、同位体が大量に天然に存在しない場合は、最も安定した同位体の質量が括弧内に表示されることがよくあります。^[8]

標準周期表では、元素は原子番号の昇順で記載されている。新しい電子殻に最初の電子が入ると、新しい行（周期）が始まる。列（グループ）は原子の電子配置によって決定され、特定のサブシェルに同じ数の電子を持つ元素は同じ列に入る（例えば、酸素、硫黄、セレンは、すべて最外殻のpサブシェルに4つの電子を持っているため、同じ列に入る）。化学的性質が似ている元素は、通常、周期表の同じグループに入るが、fブロック、そしてある程度dブロックでは、同じ周期の元素は同様の性質を持つ傾向がある。したがって、ある元素の周りの元素の性質を知っていれば、その元素の化学的性質を予測するのは比較的簡単である。^[9]

現在、118 種類の元素が知られており、そのうち最初の 94 種類は現在地球上で自然発生していることが知られています。^{[10] [a]}残りの 24 種類、アメリシウムからオガネソン (95–118) は、実験室で合成された場合にのみ存在します。天然に存在する 94 種類の元素のうち、83 種類は原始元素であり、11 種類は原始元素の崩壊系列でのみ存在します。後者のいくつかは非常に希少であるため自然界では発見されず、自然界に存在すると判明する前に実験室で合成されました。テクネチウム(元素番号 43)、プロメチウム(元素番号 61)、アスタチン(元素番号 85)、ネプツニウム(元素番号 93)、プルトニウム(元素番号 94) です。^[12]アインスタイニウム(元素番号 99)より重い元素は、純粋な形ではマクロ的な量で観測されたことがなく、アスタチンも同様です。フランシウム（元素番号87）は、微量（30万個の原子）から発せられる光の形でのみ写真に撮られています。 ^[14] 94の天然元素のうち、80は安定同位体を持ち、さらに1つ（ビスマス）はほぼ安定同位体（半減期は2.01×10 ¹⁹ 年で、宇宙の年齢の10億倍以上）を持っています。^{[15] [b]}さらに2つ、トリウムとウランには、半減期が地球の年齢に匹敵する放射性崩壊を起こす同位体があります。安定元素にビスマス、トリウム、ウランを加えたものが、地球形成以来生き残った83の原始元素を構成しています。 ^[c]残りの11の天然元素は崩壊が速いため、それらの継続的な痕跡的存在は、主にトリウムとウランの崩壊の中間生成物として絶えず再生されることに依存しています。^[d] 24の既知の人工元素はすべて放射性です。^[6]

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までの数字で番号が付けられています。この番号付けでは、fブロックグループは無視されます。^[22]グループはまた、最初の元素で命名されることもあり、例えば、グループ3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、グループがsブロックまたはpブロックにある場合はローマ数字の後に「A」が続き、グループがdブロックにある場合は「B」が続きました。使用されるローマ数字は、今日の命名規則の最後の桁に対応しています（例えば、グループ4の元素はグループIVB、グループ14の元素はグループIVAでした）。ヨーロッパでは、アルファベットの表記は似ていたが、グループ1から7には「A」が使用され、グループ11から17には「B」が使用された。さらに、グループ8、9、10は、両方の表記法でグループVIIIとして総称される、1つの3倍サイズのグループとして扱われていた。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）は廃止された。^[23]

スペースの都合上、^{[30] [31]}周期表ではfブロック元素を切り取って本体の下に別個の部分として配置することが一般的です。^{[32] [30] [23]}これにより、元素列の数が32から18に減ります。^[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]または長形式と呼ばれることがあります。^[33] fブロックが省略された形式は、18列^[6]または中長形式と呼ばれます。^[33] 32列形式には、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が必要になるという欠点があります。^[34]選択された形式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、グループ3の構成について説明する場合、両方の形式でオプションを平等に（偏見なく）表示できます。^[35]

周期表には通常、少なくとも元素の記号が記載されている。また、色分けやセル内のデータなど、元素に関する補足情報も記載されているものも多い。上の表には、元素の名前と原子番号、元素のブロック、自然発生、標準原子量が示されている。標準原子量のない短寿命元素については、最も安定した既知の同位体の質量数が代わりに使用されている。他の表には、物質の状態、融点と沸点、密度などの特性が記載されているほか、元素のさまざまな分類も記載されている。^[e]

周期表は周期律を図式的に表したものである。^[36]周期律は、化学元素の特性と原子構造は原子番号の周期的な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は周期表全体の特性の傾向を説明する。^[39]

電子は原子軌道に存在すると考えられ、原子軌道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。電子のエネルギーは量子化 されており、つまり離散的な値しか取れない。さらに、電子はパウリの排他原理に従い、異なる電子は常に異なる状態になければならない。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 レベルに分類することができる。殻は個別のサブシェルに分割され、サブシェルにはそれぞれ 1 つ以上の軌道が含まれる。各軌道には最大 2 個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、慣例的に「上」または「下」と表示される。^{[40] [f]}冷却原子 (基底状態の原子) では、電子は利用可能な最低エネルギーの軌道を占めることで、総エネルギーが最小になるように配列する。^[42]最も外側の電子（いわゆる価電子）だけが原子核から抜け出して他の原子との化学反応に参加できるだけのエネルギーを持っています。他の電子は中心電子と呼ばれます。^[43]

元素は、最大で最初の 7 つの殻が占有されているものとして知られています。最初の殻には、球状の s 軌道が 1 つだけ含まれています。最初の殻にあるため、これは 1s 軌道と呼ばれます。この軌道には最大 2 つの電子を収容できます。2 番目の殻にも同様に 2s 軌道が含まれており、さらに 3 つのダンベル形の 2p 軌道も含まれているため、最大 8 つの電子を収容できます (2×1 + 2×3 = 8)。 3 番目の殻には 3s 軌道が 1 つ、3p 軌道が 3 つ、3d 軌道が 5 つ含まれており、容量は 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18 です。4 番目の殻には 4s 軌道が 1 つ、4p 軌道が 3 つ、4d 軌道が 5 つ、4f 軌道が 7 つ含まれており、容量は 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32 です。^[30]より高次の殻には、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]サブシェルの種類は量子数によって特徴付けられます。4 つの数値で原子内の軌道が完全に記述されます。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、スピン磁気量子数 m _sです。^[39]

サブシェルが満たされる順序は、ほとんどの場合、アウフバウ原理、または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初めて経験的に観察され、クレチコフスキーとその後の著者によって理論的根拠が与えられました。^{[46] [47] [48] [49] [g]}シェルはエネルギー的に重なり合っており、マデルング則は充填の順序を次のように指定します。^[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「よりはるかに小さい」を意味し、「＜」は単に「より小さい」を意味する。^{[47]言い換えると、電子は}n + ℓ が増加する順に軌道に入り、同じ値のn + ℓを持つ軌道が 2 つある場合は、 nの小さい方が先に占有される。^{[45] [49]}一般に、同じ値のn + ℓ を持つ軌道はエネルギーが似ているが、s 軌道 (ℓ = 0) の場合は、量子効果によって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く。したがって、周期表は通常、各行 (周期と呼ばれることが多い) が新しい s 軌道の充填で始まるように描かれ、これは新しい殻の始まりに対応する。^{[47] [48] [30]}したがって、最初の行を除いて、各周期の長さは 2 回出現する。^[47]

2、8、8、18、18、32、32、...

d軌道が関与する点で重なりは非常に近くなり、^{[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ことがあります。 ^[h]

最も単純な原子から始めて、単一原子の場合を考えながら、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。水素には電子が一つだけあり、最低エネルギーの軌道 1s に入る必要があります。この電子配置は1s ¹と表記され、上付き文字はサブシェル内の電子の数を示します。ヘリウムは2 番目の電子を追加し、これも 1s に入り、最初の殻を完全に埋めて 1s ²配置になります。^{[39] [58] [i]}

3 番目の元素であるリチウムから始めると、最初の殻はいっぱいなので、その 3 番目の電子は 2s 軌道を占め、1s ² 2s ¹構成になります。1s サブシェルは原子核に強く結合しすぎて他の原子との化学結合に参加できないため、2s 電子はリチウムの唯一の価電子です。このような殻は「コア シェル」と呼ばれます。1s サブシェルは、リチウム以降のすべての元素のコア シェルです。2s サブシェル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。その後、後続の元素が 2p サブシェルを埋めていきます。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。窒素（1s ² 2s ² 2p ³）では、 3つの2p軌道すべてが単独で占有される。これはフントの規則と一致しており、原子は通常、2番目の電子で満たされる前に、同じタイプの各軌道を単独で占有することを好むと述べている。酸素（1s ² 2s ² 2p ⁴）、フッ素（1s ² 2s ² 2p ⁵）、ネオン（1s ² 2s ² 2p ⁶）は、すでに単独で満たされている2p軌道を完成させ、これらの最後のものは2番目の殻を完全に満たす。^{[39] [58]}

