元素的化學和物理性質是元素原子序數的週期函數，元素按原子序數的順序和化學、物理性質的週期性排列的表稱元素週期表。
歷史上最早的較完整的元素週期表，是俄國化學傢Д.И.門捷列夫於1869～1871年根據63種元素的原子量順序排列的。他還預言瞭表中三個空位所代表的尚未發現的元素的性質，這些元素分別是類鋁(鎵)、類硼（鈧）、類矽（鍺），不久它們都先後發現瞭，測得的化學與物理性質和門捷列夫預言的基本一致。另外，德國科學傢J.L..邁耶也曾獨立地於1868～1870年排出一個56種元素的周期表。元素周期表的建立是化學發展史上重要的裡程碑。1913年英國青年物理學傢H.G.J.莫塞萊根據元素的特征X 射線頻率規律排列的原子序數與當時按原子量順序排列的原子序數有三處是不同的，莫塞萊指出，元素的原子序數應是該元素原子核的電荷數。元素周期表按核電荷數順序排列使氬(Ar)與鉀(K)、鈷(Co)與鎳(Ni)、碲(Te)與碘 (I)的位置顛倒的情況得以糾正（見莫塞萊定律）。
已發現的前 107種元素排列的周期表（見）共分七個周期九個族，族數用羅馬數字表示。除0族和第Ⅷ族外，從第4周期開始每個族還分為主族（又稱A族）和副族（又稱B族）。在周期表主體下面另有兩個橫行是鑭系元素和錒系元素，它們均屬於ⅢB族。現在已由人工合成瞭108和109號元素（見超鈾元素）。
元素周期表
元素的化學和物理性質隨原子序數的周期性變化，可以用原子中電子分佈的殼層結構的周期性來解釋。周期表中每一元素的右下方有表示該元素原子基態的電子組態符號，它是由實驗測定的或是由原子結構的理論推算的。根據泡利不相容原理，基態原子的電子殼層分佈必然會出現如下的周期性。
主量子數n＝1、2、3、4、…分別代表K、L、M、N、…殼層。K殼層最靠近原子核，電子能量最低，隨著n增大而能量也增大。第n殼層內又按軌道角動量量子數l＝0、1、2、3、…、(n-1)，分別用s、p、d、f、…表示共n個支殼層。s支殼層能量最低，隨著l增大能量逐漸增大。按泡利原理，l量子數所對應的支殼層中最多隻能排2(2l+1)個電子。例如s支殼層最多排2個，p支殼層最多排6個，d支殼層最多排10個，f支殼層最多排14個，等等。這樣，電子按能量從低到高排佈。例如n=1的K殼層隻有s支殼層，故最多隻能排2個電子，因而第1周期隻有氫和氦兩個元素。n=2的L殼層共有l=0和1即s和p兩個支殼層，因而s和p支殼層最多共可排8個電子。這就是第2周期從鋰(Li)、鈹(Be)開始到氖(Ne)共8個元素。n=3為M殼層，l=0、1、2即有s、p、d三個支殼層。按泡利不相容原理共可排20個電子。但實際發現從鈉(Na)(Z=11)開始排3s支殼層直到氬（Ar）(Z=18)電子已排滿3p支殼層，而第19號元素鉀(K)(Z=19) 的最外層電子不排3d支殼層而排到4s支殼層中去，這由鉀原子光譜和其他實驗數據的分析所證實。電子在4s支殼層的能量比在3d支殼層的能量低，因此從鉀(K)開始瞭第4周期。這樣第3周期也隻有8個元素。第4周期從鉀（K）開始共18個元素。其中從第21號元素鈧(Sc)開始到第36號元素鋅(Zn)共有10個元素填入3d支殼層，這些元素構成第四周期的過渡元素。4s、4p支殼層最多隻能填 8個電子，故第4周期填到氪(Kr，Z=36)為止。第37號元素銣(Rb)又填5s而不填4d支殼層。故從銣開始瞭第5周期，而釔(Y，Z=39)開始到鎘(Cd， Z＝48)共10個元素的電子填5d支殼層，構成第5周期的過渡元素，一組副族。這個周期的氙(Xe，Z=54)電子排滿5p支殼層完成第5周期。第6周期從銫(Cs，Z=55)開始排6s支殼層，從鑭(La，Z=57)到镥(Lu，Z=71)隨著原子序數的增加，電子填入4f支殼層，有的還將1個電子填入5d層，這15個元素都屬於ⅢB副族，放在一個位置內稱鑭系元素，列在周期表主表的下面。其中從鈰(Ce，Z=58)開始到镥(Lu，Z=71)共14個元素填4f支殼層構成一組，稱為稀土元素。鑭系元素的外殼層電子的排佈都一樣，隻是5d或4f支殼層的排佈有區別。因此其化學和物理性質相似。第 7周期從鈁(Fr，Z=87)開始排7s支殼層而從錒（Ac，Z=89）開始到鐒(Lr，Z=103)又是一組性質相似的錒系元素，它們的外殼層電子排佈相同而6d和5f支殼層排佈不同，這些元素在周期表中也放在同一位置內。第 7周期按原子結構規律應排到Z=118元素，但由於核電荷增加，靜電斥力使核不穩定，從釙(Po，Z=84)開始的元素全部有放射性，特別是Z＞92的超鈾元素全部都是利用人工核反應產生的放射性元素。目前已發現到 109號元素。核結構理論預言在第114號元素具有184個中子的核由於其質子數和中子數都屬於幻數(見核殼層模型)，故這種核素將是穩定的。將來有可能用重離子加速器進行人工核反應制備這種穩定的超重核。
