الجدول الدوري

Part of a series on the
Periodic table
Periodic table forms 18-column 32-column Alternative and extended forms
Periodic table history D. Mendeleev 1871 table 1869 predictions Discovery of elements Naming and etymology for people for places controversies (in East Asia) Systematic element names
Sets of elements
By periodic table structure Groups (1–18) 1 (alkali metals) 2 (alkaline earth metals) 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 (pnictogens) 16 (chalcogens) 17 (halogens) 18 (noble gases) Periods (1–7, ...) 1 2 3 4 5 6 7 8+ Blocks (s, p, d, f, ...) Atomic orbitals Aufbau principle
By metallic classification Metals alkali alkaline earth transition post-transition lanthanide actinide Metalloids dividing metals and nonmetals Nonmetals nonmetal halogen noble gas
By other characteristics Coinage metals Platinum-group metals Precious metals Refractory metals Heavy metals Light metals Native metals Noble metals Main-group elements Rare-earth elements Transuranium elements Major, minor and trans- actinides
Elements
List of chemical elements by abundance (in human body) by atomic properties by isotope stability by symbol
Properties of elements Relative atomic mass Crystal structure Electron affinity configuration Electronegativity (Allen, Pauling) Goldschmidt classification Nutrition Valence
Data pages for elements Abundance Atomic radius Boiling point Critical point Density Elasticity Electrical resistivity Electron affinity / configuration Electronegativity Hardness Heat capacity / of fusion / of vaporization Ionization energy Melting point Oxidation state Speed of sound Thermal conductivity / expansion coefficient Vapor pressure
Category Chemistry Portal
v t e

الجدول الدوري ، المعروف أيضًا باسم الجدول الدوري للعناصر ، هو ترتيب منظم للعناصر الكيميائية في صفوف (" فترات ") وأعمدة (" مجموعات "). وهو رمز للكيمياء ويُستخدم على نطاق واسع في الفيزياء والعلوم الأخرى. وهو تصوير للقانون الدوري ، الذي ينص على أنه عندما يتم ترتيب العناصر حسب أعدادها الذرية، يكون التكرار التقريبي لخصائصها واضحًا. ينقسم الجدول إلى أربع مناطق مستطيلة تقريبًا تسمى كتل . تميل العناصر في نفس المجموعة إلى إظهار خصائص كيميائية متشابهة.

تتميز الجدول الدوري بتوجهات عمودية وأفقية وقطرية . تزداد السمات المعدنية بالانتقال إلى أسفل المجموعة ومن اليمين إلى اليسار عبر الفترة. تزداد السمات غير المعدنية بالانتقال من أسفل يسار الجدول الدوري إلى أعلى اليمين.

كان أول جدول دوري مقبول بشكل عام هو جدول الكيميائي الروسي دميتري مندلييف في عام 1869؛ حيث صاغ القانون الدوري كاعتماد للخصائص الكيميائية على الكتلة الذرية . نظرًا لعدم معرفة جميع العناصر في ذلك الوقت، كانت هناك فجوات في جدوله الدوري، واستخدم مندلييف بنجاح القانون الدوري للتنبؤ ببعض خصائص بعض العناصر المفقودة . تم الاعتراف بالقانون الدوري باعتباره اكتشافًا أساسيًا في أواخر القرن التاسع عشر. وتم تفسيره في أوائل القرن العشرين، مع اكتشاف الأعداد الذرية والعمل الرائد المرتبط بها في ميكانيكا الكم ، وكلا الفكرتين تخدمان في إلقاء الضوء على البنية الداخلية للذرة. تم التوصل إلى شكل حديث من الجدول في عام 1945 مع اكتشاف جلين تي سيابورج أن الأكتينيدات كانت في الواقع عناصر من الكتلة f وليس الكتلة d. يعد الجدول الدوري والقانون الآن جزءًا مركزيًا لا غنى عنه في الكيمياء الحديثة.

يستمر الجدول الدوري في التطور مع تقدم العلم. في الطبيعة، لا توجد سوى العناصر حتى العدد الذري 94؛ ^[أ] وللمضي قدمًا، كان من الضروري تصنيع عناصر جديدة في المختبر. بحلول عام 2010، تم التعرف على أول 118 عنصرًا، وبالتالي إكمال الصفوف السبعة الأولى من الجدول؛ ^[1] ومع ذلك، لا يزال هناك حاجة إلى التوصيف الكيميائي لأثقل العناصر لتأكيد أن خصائصها تتطابق مع مواقعها. ستوسع الاكتشافات الجديدة الجدول إلى ما هو أبعد من هذه الصفوف السبعة ، على الرغم من أنه لا يزال من غير المعروف عدد العناصر الإضافية المحتملة؛ علاوة على ذلك، تشير الحسابات النظرية إلى أن هذه المنطقة غير المعروفة لن تتبع أنماط الجزء المعروف من الجدول. يستمر بعض النقاش العلمي أيضًا فيما يتعلق بما إذا كانت بعض العناصر موجودة بشكل صحيح في جدول اليوم. توجد العديد من التمثيلات البديلة للقانون الدوري، وهناك بعض المناقشات حول ما إذا كان هناك شكل مثالي للجدول الدوري.

كل عنصر كيميائي له رقم ذري فريد ( Z — لـ "Zahl"، وهي كلمة ألمانية تعني "رقم") يمثل عدد البروتونات في نواته . ^[4] وبالتالي فإن كل رقم ذري مميز يتوافق مع فئة من الذرات: تسمى هذه الفئات بالعناصر الكيميائية . ^[5] العناصر الكيميائية هي ما يصنفه الجدول الدوري وينظمه. الهيدروجين هو العنصر ذو العدد الذري 1؛ الهيليوم ، العدد الذري 2؛ الليثيوم ، العدد الذري 3؛ وهكذا. يمكن اختصار كل من هذه الأسماء برمز كيميائي مكون من حرف واحد أو حرفين ؛ تلك الخاصة بالهيدروجين والهيليوم والليثيوم هي على التوالي H وHe وLi. ^[6] لا تؤثر النيوترونات على الهوية الكيميائية للذرة، ولكنها تؤثر على وزنها. تسمى الذرات التي لها نفس عدد البروتونات ولكن أعداد مختلفة من النيوترونات نظائر لنفس العنصر الكيميائي. ^[6] توجد العناصر الطبيعية عادةً على شكل خليط من نظائر مختلفة؛ نظرًا لأن كل نظير يحدث عادةً بوفرة مميزة، فإن العناصر التي تحدث بشكل طبيعي لها أوزان ذرية محددة جيدًا ، والتي تُعرف بأنها متوسط ​​كتلة ذرة تحدث بشكل طبيعي من ذلك العنصر. ^{[7] تحتوي جميع العناصر على} نظائر متعددة ، وهي متغيرات بنفس عدد البروتونات ولكن بأعداد مختلفة من النيوترونات . على سبيل المثال، يحتوي الكربون على ثلاثة نظائر تحدث بشكل طبيعي: تحتوي جميع ذراته على ستة بروتونات ومعظمها يحتوي على ستة نيوترونات أيضًا، ولكن حوالي واحد في المائة يحتوي على سبعة نيوترونات، وجزء صغير جدًا يحتوي على ثمانية نيوترونات. لا يتم فصل النظائر أبدًا في الجدول الدوري؛ يتم تجميعها دائمًا معًا تحت عنصر واحد. عندما يتم عرض الكتلة الذرية، فإنها عادةً ما تكون المتوسط ​​المرجح للنظائر التي تحدث بشكل طبيعي؛ ولكن إذا لم تحدث أي نظائر بشكل طبيعي بكميات كبيرة، تظهر كتلة النظير الأكثر استقرارًا عادةً، غالبًا بين قوسين. ^[8]

في الجدول الدوري القياسي، يتم سرد العناصر حسب ترتيب تزايد العدد الذري. يبدأ صف جديد ( فترة ) عندما يكون للغلاف الإلكتروني الجديد إلكترونه الأول . يتم تحديد الأعمدة ( المجموعات ) من خلال التكوين الإلكتروني للذرة؛ تقع العناصر التي لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف فرعي معين في نفس الأعمدة (على سبيل المثال ، الأكسجين والكبريت والسيلينيوم في نفس العمود لأن لديهم جميعًا أربعة إلكترونات في الغلاف الفرعي p الخارجي). تقع العناصر ذات الخصائص الكيميائية المتشابهة عمومًا في نفس المجموعة في الجدول الدوري ، على الرغم من أن العناصر في نفس الفترة تميل إلى أن يكون لها خصائص متشابهة أيضًا في الكتلة f، وإلى حد ما في الكتلة d. وبالتالي، من السهل نسبيًا التنبؤ بالخصائص الكيميائية لعنصر ما إذا كان المرء يعرف خصائص العناصر المحيطة به. ^[9]

اليوم، هناك 118 عنصرًا معروفًا، ومن المعروف أن أول 94 عنصرًا منها يحدث بشكل طبيعي على الأرض في الوقت الحاضر. ^{[10] [أ]} أما العناصر الـ 24 المتبقية، من الأمريسيوم إلى الأوجانيسون (95-118)، فتوجد فقط عند تصنيعها في المختبرات. ومن بين العناصر الـ 94 التي تحدث بشكل طبيعي، هناك 83 عنصرًا بدائيًا و11 عنصرًا يحدث فقط في سلاسل اضمحلال العناصر البدائية. وبعض العناصر الأخيرة نادرة جدًا لدرجة أنها لم تُكتشف في الطبيعة، ولكن تم تصنيعها في المختبر قبل تحديد وجودها في الطبيعة بعد كل شيء: التكنيشيوم (العنصر 43)، والبروميثيوم (العنصر 61)، والأستاتين (العنصر 85)، والنبتونيوم (العنصر 93)، والبلوتونيوم (العنصر 94). ^[12] لم يُلاحظ أي عنصر أثقل من الأينشتاينيوم (العنصر 99) بكميات كبيرة في شكله النقي، كما لم يُلاحظ الأستاتين ؛ تم تصوير الفرانسيوم (العنصر 87) فقط في شكل ضوء ينبعث من كميات مجهرية (300000 ذرة). ^[14] من بين 94 عنصرًا طبيعيًا، ثمانين عنصرًا لها نظير مستقر وعنصر آخر ( البزموت ) له نظير شبه مستقر (بنصف عمر 2.01 × 10 ¹⁹  عامًا، أي أكثر من مليار مرة من عمر الكون ). ^{[15] [ب]} اثنان آخران، الثوريوم واليورانيوم ، لهما نظائر تخضع للتحلل الإشعاعي بنصف عمر مماثل لعمر الأرض . تشكل العناصر المستقرة بالإضافة إلى البزموت والثوريوم واليورانيوم 83 عنصرًا بدائيًا نجت من تكوين الأرض. ^[ج] تتحلل العناصر الطبيعية الحادي عشر المتبقية بسرعة كافية بحيث يعتمد وجودها المستمر بشكل أساسي على التجدد المستمر كمنتجات وسيطة لتحلل الثوريوم واليورانيوم. ^[د] جميع العناصر الاصطناعية المعروفة البالغ عددها 24 عنصرًا مشعة. ^[6]

بموجب اتفاقية تسمية دولية، يتم ترقيم المجموعات عدديًا من 1 إلى 18 من العمود الأيسر (الفلزات القلوية) إلى العمود الأيمن (الغازات النبيلة). يتم تجاهل مجموعات الكتلة f في هذا الترقيم. ^[22] يمكن أيضًا تسمية المجموعات حسب عنصرها الأول، على سبيل المثال "مجموعة سكانديوم" للمجموعة 3. ^[22] في السابق، كانت المجموعات تُعرف بالأرقام الرومانية . في الولايات المتحدة ، كانت الأرقام الرومانية متبوعة إما بحرف "A" إذا كانت المجموعة في الكتلة s أو p ، أو بحرف "B" إذا كانت المجموعة في الكتلة d . تتوافق الأرقام الرومانية المستخدمة مع الرقم الأخير من اتفاقية التسمية اليوم (على سبيل المثال، كانت عناصر المجموعة 4 هي المجموعة IVB، وكانت عناصر المجموعة 14 هي المجموعة IVA). في أوروبا ، كانت الحروف متشابهة، باستثناء أن الحرف "A" كان يستخدم للمجموعات من 1 إلى 7، والحرف "B" كان يستخدم للمجموعات من 11 إلى 17. بالإضافة إلى ذلك، كانت المجموعات 8 و9 و10 تُعامل كمجموعة واحدة ثلاثية الحجم، تُعرف مجتمعة في كلا التدوينين باسم المجموعة VIII. في عام 1988، تم استخدام نظام التسمية الجديد IUPAC (الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية) (1-18)، وتم التخلي عن أسماء المجموعات القديمة (I-VIII). ^[23]

لأسباب تتعلق بالمساحة، ^{[30] [31]} يتم تقديم الجدول الدوري عادةً مع عناصر الكتلة f مقطوعة وموضعة كجزء مميز أسفل الجسم الرئيسي. ^{[32] [30] [23]} وهذا يقلل عدد أعمدة العناصر من 32 إلى 18. ^[30]

يمثل كلا الشكلين نفس الجدول الدوري. ^[6] يُطلق أحيانًا على الشكل الذي يتضمن كتلة f في الجسم الرئيسي اسم العمود 32 ^[6] أو الشكل الطويل؛ ^[33] ويُطلق على الشكل الذي يتضمن كتلة f المقطوعة اسم العمود 18 ^[6] أو الشكل متوسط ​​الطول. ^[33] يتميز الشكل المكون من 32 عمودًا بميزة إظهار جميع العناصر في تسلسلها الصحيح، ولكن عيبه أنه يتطلب مساحة أكبر. ^[34] الشكل المختار هو اختيار تحريري، ولا يعني أي تغيير في الادعاء أو البيان العلمي. على سبيل المثال، عند مناقشة تكوين المجموعة 3 ، يمكن إظهار الخيارات بالتساوي (بدون تحيز) في كلا الشكلين. ^[35]

عادةً ما تُظهر الجداول الدورية رموز العناصر على الأقل؛ كما توفر العديد منها معلومات تكميلية عن العناصر، إما عن طريق الترميز اللوني أو كبيانات في الخلايا. يُظهر الجدول أعلاه أسماء العناصر وأرقامها الذرية، وكذلك كتلها، وتواجداتها الطبيعية وأوزانها الذرية القياسية . بالنسبة للعناصر قصيرة العمر التي لا تحتوي على أوزان ذرية قياسية، يتم استخدام الرقم الكتلي لأكثر نظير معروف استقرارًا بدلاً من ذلك. قد تتضمن الجداول الأخرى خصائص مثل حالة المادة ونقاط الانصهار والغليان والكثافات، فضلاً عن توفير تصنيفات مختلفة للعناصر. ^[e]

الجدول الدوري هو وصف بياني للقانون الدوري، ^[36] الذي ينص على أن خصائص وبنى العناصر الكيميائية الذرية هي دالة دورية لأرقامها الذرية . ^[37] يتم وضع العناصر في الجدول الدوري وفقًا لتكويناتها الإلكترونية ، ^[38] والتي تفسر تكراراتها الدورية الاتجاهات في الخصائص عبر الجدول الدوري. ^[39]

يمكن تصور الإلكترون على أنه يسكن مدارًا ذريًا ، والذي يميز احتمالية وجوده في أي منطقة معينة حول الذرة. يتم تحديد طاقاتها كميًا ، وهذا يعني أنها لا يمكن أن تأخذ سوى قيم منفصلة. علاوة على ذلك، تتبع الإلكترونات مبدأ استبعاد باولي : يجب أن تكون الإلكترونات المختلفة دائمًا في حالات مختلفة. يسمح هذا بتصنيف الحالات المحتملة التي يمكن أن يأخذها الإلكترون في مستويات طاقة مختلفة تُعرف باسم الأغلفة، مقسمة إلى أغلفة فرعية فردية، تحتوي كل منها على مدار واحد أو أكثر. يمكن أن يحتوي كل مدار على ما يصل إلى إلكترونين: يتم تمييزهما بكمية تُعرف باسم الدوران ، والتي تُسمى تقليديًا "أعلى" أو "أسفل". ^{[40] [و]} في الذرة الباردة (واحدة في حالتها الأساسية)، ترتب الإلكترونات نفسها بطريقة تقلل من إجمالي الطاقة التي تمتلكها عن طريق احتلال المدارات الأقل طاقة المتاحة. ^[42] فقط الإلكترونات الخارجية (ما يسمى بالإلكترونات التكافؤية ) لديها طاقة كافية للتحرر من النواة والمشاركة في التفاعلات الكيميائية مع الذرات الأخرى. وتسمى الأخرى بالإلكترونات الأساسية . ^[43]

ℓ =	0	1	2	3	4	5	6	سعة الغلاف (2 ن 2 ) [44]
مداري	س	ص	د	ف	ج	ح	أنا
ن = 1	1 ثانية							2
ن = 2	2 ثانية	2ب						8
ن = 3	3ث	3ص	3D					18
ن = 4	4 ثانية	4ص	4د	4ف				32
ن = 5	5 ثانية	5ب	5د	5ف	5 جرام			50
ن = 6	6ث	6ص	6د	6ف	6 جرام	6 ساعات		72
ن = 7	7ث	7ص	7د	7ف	7 جرام	7 ساعات	7اي	98
سعة الغلاف الفرعي (4ℓ+2)	2	6	10	14	18	22	26

العناصر معروفة بسبعة أغلفة أولية مشغولة. تحتوي الغلاف الأول على مداري كروي واحد فقط، وهو مدار s. وكما هو الحال في الغلاف الأول، يُطلق عليه المدار 1s. ويمكن أن يحتوي هذا المدار على إلكترونين. يحتوي الغلاف الثاني أيضًا على مدار 2s، كما يحتوي أيضًا على ثلاثة مدارات 2p على شكل دمبل، وبالتالي يمكن أن يملأ ما يصل إلى ثمانية إلكترونات (2×1 + 2×3 = 8). تحتوي القشرة الثالثة على مداري 3s واحد وثلاثة مدارات 3p وخمسة مدارات 3d، وبالتالي تكون سعتها 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. تحتوي القشرة الرابعة على مداري 4s واحد وثلاثة مدارات 4p وخمسة مدارات 4d وسبعة مدارات 4f، مما يؤدي إلى سعة 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. ^[30] تحتوي الأغلفة الأعلى على أنواع أكثر من المدارات التي تستمر في النمط، ولكن مثل هذه الأنواع من المدارات لا تمتلئ في الحالات الأساسية للعناصر المعروفة. ^[45] تتميز أنواع الغلاف الفرعي بالأعداد الكمومية . تصف أربعة أرقام مدارًا في الذرة تمامًا: العدد الكمومي الرئيسي n والعدد الكمومي السمتي ℓ (نوع المدار) والعدد الكمومي المغناطيسي المداري m _ℓ والعدد الكمومي المغناطيسي المغزلي m _s . ^[39]

يتم تحديد التسلسل الذي تمتلئ به الأغلفة الفرعية في معظم الحالات من خلال مبدأ أوفباو ، والمعروف أيضًا باسم قاعدة مادلونج أو كليتشكوفسكي (بعد إروين مادلونج وفسيفولود كليتشكوفسكي على التوالي). لوحظت هذه القاعدة لأول مرة تجريبياً بواسطة مادلونج، وأعطاها كليتشكوفسكي والمؤلفون اللاحقون مبررًا نظريًا. ^{[46] [47] [48] [49] [ز]} تتداخل الأغلفة في الطاقات، وتحدد قاعدة مادلونج تسلسل الملء وفقًا لـ: ^[47]

1س ≪ 2س < 2ص ≪ 3س < 3ص ≪ 4س < 3د < 4ص ≪ 5س < 4د < 5ص ≪ 6س < 4ف < 5د < 6ص ≪ 7س < 5ف < 6د < 7ص ≪ ...