元素番号 11 のナトリウムから始まり、第 2 殻は満たされており、この元素とより重いすべての元素にとって第 2 殻はコア殻になります。11 番目の電子は 3s 軌道を占めることで第 3 殻の充填を開始し、ナトリウムに対して 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ^{1の構成を与えます。この構成は [Ne] 3s 1}と略され、[Ne] はネオンの構成を表します。マグネシウム([Ne] 3s ² ) がこの 3s 軌道を完了し、次の 6 つの元素、アルミニウム、シリコン、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ものと類似した系列が作成され、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 個の元素は、このようにして周期表の始まりとして並べることができる。同じ列にある元素は、価電子の数が同じで、類似した価電子配置を持つ。これらの列はグループと呼ばれる。唯一の例外はヘリウムで、ベリリウムやマグネシウムのように 2 個の価電子を持つが、通常は外殻が満たされていることを強調するためにネオンとアルゴンの列に置かれる。（現代の著者の中には、この唯一の例外さえ疑問視し、一貫して価電子配置に従い、ヘリウムをベリリウムより上に置くことを好む者もいる。）この周期表の断片には 8 つの列があり、最大で 8 個の外殻電子に対応する。^[32]新しい殻が満たされ始めると、周期が始まる。^[30]最後に、色分けはブロックを示している。s ブロック（赤色）の元素は s 軌道を満たしており、p ブロック（黄色）の元素は p 軌道を満たしている。^[30]

次の行から始めると、カリウムとカルシウムの場合、 4sサブシェルのエネルギーは最も低いため、これらが4sシェルを埋めます。^{[39] [58]}カリウムは4sシェルに電子を1つ追加し（[Ar] 4s ¹）、次にカルシウムが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）から始めて、3dサブシェルのエネルギーが次に高くなります。4sサブシェルと3dサブシェルはほぼ同じエネルギーを持ち、電子を埋めるために競合するため、占有は一度に1つずつ3d軌道を埋めるという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、原子から除去される電子の数によっても変化します。例えば、3d電子と4s電子の反発により、クロムでは4sエネルギーレベルが3dよりわずかに高くなるため、クロム原子は[Ar] 3d ⁴ 4s ²構成よりも[ Ar] 3d ⁵ 4s ¹構成をとる方が有利になります。同様の異常は銅でも発生し、銅の原子は予想される[Ar] 3d ⁹ 4s ²ではなく[Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹構成をとります。^[39]これらはマデルング則に違反しています。しかし、このような異常には化学的意義はありません。^[52]化学のほとんどは孤立した気体原子に関するものではなく、^[60]さまざまな構成は互いにエネルギー的に非常に近いため^[50]、近くに原子が存在するとバランスが変化する可能性があります。^[39]したがって、周期表ではそれらを無視し、理想的な構成のみを考慮します。^[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 軌道が来て列が完成し、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、前の p ブロック元素と類似した方法で順次満たされます。^{[39] [58]}ガリウムから先は、3d 軌道は電子コアの一部を形成し、もはや化学には関与しません。^[57]外殻を満たす s ブロック元素と 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 (下図で青で表示) は遷移元素(またはすべて金属であるため遷移金属) と呼ばれます。^[61]

次の18個の元素は5s軌道（ルビジウムとストロンチウム）を埋め、次に4d軌道（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る）、そして5p軌道（インジウムからキセノンまで）を埋める。^{[30] [58]}再び、インジウムから上は4d軌道が中心にある。^{[58] [62]}したがって、5行目は4行目と同じ構造をしている。^[30]

表の6行目も同様に、セシウムとバリウムの2つのsブロック元素で始まる。^[58]この後、最初のfブロック元素（下図で緑色）が現れ始め、ランタンから始まる。これらは内部遷移元素と呼ばれることもある。^[61] 4fだけでなく5dと6sサブシェルも同様のエネルギーにあるため、多くの不規則な構成との競争が再び起こる。^[50]これにより、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たが、この問題を研究するほとんどの人は、アウフバウ原理に従ってランタンから始まることに同意している。^[27]ランタン自体は単一の原子として4fサブシェルを満たさないが、電子間の反発のため、^[52]その4f軌道は化学反応に参加できるほどエネルギーが低い。^{[63] [53] [64]}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る。その後、一連の10個の遷移元素（ルテチウムから水銀まで）が続き、^{[58] [65] [66] [67]}最後に6つの主族元素（タリウムからラドンまで）で周期が完了する。^{[58] [68]}ルテチウム以降は4f軌道が中心核にあり、^{[58] [64]}タリウム以降は5d軌道が中心核にある。^{[58] [57] [69]}

第7行目は第6行目と類似しており、7s（フランシウムとラジウム）が満たされ、次に5f（アクチニウムからノー​​ベリウム）、次に6d（ローレンシウムからコペルニシウム）、最後に7p（ニホニウムからオガネソン）が満たされます。^[58]ローレンシウムから始まって、5f軌道はコアにあり、^[58]そしておそらく6d軌道はニホニウムから始まってコアに加わります。^{[58] [70] [j]}ここでも、途中でいくつかの異常があります。^[30]たとえば、単一の原子として、アクチニウムもトリウムも実際には5fサブシェルを満たしておらず、ローレンシウムは6dシェルを満たしていませんが、これらすべてのサブシェルは依然として化学的環境で満たされる可能性があります。^{[72] [73] [74]}非常に長い間、第7行目は不完全であり、その元素のほとんどが自然界に存在しません。ウラン以外の不足元素は、1940年にネプツニウムが作られたときに研究室で合成され始めました。^[75]（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。）この行は2010年にテネシンが合成されたことで完了しました^[76]（最後の元素オガネソンは2002年にすでに作られていました）^[77]そして、この第7行の最後の元素に名前が付けられました。^[78]

これにより、7つの行がすべて完全に埋まり、現代の周期表が完成しました。^[78]

以下の表は、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、異なる配置が好まれる場合があります。^[52]主族元素は完全に規則的な電子配置を持っています。遷移元素と内部遷移元素は、前述のエネルギーレベルが近いサブシェル間の競合により、20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^[79]、代わりに計算された配置を示しています。^[80]完全に満たされたサブシェル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周期元素の水素とヘリウムの配置については未解決の問題として議論が続いており、多少のばらつきが見られる。^{[57] [81]}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族に配置され、ヘリウムは第2族に配置される。^[57]水素の第1族配置は一般的であるが、ヘリウムは他の希ガスとともにほとんどの場合第18族に配置される。^[6]この議論は、化学的または電子的特性が周期表の配置をどの程度決定すべきかという相反する理解に関係している。^[81]

1族金属と同様に、水素は最外殻に電子を1つ持っており^[82]、通常、化学反応でその唯一の電子を失います。^{[83]水素は金属に似た化学的性質を持ち、一部の金属をその}塩から置換することができます。^[83]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、水素は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、水素が電子を獲得する水素化物の形成により、水素は、同じことをするハロゲンの性質に近くなります^[83] （ただし、水素がH ^{+よりもH − を}形成することはまれです）。^[84]さらに、最も軽い2つのハロゲン（フッ素と塩素）は、標準状態では水素のように気体です。^[83]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。水素は酸化力も還元力も強くなく、水と反応しません。^[84]水素はアルカリ金属とハロゲンの両方の特性に対応するが、どちらのグループにも完全には一致しないため、化学的に位置付けることは困難である。^[83]したがって、水素の電子配置は第1族が主流であるが、より稀な配置では、水素が第17族にあるか、^[85]第1族と第17族の両方に水素が重複しているか、^{[86] [87]}すべてのグループから独立して浮かんでいる。^{[87] [88] [57]}この最後の選択肢は、化学者で科学哲学者のエリック・セリによって、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して批判されている。^[89]

ヘリウムは、周期表の中でその電子構造と一致しない位置を日常的に占める唯一の元素である。ヘリウムは最外殻に2つの電子を持つが、他の希ガスは8つの電子を持っている。また、ヘリウムはsブロック元素であるが、他のすべての希ガスはpブロック元素である。しかし、標準状態では反応せず、完全な外殻を持っている。これらの特性は、第18族の希ガスに似ているが、第2族の反応性の高いアルカリ土類金属とはまったく似ていない。これらの理由から、ヘリウムは、その特性が最も一致する第18族にほぼ普遍的に配置されており^{[6] 、 [57]、}ヘリウムを第2族に移動するという提案は、これらの理由から1988年にIUPACによって却下された。^[23]それにもかかわらず、ヘリウムは現在でも時折第2族に配置されており^[90]、その物理的および化学的特性のいくつかは第2族の元素に近く、電子配置を支持している。^{[82] [57]}固体ヘリウムは六方最密構造で結晶化するが、これは第2族のベリリウムやマグネシウムと一致するが、第18族の他の希ガスとは一致しない。^{[91]希ガス化学における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が低く、類似のベリリウム化合物に似た構造を持つ(HeO)(LiF)} _2を形成すると予想されており（ただし、ネオンの類似体は予想されていない）、その結果、ヘリウムを第2族に配置することを主張する化学者が増えている。 これは電子論の議論に関連しており、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殻からの反発であるためであるが、現実的にはヘリウムを含む分子が極低温条件（約10  K）以外で安定する可能性は低い。^{[92] [93] [94] [95]}

周期表の第一列の異常は、ヘリウムを第2族に移動させる根拠としてさらに挙げられている。これは、どのタイプの第一軌道も異常に小さいために生じる。なぜなら、より高次の類似物とは異なり、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からである。このため、各ブロックの第一列の元素は異常に小さくなり、そのような元素はその族に特有の異常を示す傾向がある。ヘリウムの再配置を主張する一部の化学者は、ヘリウムは第2族に配置されるとこれらの異常を示すが、第18族に配置されると示さないと指摘している。一方、ヘリウムがその場所から取り除かれた場合、第18族の最初の元素となるネオンは、これらの異常を示している。^[92]そして、ヘリウムとベリリウムの関係は、はるかに一般的に受け入れられている配置である水素とリチウムの関係に似ていると主張されている。^[93]例えば、軌道の大きさのこの傾向のため、各主族の最初と2番目のメンバー間の原子半径の大きな差が、第1族と第13〜17族で見られる。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するが、ヘリウムとネオンの間には存在しない。これは同様に、ヘリウムがネオンに近すぎる場合の希ガスの沸点と水への溶解度に影響し、グループの最初の2つの元素間の大きな差の特徴は、ネオンとアルゴンの間にのみ現れる。ヘリウムを第2族に移動すると、ヘリウムが第2族の最初の元素になり、ネオンが第18族の最初の元素になるため、この傾向は第2族と第18族でも一貫したものになる。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す。^{[96] [97]}それにもかかわらず、ヘリウムの極度の不活性のため、第18族への配置はほぼ普遍的である。^[98]さらに、水素とヘリウムの両方がすべてのグループの外側に浮かんでいる表はまれにしか見られない。^{[88] [57] [58]}

