الجدول الدوري

وفقًا لاتفاقية التسمية الدولية، تُرقّم المجموعات عدديًا من 1 إلى 18، بدءًا من العمود الأيسر (الفلزات القلوية) وصولًا إلى العمود الأيمن (الغازات النبيلة). وتُهمل مجموعات الفئة f في هذا الترقيم. ^{[ 22 ]} يمكن أيضًا تسمية المجموعات باسم العنصر الأول فيها، مثل "مجموعة السكانديوم" للمجموعة  3. ^{[ 22 ]} سابقًا، كانت المجموعات تُعرف بالأرقام الرومانية . في الولايات المتحدة، كان يُتبع الرقم الروماني إما بالحرف "A" (إذا كانت المجموعة في الفئة s أو p ) أو بالحرف "B" (إذا كانت المجموعة في الفئة d ). تتوافق الأرقام الرومانية المستخدمة مع الرقم الأخير من اتفاقية التسمية الحالية (على سبيل المثال، عناصر المجموعة 4 كانت المجموعة  IVB، وعناصر المجموعة  14 كانت المجموعة  IVA). في أوروبا، استُخدم الرمز "أ" للمجموعات  من 1 إلى 7، والرمز "ب" للمجموعات  من 11 إلى 17. إضافةً إلى ذلك، كانت المجموعات  8 و9 و10 تُعامل سابقًا كمجموعة واحدة ثلاثية الحجم، تُعرف مجتمعةً في كلا النظامين باسم المجموعة الثامنة (  VIII). في عام 1988، تم اعتماد نظام التسمية الجديد للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية ( IUPAC ) (من 1 إلى 18)، وتم التخلي عن أسماء المجموعات القديمة (من 1 إلى VIII). ^{[ 23 ]}

لأسباب تتعلق بالمساحة، ^{[ 30 ] [ 31 ]} يُعرض الجدول الدوري عادةً مع حذف عناصر الفئة f ووضعها كجزء منفصل أسفل الجدول الرئيسي. ^{[ 32 ] [ 30 ] [ 23 ]} وهذا يقلل عدد أعمدة العناصر من 32 إلى 18. ^{[ 30 ]}

يمثل كلا الشكلين الجدول الدوري نفسه. ^{[ 6 ]} يُطلق على الشكل الذي يتضمن عناصر الفئة f في متن الجدول اسم الشكل ذي 32 عمودًا ^{[ 6 ]} أو الشكل الطويل؛ ^{[ 33 ]} أما الشكل الذي يُحذف منه عناصر الفئة f فيُطلق عليه الشكل ذو 18 عمودًا ^{[ 6 ]} أو الشكل متوسط ​​الطول. ^{[ 33 ]} يتميز الشكل ذو 32 عمودًا بعرض جميع العناصر بترتيبها الصحيح، ولكنه يتطلب مساحة أكبر. ^{[ 34 ]} يُعد اختيار الشكل قرارًا تحريريًا، ولا يعني أي تغيير في الادعاء أو البيان العلمي. على سبيل المثال، عند مناقشة تركيب المجموعة 3 ، يمكن عرض الخيارات بالتساوي (دون تحيز) في كلا الشكلين. ^{[ 35 ]}

عادةً ما تُظهر الجداول الدورية رموز العناصر على الأقل؛ كما يُقدّم العديد منها معلومات إضافية عنها، إما عن طريق الترميز اللوني أو كبيانات في الخلايا. وقد تتضمن الجداول معلومات إضافية مثل أسماء العناصر وأعدادها الذرية، ومجموعاتها، وتواجدها الطبيعي، ووزنها الذري القياسي ، وحالاتها الفيزيائية، ^{ودرجات انصهارها وغليانها، وكثافتها، بالإضافة إلى تصنيفات مختلفة} للعناصر.

الجدول الدوري هو وصف بياني للقانون الدوري، ^{[ 36 ]} الذي ينص على أن خصائص العناصر الكيميائية وبنيتها الذرية هي دالة دورية لعددها الذري. ^{[ 37 ]} تُوضع العناصر في الجدول الدوري وفقًا لتوزيعها الإلكتروني ، ^{[ 38 ]} وتُفسر التكرارات الدورية لهذا التوزيع اتجاهات الخصائص عبر الجدول الدوري. ^{[ 39 ]}

يمكن اعتبار الإلكترون وكأنه يشغل مدارًا ذريًا ، وهو ما يحدد احتمالية وجوده في أي منطقة معينة حول الذرة. طاقات الإلكترونات مُكمّمة ، أي أنها لا تأخذ إلا قيمًا منفصلة. علاوة على ذلك، تخضع الإلكترونات لمبدأ استبعاد باولي : يجب أن يكون الإلكترون المختلف دائمًا في حالات مختلفة. يسمح هذا بتصنيف الحالات الممكنة التي يمكن أن يتخذها الإلكترون في مستويات طاقة مختلفة تُعرف بالأغلفة، مقسمة إلى أغلفة فرعية، يحتوي كل منها على مدار واحد أو أكثر. يمكن أن يحتوي كل مدار على إلكترونين كحد أقصى: يتم تمييزهما بكمية تُعرف باللف المغزلي ، ويُشار إليها اصطلاحًا بـ "أعلى" أو "أسفل". ^{[ 40 ] [ f ]} في الذرة الباردة (التي تكون في حالتها الأرضية)، تترتب الإلكترونات بطريقة تُقلل من إجمالي طاقتها عن طريق شغل المدارات ذات الطاقة الأدنى المتاحة. ^{[ 42 ]} فقط الإلكترونات الخارجية ( إلكترونات التكافؤ ) لديها طاقة كافية للانفصال عن النواة والمشاركة في التفاعلات الكيميائية مع الذرات الأخرى. أما البقية فتسمى إلكترونات النواة . ^{[ 43 ]}

تُعرف العناصر بامتلاكها سبعة أغلفة إلكترونية على الأقل. يحتوي الغلاف الأول على مدار واحد فقط، وهو مدار s كروي الشكل. ولأنه يقع في الغلاف الأول، يُسمى هذا المدار 1s. ويمكنه استيعاب إلكترونين كحد أقصى. وبالمثل، يحتوي الغلاف الثاني على مدار 2s، بالإضافة إلى ثلاثة مدارات 2p على شكل دمبل، وبالتالي يمكنه استيعاب ثمانية إلكترونات كحد أقصى (2 × 1 + 2 × 3 = 8). يحتوي الغلاف الثالث على مدار واحد 3s، وثلاثة مدارات 3p، وخمسة مدارات 3d، وبالتالي تبلغ سعته 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. أما الغلاف الرابع فيحتوي على مدار واحد 4s، وثلاثة مدارات 4p، وخمسة مدارات 4d، وسبعة مدارات 4f، مما يؤدي إلى سعة تبلغ 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. ^{[ 30 ]} تحتوي الأغلفة الأعلى على أنواع مدارات أكثر تُكمل النمط، ولكن هذه الأنواع من المدارات لا تُملأ في الحالة الأرضية للعناصر المعروفة. ^{[ 45 ]} تُصنَّف أنواع الأغلفة الفرعية بواسطة الأعداد الكمية . أربعة أعداد تصف مدارًا في الذرة وصفًا كاملًا: العدد الكمي الرئيسي n ، والعدد الكمي المداري _ℓ (نوع المدار)، ^والعدد الكمي المغناطيسي المداري mℓ ، والعدد الكمي المغناطيسي الدوراني ms _. ^{[ 39} ]

ترتيب تعبئة القشرة الفرعية

يُحدد مبدأ أوفباو ، المعروف أيضًا بقاعدة ماديلونغ أو كليتشكوفسكي (نسبةً إلى إروين ماديلونغ وفيسيفولود كليتشكوفسكي على التوالي)، تسلسل ملء المستويات الفرعية في معظم الحالات. وقد لاحظ ماديلونغ هذه القاعدة تجريبيًا لأول مرة، ثم قدم كليتشكوفسكي ومؤلفون لاحقون تبريرًا نظريًا لها. ^{[ 46 ] [ 47 ] [ 48 ] [ 49 ] [ g ]} تتداخل المستويات في الطاقات، وتحدد قاعدة ماديلونغ تسلسل الملء وفقًا لما يلي: ^{[ 47 ]}

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

هنا، تعني العلامة ≪ "أقل بكثير من" على عكس العلامة < التي تعني "أقل من" فقط. ^{[ 47 ]} بعبارة أخرى، تدخل الإلكترونات المدارات بترتيب تصاعدي لقيمة n + ℓ، وإذا كان هناك مداران متاحان لهما نفس قيمة n + ℓ، فإن المدار ذو قيمة n الأقل يُشغل أولاً. ^{[ 45 ] [ 49 ]} بشكل عام، تكون المدارات ذات قيمة n + ℓ المتساوية متقاربة في الطاقة، ولكن في حالة  مدارات s (حيث ℓ = 0)، ترفع التأثيرات الكمومية طاقتها لتقترب من طاقة المجموعة التالية ذات n + ℓ. لذا، يُرسم الجدول الدوري عادةً بحيث يبدأ كل صف (يُسمى غالبًا دورة) بملء  مدار s جديد، وهو ما يُقابل بداية غلاف جديد. ^{[ 47 ] [ 48 ] [ 30 ]} وبالتالي، باستثناء الصف الأول، يظهر طول كل دورة مرتين: ^{[ 47 ]}

2، 8، 8، 18، 18، 32، 32، ...