هنا تعني العلامة ≪ "أقل بكثير من" على عكس < التي تعني "أقل من" فقط. ^[47] بعبارة أخرى، تدخل الإلكترونات المدارات بترتيب تزايد n + ℓ، وإذا توفر مداران بنفس قيمة n + ℓ، فإن المدار ذو n الأقل يشغل أولاً. ^{[45] [49]} بشكل عام، تكون المدارات بنفس قيمة n + ℓ متشابهة في الطاقة، ولكن في حالة المدارات s (مع ℓ = 0)، ترفع التأثيرات الكمومية طاقتها لتقترب من طاقة المجموعة التالية n + ℓ. وبالتالي، يتم رسم الجدول الدوري عادةً لبدء كل صف (يُطلق عليه غالبًا فترة) بملء مدار s جديد، والذي يتوافق مع بداية غلاف جديد. ^{[47] [48] [30]} وبالتالي، باستثناء الصف الأول، يظهر طول كل فترة مرتين: ^[47]

2، 8، 8، 18، 18، 32، 32، ...

تتقارب التداخلات إلى حد كبير عند النقطة التي تدخل فيها المدارات d الصورة، ^[50] ويمكن أن يتحول الترتيب قليلاً مع العدد الذري ^[51] والشحنة الذرية. ^{[52] [ح]}

بدءًا من أبسط ذرة، يتيح لنا هذا بناء الجدول الدوري واحدًا تلو الآخر حسب العدد الذري، من خلال النظر في حالات الذرات الفردية. في الهيدروجين ، يوجد إلكترون واحد فقط، يجب أن يذهب إلى المدار الأقل طاقة 1s. يُكتب تكوين الإلكترون هذا 1s ¹ ، حيث يشير الرمز العلوي إلى عدد الإلكترونات في الغلاف الفرعي. يضيف الهيليوم إلكترونًا ثانيًا، والذي يذهب أيضًا إلى 1s، ويملأ الغلاف الأول تمامًا ويعطي التكوين 1s ^{2. [39] [58] [i} ]

بدءًا من العنصر الثالث، الليثيوم ، تكون القشرة الأولى ممتلئة، لذا يشغل إلكترونها الثالث مدارًا 2s، مما يعطي تكوينًا 1s ² 2s ^1. إلكترون 2s هو إلكترون التكافؤ الوحيد في الليثيوم، حيث أصبحت القشرة الفرعية 1s الآن مرتبطة بإحكام شديد بالنواة للمشاركة في الرابطة الكيميائية مع الذرات الأخرى: تسمى هذه القشرة " قشرة أساسية ". القشرة الفرعية 1s هي قشرة أساسية لجميع العناصر من الليثيوم فصاعدًا. تكتمل القشرة الفرعية 2s بالعنصر التالي البريليوم (1s ² 2s ² ). ثم تستمر العناصر التالية في ملء القشرة الفرعية 2p. يضع البورون (1s ² 2s ² 2p ¹ ) إلكترونه الجديد في مدار 2p؛ يملأ الكربون (1s ² 2s ² 2p ² ) مدارًا ثانيًا 2p؛ ومع النيتروجين (1s ² 2s ² 2p ³ ) تصبح جميع المدارات الثلاثة 2p مشغولة منفردة. وهذا يتفق مع قاعدة هوند ، التي تنص على أن الذرات تفضل عادةً أن تشغل كل مدار منفرد من نفس النوع قبل ملئه بالإلكترون الثاني. ثم يكمل الأكسجين (1s ² 2s ² 2p ⁴ ) والفلور (1s ² 2s ² 2p ⁵ ) والنيون (1s ² 2s ² 2p ⁶ ) المدارات 2p الممتلئة منفردة بالفعل؛ ويملأ الأخير منها الغلاف الثاني تمامًا. ^{[39] [} 58 ^]

بدءًا من العنصر 11، الصوديوم ، تكون القشرة الثانية ممتلئة، مما يجعل القشرة الثانية قشرة أساسية لهذا العنصر وجميع العناصر الثقيلة. يبدأ الإلكترون الحادي عشر ملء القشرة الثالثة باحتلال مدار 3s، مما يعطي تكوينًا 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹ للصوديوم. يُختصر هذا التكوين [Ne] 3s ¹ ، حيث يمثل [Ne] تكوين النيون. ينهي المغنيسيوم ([Ne] 3s ² ) هذا المدار 3s، وتملأ العناصر الستة التالية الألومنيوم والسيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون المدارات الثلاثة 3p ([Ne] 3s 2 ^3p 1 ^إلى [Ne] 3s ² 3p ⁶ ) . ^{[39] [58]} وهذا يخلق سلسلة مماثلة حيث تكون هياكل الغلاف الخارجي للصوديوم عبر الأرجون مماثلة لتلك الخاصة بالليثيوم عبر النيون، وهو الأساس لدورية الخصائص الكيميائية التي يوضحها الجدول الدوري: ^[39] على فترات منتظمة ولكن متغيرة من الأعداد الذرية، تتكرر خصائص العناصر الكيميائية تقريبًا. ^[36]

يمكن ترتيب العناصر الثمانية عشر الأولى على هذا النحو كبداية للجدول الدوري. تحتوي العناصر الموجودة في نفس العمود على نفس عدد إلكترونات التكافؤ ولها تكوينات إلكترونات تكافؤ مماثلة: تسمى هذه الأعمدة مجموعات. الاستثناء الوحيد هو الهيليوم، الذي يحتوي على إلكترونين تكافؤ مثل البريليوم والمغنيسيوم، ولكن يتم وضعه عادةً في عمود النيون والأرجون للتأكيد على أن غلافه الخارجي ممتلئ. (يشكك بعض المؤلفين المعاصرين حتى في هذا الاستثناء الوحيد، مفضلين اتباع تكوينات التكافؤ باستمرار ووضع الهيليوم فوق البريليوم.) يوجد ثمانية أعمدة في هذا الجزء من الجدول الدوري، تتوافق مع ثمانية إلكترونات غلاف خارجي على الأكثر. ^[32] تبدأ الفترة عندما يبدأ غلاف جديد في الامتلاء. ^[30] أخيرًا، يوضح التلوين الكتل : العناصر الموجودة في الكتلة s (اللون الأحمر) تملأ مدارات s، بينما تملأ العناصر الموجودة في الكتلة p (اللون الأصفر) مدارات p. ^[30]

1 ساعة							2 هو	2×1 = 2 عنصر 1 ثانية 0ص
3 لي	4 كن	5 ب	6 ج	7 ن	8 ا	9 ف	10 ني	2×(1+3) = 8 عناصر 2 ثانية 2ب
11 نا	12 ملغ	13 ال	14 سي	15 ص	16 ثانية	17 كليومترية	18 أر	2×(1+3) = 8 عناصر 3ث 3ص

بدءًا من الصف التالي، بالنسبة للبوتاسيوم والكالسيوم ، فإن الغلاف الفرعي 4s هو الأقل في الطاقة، وبالتالي يملؤونه. ^{[39] [58]} يضيف البوتاسيوم إلكترونًا واحدًا إلى غلاف 4s ([Ar] 4s ¹ )، ثم يكمله الكالسيوم ([Ar] 4s ² ). ومع ذلك، بدءًا من سكانديوم ([Ar] 3d ¹ 4s ² )، يصبح الغلاف الفرعي 3d هو الأعلى التالي في الطاقة. تتمتع الغلافان الفرعيان 4s و3d بنفس الطاقة تقريبًا ويتنافسان على ملء الإلكترونات، وبالتالي فإن الاحتلال لا يملأ المدارات 3d بشكل متسق واحدًا تلو الآخر. يتغير الترتيب الدقيق للطاقة لـ 3d و4s على طول الصف، ويتغير أيضًا اعتمادًا على عدد الإلكترونات التي تمت إزالتها من الذرة. على سبيل المثال، بسبب التنافر بين الإلكترونات 3d والإلكترونات 4s، يصبح مستوى طاقة 4s في الكروم أعلى قليلاً من 3d، وبالتالي يصبح من الأفضل لذرة الكروم أن يكون لها تكوين [Ar] 3d ⁵ 4s ¹ بدلاً من تكوين [Ar] 3d ⁴ 4s ^2. تحدث شذوذ مماثل في النحاس ، الذي تحتوي ذرته على تكوين [Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹ بدلاً من التكوين المتوقع [Ar] 3d ⁹ 4s ^{2. [39]} هذه انتهاكات لقاعدة مادلونغ. ومع ذلك، لا تحمل مثل هذه الشذوذ أي أهمية كيميائية: ^[52] لا تتعلق معظم الكيمياء بالذرات الغازية المعزولة، ^[60] والتكوينات المختلفة قريبة جدًا في الطاقة من بعضها البعض ^[50] لدرجة أن وجود ذرة قريبة يمكن أن يغير التوازن. ^[39] لذلك، يتجاهلها الجدول الدوري ويأخذ في الاعتبار التكوينات المثالية فقط. ^[38]

عند الزنك ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² )، تمتلئ المدارات 3d تمامًا بإجمالي عشرة إلكترونات. ^{[39] [58]} بعد ذلك تأتي المدارات 4p، لتكمل الصف، والتي تمتلئ تدريجيًا بالغاليوم ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹ ) حتى الكريبتون ([Ar] 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶ )، بطريقة مماثلة لعناصر الكتلة p السابقة. ^{[39] [58]} من الغاليوم فصاعدًا، تشكل المدارات 3d جزءًا من النواة الإلكترونية، ولم تعد تشارك في الكيمياء. ^[57] تسمى عناصر الكتلة s وp، التي تملأ أغلفتها الخارجية، بعناصر المجموعة الرئيسية ؛ تسمى عناصر الكتلة d (الملونة باللون الأزرق أدناه)، والتي تملأ غلافًا داخليًا، بالعناصر الانتقالية (أو المعادن الانتقالية، لأنها كلها معادن). ^[61]

تملأ العناصر الثمانية عشر التالية مدارات 5s ( الروبيديوم والسترونشيوم )، ثم 4d ( الإتريوم حتى الكادميوم ، مرة أخرى مع بعض الشذوذ على طول الطريق)، ثم 5p ( الإنديوم حتى الزينون ). ^{[30] [58]} مرة أخرى، من الإنديوم فصاعدًا تكون مدارات 4d في اللب. ^{[58] [62]} وبالتالي فإن الصف الخامس له نفس بنية الصف الرابع. ^[30]

1 ساعة

2 هو

2×1 = 2 عنصر 1 ثانية 0د 0ص

3 لي

4 كن

5 ب

6 ج

7 ن

8 ا

9 ف

10 ني

2×(1+3) = 8 عناصر 2 ثانية 0د 2ب

11 نا

12 ملغ

13 ال

14 سي

15 ص

16 ثانية

17 كليومترية

18 أر

2×(1+3) = 8 عناصر 3ث 0د 3ص

19 ألف

20 كال

21 درجة

22 تي

23 فولت

24 كرور

25 مليون

26 في

27 كو

28 ني

29 مكعب

30 زنك

31 جا

32 جيجا

33 كما

34 س

35 ب

36 كرونا

2×(1+3+5) = 18 عنصرًا 4 ثانية 3D 4ص

37 ر ب

38 ريال

39 سنة

40 زر

41 نب

42 شهر

43 تيرا

44 رو

45 ر

46 ب د

47 أج

48 قرص مضغوط

49 في

50 سن

51 س ب

52 ت

53 أنا

54 إكس إي

2×(1+3+5) = 18 عنصرًا 5 ثانية 4د 5ب

يبدأ الصف السادس من الجدول أيضًا بعنصرين من الكتلة s: السيزيوم والباريوم . ^[58] بعد ذلك، تبدأ عناصر الكتلة f الأولى (الملونة باللون الأخضر أدناه) في الظهور، بدءًا من اللانثانوم . تسمى هذه العناصر أحيانًا بالعناصر الانتقالية الداخلية. ^[61] نظرًا لوجود غلاف فرعي 4f ليس فقط ولكن أيضًا 5d و 6s عند طاقات متشابهة، تحدث المنافسة مرة أخرى مع العديد من التكوينات غير المنتظمة؛ ^[50] أدى هذا إلى بعض الخلاف حول المكان الذي من المفترض أن تبدأ فيه الكتلة f بالضبط، لكن معظم الذين يدرسون المادة يتفقون على أنها تبدأ في اللانثانوم وفقًا لمبدأ أوفباو. ^[27] على الرغم من أن اللانثانوم لا يملأ الغلاف الفرعي 4f نفسه كذرة واحدة، بسبب التنافر بين الإلكترونات، ^[52] فإن مداراته 4f منخفضة بما يكفي في الطاقة للمشاركة في الكيمياء. ^{[63] [53] [64]} في الإيتربيوم ، تمتلئ مدارات 4f السبعة تمامًا بأربعة عشر إلكترونًا؛ بعد ذلك، تتبع ذلك سلسلة من عشرة عناصر انتقالية ( من اللوتيتيوم إلى الزئبق )، ^{[58] [65] [66] [67]} وأخيرًا ستة عناصر من المجموعة الرئيسية ( من الثاليوم إلى الرادون ) تكمل الفترة. ^{[58] [68]} من اللوتيتيوم فصاعدًا تكون المدارات 4f في اللب، ^{[58] [64]} ومن الثاليوم فصاعدًا تكون المدارات 5d كذلك. ^{[58] [57] [69]}

الصف السابع مشابه للصف السادس: يملأ 7s ( الفرانسيوم والراديوم )، ثم 5f ( الأكتينيوم إلى النوبليوم )، ثم 6d ( اللورينسيوم إلى الكوبرنيسيوم )، وأخيرًا 7p ( النيهونيوم إلى الأوجانيسون ). ^{[58] بدءًا} من اللورنسيوم، تكون مدارات 5f في النواة، ^[58] وربما تنضم مدارات 6d إلى النواة بدءًا من النيهونيوم. ^{[58] [70] [j]} مرة أخرى، هناك بعض الشذوذ على طول الطريق: ^[30] على سبيل المثال، كذرات مفردة لا يملأ الأكتينيوم ولا الثوريوم الغلاف الفرعي 5f، ولا يملأ اللورنسيوم غلاف 6d، ولكن لا يزال من الممكن ملء كل هذه الأغلفة الفرعية في البيئات الكيميائية. ^{[72] [73] [74]} لفترة طويلة جدًا، كان الصف السابع غير مكتمل لأن معظم عناصره لا توجد في الطبيعة. بدأ تصنيع العناصر المفقودة بخلاف اليورانيوم في المختبر في عام 1940، عندما تم تصنيع النبتونيوم. ^[75] (ومع ذلك، كان أول عنصر يتم اكتشافه عن طريق التصنيع وليس في الطبيعة هو التكنيشيوم في عام 1937.) تم الانتهاء من الصف بتصنيع التينيسين في عام 2010 ^[76] ( تم تصنيع آخر عنصر أوجانيسون بالفعل في عام 2002)، ^[77] وتم تسمية العناصر الأخيرة في هذا الصف السابع في عام 2016. ^[78]

وهذا يكمل الجدول الدوري الحديث، حيث تمتلئ جميع الصفوف السبعة بالكامل. ^[78]

يوضح الجدول التالي التكوين الإلكتروني لذرة الطور الغازي المحايدة لكل عنصر. يمكن تفضيل تكوينات مختلفة في بيئات كيميائية مختلفة. ^[52] تحتوي عناصر المجموعة الرئيسية على تكوينات إلكترونية منتظمة تمامًا؛ تظهر عناصر الانتقال والعناصر الانتقالية الداخلية عشرين عدم انتظام بسبب المنافسة المذكورة أعلاه بين الأغلفة الفرعية القريبة في مستوى الطاقة. بالنسبة للعناصر العشرة الأخيرة (109-118)، تفتقر البيانات التجريبية ^[79] وبالتالي تم عرض التكوينات المحسوبة بدلاً من ذلك. ^[80] تم تعتيم الأغلفة الفرعية الممتلئة بالكامل.

