更新时间：2023-04-03 14:05
元素周期表(periodic table of the elements)是根据元素原子核电荷数从小至大排序的化学元素列表。列表大体呈长方形，有7个横行和18个纵行，横行被称为周期，同一个周期中各个元素原子的电子层数相同；从左到右原子序数逐渐递增。纵行被称为族，具有相同或相似的价电子层结构，有主族、副族和零族之分。元素周期表中已发现118种元素，其中94种元素是天然的，其余元素是在实验室合成的。
1789年，法国化学家安托万-洛朗·德·拉瓦锡首先将已知的33种元素按气体、金属、非金属矿物、稀土分组，形成世界上第一张有关元素的分类表格，1869年，俄罗斯化学家德米特里·门捷列夫（Dmitri Mendeleev）总结发表第一代元素周期表，此后不断有人提出各种类型周期表，归纳起来主要有：圆环、立方体、圆柱、楼房、螺旋形、双纽线、八角形的棱镜、金字塔、球体或三角形等。这些替代品的开发往往是为突出或强调元素的化学或物理性质。
元素周期表的应用广泛，通过元素周期表，可以推断元素的一般性质、寻找新的材料、寻找或人工合成新元素，同时还可以用元素周期表来寻找矿源及判断是否可作为催化剂。
鿬：读音为tián，化学符号Ts，原子序数是117，属于卤族元素之一。
元素周期表有118种已知元素，其中94种元素是自然产生的，其余元素是在实验室中合成的。科学家通过理论计算推测，认为还会存在第八周期的119号元素及其之后的超重元素。
具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素称为周期。元素周期表有七个横行，共七个周期。在同一个周期中各个元素原子的电子层数相同；从左到右原子序数逐渐递增。
周期的序数=该周期元素原子具有的电子层数
各周期中元素的数目不一定相同。根据元素数目的不同，又细分了特短周期（第一周期，只有两种元素）、短周期（第二、三周期，分别有8种元素）、长周期（第四、五周期，分别有18种元素）、特长周期（第六、七周期，有32种元素）。
在第六周期中，从57号元素La到71号元素Lu共15种元素，它们的电子层结构和性质十分相近，总称镧系金属。在第七周期中，从89号元素Ac到103号元素Lr，电子层结构和性质也十分相近，总称锕系金属。为了不使周期表横向太长，将它们分别列在表的下方。但是它们仍分别属于第六周期和第七周期的元素。
把不同周期、价电子层结构相同（或相似）的元素，按照原子序数由小到大的顺序，从上到下排成的纵列叫族。在元素周期表中，共有18个纵列，除左数第8、9、10三个纵列合称第VIII族外，其余15个纵列，每一列为一族。由短周期元素和长周期元素共同构成的族为主族（符号A)；全由长周期元素组成的族为副族(符号B)。周期表最右面的稀有气体元素化学性质非常不活泼，在通常状况下难以发生化学反应，把它们的化合价当作0，叫做零族。
同一族元素原子的电子层数从上到下依次增加，但价电子层相同（除个别元素外）。
根据元素原子的价电子构型或电子最后进入的亚层可把周期系划分成5个区域。
(1)s区：在周期表的最左边，包括IA，IIA族元素，电子最后填充s亚层。价电子构型为ns1，ns2，这些元素为活泼金属，在化学反应中容易失去电子。
(2)p区：在周期表的最右部分，包括ⅢA～ⅦA和零族元素。电子最后填充p亚层。价电子构型为ns2np1-6(He为1s2)。
(3)d区：在周期表中部包括ⅢB～ⅦB和第Ⅶ族元素。电子最后填充d亚层。价电子构型为(n-1)d1~8ns2(或1)，但有例外。
(4)ds区：在d区与p区之间，包括IB和ⅡB族元素，电子最后也是填充d亚层(达全满)。价电子构型为（n-1)d10ns1~2。d区和ds区元素又称为过渡元素。也有把d区叫过渡元素的。
(5)f区：包括系和锕系金属。电子最后填充f亚层。价电子构型一般为(n-2)f1~14ns2，但有例外。f区元素也叫内过渡元素。
s区、p区和d区各区元素的价电子构型中所含的电子总数=族数，对于s区、p区和ds区元素，族数=最外层电子数；d区元素的族数=最外层电子数+次外层d亚层的电子数。
元素的金属性是指其原子失去电子的能力，非金属性则指原子得到电子的能力。在同一周期中，各元素原子的电子层数相同，从左到右随着核电荷数的增加，核对最外层电子的吸引能力逐渐增大，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多。原子失去最外层电子的能力就逐渐减弱，得到电子的能力逐渐增强。所以同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在同一主族中，从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，得到电子的能力逐渐减弱，所以同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
