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각 화학 원소는 원자핵에 있는 양성자 수를 나타내는 고유한 원자 번호(Z, 독일어로 "수"를 뜻하는 "Zahl"의 약자)를 가진다. 따라서 각기 다른 원자 번호는 화학 원소라고 불리는 특정 유형의 원자에 해당한다. 주기율표가 분류하고 조직하는 것이 바로 이 화학 원소이다. 수소는 원자 번호 1인 원소이고, 헬륨은 원자 번호 2, 리튬은 원자 번호 3 등으로 매겨진다. 이러한 각 이름은 한두 글자의 원소 기호로 더 줄여 쓸 수 있으며, 수소, 헬륨, 리튬의 기호는 각각 H, He, Li이다. 중성자는 원자의 화학 정체성에 영향을 미치지 않지만, 그 무게에는 영향을 미친다. 양성자 수는 같지만 중성자 수가 다른 원자를 같은 화학 원소의 동위 원소라고 한다. 자연에 존재하는 원소는 보통 서로 다른 동위 원소의 혼합물로 존재한다. 각 동위 원소는 특정한 존재비를 가지므로, 자연에 있는 원소는 그 원소의 자연에 있는 모든 동위 원소 원자의 평균 질량으로 정의되는 잘 정의된 표준 원자량을 가진다. 모든 원소는 같은 수의 양성자를 가지지만 서로 다른 수의 중성자를 가진 다양한 동위 원소를 가진다. 예를 들어 탄소는 세 가지 자연 발생 동위 원소를 가진다. 모든 탄소 원자는 여섯 개의 양성자를 가지고 있으며 대부분 여섯 개의 중성자도 가지지만, 약 1%는 일곱 개의 중성자를 가지고 있고, 매우 소량으로 여덟 개의 중성자를 가지는 동위 원소가 있다. 동위 원소는 주기율표에서 따로 분리해 표기하지 않는다. 항상 하나의 원소 아래에 함께 분류된다. 주기율표에 원자 질량을 표기할 땐 보통 자연에 존재하는 동위 원소의 가중 평균치를 사용한다. 그러나 자연에 상당한 양의 동위 원소가 존재하지 않는 경우, 가장 안정한 동위 원소의 질량을 종종 괄호 안에 표시한다.
표준 주기율표에서는 원소가 증가하는 원자 번호 순서로 나열되어 있다. 새로운 줄(주기)은 새로운 전자 껍질에 첫 번째 전자가 채워질 때 시작된다. 열(족)은 원자의 전자 배열에 따라 결정된다. 특정 부껍질에 같은 수의 전자를 가진 원소들은 같은 열에 속한다. 예를 들어 산소, 황, 셀레늄은 모두 가장 바깥쪽 p-부껍질에 네 개의 전자를 가지고 있기 때문에 같은 열에 속한다. 주기율표에서 비슷한 화학적 특성을 가진 원소는 일반적으로 같은 족에 속하지만, f-구역과 일부 d-구역에서는 같은 주기에 있는 원소들도 비슷한 특성을 보이는 경향이 있다. 따라서 어떤 원소의 화학적 특성을 그 주변 원소의 특성만 알면 비교적 쉽게 예측할 수 있다.
현재까지 118개의 원소가 알려져 있으며, 이 중 처음 94개는 현재 지구상에 자연적으로 존재한다고 알려져 있다. 나머지 24개, 아메리슘부터 오가네손(95~118)까지는 실험실에서 합성될 때만 생성된다. 94개의 자연 발생 원소 중 83개는 원시 원소이며, 11개는 원시 원소의 붕괴 과정에서만 발생한다. 후자 중 일부는 너무 희귀하여 자연에서 발견되지 않고 실험실에서 합성되었지만 나중에 자연에도 존재한다는 것이 밝혀졌다. 대표적으로 테크네튬(원자번호 43), 프로메튬(원자번호 61), 아스타틴(원자번호 85), 넵투늄(원자번호 93), 플루토늄(원자번호 94)이 있다. 아인슈타이늄(원자번호 99)보다 무거운 원소나 아스타틴은 순수한 형태로 거시적인 양으로 관찰된 적이 없으며, 프랑슘(원자번호 87)은 미시적인 양(30만 개의 원자)에서 방출된 빛의 형태로만 사진이 찍혔다. 94개의 자연 원소 중 80개는 안정 동위 원소를 가지고 있으며, 1개(비스무트)는 거의 안정적인 동위 원소를 가지고 있다(반감기 2.01×1019년, 우주의 나이보다 10억 배 이상 길다). 두 개 (토륨과 우라늄)는 방사성 붕괴를 겪는 동위 원소를 가지며, 그 반감기는 지구의 나이와 비슷하다. 안정 원소와 비스무트, 토륨, 우라늄은 지구 형성 이후 살아남은 83개의 원시 원소를 구성한다. 나머지 11개의 자연 원소는 빠르게 붕괴하지만 주로 토륨과 우라늄 붕괴의 중간 생성물로 끊임없이 재생성되어 자연상에서 미량으로 계속 존재한다. 알려진 24개의 인공 원소는 모두 방사성이다.
족 이름과 번호.
국제 명명 규칙에 따라 족은 가장 왼쪽 열(알칼리 금속)부터 가장 오른쪽 열(비활성 기체)까지 1부터 18까지 숫자로 매겨진다. f-구역 족은 이 번호 매김에서 빠진다. 족은 첫 번째 원소의 이름을 따서 명명할 수도 있다. 예를 들어 3족은 "스칸듐족"으로 불린다. 이전에는 족이 로마 숫자로 알려져 있었다. 미국에서는 로마 숫자 뒤에 족이 s- 또는 p-구역에 있으면 "A"를, 족이 d-구역에 있으면 "B"를 붙였다. 사용된 로마 숫자는 오늘날의 명명 규칙의 마지막 자릿수와 일치한다(예: 4족 원소는 IVB족이었고, 14족 원소는 IVA족이었다). 유럽에서는 문자 표기가 비슷했지만, 1족부터 7족까지는 "A"를, 11족부터 17족까지는 "B"를 사용했다. 또한 8족, 9족, 10족은 예전에는 하나의 세 배 크기 족으로 취급되었으며, 두 표기법 모두에서 VIII족으로 통칭되었다. 1988년에 새로운 IUPAC(International Union of Pure and Applied Chemistry) 명명 체계(1~18)가 사용되기 시작했으며, 이전의 족 이름(I~VIII)은 폐기되었다.
표시 형식.
32열
18열
공간상의 이유로, 주기율표는 일반적으로 f-구역 원소들이 잘려져 본 표 아래에 별도의 부분으로 배치되어 표시된다. 이는 원소 열의 수를 32개에서 18개로 줄인다.
옆에 제시된 표는 주기율표를 표시하는 두 가지 방법이다. f-구역이 본체에 포함된 형태는 때때로 32열 또는 긴 형태라고 불린다. f-구역이 잘려진 형태는 18열 또는 중간 길이 형태라고 불린다. 32열 형태는 모든 원소를 올바른 순서로 보여주는 장점이 있지만, 더 많은 공간을 필요로 하는 단점이 있다. 어떤 형태를 선택할지는 편집 상의 문제이며, 어떠한 과학적 주장이나 진술의 차이를 의미하지 않는다. 예를 들어, 3족의 구성을 논의할 때, 두 가지 형태 모두에서 선택 사항을 동등하게 (편견 없이) 보여줄 수 있다.