ف ت هـ التوزيعات الإلكترونية للعناصر الكيميائية (الذرات الغازية المحايدة في الحالة الأساسية؛ التنبؤات للعناصر 109-118)
مجموعة :	1	2	​														3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1 ثانية:	1 ساعة 1																															2 هو 2
[هو] 2ث: 2ص:	3 لي 1 -	4 كن 2 -																									5 ب 2 1	6 ج 2 2	7 ن 2 3	8 أ 2 4	9 ف 2 5	10 ني 2 6
[ني] 3ث: 3ب:	11 نا 1 -	12 ملغ 2 -																									13 ال 2 1	14 سي 2 2	15 ص 2 3	16 ثانية 2 4	17 كل 2 5	18 أر 2 6
[Ar] 4s: 3d: 4p:	19 ك 1 - -	20 كال 2 - -															21 س 2 1 -	22 تي 2 2 -	23 فولت 2 3 -	24 ساعة معتمدة 1 5 -	25 دقيقة 2 5 -	26 في 2 6 -	27 كو 2 7 -	28 ني 2 8 -	29 نحاس 1 10 -	30 زنك 2 10 -	31 جا 2 10 1	32 جي 2 10 2	33 ك 2 10 3	34 س 2 10 4	35 ب 2 10 5	36 كرونا 2 10 6
[كر] 5ث: 4د: 5ب:	37 ر ب 1 - -	38 سر 2 - -															39 سنة 2 1 -	40 زر 2 2 -	41 نب 1 4 -	42 شهر 1 5 -	43 ت 2 5 -	44 رو 1 7 -	45 ر 1 8 -	46 ب د - 10 -	47 أغ 1 10 -	48 قرص مضغوط 2 10 -	49 في 2 10 1	50 قصدير 2 10 2	51 س 2 10 3	52 ت 2 10 4	53 أنا 2 10 5	54 س 2 10 6
[Xe] 6ث: 4ف: 5د: 6ص:	55 س 1 - - -	56 با 2 - - -	57 لا 2 - 1 -	58 سي 2 1 1 -	59 ب ر 2 3 - -	60 ند 2 4 - -	61 م 2 5 - -	62 سم ​​2 6 - -	63 الاتحاد الأوروبي 2 7 - -	64 ج د 2 7 1 -	65 تيرابايت 2 9 - -	66 يوم 2 10 - -	67 هو 2 11 - -	68 2 12 - - ​	69 تم 2 13 - -	70 سنة 2 14 - -	71 لو 2 14 1 -	72 هـف 2 14 2 -	73 تا 2 14 3 -	74 و 2 14 4 -	75 إعادة 2 14 5 -	76 أوس 2 14 6 -	77 إير 2 14 7 -	78 الجزء 1 14 9 -	79 أو 1 14 10 -	80 زئبق 2 14 10 -	81 ت 2 14 10 1	82 رصاص 2 14 10 2	83 بي 2 14 10 3	84 بو 2 14 10 4	85 عند 2 14 10 5	86 ر 2 14 10 6
[Rn] 7ث: 5ف: 6د: 7ص:	87 فر 1 - - -	88 را 2 - - -	89 أك 2 - 1 -	90 ث 2 - 2 -	91 با 2 2 1 -	92 يو 2 3 1 -	93 ن ب 2 4 1 -	94 بو 2 6 - -	95 صباحًا 2 7 - -	96 سم 2 7 1 -	97 الكتاب 2 9 - -	98 سف 2 10 - -	99 إس 2 11 - -	100 فم 2 12 - -	101 م د 2 13 - -	102 رقم 2 14 - -	103 لير 2 14 - 1	104 رف 2 14 2 -	105 ديسيبل 2 14 3 -	106 س ج 2 14 4 -	107 ب ح 2 14 5 -	108 هـ 2 14 6 -	109 مت 2 14 7 -	110 د 2 14 8 -	111 ر ج 2 14 9 -	112 ق 2 14 10 -	113 ن ح 2 14 10 1	114 فل 2 14 10 2	115 مك 2 14 10 3	116 المستوى 2 14 10 4	117 س 2 14 10 5	118 و 2 14 10 6
كتلة-s كتلة f كتلة د كتلة-p

على الرغم من أن الجدول الدوري الحديث هو المعياري اليوم، إلا أن وضع عناصر الفترة 1 الهيدروجين والهيليوم لا يزال قضية مفتوحة قيد المناقشة، ويمكن العثور على بعض الاختلافات. ^{[57] [81]} وفقًا لتكوينات الإلكترونات s1 وs2 الخاصة بهم ^، سيتم ^وضع الهيدروجين في المجموعة 1، وسيتم وضع الهيليوم في المجموعة 2. ^[57] وضع الهيدروجين في المجموعة 1 أمر شائع، ولكن يتم وضع الهيليوم دائمًا تقريبًا في المجموعة 18 مع الغازات النبيلة الأخرى. ^[6] يتعلق النقاش بالتفاهمات المتضاربة حول المدى الذي يجب أن تقرر فيه الخصائص الكيميائية أو الإلكترونية وضع الجدول الدوري. ^[81]

مثل معادن المجموعة 1، يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد في غلافه الخارجي ^[82] ويفقد عادةً إلكترونه الوحيد في التفاعلات الكيميائية. ^[83] يتمتع الهيدروجين ببعض الخصائص الكيميائية الشبيهة بالمعادن، حيث يكون قادرًا على إزاحة بعض المعادن من أملاحها . [ ^83] لكنه يشكل غازًا غير معدني ثنائي الذرة في الظروف القياسية، على عكس المعادن القلوية التي تعد معادن صلبة تفاعلية. هذا وتكوين الهيدروجين للهيدريدات ، حيث يكتسب إلكترونًا، يجعله قريبًا من خصائص الهالوجينات التي تفعل الشيء نفسه ^[83] (على الرغم من أنه من النادر أن يشكل الهيدروجين H ⁻ من H ⁺ ). ^[84] علاوة على ذلك، فإن أخف هالوجينين ( الفلور والكلور ) يكونان غازيين مثل الهيدروجين في الظروف القياسية. ^{[83] بعض خصائص الهيدروجين لا تناسب أيًا من المجموعتين: الهيدروجين ليس مؤكسدًا} للغاية ولا مختزلًا للغاية ولا يتفاعل مع الماء. ^[84] وبالتالي فإن الهيدروجين له خصائص تتوافق مع خصائص كل من الفلزات القلوية والهالوجينات، لكنه لا يتطابق مع أي من المجموعتين تمامًا، وبالتالي يصعب وضعه حسب كيميائه. ^[83] لذلك، بينما يسود الوضع الإلكتروني للهيدروجين في المجموعة 1، فإن بعض الترتيبات النادرة تُظهر إما الهيدروجين في المجموعة 17، ^{[85] أو} الهيدروجين المكرر في كل من المجموعتين 1 و17، ^{[86] [87]} أو تطفو بشكل منفصل عن جميع المجموعات. ^{[87] [88] [57]} ومع ذلك، فقد انتقد الكيميائي وفيلسوف العلوم إريك سكيري هذا الخيار الأخير على أساس أنه يبدو أنه يعني أن الهيدروجين أعلى من القانون الدوري تمامًا، على عكس جميع العناصر الأخرى. ^[89]

الهيليوم هو العنصر الوحيد الذي يشغل بشكل روتيني موقعًا في الجدول الدوري لا يتوافق مع بنيته الإلكترونية. يحتوي على إلكترونين في غلافه الخارجي، في حين تحتوي الغازات النبيلة الأخرى على ثمانية؛ وهو عنصر من الكتلة s، في حين أن جميع الغازات النبيلة الأخرى هي عناصر من الكتلة p. ومع ذلك، فهو غير تفاعلي في الظروف القياسية، وله غلاف خارجي كامل: هذه الخصائص تشبه الغازات النبيلة في المجموعة 18، ​​ولكنها لا تشبه على الإطلاق المعادن القلوية الترابية التفاعلية في المجموعة 2. ولهذه الأسباب، يتم وضع الهيليوم عالميًا تقريبًا في المجموعة 18 ^[6] التي تتطابق خصائصه بشكل أفضل؛ ^[57] تم رفض اقتراح نقل الهيليوم إلى المجموعة 2 من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية في عام 1988 لهذه الأسباب. ^[23] ومع ذلك، لا يزال الهيليوم يوضع أحيانًا في المجموعة 2 اليوم، ^[90] وبعض خصائصه الفيزيائية والكيميائية أقرب إلى عناصر المجموعة 2 وتدعم التنسيب الإلكتروني. ^{[82] [57]} يتبلور الهيليوم الصلب في بنية مضغوطة سداسية الشكل ، والتي تتطابق مع البريليوم والمغنيسيوم في المجموعة 2، ولكن ليس مع الغازات النبيلة الأخرى في المجموعة 18. ^[91] أدت التطورات النظرية الأخيرة في كيمياء الغازات النبيلة، والتي من المتوقع أن يُظهر الهيليوم خمولًا أقل قليلاً من النيون وأن يشكل (HeO) (LiF) ₂ ببنية مماثلة لمركب البريليوم التناظري (ولكن بدون نظير نيون متوقع)، إلى المزيد من الكيميائيين الذين يدعون إلى وضع الهيليوم في المجموعة 2. يرتبط هذا بالحجة الإلكترونية، حيث أن سبب خمول النيون الأكبر هو التنافر من غلافه المملوء الذي يفتقر إليه الهيليوم، على الرغم من أنه من غير المرجح بشكل واقعي أن تكون الجزيئات المحتوية على الهيليوم مستقرة خارج ظروف درجات الحرارة المنخفضة الشديدة (حوالي 10  كلفن ). ^{[92] [93] [94] [95]}

وقد تم الاستشهاد أيضًا بشذوذ الصف الأول في الجدول الدوري لدعم نقل الهيليوم إلى المجموعة 2. وينشأ هذا لأن المدار الأول من أي نوع صغير بشكل غير عادي، لأنه على عكس نظائره الأعلى، لا يتعرض لتنافر إلكتروني من مدار أصغر من نفس النوع. وهذا يجعل الصف الأول من العناصر في كل كتلة صغيرًا بشكل غير عادي، وتميل هذه العناصر إلى إظهار أنواع مميزة من الشذوذ لمجموعتها. وقد أشار بعض الكيميائيين الذين يجادلون لصالح إعادة وضع الهيليوم إلى أن الهيليوم يُظهر هذه الشذوذ إذا تم وضعه في المجموعة 2، ولكن ليس إذا تم وضعه في المجموعة 18: من ناحية أخرى، يُظهر النيون، الذي سيكون أول عنصر في المجموعة 18 إذا تمت إزالة الهيليوم من تلك البقعة، هذه الشذوذ. ^[92] ثم يُقال إن العلاقة بين الهيليوم والبيريليوم تشبه العلاقة بين الهيدروجين والليثيوم، وهو وضع مقبول بشكل أكثر شيوعًا. ^[93] على سبيل المثال، بسبب هذا الاتجاه في أحجام المدارات، يُرى فرق كبير في الأقطار الذرية بين العضوين الأول والثاني لكل مجموعة رئيسية في المجموعات 1 و13-17: يوجد بين النيون والأرجون، وبين الهيليوم والبيريليوم، ولكن ليس بين الهيليوم والنيون. يؤثر هذا أيضًا على نقاط غليان الغازات النبيلة وقابليتها للذوبان في الماء، حيث يكون الهيليوم قريبًا جدًا من النيون، ويظهر الفرق الكبير المميز بين العنصرين الأولين في المجموعة فقط بين النيون والأرجون. يؤدي نقل الهيليوم إلى المجموعة 2 إلى جعل هذا الاتجاه ثابتًا في المجموعتين 2 و18 أيضًا، من خلال جعل الهيليوم أول عنصر في المجموعة 2 والنيون أول عنصر في المجموعة 18: كلاهما يُظهر الخصائص المميزة للعنصر الأول غير المتماثل في المجموعة. ^{[96] [97]} ومع ذلك، يظل وضع الهيليوم في المجموعة 18 شبه عالمي بسبب خموله الشديد. ^[98] بالإضافة إلى ذلك، قد يكون من النادر العثور على جداول تطفو فيها الهيدروجين والهيليوم خارج جميع المجموعات. ^{[88] [57] [58]}

في العديد من الجداول الدورية، يتم إزاحة كتلة f بمقدار عنصر واحد إلى اليمين، بحيث يصبح اللانثانوم والأكتينيوم عناصر كتلة d في المجموعة 3، ويشكل Ce-Lu وTh-Lr كتلة f. وبالتالي تنقسم كتلة d إلى قسمين غير متساويين للغاية. وهذا هو إرث من القياسات الخاطئة المبكرة لتكوينات الإلكترونات؛ والقياسات الحديثة أكثر اتساقًا مع الشكل مع اللوتيتيوم واللورينسيوم في المجموعة 3، ومع La-Yb وAc-No ككتلة f. ^{[25] [99]}

تمتلئ غلاف 4f بالكامل عند الإيتربيوم، ولهذا السبب اعتبر ليف لاندو وإيفجيني ليفشيتز في عام 1948 أنه من غير الصحيح تجميع اللوتيتيوم كعنصر كتلة f. ^[26] لم يتخذوا بعد خطوة إزالة اللانثانوم من كتلة d أيضًا، لكن جون كوندو أدرك في عام 1963 أن الموصلية الفائقة للانثانوم في درجات الحرارة المنخفضة تعني نشاط غلاف 4f الخاص به. ^[100] في عام 1965، ربط ديفيد سي هاميلتون هذه الملاحظة بموقعها في الجدول الدوري، وجادل بأن كتلة f يجب أن تتكون من العناصر La-Yb و Ac-No. ^[63] ومنذ ذلك الحين، دعمت الأدلة الفيزيائية والكيميائية والإلكترونية هذا التعيين. ^{[25] [23] [99]} تم لفت الانتباه إلى هذه القضية على نطاق واسع بواسطة ويليام ب. جينسن في عام 1982، ^[25] وتم دعم إعادة تعيين اللوتيتيوم واللورينسيوم إلى المجموعة 3 من خلال تقارير الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية التي يرجع تاريخها إلى عام 1988 (عندما تم التوصية بأرقام المجموعة 1-18) ^[23] و2021. ^[24] ومع ذلك، لا يزال الاختلاف موجودًا لأن معظم كتاب الكتب المدرسية لا يدركون هذه القضية. ^[25]

يمكن أحيانًا مواجهة شكل ثالث حيث تُترك المساحات الموجودة أسفل الإيتريوم في المجموعة 3 فارغة، مثل الجدول الموجود على موقع IUPAC على الويب، ^[6] ولكن هذا يخلق تناقضًا مع ميكانيكا الكم من خلال جعل كتلة f بعرض 15 عنصرًا (La-Lu و Ac-Lr) على الرغم من أن 14 إلكترونًا فقط يمكن أن تتناسب مع غلاف فرعي f. ^[24] علاوة على ذلك، هناك بعض الارتباك في الأدبيات حول العناصر التي يُفترض أنها في المجموعة 3. ^{[24] [33] [101] [102] [103]} بينما أشار تقرير IUPAC لعام 2021 إلى أن كتل f بعرض 15 عنصرًا مدعومة من قبل بعض الممارسين لفرع متخصص من ميكانيكا الكم النسبية التي تركز على خصائص العناصر الفائقة الثقل ، كان رأي المشروع هو أن مثل هذه المخاوف التي تعتمد على الاهتمام لا ينبغي أن يكون لها أي تأثير على كيفية تقديم الجدول الدوري إلى "المجتمع الكيميائي والعلمي العام". ^[24] أوضح مؤلفون آخرون يركزون على العناصر الفائقة الثقل منذ ذلك الحين أن "المدخل الخامس عشر من كتلة f يمثل الفتحة الأولى في كتلة d التي تُركت شاغرة للإشارة إلى مكان إدخالات كتلة f"، مما يعني أن هذا النموذج لا يزال يحتوي على اللوتيتيوم واللورينسيوم (المدخل الخامس عشر المعني) كعناصر كتلة d في المجموعة 3. ^[104] في الواقع، عندما توسع منشورات IUPAC الجدول إلى 32 عمودًا، فإنها توضح ذلك وتضع اللوتيتيوم واللورينسيوم تحت الإيتريوم في المجموعة 3. ^{[105] [106]}

يمكن مواجهة العديد من الحجج لصالح Sc-Y-La-Ac في الأدبيات، ^{[107] [108]} ولكن تم الطعن فيها لكونها غير متسقة منطقيًا. ^{[27] [28] [29]} على سبيل المثال، قيل إن اللانثانوم والأكتينيوم لا يمكن أن يكونا عناصر كتلة f لأنه كذرات فردية في الطور الغازي، لم يبدأوا في ملء أغلفة f الفرعية. ^[109] ولكن الأمر نفسه ينطبق على الثوريوم الذي لا يُتنازع عليه أبدًا كعنصر كتلة f، ^{[24] [25]} وتتجاهل هذه الحجة المشكلة في الطرف الآخر: أن أغلفة f تكتمل عند الإيتربيوم والنوبليوم، مما يطابق شكل Sc-Y-Lu-Lr، وليس عند اللوتيتيوم واللورينسيوم كما سيكون شكل Sc-Y-La-Ac. ^[110] لا تقتصر مثل هذه التكوينات الاستثنائية على الأقلية، ^[110] بل لم يتم اعتبارها أيضًا على أي حال ذات صلة بوضع أي عناصر أخرى في الجدول الدوري: في الذرات الغازية، تكتمل أغلفة d عند النحاس والبلاديوم والذهب، ولكن من المقبول عالميًا من قبل الكيميائيين أن هذه التكوينات استثنائية وأن كتلة d تنتهي حقًا وفقًا لقاعدة مادلونج عند الزنك والكادميوم والزئبق. ^[33] الحقيقة ذات الصلة بالوضع ^{[38] [65]} هي أن اللانثانوم والأكتينيوم (مثل الثوريوم) لهما مدارات f تكافؤية يمكن أن تصبح مشغولة في البيئات الكيميائية، في حين أن اللوتيتيوم واللورينسيوم ليسا كذلك: ^{[58] [111] [74]} توجد أغلفة f الخاصة بهما في اللب، ولا يمكن استخدامها للتفاعلات الكيميائية. ^{[64] [112]} وبالتالي فإن العلاقة بين الإتريوم واللانثانوم هي علاقة ثانوية فقط بين العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ ولكن أنواع مختلفة من مدارات التكافؤ، مثل العلاقة بين الكروم واليورانيوم؛ في حين أن العلاقة بين الإتريوم واللوتيتيوم هي علاقة أولية، تشترك في كل من عدد إلكترونات التكافؤ ونوع مدار التكافؤ. ^[58]

نظرًا لأن التفاعلات الكيميائية تنطوي على إلكترونات التكافؤ، ^[32] فمن المتوقع أن تتفاعل العناصر ذات التكوينات الإلكترونية الخارجية المتشابهة بشكل مشابه وتشكل مركبات بنسب مماثلة من العناصر فيها. ^[113] توضع هذه العناصر في نفس المجموعة، وبالتالي تميل إلى أن تكون هناك أوجه تشابه واتجاهات واضحة في السلوك الكيميائي كلما تقدم المرء إلى أسفل المجموعة. ^[114] نظرًا لأن التكوينات المتشابهة تحدث على فترات منتظمة، فإن خصائص العناصر تظهر تكرارات دورية، ومن هنا جاء اسم الجدول الدوري والقانون الدوري. لوحظت هذه التكرارات الدورية قبل وقت طويل من تطوير النظرية الأساسية التي تشرحها. ^{[115] [116]}

تاريخيًا، كان الحجم الفيزيائي للذرات غير معروف حتى أوائل القرن العشرين. نشر الفيزيائي آرثر هاس أول تقدير محسوب لنصف القطر الذري للهيدروجين في عام 1910 في حدود مرتبة واحدة من حيث الحجم (عامل 10) من القيمة المقبولة، نصف قطر بور (~0.529 Å). في نموذجه، استخدم هاس تكوينًا أحاديًا للإلكترون بناءً على النموذج الذري الكلاسيكي الذي اقترحه جيه جيه طومسون في عام 1904، والذي غالبًا ما يُطلق عليه نموذج بودنغ البرقوق . ^[117]