周期表中左下角的是最活泼的金属；右上角的为最活泼的非金属。而折线附近的元素既有金属性又有非金属性。
元素的化合价与原子的最外层的电子数目有关。一般来说，原子最外层电子数越少，越易失去电子而显正化合价；最外层电子数越多，越易得到电子而显负化合价。
在同一周期中，从左到右(不包括副族元素），随核电荷数的增多，外层电子数依次增加，所以它们的最高化合价也依次递增。最高正化合价从+1到+7递变；最低负化合价自IVA到VIIA从-4到-1递变，同族中，每种元素有相同的最高正化合价和相同的最低负化合价。
副族元素结构比较复杂，最高化合价主要与外围电子构型中的电子数有关，大多数IIIB到VIIB元素的最高化合价数值等于外围电子构型中的电子数，IB到IIB元素的最高化合数值等于最外层电子数。
同周期中原子半径从左到右逐渐减小，但长周期中部d区各元素的原子半径随核电荷数的增加，原子半径减小较慢，增加的电子填充在次外层的d轨道上，受到的屏蔽效应较大；主族元素的半径因有效核电荷显著增加而明显减小。副族元素中，原子半径增加的规律与主族元素一样，但是第五到第六周期同族过渡元素的原子半径相近，这一现象是受镧系收缩的影响，导致元素性质极为相似。稀有气体的原子半径增大，这是由于稀有气体的原子半径采用范德华半径所致。
原子核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则，正常情况下排布在离核较近、能量较低的轨道上，各元素原子的电子排布见下图。
元素的性质取决于核外电子的构型，核外电子构型的规律性构成了元素周期表的结构。
电离能的大小通常作为金属活泼性的重要衡量标志。第一电离能越小，价电子越容易丢失，元素对应的金属单质越活泼。
一般来说，同一周期从左至右，随着原子序数的增大，第一电离能逐渐增大。因为随着核电荷数的增加及原子半径的减小，原子核对最外层电子的吸引力增强，导致失去电子变得困难，第一电离能增大。其中，有些反常的趋势，例如，氮原子的第一电离能比氧原子的大，这主要是电子构型的不同导致的。
对主族元素而言，从上到下，第一电离能逐渐减小。这是因为随着原子半径的增大，原子核对外层电子的束缚力逐渐降低，使得外层电子易于丢失，所以第一电离能数值减小。其中也存在一些反常趋势，副族元素电离能的规律性较差，因为第五、六周期过渡元素半径变化不大，而核电荷数却显著增多。
一般来说，元素的电子亲和能越大，代表该原子得到电子的能力越强，非金属性亦越强。同一周期从左至右，电子亲和能逐渐增大；同一族从上到下，电子亲和能逐渐减小。但电子亲和能难以直接测定，数据的完整性远不如电离能的，且有较大误差，所以，其不如元素的电离能重要。
元素电负性可以全面地衡量原子争夺电子的能力。元素电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱。同一周期从左至右，电负性越来越大；同一主族从上到下，电负性逐渐减小。
元素周期表中往往斜对角元素性质也相近，因离子在斜率相同的一群曲线中，对角线位置的离子半径以同一水平接近。在周期表中第二周期的Li、Be和B三种元素分别与它们右下方的、处于斜对角线位置的、第三周期的Mg、Al和Si三种元素性质相似，如Be和Al的相似性主要表现在：
（1）两者均为两性金属，既溶于酸又溶于碱，它们的氢氧化物也都是两性的；
（2）两者的标准电极电势相近（Be为—1.85V，Al为—1.66V），氧化还原能力相当；
（3）两者的氯化物BeCl、AICl均为缺电子共价型化合物，两种盐都能水解。
d区同族元素的活泼性都是自上往下逐渐降低。但位于位于第三副族的元素性质除外，第三副族元素的、和镧是过渡元素中最活泼的金属。它们在空气中能迅速被氧化，与水作用放出氢，活泼性接近于碱土金属，表现出s区元素的性质。
1789年，法国化学家安托万-洛朗·德·拉瓦锡（Antoine-Laurent de Lavoisier）出版了已知的33种化学元素（部分为单质和化合物）的列表，将其分组成气体、金属、非金属矿物和稀土四组。这应该是世界上第一张有关元素的分类表格。
1808年，约翰·道尔顿（John Dalton）提出用相对比较的方法计算各元素的原子量，之后，德贝赖纳（Dobereiner， Johann Wolfgang）根据元素物理特性的相似性提出将元素分为三组，称为三素组。
1864年，化学家奥德林（William Odling）提出了“原子量和元素符号表”，找到了片段的元素周期表。
1865-1866年，英国化学家约翰·纽兰兹发现，当时已知的63种元素，无论从哪一个元素数起，每到第八个元素就会出现循环往复，就像是音乐里八度音的第八音符那样，因此他将已发现的元素分为8组，称之为“元素八音律”。