일반적으로 주기율표에는 원소 기호가 표기된다. 또한 많은 주기율표에서 색상 코딩 또는 셀 내의 데이터 표기로 원소에 대한 추가 정보를 제공한다. 위 표는 원소의 이름과 원자 번호, 원소기 속한 구역, 자연에서 발견 가능 여부, 표준 원자량을 보여준다. 표준 원자량이 없는 짧은 수명의 원소의 경우, 가장 안정한 것으로 알려진 동위 원소의 질량수가 대신 사용된다. 그 외에도 물질의 상태, 끓는점과 녹는점, 밀도와 같은 특성뿐만 아니라 원소의 다양한 분류도 기록할 수 있다.
전자 배열.
주기율표는 주기율을 그림으로 표현한 것이다. 주기율은 화학 원소의 성질과 원자 구조가 원자 번호의 주기함수로 반복된다는 뜻이다. 원소는 원자의 전자 배열에 따라 주기율표에 배치되며, 이러한 전자 배열의 주기적 반복은 주기율표 전반의 경향을 설명한다.
전자는 원자 궤도에 존재한다고 볼 수 있으며, 이는 원자 주변의 특정 영역에서 전자가 발견될 확률을 나타낸다. 전자의 에너지는 양자화되어 있는데 이는 에너지가 불연속적인 특정 값만을 가질 수 있다는 말이다. 또한 전자는 서로 다른 전자는 항상 다른 상태에 있어야 한다는 파울리 배타 원리를 따른다. 이를 통해 전자가 껍질이라고 알려진 다양한 에너지 준위에서 취할 수 있는 가능한 상태로 분류할 수 있다. 각 껍질은 개별의 부껍질로 나뉘고, 각 부껍질은 하나 이상의 궤도를 가지고 있다. 각 궤도는 최대 두 개의 전자를 가질 수 있다. 이는 스핀이라고 알려진 양으로 구별되며, 보통 "위" 또는 "아래"로 표시한다. 차가운 원자(바닥 상태에 있는 원자)에서는 전자가 사용 가능한 가장 낮은 에너지 궤도를 차지하여 총 에너지가 최소화되도록 배열된다. 오직 가장 바깥쪽 전자(소위 원자가 전자)만이 핵으로부터 벗어나 다른 원자와 화학 반응에 참여할 수 있을 만큼 충분한 에너지를 가진다. 나머지 전자는 내부 전자라고 불린다.
현재까지 알려진 원소는 최대 일곱 번째 껍질까지 채워진 상태로 존재한다. 첫 번째 껍질은 하나의 구형 s 궤도만 가지고 있다. 첫 번째 껍질에 있기 때문에 이를 1s 궤도라고 부른다. 이 궤도는 최대 두 개의 전자를 가질 수 있다. 두 번째 껍질도 마찬가지로 2s 궤도를 가지고 있으며, 세 개의 아령 모양 2p 궤도도 포함해 최대 여덟 개의 전자를 채울 수 있다 (2×1 + 2×3 = 8). 세 번째 껍질은 하나의 3s 궤도, 세 개의 3p 궤도, 다섯 개의 3d 궤도를 포함하여 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18개의 전자를 가질 수 있다. 네 번째 껍질은 하나의 4s 궤도, 세 개의 4p 궤도, 다섯 개의 4d 궤도, 일곱 개의 4f 궤도를 포함하여 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32개의 전자를 가질 수 있다. 더 높은 껍질은 패턴을 반복해 더 많은 유형의 궤도를 가지고 있지만, 그러한 유형의 궤도는 알려진 원소의 바닥 상태에서부터 채워지지 않는다. 부껍질 유형은 양자수로 특징을 집을 수 있다. 주양자수 n, 방위 양자수 ℓ (궤도 유형), 궤도 자기 양자수 mℓ, 스핀 자기 양자수 ms 이 4가지 숫자로 원자 궤도를 완전히 설명할 수 있다.
부껍질 채움 순서.
부껍질이 채워지는 순서는 대부분의 경우 쌓음 원리를 따라간다. 이는 마델룽 규칙 또는 클레치콥스키 규칙(각각 에르빈 마델룽과 프세볼로트 클레치콥스키의 이름을 따서 명명됨)으로도 알려져 있다. 이 규칙은 마델룽이 처음 경험칙으로 주장했으며, 클레치콥스키와 이후 저자가 이론적으로 경험칙이 맞음을 증명했다. 껍질은 에너지 범위가 서로 약간씩 겹치며, 쌓음 원리에 따르면 부껍질은 다음과 같이 채워진다.
여기서 ≪ 기호는 "매우 격차가 크다"는 의미로, &lt; 기호의 단순히 "앞의 것이 작다"는 의미와 크게 다르다. 다르게 표현하면, 전자는 n + ℓ 값이 증가하는 순서로 궤도에 들어가고, 같은 n + ℓ 값을 가진 두 궤도가 있다면 n 값이 낮은 궤도가 먼저 채워진다. 보통 n + ℓ 값이 같은 궤도는 에너지가 서로 비슷하지만 s 궤도(ℓ = 0)의 경우 양자 효과 때문에 에너지가 다음 n + ℓ 그룹과 가까워진다. 따라서 주기율표는 보통 새로운 s 궤도가 채워지는 것으로 각 줄(종종 주기라고 불림)을 시작하도록 그려지며, 이는 새로운 껍질의 시작에 해당한다. 따라서 첫 번째 줄을 제외하고 각 주기의 길이는 아래와 같이 두 번싹 나타난다.
d 궤도가 나타나는 지점에서는 에너지 겹침이 상당히 가까워지고, 원자 번호와 원자 전하에 따라 순서가 약간식 서로 바뀔 수 있다.
가장 단순한 원자부터 시작해 단일한 원자의 경우를 고려하여 원자 번호 순서로 주기율표를 하나씩 구성할 수 있다. 수소에는 전자가 하나뿐이므로 가장 낮은 에너지 궤도인 1s에 들어가야 한다. 이 전자 배열은 1s1로 표기되며, 위첨자는 부껍질에 있는 전자 수를 나타낸다. 헬륨은 두 번째 전자가 추가되는데 이 전자 또한 1s에 들어가 첫 번째 껍질을 완전히 채우며 1s2 배열을 형성한다.
세 번째 원소인 리튬부터는 첫 번째 껍질이 가득 차므로, 세 번째 전자는 2s 궤도를 차지하여 1s2 2s1 배열을 이룬다. 2s 전자는 리튬의 유일한 원자가 전자이며, 1s 부껍질은 이제 핵에 너무 강하게 결합되어 다른 원자와 화학 결합에 참여할 수 없게 된다. 이러한 껍질을 "내부 껍질"이라고 부른다. 1s 부껍질은 리튬 이후 모든 원소에서 내부 껍질이다. 2s 부껍질은 다음 원소인 베릴륨(1s2 2s2)에서 완성된다. 그 다음 원소는 2p 부껍질을 채우기 시작한다. 붕소(1s2 2s2 2p1)는 새로운 전자를 2p 궤도에 넣고, 탄소(1s2 2s2 2p2)는 두 번째 2p 궤도를 채우며, 질소(1s2 2s2 2p3)에서는 세 개의 2p 궤도가 모두 단일한 방향으로 점유하는 상태가 된다. 이는 원자가 보통 각 궤도를 두 번째 전자로 채우기 전에는 동일한 유형의 각 궤도를 하나씩 점유하는 것을 선호한다는 훈트의 최대 다중도 규칙에 따른 것이다. 산소(1s2 2s2 2p4), 플루오린(1s2 2s2 2p5), 네온(1s2 2s2 2p6)은 이미 단일한 방향으로 점유된 2p 궤도에 전자가 하나씩 차면서 완성하며 이 중 마지막 원소인 네온은 두 번째 껍질을 완전히 채운다.