تعتمد أقطار الذرات (حجم الذرات) على أحجام مداراتها الخارجية. ^[96] وهي تقل عمومًا من اليسار إلى اليمين على طول عناصر المجموعة الرئيسية، لأن الشحنة النووية تزداد ولكن الإلكترونات الخارجية لا تزال في نفس الغلاف. ومع ذلك، عند النزول إلى أسفل العمود، تزداد الأقطار عمومًا، لأن الإلكترونات الخارجية تكون في أغلفة أعلى وبالتالي تكون أبعد عن النواة. ^{[32] [118]} الصف الأول من كل كتلة صغير بشكل غير طبيعي، بسبب تأثير يسمى تماثل الكاينو أو التنافر البدائي: ^[119] لا تحتوي الأغلفة الفرعية 1s و2p ​​و3d و4f على نظائر داخلية. على سبيل المثال، لا تتعرض المدارات 2p لتنافر قوي من المدارات 1s و2s، والتي لها توزيعات شحنة زاوية مختلفة تمامًا، وبالتالي فهي ليست كبيرة جدًا؛ ولكن المدارات 3p تتعرض لتنافر قوي من المدارات 2p، والتي لها توزيعات شحنة زاوية مماثلة. وبالتالي فإن الغلافات الفرعية s- وp- وd- وf-الأعلى تتعرض لتنافر قوي من نظائرها الداخلية، والتي لها تقريبًا نفس التوزيع الزاوي للشحنة، ويجب أن تتوسع لتجنب ذلك. وهذا يجعل الاختلافات الكبيرة تنشأ بين عناصر 2p الصغيرة، والتي تفضل الترابط المتعدد ، وعناصر 3p الأكبر والعناصر الأعلى p-، والتي لا تفضل ذلك. ^[96] تنشأ شذوذ مماثل للعناصر 1s و2p ​​و3d و4f والعناصر الافتراضية 5g: ^[120] درجة هذا الشذوذ في الصف الأول هي الأعلى بالنسبة للكتلة s، وهي معتدلة بالنسبة للكتلة p، وأقل وضوحًا بالنسبة للكتلتين d- وf-. ^[121]

في العناصر الانتقالية، يتم ملء الغلاف الداخلي، لكن حجم الذرة لا يزال محددًا بواسطة الإلكترونات الخارجية. تعوض الشحنة النووية المتزايدة عبر السلسلة والعدد المتزايد للإلكترونات الداخلية للحماية بعضهما البعض إلى حد ما، وبالتالي يكون الانخفاض في نصف القطر أصغر. ^[118] ذرات 4p و 5d، التي تأتي مباشرة بعد تقديم أنواع جديدة من السلاسل الانتقالية لأول مرة، أصغر مما كان متوقعًا، ^[122] لأن الغلافات الفرعية الأساسية 3d و 4f المضافة توفر فقط حماية غير كاملة للشحنة النووية للإلكترونات الخارجية. وبالتالي، على سبيل المثال، تكون ذرات الجاليوم أصغر قليلاً من ذرات الألومنيوم. ^[96] جنبًا إلى جنب مع تماثل الكاينو، يؤدي هذا إلى فرق زوجي-فردي بين الفترات (باستثناء الكتلة s) ^[k] يُعرف أحيانًا بالدورية الثانوية: العناصر في الفترات الزوجية لها أقطار ذرية أصغر وتفضل فقدان عدد أقل من الإلكترونات، بينما تختلف العناصر في الفترات الفردية (باستثناء الأولى) في الاتجاه المعاكس. على سبيل المثال، تظهر العديد من الخصائص في الكتلة p اتجاهًا متعرجًا بدلاً من اتجاه سلس على طول المجموعة. على سبيل المثال، يصل الفوسفور والأنتيمون في الفترات الفردية للمجموعة 15 بسهولة إلى حالة الأكسدة +5، بينما يفضل النيتروجين والزرنيخ والبزموت في الفترات الزوجية البقاء عند +3. ^{[121] [123]} وينطبق موقف مماثل على الكتلة d، حيث تكون ذرات اللوتيتيوم وحتى التنغستن أصغر قليلاً من ذرات الإيتريوم وحتى الموليبدينوم على التوالي. ^{[124] [125]}

ذرات الثاليوم والرصاص لها نفس حجم ذرات الإنديوم والقصدير على التوالي، ولكن من البزموت إلى الرادون تكون ذرات 6p أكبر من ذرات 5p المماثلة. يحدث هذا لأنه عندما تصبح النوى الذرية مشحونة بدرجة عالية، تصبح النسبية الخاصة ضرورية لقياس تأثير النواة على سحابة الإلكترون. تؤدي هذه التأثيرات النسبية إلى أن العناصر الثقيلة لها خصائص مختلفة بشكل متزايد مقارنة بنظائرها الأخف وزناً في الجدول الدوري. يقسم تفاعل الدوران المداري الغلاف الفرعي p: يتم تثبيت مدار p واحد نسبيًا وتقلصه (يملأ الثاليوم والرصاص)، ولكن المدارين الآخرين (يملأان البزموت من خلال الرادون) يتم زعزعة استقرارهما نسبيًا وتوسعهما. ^[96] تفسر التأثيرات النسبية أيضًا سبب كون الذهب ذهبيًا والزئبق سائلًا في درجة حرارة الغرفة. ^{[126] [127]} ومن المتوقع أن تصبح قوية جدًا في أواخر الفترة السابعة، مما قد يؤدي إلى انهيار الدورية. ^[128] لا تُعرف تكوينات الإلكترونات بوضوح إلا حتى العنصر 108 ( الهاسيوم )، ولم يتم إجراء الكيمياء التجريبية بعد 108 إلا لـ 112 ( الكوبرنيسيوم )، و113 ( النيهونيوم )، و114 ( الفليروفيوم )، لذلك يظل التوصيف الكيميائي لأثقل العناصر موضوعًا للبحث الحالي. ^[129]

الاتجاه الذي يتناقص فيه نصف القطر الذري من اليسار إلى اليمين موجود أيضًا في نصف القطر الأيوني ، على الرغم من أنه من الصعب فحصه لأن الأيونات الأكثر شيوعًا للعناصر المتتالية تختلف عادةً في الشحنة. تقل الأيونات التي لها نفس التكوين الإلكتروني في الحجم مع ارتفاع عددها الذري، بسبب زيادة الجذب من النواة المشحونة بشكل إيجابي أكثر: وبالتالي على سبيل المثال تقل نصف القطر الأيوني في السلسلة Se ²⁻ و Br ⁻ و Rb ⁺ و Sr ²⁺ و Y ³⁺ و Zr ⁴⁺ و Nb ⁵⁺ و Mo ⁶⁺ و Tc ⁷⁺ . تصبح أيونات نفس العنصر أصغر مع إزالة المزيد من الإلكترونات، لأن الجاذبية من النواة تبدأ في التفوق على التنافر بين الإلكترونات مما يتسبب في تمدد سحب الإلكترونات: وبالتالي على سبيل المثال تقل نصف القطر الأيوني في السلسلة V ²⁺ و V ³⁺ و V ⁴⁺ و V ⁵⁺ . ^[130]

طاقة التأين الأولى للذرة هي الطاقة المطلوبة لإزالة إلكترون منها. وهذا يختلف باختلاف نصف القطر الذري: تزداد طاقة التأين من اليسار إلى اليمين ومن الأسفل إلى الأعلى، لأن الإلكترونات الأقرب إلى النواة تكون أكثر تماسكًا ويصعب إزالتها. وبالتالي يتم تقليل طاقة التأين إلى أدنى حد عند العنصر الأول لكل فترة - الهيدروجين والمعادن القلوية - ثم ترتفع عمومًا حتى تصل إلى الغاز النبيل عند الحافة اليمنى للفترة. ^[32] هناك بعض الاستثناءات لهذا الاتجاه، مثل الأكسجين، حيث يتم إقران الإلكترون الذي تتم إزالته وبالتالي فإن التنافر بين الإلكترونات يجعل إزالته أسهل من المتوقع. ^[131]

في سلسلة الانتقال، يتم فقدان الإلكترونات الخارجية بشكل تفضيلي حتى مع ملء المدارات الداخلية. على سبيل المثال، في سلسلة 3d، يتم فقدان الإلكترونات 4s أولاً حتى مع ملء المدارات 3d. يعوض تأثير الحماية الناتج عن إضافة إلكترون 3d إضافي تقريبًا عن ارتفاع الشحنة النووية، وبالتالي تظل طاقات التأين ثابتة في الغالب، على الرغم من وجود زيادة طفيفة خاصة في نهاية كل سلسلة انتقالية. ^[132]

نظرًا لأن ذرات المعدن تميل إلى فقدان الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية، فإن طاقة التأين ترتبط عمومًا بالتفاعل الكيميائي، على الرغم من وجود عوامل أخرى مشاركة أيضًا. ^[132]

الخاصية المعاكسة لطاقة التأين هي تقارب الإلكترون ، وهي الطاقة المنبعثة عند إضافة إلكترون إلى الذرة. ^[133] ينجذب الإلكترون المار بسهولة أكبر إلى الذرة إذا شعر بجذب النواة بقوة أكبر، وخاصة إذا كان هناك مدار خارجي ممتلئ جزئيًا متاحًا يمكنه استيعابه. لذلك، تميل تقارب الإلكترون إلى الزيادة من الأسفل إلى الأعلى ومن اليسار إلى اليمين. الاستثناء هو العمود الأخير، الغازات النبيلة، التي لها غلاف ممتلئ ولا يوجد بها مساحة لإلكترون آخر. وهذا يعطي الهالوجينات في العمود قبل الأخير أعلى تقارب إلكتروني. ^[32]

بعض الذرات، مثل الغازات النبيلة، ليس لها تقارب إلكتروني: لا يمكنها تكوين أنيونات مستقرة في الطور الغازي. ^[134] (يمكنها تكوين رنينات غير مستقرة إذا وصل الإلكترون الوارد بطاقة حركية كافية، ولكن هذه الرنينات تنفصل تلقائيًا بشكل حتمي وسريع : على سبيل المثال، يبلغ عمر أطول مستوى He ^حوالي 359 ميكروثانية.) ^[135] الغازات النبيلة، التي تتمتع بطاقات تأين عالية وعدم وجود تقارب إلكتروني، لديها ميل ضئيل نحو اكتساب أو فقدان الإلكترونات وهي غير تفاعلية بشكل عام. ^[32]

تحدث بعض الاستثناءات للاتجاهات: الأكسجين والفلور لديهما ألفة إلكترونية أقل من نظائرهما الأثقل مثل الكبريت والكلور، لأنهما ذرات صغيرة وبالتالي فإن الإلكترون المضاف حديثًا سوف يتعرض لتنافر كبير من الإلكترونات الموجودة بالفعل. بالنسبة للعناصر غير المعدنية، فإن ألفة الإلكترون ترتبط أيضًا بالتفاعلية إلى حد ما، ولكن ليس بشكل مثالي لأن عوامل أخرى متضمنة. على سبيل المثال، يتمتع الفلور بألفة إلكترونية أقل من الكلور (بسبب التنافر الإلكتروني الشديد لذرة الفلور الصغيرة جدًا)، ولكنه أكثر تفاعلية. ^[133]

يمكن تعريف تكافؤ العنصر إما بعدد ذرات الهيدروجين التي يمكن أن تتحد معه لتكوين هيدريد ثنائي بسيط، أو بعدد مضاعف من ذرات الأكسجين التي يمكن أن تتحد معه لتكوين أكسيد ثنائي بسيط (أي ليس فوق أكسيد أو فوق أكسيد ). ^{[110] ترتبط} تكافؤات عناصر المجموعة الرئيسية ارتباطًا مباشرًا برقم المجموعة: تتبع الهيدريدات في المجموعات الرئيسية 1-2 و13-17 الصيغ MH وMH ₂ وMH ₃ وMH ₄ وMH ₃ وMH ₂ وأخيرًا MH. تزداد الأكاسيد الأعلى بدلاً من ذلك في التكافؤ، وفقًا للصيغ M ₂ O وMO وM ₂ O ₃ وMO ₂ وM ₂ O ₅ وMO ₃ وM ₂ O ₇ . ^[l] اليوم تم توسيع مفهوم التكافؤ من خلال مفهوم حالة الأكسدة ، وهي الشحنة الرسمية المتبقية على عنصر ما عندما تتم إزالة جميع العناصر الأخرى في المركب على شكل أيونات. ^[113]

يشير التكوين الإلكتروني إلى تفسير جاهز من عدد الإلكترونات المتاحة للترابط؛ ^[113] في الواقع، يبدأ عدد الإلكترونات التكافؤية عند 1 في المجموعة 1، ثم يزداد نحو الجانب الأيمن من الجدول الدوري، ولا يتم إعادة ضبطه إلا عند 3 كلما بدأت كل كتلة جديدة. وبالتالي، في الفترة 6، يكون لدى Cs-Ba 1-2 إلكترون تكافؤ؛ وLa-Yb 3-16؛ وLu-Hg 3-12؛ وTl-Rn 3-8. ^[112] ومع ذلك، نحو الجانب الأيمن من الكتلتين d وf، فإن الحد الأقصى النظري المقابل لاستخدام جميع الإلكترونات التكافؤية غير قابل للتحقيق على الإطلاق؛ ^[136] يؤثر نفس الموقف على الأكسجين والفلور والغازات النبيلة الخفيفة حتى الكريبتون. ^[137]

عدد الإلكترونات التكافؤية

	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	ح 1																															هو 2
2	لي 1	كن 2																									ب 3	ج 4	ن 5	ا 6	ف 7	ن 8
3	نا 1	ملغ 2																									ال 3	سي 4	ص 5	س 6	الصف السابع	ع 8
4	ك 1	كا 2															العلوم 3	تي 4	الإصدار 5	كر 6	من 7	في 8	كو 9	ني 10	النحاس 11	الزنك 12	جا 3	جي 4	ك 5	سي 6	ب ر 7	كر 8
5	ر ب 1	س 2															سنة 3	زر 4	ملاحظة 5	مو 6	ت.ك 7	رو 8	ر 9	ب د 10	أغ 11	القرص المضغوط 12	في 3	القصدير 4	سب 5	تي 6	انا 7	إكس إي 8
6	سي اس 1	با 2	لا 3	سي 4	ب ر 5	ن د 6	مساءا 7	سم 8	الاتحاد الأوروبي 9	جد 10	ت ب 11	يوم 12	هو 13	إير 14	تيم 15	السنة 16	لو 3	هف 4	تا 5	و 6	إعادة 7	نظام التشغيل 8	إير 9	الجزء العاشر	أو 11	زئبق 12	تال 3	الرصاص 4	بي 5	بو 6	في السابعة	رِن 8
7	فر 1	را 2	التيار المتردد 3	ث 4	با 5	يو 6	رقم 7	بو 8	عمري 9	سم 10	الكتاب 11	راجع 12	إس 13	اف ام 14	م د 15	رقم 16	ل ر 3	التردد 4	دي بي 5	س ج 6	بى اتش 7	الصف الثامن	مت 9	د 10	ر ج 11	سي إن 12	ن ح 3	فل 4	ماك 5	المستوى 6	ت س 7	أوج 8

يتطلب التفسير الكامل النظر في الطاقة التي ستُطلق في تكوين مركبات ذات تكافؤات مختلفة بدلاً من مجرد النظر في تكوينات الإلكترون وحدها. ^[138] على سبيل المثال، يشكل المغنيسيوم كاتيونات Mg ²⁺ بدلاً من كاتيونات Mg ⁺ عند إذابته في الماء، لأن الأخير سيتحول تلقائيًا إلى كاتيونات Mg ⁰ وMg ²⁺ . وذلك لأن المحتوى الحراري للترطيب (الذي يحيط بالكاتيون بجزيئات الماء) يزداد في المقدار مع شحنة ونصف قطر الأيون. في Mg ⁺ ، لا يزال المدار الخارجي (الذي يحدد نصف القطر الأيوني) 3s، وبالتالي فإن المحتوى الحراري للترطيب صغير وغير كافٍ لتعويض الطاقة المطلوبة لإزالة الإلكترون؛ ولكن التأين مرة أخرى إلى Mg ²⁺ يكشف عن الغلاف الفرعي الأساسي 2p، مما يجعل المحتوى الحراري للترطيب كبيرًا بما يكفي للسماح بتكوين مركبات المغنيسيوم (II). ولأسباب مماثلة، تميل حالات الأكسدة الشائعة لعناصر كتلة p الأثقل (حيث تصبح الإلكترونات ns أقل في الطاقة من np) إلى التغير بخطوات من 2، لأن ذلك ضروري للكشف عن غلاف فرعي داخلي وتقليل نصف القطر الأيوني (على سبيل المثال، يكشف Tl ⁺ عن 6s، ويكشف Tl ³⁺ عن 5d، لذلك بمجرد أن يفقد الثاليوم إلكترونين فإنه يميل إلى فقدان الإلكتروني الثالث أيضًا). يمكن استخدام حجج مماثلة تستند إلى التهجين المداري لعناصر كتلة p الأقل سالبية كهربيًا. ^{[139] [m]}

بالنسبة للمعادن الانتقالية، تكون حالات الأكسدة الشائعة دائمًا تقريبًا على الأقل +2 لأسباب مماثلة (الكشف عن الغلاف الفرعي التالي)؛ وينطبق هذا حتى على المعادن ذات التكوينات الشاذة d ^x+1 s ¹ أو d ^x+2 s ⁰ (باستثناء الفضة )، لأن التنافر بين إلكترونات d يعني أن حركة الإلكترون الثاني من الغلاف الفرعي s إلى الغلاف الفرعي d لا تغير طاقة تأينه بشكل ملحوظ. ^[141] نظرًا لأن تأين المعادن الانتقالية بشكل أكبر لا يكشف عن أي أغلفة فرعية داخلية جديدة، فإن حالات أكسدتها تميل إلى التغير بخطوات من 1 بدلاً من ذلك. ^[139] تُظهر اللانثانيدات والأكتينيدات المتأخرة عمومًا حالة أكسدة مستقرة +3، مما يؤدي إلى إزالة إلكترونات s الخارجية ثم (عادةً) إلكترون واحد من مدارات (n-2)f، والتي تشبه في طاقتها ns. ^[142] تميل حالات الأكسدة المشتركة والقصوى لعناصر الكتلة d وf إلى الاعتماد على طاقات التأين. ومع ارتفاع فرق الطاقة بين المدارات (n-1)d وns على طول كل سلسلة انتقالية، يصبح من غير المناسب من الناحية الطاقية تأين المزيد من الإلكترونات. وبالتالي، تميل مجموعات المعادن الانتقالية المبكرة إلى تفضيل حالات الأكسدة الأعلى، لكن حالة الأكسدة +2 تصبح أكثر استقرارًا لمجموعات المعادن الانتقالية المتأخرة. وبالتالي تزداد أعلى حالة أكسدة رسمية من +3 في بداية كل صف من الكتلة d، إلى +7 أو +8 في المنتصف (على سبيل المثال _OsO4 ) ، ثم تنخفض إلى +2 في النهاية. ^[141] عادةً ما يكون لللانثانيدات والأكتينيدات المتأخرة طاقات تأين رابعة عالية وبالتالي نادرًا ما تتجاوز حالة الأكسدة +3، بينما تتمتع الأكتينيدات المبكرة بطاقات تأين رابعة منخفضة وبالتالي على سبيل المثال يمكن أن يصل النبتونيوم والبلوتونيوم إلى +7. ^{[110] [141] [142]} تذهب الأكتينيدات الأخيرة إلى أبعد من اللانثانيدات نحو حالات الأكسدة المنخفضة: يتم اختزال المندليفيوم إلى الحالة +2 بسهولة أكبر من الثوليوم أو حتى اليوروبيوم (اللانثانيد ذو الحالة +2 الأكثر استقرارًا، نظرًا لقشرة f الممتلئة إلى النصف)، ويفضل النوبيليوم بشكل مباشر الحالة +2 على الحالة +3، على النقيض من الإيتربيوم. ^[54]

