周期表的創造史
十八世紀時，人們僅知道氫、鐵、銅等少數元素，到了十九世紀初，也只多發現數十個元素。一開始，根本沒有人認為這些元素會因為某些特別因素而可以有條理地集合在一起。但不可思議地，周期表就這麼孕育出來了，其間蘊含了無數科學家的努力。
周期表的先驅者，德國化學家杜布萊那（Johann Döbereiner）是第一個認真考慮元素之間親戚關係的人。他將元素分成三個一組，這些三個一組的元素的物理及化學性質近似，但他們有一個最重要的特徵：居中者的原子量是兩邊元素的原子量平均。例如，鈣、鍶、鋇，即是所謂的三元素組。
一八五○到一八六五年間，陸續發現許多新元素，對原子量的測定亦有更新且精確的方法。因此，科學家開始質疑這些元素間是否有某種程度的規律性。首先提出整體模式的是法國地質學家德尚寇特斯（Béguyer de Chancourtois），他在一八六二年企圖以螺旋方式將二十四個元素排列在圓筒上。一八六四年，英國化學家鈕蘭茲（John Newlands）發現若將元素依原子量增加的順序排列時，每八個元素後就會出現性質相似的元素，像音階的八音律一樣，應用於化學上稱之為八元律。一八六四年，德國化學家邁耶（Julius Lothar Meyer）發現，一元素與另一元素形成化合物的容易度，會隨著原子量呈現周期性的變化。
這個時候，在聖彼得堡，有一位俄國的化學家門得列夫（Demitri Mendeleev），他一直尋求能將六十一個化學元素統一起來的化學關係。在找尋的同時，門得列夫亦勇敢地聆聽自己內在的聲音，因而推斷應該有很多元素尚未發現，所以周期律中應該有很多空格等待新元素的到來，而不勉強在現今就將其完成。門得列夫認為原子量是元素唯一的基本特性，於是按照原子量遞增的順序來排列元素（水平的列），必要時留下空格以符合相同性質的元素列於同一行（垂直的行，即為現今周期表中的「族」）的原則。在排列的過程中，他還努力進行順序的修正，也因此他的另一貢獻在於沒有被當時幾個錯誤原子量所誤導，堅持同性質的元素應列在同一直行的原則，成功地將元素分配到適當的家族中。雖然門得列夫所製出的周期表與我們現今通行的周期表有點不同，不過這卻是當時首次有組織的嘗試，故他被公認為周期表的創始者。多年來，經由科學家不斷地提出修正及發現新的元素，而呈現出現今你我所知道的周期表。
現代周期表導覽
一九一二年，英國的年輕物理學家莫士勒（Henry G.J. Moseley）觀測由元素所放射出的Ｘ射線的特性頻率，提出以原子序代替原子量來排列周期表。
原子序指的是元素原子核中的質子個數，也就是中性原子外圍的電子個數，如只有單一質子的氫，原子序就是1，而氦有二個質子，原子序則為2，依此類推。
周期表共分為七個周期（橫列），每一周期的最後一個元素都是屬於惰性氣體或稱為鈍氣，其化性十分穩定。第一周期只有氫和氦2個元素，第二和第三周期各有8個元素，第四和第五周期各有18個元素，第六周期則有32個元素，第七周期目前只有23個元素（完成的話，應有32個元素，至原子序118，且應填在氡的下面），稱為未完成周期。
周期表中同一直行的元素稱為族，每族的名稱是用羅馬數字再加上A或B表示。惟目前國際純化學暨應用化學聯盟（IUPAC）建議捨棄舊有A、B的用法，重新定義。周期表由左至右的直行由1開始至18結束。各族元素大概區分為四類：
典型元素（ⅠA族至ⅦA族） 周期表中最左邊的ⅠA族是最活潑的金屬元素，稱為鹼金屬 （氫除外）。活性次於ⅠA族的金屬元素是ⅡA族，稱為鹼土金屬。ⅦA族則是最活潑的非金屬，稱為鹵素。ⅥA族除了釙之外，都是非金屬，其活性僅次於鹵素，此族又可稱為硫素。
惰性氣體（ⅧA族） 這一族元素很少形成化合物，其中氦、氖和氬不形成任何化合物，在自然界中都是以單原子的形式存在。
過渡金屬（B族） 包含了四列過渡金屬，一般性質幾乎是硬、強、熔點高、易導熱、導電、會和另一或其他金屬元素形成合金。