11번 원소인 나트륨부터는 두 번째 껍질이 가득 차서, 이 원소와 그보다 무거운 모든 원소에 대해 두 번째 껍질은 내부 껍질이 된다. 11번째 전자는 3s 궤도를 채우기 시작하여 나트륨의 전자 배열은 1s2 2s2 2p6 3s1이 된다. 이 배열은 [Ne] 3s1로 줄여 쓰며, 여기서 [Ne]은 네온의 배열을 나타낸다. 마그네슘 ([Ne] 3s2)은 이 3s 궤도를 완성하고, 다음 여섯개 원소인 알루미늄, 규소, 인, 황, 염소, 아르곤은 세 개의 3p 궤도를 채운다 ([Ne] 3s2 3p1에서 [Ne] 3s2 3p6까지 이어진다). 이는 나트륨부터 아르곤까지의 바깥 껍질 구조가 리튬부터 네온까지의 구조와 유사한 일련의 원소를 이루며, 이는 주기율표가 보여주는 화학적 특성의 주기성의 기초가 된다. 즉, 원자 번호에 따라 규칙적이지만 변화하는 간격으로 화학 원소의 특성이 대략적으로 반복된다.
따라서 처음 18개 원소는 주기율표의 시작 부분으로 배열될 수 있다. 같은 열에 있는 원소는 같은 수의 원자가 전자를 가지며 유사한 원자가 전자 배열을 가진다. 이러한 열을 족이라고 부른다. 유일한 예외는 헬륨인데, 헬륨은 베릴륨과 마그네슘처럼 두 개의 원자가 전자를 가지지만 보통 네온과 아르곤이 속한 열에 배치되어 바깥 껍질이 가득 찼다는 것을 강조한다. (일부 현대 저자는 심지어 이 유일한 예외에도 의문을 제기하며, 일관되게 원자가 배열을 따라야 한다고 주장해 헬륨을 베릴륨 위에 배치하는 것을 선호한다.) 이 주기율표 부분에는 8개의 열이 있으며, 이는 최대 8개의 바깥 껍질 전자에 해당한다. 새로운 껍질이 채워지기 시작하면 새로운 주기가 시작된다. 마지막으로 각 색깔은 구역을 나타낸다. s-구역(빨간색)의 원소는 s 궤도를 채우고, p-구역(노란색)의 원소는 p 궤도를 채운다. 그렇게 그린 주기율표는 아래와 같다.
다음 줄안 칼륨과 칼슘의 경우 4s 부껍질이 가장 낮은 에너지에 있으므로 여기부터 채워진다. 칼륨은 4s 껍질에 전자 하나를 추가하고([Ar] 4s1), 칼슘은 이를 완성한다([Ar] 4s2). 하지만 스칸듐 ([Ar] 3d1 4s2)부터는 3d 부껍질이 그 다음으로 높은 에너지에 놓인다. 4s와 3d 부껍질은 에너지가 거의 같아서 전자 채우기에 서로 경쟁하며, 따라서 3d 궤도가 한 번에 하나씩 일관되게 채워지지는 않는다. 3d와 4s의 정확한 에너지 순서는 줄을 따라 변하며, 원자에서 빠지는 전자 수에 따라 변하기도 한다. 예를 들어, 3d 전자와 4s 전자 사이의 반발 때문에 크로뮴에서는 4s 에너지 준위가 3d보다 약간 높아져 [Ar] 3d5 4s1 배열을 가지는 것이 [Ar] 3d4 4s2 배열보다 더 유리해진다. 비슷한 이상 현상이 구리에서도 발생하는데, 구리 원자는 법칙에 따른 [Ar] 3d9 4s2 대신 [Ar] 3d10 4s1 배열을 가진다. 이런 배열이 쌓음 원리의 예외이다. 하지만 이러한 이상 현상은 화학적으로 큰 의미를 가지지 않는다. 대부분의 화학은 고립된 기체 원자에 관한 반응을 보지 않으며, 다양한 배열이 서로 에너지가 매우 가까워서 근처 원자의 존재가 균형을 바꿀 수 있다. 따라서 주기율표는 이러한 예외를 무시하고 이상화된 배열만 고려한다.
아연 ([Ar] 3d10 4s2)에서 3d 궤도는 총 10개의 전자로 완전히 채워진다. 다음으로는 4p 궤도가 나오는데, 이는 한 줄을 완성하며 갈륨 ([Ar] 3d10 4s2 4p1)부터 크립톤 ([Ar] 3d10 4s2 4p6)까지 이전 p-구역 원소와 유사한 방식으로 점진적으로 채워진다. 갈륨 이후부터는 3d 궤도가 전자가 내부 껍질에 속하게 되며 더 이상 화학 반응에 참여하지 않는다. 바깥 껍질을 채우는 s- 및 p-구역 원소는 전형 원소라고 불린다. 내부 껍질을 채우는 d-구역 원소(아래 파란색)는 전이 원소 (또는 모두 금속이므로 전이 금속)이라고 불린다.
다음 18개 원소는 5s 궤도(루비듐과 스트론튬), 그 다음 4d 궤도(이트륨에서 카드뮴까지, 역시 중간에 몇 가지 이상 현상이 있음), 마지막으로 5p 궤도(인듐에서 제논까지)를 채운다. 다시 말하지만, 인듐부터는 4d 궤도가 내부 껍질에 있다. 따라서 다섯 번째 줄은 네 번째 줄과 같은 구조를 가진다.
주기율표의 여섯 번째 줄도 마찬가지로 두 개의 s-구역 원소인 세슘과 바륨으로 시작한다. 그 다음부터는 란타넘부터 시작하는 첫 번째 f-구역 원소(아래 녹색)가 나타나기 시작한다. 이들은 때때로 내부 전이 원소라고 불린다. 이제 4f뿐만 아니라 5d와 6s 부껍질도 비슷한 에너지에 존재하므로, 다시 수많은 불규칙한 배열이 나오며 서로간 경쟁이 발생한다. 이 때문에 f-구역이 정확히 어디에서 시작되어야 하는지에 대한 논쟁이 있었지만, 이 문제를 연구하는 대부분의 사람들은 쌓음 원리에 따라 란타넘에서 시작한다는 데 동의한다. 란타넘 자체는 단일 원자로 4f 부껍질을 채우지는 않지만, 전자 간의 반발 때문에 4f 궤도는 화학 반응에 참여할 수 있을 만큼 충분히 낮은 에너지에 있다. 이터븀에서 7개의 4f 궤도는 14개의 전자로 완전히 채워진다. 그 후, 10개의 전이 원소(루테튬부터 수은까지)가 뒤따르고, 마지막으로 6개의 주족 원소(탈륨부터 라돈까지)가 주기를 완성한다. 루테튬 이후부터는 4f 궤도가 코어에 있으며, 탈륨 이후부터는 5d 궤도도 코어에 있다.
주기율표의 일곱 번째 줄은 여섯 번째 줄과 유사하다. 7s 궤도(프랑슘과 라듐)가 채워지고, 이어서 5f 궤도(악티늄부터 노벨륨까지), 그 다음 6d 궤도(로렌슘부터 코페르니슘까지), 마지막으로 7p 궤도(니호늄부터 오가네손까지)가 채워진다. 로렌슘부터는 5f 궤도가 내부 껍질에 있으며, 아마도 니호늄부터는 6d 궤도도 내부 껍질에 포함될 것이다. 다시 중간에 몇 가지 이상 현상이 나타난다. 예를 들어, 단일 원자로는 악티늄과 토륨도 실제로는 5f 부껍질을 채우지 않으며, 로렌슘도 6d 껍질을 채우지 않지만 이 모든 부껍질은 다양한 화학 환경에서 채워질 수 있다. 아주 오랫동안 일곱 번째 줄은 불완전했는데, 이 줄의 원소 대부분이 자연에 존재하지 않기 때문이었다. 누락된 초우라늄 원소는 1940년 넵투늄이 만들어지면서 실험실에서 인공적으로 합성되기 시작했다. (그러나 자연이 아닌 합성으로 발견된 최초의 원소는 1937년의 테크네튬이었다.) 이 줄은 2010년 테네신 합성으로 완성되었고 (마지막 원소 오가네손은 이미 2002년에 만들어졌다), 이 일곱 번째 줄의 마지막 원소들은 2016년에 이름이 모두 붙여졌다. 그렇게 완성된 주기율표는 아래와 같다.