多くの周期表では、fブロックは右に1元素分シフトしており、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はfブロックを形成する。したがって、dブロックは2つの非常に不均等な部分に分割される。これは、電子配置の初期の誤った測定の名残である。現代の測定は、第3族にルテチウムとローレンシウム、fブロックにLa-YbとAc-Noを含む形とより一致している。^{[25] [99]}

4f殻はイッテルビウムで完全に満たされており、このためレフ・ランダウとエフゲニー・リフシッツは1948年にルテチウムをfブロック元素として分類するのは誤りであると考えた。^[26]彼らはまだdブロックからランタンを除去する措置を講じていなかったが、近藤純は1963年にランタンの低温超伝導が4f殻の活性を意味することに気づいた。^[100] 1965年、デビッド・C・ハミルトンはこの観察を周期表の位置に結び付け、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。^[63]それ以来、物理的、化学的、電子的な証拠がこの割り当てを支持している。^{[25] [23] [99]}この問題は1982年にウィリアム・B・ジェンセンによって広く注目され、 ^{[25]ルテチウムとローレンシウムを第3族に再割り当てすることは、1988年（第1～18族の番号が推奨されたとき） [23]}と2021年のIUPAC報告書によって支持されました。^[24]それにもかかわらず、ほとんどの教科書執筆者がこの問題を認識していないため、この変動は依然として存在しています。^[25]

IUPACのウェブサイトに掲載されている表のように、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第3の形式に遭遇することもあるが、^[6]この場合、fサブシェルには14個の電子しか収まらないのに、fブロックの幅が15元素（La-LuおよびAc-Lr）になるため、量子力学との矛盾が生じる。^[24]さらに、どの元素が第​​3族に属すると示唆されているかについては、文献に混乱がある。^{[24] [ 33] [101] [102] [103]} 2021年のIUPAC報告書では、15元素幅の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実践者によって支持されていると指摘されているが、プロジェクトの意見は、そのような利害関係に依存する懸念は、周期表が「一般化学・科学界」に提示される方法に何ら影響を与えるべきではないというものだった。^[24]その後、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ブロック挿入の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す」と明確にしました。これは、この形式では、ルテチウムとローレンシウム（問題の15番目のエントリ）が依然として第3族のdブロック元素であることを意味します。^[104]実際、IUPACの出版物は表を32列に拡張するときにこれを明確にし、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。^{[105] [106]}

文献にはSc-Y-La-Acを支持する議論がいくつか見られるが^{[107] [108]}、それらは論理的に矛盾しているとして異議を唱えられてきた。^{[27] [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サブシェルの充填を開始していないため、fブロック元素ではないと主張されてきた。^[109]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、^{[24] [25]}この議論は、もう一方の問題、つまりf殻の充填がSc-Y-Lu-Lr形態と一致してイッテルビウムとノーベリウムで完了するが、Sc-Y-La-Ac形態のようにルテチウムとローレンシウムで完了しないという問題を見落としている。^[110]このような例外的な配置は少数派であるだけでなく、^[110]いずれにしても、周期表上の他の元素の配置に関連するとは考えられていません。気体原子では、d殻は銅、パラジウム、金で満たされますが、これらの配置は例外であり、dブロックは実際にはマデルング則に従って亜鉛、カドミウム、水銀で終わることが化学者の間で広く認められています。^[33]配置に関連する事実^{[38] [65]}は、ランタンとアクチニウムは（トリウムのように）化学環境で占有される可能性のある価電子f軌道を持ちますが、ルテチウムとローレンシウムにはないということです。^{[58] [111] [74]}これらのf殻は中心核にあり、化学反応に使用することはできません。^{[64] [112]}このように、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ない。一方、イットリウムとルテチウムの関係は一次的な関係であり、価電子数と価電子軌道の種類の両方を共有している。^[58]

化学反応には価電子が関与するため、^[32]類似した外殻電子配置を持つ元素は同様に反応し、同様の元素比率の化合物を形成することが予想される。^[113]このような元素は同じグループに配置されるため、グループを下るにつれて化学的挙動に明らかな類似点と傾向が見られる傾向がある。^[114]類似した配置が一定の間隔で発生するため、元素の特性は周期的な繰り返しを示し、これが周期表と周期法則の名前の由来である。これらの周期的な繰り返しは、それらを説明する基礎理論が開発されるずっと前から注目されていた。^{[115] [116]}

歴史的に、原子の物理的大きさは20世紀初頭まで不明でした。水素の原子半径の最初の計算推定値は、物理学者アーサー・ハースによって1910年に発表されました。これは、受け入れられている値であるボーア半径（約0.529Å）の1桁（10倍）以内でした。ハースのモデルでは、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（プラムプディングモデルと呼ばれることが多い）に基づく単一電子構成を使用しました。 [ ^117]

原子半径（原子の大きさ）は、最外殻軌道の大きさによって決まる。^[96]原子半径は、通常、主族元素に沿って左から右に行くにつれて減少する。これは、原子核の電荷が増加するが、外殻電子は同じ殻にあるためである。しかし、列を下に行くと、半径は通常増加する。これは、最外殻電子がより高い殻にあり、原子核からより離れているためである。^{[32] [118]}各ブロックの最初の行は、カイノ対称性または原始反発と呼ばれる効果により、異常に小さい。 ^[119] 1s、2p、3d、および4fサブシェルには、内側の類似物がない。たとえば、2p軌道は、角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、それほど大きくない。しかし、3p軌道は、同様の角電荷分布を持つ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、およびfサブシェルは、ほぼ同じ角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拡大しなければならない。これにより、多重結合を好む小さな2p元素と、多重結合を好まないより大きな3pおよびより高いp元素との間に大きな違いが生じる。^[96]同様の異常は、1s、2p、3d、4f、および仮想の5g元素でも発生する。^[120]この第一列異常の程度は、sブロックで最も高く、pブロックでは中程度、dブロックとfブロックではそれほど顕著ではない。^[121]

遷移元素では、内殻は満たされているが、原子の大きさは依然として外殻電子によって決定される。系列全体で核電荷が増加し、遮蔽用内電子数が増加したことで、ある程度相殺されるため、半径の減少は小さくなる。^[118]新しいタイプの遷移系列が初めて導入された直後に出現する 4p 原子と 5d 原子は、予想よりも小さい。^[122]これは、追加されたコア 3d および 4f サブシェルが外殻電子の核電荷の遮蔽を不完全にしか提供しないためである。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い。^[96]カイノ対称性と相まって、周期間の偶奇差 (s ブロックを除く) ^[k]が生じ、これは二次周期性と呼ばれることもある。偶数周期の元素は原子半径が小さく、電子を失う傾向が少なく、奇数周期 (最初の周期を除く) の元素は逆の方向で異なる。例えば、pブロックの多くの特性は、グループに沿って滑らかな傾向ではなく、ジグザグを示しています。たとえば、15族の奇数周期のリンとアンチモンは+5の酸化状態に容易に達しますが、偶数周期の窒素、ヒ素、ビスマスは+3に留まります。^{[121] [123]}同様の状況が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。^{[124] [125]}

タリウムと鉛の原子は、それぞれインジウムとスズの原子とほぼ同じ大きさですが、ビスマスからラドンまで、6p原子は類似の5p原子よりも大きくなっています。これは、原子核が高度に帯電すると、原子核が電子雲に与える影響を測定するために特殊相対性理論が必要になるために起こります。これらの相対論的効果により、重い元素は、周期表のより軽い同族元素と比較して、ますます異なる特性を持つようになります。スピン軌道相互作用により、 pサブシェルが分割されます。1つのp軌道は相対論的に安定化され、縮小されます（タリウムと鉛が満たされます）が、他の2つ（ビスマスからラドンが満たされます）は相対論的に不安定化され、拡張されます。^{[96]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理由も説明します。 ^{[126] [127]}これらは第7周期の後半に非常に強くなり、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。^{[128]電子配置は108番元素（}ハッシウム）までしか明確にわかっておらず、108番を超える元素の実験化学は112番元素（コペルニシウム）、113番元素（ニホニウム）、114番元素（フレロビウム）についてのみ行われているため、最も重い元素の化学的特徴付けは現在も研究のテーマとなっています。^[129]

原子半径が左から右に向かって減少する傾向はイオン半径にも見られるが、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ある。同じ電子配置を持つイオンは、原子番号が上がるにつれてサイズが小さくなる。これは、より正に帯電した原子核からの引力が増すためである。したがって、たとえば、イオン半径は Se ²⁻、Br ⁻、Rb ⁺ 、 Sr ²⁺ 、 Y ³⁺、Zr ⁴⁺、Nb ⁵⁺、Mo ⁶⁺、Tc ⁷⁺の系列で減少する。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る。これは、原子核からの引力が、電子雲の膨張を引き起こす電子間の反発力を上回り始めるためである。したがって、たとえば、イオン半径は V ²⁺、V ³⁺、V ⁴⁺、V ⁵⁺の系列で減少する。^[130]