化合價 當一元素的原子最外殼層的s、p支殼層全部被電子充滿，就不易和其他原子化合瞭，其化學性質最穩定。周期表中零族元素惰性氣體就屬此類。最外殼層電子數比8個少1個或2個的原子容易得到電子，使之充滿s和p支殼層而形成負離子。最外殼層隻有1個至3個電子的原子容易失去電子，形成正離子。正負離子能在靜電力作用下相互吸引，形成離子鍵化合物。最外殼層隻有4個或5個電子的原子要全部失去（或得到）電子形成8個電子的穩定結構較為困難。隻能與其他原子以外層電子共有配對的方式達到8個電子的穩定結構而形成共價鍵化合物。元素的化合價就是原子在化學反應中得到或失去電子，或共有電子配對的數目，一般同族元素的化合價相同。對於主族元素，最高價數與族數一致。雖然ⅣA族至ⅦA族元素原子最外殼層電子數目較多要成為+4、+5、+6、+7價離子較為困難，但與非金屬原子共價結合時也能形成化合價與族數一致的化合物。如CCl4、PCl5、SF6、IF7等即是。副族元素往往由於最外殼層ns支殼層電子的能量與其次外殼層(n-1)d支殼層電子能量差不多，故這兩種電子有可能同時失去，從而出現較多的價態。
原子半徑與原子體積 原子中的電子具有波動性，其分佈沒有明確的邊界。因此原子半徑與原子體積沒有嚴格的意義。通常把分子或晶體中距離最小的兩個相同原子的中心間距的一半作為原子半徑。這樣，用不同的化合鍵結合的原子半徑也不同。通常原子體積是指一摩爾相同原子在液態或固態時所占的體積，其值等於原子量除以密度，它大體上相當於一個原子體積的阿伏伽德羅常數倍。由此而得的原子半徑與原子體積雖不能確切代表原子的大小，但可近似地反映原子的大小，從上頁圖中曲線可看出，原子體積隨原子序數變化的周期性。周期表中同族元素從上向下的各元素其電子殼層不斷增加，原子半徑不斷增大。在第1～3周期（即短周期）中，同一周期內的各元素電子殼層數相同，隨著原子序數的增加原子核對核外電子的吸引力逐漸增大，使原子半徑逐漸減小。所以同一周期諸元素中原子半徑總是堿金屬的最大。在第4～7周期(即長周期)中情況比較復雜，每個周期的中部即副族元素原子半徑隨原子序數增加而減小的情況比較緩慢，而且還可出現稍有上升的現象。這和核電荷增加時，電子填充在次外殼層的d、f支殼層有關。因此同一周期內總的趨勢是堿金屬原子半徑最大而惰性氣體原子半徑最小。
原子光譜 同族原子的光譜線系有相似的規律和譜線結構。例如堿金屬原子光譜都有主線系、漫線系、銳線系和基線系等，而且主線系和銳線系的每條光譜線都是雙線結構，而其他線系是三線結構。第Ⅱ 族堿土金屬原子光譜必然是單線和多線結構。其他各族元素也都有類似的相似規律和譜線結構。這是由於相似的電子殼層分佈的結果。
電離能 使基態原子中結合最松的那個電子電離所需要的最小能量。堿金屬原子的電子殼層排佈比相鄰惰性氣體原子多一個電子，因此各周期中元素的電離能是堿金屬元素的電離能最低，表示這類原子容易丟失一個電子成為＋1價離子，而惰性氣體的電離能在各周期中最高，表示這類原子最穩定。各周期的其他元素的電離能都在這兩者之間，隨著原子序數增加而漸增，但中間還有細小的起伏，這表示各支殼層的填滿和半滿也有相對的穩定性。原子電離能曲線可參見原子和分子的電離。
金屬性與非金屬性 金屬原子的電離能低，它的最外層電子容易丟失。非金屬原子的電離能高，它容易吸收電子成為負離子。電子得失的難易主要取決於電子的殼層排佈，主量子數n愈大，電子離核平均距離愈遠，與核結合得也愈弱。電子易丟失，表現為金屬性愈強。反之n值愈小，結合得愈緊，原子愈易得電子，非金屬性愈強。周期表()中從左到右金屬性逐漸減弱而非金屬性逐漸增強。從上向下金屬性逐漸增強。從硼和砹之間劃一斜線，可近似地作為金屬與非金屬的分界線。金屬性最強的元素在周期表的左下角，而非金屬性最強的元素在周期表的右上角。表中所列的 107種元素大約有85種是金屬，僅22種是非金屬。
元素的化學和物理性質還有許多，大多數都呈現出周期性變化的規律，這些都是原子殼層結構理論的重要根據。
參考書目
戴安邦、沈孟長編：《元素周期表說明》，上海科學技術出版社，上海，1979。