第一个周期表格

终身不懈1869年的元素周期表包含17列，有两个几乎完整的元素周期(序列)钾来溴而且铷来碘，之前有两个由七个元素组成的部分周期(锂到氟而且钠到氯)，然后是三个不完全周期。在1871年的一篇论文中，门捷列夫提出了对17族表的修订，主要的改进是正确地重新定位了17个元素。他，以及洛萨迈耶他还提出了一个八列表，将每个长周期分成七个周期，即第八个周期集团包含三个中心要素(如铁，钴、镍;门捷列夫也包括在内铜而不是把它放在第一组)，以及第二组7个周期。七个时期的第一和第二时期后来被区分为使用字母“a”和“b”附加在组符号，这是罗马数字。

随着的发现惰性气体氦，霓虹灯，氩，氪，氡,氙通过瑞利勋爵(约翰威廉斯特拉特)和威廉·拉姆齐爵士在1894年和随后的几年里，门捷列夫等人提出了一个新的“零”组适应它们被添加到元素周期表中。“短周期”形式的元素周期表，包括第0组、第I组、第II组和第VIII组，开始流行并一直普遍使用到1930年左右。

基于早期(1882年)的T. Bayley模型，J. Thomsen在1895年设计了一个新的表格。这被解释为电子结构原子的尼尔斯·玻尔在1922年。在这个表中，惰性气体之间有一个增加的周期;因此，这个表包含一个包含2个元素的周期，两个包含8个元素的周期，两个包含18个元素的周期，一个包含32个元素的周期，以及一个不完全周期。每个周期中的元素可以通过连接线与下一个周期中的一个或多个元素连接起来。这个表的主要缺点是32个元素的周期需要很大的空间，并且很难跟踪一个非常相似的元素序列。一个有用的妥协是将32个元素的周期压缩为18个空格，通过列出14个镧元素(也称为镧系元素)和14种锕系化合物(也称为锕系元素)在其他周期下面的特殊双排。

其他版本的元素周期表

周期表的另一种长形式已经被提出。最早的一种，由a·沃纳1905年，他把每一个较短的周期分成两部分，分别放在表的两端，上面的元素在较长的周期中最相似。因此，bayley型表中连接周期的多条拉线就被省去了。类也可以大大简化这类表lanthanoid和锕系元素到一个单独的区域。到了20世纪中期，这种表格已经成为最常用的表格。

发现新元素

伟大的价值1871年，门捷列夫成功地发现了17种元素的性质可以与其他元素的性质相关联，方法是将这17种元素从它们的原子量所指示的位置移动到新的位置。这一变化表明，以前所接受的一些元素的原子量有小误差，而其他一些元素的原子量则有大误差，因为这些元素的原子量是组合重量的错误倍数(组合重量是一种元素的重量与标准的给定重量结合在一起)。门捷列夫还能够预测当时未被发现的元素的存在和许多性质，比如硼、铝和硅，这些元素现在已经被确认了钪，镓,锗,分别。同样地，在氦和氩被发现之后，周期律允许预测氖气，氪气，氙气和氡的存在。此外，玻尔还指出，缺失的72号元素，从它在周期系统中的位置来看，与锆在其性质上而非稀土;这一发现促使G. de Hevesy和D. Coster在1922年研究锆矿石并发现了这种未知元素，并将其命名铪．

原子序数的意义

尽管重新测定了原子量，作了修正，1871年门捷列夫和洛塔尔·迈耶周期表中的一些元素，根据它们的性质，仍然需要被放在不符合原子量顺序的位置上。在氩和钾，钴和镍,碲以碘为例，第一个元素的值更大原子量而是在周期系统中较早的位置。解决这一困难的办法只有当结构原子更好地理解。

约1910欧内斯特·卢瑟福爵士他关于重原子原子核对α粒子散射的实验导致了原子核的测定电荷．原子核荷数与原子荷数之比电子它的原子量大约是原子质量的一半。1911年，A. van den Broek提出这个量，即原子序数(在纽兰兹的引导下，按照元素在表中的位置来编号已经成为习惯)。这一建议在1913年得到了杰出的证实H.G.J.莫斯利的波长测量特征许多元素的x射线光谱线表明，波长确实以一种规则的方式依赖于原子序数——与表中元素的序数相同。在周期系统的有序级数中，任何元素的位置不再有任何不确定性。

元素的确切原子量对其在周期系统中的位置意义不大，这可以通过的存在来证明同位素每种元素——原子序数相同但原子量不同的原子。一种元素的同位素的化学性质基本上是相同的，一种元素的所有同位素尽管原子量不同，但在周期系统中占据相同的位置。

周期律的说明

对周期系统的详细了解是随着量子光谱理论和原子的电子结构，开始于1913年玻尔的工作。重要的进展是威廉·威尔逊和阿诺德·索末菲在1916年制定了旧量子理论的一般规则，发现了量子理论不相容原理通过沃尔夫冈·泡利1925年，发现了自旋George E. Uhlenbeck和Samuel Goudsmit在1925年发现了电子，并发展了量子力学通过维尔纳·海森堡而且欧文薛定谔同年。电子理论的发展价分子结构，从假设共享电子对的吉尔伯特·n·刘易斯在1916年，他在解释周期律(看到化学成键）.