內過渡金屬 隱藏在鑭（＃57）和鉿（＃72）之間的14種金屬元素稱為鑭系元素，而位於錒（＃89）和鑪（＃104）之間的14種金屬元素稱之為錒系元素，又可稱為稀土金屬。通常將其從主表中提出，另列於主表下方。原子序大於92（鈾）以後的元素稱為超鈾元素，均具有放射性。
在深入介紹周期表的特性之前，我們必須認識的是這個王國的成員，有一共同的名稱叫做元素，我們可以說周期表所展現出來的即是這些化學元素如何依一定的法則結合成各個家族團體，並遵循一定的典章制度，展現它們的行為模式。而決定這些典章制度的，是原子以及構成原子的電子和原子核。
深入核心，認識原子
當我們開始在周期表王國旅遊時，首先發現每一區域的元素都有其特有的原子形態和結構。我們先走近原子，它看起來像一個霧茫茫的球，然後，如我們將自己縮小，穿入原子內部，仔細研究它的構造。我們會驚訝地發現，原子的內部竟然絕大部分是空的，而中心位置有一個看起來非常小卻很密實的核，住著兩種不同的次原子粒子，並緊密地靠著（氫除外），一種帶正電叫做質子，一種不帶電叫做中子。哎呀！是誰打到我，原來是那捉模不定帶有負電的電子。喔，它們移動實在太快速了，來不及跟它打招呼，我們根本無法確實掌握它們的行蹤，只有看到一些電子通過時留下來的陰影，像雲一樣喔，我們就叫它電子雲吧！讓我們找一個較安全不會被電子打到的地方站著，再來好好地觀察一下電子雲。我們發現電子雲竟然有好幾種不同的形狀，有的像球，有的像啞鈴，有的像花瓣等。而且，它們像洋蔥一樣，一層層地以原子核為中心排列著，每一層之間就是我們可以站立不被電子打到的安全地帶，原則上電子是不允許在這些地帶活動的，稱之為節點。
原子模型的發展
一八○五年，道爾頓（John Dalton）提出原子論，當大家都幾乎接受這一說法時，卻在十九世紀末二十世紀初，由於一系列很重要的發現，例如一八七九年陰極射線 （後來證明為電子）、一八八六年陽極射線（後來證明為質子）、一八九七年電子荷質比及一九○九年電子電荷等，把道爾頓的原子不能破壞的概念完全推翻。也由於實驗工具及技術的進步，展開了化學及物理學家對有關次原子粒子與微觀物理學的研究，希望了解及描述原子的結構。例如：
湯木生的葡萄乾布丁原子模型 一八九七年，湯木生（J.J. Thomson）以實驗證明電子具有一單位的負電荷，且普遍存在於所有元素的原子中，然而已知原子為電中性，因此，提出原子中含有帶正電的粒子以抵銷掉負電荷的假設。他認為，正電荷均勻地充滿整個原子中，就像布丁一樣，而負電荷就像葡萄乾散布在其中。
拉塞福的核原子模型 一九一一年，拉塞福（Ernest Rutherford）根據以α粒子撞擊金箔的實驗結果，提出原子核的概念，並推翻湯木生的原子模型。他指出，原子具有體積小、密度大的核心，稱為原子核，原子核占有原子大部分的質量且帶正電荷，而核外則是電子依各自固定的軌道像行星般環繞著原子核。
波耳的氫原子模型 拉塞福行星原子模型中的原子核理論已被科學家所接受，但其行星式的原子模型卻違反了古典物理的原理。當時的古典物理認為，當一個帶電粒子（電子）繞著另一個相異的帶電粒子（質子）做圓周運動時，會放出電磁波（一種能量形式），最後將因逐漸失去能量而掉入核中，如此原子將毀滅不存在。一九一三年，丹麥科學家波耳（Bohr）提出新的理論來解決此一問題，他認為古典物理不適合像原子這麼小的粒子，且原子中電子的能量不能連續改變，即為「量子化」。
波耳的氫原子模型假設單一電子以圓形軌道繞著原子核運動，此運動的離心力與原子核和電子間的吸引力相抵銷，並假設電子的能量只能限於某一特定值，其值對應於軌道的半徑。原子核外圍有不同能階的軌道，以 n（主量子數）表示，n = 1表示最靠近核，能階最低，第二能階為 n = 2，依此類推，電子藉由吸收或放出適當的能量（能階間的能量差值）在能階間跳躍。
現代的原子理論