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わります。イオン化エネルギーは左から右、下から上に増加します。これは、原子核に近い電子はよりしっかりと保持され、取り除くのがより困難であるためです。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）で最小になり、その後、周期の右端にある希ガスに達するまで一般的に上昇します。 ^[32]この傾向には、酸素などの例外があります。酸素では、取り除かれる電子がペアになっているため、電子間の反発により、予想よりも簡単に取り除くことができます。^[131]

遷移系列では、内側の軌道が満たされているにもかかわらず、外側の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。余分な3d電子を追加することによる遮蔽効果は、核電荷の増加をほぼ補償するため、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あります。^[132]

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、他の要因も関与している。^[132]

イオン化エネルギーの反対の性質は電子親和力で、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ある。^[133]通過する電子は、原子核の引力を強く感じるほど、また特にそれを収容できる利用可能な部分的に満たされた外軌道がある場合には、原子に引き付けられやすくなる。したがって、電子親和力は上から下へ、左から右へ増加する傾向がある。例外は最後の列である希ガスで、これは完全な殻を持ち、もう1つの電子が入る余地がない。そのため、最後から2番目の列のハロゲンの電子親和力は最も高くなる。 ^[32]

希ガスのような原子の中には電子親和力を持たないものもあり、安定した気相陰イオンを形成することができない。^[134]（十分な運動エネルギーを持った電子が入射すると準安定共鳴を形成することができるが、これは必然的に急速に自己分離する。例えば、最も長寿命のHe ⁻準位の寿命は約359マイクロ秒である。）^[135]高いイオン化エネルギーを持ち電子親和力を持たない希ガスは、電子を獲得したり失ったりする傾向がほとんどなく、一般的に非反応性である。^[32]

この傾向には例外もある。酸素とフッ素は、より重い同族元素である硫黄や塩素よりも電子親和力が低い。これは、これらの元素が小さい原子であるため、新たに追加された電子が既存の電子から大きな反発を受けるためである。非金属元素の場合、電子親和力は反応性とある程度相関しているが、他の要因が関係するため完全に相関しているわけではない。例えば、フッ素は塩素よりも電子親和力が低い（非常に小さいフッ素原子の電子間反発が極端に大きいため）が、反応性は高い。^[133]

元素の原子価は、単純な二元水素化物を形成できる水素原子の数、または単純な二元酸化物（つまり、過酸化物や超酸化物ではない）を形成できる酸素原子の数の2倍として定義されます。^[110]主族元素の原子価はグループ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、式MH、MH ₂、MH ₃、MH ₄、MH 3 、 MH ₂、最後にMHに従います。最も原子価の高い酸化物は、式M ₂ O、MO、M ₂ O ₃、MO ₂、M ₂ O ₅、MO ₃、M ₂ O _{7に従って原子価}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。^[113]

電子配置は、結合に利用できる電子の数から簡単に説明できます。^[113]確かに、価電子の数はグループ 1 では 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、周期 6 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 個です。^[112]ただし、d ブロックと f ブロックの右側では、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まったく達成できません。^[136]同じ状況が酸素、フッ素、およびクリプトンまでの軽希ガスにも影響します。^[137]

完全な説明には、電子配置だけを考慮するのではなく、異なる原子価を持つ化合物を形成する際に放出されるエネルギーを考慮する必要がある。^[138]例えば、マグネシウムは水に溶解すると、Mg ⁺陽イオンではなくMg ^{2+ を}形成する。これは、後者が自発的にMg ⁰陽イオンと Mg ^{2+陽イオンに}不均化するためである。これは、水和エンタルピー（陽イオンを水分子で取り囲む）がイオンの電荷と半径とともに増加するためである。Mg ⁺では、最も外側の軌道（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、電子を除去するために必要なエネルギーを補うのに不十分である。しかし、Mg ²⁺に再びイオン化すると、コアの 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る。同様の理由から、より重いpブロック元素（ns電子のエネルギーがnp電子よりも低くなる）の一般的な酸化状態は、2段階で変化する傾向がある。これは、内側のサブシェルを露出させてイオン半径を減少させるのに必要だからである（例えば、Tl ^+は6sを露出させ、Tl ^{3+は5dを露出させるので、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る）。}軌道混成に基づく類似の議論は、より電気陰性度の低いpブロック元素にも適用できる。^{[139] [m]}

遷移金属の場合、共通の酸化状態は、同様の理由（次のサブシェルが露出する）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構成を持つ金属（}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サブシェルからdサブシェルに移動しても、そのイオン化エネルギーが大幅に変化しないためです。^[141]遷移金属をさらにイオン化しても新しい内側のサブシェルが露出することはないため、その酸化状態は代わりに 1 ステップずつ変化する傾向があります。^[139]ランタノイドと後期アクチノイドは、一般に安定した +3 の酸化状態を示し、外側の s 電子を除去し、次に（通常）エネルギーが ns に近い (n−2)f 軌道から 1 つの電子を除去します。^[142] dブロック元素とfブロック元素の共通および最大酸化状態は、イオン化エネルギーに依存する傾向がある。各遷移系列に沿って(n−1)d軌道とns軌道間のエネルギー差が増加するにつれて、それ以上電子をイオン化することがエネルギー的に不利になる。したがって、前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るが、後期遷移金属グループでは+2の酸化状態がより安定する。したがって、最高の形式酸化状態は、各dブロック列の初めの+3から、真ん中の+7または+8（例：OsO ₄）に増加し、最後に+2に減少する。^[141]ランタノイドと後期アクチノイドは通常、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めったにないが、前期アクチノイドは第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に達することがある。^{[110] [141] [142]}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る。メンデレビウムはツリウムやユーロピウム（f殻が半分満たされているため、最も安定した+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を明らかに好む。^[54]

同じグループの元素は同じ原子価構成を共有するため、通常は同様の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 1 つの価電子を持ち、非常に均質な元素クラスを形成します。これらはすべて柔らかく反応性の高い金属です。ただし、多くの要因が関係しており、グループはむしろ不均質になることがよくあります。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ますが、その化学的挙動はまったく異なります。第 14 グループの安定した元素は、非金属 (炭素)、2 つの半導体 (シリコンとゲルマニウム)、2 つの金属 (スズと鉛) で構成されていますが、それでも価電子を 4 つ持つことで統一されています。^[143]これにより、最大酸化状態と最小酸化状態の類似点がよく見られます (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 で、硫化物とセレン化物のように最小酸化状態が -2しかし、常にそうであるとは限らない（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、酸化数+6を形成することは知られていない）。^[58]

元素のもう一つの重要な特性は、電気陰性度である。原子は、電子をペアにして共有することで、互いに共有結合を形成し、価電子軌道の重なりを作り出すことができる。各原子が共有電子対を引き付ける度合いは、原子の電気陰性度^[144]、つまり原子が電子を獲得または失う傾向によって決まる。^[32]電気陰性度が高い原子は電子対をより引き付ける傾向があり、電気陰性度が低い（または電気陽性度が高い）原子は電子対を引き付ける度合いが低くなる。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るが、これは単純化したものである。結合は、2つのイオン、つまり1つは正イオン（電子を手放した）ともう1つは負イオン（電子を受け取った）を結合し、イオン結合と呼ばれる。^[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し、すでに議論した他の特性と同様の変化を示します。電気陰性度は上から下に行くと下がり、左から右に行くと上がる傾向があります。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度の高い元素です。^[144]

電気陰性度は一般的にポーリングスケールで測定され、最も電気陰性度の高い反応性原子（フッ素）の電気陰性度は4.0、最も電気陰性度が低い原子（セシウム）の電気陰性度は0.79とされる。^[32]実際、ネオンは最も電気陰性度の高い元素であるが、ほとんどの元素と共有結合を形成しないため、ポーリングスケールではその電気陰性度を測定できない。^[145]

元素の電気陰性度は、結合している原子の種類と数、およびすで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。^[144]これは時には大きな違いを生みます。ポーリングスケールでは、+2酸化状態の鉛の電気陰性度は1.87ですが、+4酸化状態の鉛の電気陰性度は2.33です。^[146]

単純物質とは、1つの化学元素の原子から形成される物質である。より電気陰性度の高い原子の単純物質は、互いに電子を共有する（共有結合を形成する）傾向がある。それらは、小さな分子（原子がペアで結合する水素や酸素など）または無限に伸びる巨大な構造（炭素やケイ素など）を形成する。希ガスは、すでに完全な殻を持っているため、単に単一の原子のままである。^{[32]離散的な分子または単一の原子で構成される物質は、}ロンドン分散力などの分子間のより弱い引力によって結合されている。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引き起こし、多くの近隣の分子間で電子の同期した動きを引き起こす。^[148]

しかし、より電気陽性の原子は、代わりに電子を失う傾向があり、陽イオンを巻き込む電子の「海」を作ります。^[32] 1つの原子の外側の軌道は重なり合ってすべての隣接する原子と電子を共有し、すべての原子に広がる分子軌道の巨大な構造を作ります。^[149]この負に帯電した「海」はすべてのイオンを引き寄せ、金属結合でそれらをまとめます。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、そうでないもの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。^{[143] [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中に原子軌道が重なると、等容量の結合分子軌道と反結合分子軌道の両方が生成され、反結合軌道のエネルギーが高くなります。正味の結合特性は、結合軌道の電子数が反結合軌道の電子数より多い場合に発生します。したがって、各原子によって非局在化された電子の数が、重なりに寄与する軌道の数の 2 倍未満の場合に、金属結合が可能になります。これは、1 族から 13 族の元素の場合に当てはまります。これらの元素は、すべての原子が同等の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、ほとんどすべての元素が金属化します。例外は水素とホウ素で、イオン化エネルギーが高すぎます。したがって、水素は共有結合性の H ₂分子を形成し、ホウ素は 20 面体 B ₁₂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って、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。^[151]