نظرًا لأن العناصر في نفس المجموعة تشترك في نفس تكوينات التكافؤ، فإنها عادةً ما تظهر سلوكًا كيميائيًا مشابهًا. على سبيل المثال، تحتوي جميع الفلزات القلوية في المجموعة الأولى على إلكترون تكافؤ واحد، وتشكل فئة متجانسة للغاية من العناصر: فهي كلها معادن لينة وتفاعلية. ومع ذلك، هناك العديد من العوامل المشاركة، وغالبًا ما تكون المجموعات غير متجانسة إلى حد ما. على سبيل المثال، يحتوي الهيدروجين أيضًا على إلكترون تكافؤ واحد ويقع في نفس المجموعة مع الفلزات القلوية، لكن سلوكه الكيميائي مختلف تمامًا. تتكون العناصر المستقرة للمجموعة 14 من لا فلز ( كربون )، واثنين من أشباه الموصلات ( السيليكون والجرمانيوم)، واثنين من المعادن (القصدير والرصاص ) ؛ ومع ذلك ، فهي متحدة بوجود أربعة إلكترونات تكافؤ. ^[143] يؤدي هذا غالبًا إلى تشابه في حالات الأكسدة القصوى والدنيا (على سبيل المثال، _{الكبريت} والسيلينيوم في المجموعة 16 لهما حالة أكسدة قصوى +6، كما هو الحال في SO3 وSeO3، وحالة أكسدة دنيا -2، كما هو الحال في الكبريتيدات والسلينيدات ) ؛ ولكن ليس دائمًا ( على سبيل المثال، لا يُعرف أن الأكسجين يشكل حالة أكسدة +6، على _الرغم من وجوده في نفس المجموعة مثل الكبريت والسيلينيوم). ^[58]

خاصية أخرى مهمة للعناصر هي كهرسلبية . يمكن للذرات تكوين روابط تساهمية مع بعضها البعض من خلال مشاركة الإلكترونات في أزواج، مما يخلق تداخلًا في مدارات التكافؤ. تعتمد الدرجة التي تجذب بها كل ذرة زوج الإلكترون المشترك على كهرسلبية الذرة ^[144] - ميل الذرة نحو اكتساب أو فقدان الإلكترونات. ^[32] تميل الذرة الأكثر كهرسلبية إلى جذب زوج الإلكترون أكثر، والذرة الأقل كهرسلبية (أو الأكثر كهرسلبية) ستجذبها أقل. في الحالات القصوى، يمكن اعتبار الإلكترون قد انتقل تمامًا من الذرة الأكثر كهرسلبية إلى الذرة الأكثر كهرسلبية، على الرغم من أن هذا تبسيط. ثم تربط الرابطة أيونين، أحدهما موجب (بعد التخلي عن الإلكترون) والآخر سالب (بعد قبوله)، ويطلق عليه الرابطة الأيونية . ^[32]

تعتمد السالبية الكهربية على مدى قوة جذب النواة لزوج من الإلكترونات، وبالتالي فإنها تظهر اختلافًا مشابهًا للخصائص الأخرى التي ناقشناها بالفعل: تميل السالبية الكهربية إلى الانخفاض من الأعلى إلى الأسفل، وترتفع من اليسار إلى اليمين. تعد المعادن القلوية والقلوية الترابية من بين أكثر العناصر إيجابية كهربيًا، في حين تعد الكالكوجينات والهالوجينات والغازات النبيلة من بين أكثر العناصر سلبية كهربيًا. ^[144]

يتم قياس الكهرسلبية عمومًا على مقياس بولينج، حيث يتم إعطاء الذرة الأكثر تفاعلية سالبية كهربية ( الفلور ) سالبية كهربية 4.0، ويتم إعطاء الذرة الأقل سالبية كهربية ( السيزيوم ) سالبية كهربية 0.79. ^[32] في الواقع، النيون هو العنصر الأكثر سالبية كهربية، لكن مقياس بولينج لا يمكنه قياس سالبيته الكهربية لأنه لا يشكل روابط تساهمية مع معظم العناصر. ^[145]

تختلف السالبية الكهربية للعنصر باختلاف هوية وعدد الذرات المرتبطة به، وكذلك عدد الإلكترونات التي فقدها بالفعل: تصبح الذرة أكثر سالبية كهربية عندما تفقد المزيد من الإلكترونات. ^[144] وهذا يحدث فرقًا كبيرًا في بعض الأحيان: فالرصاص في حالة الأكسدة +2 له سالبية كهربية 1.87 على مقياس بولينج، بينما الرصاص في حالة الأكسدة +4 له سالبية كهربية 2.33. ^[146]

المادة البسيطة هي مادة تتكون من ذرات عنصر كيميائي واحد. تميل المواد البسيطة للذرات الأكثر كهرسلبية إلى مشاركة الإلكترونات (تكوين روابط تساهمية) مع بعضها البعض. إنها تشكل إما جزيئات صغيرة (مثل الهيدروجين أو الأكسجين، حيث ترتبط ذراتها في أزواج) أو هياكل عملاقة تمتد إلى ما لا نهاية (مثل الكربون أو السيليكون). تظل الغازات النبيلة ببساطة كذرات مفردة، حيث أن لديها بالفعل غلافًا كاملاً. ^[32] المواد المكونة من جزيئات منفصلة أو ذرات مفردة يتم تثبيتها معًا بواسطة قوى جذب أضعف بين الجزيئات، مثل قوة تشتت لندن : عندما تتحرك الإلكترونات داخل الجزيئات، فإنها تخلق اختلالات مؤقتة في الشحنة الكهربائية، مما يؤدي إلى اختلالات مماثلة في الجزيئات القريبة ويخلق حركات متزامنة للإلكترونات عبر العديد من الجزيئات المجاورة. ^[148]

ومع ذلك، تميل الذرات الأكثر إيجابية كهروستاتيكية إلى فقدان الإلكترونات بدلاً من ذلك، مما يخلق "بحرًا" من الإلكترونات التي تبتلع الكاتيونات. ^[32] تتداخل المدارات الخارجية لذرة واحدة لمشاركة الإلكترونات مع جميع جيرانها، مما يخلق بنية عملاقة من المدارات الجزيئية الممتدة على جميع الذرات. ^[149] يجذب هذا "البحر" المشحون سلبًا جميع الأيونات ويحافظ عليها معًا في رابطة معدنية . غالبًا ما تسمى العناصر التي تشكل مثل هذه الروابط بالمعادن ؛ وغالبًا ما تسمى العناصر التي لا تفعل ذلك باللافلزات . ^[32] يمكن لبعض العناصر تكوين مواد بسيطة متعددة ذات هياكل مختلفة: تسمى هذه متآصلات . على سبيل المثال، الماس والجرافيت هما متآصلان للكربون. ^{[143] [ن]}

يمكن التنبؤ بمعدنية العنصر من خلال الخواص الإلكترونية. فعندما تتداخل المدارات الذرية أثناء الترابط المعدني أو التساهمي، فإنها تخلق مدارات جزيئية رابطة ومضادة للترابط ذات سعة متساوية، مع مدارات مضادة للترابط ذات طاقة أعلى. وتحدث خاصية الرابطة الصافية عندما يكون هناك عدد أكبر من الإلكترونات في المدارات الرابطة مقارنة بالمدارات المضادة للترابط. وبالتالي، يصبح الترابط المعدني ممكنًا عندما يكون عدد الإلكترونات غير الموضعية بواسطة كل ذرة أقل من ضعف عدد المدارات المساهمة في التداخل. وهذا هو الوضع بالنسبة للعناصر في المجموعات من 1 إلى 13؛ فهي تحتوي أيضًا على عدد قليل جدًا من الإلكترونات التكافؤية لتكوين هياكل تساهمية عملاقة حيث تتخذ جميع الذرات مواضع متكافئة، وبالتالي فإن جميعها تقريبًا تتحول إلى معدن. والاستثناءات هي الهيدروجين والبورون، اللذان لديهما طاقة تأين عالية جدًا. وبالتالي يشكل الهيدروجين جزيء H2 التساهمي _، ويشكل البورون بنية تساهمية عملاقة تعتمد على مجموعات _B12 ذات الوجوه العشرينية . في المعدن، تتداخل طاقات المدارات الرابطة والمضادة للرابطة، مما يخلق نطاقًا واحدًا يمكن للإلكترونات أن تتدفق من خلاله بحرية، مما يسمح بالتوصيل الكهربائي. ^[151]

في المجموعة 14، يصبح كل من الرابطة المعدنية والتساهمية ممكنًا. في بلورة الماس، تكون الروابط التساهمية بين ذرات الكربون قوية، لأنها ذات نصف قطر ذري صغير وبالتالي يكون للنواة سيطرة أكبر على الإلكترونات. لذلك، تكون المدارات الرابطة الناتجة أقل طاقة بكثير من المدارات المضادة للترابط، ولا يوجد تداخل، وبالتالي يصبح التوصيل الكهربائي مستحيلًا: الكربون غير معدني. ومع ذلك، تصبح الرابطة التساهمية أضعف للذرات الأكبر حجمًا وتقل فجوة الطاقة بين المدارات الرابطة والمضادة للترابط. لذلك، يكون للسيليكون والجرمانيوم فجوات نطاق أصغر وهما أشباه موصلات في الظروف المحيطة: يمكن للإلكترونات عبور الفجوة عندما تثار حرارياً. (البورون أيضًا أشباه موصلات في الظروف المحيطة). تختفي فجوة النطاق في القصدير، بحيث يصبح القصدير والرصاص معادن. ^[151] مع ارتفاع درجة الحرارة، تطور جميع اللافلزات بعض خصائص أشباه الموصلات، بدرجة أكبر أو أقل اعتمادًا على حجم فجوة النطاق. وبالتالي، يمكن التمييز بين المعادن واللافلزات من خلال اعتماد موصليتها الكهربائية على درجة الحرارة: حيث تنخفض موصلية المعدن مع ارتفاع درجة الحرارة (لأن الحركة الحرارية تجعل من الصعب على الإلكترونات أن تتدفق بحرية)، في حين ترتفع موصلية اللافلزات (حيث قد يتم إثارة المزيد من الإلكترونات لعبور الفجوة). ^[152]

تحتوي العناصر الموجودة في المجموعات من 15 إلى 17 على عدد كبير جدًا من الإلكترونات لتكوين جزيئات تساهمية عملاقة تمتد في جميع الأبعاد الثلاثة. بالنسبة للعناصر الأخف وزناً، تكون الروابط في الجزيئات ثنائية الذرة الصغيرة قوية جدًا بحيث لا يتم تفضيل الطور المكثف: وبالتالي فإن النيتروجين (N ₂ ) والأكسجين (O ₂ ) والفوسفور الأبيض والزرنيخ الأصفر (P ₄ وAs ₄ ) والكبريت والسيلينيوم الأحمر (S ₈ وSe ₈ ) والهالوجينات المستقرة (F ₂ وCl ₂ وBr ₂ وI ₂ ) تشكل بسهولة جزيئات تساهمية ذات ذرات قليلة. تميل العناصر الأثقل إلى تكوين سلاسل طويلة (مثل الفوسفور الأحمر والسيلينيوم الرمادي والتيلوريوم) أو هياكل طبقية (مثل الكربون مثل الجرافيت والفوسفور الأسود والزرنيخ الرمادي والأنتيمون والبزموت) والتي تمتد فقط في بُعد واحد أو بعدين بدلاً من ثلاثة أبعاد. يمكن العثور على كلا النوعين من الهياكل كأشكال متآصلة للفوسفور والزرنيخ والسيلينيوم، على الرغم من أن الأشكال المتآصلة ذات السلسلة الطويلة أكثر استقرارًا في الثلاثة. نظرًا لأن هذه الهياكل لا تستخدم جميع مداراتها للترابط، فإنها تنتهي بنطاقات رابطة وغير رابطة ومضادة للترابط حسب ترتيب زيادة الطاقة. وعلى غرار المجموعة 14، تتقلص فجوات النطاق للعناصر الأثقل وتصبح الحركة الحرة للإلكترونات بين السلاسل أو الطبقات ممكنة. وبالتالي، على سبيل المثال، الفوسفور الأسود والزرنيخ الأسود والسيلينيوم الرمادي والتيلوريوم واليود هي أشباه موصلات؛ الزرنيخ الرمادي والأنتيمون والبزموت أشباه معادن (تظهر توصيلًا شبه معدني، مع تداخل نطاقي صغير جدًا)؛ والبولونيوم وربما الأستاتين معادن حقيقية. ^[151] أخيرًا، تظل جميع عناصر المجموعة 18 الطبيعية كذرات فردية. ^{[151] [o]}

الخط الفاصل بين الفلزات واللافلزات قطري تقريبًا من أعلى اليسار إلى أسفل اليمين، مع ظهور سلسلة الانتقال إلى يسار هذا القطر (نظرًا لوجود العديد من المدارات المتاحة للتداخل). ومن المتوقع حدوث ذلك، حيث تميل المعدنية إلى الارتباط بالإيجابية الكهربية والاستعداد لفقد الإلكترونات، والتي تزداد من اليمين إلى اليسار ومن أعلى إلى أسفل. وبالتالي فإن عدد الفلزات يفوق عدد اللافلزات بشكل كبير. يصعب تصنيف العناصر القريبة من الحد الفاصل: فهي تميل إلى امتلاك خصائص وسيطة بين خصائص الفلزات واللافلزات، وقد يكون لها بعض الخصائص المميزة لكليهما. وغالبًا ما يطلق عليها أشباه الفلزات أو أشباه الفلزات . ^[32] لا ينبغي الخلط بين مصطلح "شبه المعدن" المستخدم بهذا المعنى والمعنى الفيزيائي الصارم المتعلق ببنية النطاق: البزموت هو شبه معدن فيزيائيًا، ولكن الكيميائيين يعتبرونه عمومًا معدنًا. ^[154]

يتناول الجدول التالي أكثر الأشكال المتآصلة استقرارًا في الظروف القياسية. تشكل العناصر الملونة باللون الأصفر مواد بسيطة تتميز جيدًا بالترابط المعدني. تشكل العناصر الملونة باللون الأزرق الفاتح هياكل تساهمية شبكية عملاقة، في حين تشكل العناصر الملونة باللون الأزرق الداكن جزيئات صغيرة مرتبطة تساهميًا يتم ربطها معًا بواسطة قوى فان دير فالس الأضعف . يتم تلوين الغازات النبيلة باللون البنفسجي: جزيئاتها عبارة عن ذرات مفردة ولا يحدث ارتباط تساهمي. الخلايا الرمادية مخصصة للعناصر التي لم يتم تحضيرها بكميات كافية لتمييز أكثر أشكالها المتآصلة استقرارًا بهذه الطريقة. تشير الاعتبارات النظرية والأدلة التجريبية الحالية إلى أن كل هذه العناصر ستتحول إلى معدن إذا تمكنت من تكوين أطوار مكثفة، ^[151] باستثناء الأوجانيسون ربما. ^{[155] [ص]}

ف ت هـ روابط المواد البسيطة في الجدول الدوري
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
المجموعة  →
↓  الفترة
1	ح																															هو
2	لي	يكون																									ب	ج	ن	ا	ف	ني
3	نا	ملغ																									ال	سي	ص	س	كل	ع
4	ك	كا															س	تي	الخامس	كر	من	في	كو	ني	النحاس	الزنك	جا	جي	مثل	سي	بر	كر
5	ر ب	سيد															ي	زر	ملحوظة	شهر	ت.ك	رو	ر.ح	ب د	أج	قرص مضغوط	في	سن	سب	تي	أنا	زي
6	سي اس	با	لا	سي	العلاقات العامة	اختصار الثاني	مساءً	سم	انا	جيد	السل	دي	هو	ار	تم	ي ب	لو	هف	تا	و	يكرر	نظام التشغيل	إير	نقطة	اوو	زئبق	ت.ل	الرصاص	بي	بو	في	ر.ن
7	فرنسي	را	التيار المتردد	ذ	با	و	ن ب	بو	أكون	سم	بك	راجع	إس	اف ام	دكتوراه في الطب	لا	لير	رف	دي بي	س ج	بِه	هس	جبل	د س	رج	سي إن	نه	فل	ماك	المستوى	ت س	أوج

• 
  الحديد معدن
• 
  الكبريت، وهو من اللافلزات
• 
  الزرنيخ، وهو عنصر يُطلق عليه غالبًا اسم شبه المعدن أو شبه الفلز

بشكل عام، المعادن لامعة وكثيفة. ^[32] وعادة ما يكون لها نقاط انصهار وغليان عالية بسبب قوة الرابطة المعدنية، وغالبًا ما تكون قابلة للطرق والسحب (تمتد بسهولة وتشكل) لأن الذرات يمكن أن تتحرك بالنسبة لبعضها البعض دون كسر الرابطة المعدنية. ^[165] وهي موصلة للكهرباء لأن إلكتروناتها حرة في الحركة في جميع الأبعاد الثلاثة. وبالمثل، فإنها موصلة للحرارة، والتي تنقلها الإلكترونات كطاقة حركية إضافية : تتحرك بشكل أسرع. تستمر هذه الخصائص في الحالة السائلة، حيث أنه على الرغم من تدمير البنية البلورية عند الذوبان، إلا أن الذرات لا تزال تلمس بعضها البعض وتستمر الرابطة المعدنية، على الرغم من إضعافها. ^[165] تميل المعادن إلى أن تكون تفاعلية تجاه اللافلزات. ^[32] يمكن العثور على بعض الاستثناءات لهذه التعميمات: على سبيل المثال، البريليوم والكروم ^[84] والمنجنيز ^[166] والأنتيمون ^[167] والبزموت ^[168] واليورانيوم هشة (ليست قائمة شاملة)؛ ^[84] الكروم شديد الصلابة؛ ^[169] الجاليوم والروبيديوم والسيزيوم والزئبق سائل عند درجة حرارة الغرفة أو بالقرب منها؛ ^[q] والمعادن النبيلة مثل الذهب خاملة كيميائيًا للغاية. ^{[170] [171]}