因為波耳的氫原子模型簡單明瞭，近代的科學家在某些情況下，仍喜歡使用它。但近代的原子理論，並非將電子視為簡單粒子，電子不是繞著原子核的一定軌道做圓周運動。由於電子的行為遠比波耳模型複雜，所以需要更複雜的理論來解釋。例如：
海森堡測不準原理 針對電子圍繞在原子核四周的公轉行為，指出不可能同時精確地測量到電子的位置和運動速度，亦即電子的運動速度很快，無法很準確地看到它的位置。海森堡（Werner Heisenberg）道出了這無可避免的無奈，也等於直接否定了電子的圓周運動模式。
德布洛依物質波概念 一九二三年，德布洛依（Louis de Broglie）提出當微小粒子運動時，同時具有粒子性和波動性，稱「質-波二重性」，亦獲實驗證實。
薛丁格波動方程式 薛丁格（Erwin Schrödinger）用數學的方法，以一函數來描述電子的行為，而要處理電子的波動性質及位置的不確定性，必須用極複雜的數學方式–波動力學模型。依照此模型，可以得到電子在空間存在的機率分布，根據海森堡測不準原理，我們無法很準確地測到它的位置，可以測得的是在原子核外每一點電子出現的機率。在波耳的氫原子模型中，原子在基態時的電子運動半徑，就是在波動力學模型裡，電子最大出現機率的位置。
軌域 將空間中發現電子的機率較大的區域輪廓描繪出來，就形成軌域，軌域有不同的形狀。
原子的量子力學模型
為避開薛丁格複雜的數學計算，另提以一組 4 個量子數（n、l、m、s）的觀念來描述電子的行為（其中 3 個量子數 n、l、m 用來描述一個軌域）。
現代的原子構造： n：主量子數，為能階的編號，代表主層。n可為 1, 2, 3, 4, ......，n 越大則能量越高。 l：角量子數，代表副層，就同一主層 n 而言，l 值為 0 到 n - 1。
l 值
l = 0 ─→ s
l = 1 ─→ p
l = 2 ─→ d
l = 3 ─→ f
其中，s, p, d, f 為軌域名，同一主層內副層電子的能量高低次序為 s > p > d > f。 m：磁量子數，代表副層的軌域組成，副層是由一個或一個以上的軌域所組成，對同一副層 l 而言，m 的值為 -l 到 l。
s 副層：1 個軌域組成（m = 0） p 副層：3 個軌域組成（m = -1, 0, 1） d 副層：5 個軌域組成（m = -2, -1, 0, 1, 2） f 副層：7 個軌域組成（m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3）
s：自旋量子數，決定電子自旋的方向，s = +1/2 時為順時針，s = -1/2 時則為逆時針。
原子的電子組態
為了描述一個電子的行為，我們用了 4 個量子數—n、l、m、s，這好像學生的學號，每所學校中不可能有兩位學生的學號是完全相同的。所以我們也可以說：一多電子原子（學校）的電子（學生），不可能有二個電子具有 4 個完全相同的量子數。如果是同一軌域上的電子，其 n、l、m 三個量子數一定相同，而自旋量子數 s 勢必不同，又因 s 值只可能為 +1/2 及 -1/2 兩種值，所以一個軌域中最多只能填入2個電子。每一主層中軌域的數目為n2個，最多可容納的電子數為 2n2 個。
電子組態的表示式，例如：
3p4
式中 3 為主量子數﹝主層﹞，p 為副層種類，4 為此一副層中所填入的電子數。
電子填入原子軌域的原則
構築法則：電子是依能量增加的次序，依次填入原子核外的電子軌域中，直至電子總數與核內質子數相同（電中性）時為止。
軌域能階的高低順序：（n + l）值愈小者能量愈低，當（n + l）等值時，n 愈小則能量愈低。
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d
依罕德定則（Hund's rule）：當數個軌域具有相同能量時，電子儘可能不成對填入同一軌域中。
元素的電子組態表示方式：以氯為例，
