元素周期律
在化學知識係統化的過程中，周期律起了重要的作用。這個定律使人們對化學元素的認識形成了一個完整的自然體係，使化學成為一門係統的科學。自Dalton提出原子和原子量概念之後，測定各種元素原子量的工作進展迅速，到19世紀中葉，已積累了60多種元素的原子量數據。科學家們開始研究原子量與元素性質之間的關係。[俄]MendeleevDI和[德]MeyerJL等分別根據原子量的大小，將
表1-4元素周期表與原子的價電子構型
元素進行分類排隊，發現元素性質隨原子量的遞增呈明顯的周期性變化。1869年Mendeleev提出周期律及其具體表現形式的周期表如圖表1－2所示，1871年又作修改，如表1－3所示。他根據周期律修正了銦（In）、鈾（U）、釷（Th）、銫（Cs）等9種元素的原子量，他還預言了3種新元素及其特性，並暫取名為類鋁、類硼、類矽，這就是1871年發現的镓（Ga）、1880年發現的鈧（Sc）和1886年發現的鍺（Ge）。這些新元素的原子量、密度和物理化學性質都與Mendeleev的預言驚人相符，周期律的正確性立即獲得舉世公認。至於認識周期律的內在原因，則到本世紀30年代量子力學發展並弄清了各元素的核外電子排布之後，人們才知道元素在周期表中的位置決定於原子的核外電子結構，特別是與最外層電子排布密切有關。表1－4是目前常用的周期表，並注明了外層電子結構，形式雖與當年Mendeleev周期表有所不同，但關於周期、主族、副族等基本概念還是一脈相承的。1882年MendeleevDI和MeyerJL共獲英國皇家學會的最高榮譽－－戴維獎章。現在已知的111種元素在周期表裏各就各位，有條不紊，橫向分為7個周期，縱向分為18列，其中1～2和13～18列（即IA～ⅧA）為主族元素，第3～12列（即ⅢB～ⅡB）為副族元素。
按原子核外電子排布的規律可知隨原子核電荷（即原子序數）遞增時，最外層電子數目總是由s1至s2p6重複變化，一個周期相應於一個能級組，它所包含的元素數目恰好等於該能級組所能容納的最多電子數目。各周期與相對應的能級組的關係如表1－5所示。
參考表1－4，按價電子構型的不同，周期表可以分為s，p，d，ds和f五個區。
s區元素：包括ⅠA和ⅡA族（第1和第2列），價電子構型為ns1~2；
p區元素：包括ⅢA～ⅧA族（第13～18列），價電子構型為ns2np1~6；
d區元素：包括ⅢB～ⅧB族（第3～10列），價電子構型為ns1~2（n－1）d1~10，常稱為過渡元素；
ds區元素：包括ⅠB～ⅡB族（第11～12列），價電子構型為ns1~2（n－1）d10；
f區元素：包括鑭係和錒係元素，價電子構型為（n－2）f1~14（n－1）d0~2ns10。這些元素本應插入主表相應位置中，隻是便於按正常篇幅安排，才將它們取出放在周期表下方。
主族元素的族數=原子的最外層電子數目=主族元素的最高化合價數。
元素的化學性質很大程度上取決於價電子數。在同一族中，不同元素雖然電子層數不相同，然而都有相同數目的價電子數。例如堿金屬最外層都是n1，鹵族元素都是ns2np5。因此，同一族元素性質非常相似，堿金屬都容易失去一個s電子，成為正一價離子，表現出很強的金屬性質。鹵素最外層有7個電子（s2p5），有奪取一個電子形成負離子的傾向，是典型的非金屬。在表1－4中右邊階梯式的黑線是金屬元素和非金屬元素的分界線。
過渡元素都是金屬元素，它們的特征是隨著原子序數增加而增加的電子排在較內層的d或f軌道上，而最外層隻有1～2個電子。這些元素除了能失去最外層電子外，還能失去次外層上的電子。例如鈦（22Ti）電子構型為[Ar]3d24s2，它可以失去1個或2個4s電子，也還可以失去1個或2個3d電子，即最多能失去4個電子。因此鈦的化合價變化較多，可以是+1，+2，+3或+4價。可以形成多種價態的化合物，是過渡元素的特點，這些化合物常呈現美麗多彩的顏色。
元素周期表是概括元素化學知識的一個寶庫，且其內容隨著化學知識的增加而不斷豐富。對某個元素可以從周期表中直接獲得下列信息：元素的名稱、符號、原子序數、原子量、電子結構、族數和周期數；可以從元素周期表中的位置判斷元素是金屬還是非金屬，並可估計其電離能、密度、原子半徑、原子體積和化合價等等。周期表包含了大量的化學信息，所以我們應該學會使用周期表。