Na początku wiedzę chemiczną stanowiły jedynie pewne informacje, dotyczące znanych już substancji. Jednak coraz większa ilość gromadzącego materiału spowodowała, że chemicy żyjący na przełomie XVIII i XIX wieku zaczęli podejmować próby uporządkowania i sklasyfikowania znanej wiedzy.
Pierwszą klasyfikacją był podział pierwiastków na metale i niemetale. Okazało się jednak, że podział ten nie obejmuje wszystkich pierwiastków i jest niewystarczający.
Na początku XIX wieku niemieckie chemik Johan Wolfgang Döbereiner pogrupował znane mu pierwiastki w trójki, które nazwał triadami. Pierwiastki w trójkach miały zbliżone właściwości, były uporządkowane według wzrastających mas atomowych i okazało się, że masa atomowa pierwiastka znajdującego się w środku trójki jest w przybliżeniu średnia arytmetyczną pierwiastka pierwszego i końcowego.
W drugiej połowie XIX wieku John Newlands ułożył pierwiastki według rosnących mas atomowych i zauważył, że co ósmy pierwiastek tego szeregu ma zbliżone właściwości. Jest to tzw. teoria oktaw Newlandsa.
W 1869 roku rosyjski chemik Dymitr Mendelejew ułożył znane pierwiastki podobnie jak Newlands według wzrastających mas atomowych, a stworzona przez niego tablica zwana układem okresowym jest najlepszym ze sposobów klasyfikacji pierwiastków chemicznych. Mendelejew jest uważany za twórcę prawa okresowości. Sformułowane przez niego prawo mówiło, że właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków uszeregowanych według wzrastających mas atomowych zmieniają się w sposób ciągły i powtarzają się periodycznie. Obecnie prawo okresowości mówi o powtarzających się właściwościach ze wzrostem liczby atomowej. Jednak masa atomowa i liczba atomowa poza paroma wyjątkami rosną równolegle. Wyjaśnienie czysto empirycznego prawa okresowości stało się możliwe dopiero w XX wieku, kiedy poznano strukturę atomu.
Współczesny układ okresowy zbudowany jest z kolumn pionowych, zwanych grupami, oraz szeregów poziomych, tzw. okresów. Każdy z okresów rozpoczyna się bardzo reaktywnym metalem, a zakończony jest niemetalem. Układ okresowy zawiera siedem okresów, ponumerowanych cyframi arabskimi. Najnowsze zalecenia Komisji Nomenklatury IUPAC każą numerować grupy kolejnymi liczbami arabskimi od 1 do 18. sposób ten pozwala uniknąć stosowania liter A oraz B, które dotychczas były używane niekonsekwentnie. Nazwę grupy tworzy się od nazwy pierwiastka, który znajduje się na początku grupy (pierwsza grupa przyjmuje swoją nazwę od litu, a nie od wodoru i zwana jest litowcami, druga grupa tp berylowce itd.).
Ze względu na podobieństwo w strukturach elektronowych pierwiastki zostały podzielone na tzw. bloki. Pierwiastki należące do pierwszej i drugiej grupy układu okresowego mają elektrony walencyjne opisane orbitalami typu s i zaliczane są do bloku s. Pierwiastki, których elektrony walencyjne opisują orbitale typu s i p zaliczamy do bloku p i są nimi pierwiastki 13-18 grupy układu okresowego. Pierwiastki należące do 3-12 grupy tworzą blok d, a ich elektrony walencyjne są opisywane za pomocą orbitali ns i (n-1)d, gdzie n = 1, 2, 3..7 oznacza numer okresu oraz liczbę powłok elektronowych. Aktynowce i lantanowce to blok f. Ich elektrony walencyjne opisują orbitale ns i (n-2)f, a czasami (n-1)d.
Wszystkie pierwiastki układu okresowego posiadają swoje symbole obok których umieszczone są liczba atomowa oraz masa atomowa. Liczba atomowa, zwana czasem liczba porządkową, określa liczbę protonów w jądrze atomu danego pierwiastka i określa ona miejsce pierwiastka w układzie okresowym.
Jeśli analizujemy położenie pierwiastków w układzie okresowym bardzo łatwo możemy potwierdzić słuszność prawa okresowości, które mówi o okresowo powtarzających się właściwościach pierwiastków ułożonych według wzrastających liczb atomowych. Wielkościami fizycznymi i chemicznymi, które zmieniają się periodycznie w zależności od położenia pierwiastka w układzie należą: promienie jonowe i atomowe, temperatura wrzenia i topnienia, gęstość, elektroujemność, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, stopień utlenienia, itd. Okresowość właściwości pierwiastków znajduje również swoje odbicie we właściwościach związków chemicznych. Pierwiastki tych samych grup tworzą podobny typ wodorków oraz tlenków. Natomiast charakter tlenków zmienia się od mocno zasadowego Na2O, wykazującego właściwości amfoteryczne Al2O3, o słabych właściwościach kwasowych SiO2 oraz SO3 iCl2O7 o coraz silniejszych właściwościach kwasowych.