이것으로 현대 주기율표가 완성되었으며, 일곱 개의 행이 모두 완전히 채워져 있다.
전자 배열표.
다음 표는 각 원소의 중성 기체 상태 원자의 전자 배열을 보여준다. 서로 다른 화학 환경에서는 서로 다른 배열이 선호될 수 있다. 주족 원소는 완전히 규칙적인 전자 배열을 가지는 반면, 전이 원소와 내부 전이 원소는 에너지 수준이 비슷한 부껍질이 서로 경쟁하면서 최대 20가지 불규칙성을 보인다. 마지막 10개 원소(109~118)의 경우 실험 데이터가 부족하므로 이론적으로 계산된 배열이 대신 표시되었다. 완전히 채워진 부껍질은 회색으로 표시되어 있다.
원소 위치 논쟁.
1주기.
오늘날 현대 주기율표가 표준으로 사용되지만, 1주기 원소인 수소와 헬륨의 배치는 여전히 논의 중인 미해결 문제이며 일부 변형 형태를 찾을 수 있다. 각각 s1 및 s2 전자 배열에 따라, 수소는 1족에 배치되고 헬륨은 2족에 배치해야 한다. 수소를 1족에 배치하는 것은 일반적이지만, 헬륨은 거의 항상 다른 비활성 기체와 함께 18족에 배치된다. 이 논쟁은 화학적 또는 전자적 특성이 주기율표 배치에 얼마나 영향을 미쳐야 하는지에 대한 서로 상충하는 이해와 관련이 있다.
1족 금속처럼 수소는 가장 바깥 껍질에 전자 하나를 가지고 있으며 일반적으로 화학 반응에서 유일한 하나의 전자를 잃는다. 수소는 일부 금속을 염에서 대체할 수 있는 일부 금속과 유사한 화학적 특성을 가지고 있다. 하지만 반응성이 높은 고체 금속인 알칼리 금속과는 달리 표준 조건에서 이원자 비금속 기체를 형성한다. 이 특성과 수소가 전자를 얻는 수소화물을 형성하는 것은 같은 작용을 하는 할로젠의 특성과 가깝다 (비록 수소가 H+보다 H−를 형성하는 것이 더 드물지만). 더욱이, 가장 가벼운 두 할로젠(플루오린과 염소)은 표준 조건에서 수소처럼 기체 상태이다. 수소의 일부 특성은 어느 족에도 잘 맞지 않는다. 수소는 강력한 산화제도 강력한 환원제도 아니며 물과 반응하지 않는다. 따라서 수소는 알칼리 금속과 할로젠의 특성을 모두 가지고 있지만, 어느 족에도 완벽하게 일치하지 않으므로 화학적 특성으로 명확하게 분류하기 어렵다. 따라서 수소를 전자에 대한 특성을 보고 1족에 배치하는 것이 보통이지만, 일부 드문 배열로 수소를 17족에 배치하거나, 수소를 1족과 17족에 중복 배치하거나, 모든 족과 별도로 띄워 놓는 경우도 있다. 그럼에도 불구하고 마지막 배치의 경우 화학자이자 과학철학자인 에릭 스케리가 수소가 다른 모든 원소와 달리 주기율 전체를 초월한다는 것을 암시하는 것처럼 보인다는 이유로 비판받았다.
헬륨은 주기율표에서 전자 구조와 일치하지 않는 위치를 보편적으로 차지하는 유일한 원소이다. 헬륨은 가장 바깥 껍질에 전자 2개를 가지고 있는 반면, 다른 비활성 기체는 8개를 가지고 있다. 또한 헬륨은 S-구역 원소인 반면, 다른 모든 비활성 기체는 P-구역 원소이다. 그러나 헬륨은 표준 조건에서 비활성이고, 완전히 전자가 채워진 외부 껍질을 가지고 있다. 이러한 특성은 18족 비활성 기체와 같지만, 2족의 반응성이 높은 알칼리 토금속과는 전혀 다르다. 이러한 이유로 헬륨은 특성이 가장 잘 일치하는 18족에 거의 보편적으로 배치된다. 또한 이런 이유로 헬륨을 2족으로 옮기자는 제안은 1988년에 국제 순수·응용 화학 연합(IUPAC)에서 거부되었다. 그럼에도 불구하고 헬륨은 오늘날에도 여전히 2족에 가끔 배치되며, 헬륨의 일부 물리적 및 화학적 특성은 2족 원소와 더 가깝고 전자적 배치도 이에 가깝다. 고체 헬륨은 육방 밀집 구조로 결정화되며, 이는 2족의 베릴륨 및 마그네슘과 일치하지만 18족의 다른 비활성 기체와는 일치하지 않는다. 최근 비활성 기체 화학의 이론적 발전(헬륨이 네온보다 약간 덜 비활성이며 아날로그 유사체 화합물과 유사한 구조를 가진 (HeO)(LiF)2를 형성할 것으로 예상되지만 네온 유사체는 예상되지 않음)으로 인해 더 많은 화학자가 헬륨을 2족에 배치할 것을 주장하고 있다. 이는 전자적 논증과 관련이 있는데, 네온의 더 큰 비활성 정도는 헬륨이 부족한 채워진 P-껍질로부터의 반발 때문이지만, 실제로는 헬륨 함유 분자가 극심한 저온 조건(약 10 K) 외에서는 안정하기 어렵다.
주기율표의 1주기 원소의 이례적인 성질은 헬륨을 2족으로 옮기는 것을 지지하기 위해 추가적으로 인용되었다. 이는 어떤 유형의 첫 번째 궤도도 비정상적으로 작기 때문에 발생한다. 이는 더 높은 유사체와 달리 동일한 유형의 더 작은 궤도로부터의 전자 간 반발을 보이지 않기 때문이다. 이 때문에 각 구역의 첫 번째 원소는 비정상적으로 작으며, 이러한 원소는 해당 족에 대해 특성적인 종류의 이상 현상을 나타내는 경향이 있다. 헬륨의 위치 변경을 주장하는 일부 화학자는 헬륨이 2족에 배치될 경우 이러한 이상 현상을 나타내지만, 18족에 배치될 경우에는 나타내지 않는다고 지적했다. 반면에 헬륨이 18족에서 빠질 경우 첫 번째 18족 원소가 될 네온은 이러한 이상 현상을 나타낸다. 헬륨과 베릴륨의 관계는 수소와 리튬의 관계와 유사하며, 이는 훨씬 더 일반적으로 받아들여지는 배치이다. 예를 들어, 궤도 크기의 이러한 경향 때문에 각 주족의 첫 번째와 두 번째 원소 사이의 원자 반지름에 큰 차이가 1족과 13~17족에서 나타난다. 이는 네온과 아르곤 사이, 헬륨과 베릴륨 사이에 존재하지만, 헬륨과 네온 사이에는 존재하지 않는다. 이는 비활성 기체의 끓는점과 물에 대한 용해도에도 유사하게 영향을 미치는데, 헬륨은 네온과 너무 가깝고, 족의 첫 두 원소 사이의 특징적인 큰 차이는 네온과 아르곤 사이에서만 나타난다. 헬륨을 2족으로 옮기면 헬륨이 첫 번째 2족 원소가 되고 네온이 첫 번째 18족 원소가 됨으로써 2족과 18족에서도 이 경향이 일관되게 된다. 둘 다 카이노시메트릭한 족의 첫 번째 원소의 특징적인 특성을 나타낸다. 그럼에도 불구하고 헬륨의 극단적인 비활성 정도 때문에 18족 배치가 거의 보편적으로 유지된다. 또한 수소와 헬륨을 모두 모든 족 밖에 띄워 놓는 표도 드물게 볼 수 있다.