تتقارب التداخلات بشكل كبير عند النقطة التي  تدخل فيها مدارات d في الصورة، ^{[ 50 ]} ويمكن أن يتغير الترتيب قليلاً مع العدد الذري ^{[ 51 ]} والشحنة الذرية. ^{[ 52 ] [ h ]}

انطلاقًا من أبسط الذرات، يُتيح لنا هذا بناء الجدول الدوري عنصرًا تلو الآخر وفقًا لترتيب العدد الذري، وذلك بدراسة حالات الذرات المفردة. في ذرة الهيدروجين ، يوجد إلكترون واحد فقط، يجب أن يشغل المدار 1s ذي الطاقة الأدنى. يُكتب هذا التوزيع الإلكتروني ^1s¹ ، حيث يشير الرقم العلوي إلى عدد الإلكترونات في الغلاف الفرعي. أما ذرة الهيليوم ، فتضيف إلكترونًا ثانيًا، يشغل أيضًا المدار 1s، ليملأ الغلاف الأول تمامًا، مُعطيًا التوزيع الإلكتروني ^1s² . ^{[ 39 ] [ 58 ] [ i ]}

ابتداءً من العنصر الثالث، الليثيوم ، يكون الغلاف الأول ممتلئًا، لذا يشغل إلكترونه الثالث مدار 2s، مما يُعطي التوزيع الإلكتروني 1s² ^{2s¹ .} يُعد إلكترون 2s إلكترون التكافؤ الوحيد لليثيوم، لأن الغلاف الفرعي 1s مرتبطٌ بالنواة ارتباطًا وثيقًا جدًا بحيث لا يُشارك في الروابط الكيميائية مع الذرات الأخرى: يُسمى هذا الغلاف " غلاف النواة " . يُعتبر الغلاف الفرعي 1s غلاف نواة لجميع العناصر بدءًا من الليثيوم. يُستكمل الغلاف الفرعي 2s بالعنصر التالي، ^{البريليوم} ( 1s² ^2s² ) . ثم تُكمل العناصر التالية ملء الغلاف الفرعي 2p. يضع البورون (1s² ^2s² 2p¹ ^{) إلكترونه} الجديد في مدار 2p؛ ويملأ الكربون (1s² ^2s² 2p² ⁾ مدار 2p ثانيًا ^. ومع النيتروجين (1s² ^2s² 2p³ ) ^، تصبح جميع مدارات 2p الثلاثة مشغولة بإلكترون واحد. يتوافق هذا مع ^قاعدة هوند ، التي تنص على أن الذرات عادةً ما تفضل شغل كل مدار من نفس النوع بإلكترون واحد قبل ملئه بالإلكترون الثاني. ثم يُكمل الأكسجين (1s² ^2s² 2p⁴ ⁾ ، والفلور (1s² ^2s² 2p⁵ ⁾ ، والنيون (1s² ^2s² 2p⁶ ) ^{مدارات 2p المشغولة بإلكترون} واحد ؛ ويملأ الأخير الغلاف الثاني ^{تمامًا . [ 39 ] [ 58 ]}

ابتداءً من العنصر الحادي عشر، الصوديوم ، يكون الغلاف الثاني ممتلئًا، مما يجعله غلافًا أساسيًا لهذا العنصر ولجميع العناصر الأثقل منه. يبدأ الإلكترون الحادي عشر ملء الغلاف الثالث بشغل المدار 3s، مما يعطي توزيعًا إلكترونيًا للصوديوم كالتالي : 1s² 2s² 2p⁶ ^3s¹ . ^{يُختصر هذا التوزيع} إلى [Ne] 3s¹ ، حيث يُمثل [Ne] توزيع النيون. يُكمل المغنيسيوم ([Ne] 3s² ⁾ هذا المدار 3s، وتملأ العناصر الستة التالية - الألومنيوم ، والسيليكون ، والفوسفور ، والكبريت ، والكلور ، والأرجون - مدارات 3p الثلاثة (من [Ne] 3s² ^{3p¹ إلى} [ Ne ] ^{3s² 3p⁶ )} . ^{[ 39 ] [ 58 ]} يُنشئ هذا سلسلة مماثلة حيث تكون هياكل الغلاف الخارجي للصوديوم حتى الأرجون مماثلة لتلك الخاصة بالليثيوم حتى النيون، وهو أساس دورية الخصائص الكيميائية التي يوضحها الجدول الدوري: ^{[ 39 ]} على فترات منتظمة ولكنها متغيرة من الأعداد الذرية، تتكرر خصائص العناصر الكيميائية تقريبًا. ^{[ 36 ]}

يمكن ترتيب العناصر الثمانية عشر الأولى كبداية للجدول الدوري. العناصر الموجودة في العمود نفسه لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ ولها توزيعات إلكترونية متماثلة في غلاف التكافؤ: تُسمى هذه الأعمدة مجموعات. الاستثناء الوحيد هو الهيليوم، الذي يحتوي على إلكترونين تكافؤ مثل البريليوم والمغنيسيوم، ولكنه يُوضع عادةً في عمود النيون والأرجون للتأكيد على امتلاء غلافه الخارجي. (يشكك بعض المؤلفين المعاصرين حتى في هذا الاستثناء الوحيد، مفضلين اتباع التوزيعات الإلكترونية للتكافؤ باستمرار ووضع الهيليوم فوق البريليوم). يوجد ثمانية أعمدة في هذا الجزء من الجدول الدوري، تُقابل ثمانية إلكترونات كحد أقصى في الغلاف الخارجي. ^{[ 32 ]} تبدأ الدورة عندما يبدأ غلاف جديد بالامتلاء. ^{[ 30 ]} أخيرًا، يوضح التلوين المجموعات : العناصر في المجموعة s (الملونة بالأحمر) تملأ  مدارات s، بينما العناصر في المجموعة p (الملونة بالأصفر) تملأ  مدارات p. ^{[ 30 ]}

1 ساعة							2 هو	2×1 = عنصران 1s 0p
3 لي	4 كن	5 ب	6 درجة مئوية	7 شمالاً	8 O	9 فهرنهايت	10 شمال شرق	2 × (1 + 3) = 8 عناصر 2s 2p
11 نا	12 ملغ	13 أ	14 سي	15 بنساً	16 جنوباً	17 سنتيلتر	18 أر	2 × (1 + 3) = 8 عناصر 3s 3p

في الصف التالي، يكون الغلاف الفرعي 4s للبوتاسيوم والكالسيوم هو الأدنى طاقة، ولذلك يُملأ تاليًا. ^{[ 39 ] [ 58 ]} يضيف البوتاسيوم إلكترونًا واحدًا إلى الغلاف 4s ([Ar] 4s ¹ )، ثم يُكمله الكالسيوم ([Ar] 4s ² ). مع ذلك، بدءًا من السكانديوم ([Ar] 3d ¹ 4s ² )، يصبح الغلاف الفرعي 3d هو الأعلى طاقةً بعده. يمتلك الغلافان الفرعيان 4s و3d طاقةً متقاربة، ويتنافسان على ملء الإلكترونات، لذا لا يتم ملء مدارات 3d بشكل منتظم. يتغير ترتيب الطاقة الدقيق للغلافين 3d و4s على طول الصف، ويتغير أيضًا تبعًا لعدد الإلكترونات التي تُزال من الذرة. على سبيل المثال، نتيجةً للتنافر بين إلكترونات ^المدار 3d وإلكترونات المدار 4s، يصبح مستوى طاقة المدار 4s في الكروم أعلى قليلاً من مستوى طاقة المدار 3d، وبالتالي يصبح من الأفضل لذرة الكروم أن تمتلك التوزيع الإلكتروني [Ar] ^3d⁵ 4s¹ بدلاً من التوزيع [Ar] 3d⁴ ^{4s². يحدث شذوذ مماثل في النحاس، حيث تمتلك ذرته التوزيع الإلكتروني [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ بدلاً} من التوزيع المتوقع [ Ar ^{] 3d⁹} 4s² ^. [ ^{39 ] هذه مخالفات} لقاعدة ماديلونغ. مع ذلك، لا تحمل هذه الشذوذات أي دلالة كيميائية: ^{[ 52 ]} فمعظم الكيمياء لا تتعلق بذرات غازية معزولة، ^[ 60 ^{] والتوزيعات} الإلكترونية المختلفة متقاربة جدًا في الطاقة ^{[ 50 ]} لدرجة أن وجود ذرة مجاورة قد يُغير التوازن. ^{[ 39 ]} لذلك، يتجاهل الجدول الدوري هذه العناصر ويقتصر على دراسة التكوينات المثالية فقط. ^{[ 38 ]}

في عنصر الزنك ([Ar] ^3d¹⁰ 4s² ⁾ ، تكون مدارات 3d ممتلئة تمامًا بعشرة إلكترونات. ^{[ 39 ] [ 58 ]} تليها مدارات 4p، مُكملةً الصف، والتي تُملأ تدريجيًا من الغاليوم ( [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹) إلى الكريبتون ([Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ ) ، ^بطريقة مماثلة ^{لعناصر المجموعة} p السابقة . ^[ 39 ^{] [} 58 ^{] بدءًا من الغاليوم ، تُصبح} مدارات 3d جزءًا من النواة الإلكترونية، ولا تُشارك في التفاعلات الكيميائية. ^{[ 57 ]} تُسمى عناصر المجموعتين s وp، التي تملأ غلافها الخارجي، عناصر المجموعة الرئيسية ؛ أما عناصر المجموعة d (المُلونة بالأزرق أدناه)، التي تملأ غلافًا داخليًا، فتُسمى العناصر الانتقالية (أو الفلزات الانتقالية، لأنها جميعًا فلزات). ^{[ 61 ]}

تشغل العناصر الثمانية عشر التالية مدارات 5s ( الروبيديوم والسترونتيوم )، ثم مدارات 4d ( من الإيتريوم إلى الكادميوم ، مع وجود بعض الاستثناءات)، ثم مدارات 5p ( من الإنديوم إلى الزينون ). ^{[ 30 ] [ 58 ]} ومرة ​​أخرى، بدءًا من الإنديوم، تقع مدارات 4d في النواة. ^{[ 58 ] [ 62 ]} وبالتالي، فإن الصف الخامس له نفس بنية الصف الرابع. ^{[ 30 ]}