1868年，德米特里·门捷列夫在前人所列的元素表的基础上，发现了元素的原子量和元素性质之间的关系规律，在《化学原理》一书中，他首次提出了元素周期表的说法，1869年2月17日，门捷列夫做成了最初的元素周期表，明确地使用周期性一词；1869年8月，他在《化学原理》第二版中发表了第二张元素周期表，提出了元素周期表上元素的位置与原子体积之间的关系；接着，他将研究工作系统地整理了4篇论文，并根据这些成果完成了《化学原理》全书的编著。至1906年，他又发表了5张元素周期表。
自德米特里·门捷列夫1869年的元素周期表问世以来，元素周期表在全球范围内出现了约有700多个不同版本。除了众多矩形变化的形式外，其他像一个圆环、立方体、圆柱、楼房、螺旋形、双纽线、八角形的棱镜、金字塔、球体或三角形的应有尽有。这些替代品的开发往往是为突出或强调元素的化学或物理性质，没有传统元素周期表展现元素性质规律的明显特点。
元素周期表是周期律的表现形式。它不但是元素的一种很自然的分类法，说明了元素是彼此密切联系的一个完整的体系，同时它也是进一步研究自然的有力武器。在工农业生产上，元素周期表也有着极其广泛的应用。
根据元素周期表可以知道，元素的各种性质的变化都是有规律的，元素的性质决定了元素在表中的位置。反过来，从表中的每个位置也能判断出那种元素的一定的性质。例如：在德米特里·门捷列夫编制周期表的时候，当时还有许多元素没有发现，他根据元素周期律，在周期表中预留出许多位置，并根据空格周围元素的性质，预言了几种未知元素的性质，以后这些元素陆续被发现了，根据实验测得的这些元素的性质与门捷列夫所预言的非常相似。
通过实践和分析研究发现，具有相似性质因而具有类似用途的元素一般都在周期表的某一区域内，因此，可以把周期表分成若干区域，在区域内寻找新材料和代用材料往往能够得到意料中的成果。例如，作为光电管及电子管材料的多半是活泼的轻金属元素，如铯、等及其化合物。半导体材料在周期表中往往处于金属和非金属元素的交界处，如硅、锗，等。
自从元素周期律被发现以后，新元素的发现再也不像过去那样带有盲目性，而是根据元素内在的规律去进行探索。例如，惰性气体中的、、、锰下面的，铯下面的，钡下面的镭等等，都是在周期律的指导或启发下陆续被发现的。元素周期律的发现还推动了人们用人工方法合成自然界所没有的新元素，如61号元素(Pm)和95号元素(Am)以后的元素都是用实验方法得到的人造元素。
原子量较小的元素在地壳中含量较多，原子量较大的元素在地壳中含量较少；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部等
化学工业上所使用的催化剂，大多数为周期表中部的一些元素(如V、Fe、Rh、Pd、Pt等)及其化合物。
元素周期表在一次又一次检验中向前发展，逐渐形成一个完整的体系。但仍存在问题和争议。
氢元素可以失去一个电子，与IA族碱金属元素性质相似，但氢元素不能和其他IA族碱金属元素一样在晶体中存在；氢元素又具有和VIIA族元素一样的性质，可以与一些金属结合，生成在性质上与卤化物相似的氢化物，但他最外层电子数是1，与VIIA族元素最外层电子数7不一致；氢元素的氢化物性质与IVA族甲基化合物相似，但其原子结构和其他表现又与IVA族差异较大。
按照氦的性质来说，它应当和情性气体合为一族，可是其他所有惰性气体元素原子最外层电子数都是8，而氦是2，那就应该将它放置在ⅡA族里，但是氦和ⅡA族里的所有元素的性质是完全不同的。
按照元素周期律来说，元素周期表中的每一族，即每一竖行，出现性质相似的元素；每一周期，即每一横列，元素的性质在递变。但在长周期中，却表现得不明显，甚至出现了一系列性质相似的元素，例如镧系金属和系元素，这种情况用目前的元素周期表暂时还无法解释说明。
f区元素通常是指周期表中第57至第71的4f元素和第89至第103的5f元素。由于第57~71号元素在性质上的相似性，这15种元素统称为镧系元素，同理，将第89至第103号的15种元素称为锕系金属，因为第57号元素La和第89号元素Ac的（n-2）f亚层上没有填入电子，所以又有人将镧系元素界定为La以后的Ce～Lu14种元素，将锕系元素界定为Ac以后的Th~Lr14种元素。因此，镧系金属和锕系金属的界定是一个有争议的问题，目前尚无定论。
过渡元素是指从s区元素典型的离子型化合物向p区元素典型的共价型化合物的过渡。目前对过渡元素的划分有三种：①具有部分充填的d或f电子的元素，包括IIIB～VⅢ族元素（长周期）。②价电子具有部分充填的d或f电子的元素，包括IIIB～IB元素。③在s、p区间的完整过渡，包括IIIB～IIB元素。这三种人为的划分都有一定的理由，区别只是在于铜族元素和锌族元素是否划入过渡元素。