3족.
많은 주기율표에서 F-구역은 한 원소만큼 오른쪽으로 이동하여 란타넘과 악티늄이 3족의 D-구역 원소가 되고, 세륨-루테튬과 토륨-로렌슘이 F-구역을 이룬다. 따라서 D-구역은 매우 불균형한 두 부분으로 나뉜다. 이는 초기 전자 배열 측정의 실수에서 비롯된 잔재이다. 현대에 와서 측정 결과 3족에 루테튬과 로렌슘을 포함하고, 란타넘-이터븀과 악티늄-노벨륨을 F-구역으로 하는 형태가 더 일관적이다.
4f 껍질은 이터븀에서 완전히 채워지며, 이러한 이유로 레프 란다우와 예브게니 리프시츠는 1948년에 루테튬을 F-구역 원소로 분류하는 것이 잘못되었다고 생각했다. 그들은 아직 란타넘을 D-구역에서 제거하는 단계까지 나아가지는 않았지만, 곤도 준은 1963년에 란타넘의 저온 초전도 현상이 4f 껍질의 활성화를 의미한다는 것을 깨달았다. 1965년, 데이비드 C. 해밀턴은 이 관찰을 주기율표에서의 위치와 연결시키고, F-구역이 란타넘-이터븀과 악티늄-노벨륨 원소들로 구성되어야 한다고 주장했다. 그 이후로 물리적, 화학적, 전자적 증거가 이 배치를 지지해 왔다. 이 문제는 1982년에 윌리엄 B. 젠슨의 글로 널리 알려졌고, 루테튬과 로렌슘을 3족으로 재배치하는 것은 1988년(1-18족 번호가 권고되었을 때)과 2021년 IUPAC 보고서에서 지지되었다. 그럼에도 불구하고 여러 변형은 여전히 존재하는데, 이는 대부분의 교과서 저자들이 이 문제를 알지 못하기 때문이다.
세 번째 형태는 때때로 3족의 이트륨 아래 공간을 비워두는 경우가 있는데, IUPAC 웹사이트에 나타난 표가 그러하다. 그러나 이는 양자 역학과의 불일치를 보이는데 F-구역을 15개 원소 너비(란타넘–루테튬 및 악티늄–로렌슘)로 만들면서도 F-부껍질에는 14개의 전자만 들어갈 수 있기 때문이다. 더욱이, 문헌에는 어떤 원소가 3족에 포함되는지에 대한 혼란이 존재한다. 2021년 IUPAC 보고서는 15개 원소 너비의 F-구역이 상대론적 양자역학의 특정 분야에서 초악티늄족 원소의 특성에 초점을 맞추는 일부 화학자에게 지지된다고 언급했지만, 해당 프로젝트의 의견은 그러한 관심 의존적 우려가 주기율표가 "일반 화학 및 과학계"에 어떻게 제시되어야 하는지에 영향을 미치지 않아야 한다는 것이었다. 초악티늄족 원소에 초점을 맞추는 다른 저자는 "F-구역의 15번째 항목이 F-구역 삽입물의 위치를 나타내기 위해 비워둔 D-구역의 첫 번째 슬롯을 나타낸다"고 명확히 하여, 이 형태가 루테튬과 로렌슘(문제의 15번째 항목)을 여전히 3족의 D-구역 원소로 포함한다는 것을 암시한다. 실제로 IUPAC 간행물이 표를 32개 열로 확장할 때, 그들은 이를 명확히 하고 루테튬과 로렌슘을 3족의 이트륨 아래에 배치한다.
문헌에서 스칸듐-이트륨-란타넘-악티늄 배치를 지지하는 여러 주장들을 찾아볼 수 있지만, 이들은 논리적으로 일관되지 않다는 비판을 받았다. 예를 들어, 란타넘과 악티늄은 개별 기체 상태 원자로서 f-부껍질을 채우기 시작하지 않았기 때문에 f-구역 원소가 될 수 없다고 주장되었다. 그러나 이는 F-구역 원소로 논쟁의 여지가 없는 토륨에도 해당되는 이야기이며, 이 주장은 다른 쪽 끝의 문제를 간과한다. 즉, F-껍질은 이터븀과 노벨륨에서 채워지는 것이 스칸듐-이트륨-루테튬-로렌슘 형태와 일치하며, 스칸듐-이트륨-란타넘-악티늄 형태가 주장하는 루테튬과 로렌슘에서는 채워지지 않는다. 이러한 예외적인 배열은 소수에 불과할 뿐만 아니라, 어떠한 경우에도 다른 원소의 주기율표 배치와 관련하여 고려된 적이 없다. 기체 원자에서 D-껍질은 구리, 팔라듐, 금에서 채워지지만, 화학자들은 이러한 배열이 예외적이며 D-구역은 쌓음 원리에 따라 아연, 카드뮴, 수은에서 실제로 끝난다는 것을 보편적으로 받아들인다. 배치와 관련된 중요한 사실은 란타넘과 악티늄(토륨과 마찬가지로)은 화학 환경에서 점유할 수 있는 원자가 f 궤도를 가지고 있는 반면, 루테튬과 로렌슘은 그렇지 않다는 것이다. 그들의 f-껍질은 원자핵에 존재하며, 화학 반응에 사용할 수 없다. 따라서 이트륨과 란타넘의 관계는 같은 수의 원자가 전자를 가지지만 다른 종류의 원자가 궤도를 가지는 원소들(예: 크로뮴과 우라늄) 사이의 이차적인 관계에 불과하다. 반면 이트륨과 루테튬의 관계는 원자가 전자 수와 원자가 궤도 유형을 모두 공유하는 일차적인 관계이다.
주기적 성질.
화학 반응은 원자가 전자의 이동으로 일어나므로, 유사한 외부 전자 배열을 가진 원소는 화학 반응도 유사하게 일어나고, 또한 유사한 비율의 원소를 포함하는 화합물을 형성한다고 예상할 수 있다. 이러한 원소는 같은 족에 배치되므로, 족을 따라 내려갈수록 화학적 행동에 명확한 유사성과 경향이 나타나는 경향이 있다. 유사한 배열이 규칙적인 간격으로 나타나기 때문에 원소의 특성은 주기적으로 반복된다. 이것이 주기율표와 주기율의 이름의 유래이다. 이러한 주기적 반복은 이를 설명하는 기본 이론이 개발되기 훨씬 전에 발견되었다.
원자 반지름.
역사적으로 원자의 물리적 크기는 20세기 초까지 알려지지 않았다. 수소의 원자 반지름를 처음으로 계산한 추정치는 1910년 물리학자 아서 하스가 발표했으며, 이는 현재 알려진 값인 보어 반지름 (~0.529 Å)의 한 자릿수(10배) 이내였다. 하스는 반지름을 게산할 때 1904년 조지프 존 톰슨이 제안한 고전적 원자 모델인 '푸딩 모형'에 기반한 단일 전자 배열을 사용했다.