1 ساعة

2 هو

2× 1 = عنصران 1s 0d 0p

3 لي

4 كن

5 ب

6 درجة مئوية

7 شمالاً

8 O

9 فهرنهايت

10 شمال شرق

2×(1+3) = 8 عناصر 2s 0d 2p

11 نا

12 ملغ

13 أ

14 سي

15 بنساً

16 جنوباً

17 سنتيلتر

18 أر

2 × (1 + 3) = 8 عناصر 3s 0d 3p

19 ألف

20 كال

21 Sc

22 تيرابايت

23 فولت

24 كرور

25 مليون

26 Fe

27 شركة

28 ني

29 بوصة مكعبة

30 زنك

31 غا

32 جيجا

33 كما

34 جنوب شرق

35 بر

36 كرونة

2×(1+3+5) = 18 عنصرًا 4s 3d 4p

37 روبية

38 كبير

39 سنة

40 زركونيوم

41 نب

42 شهرًا

43 تي سي

44 Ru

45 Rh

46 رطلاً

47 أغ

48 Cd

49 بوصة

50 سن

51 Sb

52 تيرابايت

53 أنا

54 زينون

2×(1+3+5) = 18 عنصرًا 5s 4d 5p

يبدأ الصف السادس من الجدول الدوري بعنصرين من عناصر الفئة s: السيزيوم والباريوم . [ 58 ^{] بعد ذلك} ، تبدأ عناصر الفئة f الأولى (المُلوّنة بالأخضر أدناه) بالظهور، بدءًا من اللانثانوم . تُسمى هذه العناصر أحيانًا بالعناصر الانتقالية الداخلية. ^{[ 61 ]} نظرًا لوجود مدارات فرعية 4f و5d و6s ذات طاقات متقاربة، يحدث تنافس مرة أخرى مع العديد من التكوينات غير المنتظمة؛ ^{[ 50 ]} وقد أدى ذلك إلى بعض الجدل حول مكان بدء الفئة f تحديدًا، لكن معظم الباحثين في هذا المجال يتفقون على أنها تبدأ من اللانثانوم وفقًا لمبدأ أوفباو. ^{[ 63 ]} على الرغم من أن اللانثانوم لا يملأ المدار الفرعي 4f كذرة منفردة، بسبب التنافر بين الإلكترونات، ^{[ 52 ]} فإن مداراته 4f منخفضة الطاقة بما يكفي للمشاركة في التفاعلات الكيميائية. ^{[ 64 ] [ 53 ] [ 65 ]} في عنصر الإيتربيوم ، تكون مدارات 4f السبعة ممتلئة تمامًا بأربعة عشر إلكترونًا؛ بعد ذلك، تتبعها سلسلة من عشرة عناصر انتقالية ( من اللوتيتيوم إلى الزئبق )، ^{[ 58 ] [ 66 ] [ 67 ] [ 68 ]} وأخيرًا، تُكمل ستة عناصر من عناصر المجموعة الرئيسية ( من الثاليوم إلى الرادون ) الدورة. ^{[ 58 ] [ 69 ]} بدءًا من اللوتيتيوم، تقع مدارات 4f في النواة، ^{[ 58 ] [ 65 ]} ومن الثاليوم فصاعدًا، تقع مدارات 5d أيضًا. ^{[ 58 ] [ 57 ] [ 70 ]}

الصف السابع مماثل للصف السادس: يمتلئ المدار 7s ( الفرانسيوم والراديوم ) ، ثم المدار 5f ( من الأكتينيوم إلى النوبليوم )، ثم المدار 6d ( من اللورنسيوم إلى الكوبرنيسيوم )، وأخيرًا المدار 7p ( من النيهونيوم إلى الأوغانيسون ). ^{[ 58 ]} بدءًا من اللورنسيوم، تقع مدارات 5f في النواة، ^{[ 58 ]} ومن المحتمل أن تنضم مدارات 6d إلى النواة بدءًا من النيهونيوم. ^{[ 58 ] [ 71 ] [ j ]} ومع ذلك، توجد بعض الاستثناءات: ^{[ 30 ]} على سبيل المثال، لا يملأ الأكتينيوم ولا الثوريوم ، كذرات منفردة ، المدار الفرعي 5f، ولا يملأ اللورنسيوم المدار 6d، ولكن يمكن أن تمتلئ جميع هذه المدارات الفرعية في البيئات الكيميائية. ^{[ 73 ] [ 74 ] [ 75 ]} لفترة طويلة، ظلّ الصف السابع غير مكتمل، إذ أن معظم عناصره لا توجد في الطبيعة. بدأ تصنيع العناصر المفقودة بعد اليورانيوم في المختبر عام 1940، عندما تمّ تصنيع النبتونيوم. ^{[ 76 ]} (مع ذلك، كان التكنيتيوم أول عنصر يُكتشف بالتصنيع لا بالطبيعة، وذلك عام 1937). اكتمل الصف بتصنيع التينيسين عام 2009 ^{[ 77 ]} (كان آخر عنصر، الأوغانيسون، قد صُنع بالفعل عام 2002)، ^{[ 78 ]} وسُمّيت العناصر الأخيرة في هذا الصف السابع عام 2016. ^{[ 79 ]}

1 ساعة

2 هو

2 × 1 = عنصران 1s 0f 0d 0p

3 لي

4 كن

5 ب

6 درجة مئوية

7 شمالاً

8 O

9 فهرنهايت

10 شمال شرق

2×(1+3) = 8 عناصر 2s 0f 0d 2p

11 نا

12 ملغ

13 أ

14 سي

15 بنساً

16 جنوباً

17 سنتيلتر

18 أر

2 × (1 + 3) = 8 عناصر 3s 0f 0d 3p

19 ألف

20 كال

21 Sc

22 تيرابايت

23 فولت

24 كرور

25 مليون

26 Fe

27 شركة

28 ني

29 بوصة مكعبة

30 زنك

31 غا

32 جيجا

33 كما

34 جنوب شرق

35 بر

36 كرونة

2×(1+3+5) = 18 عنصرًا 4s 0f 3d 4p

37 روبية

38 كبير

39 سنة

40 زركونيوم

41 نب

42 شهرًا

43 تي سي

44 Ru

45 Rh

46 رطلاً

47 أغ

48 Cd

49 بوصة

50 سن

51 Sb

52 تيرابايت

53 أنا

54 زينون

2×(1+3+5) = 18 عنصرًا 5s 0f 4d 5p

55 سي إس

56 با

57 لا

58 م

59 Pr

60 ند

61 مساءً

62 سم

63 يورو

64 جنيهًا إسترلينيًا

65 تيرابايت

66 داي

67 هو

68 إر

69 طن متر

70 Yb

71 لو

72 Hf

73 تا

74 غرب

75 ري

76 أونصة

77 Ir

78 نقطة

79 أستراليا

80 زئبق

81 تلا

82 رصاص

83 بي

84 بو

85 في

86 Rn

2×(1+3+5+7) = 32 عنصرًا 6s 4f 5d 6p

87 فرنك فرنسي

88 را

89 فدان

90​

91 باسكال

92 يو

93 Np

94 بو

95 صباحًا

96 سم

97 كتاب

98 درجة مئوية

99 إس

100 إف إم

101 ماريلاند

102 لا

103 Lr

104 Rf

105 ديسيبل

106 سنتيمتر مكعب

107 به

108 ساعة

109 جبل

110 ديسي

111 Rg

112 سن

113 نيو هامبشاير

114 طابق

115 ماك

116 Lv

117 تسلا

118 أونصة

2×(1+3+5+7) = 32 عنصرًا 7s 5f 6d 7p

وبهذا يكتمل الجدول الدوري الحديث، حيث تمتلئ جميع الصفوف السبعة بالكامل. ^{[ 79 ]}

يُبيّن الجدول التالي التوزيع الإلكتروني لذرة غازية متعادلة لكل عنصر. قد تُفضّل توزيعات إلكترونية مختلفة في بيئات كيميائية مختلفة. ^{[ 52 ]} تتميز عناصر المجموعة الرئيسية بتوزيعات إلكترونية منتظمة تمامًا؛ بينما تُظهر العناصر الانتقالية والعناصر الانتقالية الداخلية عشرين حالة شاذة نتيجةً للتنافس المذكور سابقًا بين المستويات الفرعية المتقاربة في مستوى الطاقة. بالنسبة للعناصر العشرة الأخيرة (109-118)، تفتقر البيانات التجريبية ^{[ 80 ]} ، ولذلك تم عرض التوزيعات المحسوبة بدلاً منها. ^{[ 81 ]} تم تظليل المستويات الفرعية الممتلئة تمامًا باللون الرمادي.

على الرغم من أن الجدول الدوري الحديث أصبح معيارًا اليوم، إلا أن موقع عنصري الدورة الأولى، الهيدروجين والهيليوم، لا يزال محل نقاش، مع وجود بعض الاختلافات. ^{[ 57 ] [ 82 ]} وبناءً على التوزيع الإلكتروني ^s1 وs2 ^على التوالي ، يُوضع الهيدروجين في المجموعة 1، والهيليوم في المجموعة 2. ^{[ 57 ]} يُعدّ موقع الهيدروجين في المجموعة 1 شائعًا، بينما يُوضع الهيليوم دائمًا تقريبًا في المجموعة 18 مع الغازات النبيلة الأخرى. ^{[ 6 ]} ويتعلق هذا النقاش باختلاف الفهم حول مدى تأثير الخصائص الكيميائية أو الإلكترونية في تحديد موقع العنصر في الجدول الدوري. ^{[ 82 ]}