14族では、金属結合と共有結合の両方が可能になる。ダイヤモンド結晶では、炭素原子間の共有結合は強い。なぜなら、炭素原子の原子半径は小さく、そのため原子核が電子をより強く保持できるからである。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る。炭素は非金属である。しかし、共有結合はより大きな原子では弱くなり、結合軌道と反結合軌道の間のエネルギーギャップは減少する。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、常温では半導体である。電子は熱励起されるとギャップを越えることができる。（ホウ素も常温では半導体である。）スズではバンドギャップが消えるため、スズと鉛は金属になる。 ^[151]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程度の差はあるものの、ある程度の半導体特性を発現する。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することができます。金属の伝導率は温度が上昇すると低下します（熱運動により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（より多くの電子がギャップを横切るように励起されるため）。^[152]

15族から17族の元素は、電子が多すぎるため、3次元すべてに広がる巨大な共有結合分子を形成することができません。より軽い元素の場合、小さな二原子分子の結合は非常に強いため、凝縮相は好ましくありません。したがって、窒素 (N ₂ )、酸素 (O ₂ )、白リンと黄ヒ素 (P ₄と As ₄ )、硫黄と赤セレン (S ₈と Se ₈ )、および安定したハロゲン (F ₂、 Cl ₂、 Br ₂、および I ₂ ) は、少数の原子で容易に共有結合分子を形成します。より重い元素は、3次元ではなく1次元または2次元にのみ広がる長い鎖 (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ます。どちらの種類の構造も、リン、ヒ素、セレンの同素体として見出されるが、3つすべてにおいて長鎖同素体の方がより安定している。これらの構造はすべての軌道を結合に使用しないため、エネルギーが増加する順に、結合バンド、非結合バンド、反結合バンドとなる。14族と同様に、バンドギャップは重い元素ほど狭くなり、鎖または層間の電子の自由な移動が可能になる。したがって、たとえば黒リン、黒ヒ素、灰色セレン、テルル、ヨウ素は半導体であり、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の重なりで準金属伝導を示す）であり、ポロニウムとおそらくアスタチンは真の金属である。^[151]最後に、天然の18族元素はすべて個別の原子のままである。^{[151] [o]}

金属と非金属の境界線は、左上から右下にかけてほぼ対角線で、遷移系列はこの対角線の左側に現れます (重なり合う軌道が多いため)。金属性は電気陽性度と電子を失う傾向に相関する傾向があり、電気陽性度は右から左、上から下に向かって増加するため、これは予想どおりです。したがって、金属は非金属を大幅に上回っています。境界線に近い元素は分類が難しく、金属と非金属の中間の特性を持つ傾向があり、両方の特性を持つこともあります。これらはしばしば半金属または半金属と呼ばれます。^[32]この意味で使用されている「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ないでください。ビスマスは物理的には半金属ですが、化学者によって一般的に金属と見なされています。^[154]

次の表は、標準状態で最も安定した同素体について検討したものです。黄色で着色された元素は、金属結合によってよく特徴付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。これらの分子は単一の原子であり、共有結合は起こりません。灰色で着色されたセルは、最も安定した同素体がこのように特徴付けられるほど十分な量が調製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、これらの元素はすべて、凝縮相を形成できれば金属化するであろうことを示唆しています。 ^[151]おそらくオガネソンを除いて。^{[155] [p]}

• 
  鉄、金属
• 
  硫黄、非金属
• 
  ヒ素は半金属または半金属とも呼ばれる元素である。

一般的に、金属は光沢があり、密度が高い。^[32]金属結合が強いため、通常、融点と沸点が高く、原子が金属結合を壊すことなく互いに対して動くことができるため、可鍛性や延性（簡単に伸ばしたり形を変えたりできる）があることが多い。^{[165]金属は電子が3次元すべてで自由に動けるため、電気を伝導する。同様に、金属は熱を伝導し、熱は余分な}運動エネルギーとして電子によって伝達される。電子はより速く移動する。これらの特性は液体の状態でも持続し、融解すると結晶構造は破壊されるが、原子は接触したままであり、金属結合は弱まるものの持続する。^[165]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例外がいくつかある。たとえば、ベリリウム、クロム、^[84]マンガン、^[166]アンチモン、^[167]ビスマス、^[168]ウランは脆い（網羅的なリストではない）。^[84]クロムは非常に硬い。^[169]ガリウム、ルビジウム、セシウム、水銀は室温または室温付近では液体である。^[q]金などの貴金属は化学的に非常に不活性である。 ^{[170] [171]}

非金属は異なる特性を示す。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のにかなりのエネルギーが必要なため、高い融点と沸点を示す。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、分散力はより簡単に克服できるため、融点と沸点が低くなる傾向があり、^[172]多くは室温で液体または気体である。 [ ³² ]非金属は多くの場合、鈍い外観をしている。ほとんどの物質に対して不活性な希ガスを除いて、非金属は金属に対して反応する傾向がある。^[32]原子がしっかりと固定されているため、固体のときは脆い。密度が低く、電気伝導性が低い。^[32]可動電子がないからである。^{[173]境界線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、 [173]}およびテルルなど半導体である。^[151]セレンには、半導体の灰色の同素体と絶縁体の赤い同素体の両方がある。ヒ素には金属性の灰色の同素体、半導体性の黒色の同素体、絶縁性の黄色の同素体（ただし、最後のものは常温では不安定）がある。^[152]ここでも例外があり、例えばダイヤモンドは既知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。^[174]

金属と非金属の境界にまたがる半金属のクラスを指定するのが一般的である。その領域の元素は物理的および化学的性質の両方において中間的であるためである。^[32]しかし、どの元素をそのように指定すべきかという正確な文献上の合意は存在しない。そのようなカテゴリが使用される場合、シリコン、ゲルマニウム、ヒ素、テルル、および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、どの元素を追加すべきかについての合意なしに、他の元素も含め、代わりにこのリストから除外する。^[r]たとえば、一般に半金属または非金属と見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した形態は金属導電性を有する。さらに、この元素は、その物理的および化学的挙動においてビスマス、およびより一般的には他の p ブロック金属に似ている。これに基づいて、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。^{[84] [179] [152]}一方、セレンは最も安定した形で半導体特性を持ち（絶縁性の同素体も持つ）、半金属とみなすべきだと主張されてきた^[179]。ただし、この状況はリンにも当てはまり、^[152]リンは半金属の中でははるかに稀である。^[r]

周期表には、同じグループに属さない元素の間にも、対角線上に隣接する元素（リチウムとマグネシウムなど）間の対角関係など、他の関係がいくつかある。 ^[121]同じ価電子数を持つ元素の場合、主族と遷移金属族の間、または前期アクチニドと前期遷移金属の間にも、いくつかの類似点が見られる。例えば、ウランは、6族のクロムとタングステンにいくらか似ている。^[121] 3つとも6つの価電子を持っている。^[180]価電子数は同じだが、異なる種類の原子価軌道を持つ元素間の関係は、二次的関係または同供与体関係と呼ばれている。これらの元素は通常、最大酸化状態は同じであるが、最小酸化状態は同じではない。例えば、塩素とマンガンの最大酸化数はどちらも +7 ですが (例Cl ₂ O ₇とMn ₂ O ₇ )、それぞれの最小酸化数は -1 (例HCl ) と -3 (K ₂ [Mn(CO) ₄ ]) です。価電子空孔の数が同じで価電子の数が異なる元素は、三次または同受容体関係で関連しています。つまり、通常、最小酸化数は似ていますが、最大酸化数は異なります。例えば、水素と塩素はどちらも最小酸化数が -1 ですが (水素化物と塩化物の場合)、水素の最大酸化数は +1 (例H ₂ O ) であるのに対し、塩素の最大酸化数は +7 です。^[58]

元素のそ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。たとえば、融点、沸点、融解熱、蒸発熱、原子化エネルギーなどです。同様の周期的変化は元素の化合物にも見られ、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。^[144]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特性の変化、化合物の安定性、元素を単離する方法などがあります。 ^[113]周期性は、未知の新元素や新化合物の特性を予測するために非常に広く使用されており、現代化学の中心となっています。^[181]

文献では、同様に振る舞う元素のセットを説明するために多くの用語が使われてきた。アルカリ金属、アルカリ土類金属、トリエル、テトラエル、ニクトゲン、カルコゲン、ハロゲン、希ガスというグループ名はIUPACで認められている。他のグループは番号、または最初の元素（例えば、グループ6はクロムグループ）で参照することができる。^{[22] [182]} pブロック元素を金属量でグループ13から16に分類する人もいるが、^{[177] [175]} IUPACの定義はなく、どの元素を金属、非金属、半金属（半金属と呼ばれることもある）と見なすべきか正確なコンセンサスもない。^{[177] [175] [22]}遷移金属の後の金属を何と呼ぶべきかについてもコンセンサスはなく、ポスト遷移金属や貧金属が候補として挙げられている。いくつかの高度なモノグラフでは、化学的性質が時には全く異なるという理由で、第12族の元素を遷移金属から除外しているが、これは普遍的な慣行ではなく^{[183] ​​、IUPACは現在、}化学命名法の原則の中でこれを許容するとは言及していない。^[184]