تظهر اللافلزات خصائص مختلفة. تظهر تلك التي تشكل بلورات تساهمية عملاقة نقاط انصهار وغليان عالية، حيث يتطلب الأمر طاقة كبيرة للتغلب على الروابط التساهمية القوية. أما تلك التي تشكل جزيئات منفصلة، ​​فيتم ربطها معًا في الغالب بواسطة قوى التشتت، والتي يتم التغلب عليها بسهولة أكبر؛ وبالتالي فإنها تميل إلى أن يكون لها نقاط انصهار وغليان أقل، ^[172] والعديد منها عبارة عن سوائل أو غازات في درجة حرارة الغرفة. ^[32] غالبًا ما تكون اللافلزات باهتة المظهر. تميل إلى التفاعل مع المعادن، باستثناء الغازات النبيلة، التي تكون خاملة تجاه معظم المواد. ^[32] تكون هشة عندما تكون صلبة لأن ذراتها مثبتة بإحكام في مكانها. وهي أقل كثافة وتوصل الكهرباء بشكل سيئ، ^[32] لأنه لا توجد إلكترونات متحركة. ^[173] بالقرب من الحد الفاصل، تكون فجوات النطاق صغيرة وبالتالي فإن العديد من العناصر في تلك المنطقة هي أشباه موصلات، مثل السيليكون والجرمانيوم، ^[173] والتيلوريوم. ^[151] يحتوي السيلينيوم على كل من متآصل رمادي شبه موصل ومتآصل أحمر عازل؛ يحتوي الزرنيخ على متآصل رمادي معدني، ومتآصل أسود شبه موصل، ومتآصل أصفر عازل (على الرغم من أن الأخير غير مستقر في الظروف المحيطة). ^[152] مرة أخرى هناك استثناءات؛ على سبيل المثال، يتمتع الماس بأعلى موصلية حرارية بين جميع المواد المعروفة، أكبر من أي معدن. ^[174]

من الشائع تحديد فئة من أشباه الفلزات التي تقع على الحدود بين الفلزات واللافلزات، حيث تكون العناصر في تلك المنطقة متوسطة في كل من الخصائص الفيزيائية والكيميائية. ^[32] ومع ذلك، لا يوجد إجماع في الأدبيات حول العناصر التي يجب تحديدها على وجه التحديد. عند استخدام مثل هذه الفئة، يتم تضمين السيليكون والجرمانيوم والزرنيخ والتيلوريوم دائمًا تقريبًا، وعادةً ما يتم تضمين البورون والأنتيمون؛ لكن معظم المصادر تشمل عناصر أخرى أيضًا، دون اتفاق على العناصر الإضافية التي يجب إضافتها، وبعضها الآخر يطرح من هذه القائمة بدلاً من ذلك. ^[r] على سبيل المثال، على عكس جميع العناصر الأخرى التي تعتبر عمومًا أشباه فلزات أو لافلزات، فإن الشكل المستقر الوحيد للأنتيمون له موصلية معدنية. علاوة على ذلك، يشبه العنصر البزموت، وبشكل عام، المعادن الأخرى من فئة p في سلوكه الفيزيائي والكيميائي. وعلى هذا الأساس، زعم بعض المؤلفين أنه من الأفضل تصنيفه كمعدن بدلاً من كونه أشباه فلزات. ^{[84] [179] [152]} من ناحية أخرى، يتمتع السيلينيوم ببعض خصائص أشباه الموصلات في شكله الأكثر استقرارًا (على الرغم من أنه يحتوي أيضًا على متآصلات عازلة) وقد قيل أنه يجب اعتباره شبه معدني ^[179] - على الرغم من أن هذا الوضع ينطبق أيضًا على الفوسفور، ^[152] وهو إدراج نادر جدًا بين أشباه المعادن. ^[r]

توجد بعض العلاقات الأخرى في جميع أنحاء الجدول الدوري بين العناصر التي ليست في نفس المجموعة، مثل العلاقات القطرية بين العناصر المتجاورة قطريًا (مثل الليثيوم والمغنيسيوم). ^[121] يمكن أيضًا العثور على بعض أوجه التشابه بين المجموعات الرئيسية ومجموعات المعادن الانتقالية، أو بين الأكتينيدات المبكرة والمعادن الانتقالية المبكرة، عندما يكون للعناصر نفس عدد إلكترونات التكافؤ. وبالتالي فإن اليورانيوم يشبه إلى حد ما الكروم والتنغستن في المجموعة 6، ^[121] حيث أن الثلاثة لديهم ستة إلكترونات تكافؤ. ^[180] تم تسمية العلاقات بين العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ ولكن أنواع مختلفة من المدارات التكافؤية بالعلاقات الثانوية أو العلاقات المتساوية: عادةً ما يكون لها نفس حالات الأكسدة القصوى، ولكن ليس نفس حالات الأكسدة الدنيا. على سبيل المثال، يمتلك كل من الكلور والمنجنيز حالة أكسدة قصوى تبلغ +7 (مثل Cl ₂ O ₇ و Mn ₂ O ₇ )، ولكن حالات الأكسدة الدنيا لكل منهما هي -1 (مثل HCl ) و-3 (K ₂ [Mn(CO) ₄ ]). ترتبط العناصر التي لها نفس عدد شواغر التكافؤ ولكن بأعداد مختلفة من الإلكترونات التكافؤية بعلاقة ثالثية أو متقبلة متساوية: عادةً ما يكون لها حالات أكسدة دنيا متشابهة ولكنها ليست حالات أكسدة قصوى. على سبيل المثال، يمتلك كل من الهيدروجين والكلور حالة أكسدة دنيا تبلغ -1 (في الهيدريدات والكلوريدات )، ولكن حالة أكسدة الهيدروجين القصوى تبلغ +1 (مثل H ₂ O ) بينما تبلغ حالة أكسدة الكلور +7. ^[58]

تظهر العديد من الخصائص الفيزيائية الأخرى للعناصر تغيرات دورية وفقًا للقانون الدوري، مثل نقاط الانصهار ونقاط الغليان وحرارة الانصهار وحرارة التبخر وطاقة التذرية وما إلى ذلك. تظهر تغيرات دورية مماثلة لمركبات العناصر، والتي يمكن ملاحظتها من خلال مقارنة الهيدريدات والأكاسيد والكبريتيدات والهاليدات وما إلى ذلك. ^[144] يصعب وصف الخصائص الكيميائية كميًا، ولكنها تظهر أيضًا دورياتها الخاصة. تشمل الأمثلة التباين في الخصائص الحمضية والقاعدية للعناصر ومركباتها، وثبات المركبات، وطرق عزل العناصر. ^[113] تُستخدم الدورية على نطاق واسع جدًا للتنبؤ بخصائص العناصر الجديدة غير المعروفة والمركبات الجديدة، وهي جوهر الكيمياء الحديثة. ^[181]

تم استخدام العديد من المصطلحات في الأدبيات لوصف مجموعات من العناصر التي تتصرف بشكل مشابه. أسماء المجموعة الفلز القلوي ، الفلز القلوي الترابي ، الترييل ، التيتريل ، البنيكتوجين ، الكالكوجين ، الهالوجين ، والغاز النبيل معترف بها من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية؛ يمكن الإشارة إلى المجموعات الأخرى من خلال أرقامها، أو من خلال عنصرها الأول (على سبيل المثال، المجموعة 6 هي مجموعة الكروم). ^{[22] [182]} يقسم البعض عناصر الكتلة p من المجموعات 13 إلى 16 حسب المعدنية، ^{[177] [175]} على الرغم من عدم وجود تعريف للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية ولا إجماع دقيق على العناصر التي يجب اعتبارها فلزات أو لا فلزات أو شبه فلزات (تسمى أحيانًا أشباه الفلزات). ^{[177] [175] [22]} ولا يوجد إجماع أيضًا على ما يجب أن تسمى به المعادن التي تخلف المعادن الانتقالية، حيث تم استخدام فلز ما بعد الانتقال والمعادن الفقيرة من بين الاحتمالات. تستبعد بعض الدراسات المتقدمة عناصر المجموعة 12 من المعادن الانتقالية على أساس خصائصها الكيميائية المختلفة في بعض الأحيان، ولكن هذه ليست ممارسة عالمية ^[183] ​​ولا يذكرها الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية حاليًا على أنها مسموح بها في مبادئ التسمية الكيميائية . ^[184]

تعتبر اللانثانيدات عناصر La-Lu، وهي جميعها متشابهة جدًا مع بعضها البعض: تاريخيًا كانت تشمل فقط Ce-Lu، لكن اللانثانوم أصبح متضمنًا بالاستخدام الشائع. [ 22 ^] تضيف العناصر الأرضية النادرة (أو المعادن الأرضية النادرة) السكانديوم والإتريوم إلى اللانثانيدات. ^[22] وبالمثل، تعتبر الأكتينيدات عناصر Ac-Lr (تاريخيًا Th-Lr)، ^[22] على الرغم من أن تباين الخصائص في هذه المجموعة أكبر بكثير مما هو موجود داخل اللانثانيدات. ^[52] توصي IUPAC بأسماء اللانثانيدات والأكتينويدات لتجنب الغموض، حيث تشير اللاحقة -ide عادةً إلى أيون سالب؛ ومع ذلك تظل اللانثانيدات والأكتينيدات شائعة . ^[22] مع الاعتراف المتزايد باللوتيتيوم واللورينسيوم كعناصر كتلة د، بدأ بعض المؤلفين في تعريف اللانثانيدات على أنها La–Yb والأكتينيدات على أنها Ac–No، بما يتوافق مع كتلة ف. ^{[57] [25] [185] [186] [187] [188]} العناصر فوق الأكتينيدات أو العناصر فائقة الثقل هي العناصر قصيرة العمر بعد الأكتينيدات، بدءًا من اللورينسيوم أو الرذرفورديوم (اعتمادًا على المكان الذي يتم فيه نقل الأكتينيدات إلى نهايتها). ^{[188] [189] [190] [191] [192]}

توجد تصنيفات أخرى كثيرة تُستخدم وفقًا لتخصصات معينة. في الفيزياء الفلكية، يُعرَّف المعدن بأنه أي عنصر له عدد ذري ​​أكبر من 2، أي أي شيء باستثناء الهيدروجين والهيليوم. ^[193] مصطلح "شبه المعدن" له تعريف مختلف في الفيزياء عنه في الكيمياء: البزموت هو شبه معدن حسب التعريفات الفيزيائية، لكن الكيميائيين يعتبرونه عمومًا معدنًا. ^[194] تُستخدم بعض المصطلحات على نطاق واسع، ولكن بدون أي تعريف رسمي للغاية، مثل " المعدن الثقيل "، الذي تم إعطاؤه مجموعة واسعة من التعريفات لدرجة أنه تم انتقاده باعتباره "عديم المعنى فعليًا". ^[195]

يختلف نطاق المصطلحات بشكل كبير بين المؤلفين. على سبيل المثال، وفقًا للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية، تمتد الغازات النبيلة لتشمل المجموعة بأكملها، بما في ذلك العنصر الفائق الثقل المشع أوجانيسون. ^[196] ومع ذلك، بين المتخصصين في العناصر الفائقة الثقل، لا يتم ذلك غالبًا: في هذه الحالة، يُفهم "الغاز النبيل" عادةً على أنه يشير إلى السلوك غير التفاعلي للعناصر الأخف وزناً في المجموعة. نظرًا لأن الحسابات تتنبأ عمومًا بأن أوجانيسون لا ينبغي أن يكون خاملًا بشكل خاص بسبب التأثيرات النسبية، وقد لا يكون حتى غازًا في درجة حرارة الغرفة إذا كان من الممكن إنتاجه بكميات كبيرة، فإن وضعه كغاز نبيل غالبًا ما يكون موضع تساؤل في هذا السياق. ^[197] علاوة على ذلك، يتم مواجهة الاختلافات الوطنية أحيانًا: في اليابان، غالبًا ما لا تشمل المعادن القلوية الترابية البريليوم والمغنيسيوم لأن سلوكهما يختلف عن المعادن الأثقل في المجموعة 2. ^[198]

في عام 1817، بدأ الفيزيائي الألماني يوهان فولفجانج دوبرينر في صياغة واحدة من أقدم المحاولات لتصنيف العناصر. ^[199] في عام 1829، وجد أنه يمكنه تشكيل بعض العناصر في مجموعات من ثلاثة، حيث تتمتع أعضاء كل مجموعة بخصائص ذات صلة. أطلق على هذه المجموعات اسم ثلاثيات . ^{[200] [201]} شكل الكلور والبروم واليود ثلاثية؛ وكذلك الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم؛ والليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم؛ والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم. اليوم، تشكل كل هذه الثلاثيات جزءًا من المجموعات الحديثة: الهالوجينات والمعادن القلوية الترابية والمعادن القلوية والكالكوجينات. ^[202] واصل العديد من الكيميائيين عمله وتمكنوا من تحديد المزيد والمزيد من العلاقات بين المجموعات الصغيرة من العناصر. ومع ذلك، لم يتمكنوا من بناء مخطط واحد يشملهم جميعًا. ^[203]

نشر جون نيولاندز رسالة في الأخبار الكيميائية في فبراير 1863 حول الدورية بين العناصر الكيميائية. ^[204] في عام 1864 نشر نيولاندز مقالاً في الأخبار الكيميائية يوضح أنه إذا تم ترتيب العناصر حسب ترتيب أوزانها الذرية، فإن العناصر التي لها أرقام متتالية غالبًا ما تنتمي إلى نفس المجموعة أو تشغل مواقع مماثلة في مجموعات مختلفة، وأشار إلى أن كل عنصر ثامن يبدأ من عنصر معين هو في هذا الترتيب نوع من التكرار للأول، مثل النغمة الثامنة من الأوكتاف في الموسيقى (قانون الأوكتافات). ^[204] ومع ذلك، فإن صياغة نيولاندز نجحت فقط مع عناصر المجموعة الرئيسية، وواجهت مشاكل خطيرة مع العناصر الأخرى. ^[58]

لاحظ الكيميائي الألماني لوثار ماير تسلسلات من الخصائص الكيميائية والفيزيائية المتشابهة تتكرر على فترات دورية. ووفقًا له، إذا تم رسم الأوزان الذرية على شكل إحداثيات (أي رأسيًا) والحجم الذري على شكل محوري (أي أفقيًا) - حصل المنحنى على سلسلة من القيم القصوى والدنيا - فإن العناصر الأكثر إيجابية كهروكيميائية ستظهر عند قمم المنحنى بترتيب أوزانها الذرية. في عام 1864، نُشر كتاب له؛ احتوى على نسخة مبكرة من الجدول الدوري تحتوي على 28 عنصرًا، وصنف العناصر إلى ست عائلات حسب تكافؤها - لأول مرة، تم تجميع العناصر وفقًا لتكافؤها. كانت الأعمال المتعلقة بتنظيم العناصر حسب الوزن الذري حتى ذلك الحين متعثرة بسبب القياسات غير الدقيقة للأوزان الذرية. ^[205] في عام 1868، راجع جدوله، لكن هذه المراجعة لم تُنشر كمسودة إلا بعد وفاته. ^[206]

جاء الاختراق النهائي من الكيميائي الروسي دميتري مندلييف . على الرغم من أن الكيميائيين الآخرين (بما في ذلك ماير) قد وجدوا بعض الإصدارات الأخرى للنظام الدوري في نفس الوقت تقريبًا، إلا أن مندلييف كان الأكثر تفانيًا في تطوير نظامه والدفاع عنه، وكان نظامه هو الأكثر تأثيرًا على المجتمع العلمي. ^[207] في 17 فبراير 1869 (1 مارس 1869 في التقويم الغريغوري)، بدأ مندلييف في ترتيب العناصر ومقارنتها حسب أوزانها الذرية. بدأ ببضعة عناصر، وعلى مدار اليوم نما نظامه حتى شمل معظم العناصر المعروفة. بعد أن وجد ترتيبًا متسقًا، ظهر جدوله المطبوع في مايو 1869 في مجلة الجمعية الكيميائية الروسية. ^[208] عندما لم تظهر العناصر أنها تتناسب مع النظام، توقع بجرأة أن التكافؤات أو الأوزان الذرية قد تم قياسها بشكل غير صحيح، أو أن هناك عنصرًا مفقودًا لم يتم اكتشافه بعد. ^[58] في عام 1871، نشر مندلييف مقالاً طويلاً، بما في ذلك شكل محدث لجدوله، جعل تنبؤاته للعناصر غير المعروفة واضحة. تنبأ مندلييف بخصائص ثلاثة من هذه العناصر غير المعروفة بالتفصيل: نظرًا لأنها ستفتقر إلى نظائر أثقل من البورون والألمنيوم والسيليكون، فقد أطلق عليها اسم إيكا بورون وإيكا ألومنيوم وإيكا سيليكون ("إيكا" هي كلمة سنسكريتية تعني "واحد"). ^{[208] [209] : 45}

في عام 1875، اكتشف الكيميائي الفرنسي بول إميل ليكوك دي بوابودران ، الذي كان يعمل دون معرفة بتنبؤ مندلييف، عنصرًا جديدًا في عينة من معدن الإسفاليريت ، وأطلق عليه اسم الغاليوم. عزل العنصر وبدأ في تحديد خصائصه. أرسل مندلييف، الذي قرأ منشور دي بوابودران، رسالة يدعي فيها أن الغاليوم هو إيكا-الألومنيوم الذي تنبأ به. على الرغم من أن ليكوك دي بوابودران كان متشككًا في البداية، واشتبه في أن مندلييف كان يحاول الحصول على الفضل في اكتشافه، إلا أنه اعترف لاحقًا بأن مندلييف كان على حق. ^[210] في عام 1879، اكتشف الكيميائي السويدي لارس فريدريك نيلسون عنصرًا جديدًا، أطلق عليه اسم سكانديوم: اتضح أنه إيكا-بورون. تم العثور على إيكا-سيليكون في عام 1886 من قبل الكيميائي الألماني كليمنس وينكلر ، الذي أطلق عليه اسم الجرمانيوم. كانت خصائص الغاليوم والسكانديوم والجرمانيوم مطابقة لما تنبأ به مندلييف. ^[211] وفي عام 1889، أشار مندلييف في محاضرة فاراداي التي ألقاها أمام المعهد الملكي في لندن إلى أنه لم يكن يتوقع أن يعيش طويلاً بما يكفي "لذكر اكتشافهم للجمعية الكيميائية البريطانية كتأكيد على دقة وعمومية القانون الدوري". ^[212] حتى اكتشاف الغازات النبيلة في نهاية القرن التاسع عشر، والذي لم يتنبأ به مندلييف، كان مناسبًا تمامًا لمخططه كمجموعة رئيسية ثامنة. ^[213]