مثل فلزات المجموعة الأولى، يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد في غلافه الخارجي ^{[ 83 ]} ، وعادةً ما يفقد إلكترونه الوحيد في التفاعلات الكيميائية. ^{[ 84 ]} يتمتع الهيدروجين ببعض الخصائص الكيميائية الشبيهة بالفلزات، إذ يمكنه إزاحة بعض الفلزات من أملاحها . ^{[ 84 ]} ولكنه يُشكّل غازًا ثنائي الذرة غير فلزي في الظروف القياسية، على عكس الفلزات القلوية التي تُعدّ فلزات صلبة نشطة كيميائيًا. هذا، بالإضافة إلى قدرة الهيدروجين على تكوين الهيدريدات ، حيث يكتسب إلكترونًا، يجعله قريبًا من خصائص الهالوجينات التي تقوم بالشيء نفسه ^{[ 84 ] (مع أن تكوين الهيدروجين لأيون H⁻} أقل شيوعًا من تكوينه لأيون H⁺ ⁾ . ^{[ 85 ]} علاوة على ذلك، فإن أخفّ هالوجينين ( الفلور والكلور ) يكونان غازيين مثل الهيدروجين في الظروف القياسية. ^{[ 84 ]} بعض خصائص الهيدروجين لا تتناسب مع أيٍّ من المجموعتين: فهو ليس مؤكسدًا قويًا ولا مُختزلًا قويًا، كما أنه غير نشط كيميائيًا مع الماء . ^{[ 85 ]} يمتلك الهيدروجين خصائص تُشابه خصائص كلٍّ من الفلزات القلوية والهالوجينات، ولكنه لا يُطابق أيًّا من المجموعتين تمامًا، ولذا يصعب تحديد موقعه بناءً على تركيبه الكيميائي. ^{[ 84 ]} لذلك، في حين أن التوزيع الإلكتروني للهيدروجين في المجموعة 1 هو السائد، تُظهر بعض الترتيبات النادرة إما وجود الهيدروجين في المجموعة 17، ^{[ 86 ]} أو وجوده مُكررًا في كلتا المجموعتين 1 و17، ^{[ 87 ] [ 88 ]} أو وجوده مُنفصلًا عن جميع المجموعات. ^{[ 88 ] [ 89 ] [ 57 ]} ومع ذلك، فقد انتقد الكيميائي وفيلسوف العلوم إريك سكيري هذا الخيار الأخير ، على أساس أنه يُوحي بأن الهيدروجين فوق القانون الدوري تمامًا، على عكس جميع العناصر الأخرى. ^{[ 90 ]}

الهيليوم هو العنصر الوحيد الذي يشغل عادةً موقعًا في الجدول الدوري لا يتوافق مع بنيته الإلكترونية. فهو يحتوي على إلكترونين في غلافه الخارجي، بينما تحتوي الغازات النبيلة الأخرى على ثمانية إلكترونات؛ وهو عنصر من عناصر المجموعة s، بينما جميع الغازات النبيلة الأخرى عناصر من عناصر المجموعة p. ومع ذلك، فهو غير نشط كيميائيًا في الظروف القياسية، وغلافه الخارجي مكتمل: هذه الخصائص تشبه الغازات النبيلة في المجموعة 18، ​​ولكنها لا تشبه على الإطلاق الفلزات القلوية الترابية النشطة كيميائيًا في المجموعة 2. لهذه الأسباب، يُصنف الهيليوم عالميًا تقريبًا في المجموعة 18 ^{[ 6 ]} التي تتوافق خصائصه معها بشكل أفضل؛ ^{[ 57 ]} وقد رفض الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) في عام 1988 اقتراحًا بنقل الهيليوم إلى المجموعة 2 لهذه الأسباب. ^{[ 23 ]} ومع ذلك، لا يزال الهيليوم يُصنف أحيانًا في المجموعة 2 حتى اليوم، ^{[ 91 ]} وبعض خصائصه الفيزيائية والكيميائية أقرب إلى عناصر المجموعة 2 وتدعم تصنيفه الإلكتروني. ^{[ 83 ] [ 57 ]} يتبلور الهيليوم الصلب في بنية سداسية متراصة ، تتطابق مع البريليوم والمغنيسيوم في المجموعة 2، ولكن ليس مع الغازات النبيلة الأخرى في المجموعة 18. ^{[ 92 ]} أدت التطورات النظرية الحديثة في كيمياء الغازات النبيلة، والتي يُتوقع فيها أن يُظهر الهيليوم خمولًا أقل قليلًا من النيون وأن يُشكّل (HeO)(LiF) _₂ ببنية مشابهة لمركب البريليوم المماثل (ولكن دون وجود نظير متوقع للنيون)، إلى زيادة عدد الكيميائيين الذين يُؤيدون وضع الهيليوم في المجموعة 2. يرتبط هذا بالحجة الإلكترونية، حيث أن سبب خمول النيون الأكبر هو التنافر الناتج عن غلافه الإلكتروني p الممتلئ الذي يفتقر إليه الهيليوم، على الرغم من أنه من غير المرجح عمليًا أن تكون الجزيئات المحتوية على الهيليوم مستقرة خارج ظروف درجات الحرارة المنخفضة للغاية (حوالي 10 كلفن ). ^{[ 93 ] [ 94 ] [ 95 ] [ 96 ]} 

استُشهد بشذوذ الصف الأول في الجدول الدوري لدعم نقل الهيليوم إلى المجموعة الثانية. وينشأ هذا الشذوذ لأن المدار الأول من أي نوع صغير بشكل غير معتاد، إذ أنه على عكس نظائره الأعلى، لا يتعرض لتنافر إلكتروني من مدار أصغر من نفس النوع. وهذا ما يجعل ذرات الصف الأول في كل مجموعة صغيرة بشكل غير معتاد، وتميل هذه العناصر إلى إظهار أنواع مميزة من الشذوذات الخاصة بمجموعتها. وقد أشار بعض الكيميائيين الذين يدافعون عن إعادة تصنيف الهيليوم إلى أنه يُظهر شذوذات مماثلة إذا وُضع في المجموعة الثانية، ولكن ليس إذا وُضع في المجموعة الثامنة عشرة؛ من ناحية أخرى، يُظهر النيون، الذي سيكون أول عنصر في المجموعة الثامنة عشرة إذا أُزيل الهيليوم من ذلك الموقع، شذوذات مماثلة. ^{[ 93 ]} ويُقال بعد ذلك إن العلاقة بين الهيليوم والبريليوم تُشبه العلاقة بين الهيدروجين والليثيوم، وهو تصنيف أكثر قبولًا. ^{[ 94 ]} على سبيل المثال، بسبب هذا الاتجاه في أحجام المدارات، يُلاحظ فرق كبير في أنصاف الأقطار الذرية بين العنصرين الأول والثاني من كل مجموعة رئيسية في المجموعات 1 و13-17: يوجد هذا الفرق بين النيون والأرجون، وبين الهيليوم والبريليوم، ولكنه غير موجود بين الهيليوم والنيون. يؤثر هذا الأمر بشكل مماثل على درجات غليان الغازات النبيلة وذوبانها في الماء، حيث يكون الهيليوم قريبًا جدًا من النيون، ويظهر الفرق الكبير المميز بين أول عنصرين في المجموعة فقط بين النيون والأرجون. يؤدي نقل الهيليوم إلى المجموعة 2 إلى جعل هذا الاتجاه متسقًا في المجموعتين 2 و18 أيضًا، بجعل الهيليوم أول عنصر في المجموعة 2 والنيون أول عنصر في المجموعة 18: كلاهما يُظهر الخصائص المميزة للعنصر الأول المتناظر في المجموعة. ^{[ 97 ] [ 98 ]} ومع ذلك، يظل موقع الهيليوم في المجموعة 18 شبه عالمي نظرًا لخموله الشديد. ^{[ 99 ]} بالإضافة إلى ذلك، قد يُصادف في حالات نادرة جداول تُبقي كلاً من الهيدروجين والهيليوم خارج جميع المجموعات. ^{[ 89 ] [ 57 ] [ 58 ]}

في العديد من الجداول الدورية، يُزاح عنصر الفئة f بمقدار عنصر واحد إلى اليمين، بحيث يصبح اللانثانوم والأكتينيوم من عناصر الفئة d في المجموعة 3، بينما تُشكّل عناصر السيريوم-لوتيتيوم والثوريوم-لورنسيوم عناصر الفئة f. وبالتالي، تنقسم الفئة d إلى قسمين غير متساويين. هذا ناتج عن قياسات خاطئة سابقة لتوزيع الإلكترونات؛ أما القياسات الحديثة فهي أكثر اتساقًا مع الشكل الذي يضم اللوتيتيوم واللورنسيوم في المجموعة 3، ومع عناصر اللانثانوم-إيتربيوم والأكتينيوم-نورنيوم في الفئة f. ^{[ 25 ] [ 100 ]}

يمتلئ غلاف 4f في عنصر الإيتربيوم تمامًا، ولذلك اعتبر ليف لانداو وإيفجيني ليفشيتز عام 1948 أنه من غير الصحيح تصنيف اللوتيتيوم ضمن عناصر الفئة f. ^{[ 26 ]} لم يتطرقا بعد إلى استبعاد اللانثانوم من الفئة d أيضًا، لكن جون كوندو أدرك عام 1963 أن الموصلية الفائقة لللانثانوم عند درجات الحرارة المنخفضة تشير إلى نشاط غلاف 4f الخاص به. ^{[ 101 ]} في عام 1965، ربط ديفيد سي. هاميلتون هذه الملاحظة بموقعه في الجدول الدوري، وجادل بأن الفئة f يجب أن تتكون من العناصر La–Yb و Ac–No. ^{[ 64 ]} ومنذ ذلك الحين، دعمت الأدلة الفيزيائية والكيميائية والإلكترونية هذا التصنيف. ^{[ 25 ] [ 23 ] [ 100 ]} لفت ويليام ب. جنسن الانتباه إلى هذه المسألة على نطاق واسع في عام 1982، ^{[ 25 ]} وأيد تقرير الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) الصادر عام 1988 (عندما تم التوصية بأرقام المجموعات من 1 إلى 18) ^{[ 23 ]} وعام 2021 إعادة تصنيف اللوتيتيوم واللورنسيوم إلى المجموعة 3. ^{[ 24 ]} ومع ذلك، لا يزال هذا الاختلاف قائمًا لأن معظم مؤلفي الكتب الدراسية غير مدركين لهذه المسألة. ^{[ 25 ]}