ランタノイドはLa～Luの元素であると考えられており、これらはすべて互いに非常に似ています。歴史的にはCe～Luのみが含まれていましたが、一般的な使用によりランタンが含まれるようになりました。^[22]希土類元素（または希土類金属）は、ランタノイドにスカンジウムとイットリウムを追加します。^[22]同様に、アクチノイドはAc～Lr（歴史的にはTh～Lr）の元素であると考えられていますが、^[22]このセット内の特性の変動はランタノイド内よりもはるかに大きいです。^[52] IUPACは、-ide接尾辞が通常陰イオンを表すため、曖昧さを避けるためにランタノイドとアクチノイドという名前を推奨していますが、ランタノイドとアクチノイドは依然として一般的です。^[22]ルテチウムとローレンシウムがdブロック元素として認識されるようになると、一部の研究者はランタノイドをLa-Yb、アクチノイドをAc-Noとして定義し始め、fブロックに一致させました。^{[57] [25] [185] [186] [187] [188]超}アクチノイド元素または超重元素は、ローレンシウムまたはラザホージウム（アクチノイドの終わりに応じて）から始まる、アクチノイドを超える短寿命元素です。^{[188] [189] [190] [191] [192]}

さらに多くの分類が存在し、特定の分野に応じて使用されています。天体物理学では、金属は原子番号が2より大きい元素、つまり水素とヘリウム以外の元素と定義されています。^[193]「半金属」という用語は、物理学と化学では定義が異なります。ビスマスは物理的な定義では半金属ですが、化学者は一般的に金属と見なしています。^[194]いくつかの用語は広く使用されていますが、正式な定義はありません。たとえば、「重金属」は、非常に幅広い定義が与えられているため、「事実上無意味」であると批判されています。^[195]

用語の範囲は著者によって大きく異なります。たとえば、IUPAC によれば、希ガスは放射能が非常に強い超重元素オガネソンを含むグループ全体を含みます。^[196]しかし、超重元素を専門とする人々の間では、これはあまり行われません。この場合、「希ガス」は通常、グループのより軽い元素の非反応性挙動を意味すると解釈されます。計算では一般に、オガネソンは相対論的効果により特に不活性ではないはずであり、大量に生産できる場合は室温でガスでさえない可能性があるため、この文脈では希ガスとしての地位がしばしば疑問視されます。^[197]さらに、国によって異なる場合もあります。日本では、アルカリ土類金属には、より重いグループ 2 の金属とは異なる挙動を示すベリリウムとマグネシウムが含まれないことがよくあります。^[198]

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、元素を分類する最も初期の試みの一つを考案し始めた。^[199] 1829年、彼はいくつかの元素を3つのグループにまとめることができ、各グループのメンバーは関連する特性を持っていることを発見した。彼はこれらのグループを三元素群と名付けた。^{[200] [201]}塩素、臭素、ヨウ素は三元素群を形成し、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、テルルも同様であった。今日、これらすべての三元素群は、ハロゲン、アルカリ土類金属、アルカリ金属、カルコゲンという現代のグループの一部を形成している。^[202]さまざまな化学者が彼の研究を引き継ぎ、小さな元素群間の関係をますます特定することができた。しかし、それらすべてを網羅する1つの体系を構築することはできなかった。^[203]

ジョン・ニューランズは1863年2月にケミカル・ニュース紙に化学元素の周期性に関する手紙を発表した。^[204] 1864年にニューランズはケミカル・ニュース紙に、元素を原子量の順に並べると、連続した数字を持つ元素は同じグループに属するか、異なるグループで同様の位置を占めることが多いことを示した記事を発表し、この配置では、特定の元素から始まる8番目の元素は、音楽のオクターブの8番目の音符のように、最初の元素の一種の繰り返しであると指摘した（オクターブの法則）。^[204]しかし、ニューランズの定式化は主族元素にのみ有効であり、他の元素では深刻な問題に遭遇した。^[58]

ドイツの化学者ローター・マイヤーは、周期的な間隔で繰り返される類似の化学的および物理的特性のシーケンスに注目しました。彼によると、原子量を縦軸（つまり垂直）、原子体積を横軸（つまり水平）にプロットすると、曲線は一連の最大値と最小値を取得し、最も電気陽性の元素は原子量の順序で曲線のピークに現れるでしょう。1864年に彼の本が出版されました。そこには28の元素を含む周期表の初期バージョンが含まれており、元素は原子価によって6つのファミリーに分類されていました。元素が原子価に従ってグループ化されたのは初めてでした。原子量で元素を整理する作業は、それまで原子量の不正確な測定によって妨げられていました。^[205] 1868年に彼は表を改訂しましたが、この改訂版は彼の死後に草稿として出版されました。^[206]

決定的な躍進はロシアの化学者ドミトリ・メンデレーエフからもたらされた。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専念し、科学界に最も影響を与えたのも彼のシステムであった。^[207] 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並べ、原子量で比較し始めた。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既知の元素のほとんどを網羅するまでに成長した。彼が一貫した配置を見つけた後、彼が印刷した表は1869年5月にロシア化学会誌に掲載された。^[208]元素がシステムに適合しないように見えるとき、彼は原子価か原子量のどちらかが誤って測定されたか、まだ発見されていない欠けている元素があると大胆に予測した。^[58] 1871年、メンデレーエフは、未知の元素に関する予測を明確にした表の最新版を含む長い論文を発表した。メンデレーエフは、これらの未知の元素のうち3つの特性を詳細に予測した。これらの元素には、ホウ素、アルミニウム、シリコンのより重い同族体が欠けているため、エカホウ素、エカアルミニウム、エカシリコンと名付けた（「エカ」はサンスクリット語で「1」を意味する）。^{[208] [209] : 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言を知らずに研究していたが、閃亜鉛鉱のサンプルから新しい元素を発見し、ガリウムと名付けた。彼はその元素を単離し、その特性を調べ始めた。ボワボードランの出版物を読んだメンデレーエフは、ガリウムは彼が予言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を自分のものにしようとしているのではないかと疑ったが、後にメンデレーエフが正しかったことを認めた。^[210] 1879年、スウェーデンの化学者ラース・フレドリック・ニルソンは新しい元素を発見し、スカンジウムと名付けたが、それはエカホウ素であることが判明した。エカシリコンは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、ゲルマニウムの特性はメンデレーエフの予測と一致した。^[211] 1889年、メンデレーエフはロンドンの王立研究所で行ったファラデー講演で、「これらの発見を周期律の正確さと一般性の確認として英国化学会に報告できるほど長く生きられるとは思っていなかった」と述べた。^[212]メンデレーエフが予測していなかった19世紀末の希ガスの発見でさえ、彼の第8の主要グループとしてうまく適合した。^[213]

メンデレーエフは、既知のランタノイドを自分の体系に当てはめるのに苦労した。なぜなら、ランタノイドは他の元素のように原子価の周期的変化を示さなかったからである。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られると示唆した。彼はこれを天文学的なアナロジーとして「小惑星仮説」と名付けた。火星と木星の間に1つの惑星ではなく小惑星帯があるのと同じように、イットリウムの下の場所は1つの元素ではなくすべてのランタノイドで占められていると考えられた。^[33]

原子の内部構造が調査された後、アマチュアのオランダ人物理学者アントニウス・ファン・デン・ブルックは1913年に、原子核の電荷が周期表の元素の配置を決定すると提唱した。^{[214] [215]}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、この原子核の電荷を「原子番号」という言葉で表現した。^[216]ファン・デン・ブルックは、発表した論文で、電子の数に応じて元素が並べられ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・ブルックの見解を受け入れたことを確認した。^[218]

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・ブルッ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原子核電荷の値を決定し、メンデレーエフの順序付けが実際に元素を原子核電荷の順に並べていることを示した。^{[219]原子核電荷は}陽子数と同一であり、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、元素の決定的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矛盾を直ちに解決した。これらは、原子番号が増加しても原子量が減少するテルルやヨウ素などのケースであった。^[214]モーズリーは間もなく第一次世界大戦で戦死したが、スウェーデンの物理学者マンネ・ジークバーンはウランまで研究を続け、それが当時知られている中で最も原子番号が大きい元素であることを証明した（92）。^[220]モーズリーとジークバーンの研究に基づいて、どの原子番号がまだ発見されていない失われた元素に対応するかもわかっていました：43、61、72、75、85、および87。^[214]（元素番号75は、実際には1908年に日本の化学者小川正孝によってすでに発見され、ニッポニウムと命名されていましたが、彼は誤って75ではなく元素番号43を割り当てたため、彼の発見は後になってから一般に認知されました。当時受け入れられていた元素番号75の発見は、1925年にウォルター・ノダック、イダ・タック、およびオットー・ベルクが独立して再発見し、現在の名前であるレニウムを与えたことでした。）^[221]

原子物理学の夜明けは、同位体の状況も明らかにした。原始放射性元素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がまったく同じである多くの新しい元素が見られ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」という用語を造り出し、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、テルルとヨウ素などの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低い。^[222]

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考えを原子に応用した。彼は電子のエネルギーレベルは量子化されており、安定したエネルギー状態の離散的な集合のみが許されると結論付けた。その後ボーアは電子配置を通して周期性を理解しようとし、1913年に内部の電子が元素の化学的性質に関与しているはずだと推測した。 ^{[223] [224]} 1913年に彼は量子原子に基づく最初の電子周期表を作成した。^[225]