원자 반지름은 최외각 궤도의 크기에 따라 달라진다. 일반적으로 주족 원소를 따라 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 핵전하가 증가하지만 외부 전자가 여전히 같은 껍질에 있으므로 반지름은 감소한다. 그러나 족을 따라 아래로 내려갈수록 최외각 전자가 더 높은 껍질에 있어 핵에서 멀어지기 때문에 반지름은 일반적으로 증가한다. 각 구역의 첫 번째 줄은 카이노시메트리 또는 원초적 반발이라는 효과 때문에 비정상적으로 작다. 1s, 2p, 3d, 4f 부껍질은 내부 이소체가 없다. 예를 들어, 2p 궤도는 1s 및 2s 궤도와는 각도 전하 분포가 상당히 다르므로 강한 반발을 경험하지 않아 그리 크지 않다. 그러나 3p 궤도는 유사한 각도 전하 분포를 가지는 2p 궤도에서 강한 반발을 경험한다. 따라서 더 높은 s-, p-, d-, f-부껍질은 거의 같은 각도 전하 분포를 가지는 내부 이소체로부터 강한 반발을 가지며 이를 피하기 위해 더 커져야 한다. 이 때문에 다중 결합을 선호하는 작은 2p 원소와 그렇지 않은 더 큰 3p 및 더 높은 p-원소 사이에 상당한 차이가 발생한다. 유사한 이상 현상은 1s, 2p, 3d, 4f, 그리고 가설적인 5g 원소에서도 발생한다. 이 1주기 원소의 이례적인 성질은 s-구역에서 가장 높고, p-구역에서는 중간 정도이며, d-구역과 f-구역에서는 덜 두드러진다.
전이 원소에서는 내부 껍질이 채워지고 있지만, 원자의 크기는 여전히 외부 전자에 따라 결정된다. 계열을 따라 증가하는 핵전하와 차폐를 위한 증가된 내부 전자 수는 어느 정도 서로 상쇄되므로, 반지름의 감소는 더 작다. 새로운 유형의 전이 계열이 처음 시작된 직후인 4p 및 5d 원자들은 예상보다 작다. 이는 추가된 안쪽 3d 및 4f 부껍질이 외부 전자에 대한 핵전하를 불완전하게만 차폐하기 때문이다. 따라서 예를 들어 갈륨 원자는 알루미늄 원자보다 약간 작다. 카이노시메트리와 함께, 이는 주기 사이에 짝수-홀수 차이(s-구역을 제외하고)를 초래하며, 이는 때때로 2차 주기성으로 알려져 있다. 짝수 주기의 원소는 원자 반지름이 더 작고 더 적은 전자를 잃는 경향이 있으며, 홀수 주기의 원소들(첫 번째 주기를 제외하고)은 반대 방향으로 다르다. 따라서 예를 들어 p-구역의 많은 특성은 족을 따라 부드럽게 움직이기보다는 지그재그 형태를 보인다. 예를 들어, 15족의 홀수 주기에 있는 인과 안티모니는 +5 산화 상태에 쉽게 도달하는 반면, 짝수 주기에 있는 질소, 비소, 비스무트는 +3에 머무르는 것을 선호한다. 비슷한 상황이 D-구역에도 적용되어, 루테튬에서 텅스텐 원자들은 각각 이트륨에서 몰리브데넘 원자보다 약간 작다.
탈륨과 납 원자는 각각 인듐과 주석 원자와 거의 같은 크기이지만, 비스무트에서 라돈까지의 6p 원자는 동소체인 5p 원자보다 크다. 이는 원자핵이 매우 강하게 대전되면 전자 구름에 대한 핵의 효과를 측정하기 위해 특수 상대성이론이 필요하기 때문이다. 이러한 상대론적 효과는 무거운 원소가 주기율표에서 더 가벼운 동족체와 비교하여 점차 다른 특성을 가지게 되는 결과를 낳는다. 스핀-궤도 상호작용은 p 부껍질을 분리시킨다. 하나의 p 궤도는 상대론적으로 안정화되고 축소되지만(탈륨과 납에서 채워짐), 다른 두 개(비스무트에서 라돈까지 채워짐)는 상대론적으로 불안정화되고 확장된다. 또한 상대론적 효과는 금이 금색을 띠고 수은이 실온에서 액체인 이유를 설명한다. 이러한 효과는 7주기 후반에 매우 강해져 주기성을 붕괴시킬 가능성이 있다. 전자 배열은 108번 원소(하슘)까지 명확하게 알려져 있으며, 108번 이후의 실험 화학은 112번 원소(코페르니슘)에서 115번 원소(모스코븀)까지만 이루어졌으므로, 가장 무거운 원소의 화학적 특성 규명은 현재 연구 주제로 남아 있다.
원자 반지름이 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 감소하는 경향은 이온 반지름에서도 나타나지만, 연속적인 원소의 가장 일반적인 이온은 전하가 다르기 때문에 조사하기가 더 어렵다. 같은 전자 배열을 가진 이온은 원자 번호가 증가함에 따라 크기가 감소하는데, 이는 양전하를 띠는 핵으로부터의 인력이 증가하기 때문이다. 따라서 예를 들어 Se2−, Br−, Rb+, Sr2+, Y3+, Zr4+, Nb5+, Mo6+, Tc7+ 계열에서 이온 반지름은 감소한다. 같은 원소의 이온은 더 많은 전자가 제거될수록 작아지는데, 이는 핵으로부터의 인력이 전자 구름을 팽창시키는 전자들 사이의 반발력을 능가하기 시작하기 때문이다. 따라서 V2+, V3+, V4+, V5+ 계열에서 이온 반지름은 감소한다.
이온화 에너지.
원자의 1차 이온화 에너지는 원자에서 전자 1개를 제거하는 데 필요한 에너지이다. 이는 원자 반지름에 따라 달라진다. 이온화 에너지는 왼쪽에서 오른쪽으로, 아래에서 위로 갈수록 증가하는데, 이는 핵에 가까운 전자일수록 더 강하게 결합되어 제거하기가 더 어렵기 때문이다. 따라서 이온화 에너지는 각 주기의 첫 번째 원소인 수소와 알칼리 금속에서 가장 작으며, 그 후 일반적으로 주기의 오른쪽 끝에 있는 비활성 기체에 가까이 갈수록 증가한다. 이러한 경향에는 산소와 같은 일부 예외가 있는데, 제거되는 전자가 쌍을 이루고 있어 전자 간 반발로 인해 예상보다 제거하기 쉽다.
전이 계열에서는 내부 궤도가 채워지고 있음에도 불구하고 외부 전자가 우선적으로 빠진다. 예를 들어, 3d 계열에서는 3d 궤도가 채워지고 있음에도 4s 전자가 먼저 빠진다. 3d 전자를 추가될 때 발생하는 차폐 효과는 핵 전하 증가를 대략적으로 상쇄하므로, 이온화 에너지는 거의 일정하게 유지되지만 각 전이 계열의 끝에서는 특히 약간 증가한다.
금속 원자는 화학 반응에서 전자를 잃는 경향이 있으므로, 이온화 에너지는 일반적으로 화학 반응성과 관련이 있지만 그 외 다른 요인들도 관여한다.
전자 친화도.
이온화 에너지의 반대 특성은 전자 친화도인데, 이는 원자에 전자를 추가할 때 방출되는 에너지이다. 전자가 핵의 인력을 더 강하게 느낄수록, 특히 수용할 수 있는 부분적으로 채워진 외부 궤도가 있을수록 원자에 더 쉽게 끌릴 것이다. 따라서 전자 친화도는 아래에서 위로, 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 증가하는 경향이 있다. 예외는 마지막 열인 비활성 기체인데, 이들은 완전한 껍질을 가지고 있어 다른 전자를 채울 수 있는 공간이 없다. 이 때문에 그 왼쪽 열의 할로젠이 가장 높은 전자 친화도를 가지고 있다.