يمكن أحيانًا مواجهة شكل ثالث حيث تُترك المساحات أسفل الإيتريوم في المجموعة 3 فارغة، مثل الجدول الذي يظهر على موقع IUPAC على الويب، ^{[ 6 ]} ولكن هذا يخلق تناقضًا مع ميكانيكا الكم من خلال جعل عرض الفئة f 15 عنصرًا (La–Lu و Ac–Lr) على الرغم من أن 14 إلكترونًا فقط يمكن أن تتناسب مع الغلاف الفرعي f. ^{[ 24 ]} علاوة على ذلك، يوجد بعض الالتباس في الأدبيات حول العناصر التي يُفترض أنها تنتمي إلى المجموعة 3. ^{[ 24 ] [ 33 ] [ 102 ] [ 103 ] [ 104 ]} في حين أشار تقرير الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية لعام 2021 إلى أن بعض ممارسي فرع متخصص من ميكانيكا الكم النسبية يركز على خصائص العناصر فائقة الثقل يدعمون استخدام فئات f بعرض 15 عنصرًا ، إلا أن رأي المشروع كان أن هذه المخاوف المرتبطة بالاهتمامات لا ينبغي أن تؤثر على كيفية عرض الجدول الدوري على "المجتمع الكيميائي والعلمي العام". ^{[ 24 ]} أوضح مؤلفون آخرون ممن ركزوا على العناصر فائقة الثقل أن "المدخل الخامس عشر من المجموعة f يمثل الخانة الأولى من المجموعة d التي تُترك فارغة للإشارة إلى مكان إدخال عناصر المجموعة f"، مما يعني أن هذا الشكل لا يزال يحتوي على اللوتيتيوم واللورنسيوم (المدخلان الخامس عشر المعنيان) كعناصر من المجموعة d في المجموعة 3. ^{[ 105 ]} في الواقع، عندما توسع منشورات الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) الجدول إلى 32 عمودًا، فإنها توضح ذلك وتضع اللوتيتيوم واللورنسيوم تحت الإيتريوم في المجموعة 3. ^{[ 106 ] [ 107 ]}

تُوجد في الأدبيات العلمية عدة حجج مؤيدة لتركيبة السكانديوم-الإيتريوم-اللانثانوم-الأكتينيوم، ^{[ 108 ] [ 109 ]} إلا أنها وُوجهت بتحدياتٍ لعدم اتساقها المنطقي. ^{[ 63 ] [ 28 ] [ 29 ]} فعلى سبيل المثال، قيل إن اللانثانوم والأكتينيوم لا يمكن أن يكونا من عناصر الفئة f لأنهما، كذراتٍ منفردة في الحالة الغازية، لم يبدآ بعدُ في ملء المدارات الفرعية f. ^{[ 110 ]} ولكن ينطبق الأمر نفسه على الثوريوم الذي لا يُشكك أحدٌ في كونه من عناصر الفئة f، ^{[ 24 ] [ 25 ]} وتتجاهل هذه الحجة مشكلةً أخرى: وهي أن المدارات الفرعية f تكتمل عند الإيتربيوم والنوبليوم، بما يتوافق مع تركيبة السكانديوم-الإيتريوم-اللوتيتيوم-اللورنسيوم، وليس عند اللوتيتيوم واللورنسيوم كما هو الحال في تركيبة السكانديوم-الإيتريوم-اللانثانوم-الأكتينيوم. ^{[ 111 ]} لا تقتصر أهمية هذه التكوينات الاستثنائية على كونها نادرة، ^{[ 111 ]} بل إنها لم تُعتبر قط ذات صلة بتحديد مواقع أي عناصر أخرى في الجدول الدوري: ففي الذرات الغازية، تكتمل مدارات d عند النحاس والبلاديوم والذهب، ولكن من المسلّم به عالميًا بين الكيميائيين أن هذه التكوينات استثنائية وأن مجموعة d تنتهي فعليًا وفقًا لقاعدة ماديلونغ عند الزنك والكادميوم والزئبق. ^{[ 33 ]} والحقيقة المهمة لتحديد المواقع ^{[ 38 ] [ 66 ]} هي أن اللانثانوم والأكتينيوم (مثل الثوريوم) يمتلكان  مدارات تكافؤ f يمكن شغلها في البيئات الكيميائية، بينما لا يمتلكها اللوتيتيوم واللورنسيوم: ^{[ 58 ] [ 112 ] [ 75 ]} إذ تقع مدارات f الخاصة بهما في النواة، ولا يمكن استخدامها في التفاعلات الكيميائية. ^{[ 65 ] [ 113 ]} وبالتالي، فإن العلاقة بين الإيتريوم واللانثانوم هي علاقة ثانوية بين عناصر لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ ولكن أنواع مختلفة من مدارات التكافؤ، مثل العلاقة بين الكروم واليورانيوم؛ بينما العلاقة بين الإيتريوم واللوتيتيوم هي علاقة أساسية، حيث يتشاركان في كل من عدد إلكترونات التكافؤ ونوع مدار التكافؤ. ^{[ 58 ]}

تاريخيًا، ظل الحجم الفيزيائي للذرات مجهولًا حتى أوائل القرن العشرين. نُشر أول تقدير محسوب لنصف قطر ذرة الهيدروجين بواسطة الفيزيائي آرثر هاس عام 1910، وكان هذا التقدير دقيقًا ضمن رتبة مقدارية واحدة (عامل 10) من القيمة المقبولة، وهي نصف قطر بور (~0.529 أنغستروم). في نموذجه، استخدم هاس تكوينًا إلكترونيًا أحاديًا قائمًا على النموذج الذري الكلاسيكي الذي اقترحه جيه جيه طومسون عام 1904، والذي يُعرف غالبًا بنموذج حلوى البرقوق . ^{[ 118 ]}

تعتمد أنصاف أقطار الذرات (حجم الذرات) على أحجام مداراتها الخارجية. ^{[ 97 ]} وهي تتناقص عمومًا بالانتقال من اليسار إلى اليمين على طول عناصر المجموعة الرئيسية، لأن الشحنة النووية تزداد بينما تبقى الإلكترونات الخارجية في نفس الغلاف. ومع ذلك، بالانتقال إلى أسفل العمود، تزداد أنصاف الأقطار عمومًا، لأن الإلكترونات الخارجية تكون في أغلفة أعلى وبالتالي أبعد عن النواة. ^{[ 32 ] [ 119 ]} الصف الأول من كل مجموعة صغير بشكل غير طبيعي، بسبب تأثير يسمى التناظر الكاينو أو التنافر البدائي: ^{[ 120 ]} لا توجد نظائر داخلية للأغلفة الفرعية 1s و2p ​​و3d و4f. على سبيل المثال، لا تتعرض مدارات 2p لتنافر قوي من مدارات 1s و2s، التي لها توزيعات شحنة زاوية مختلفة تمامًا، وبالتالي فهي ليست كبيرة جدًا؛ لكن مدارات 3p تتعرض لتنافر قوي من مدارات 2p، التي لها توزيعات شحنة زاوية متشابهة. وبالتالي، تتعرض المدارات الفرعية s وp وd وf الأعلى لتنافر قوي من نظائرها الداخلية، التي لها تقريبًا نفس التوزيع الزاوي للشحنة، ويجب أن تتمدد لتجنب ذلك. وهذا يُحدث اختلافات كبيرة بين عناصر 2p الصغيرة، التي تُفضل الروابط المتعددة ، وعناصر 3p الأكبر وعناصر p الأعلى، التي لا تُفضلها. ^{[ 97 ]} وتظهر شذوذات مماثلة لعناصر 1s و2p ​​و3d و4f، وعناصر 5g الافتراضية : ^{[ 121 ]} وتكون درجة هذا الشذوذ في الصف الأول أعلى ما يمكن لعناصر الفئة s، ومتوسطة لعناصر الفئة p، وأقل وضوحًا لعناصر الفئتين d وf. ^{[ 122 ]}

في العناصر الانتقالية، يمتلئ الغلاف الداخلي، لكن حجم الذرة لا يزال محددًا بالإلكترونات الخارجية. يعوض ازدياد الشحنة النووية عبر السلسلة وازدياد عدد الإلكترونات الداخلية للحماية بعضهما بعضًا، لذا يكون الانخفاض في نصف القطر أقل. ^{[ 119 ]} ذرات 4p و5d، التي ظهرت مباشرةً بعد تقديم أنواع جديدة من السلاسل الانتقالية، أصغر مما كان متوقعًا، ^{[ 123 ]} لأن الأغلفة الفرعية 3d و4f المضافة في النواة لا توفر سوى حماية غير كاملة للشحنة النووية للإلكترونات الخارجية. لذا، على سبيل المثال، ذرات الغاليوم أصغر قليلًا من ذرات الألومنيوم. ^{[ 97 ]} إلى جانب التناظر الكاينو، ينتج عن ذلك فرق بين الدورات الزوجية والفردية (باستثناء المجموعة s) ^{[ k ]} ، يُعرف أحيانًا بالدورية الثانوية: العناصر في الدورات الزوجية لها أنصاف أقطار ذرية أصغر وتفضل فقدان عدد أقل من الإلكترونات، بينما تختلف العناصر في الدورات الفردية (باستثناء الدورة الأولى) في الاتجاه المعاكس. فعلى سبيل المثال، تُظهر العديد من خصائص عناصر المجموعة p اتجاهًا متعرجًا بدلًا من اتجاه منتظم على طول المجموعة. فعلى سبيل المثال، يصل الفوسفور والأنتيمون في الدورات الفردية من المجموعة 15 بسهولة إلى حالة الأكسدة +5، بينما يفضل النيتروجين والزرنيخ والبزموت في الدورات الزوجية البقاء عند +3. ^{[ 122 ] [ 124 ]} وينطبق وضع مماثل على عناصر المجموعة d، حيث تكون ذرات اللوتيتيوم إلى التنجستن أصغر قليلًا من ذرات الإيتريوم إلى الموليبدينوم على التوالي. ^{[ 125 ] [ 126 ]}