ومع ذلك، واجه مندلييف بعض الصعوبات في إدراج اللانثانيدات المعروفة في مخططه، حيث لم تظهر التغير الدوري في التكافؤ كما فعلت العناصر الأخرى. وبعد الكثير من البحث، اقترح الكيميائي التشيكي بوهوسلاف براونر في عام 1902 أنه يمكن وضع اللانثانيدات كلها معًا في مجموعة واحدة على الجدول الدوري. وأطلق على هذا "فرضية الكويكب" كقياس فلكي: فكما يوجد حزام كويكبات بدلاً من كوكب واحد بين المريخ والمشتري، فقد كان يُعتقد أن المكان أسفل الإتريوم يشغله جميع اللانثانيدات بدلاً من عنصر واحد فقط. ^[33]

بعد فحص البنية الداخلية للذرة، اقترح الفيزيائي الهولندي الهواة أنطونيوس فان دن برويك في عام 1913 أن الشحنة النووية تحدد موضع العناصر في الجدول الدوري. ^{[214] [215]} صاغ الفيزيائي النيوزيلندي إرنست رذرفورد كلمة "العدد الذري" لهذه الشحنة النووية. ^[216] في مقالة فان دن برويك المنشورة، أوضح أول جدول دوري إلكتروني يوضح العناصر مرتبة وفقًا لعدد إلكتروناتها. ^[217] أكد رذرفورد في ورقته البحثية عام 1914 أن بور قد قبل وجهة نظر فان دن برويك. ^[218]

في العام نفسه، أكد الفيزيائي الإنجليزي هنري موزلي باستخدام مطيافية الأشعة السينية اقتراح فان دن بروك تجريبياً. حدد موزلي قيمة الشحنة النووية لكل عنصر من الألومنيوم إلى الذهب وأظهر أن ترتيب مندلييف يضع العناصر في الواقع في ترتيب تسلسلي حسب الشحنة النووية. ^[219] الشحنة النووية مطابقة لعدد البروتونات وتحدد قيمة العدد الذري ( Z ) لكل عنصر. يعطي استخدام العدد الذري تسلسلًا نهائيًا قائمًا على الأعداد الصحيحة للعناصر. حل بحث موزلي على الفور التناقضات بين الوزن الذري والخصائص الكيميائية؛ كانت هذه حالات مثل التيلوريوم واليود، حيث يزداد العدد الذري ولكن يتناقص الوزن الذري. ^[214] على الرغم من مقتل موزلي قريبًا في الحرب العالمية الأولى، واصل الفيزيائي السويدي مان سيغبان عمله حتى اليورانيوم ، وأثبت أنه العنصر ذو أعلى عدد ذري ​​معروف آنذاك (92). ^[220] بناءً على أبحاث موزلي وسيغبان، كان من المعروف أيضًا الأرقام الذرية التي تتوافق مع العناصر المفقودة التي لم يتم العثور عليها بعد: 43 و61 و72 و75 و85 و87. ^[214] (كان العنصر 75 قد تم اكتشافه بالفعل من قبل الكيميائي الياباني ماساتاكا أوغاوا في عام 1908 وأطلق عليه اسم النيبونيوم ، لكنه أخطأ في تعيينه على أنه العنصر 43 بدلاً من 75 وبالتالي لم يتم الاعتراف باكتشافه بشكل عام حتى وقت لاحق. جاء الاكتشاف المعاصر للعنصر 75 في عام 1925، عندما أعاد والتر نوداك وإيدا تاكي وأوتو بيرج اكتشافه بشكل مستقل وأعطوه اسمه الحالي، رينيوم .) ^[221]

كما أوضح فجر الفيزياء الذرية موقف النظائر . ففي سلاسل اضمحلال العناصر المشعة البدائية الثوريوم واليورانيوم، سرعان ما أصبح من الواضح أن هناك العديد من العناصر الجديدة الواضحة التي لها أوزان ذرية مختلفة ولكنها لها نفس الخصائص الكيميائية تمامًا. في عام 1913، صاغ فريدريك سودي مصطلح "النظير" لوصف هذا الموقف، واعتبر النظائر مجرد أشكال مختلفة من نفس العنصر الكيميائي. وقد أوضح هذا أيضًا التناقضات مثل التيلوريوم واليود: التركيب النظيري الطبيعي للتيلوريوم يميل نحو النظائر الأثقل من اليود، لكن التيلوريوم له عدد ذري ​​أقل. ^[222]

طبق الفيزيائي الدنماركي نيلز بور فكرة ماكس بلانك عن التكميم على الذرة. وخلص إلى أن مستويات طاقة الإلكترونات كانت مكممة: لا يُسمح إلا بمجموعة منفصلة من حالات الطاقة المستقرة. حاول بور بعد ذلك فهم الدورية من خلال تكوينات الإلكترونات، وافترض في عام 1913 أن الإلكترونات الداخلية يجب أن تكون مسؤولة عن الخصائص الكيميائية للعنصر. ^{[223] [224]} في عام 1913، أنتج أول جدول دوري إلكتروني يعتمد على ذرة كمية. ^[225]

في عام 1913 أطلق بور على أغلفة الإلكترونات الخاصة به اسم "حلقات": لم تكن المدارات الذرية داخل الأغلفة موجودة في وقت نموذجه الكوكبي. ويوضح بور في الجزء الثالث من بحثه الشهير عام 1913 أن الحد الأقصى للإلكترونات في الغلاف هو ثمانية، وكتب: "نرى، علاوة على ذلك، أن حلقة من n إلكترون لا يمكن أن تدور في حلقة واحدة حول نواة مشحونة ne ما لم يكن n < 8". بالنسبة للذرات الأصغر، يتم ملء أغلفة الإلكترونات على النحو التالي: "لن تنضم حلقات الإلكترونات إلا إذا كانت تحتوي على أعداد متساوية من الإلكترونات؛ وبالتالي فإن أعداد الإلكترونات في الحلقات الداخلية ستكون 2، 4، 8 فقط". ومع ذلك، في الذرات الأكبر حجمًا، تحتوي الغلاف الداخلي على ثمانية إلكترونات: "من ناحية أخرى، يشير النظام الدوري للعناصر بقوة إلى أنه في النيون N = 10 ستحدث حلقة داخلية من ثمانية إلكترونات". لا تتفق تكوينات الإلكترونات التي اقترحها للذرات (الموضحة على اليمين) في الغالب مع تلك المعروفة الآن. ^{[226] [227]} وقد تم تحسينها بشكل أكبر بعد عمل أرنولد سومرفيلد وإدموند ستونر الذي اكتشف المزيد من الأعداد الكمومية. ^[222]

توزيعات بور الإلكترونية للعناصر الخفيفة

عنصر	عدد الالكترونات في كل غلاف
4	2,2
6	2,4
7	4,3
8	4,2,2
9	4,4,1
10	8,2
11	8,2,1
16	8,4,2,2
18	8,8,2

كان فالتر كوسيل أول من قام بتوسيع وتصحيح الإمكانات الكيميائية لنظرية بور الذرية بشكل منهجي في عام 1914 وفي عام 1916. أوضح كوسيل أن العناصر الجديدة في الجدول الدوري سوف تنشأ مع إضافة الإلكترونات إلى الغلاف الخارجي. في ورقة كوسيل، كتب: "هذا يؤدي إلى الاستنتاج بأن الإلكترونات، التي تضاف لاحقًا، يجب وضعها في حلقات أو أغلفة متحدة المركز، يجب ترتيب عدد معين فقط من الإلكترونات - أي ثمانية في حالتنا - على كل منها. بمجرد اكتمال حلقة أو غلاف، يجب البدء في حلقة أو غلاف جديد للعنصر التالي؛ عدد الإلكترونات، التي يمكن الوصول إليها بسهولة، وتقع في المحيط الخارجي، تزداد مرة أخرى من عنصر إلى عنصر، وبالتالي، في تكوين كل غلاف جديد تتكرر الدورية الكيميائية." ^{[228] [229]}

في ورقة بحثية عام 1919، افترض إيرفينج لانجموير وجود "خلايا" نسميها الآن المدارات، والتي يمكن أن تحتوي كل منها على إلكترونين فقط، وقد تم ترتيبها في "طبقات متساوية البعد" والتي نسميها الآن قشور. وقد استثنى الغلاف الأول لاحتواء إلكترونين فقط. ^[230] اقترح الكيميائي تشارلز روجلي بيري في عام 1921 أن ثمانية وثمانية عشر إلكترونًا في غلاف يشكلان تكوينات مستقرة. اقترح بيري أن تكوينات الإلكترون في العناصر الانتقالية تعتمد على إلكترونات التكافؤ في غلافها الخارجي. ^[231] قدم كلمة انتقال لوصف العناصر المعروفة الآن باسم المعادن الانتقالية أو العناصر الانتقالية. ^[232] تم إثبات نظرية بور باكتشاف العنصر 72: ادعى جورج أوربان أنه اكتشفه كعنصر أرضي نادر السلتيوم ، لكن بيري وبور توقعا أن العنصر 72 لا يمكن أن يكون عنصرًا أرضيًا نادرًا ويجب أن يكون متماثلًا للزركونيوم . بحث ديرك كوستر وجورج فون هيفسي عن العنصر في خامات الزركونيوم ووجدا العنصر 72، والذي أطلقا عليه اسم الهافنيوم نسبة إلى مسقط رأس بور في كوبنهاجن ( هافنيا باللاتينية). ^{[233] [234]} ثبت أن السلتيوم الذي اكتشفه أوربان هو لوتيتيوم نقي ببساطة (العنصر 71). ^[235] وبالتالي أصبح الهافنيوم والرينيوم آخر العناصر المستقرة التي تم اكتشافها. ^[222]

بدافع من بور، تناول فولفجانج باولي مشكلة تكوينات الإلكترونات في عام 1923. وسّع باولي مخطط بور لاستخدام أربعة أرقام كمية ، وصاغ مبدأ الاستبعاد الخاص به والذي ينص على أنه لا يمكن لإلكترونين أن يكون لهما نفس الأرقام الكمية الأربعة. وقد أوضح هذا أطوال الفترات في الجدول الدوري (2 و8 و18 و32)، والتي تتوافق مع عدد الإلكترونات التي يمكن أن يشغلها كل غلاف. ^[236] في عام 1925، توصل فريدريش هوند إلى تكوينات قريبة من التكوينات الحديثة. ^[237] ونتيجة لهذه التطورات، أصبحت الدورية تعتمد على عدد الإلكترونات النشطة كيميائيًا أو الإلكترونات التكافؤية بدلاً من تكافؤ العناصر. ^[58] تم ملاحظة مبدأ أوفباو الذي يصف تكوينات الإلكترونات للعناصر لأول مرة تجريبيًا بواسطة إروين مادلونج في عام 1926، ^[45] على الرغم من أن أول من نشره كان فلاديمير كارابيتوف في عام 1930. ^{[238] [239]} في عام 1961، اشتق فسيفولود كليتشكوفسكي الجزء الأول من قاعدة مادلونج (أن المدارات تملأ بترتيب متزايد n + ℓ) من نموذج توماس فيرمي ؛ ^[240] تم اشتقاق القاعدة الكاملة من جهد مماثل في عام 1971 بواسطة يوري ن. ديمكوف وفالنتين ن. أوستروفسكي. ^{[241] [s]}

أوضحت نظرية الكم أن المعادن الانتقالية واللانثانيدات تشكل مجموعات منفصلة خاصة بها، انتقالية بين المجموعات الرئيسية، على الرغم من أن بعض الكيميائيين قد اقترحوا بالفعل جداول تظهرها بهذه الطريقة قبل ذلك: فعل الكيميائي الإنجليزي هنري باسيت ذلك في عام 1892، والكيميائي الدنماركي يوليوس تومسن في عام 1895، والكيميائي السويسري ألفريد فيرنر في عام 1905. استخدم بور شكل تومسن في محاضرة نوبل عام 1922؛ شكل فيرنر مشابه جدًا للشكل الحديث المكون من 32 عمودًا. على وجه الخصوص، حل هذا محل فرضية الكويكب لبراونر. ^[33]

ظل الموضع الدقيق للانثانيدات، وبالتالي تكوين المجموعة 3 ، محل نزاع لعقود أطول لأن تكوينات الإلكترون الخاصة بها تم قياسها بشكل غير صحيح في البداية. ^{[25] [92]} على أسس كيميائية، قام باسيت وفيرنر وبوري بتجميع السكانديوم والإتريوم مع اللوتيتيوم بدلاً من اللانثانوم (ترك الأولان مساحة فارغة أسفل الإيتريوم حيث لم يتم اكتشاف اللوتيتيوم بعد). ^{[33] [231]} افترض هوند في عام 1927 أن جميع ذرات اللانثانيدات لها التكوين [Xe]4f ⁰⁻¹⁴ 5d ¹ 6s ² ، بسبب ثلاثيتها السائدة. ومن المعروف الآن أن العلاقة بين الكيمياء والتكوين الإلكتروني أكثر تعقيدًا من ذلك. ^{[t] [54]} بدا أن الأدلة الطيفية المبكرة تؤكد هذه التكوينات، وبالتالي تم هيكلة الجدول الدوري بحيث يكون للمجموعة 3 سكانديوم وإتريوم ولانثانوم وأكتينيوم، مع أربعة عشر عنصرًا من الفئة f تكسر الكتلة d بين اللانثانوم والهافنيوم. ^[25] ولكن تم اكتشاف لاحقًا أن هذا صحيح فقط لأربعة من اللانثانيدات الخمسة عشر (اللانثانوم والسيريوم والجادولينيوم واللوتيتيوم)، وأن ذرات اللانثانيد الأخرى لا تحتوي على إلكترون d. على وجه الخصوص، يكمل الإيتربيوم غلاف 4f وبالتالي لاحظ الفيزيائيان السوفييت ليف لاندو وإيفجيني ليفشيتز في عام 1948 أن اللوتيتيوم يُعتبر بشكل صحيح عنصرًا من الكتلة d وليس عنصرًا من الكتلة f؛ ^{[26] اقترح} جون كوندو لأول مرة في عام 1963 أن اللانثانوم السائب هو معدن f ، على أساس موصليته الفائقة في درجات الحرارة المنخفضة . ^[100] أوضح هذا أهمية النظر إلى الحالات المثارة المنخفضة للذرات التي يمكن أن تلعب دورًا في البيئات الكيميائية عند تصنيف العناصر حسب الكتلة ووضعها على الجدول. ^{[63] [65] [25]} أعاد العديد من المؤلفين اكتشاف هذا التصحيح لاحقًا بناءً على المخاوف الفيزيائية والكيميائية والإلكترونية وطبقوه على جميع العناصر ذات الصلة، مما جعل المجموعة 3 تحتوي على سكانديوم وإتريوم ولوتيتيوم ولورنسيوم ^{[63] [23] [92]} ويكون اللانثانوم عبر الإيتربيوم والأكتينيوم عبر النوبليوم كصفوف كتلة f: ^{[63] [23]} يحقق هذا الإصدار المصحح الاتساق مع قاعدة مادلونج ويثبت صحة الترتيب الكيميائي الأولي لباسيت وفيرنر وبوري. ^[33]

في عام 1988، أصدر الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية تقريرًا يدعم هذا التكوين للمجموعة 3، ^[23] وهو القرار الذي أعيد تأكيده في عام 2021. ^[24] لا يزال من الممكن العثور على اختلافات في الكتب المدرسية حول تكوين المجموعة 3، ^[35] ولا تزال بعض الحجج ضد هذا التنسيق منشورة حتى اليوم، ^[27] لكن الكيميائيين والفيزيائيين الذين درسوا الأمر يتفقون إلى حد كبير على أن المجموعة 3 تحتوي على سكانديوم وإيتريوم ولوتيتيوم ولورنسيوم ويتحدون الحجج المضادة باعتبارها غير متسقة. ^[27]

بحلول عام 1936، انكمش تجمع العناصر المفقودة من الهيدروجين إلى اليورانيوم إلى أربعة: ظلت العناصر 43 و61 و85 و87 مفقودة. أصبح العنصر 43 في النهاية أول عنصر يتم تصنيعه بشكل مصطنع من خلال التفاعلات النووية بدلاً من اكتشافه في الطبيعة. تم اكتشافه في عام 1937 من قبل الكيميائيين الإيطاليين إميليو سيجري وكارلو بيرييه ، اللذين أطلقا على اكتشافهما اسم التكنيشيوم ، بعد الكلمة اليونانية التي تعني "اصطناعي". ^[242] تم إنتاج العنصرين 61 ( بروميثيوم ) و85 ( أستاتين ) بشكل مصطنع في عامي 1945 و1940 على التوالي؛ أصبح العنصر 87 ( الفرانسيوم ) آخر عنصر يتم اكتشافه في الطبيعة، بواسطة الكيميائية الفرنسية مارغريت بيري في عام 1939. ^{[243] [u]} تم اكتشاف العناصر التي تتجاوز اليورانيوم بشكل مصطنع أيضًا، بدءًا من اكتشاف إدوين ماكميلان وفيليب آبلسون عام 1940 للنبتونيوم (عن طريق قصف اليورانيوم بالنيوترونات). ^{[75] واصل} جلين تي سيابورج وفريقه في مختبر لورانس بيركلي الوطني (LBNL) اكتشاف عناصر ما بعد اليورانيوم، بدءًا من البلوتونيوم في عام 1941، واكتشفوا أنه على عكس التفكير السابق، فإن العناصر من الأكتينيوم فصاعدًا كانت متجانسة مع اللانثانيدات بدلاً من المعادن الانتقالية. ^[244] اقترح باسيت (1892) وفيرنر (1905) والمهندس الفرنسي تشارلز جانيت (1928) هذا سابقًا، لكن أفكارهم لم تحظ بقبول عام بعد ذلك. ^[33] أطلق عليها سيبورج اسم الأكتينيدات. ^[244] تم تصنيع العناصر حتى الرقم 101 (المسمى مندليفيوم تكريمًا لمندليف) حتى عام 1955، إما من خلال إشعاع النيوترونات أو جسيمات ألفا، أو في الانفجارات النووية في حالات 99 (أينشتاينيوم) و100 (فيرميوم). ^[75]