ボーアは 1913 年に電子殻を「リング」と呼んだ。彼が惑星モデルを作成した当時は、殻内の原子軌道は存在していなかった。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 個の電子のリングは、 n < 8でない限り、電荷 ne の原子核の周りを単一のリングで回転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。「電子のリングは、同数の電子を含む場合にのみ結合する。したがって、内側のリングの電子数は 2、4、8 のみになる」。しかし、より大きな原子の場合、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 個の電子の内側リングが発生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 (右に示す) は、現在知られているものとほとんど一致しない。^{[226] [227]}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、量子数がさらに発見された後、さらに改良されました。^[222]

ボーアの原子理論の化学ポテンシャルを体系的に拡張し、修正した最初の人物は、 1914年と1916年のヴァルター・コッセルでした。コッセルは、周期表では、電子が外殻に追加されると新しい元素が作られると説明しました。コッセルの論文では、次のように書いています。「このことから、さらに追加される電子は同心円状のリングまたは殻に入れられ、それぞれのリングまたは殻には一定数の電子（つまり、この場合は8個）のみが配置されるという結論が導かれます。1つのリングまたは殻が完成するとすぐに、次の元素のために新しいリングまたは殻を開始する必要があります。最もアクセスしやすく、最も外側の周縁にある電子の数は、元素ごとに再び増加し、したがって、新しい殻が形成されるたびに化学周期性が繰り返されます。」^{[228] [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」の存在を仮定しました。セルにはそれぞれ2つの電子しか入らず、これらは現在シェルと呼ばれる「等間隔の層」に配置されます。彼は、最初のシェルには2つの電子しか入らないという例外を設けました。^[230]化学者チャールズ・ルーゲリー・ベリーは、 1921年に、シェル内の8個と18個の電子が安定した配置を形成することを示唆しました。ベリーは、遷移元素の電子配置は、その外殻の価電子に依存すると提案しました。^{[231]彼は、現在}遷移金属または遷移元素として知られている元素を説明するために、遷移という言葉を導入しました。 ^[232]ボーアの理論は元素72の発見によって証明された。ジョルジュ・アーバンはこれを希土類元素の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体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・ヘベシーはジルコニウム鉱石でこの元素を探し、元素72を発見し、ボーアの故郷であるコペンハーゲンにちなんでハフニウムと名付けた（ラテン語でハフニア）。^{[233] [234]アー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発見された最後の安定元素となった。^[222]

ボーアに促されて、ヴォルフガング・パウリは1923年に電子配置の問題を取り上げた。パウリはボーアの体系を4つの量子数を使用するように拡張し、 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する排他原理を定式化した。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た。^[236] 1925年、フリードリヒ・フントは現代の配置に近いものに到達した。^[237]これらの進歩の結果、周期性は元素の価数ではなく、化学的に活性な電子または価電子の数に基づくようになった。^[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実験的に観察されたが、[ 45 ]^最初にそれを発表したのは1930年のウラジミール・カラペトフであった^{。 [238] [239]} 1961年、ヴセヴォロド・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の増加順に埋まる）を導出した。^[240]完全な規則は1971年にユーリ・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可能性から導出された。^{[241] [s]}

量子論は遷移金属とランタノイドがそれぞれ別のグループを形成し、主要グループ間の遷移状態にあることを明らかにしたが、それ以前にも一部の化学者がこの方法で表すことを提案していた。イギリスの化学者ヘンリー・バセットは1892年、デンマークの化学者ジュリアス・トムセンは1895年、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列形式に非常に似ている。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、すなわち第3族の構成は、当初その電子配置が誤って測定されたため、数十年も論争の的となっていた。^{[25] [92]}化学的な根拠に基づき、バセット、ワーナー、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一緒にグループ化した（前者2人はイットリウムの下に空白を残したが、これはルテチウムがまだ発見されていなかったためである）。^{[33] [231]}フントは1927年に、ランタノイド原子の三価性が優勢であることから、すべてのランタノイド原子は[Xe]4f ⁰⁻¹⁴ 5d ¹ 6s ²という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構成を裏付けているようで、周期表は第3族がスカンジウム、イットリウム、ランタン、アクチニウムで構成され、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、後にこれは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はd電子を持たないことが発見されました。特に、イッテルビウムは4f殻を完成させるため、ソ連の物理学者レフ・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みなされていると指摘しました。^[26]バルクのランタンがf金属であるという考えは、 1963年に近藤純がその低温超伝導性を理由に初めて示唆した。^[100]これにより、元素をブロック別に分類し、表に配置する際に、化学環境で役割を果たすことができる原子の低励起状態を見ることの重要性が明らかになった。^{[63] [65] [25]}その後、多くの著者が物理的、化学的、電子的懸念に基づいてこの修正を再発見し、関連するすべての元素に適用し、第3族にスカンジウム、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した^{[63] [23] [92] 。}また、fブロックの行としてランタンからイッテルビウム、アクチニウムからノー​​ベリウムを配置した。^{[63] [23]}この修正版はマデルング則との整合性を実現し、バセット、ワーナー、ベリーの当初の化学的配置を正当化している。^[33]

1988年、IUPACは第3族のこの構成を支持する報告書を発表し、^[23]この決定は2021年に再確認されました。^[24]第3族の構成については教科書に今でもバリエーションが見られ、^[35]この形式に反対する議論も今日でもいくつか出版されていますが、^[27]この問題を検討した化学者と物理学者は、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ていることにほぼ同意しており、反論は矛盾していると主張しています。^[27]

1936年までに、水素からウランまでの失われた元素のプールは4つに縮小しました。失われたままだったのは、元素番号43、61、85、87でした。元素番号43は、最終的に、自然界で発見されたのではなく、核反応によって人工的に合成された最初の元素となりました。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、彼らはその発見をギリシャ語で「人工」を意味する言葉にちなんでテクネチウムと名付けました。 ^[242]元素番号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ました。元素番号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発見された最後の元素となった。 ^{[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・アベルソンがウランに中性子を照射してネプツニウムを発見したのを皮切りに、現在までに発見されている。 ^[75] ローレンス・バークレー国立研究所（LBNL）のグレン・T・シーボーグと彼のチームは、1941年にプルトニウムを発見し、超ウラン元素の発見を続け、従来の考えに反して、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であることを発見した。 ^[244]バセット（1892年）、ヴェルナー（1905年）、フランス人技術者シャルル・ジャネット（1928年）は以前にもこれを示唆していたが、当時は彼らの考えは一般には受け入れられなかった。^[33]シーボーグはこれをアクチニドと呼んだ。^[244] 101番までの元素（メンデレーエフにちなんでメンデレビウムと名付けられた）は、1955年までに中性子またはアルファ粒子の照射によって、または99番（アインスタイニウム）と100番（フェルミウム）の場合は核爆発によって合成された。^[75]

1960年代から1970年代にかけて、102番から106番の元素をめぐっては、LBNLチーム（現在はアルバート・ギオルソが率いる）と、ゲオルギー・フリョロフが率いる合同原子核研究所（JINR）のソ連の科学者チームとの間で競争が起こり、大きな論争が巻き起こった。各チームが発見したと主張し、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、数十年続く元素命名論争が引き起こされた。これらの元素は、アクチニドに軽イオンを衝突させることで生成された。 ^{[245] IUPACは当初、コンセンサスが得られるのを待って様子を見るという非介入の姿勢をとった。しかし、}冷戦の真っただ中でもあったため、これは実現しないことが明らかになった。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、発見の基準を定めました。^[246]この基準は1991年に発表されました。^[247]その後も論争が続き、1997年にこれらの元素に最終的な名前が付けられ、その中にはシーボーグに敬意を表したシーボーギウム（106）も含まれていました。^[248]

TWGの基準は、LBNLとJINR、およびドイツの研究機関（GSI）と日本の研究機関（理化学研究所）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、発見者は名前を提案するよう求められました。^[6] 2016年までに、118までのすべての元素でこれが行われ、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。1981年から2004年にかけて、GSIで107から112までの元素、理化学研究所で113までの元素が低温核融合（重イオンによる鉛とビスマスの衝突）によって発見され、1998年から2010年には、JINRチームを率いて（アメリカの科学者と共同で）高温核融合（カルシウムイオンによるアクチノイドの衝突）によって114から118までの元素を発見した。^{[251] [252]}最も重い既知の元素であるオガネソン（118）は、オガネシアンにちなんで名付けられた。元素114は、彼の前任者であり指導者であったフリョロフにちなんでフレロビウムと名付けられた。^[252]

周期表150周年を記念して、国連は2019年を「科学における最も重要な成果の一つ」を祝う国際周期表年と宣言した。^[253] TWGによって定められた発見基準は、1991年には予測されていなかった実験的および理論的進歩に応じて2020年に更新された。^[254]今日、周期表は化学の最もよく知られたアイコンの一つである。^[81] 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る：新元素の認識と命名、グループ番号と集合名の推奨、および原子量の更新。^[6]

最も最近命名された元素であるニホニウム（113）、モスコビウム（115）、テネシン（117）、オガネソン（118）は、周期表の第7行目を完成させた。^{[6]将来の元素は}第8行目を開始する必要がある。これらの元素は、原子番号（例：「元素番号164 」）で参照されるか、1978年に採用されたIUPAC体系元素名（原子番号に直接関連するもの）で参照される（例：元素番号164の「unhexquadium」は、ラテン語のunus「1」、ギリシャ語のhexa「6」、ラテン語のquadra「4」、および金属元素の伝統的な接尾辞-iumに由来）。^[6]これまでのところ、このような元素を合成する試みはすべて失敗している。元素番号119を作成する試みは、2018年から日本の理化学研究所で継続されている。アメリカのLBNL、ロシアのJINR、中国の蘭州重イオン研究施設（HIRFL）も、第8周期の最初のいくつかの元素の合成を独自に試みる計画を立てている。^{[257] [258] [259] [260] [261] [262]}