تُقارب ذرات الثاليوم والرصاص في الحجم ذرات الإنديوم والقصدير على التوالي، ولكن من البزموت إلى الرادون، تكون ذرات المدار 6p أكبر من ذرات المدار 5p المناظرة لها. يحدث هذا لأنه عندما تصبح نواة الذرة مشحونة بشدة، تصبح النسبية الخاصة ضرورية لتقييم تأثير النواة على السحابة الإلكترونية. تؤدي هذه التأثيرات النسبية إلى اختلاف خصائص العناصر الثقيلة بشكل متزايد مقارنةً بنظائرها الأخف في الجدول الدوري. يقسم تفاعل الدوران المداري الغلاف الفرعي p  :  حيث يستقر مدار p واحد نسبيًا وينكمش (وهو ما يملأ الثاليوم والرصاص)، بينما يتفكك المداران الآخران (اللذان يملآن البزموت حتى الرادون) نسبيًا ويتمددان. ^{[ 97 ]} كما تفسر التأثيرات النسبية سبب كون الذهب ذهبيًا والزئبق سائلًا في درجة حرارة الغرفة. ^{[ 127 ] [ 128 ]} من المتوقع أن تزداد قوتها بشكل كبير في أواخر الدورة السابعة، مما قد يؤدي إلى انهيار الدورية. ^{[ 129 ]} لا تُعرف التوزيعات الإلكترونية بوضوح إلا حتى العنصر 108 ( الهسيوم )، ولم تُجرَ التجارب الكيميائية لما بعد العنصر 108 إلا للعناصر من 112 ( الكوبرنيسيوم ) إلى 115 ( الموسكوفيوم )، لذا لا يزال التوصيف الكيميائي لأثقل العناصر موضوعًا للبحث الحالي. ^{[ 130 ] [ 131 ]}

يُلاحظ اتجاه تناقص نصف القطر الذري من اليسار إلى اليمين في أنصاف الأقطار الأيونية أيضًا ، وإن كان من الصعب دراسته لأن الأيونات الأكثر شيوعًا للعناصر المتتالية تختلف عادةً في الشحنة. تتناقص أحجام الأيونات ذات التوزيع الإلكتروني نفسه مع ازدياد عددها الذري، نتيجةً لزيادة التجاذب من النواة الأكثر إيجابية الشحنة؛ فعلى سبيل المثال، تتناقص أنصاف الأقطار الأيونية في السلسلة Se²⁻ ^{، Br⁻، Rb⁺، Sr²⁺، Y³⁺، Zr⁴⁺، Nb⁵⁺ ، Mo⁶⁺} ، ^Tc⁷⁺ . وتصغر أيونات ^العنصر نفسه ^مع فقدان ^المزيد من ^{الإلكترونات} ، ^لأن التجاذب من النواة يبدأ بالتغلب على التنافر بين الإلكترونات الذي يتسبب في تمدد السحب الإلكترونية؛ فعلى سبيل المثال، تتناقص أنصاف الأقطار الأيونية في السلسلة ^V²⁺ ، ^V³⁺ ، ^V⁴⁺ ، ^V⁵⁺ . ^{[ 132 ]}

طاقة التأين الأولى للذرة هي الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون منها. وتختلف هذه الطاقة باختلاف نصف قطر الذرة: إذ تزداد طاقة التأين من اليسار إلى اليمين ومن الأسفل إلى الأعلى، لأن الإلكترونات الأقرب إلى النواة تكون مرتبطة بها بقوة أكبر ويصعب إزالتها. ولذلك، تكون طاقة التأين في أدنى مستوياتها عند العنصر الأول في كل دورة - الهيدروجين والفلزات القلوية - ثم ترتفع عمومًا حتى تصل إلى الغاز النبيل في الطرف الأيمن من الدورة. ^{[ 32 ]} وهناك بعض الاستثناءات لهذه القاعدة، مثل الأكسجين، حيث يكون الإلكترون المراد إزالته مزدوجًا، وبالتالي فإن التنافر بين الإلكترونات يجعل إزالته أسهل مما هو متوقع. ^{[ 133 ]}

في سلسلة العناصر الانتقالية، تُفقد الإلكترونات الخارجية بشكل تفضيلي حتى مع امتلاء المدارات الداخلية. على سبيل المثال، في سلسلة 3d، تُفقد إلكترونات 4s أولًا على الرغم من امتلاء مدارات 3d. يُعوض تأثير الحجب الناتج عن إضافة إلكترون 3d إضافي تقريبًا الزيادة في الشحنة النووية، وبالتالي تظل طاقات التأين ثابتة في الغالب، على الرغم من وجود زيادة طفيفة خاصة في نهاية كل سلسلة انتقالية. ^{[ 134 ]}

بما أن ذرات المعادن تميل إلى فقدان الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية، فإن طاقة التأين ترتبط عمومًا بالتفاعلية الكيميائية، على الرغم من وجود عوامل أخرى مؤثرة أيضًا. ^{[ 134 ]}

الخاصية المقابلة لطاقة التأين هي الألفة الإلكترونية ، وهي الطاقة المنطلقة عند إضافة إلكترون إلى الذرة. ^{[ 135 ]} ينجذب الإلكترون المارّ إلى الذرة بسهولة أكبر إذا شعر بجاذبية النواة بقوة أكبر، وخاصةً إذا كان هناك مدار خارجي غير مكتمل متاح لاستيعابه. لذلك، تميل الألفة الإلكترونية إلى الزيادة من الأسفل إلى الأعلى ومن اليسار إلى اليمين. الاستثناء هو العمود الأخير، الغازات النبيلة، التي تمتلك غلافًا إلكترونيًا مكتملًا ولا يوجد بها مكان لإلكترون آخر. هذا ما يُعطي الهالوجينات في العمود قبل الأخير أعلى الألفة الإلكترونية. ^{[ 32 ]}

بعض الذرات، مثل الغازات النبيلة، لا تمتلك ألفة إلكترونية: فهي لا تستطيع تكوين أنيونات مستقرة في الحالة الغازية. ^{[ 136 ]} (يمكنها تكوين رنينات شبه مستقرة إذا وصل الإلكترون الوارد بطاقة حركية كافية، ولكن هذه الرنينات تنفصل تلقائيًا وبسرعة حتمًا : على سبيل المثال، يبلغ عمر أطول مستوى He− ^حوالي 359  ميكروثانية.) ^{[ 137 ]} تتميز الغازات النبيلة بطاقات تأين عالية وانعدام الألفة الإلكترونية، لذا فهي لا تميل كثيرًا إلى اكتساب أو فقدان الإلكترونات، وهي عمومًا غير نشطة كيميائيًا. ^{[ 32 ]}

توجد بعض الاستثناءات لهذه الاتجاهات: فالأكسجين والفلور لهما ألفة إلكترونية أقل من نظيريهما الأثقل، الكبريت والكلور، لأنهما ذرتان صغيرتان، وبالتالي فإن الإلكترون المضاف حديثًا سيتعرض لتنافر كبير من الإلكترونات الموجودة بالفعل. وبالنسبة للعناصر اللافلزية، ترتبط الألفة الإلكترونية بالنشاط الكيميائي إلى حد ما، ولكن ليس بشكل كامل لوجود عوامل أخرى مؤثرة. فعلى سبيل المثال، للفلور ألفة إلكترونية أقل من الكلور (بسبب التنافر الإلكتروني الشديد لذرة الفلور الصغيرة جدًا)، ولكنه أكثر نشاطًا كيميائيًا. ^{[ 135 ]}

أكسيد الرصاص (II) (PbO، على اليسار) وأكسيد الرصاص (IV) (PbO2 _، على اليمين)، وهما أكسيدان مستقران للرصاص

يمكن تعريف تكافؤ العنصر إما بعدد ذرات الهيدروجين التي يمكنها الاتحاد معه لتكوين هيدريد ثنائي بسيط، أو بضعف عدد ذرات الأكسجين التي يمكنها الاتحاد معه لتكوين أكسيد ثنائي بسيط (أي ليس بيروكسيدًا أو فوق أكسيد ). ^{[ 111 ]} يرتبط تكافؤ عناصر المجموعات الرئيسية ارتباطًا مباشرًا برقم المجموعة: تتبع الهيدريدات في المجموعات الرئيسية 1-2 و13-17 الصيغ MH، MH₂، MH₃ _، MH₄ _، MH₃ _{، MH₂ ،} وأخيرًا _{MH .} أما _{الأكاسيد} الأعلى تكافؤًا فتزداد في التكافؤ، وتتبع الصيغ M₂O _، MO _{، M₂O₃} ، MO₂ ، _M₂O₅ ، _MO₃ ، _M₂O₇ . ^{[ ل ]} اليوم، تم توسيع مفهوم التكافؤ ليشمل مفهوم حالة الأكسدة ، وهي الشحنة الرسمية المتبقية على عنصر ما عندما تتم إزالة جميع العناصر الأخرى في المركب على شكل أيوناتها. ^{[ 114 ]}

يُشير التوزيع الإلكتروني إلى تفسيرٍ واضحٍ لعدد الإلكترونات المتاحة للترابط؛ ^{[ 114 ]} في الواقع، يبدأ عدد إلكترونات التكافؤ من 1 في المجموعة 1، ثم يزداد باتجاه يمين الجدول الدوري، ولا يعود إلى 3 إلا مع بداية كل مجموعة جديدة. وهكذا، في الدورة 6، تمتلك العناصر من السيزيوم إلى الباريوم من 1 إلى 2 إلكترون تكافؤ؛ ومن اللانثانوم إلى الإيتربيوم من 3 إلى 16 إلكترونًا؛ ومن اللوتيتيوم إلى الزئبق من 3 إلى 12 إلكترونًا؛ ومن الثاليوم إلى الرادون من 3 إلى 8 إلكترونات. ^{[ 113 ]} مع ذلك، باتجاه يمين مجموعتي d وf، لا يُمكن الوصول إلى الحد الأقصى النظري المُقابل لاستخدام جميع إلكترونات التكافؤ؛ ^{[ 138 ]} وينطبق الأمر نفسه على الأكسجين والفلور والغازات النبيلة الخفيفة حتى الكريبتون. ^{[ 139 ]}