일부 원자는 비활성 기체처럼 전자 친화도가 없다. 이들은 안정적인 기체상 음이온을 형성할 수 없다. (입사 전자가 충분한 운동 에너지를 가지고 도착하면 준안정 공명을 형성할 수 있지만, 이들은 필연적으로 빠르게 자가이온화된다. 예를 들어, 가장 오래 지속되는 He− 준위의 수명은 약 359 마이크로초이다.) 비활성 기체는 높은 이온화 에너지를 가지고 있고 전자 친화도가 없어 전자를 얻거나 잃으려는 경향이 거의 없으며 일반적으로 비활성이다.
몇몇 예외적인 경향이 나타난다. 산소와 플루오린은 황과 염소보다 전자 친화도가 낮은데, 이는 원자가 작아서 새로 추가된 전자가 이미 존재하는 전자들로부터 상당한 반발이 있기 때문이다. 비금속 원소의 경우에도 전자 친화도는 반응성과 다소 상관관계가 있지만, 다른 요인이 관여하므로 완벽하지는 않다. 예를 들어, 플루오린은 염소보다 전자 친화도가 낮지만(매우 작은 플루오린 원자의 극심한 전자 간 반발 때문), 반응성은 더 높다.
원자가와 산화 상태.
원소의 원자가는 해당 원소가 결합하여 단순한 이원자 수소화물을 형성할 수 있는 수소 원자의 수, 또는 해당 원소가 결합하여 단순한 이원자 산화물(즉, 과산화물 또는 초과산화물이 아닌)을 형성할 수 있는 산소 원자 수의 두 배로 정의할 수 있다. 주족 원소의 원자가는 족 번호와 직접적으로 관련되어 있다. 주족 1~2족 및 13~17족의 수소화물은 MH, MH2, MH3, MH4, MH3, MH2, 그리고 마지막으로 MH의 공식을 따른다. 최고 산화물은 대신 원자가가 증가하며, M2O, MO, M2O3, MO2, M2O5, MO3, M2O7의 공식을 따른다. 오늘날 원자가의 개념은 산화수로 확장되었는데, 이는 화합물 내의 다른 모든 원소가 이온으로 제거되었을 때 원소에 남아 있는 형식적 전하이다.
전자 배열을 통해 원자가는 결합에 사용할 수 있는 전자의 수로 설명할 수 있다. 실제로 원자가 전자의 수는 1족에서 1개로 시작하여 주기율표의 오른쪽으로 갈수록 증가하며, 각 새로운 구역이 시작될 때마다 3개로 다시 설정된다. 따라서 6주기에서 세슘-바륨은 1-2개의 원자가 전자를 가지며, 란타넘-이터븀은 3-16개, 루테튬-수은은 3-12개, 탈륨-라돈은 3-8개를 가진다. 그러나 D-구역과 F-구역의 오른쪽으로 갈수록 모든 원자가 전자를 사용하는 것에 해당하는 이론적 최대치는 전혀 달성할 수 없다. 같은 상황이 산소, 플루오린, 그리고 크립톤까지의 가벼운 비활성 기체에도 영향을 미친다.
완전한 설명은 단순히 전자 배열만을 고려하는 것이 아니라, 다른 원자가로 화합물을 형성할 때 방출될 에너지까지 고려해야 한다. 예를 들어, 마그네슘은 물에 용해될 때 Mg+ 양이온보다 Mg2+ 양이온을 형성하는데, 이는 Mg+가 자발적으로 Mg0와 Mg2+ 양이온으로 불균등화되기 때문이다. 이는 수화 엔탈피(양이온을 물 분자로 둘러싸는 것)가 이온의 전하와 반지름에 따라 크기가 증가하기 때문이다. Mg+에서는 최외각 궤도(이온 반지름을 결정하는)가 여전히 3s이므로 수화 엔탈피가 작아 전자를 제거하는 데 필요한 에너지를 보상하기에 불충분하다. 그러나 Mg2+로 다시 이온화하면 내부의 2p 부껍질이 노출되어 수화 엔탈피가 마그네슘(II) 화합물 형성을 가능하게 할 만큼 충분히 커진다. 비슷한 이유로, 무거운 P-구역 원소(ns 전자가 np보다 에너지가 낮아지는 곳)의 일반적인 산화 상태는 2단계씩 변하는 경향이 있는데, 이는 내부 부껍질을 노출시키고 이온 반지름을 줄이는 데 필요하기 때문이다(예: Tl+는 6s를 노출하고, Tl3+는 5d를 노출하므로, 탈륨이 두 개의 전자를 잃으면 세 번째 전자도 잃는 경향이 있다). 궤도 혼성에 기반한 유사한 논증은 전기 음성도가 낮은 P-구역 원소에도 적용될 수 있다.
전이 금속의 경우, 일반적인 산화 상태는 거의 항상 최소 +2이다(다음 부껍질을 노출하기 위한 비슷한 이유로). 이는 dx+1s1 또는 dx+2s0 배열을 가지는 예외적인 금속(은)에도 해당되는데, 이는 d-전자 사이의 반발이 두 번째 전자가 s-에서 d-부껍질로 이동하는 것이 이온화 에너지를 크게 바꾸지 않기 때문이다. 전이 금속을 더 이온화해도 새로운 내부 부껍질이 노출되지 않기 때문에, 이들의 산화 상태는 1단계씩 변하는 경향이 있다. 란타넘족과 악티늄족 끝쪽은 일반적으로 안정적인 +3 산화 상태를 보이며, 외부 s-전자를 제거한 후 (일반적으로) ns와 에너지가 유사한 (n-2)f 궤도에서 하나의 전자를 제거한다. d-구역과 f-구역 원소의 일반적인 및 최대 산화 상태는 이온화 에너지에 따라 달라지는 경향이 있다. 각 전이 계열을 따라 (n-1)d와 ns 궤도 사이의 에너지 차이가 증가함에 따라, 더 많은 전자를 이온화하는 것이 에너지적으로 덜 유리해진다. 따라서 초기 전이 금속 족은 더 높은 산화 상태를 선호하는 경향이 있지만, +2 산화 상태는 후기 전이 금속 족에서 더 안정해진다. 따라서 최고 형식의 산화 상태는 각 d-구역 줄의 시작에서 +3에서 중간(예: OsO4)의 +7 또는 +8로 증가한 다음 끝에서 +2로 감소한다. 란타넘족과 후기 악티늄족은 일반적으로 4차 이온화 에너지가 높으므로 +3 산화 상태를 거의 넘지 않는 반면, 악티늄족 앞쪽은 4차 이온화 에너지가 낮아서 예를 들어 넵투늄과 플루토늄은 +7까지 도달할 수 있다. 가장 마지막 악티늄족은 란타넘족보다 낮은 산화 상태를 향해 더 나아간다. 멘델레븀은 툴륨이나 심지어 유로퓸(반쯤 채워진 f-껍질로 인해 +2 상태가 가장 안정적인 란타넘족 원소)보다 +2 상태로 환원되기 쉽고, 노벨륨은 이터븀과는 달리 +3보다 +2를 아예 선호한다.