17Cl = 1s22s22p63s23p5 =〔Ne〕3s23p5
說明
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2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 個電子
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最外層（n 值最大）軌域稱為價軌域，位於其中的電子則稱為價電子，價電子對該原子的化學性質具有決定性的影響力。
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內層填滿的電子組態與前一周期的鈍氣一樣，故以〔鈍氣元素符號〕表示。
電子組態與周期表
當我們觀察周期表的排序時，發現它跟電子組態有很密切的關連性，這個發現也解答了內心很多疑問，例如周期表為何會有如此的外觀（每一周期的長度不盡相同）︰
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周期表中每一周期的開始即為軌域中每一主層的開始，電子再一個接一個連續填入副層中，至惰性氣體時填滿為止，如此形成了周期性的變化。
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周期表中任何一直行（屬或族）元素最外層的電子組態皆相同，即價電子數相同，故同族元素的化學性質相似。
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周期表第一周期的2個元素填入1s軌域（s軌域可納2個電子），第二、三周期各8個元素的外層電子分別填入2s2p及3s3p軌域（s及p軌域共可容納8個電子）。從第四周期起依能階高低，ns及np之間多了（n－1）d軌域，即為過渡元素所在地，所以第四、五周期各由8個典型元素加10個過渡元素（d軌域可容納10個電子）共18個所組成。而自第六周期起，f軌域說該輪到我上場了，電子填入f軌域者稱為內過渡元素，填入4f者為鑭系元素，而填入5f者則為錒系元素。
周期表的使用
周期表展現了元素本質（電子組態），因此可藉由周期表，得知很多訊息，在此提出一些常見的周期表的應用。一直以來，我們不斷地說周期表很重要，但到底那裡重要？你可以回答：它很好用。或者應該這麼說：它很簡單，卻不可思議地好用，這才是周期表的精神。以下提出幾點說明，並對今天的旅程做一結束。
元素分類：以表中階梯形狀的虛線將元素區分為左邊–金屬、右邊–非金屬、分界中間的元素性質介於金屬和非金屬之間，稱為類金屬或兩性元素。
同族元素間具有相似的化學性質，所以知道同族中某元素的性質，可推測同族其他元素的性質及其變化。例如得知兩化合物分別為NaCl及MgCl2，則可推測同族其他元素與Cl結合的化學式為：K（與Na同族）與Cl結合形成KCl，Ca（與Mg同族）與Cl結合會形成CaCl2。
周期表將元素做有系統的排列，便於了解及記憶。例如知道唯一的液態非金屬元素溴（Br）位於ⅦA族第3個元素，就可得知下列幾個基本訊息，原子序為 2 + 8 + 8 + 17 = 35，即擁有質子35個及電子35個，而其電子組態為 [Ar]4s24p5（ⅦA族元素的價電子為 ns2np5）。
電子組態可解釋元素間如何依周期表做物理化學特性的周期性變化。
共價半徑的變化 共價半徑定義為兩個相同原子以單鍵連結，其核間距離的一半。一般來說，同一周期由左而右，共價半徑漸減，同族元素由上而下共價半徑漸增。半徑的改變歸因於在同一周期內，原子序增加時則核電荷數增加，造成核與電子間的靜電荷吸引力增加，因而半徑遞減。而同族元素則因電子層的數目由上而下增加（n變大），故共價半徑漸增（註：電子層的數目增加，外圍電子距離原子核愈遠，足以抵銷較多核電的效應，因此造成由上而下共價半徑漸增）。