يتطلب التفسير الكامل مراعاة الطاقة المنطلقة عند تكوين مركبات ذات تكافؤات مختلفة، بدلاً من الاكتفاء بالنظر إلى التوزيع الإلكتروني فقط. ^{[ 140 ]} على سبيل المثال، يُكوّن المغنيسيوم أيونات Mg²⁺ ^بدلاً من Mg⁺ ^عند ذوبانه في الماء، لأن الأخيرة تتفكك تلقائيًا إلى أيونات Mg⁰ ^و Mg²⁺ ^. ويعود ذلك إلى أن إنثالبي التميؤ (إحاطة الأيون بجزيئات الماء) يزداد مع زيادة شحنة الأيون ونصف قطره. في Mg⁺ ^، لا يزال المدار الخارجي (الذي يحدد نصف القطر الأيوني) هو 3s، لذا فإن إنثالبي التميؤ صغير وغير كافٍ لتعويض الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون؛ ولكن التأين مرة أخرى إلى Mg²⁺ ^يكشف عن الغلاف الفرعي 2p، مما يجعل إنثالبي التميؤ كبيرًا بما يكفي لتكوين مركبات المغنيسيوم (II). ولأسباب مماثلة، تميل حالات الأكسدة الشائعة لعناصر المجموعة p الأثقل (حيث تصبح طاقة إلكترونات ns أقل من طاقة إلكترونات np) إلى التغير بمقدار 2، لأن ذلك ضروري لكشف غلاف فرعي داخلي وتقليل نصف القطر الأيوني (على سبيل المثال، يكشف Tl ⁺ عن 6s، ويكشف Tl3 ⁺ عن 5d، لذا بمجرد أن يفقد الثاليوم إلكترونين، فإنه يميل إلى فقدان الثالث أيضًا). ويمكن استخدام حجج مماثلة تستند إلى تهجين المدارات لعناصر المجموعة p الأقل كهرسلبية. ^{[ 141 ] [ m ]}

بالنسبة للمعادن الانتقالية، تكون حالات الأكسدة الشائعة دائمًا تقريبًا +2 على الأقل لأسباب مماثلة (كشف 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 انتقال الإلكترون الثاني من الغلاف الفرعي s إلى الغلاف الفرعي d لا يُغير طاقة تأينه بشكل ملحوظ. ^{[ 143 ]} ولأن تأيين المعادن الانتقالية بشكل أكبر لا يكشف عن أي أغلفة فرعية داخلية جديدة، فإن حالات أكسدتها تميل إلى التغير بخطوات مقدارها 1. ^{[ 141 ]} تُظهر اللانثانيدات والأكتينيدات المتأخرة عمومًا حالة أكسدة مستقرة +3، حيث تُزال إلكترونات s الخارجية ثم (عادةً) إلكترون واحد من  مدارات (n−2)f، التي تُشابه في طاقتها مدارات ns. ^{[ 144 ]} تميل حالات الأكسدة الشائعة والقصوى لعناصر الفئتين d و f إلى الاعتماد على طاقات التأين. فمع ازدياد فرق الطاقة بين مدارات (n−1)d و ns على امتداد كل سلسلة انتقالية، يصبح تأيين المزيد من الإلكترونات أقل ملاءمة من الناحية الطاقية. لذا، تميل مجموعات الفلزات الانتقالية المبكرة إلى تفضيل حالات الأكسدة الأعلى، بينما تصبح حالة الأكسدة +2 أكثر استقرارًا لمجموعات الفلزات الانتقالية المتأخرة. وبالتالي، تزداد أعلى حالة أكسدة رسمية من +3 في بداية كل صف من صفوف الفئة d، إلى +7 أو +8 في المنتصف (مثل _OsO4 ) ، ثم تنخفض إلى +2 في النهاية. ^{[ 143 ]} عادةً ما تمتلك اللانثانيدات والأكتينيدات المتأخرة طاقات تأين رابعة عالية، وبالتالي نادرًا ما تتجاوز حالة الأكسدة +3، في حين أن الأكتينيدات المبكرة تمتلك طاقات تأين رابعة منخفضة، ولذا يمكن أن يصل النبتونيوم والبلوتونيوم، على سبيل المثال، إلى +7. ^{[ 111 ] [ 143 ] [ 144 ]} تتجاوز الأكتينيدات الأخيرة اللانثانيدات في حالات الأكسدة المنخفضة: يُختزل المندليفيوم بسهولة أكبر إلى الحالة +2 من الثوليوم أو حتى اليوروبيوم (اللانثانيد ذو الحالة +2 الأكثر استقرارًا، نظرًا لغلافه الإلكتروني f نصف الممتلئ)، ويفضل النوبليوم الحالة +2 على الحالة +3، على عكس الإيتربيوم. ^{[ 54 ]}

بما أن العناصر في المجموعة نفسها تشترك في نفس التوزيع الإلكتروني للتكافؤ، فإنها عادةً ما تُظهر سلوكًا كيميائيًا متشابهًا. على سبيل المثال، تحتوي جميع الفلزات القلوية في المجموعة الأولى على إلكترون تكافؤ واحد، وتشكل فئة متجانسة جدًا من العناصر: فهي جميعًا فلزات لينة ونشطة. مع ذلك، هناك العديد من العوامل المؤثرة، وقد تكون المجموعات غير متجانسة إلى حد كبير. على سبيل المثال، يحتوي الهيدروجين أيضًا على إلكترون تكافؤ واحد، وهو في المجموعة نفسها مع الفلزات القلوية، لكن سلوكه الكيميائي مختلف تمامًا. تتألف العناصر المستقرة في المجموعة 14 من لا فلز ( الكربون )، وشبه موصلين ( السيليكون والجرمانيوم )، وفلزين ( القصدير والرصاص ) ؛ ومع ذلك ، فهي تتحد بوجود أربعة إلكترونات تكافؤ. ^{[ 145 ]} غالبًا ما يؤدي هذا إلى تشابه في حالات الأكسدة القصوى والدنيا (على سبيل المثال، _{الكبريت} والسيلينيوم في المجموعة 16 لهما حالة أكسدة قصوى +6، كما في SO3 و SeO3 ، وحالة أكسدة دنيا -2، كما في الكبريتيدات والسيلينيدات )؛ ولكن ليس دائمًا (على سبيل المثال، _من غير المعروف أن الأكسجين يشكل حالة أكسدة +6، على الرغم من كونه في نفس المجموعة مع الكبريت والسيلينيوم). ^{[ 58 ]}

من الخصائص المهمة الأخرى للعناصر كهرسلبيتها . تستطيع الذرات تكوين روابط تساهمية فيما بينها عن طريق مشاركة الإلكترونات في أزواج، مما يُنشئ تداخلًا في مدارات التكافؤ. وتعتمد درجة جذب كل ذرة لزوج الإلكترونات المشترك على كهرسلبيتها ^{[ 146 ]} ، أي ميل الذرة لاكتساب أو فقدان الإلكترونات. ^{[ 32 ]} تميل الذرة الأكثر كهرسلبية إلى جذب زوج الإلكترونات بشكل أكبر، بينما تميل الذرة الأقل كهرسلبية (أو الأكثر كهرجابية) إلى جذبه بشكل أقل. في الحالات القصوى، يمكن اعتبار الإلكترون وكأنه انتقل بالكامل من الذرة الأكثر كهرجابية إلى الذرة الأكثر كهرسلبية، مع العلم أن هذا تبسيط للأمر. عندئذٍ، تربط الرابطة أيونين، أحدهما موجب (فقد الإلكترون) والآخر سالب (اكتسبه)، وتُسمى هذه الرابطة رابطة أيونية . ^{[ 32 ]}

تعتمد الكهرسلبية على مدى قدرة النواة على جذب زوج من الإلكترونات، ولذا فهي تُظهر تغيراً مشابهاً للخصائص الأخرى التي نوقشت سابقاً: تميل الكهرسلبية إلى الانخفاض من أعلى إلى أسفل، وإلى الارتفاع من اليسار إلى اليمين. تُعدّ الفلزات القلوية والقلوية الترابية من بين أكثر العناصر إيجابيةً كهربائياً، بينما تُعدّ الكالكوجينات والهالوجينات والغازات النبيلة من بين أكثرها كهرسلبية. ^{[ 146 ]}

تُقاس الكهرسلبية عمومًا بمقياس باولينغ، حيث تُعطى الذرة الأكثر كهرسلبية ونشاطًا ( الفلور ) كهرسلبية 4.0، بينما تُعطى الذرة الأقل كهرسلبية ( السيزيوم ) كهرسلبية 0.79. ^{[ 32 ]} في الواقع ، يُعد النيون العنصر الأكثر كهرسلبية، لكن مقياس باولينغ لا يستطيع قياس كهرسلبيته لأنه لا يُكوّن روابط تساهمية مع معظم العناصر. ^{[ 147 ]}

تتفاوت الكهرسلبية للعنصر تبعًا لهوية وعدد الذرات المرتبطة به، بالإضافة إلى عدد الإلكترونات التي فقدها: تزداد كهرسلبية الذرة كلما فقدت المزيد من الإلكترونات. ^{[ 146 ]} وهذا يُحدث فرقًا كبيرًا في بعض الأحيان: فالرصاص في حالة الأكسدة +2 تبلغ كهرسلبيته 1.87 على مقياس باولينغ، بينما تبلغ كهرسلبيته 2.33 في حالة الأكسدة +4. ^{[ 148 ]}

المادة البسيطة هي مادة تتكون من ذرات عنصر كيميائي واحد. تميل المواد البسيطة للذرات الأكثر كهرسلبية إلى مشاركة الإلكترونات (تكوين روابط تساهمية) فيما بينها. وهي تُشكّل إما جزيئات صغيرة (مثل الهيدروجين أو الأكسجين) أو هياكل عملاقة تمتد بلا حدود (مثل الكربون أو السيليكون). أما الغازات النبيلة فتبقى على شكل ذرات منفردة، لأنها تمتلك غلافًا إلكترونيًا مكتملًا. ^{[ 32 ]} تترابط المواد المكونة من جزيئات منفصلة أو ذرات منفردة بقوى تجاذب أضعف بين الجزيئات، مثل قوة تشتت لندن : فعندما تتحرك الإلكترونات داخل الجزيئات، تُحدث اختلالات مؤقتة في الشحنة الكهربائية، مما يُحدث اختلالات مماثلة في الجزيئات المجاورة ويُؤدي إلى حركات متزامنة للإلكترونات عبر العديد من الجزيئات المتجاورة. ^{[ 150 ]}