第 8 周期が以前の周期によって設定されたパターンに従う場合、8s、5g、6f、7d、最後に 8p サブシェルをこの順序で埋めて、50 個の元素が含まれることになります。しかし、この時点で、相対論的効果により、マデルング則から大幅に逸脱するはずです。第 8 周期の元素の構成と、その結果を周期表に示す方法については、さまざまなモデルが提案されています。第 8 周期は、以前の周期と同様に、2 つの 8s 元素、119 と120で始まることにはすべて同意しています。ただし、その後は、5g、6f、7d、および 8p サブシェル間のエネルギーの重なりが非常に大きいため、すべてが一緒に満たされ始め、特定の 5g および 6f シリーズをどのように分離するかは明確ではありません。^{[59] [263] [264] [265] [266]}元素121から156は、表の前半のどのグループの化学的類似物としてもうまく当てはまらないが、^[128]電子配置を正式に反映するために5g、6f、その他の系列として配置されることもある。^[128]エリック・セリは、拡張周期表ではこの領域でのマデルング則の失敗を考慮に入れるべきか、あるいはそのような例外は無視すべきかという疑問を提起した。^[263]殻構造もこの時点ではかなり形式的である可能性がある。オガネソン原子の電子分布は、識別可能な殻構造がなく、かなり均一であると予想される。^[267]

元素番号157から172の状況は正常に戻り、以前の列をより彷彿とさせるものになるはずです。^[256]重いp殻はスピン軌道相互作用によって分割されます。1つのp軌道（p _1/2）はより安定化され、他の2つ（p _3/2）は不安定化されます。（このような量子数のシフトはすべてのタイプの殻で発生しますが、p殻の順序に最も大きな違いをもたらします。）元素番号157までに、合計4つの電子で満たされた8s殻と8p _1/2殻はコアに沈んでいる可能性があります。コアを超えると、次の軌道は同様のエネルギーで7d軌道と9s軌道であり、その後に同様のエネルギーで9p _1/2軌道と8p _3/2軌道が続き、その後に大きなギャップが残ります。^[256]このように、9sおよび9p _1/2軌道は本質的に8sおよび8p _1/2軌道に置き換わり、元素157～172はおそらく化学的に3～18族と類似している。例えば、元素164は通常のパターンでは14族の鉛の2つ下に表示されるが、代わりに10族のパラジウムに非常に類似していると計算されている。^{[54] [265] [59] [255] [128]}したがって、118の次の貴元素に到達するには50元素ではなく54元素が必要である。^[268]しかし、元素157から172の化学的性質に関するこれらの結論はモデルによって一般的に合意されているが、^{[128] [59]}周期表は化学的類似性を反映するように作成されるべきか、またはそれ以前の周期とはかなり異なるはずであり情報源間で合意されていない正式な電子配置を反映するように作成されるべきかについては意見の相違がある。 8行目の形式についての議論はこのように続いている。^{[59] [265] [266] [104]}

172番元素を超えると、1s電子エネルギーレベルが虚数になるため計算が複雑になる。このような状況には物理的な解釈があり、それ自体が周期表に電子的制限を課すものではないが、このような状態を多電子計算に組み込む正しい方法はまだ未解決の問題である。この点を超えて周期表の構造を計算し続けるには、これを解決する必要がある。^[269]

原子核の安定性は、存在し得る元素の数を制限する決定的な要因となる可能性が高い。それは、陽子間の電気的反発力と、陽子と中性子を結びつける強い力との間のバランスに依存する。^{[270]陽子と中性子は、電子と同様に}殻の中に配置されているため、閉じた殻は安定性を大幅に高めることができる。既知の超重原子核は、おそらく陽子が約114〜126個、中性子が約184個であるような殻の閉鎖のために存在している。^[269]これらは、超重核種の寿命が予想よりも長くなると予測される安定の島に近い可能性がある。島にある最も長寿命の核種の予測寿命は、マイクロ秒から数百万年までの範囲である。^{[104] [271] [272]}しかしながら、これらは本質的には核種のチャートの未知の部分への外挿であり、体系的なモデルの不確実性を考慮する必要があることに留意すべきである。^[104]

閉殻を通過すると、安定化効果は消えるはずである。^[273]したがって、184個を超える中性子を持つ超重核種の寿命ははるかに短く、10 ⁻¹⁵ 秒以内に自発的に核分裂すると予想される。これが事実であれば、それらを化学元素と見なすことは意味をなさない。IUPACは、原子核が電子雲を集めるのに必要な時間である10 ⁻¹⁴ 秒より長く生きる場合にのみ、元素が存在すると定義している。とはいえ、半減期の理論的推定値はモデルに大きく依存し、桁違いに及ぶ。^[269]陽子​​間の極端な反発により、泡、リング、トーラスなどのエキゾチックな核トポロジーが生じると予測されており、これにより外挿がさらに複雑になる。^[104]より外側の殻閉鎖が存在するかどうかは明らかではない。これは、異なる原子核殻が徐々に分散していくことが予想されるためである（オガネソンの電子殻ではすでに予想されている）。^[273]さらに、たとえ後期の殻閉鎖が存在したとしても、そのような重元素が存在できるかどうかは明らかではない。^{[274] [275] [276] [177]}そのため、元素の寿命が短すぎて観測できなくなり、さらに寿命が短すぎて化学反応を起こせなくなるため、周期表は実質的に元素 120 あたりで終了する可能性がある。したがって、新元素の発見の時代は終わりに近づいている。^{[177] [277]} 126 を超える陽子殻閉鎖が存在する場合、それはおそらく 164 あたりで発生する。^[274]したがって、周期性が失われる領域は、殻閉鎖間の不安定領域とほぼ一致する。^[128]

あるいは、クォーク物質は高質量数で安定する可能性があり、その場合、原子核は自由に流れるアップクォークとダウンクォークで構成され、それらを陽子と中性子に束縛することはありません。これにより、島ではなく安定大陸が形成されます。 ^{[278] [279]}他の効果も作用する可能性があります。たとえば、非常に重い元素では、1s電子は原子核に非常に近い場所でかなりの時間を過ごすため、実際には原子核の内部にあり、電子捕獲に対して脆弱になります。^[280]

たとえ第8列元素が存在したとしても、その生成は困難であり、原子番号が上がるにつれてさらに困難になるはずである。^[281]第8列元素119番と120番は現在の手段で生成できると予想されるが、それを超える元素は、生成できるとしても新しい技術が必要になると予想される。^{[282]これら}の元素を化学的に実験的に特徴付けることも大きな課題となるだろう。^[283]

周期律は複数の方法で表現されるが、標準的な周期表はその1つに過ぎない。^[284] 1869年にメンデレーエフの表が登場してから100年以内に、エドワード・G・マズールスは周期表の約700種類の出版されたバージョンを収集した。^{[180] [285]}多くの形式は長方形の構造を保持しており、チャールズ・ジャネットの左ステップ周期表（下図）や、ロシアで現在でも一般的なメンデレーエフのオリジナルの8列レイアウトの現代版などがある。他の周期表の形式は、螺旋（右図のオットー・テオドール・ベンフェイのもの）、円、三角形など、はるかに風変わりな形になっている。^[286]

代替周期表は、伝統的な周期表では明らかではない元素の化学的または物理的特性を強調するために開発されることが多く、化学または物理学のどちらかの端を強調する方向に偏っています。^[287]圧倒的に最も一般的な標準形式は、その中間のどこかにあります。^[287]

周期表の様々な形式から、周期表の最適または決定的な形式が存在するかどうか、存在する場合、それはどのようなものであるかという疑問が生じている。現在のところ、どちらの質問に対してもコンセンサスのある答えはない。^{[288] [287]}ジャネットの左ステップ表は、最適または最も基本的な形式の候補としてますます議論されている。シェッリは、この表がヘリウムのsブロック元素としての性質を明確にし、すべての周期長を繰り返すことで規則性を高め、各周期をn + ℓ、^[g]の1つの値に対応させることでマデルングの規則に忠実に従い、原子番号のトライアドと第一列の異常傾向を規則化するとして、この表を支持する文章を書いている。彼は、アルカリ土類金属の上にヘリウムを配置することは化学的観点からは不利であると指摘する一方で、第一列の異常性に訴えてこれに反論し、周期表は「基本的に量子力学に還元される」こと、そして「抽象的な要素」、つまりマクロ的な特性ではなく原子特性に関係していることを指摘している。^[294]

• 元素合成

• Science History Instituteデジタル コレクションの周期表特集トピック ページには、円形、円筒形、ピラミッド形、螺旋形、三角形などの代替レイアウトに重点を置いた元素周期表の厳選された視覚的表現が掲載されています。
• IUPAC 元素周期表
• インタラクティブなレイアウトを備えた動的な周期表
• 周期表の歴史と哲学を専門とする科学哲学の第一人者、エリック・シェリ
• 周期表のインターネットデータベース
• 絶滅危惧元素の周期表
• サンプルの周期表
• 動画の周期表 2023年7月3日にWayback Machineにアーカイブされました
• ウェブ要素
• 元素周期表