八隅體學說 鈍氣元素除氦只有二個電子外（1s2），其餘之價殼層的電子數均為8個（ns2np6），其化性安定，是極穩定的元素。所以A族元素（典型元素）趨向於形成鈍氣的電子組態才安定，亦即使價殼層的電子數為8個才安定（氦除外），此為八隅體學說。
通常金屬的價電子數少於4，所以易失去電子形成與前一周期的鈍氣相同的八隅體組態的陽離子。例如周期表ⅠA族元素的電子組態比其前一周期的鈍氣，多出了1個s軌域上的電子，所以很容易失去一個電子，而生成帶一單位正電荷的陽離子（例如 Na＋，K＋等）。依此類推，ⅡA族元素多了2個s軌域上的電子，則易失去2個電子，而形成帶二單位正電荷的陽離子（例如 Ca＋2，Mg＋2等）。
非金屬的價電子數通常大於4，故易獲得電子而形成與同一周期的鈍氣相同的八隅體組態的陰離子。例如周期表ⅦA族元素的電子組態為 ns2np5，比同周期的鈍氣（ns2np6），少了一個電子，所以傾向於獲得一個電子，而生成帶一單位負電荷的陰離子（例如F－，Cl－等）。
根據以上說明，亦可以了解為何ⅠA族元素與鹵素形成的鹽類化學式為NaCl等，而ⅡA族元素與鹵素形成的鹽類則為CaCl2等。因為Ca傾向於失去2個電子，而1個Cl則只會接收1個電子，導致必須有2個Cl才能與Ca形成穩定的結合。
游離能大小的比較 將一原子外的電子游離至無窮遠處（脫離原子核的束縛）所需的能量，稱為游離能。其中將最外層第一個電子移去所需的能量稱為第一游離能，而移去第2個電子所需的能量則稱為第二游離能，以此類推。
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一般傾向：表示在周期表上，游離能由左向右愈來愈大，由上向下愈來愈小。
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對同周期的元素而言，當原子序增加（電子數增加）時，最外層電子與原子核的距離略為變小，而且核內正電荷數增加，使得靜電效應增加，導致電子要脫離原子核的束縛更加困難，故造成游離能上升。
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對同族的元素而言，最外層的電子組態相同，但n值愈高表示電子離核愈遠，所以核對電子的吸引力小，造成游離能下降。
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根據上述游離能的傾向判斷，最容易失去電子、游離能最小、活性愈大、金屬化性最活潑的元素應為Cs及Fr（含量很少，為具有高度放射性的元素）。
電子親和力 將一個電子加至原子中以形成陰離子的能量變化，稱為電子親和力。電子親和力為負值表示放熱，放熱愈多，代表對電子的吸引力愈大，往往較活潑。通常非金屬元素的電子親和力均比金屬元素大。
周期表中左邊的元素形成陰離子的傾向很小，在同一周期中，元素形成陰離子的傾向由左往右增加。因此，對同一周期的元素而言，由左往右電子親和力的負值變得更大。但是其中的ⅡA、ⅤA和ⅧA族元素例外，乃因這些族的元素分別具有填滿的ns副層（ⅡA）、半填滿的np副層（ⅤA）和皆填滿的所有副層（ⅧA）。完全填滿或半填滿的副層是相當穩定的電子組態，故形成陰離子的傾向，在同一周期中應以ⅦA元素最明顯。
周期表是由一百多種元素組合成的一個大家庭，這些元素產生現實宇宙中令人歎為觀止的無窮變化。周期表的成員中，左右鄰居是姻親關係，彼此間有些類似的性質和趨勢，而住在同一棟樓的則是血親關係，具有遺傳性相似的化學及物理性質和它所形成的化合物種類。而這些顯現在外的周期性現象，經由原子的發現、量子理論的發展、原子結構組成等理論的提出，都得到合理的解釋－那就是原子的電子組態結構所形成的周期現象。我們的結論：想要精通化學與開啟嶄新化學研究的最佳法門，在於了解並運用周期表的排列模式。