تميل الذرات الأكثر كهرجابية إلى فقدان الإلكترونات، مما يُنشئ "بحرًا" من الإلكترونات يحيط بالكاتيونات. ^{[ 32 ]} تتداخل المدارات الخارجية لذرة واحدة لتشارك الإلكترونات مع جميع جيرانها، مُشكلةً بنيةً عملاقةً من المدارات الجزيئية تمتد على جميع الذرات. ^{[ 151 ]} يجذب هذا "البحر" ذو الشحنة السالبة جميع الأيونات ويُبقيها مُرتبطةً برابطةٍ فلزية . تُسمى العناصر التي تُشكل مثل هذه الروابط عادةً بالفلزات ؛ أما تلك التي لا تُشكلها فتُسمى عادةً باللافلزات . ^{[ 32 ]} يُمكن لبعض العناصر أن تُشكل مواد بسيطة متعددة ذات بنى مختلفة: تُسمى هذه المواد بالمتآصلات . على سبيل المثال، الماس والجرافيت هما متآصلان للكربون. ^{[ 145 ] [ ن ]}

يمكن التنبؤ بالخاصية المعدنية لعنصر ما من خلال خصائصه الإلكترونية. فعندما تتداخل المدارات الذرية أثناء تكوين الروابط المعدنية أو التساهمية، فإنها تُنشئ مدارات جزيئية رابطة وغير رابطة متساوية في السعة، وتكون المدارات غير الرابطة ذات طاقة أعلى. وتتحقق الخاصية الرابطة الصافية عندما يكون عدد الإلكترونات في المدارات الرابطة أكبر من عددها في المدارات غير الرابطة. وبالتالي، تكون الرابطة المعدنية ممكنة عندما يكون عدد الإلكترونات غير المتمركزة في كل ذرة أقل من ضعف عدد المدارات المساهمة في التداخل. وهذا هو الحال بالنسبة للعناصر في المجموعات من 1 إلى 13؛ كما أن لديها عددًا قليلًا جدًا من إلكترونات التكافؤ لتكوين هياكل تساهمية عملاقة حيث تشغل جميع الذرات مواقع متكافئة، ولذلك فإن معظمها معدني. والاستثناءات هي الهيدروجين والبورون، اللذان يمتلكان طاقة تأين عالية جدًا. ولذلك، يُكوّن الهيدروجين جزيء H₂ تساهميًا _، ويُكوّن البورون هيكلًا تساهميًا عملاقًا قائمًا على تجمعات B₁₂ ذات الشكل _{العشرين} السطوح . في المعدن، تتداخل طاقات المدارات الرابطة والمدارات المضادة للترابط، مما يخلق نطاقًا واحدًا يمكن للإلكترونات أن تتدفق من خلاله بحرية، مما يسمح بالتوصيل الكهربائي. ^{[ 153 ]}

في المجموعة 14، يصبح كل من الترابط المعدني والتساهمي ممكنًا. في بلورة الماس، تكون الروابط التساهمية بين ذرات الكربون قوية، نظرًا لصغر نصف قطرها الذري، مما يُتيح للنواة احتفاظًا أكبر بالإلكترونات. ونتيجةً لذلك، تكون مدارات الترابط الناتجة أقل طاقةً بكثير من مدارات التضاد، ولا يوجد تداخل بينهما، مما يجعل التوصيل الكهربائي مستحيلاً: فالكربون عنصر لا فلزي. مع ذلك، يضعف الترابط التساهمي في الذرات الأكبر حجمًا، ويقلّ الفارق الطاقي بين مدارات الترابط والتضاد. لذلك، يتميز السيليكون والجرمانيوم بفجوات طاقة أصغر ، وهما شبه موصلين في الظروف المحيطة: إذ يمكن للإلكترونات عبور الفجوة عند إثارتها حراريًا. (البورون أيضًا شبه موصل في الظروف المحيطة). تختفي فجوة الطاقة في القصدير، فيصبح القصدير والرصاص عنصرين فلزيين. ^{[ 153 ]} مع ارتفاع درجة الحرارة، تكتسب جميع العناصر اللافلزية بعض خصائص أشباه الموصلات، بدرجات متفاوتة تبعًا لحجم فجوة الطاقة. وبالتالي، يمكن التمييز بين المعادن واللافلزات من خلال اعتماد موصليتها الكهربائية على درجة الحرارة: تنخفض موصلية المعدن مع ارتفاع درجة الحرارة (لأن الحركة الحرارية تجعل تدفق الإلكترونات بحرية أكثر صعوبة)، بينما ترتفع موصلية اللافلز (حيث يمكن إثارة المزيد من الإلكترونات لعبور فجوة الطاقة). ^{[ 154 ]}

تحتوي العناصر في المجموعات من 15 إلى 17 على عدد كبير جدًا من الإلكترونات بحيث لا يمكنها تكوين جزيئات تساهمية عملاقة تمتد في الأبعاد الثلاثة. أما بالنسبة للعناصر الأخف، فإن الروابط في الجزيئات ثنائية الذرة الصغيرة قوية جدًا لدرجة أن الطور المكثف غير مفضل: ولذلك، فإن النيتروجين (N₂ ₎ ، والأكسجين (O₂ ₎ ، والفوسفور الأبيض والزرنيخ الأصفر (P₄ _و As₄ ₎ ، والكبريت والسيلينيوم الأحمر (S₈ _و Se₈ ₎ ، والهالوجينات المستقرة (F₂ _و Cl₂ _و Br₂ _و I₂ ₎ تُكوّن بسهولة جزيئات تساهمية ذات عدد قليل من الذرات. أما العناصر الأثقل، فتميل إلى تكوين سلاسل طويلة (مثل الفوسفور الأحمر، والسيلينيوم الرمادي، والتيلوريوم) أو هياكل طبقية (مثل الكربون على شكل جرافيت، والفوسفور الأسود، والزرنيخ الرمادي، والأنتيمون، والبزموت) التي تمتد في بُعد واحد أو بُعدين فقط بدلًا من ثلاثة أبعاد. يمكن إيجاد كلا النوعين من البنى على شكل متآصلات للفوسفور والزرنيخ والسيلينيوم، مع أن المتآصلات ذات السلاسل الطويلة أكثر استقرارًا في العناصر الثلاثة. ولأن هذه البنى لا تستخدم جميع مداراتها للترابط، فإنها تُنتج نطاقات ترابطية وغير ترابطية ومضادة للترابط، مرتبةً حسب تزايد الطاقة. وكما هو الحال في المجموعة 14، تتقلص فجوات الطاقة للعناصر الأثقل، مما يُتيح حركة الإلكترونات بحرية بين السلاسل أو الطبقات. فعلى سبيل المثال، يُعد كل من الفوسفور الأسود والزرنيخ الأسود والسيلينيوم الرمادي والتيلوريوم واليود أشباه موصلات؛ بينما يُعد الزرنيخ الرمادي والأنتيمون والبزموت أشباه فلزات (تُظهر توصيلًا شبه فلزي، مع تداخل نطاقي ضئيل جدًا)؛ أما البولونيوم، وربما الأستاتين، فهما فلزات حقيقية. ^{[ 153 ]} وأخيرًا، تبقى جميع عناصر المجموعة 18 الطبيعية على شكل ذرات منفردة. ^{[ 153 ] [ o ]}

يفصل بين الفلزات واللافلزات خط قطري تقريبًا من أعلى اليسار إلى أسفل اليمين، وتظهر عناصر السلسلة الانتقالية على يسار هذا الخط (نظرًا لوجود العديد من المدارات المتاحة للتداخل). وهذا أمر متوقع، إذ تميل الفلزية إلى الارتباط بالكهروإيجابية وقابلية فقدان الإلكترونات، والتي تزداد من اليمين إلى اليسار ومن الأعلى إلى الأسفل. ولذلك، يفوق عدد الفلزات عدد اللافلزات بكثير. يصعب تصنيف العناصر القريبة من هذا الخط الفاصل: فهي تميل إلى امتلاك خصائص متوسطة بين خصائص الفلزات واللافلزات، وقد تمتلك بعض الخصائص المميزة لكليهما. وغالبًا ما تُسمى أشباه الفلزات أو أشباه المعادن . ^{[ 32 ]} يجب عدم الخلط بين مصطلح "شبه فلز" المستخدم بهذا المعنى ومعناه الفيزيائي الدقيق المتعلق ببنية النطاقات: فالبزموت شبه فلز فيزيائيًا، ولكنه يُعتبر عمومًا فلزًا من قِبل الكيميائيين. ^{[ 156 ]}

يُبيّن الجدول التالي أكثر الأشكال التآصلية استقرارًا في الظروف القياسية. تُشكّل العناصر الملونة باللون الأصفر موادًا بسيطة تتميز بروابطها المعدنية. أما العناصر الملونة باللون الأزرق الفاتح فتُشكّل هياكل تساهمية شبكية عملاقة، بينما تُشكّل العناصر الملونة باللون الأزرق الداكن جزيئات صغيرة مرتبطة بروابط تساهمية، وتترابط فيما بينها بقوى فان دير فالس الأضعف . الغازات النبيلة ملونة باللون البنفسجي: جزيئاتها عبارة عن ذرات منفردة، ولا توجد فيها روابط تساهمية. الخلايا الرمادية مخصصة للعناصر التي لم تُحضّر بكميات كافية لتوصيف أكثر أشكالها التآصلية استقرارًا بهذه الطريقة. تشير الاعتبارات النظرية والأدلة التجريبية الحالية إلى أن جميع هذه العناصر ستتحول إلى فلزات إذا تمكنت من تكوين أطوار مكثفة، ^{[ 153 ]} باستثناء الأوغانيسون ربما. ^{[ 157 ] [ ص ]}