같은 족에 속하는 원소는 같은 원자가 배열을 공유하므로 일반적으로 유사한 화학적 행동을 보인다. 예를 들어, 1족의 알칼리 금속은 모두 원자가 전자 하나를 가지고 있으며, 매우 균질한 원소군을 형성한다. 이들은 모두 부드럽고 반응성이 높은 금속이다. 그러나 많은 요인들이 관여하며, 족은 종종 상당히 이질적일 수 있다. 예를 들어, 수소 또한 원자가 전자 하나를 가지고 있으며 알칼리 금속과 같은 족에 속하지만, 그 화학적 행동은 상당히 다르다. 14족의 안정적인 원소들은 비금속(탄소), 두 개의 반도체(규소와 저마늄), 그리고 두 개의 금속(주석과 납)으로 구성되어 있지만, 네 개의 원자가 전자를 가진다는 공통점으로 묶여 있다. 이는 종종 최대 및 최소 산화 상태에서 유사성으로 이어진다(예: 황과 셀레늄은 16족에서 모두 SO3 및 SeO3와 같이 최대 산화 상태 +6을 가지며, 황화물 및 셀렌화물과 같이 최소 산화 상태 -2를 가진다). 그러나 항상 그렇지는 않다(예: 산소는 황과 셀레늄과 같은 족에 있음에도 불구하고 +6 산화 상태를 형성하는 것으로 알려져 있지 않다).
전기 음성도.
원소의 또 다른 중요한 특성은 전기 음성도이다. 원자들은 전자 쌍을 공유하여 서로 공유 결합을 형성하고, 원자가 궤도가 서로 겹쳐진다. 각 원자가 공유 전자 쌍을 끌어당기는 정도는 원자의 전기 음성도에 따라 달라지며 이는 원자가 전자를 얻거나 잃는 경향에 따라 달라진다. 전기 음성도가 더 큰 원자는 전자 쌍을 더 많이 끌어당기는 경향이 있고, 전기 음성도가 더 작은(또는 전기 양성도가 더 큰) 원자는 덜 끌어당긴다. 극단적인 경우, 전자가 전기 양성도가 더 큰 원자에서 전기 음성도가 더 큰 원자로 완전히 이동했다고 생각할 수 있지만 이는 단순화한 모식이다. 이런 모습의 결합은 양이온(전자를 내어준)과 음이온(전자를 받아들인) 두 이온이 결합된 이온 결합이라고 한다.
전기 음성도는 핵이 전자 쌍을 얼마나 강하게 끌어당기는지에 따라 달라지므로, 이미 논의된 다른 특성과 유사한 변화를 보인다. 전기 음성도는 위에서 아래로 갈수록 감소하고, 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 증가하는 경향이 있다. 알칼리 및 알칼리 토금속은 가장 전기 양성적인 원소에 속하며, 16족 원소, 할로젠, 비활성 기체는 가장 전기 음성적인 원소에 속한다.
전기 음성도는 일반적으로 폴링 척도로 측정된다. 이 척도에서 가장 전기 음성적인 원자(플루오린)는 4.0의 전기 음성도를 가지며, 가장 전기 음성도가 낮은 원자(세슘)는 0.79의 전기 음성도를 가진다. 사실 네온이 가장 전기 음성적인 원소이지만, 폴링 척도로는 비활성 원자가 대부분의 원소와 공유 결합을 형성하지 않기 때문에 그 전기 음성도를 측정할 수 없다.
원소의 전기 음성도는 결합된 원자의 종류와 수, 그리고 이미 잃은 전자의 수에 따라 달라진다. 원자는 더 많은 전자를 잃을수록 전기 음성도가 더 커진다. 이는 때때로 큰 차이를 만들어낸다. +2 산화 상태의 납은 폴링 척도에서 전기 음성도 1.87을 가지는 반면, +4 산화 상태의 납은 전기 음성도 2.33을 가진다.
금속성.
단물질은 하나의 화학 원자로 구성된 물질이다. 전기 음성도가 더 큰 원자의 단물질은 서로 전자를 공유(공유 결합 형성)하는 경향이 있다. 이들은 작거나 큰 분자(수소나 산소처럼 원자가 쌍을 이루어 결합하는 경우) 또는 무한히 확장되는 거대 구조(탄소나 규소처럼)를 형성한다. 비활성 기체는 이미 완전한 껍질을 가지고 있으므로 단순히 단원자로 존재한다. 개별 분자 또는 단원자로 구성된 물질은 분자 간의 약한 인력(예: 런던 분산력)으로 함께 유지된다. 전자가 분자 내에서 움직일 때, 순간적인 전기적 불균형을 생성하며 이는 주변 분자에 유사한 불균형을 유도하고 많은 이웃 분자에서 전자의 동기화된 움직임을 생성한다.
그러나 전기양성 원자는 대신 전자를 잃어 양이온을 둘러싸는 "전자 바다"를 생성하는 경향을 띈다. 한 원자의 외부 궤도는 모든 이웃하는 원자와 전자를 공유하기 위해 겹쳐지며, 모든 원자에 걸쳐 확장되는 거대한 분자 궤도 구조를 형성한다. 이 음전하를 띠는 "바다"는 모든 이온을 끌어당겨 금속 결합으로 함께 유지한다. 이러한 결합을 형성하는 원소를 종종 금속이라고 불리며, 그렇지 않은 원소는 종종 비금속이라고 불린다. 일부 원소는 서로 다른 구조를 가진 여러 단물질을 형성할 수 있다. 이를 동소체라고 한다. 예를 들어, 다이아몬드와 흑연은 탄소의 두 동소체이다.
원소의 금속성은 전자적 특성으로 예측할 수 있다. 원자 궤도가 금속 또는 공유 결합 중에 겹칠 때, 동등한 용량을 가진 결합 궤도와 반결합 궤도를 모두 생성하며 반결합 궤도는 더 높은 에너지를 가진다. 순수 결합 특성은 결합 궤도에 있는 전자가 반결합 궤도에 있는 전자보다 많을 때 발생한다. 따라서 금속 결합은 각 원자에 의해 비편재화된 전자의 수가 겹침에 기여하는 궤도 수의 두 배보다 적을 때 가능하다. 이는 1족부터 13족까지의 원소에 해당한다. 또한 모든 원자가 동등한 위치를 차지하는 거대한 공유 결합 구조를 형성하기에는 원자가 전자가 너무 적어서 거의 모두 금속화된다. 예외는 수소와 붕소인데, 이들은 이온화 에너지가 너무 높다. 따라서 수소는 공유 결합 H2 분자를 형성하고, 붕소는 이십면체 B12 클러스터를 기반으로 하는 거대한 공유 결합 구조를 형성한다. 금속에서는 결합 및 반결합 궤도가 겹치는 에너지를 가지므로, 전자가 자유롭게 흐를 수 있는 단일 띠를 형성하여 전기 전도를 가능하게 한다.
14족에서는 금속 결합과 공유 결합이 모두 가능하다. 다이아몬드 결정에서 탄소 원자 간의 공유 결합은 강하다. 이는 원자 반지름이 작아서 핵이 전자를 더 강하게 붙들고 있기 때문이다. 따라서 결과적으로 형성되는 결합 궤도는 반결합 궤도보다 에너지가 훨씬 낮고 겹침이 없으므로 전기 전도가 불가능하다. 탄소는 비금속이다. 그러나 원자가 클수록 공유 결합이 약해지고 결합 및 반결합 궤도 사이의 에너지 간격이 줄어든다. 따라서 규소와 저마늄은 띠틈이 더 작고 상온 상압 조건에서 반도체이다. 전자는 열적으로 들뜨면 띠틈을 넘어설 수 있다. (붕소 또한 상온 상압 조건에서 반도체이다.) 띠틈은 주석에서 사라지므로 주석과 납은 금속이 된다. 온도가 상승하면 모든 비금속은 띠틈의 크기에 따라 다소간 반도체 특성을 나타낸다. 따라서 금속과 비금속은 전기 전도도의 온도 의존성에 따라 구별할 수 있다. 금속의 전도도는 온도가 상승하면 감소하는 반면(열 운동이 전자의 자유로운 흐름을 더 어렵게 만들기 때문), 비금속의 전도도는 증가한다(더 많은 전자가 띠틈을 넘어설 수 있도록 들뜰 수 있기 때문).