نشأ جدل كبير مع العناصر من 102 إلى 106 في الستينيات والسبعينيات من القرن الماضي، حيث نشأت المنافسة بين فريق LBNL (بقيادة ألبرت غيورسو الآن ) وفريق من العلماء السوفييت في المعهد المشترك للأبحاث النووية (JINR) بقيادة جورجي فليوروف . ادعى كل فريق الاكتشاف، وفي بعض الحالات اقترح كل منهم اسمه الخاص للعنصر، مما أدى إلى خلق جدل حول تسمية العناصر استمر لعقود من الزمن. تم صنع هذه العناصر عن طريق قصف الأكتينيدات بالأيونات الخفيفة. ^[245] تبنى الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية في البداية نهج عدم التدخل، مفضلاً الانتظار ومعرفة ما إذا كان سيتم التوصل إلى إجماع. ولكن نظرًا لأنه كان أيضًا ذروة الحرب الباردة ، فقد أصبح من الواضح أن هذا لن يحدث. وعلى هذا النحو، أنشأ الاتحاد الدولي للفيزياء البحتة والتطبيقية والاتحاد الدولي للفيزياء البحتة والتطبيقية مجموعة عمل ترانسفيرميوم (TWG، حيث يكون الفرميوم هو العنصر 100) في عام 1985 لوضع معايير الاكتشاف، ^[246] والتي نُشرت في عام 1991. ^[247] وبعد المزيد من الجدل، حصلت هذه العناصر على أسمائها النهائية في عام 1997، بما في ذلك السيبورجيوم (106) تكريمًا لسيبورج. ^[248]

تم استخدام معايير TWG للتحكيم في ادعاءات اكتشاف العناصر اللاحقة من LBNL و JINR، وكذلك من معاهد الأبحاث في ألمانيا ( GSI ) واليابان ( Riken ). ^[249] حاليًا، يتم النظر في ادعاءات الاكتشاف من قبل مجموعة عمل مشتركة IUPAC / IUPAP . بعد تحديد الأولوية، تمت إضافة العناصر رسميًا إلى الجدول الدوري، وتمت دعوة المكتشفين لاقتراح أسمائهم. ^[6] بحلول عام 2016، حدث هذا لجميع العناصر حتى 118، وبالتالي إكمال الصفوف السبعة الأولى من الجدول الدوري. ^{[6] [250]} أصبح اكتشاف العناصر التي تتجاوز 106 ممكنًا بفضل التقنيات التي ابتكرها يوري أوجانيسيان في JINR: حيث أتاح الاندماج البارد (قصف الرصاص والبزموت بواسطة الأيونات الثقيلة) اكتشاف العناصر من 107 إلى 112 في GSI و113 في Riken في الفترة من 1981 إلى 2004، وقاد فريق JINR (بالتعاون مع علماء أمريكيين) لاكتشاف العناصر من 114 إلى 118 باستخدام الاندماج الساخن (قصف الأكتينيدات بواسطة أيونات الكالسيوم) في الفترة من 1998 إلى 2010. ^{[251] [252]} تم تسمية أثقل عنصر معروف، أوجانيسون (118)، تكريمًا لأوجانيسيان. تم تسمية العنصر 114 باسم فليروفيوم تكريمًا لسلفه ومعلمه فلايروف. ^[252]

احتفالًا بالذكرى المائة والخمسين للجدول الدوري، أعلنت الأمم المتحدة عام 2019 باعتباره العام الدولي للجدول الدوري، احتفالًا "بأحد أهم الإنجازات في مجال العلوم". ^[253] تم تحديث معايير الاكتشاف التي حددتها مجموعة العمل الفنية في عام 2020 استجابة للتقدم التجريبي والنظري الذي لم يكن متوقعًا في عام 1991. ^[254] اليوم، يعد الجدول الدوري من بين أكثر رموز الكيمياء شهرة. ^[81] يشارك الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية اليوم في العديد من العمليات المتعلقة بالجدول الدوري: التعرف على العناصر الجديدة وتسميتها، والتوصية بأرقام المجموعة والأسماء الجماعية، وتحديث الأوزان الذرية. ^[6]

أكملت العناصر التي تم تسميتها مؤخرًا - نيهونيوم (113)، وموسكوفيوم (115)، وتنيسين (117)، وأوجانيسون (118) - الصف السابع من الجدول الدوري. ^[6] يجب أن تبدأ العناصر المستقبلية الصف الثامن . يمكن الإشارة إلى هذه العناصر إما من خلال أرقامها الذرية (على سبيل المثال " العنصر 164 ")، أو من خلال أسماء العناصر المنهجية للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية المعتمدة في عام 1978، والتي ترتبط مباشرة بالأرقام الذرية (على سبيل المثال "unhexquadium" للعنصر 164، المشتق من اللاتينية unus "واحد"، واليونانية hexa "ستة"، واللاتينية quadra "أربعة"، واللاحقة التقليدية -ium للعناصر المعدنية). ^[6] فشلت جميع المحاولات لتوليف مثل هذه العناصر حتى الآن. كانت محاولة صنع العنصر 119 جارية منذ عام 2018 في معهد ريكين للأبحاث في اليابان. كما تخطط مختبرات لورانس بيركلي الوطنية في الولايات المتحدة، ومعهد جينر في روسيا، ومنشأة أبحاث الأيونات الثقيلة في لانزو (HIRFL) في الصين لإجراء محاولات خاصة بهم لتوليف العناصر القليلة الأولى من الفترة الثامنة. ^{[257] [258] [259] [260] [261] [262]}

إذا اتبعت الفترة الثامنة النمط الذي حددته الفترات السابقة، فإنها ستحتوي على خمسين عنصرًا، تملأ الأغلفة الفرعية 8s و5g و6f و7d وأخيرًا 8p بهذا الترتيب. ولكن في هذه المرحلة، يجب أن تؤدي التأثيرات النسبية إلى انحرافات كبيرة عن قاعدة مادلونج. تم اقتراح نماذج مختلفة لتكوينات عناصر الفترة الثامنة، وكذلك كيفية إظهار النتائج في جدول دوري. يتفق الجميع على أن الفترة الثامنة يجب أن تبدأ مثل الفترات السابقة بعنصرين 8s، 119 و 120 . ومع ذلك، بعد ذلك، فإن التداخلات النشطة الهائلة بين الأغلفة الفرعية 5g و6f و7d و8p تعني أنها تبدأ جميعًا في الامتلاء معًا، وليس من الواضح كيفية فصل سلسلة 5g و6f المحددة. ^{[59] [263] [264] [265] [266]} وبالتالي فإن العناصر من 121 إلى 156 لا تتناسب بشكل جيد كنظائر كيميائية لأي مجموعة سابقة في الأجزاء السابقة من الجدول، ^[128] على الرغم من أنها تم وضعها أحيانًا في 5g و6f وسلاسل أخرى لتعكس رسميًا تكوينات الإلكترون الخاصة بها. ^[128] أثار إريك سكيري مسألة ما إذا كان الجدول الدوري الموسع يجب أن يأخذ في الاعتبار فشل قاعدة مادلونج في هذه المنطقة، أو ما إذا كان يجب تجاهل مثل هذه الاستثناءات. ^[263] قد يكون هيكل الغلاف رسميًا إلى حد ما في هذه المرحلة: من المتوقع بالفعل أن يكون توزيع الإلكترون في ذرة أوجانيسون موحدًا إلى حد ما، بدون هيكل غلاف يمكن تمييزه. ^[267]

يجب أن يعود الوضع من العناصر 157 إلى 172 إلى طبيعته ويكون أكثر تذكيرًا بالصفوف السابقة. ^[256] تنقسم أغلفة p الثقيلة عن طريق تفاعل الدوران المداري : يكون مدار p واحد (p _1/2 ) أكثر استقرارًا، والمداران الآخران (p _3/2 ) غير مستقرين. (تحدث مثل هذه التحولات في الأرقام الكمومية لجميع أنواع الأغلفة، لكنها تحدث أكبر فرق في ترتيب أغلفة p.) من المحتمل أنه بحلول العنصر 157، غرقت أغلفة 8s و8p _1/2 الممتلئة بأربعة إلكترونات في المجموع في النواة. بعد النواة، المدارات التالية هي 7d و9s عند طاقات مماثلة، تليها 9p _1/2 و8p _3/2 عند طاقات مماثلة، ثم فجوة كبيرة. ^[256] وبالتالي، فإن المدارات 9s و9p _1/2 تحل في الأساس محل المدارات 8s و8p _1/2 ، مما يجعل العناصر 157-172 مشابهة كيميائيًا على الأرجح للمجموعات 3-18: على سبيل المثال، سيظهر العنصر 164 في مكانين أسفل الرصاص في المجموعة 14 وفقًا للنمط المعتاد، ولكن تم حسابه ليكون مشابهًا جدًا للبلاديوم في المجموعة 10 بدلاً من ذلك. ^{[54] [265] [59] [255] [128]} وبالتالي، يستغرق الأمر أربعة وخمسين عنصرًا بدلاً من خمسين للوصول إلى العنصر النبيل التالي بعد 118. ^[268] ومع ذلك، في حين أن هذه الاستنتاجات حول كيمياء العناصر من 157 إلى 172 متفق عليها عمومًا من خلال النماذج، ^{[128] [59]} هناك خلاف حول ما إذا كان يجب رسم الجدول الدوري ليعكس التشابهات الكيميائية، أو إذا كان يجب أن يعكس تكوينات إلكترونية رسمية محتملة، والتي يجب أن تكون مختلفة تمامًا عن الفترات السابقة ولا يتم الاتفاق عليها بين المصادر. وهكذا يستمر النقاش حول شكل الصف الثامن. ^{[59] [265] [266] [104]}

بعد العنصر 172، تصبح الحسابات معقدة بسبب تحول مستوى طاقة الإلكترون 1s إلى مستوى وهمي. مثل هذا الموقف له تفسير فيزيائي، ولا يفرض في حد ذاته حدًا إلكترونيًا للجدول الدوري، لكن الطريقة الصحيحة لدمج مثل هذه الحالات في حسابات متعددة الإلكترونات لا تزال مشكلة مفتوحة. يجب حل هذه المشكلة لمواصلة حساب بنية الجدول الدوري بعد هذه النقطة. ^[269]

من المرجح أن يثبت الاستقرار النووي أنه عامل حاسم يقيد عدد العناصر المحتملة. ويعتمد ذلك على التوازن بين التنافر الكهربائي بين البروتونات والقوة القوية التي تربط البروتونات والنيوترونات معًا. ^[270] يتم ترتيب البروتونات والنيوترونات في قشور ، تمامًا مثل الإلكترونات، وبالتالي يمكن للغلاف المغلق أن يزيد الاستقرار بشكل كبير: توجد نوى فائقة الثقل المعروفة بسبب مثل هذا الإغلاق للغلاف، ربما عند حوالي 114-126 بروتون و184 نيوترون. ^[269] ربما تكون قريبة من جزيرة الاستقرار المتوقعة ، حيث يجب أن تكون النويدات فائقة الثقل أطول عمرًا من المتوقع: تتراوح التنبؤات بالنويدات الأطول عمرًا على الجزيرة من ميكروثانية إلى ملايين السنين. ^{[104] [271] [272]} ومع ذلك، يجب ملاحظة أن هذه هي في الأساس استقراءات لجزء غير معروف من مخطط النويدات، ويجب أخذ عدم اليقين المنهجي في النموذج في الاعتبار. ^[104]

مع مرور الأغلفة المغلقة، يجب أن يتلاشى تأثير التثبيت: ^[273] وبالتالي، من المتوقع أن يكون للنويدات الفائقة الثقل التي تحتوي على أكثر من 184 نيوترونًا أعمار أقصر بكثير، حيث تنشطر تلقائيًا في غضون 10 ^-15  ثانية. إذا كان الأمر كذلك، فلن يكون من المنطقي اعتبارها عناصر كيميائية: يحدد الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية العنصر على أنه موجود فقط إذا عاشت النواة لفترة أطول من 10 ^-14  ثانية، وهو الوقت اللازم لها لجمع سحابة من الإلكترونات. ومع ذلك، فإن التقديرات النظرية لنصف العمر تعتمد بشكل كبير على النموذج، وتتراوح على مدى العديد من أوامر الحجم. ^[269] ومن المتوقع أن يؤدي التنافر الشديد بين البروتونات إلى طوبولوجيات نووية غريبة، مع توقع وجود فقاعات وحلقات ونتوءات: وهذا يزيد من تعقيد الاستقراء. ^[104] ليس من الواضح ما إذا كانت هناك أي إغلاقات غلاف أبعد، وذلك بسبب التلطيخ المتوقع لأغلفة نووية مميزة (كما هو متوقع بالفعل لأغلفة الإلكترون في أوجانيسون). ^[273] وعلاوة على ذلك، حتى لو كانت هناك إغلاقات غلاف لاحقة، فليس من الواضح ما إذا كانت ستسمح بوجود مثل هذه العناصر الثقيلة. ^{[274] [275] [276] [177]} وعلى هذا النحو، قد ينتهي الجدول الدوري عمليًا حول العنصر 120، حيث تصبح العناصر قصيرة العمر للغاية بحيث لا يمكن ملاحظتها، ثم قصيرة العمر للغاية بحيث لا يكون لها كيمياء؛ وبالتالي فإن عصر اكتشاف العناصر الجديدة سيكون قريبًا من نهايته. ^{[177] [277]} إذا كان هناك إغلاق غلاف بروتون آخر يتجاوز 126، فمن المحتمل أن يحدث ذلك حوالي 164؛ ^[274] وبالتالي فإن المنطقة التي تفشل فيها الدورية تتطابق إلى حد كبير مع منطقة عدم الاستقرار بين إغلاقات الغلاف. ^[128]

بدلاً من ذلك، قد تصبح مادة الكوارك مستقرة عند أعداد كتلة عالية، حيث تتكون النواة من كواركات تتدفق بحرية لأعلى ولأسفل بدلاً من ربطها بالبروتونات والنيوترونات؛ وهذا من شأنه أن يخلق قارة من الاستقرار بدلاً من جزيرة. ^{[278] [279]} قد تلعب تأثيرات أخرى دورًا: على سبيل المثال، في العناصر الثقيلة جدًا، من المرجح أن تقضي إلكترونات 1s قدرًا كبيرًا من الوقت بالقرب من النواة لدرجة أنها تكون بداخلها بالفعل، مما يجعلها عرضة لالتقاط الإلكترون . ^[280]

حتى لو كان من الممكن وجود عناصر الصف الثامن، فمن المرجح أن يكون إنتاجها صعبًا، ومن المفترض أن يصبح الأمر أكثر صعوبة مع ارتفاع العدد الذري. ^[281] وعلى الرغم من أنه من المتوقع أن يكون من الممكن الوصول إلى عناصر الصف الثامن 119 و120 بالوسائل الحالية، فمن المتوقع أن تتطلب العناصر التي تتجاوز ذلك تكنولوجيا جديدة، ^[282] إذا كان من الممكن إنتاجها على الإطلاق. ^[283] كما أن توصيف هذه العناصر كيميائيًا تجريبيًا من شأنه أن يشكل تحديًا كبيرًا. ^[257]

يمكن تمثيل القانون الدوري بطرق متعددة، والجدول الدوري القياسي هو أحد هذه الطرق فقط. ^[284] في غضون 100 عام من ظهور جدول مندلييف في عام 1869، جمع إدوارد ج. مازورس ما يقدر بنحو 700 نسخة منشورة مختلفة من الجدول الدوري. ^{[180] [285]} تحتفظ العديد من الأشكال بالهيكل المستطيل، بما في ذلك الجدول الدوري ذو الخطوة اليسرى لتشارلز جانيت (الصورة أدناه)، والشكل الحديث لتخطيط مندلييف الأصلي المكون من 8 أعمدة والذي لا يزال شائعًا في روسيا. تم تشكيل تنسيقات الجدول الدوري الأخرى بشكل أكثر غرابة، مثل الحلزونات ( أوتو ثيودور بينفي المصور على اليمين)، والدوائر والمثلثات. ^[286]

غالبًا ما يتم تطوير الجداول الدورية البديلة لتسليط الضوء على الخصائص الكيميائية أو الفيزيائية للعناصر التي لا تظهر بوضوح في الجداول الدورية التقليدية، مع وجود جداول مختلفة تميل أكثر نحو التأكيد على الكيمياء أو الفيزياء في كلا الطرفين. ^[287] الشكل القياسي، الذي يظل الأكثر شيوعًا، يقع في مكان ما في المنتصف. ^[287]

أثارت الأشكال المختلفة العديدة للجدول الدوري تساؤلات حول ما إذا كان هناك شكل مثالي أو نهائي للجدول الدوري، وإذا كان الأمر كذلك، فما هو. لا توجد إجابات إجماعية حالية لأي من السؤالين. ^{[288] [287]} تتم مناقشة جدول جانيت للخطوة اليسرى بشكل متزايد كمرشح ليكون الشكل الأمثل أو الأكثر جوهرية؛ كتب سكيري لدعمه، لأنه يوضح طبيعة الهيليوم كعنصر كتلة s، ويزيد من الانتظام من خلال تكرار جميع أطوال الفترات، ويتبع بأمانة قاعدة مادلونج من خلال جعل كل فترة تتوافق مع قيمة واحدة من n + ℓ ، ^[g] وينظم ثلاثيات الأعداد الذرية واتجاه شذوذ الصف الأول. في حين أنه يلاحظ أن وضع الهيليوم فوق المعادن القلوية الأرضية يمكن اعتباره عيبًا من منظور كيميائي، فإنه يرد على هذا من خلال الاستئناف إلى شذوذ الصف الأول، مشيرًا إلى أن الجدول الدوري "يُختزل أساسًا في ميكانيكا الكم"، وأنه يهتم "بالعناصر المجردة" وبالتالي الخصائص الذرية بدلاً من الخصائص العيانية. ^[294]

• التخليق النووي

• صفحة موضوعية مميزة عن الجدول الدوري على المجموعات الرقمية لمعهد تاريخ العلوم تضم تمثيلات مرئية مختارة للجدول الدوري للعناصر، مع التركيز على التخطيطات البديلة بما في ذلك الأشكال الدائرية والأسطوانية والهرمية واللولبية والمثلثة.
• الجدول الدوري للعناصر حسب الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية
• الجدول الدوري الديناميكي، مع تخطيطات تفاعلية
• إريك سكيري، الفيلسوف الرائد في مجال العلوم والمتخصص في تاريخ وفلسفة الجدول الدوري
• قاعدة بيانات الإنترنت للجداول الدورية
• الجدول الدوري للعناصر المهددة بالإنقراض
• الجدول الدوري للعينات
• الجدول الدوري للفيديوهات محفوظ في 3 يوليو 2023 على موقع Wayback Machine
• عناصر الويب
• الرسوم البيانية الدورية للعناصر