Pierwiastki należące do jednej grupy układu okresowego mają podobne właściwości chemiczne oraz fizyczne. Litowce (pierwsza grupa układu okresowego) są metalami, tworzą silne wodorotlenki, a są one tym silniejsze im bliżej dolnej lewej części układu okresowego znajduje się pierwiastek. W tym samym kierunku rośnie również reaktywność opisywanych metali. Litowce i ich połączenia z wodorem (wodorki litowców) należą do silnych reduktorów, a ich właściwości redukcyjne są tym mocniejsze, im większa jest masa atomowa litowca. W podobny sposób (lewa dolna część układu okresowego) zmniejsza się wartość elektroujemności oraz zwiększa się promień atomowy.
Siedemnasta grupa układu okresowego to fluorowce. Są one niemetalami, które tworzą kwasy. Wszystkie kwasy fluorowców, zarówno tlenowe, jak i beztlenowe, są silnymi kwasami. Najsilniejszymi kwasami są te, które tworzą pierwiastki znajdujące się w prawej górnej części układu okresowego. Najmocniejszym kwasem tlenowym jest kwas chlorowy(VII) o wzorze HClO4, natomiast moc kwasów beztlenowych zmienia się w szeregu HCl < HBr < HI. Reaktywność chemiczna pierwiastków siedemnastej grupy układu okresowego zwiększa się przechodząc w kierunku prawej górnej części układu okresowego.. W tym samym kierunku zwiększa się elektroujemność oraz rośnie niemetaliczność.
W obrębie okresów, przechodząc od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej do pierwiastków o większej liczbie atomowej obserwowana jest zmiana właściwości od metalicznych do niemetalicznych, a także zwiększenie się elektroujemności. Granica pomiędzy niemetalami i metalami (właściwie jest to raczej płynne przejście, a nie ścisła granica) biegnie ukośnie przez układ okresowy. Znajdują się na niej pierwiastki posiadające właściwości przejściowe, które nazywamy amfoterami. Każdy z okresów zamyka pierwiastek należący do gazów szlachetnych. Wiedząc jak zmieniają się poszczególne właściwości w układzie okresowym, można łatwo przewidzieć własności fizyczne i chemiczne danego pierwiastka.
Pierwiastki znajdujące się w grupach od 3 do 12 są przeważnie metalami o złożonych właściwościach. Pierwiastki takie jak chrom, wanad, mangan zachowują się jak metale jedynie na swoich niższych stopniach utlenienia. Im wyższy stopień utlenienia tych pierwiastków tym mniejszy charakter metaliczny, a większy charakter niemetaliczny.
Rzeczywistą podstawą układu okresowego jest konfiguracja elektronowa. Konfiguracja elektronowa decydująco wpływa na stopień utlenienia, zatem można zaobserwować okresowy przebieg zależności stopni utlenienia pierwiastka w układzie okresowym. I tak, np. wszystkie pierwiastki należące do pierwszej grupy układu okresowego łatwo tracą jeden elektron z ostatniej powłoki (elektron walencyjny) i przyjmują +I stopień utlenienia. Pierwiastki drugiej grupy układu okresowego mogą stracić dwa elektrony walencyjne, przechodząc tym samym na +II stopień utlenienia, natomiast pierwiastki tworzące trzecią grupę mogą stracić trzy elektrony i występują wówczas na +III stopniu utlenienia. Jeżeli chodzi o pierwiastki niemetaliczne, które wchodzą w skład grup od 13 do 18 dodatnie stopnie utlenienia występują wyłącznie w ich związkach z pierwiastkami niemetalicznymi o większej wartościowości (np. fluorem i tlenem). Najważniejszymi stopniami utlenienia chloru są I, III, V, VII. Na ujemnych stopniach utlenienia pierwiastki niemetaliczne przyjmują przeważnie konfigurację najbliższego gazu szlachetnego. Najwyższy stopień utlenienia pierwiastka jest zgodny z liczbą jego elektronów walencyjnych.
Niektóre pierwiastki ora związki chemiczne tworzą cząsteczki, w których atomy są połączone za pomocą różnych wiązań chemicznych. Rodzaj wiązania zależy od wartości elektroujemności atomów pierwiastka, które tworzą dana cząsteczkę. Elektroujemność jest to zdolność danego pierwiastka do przyciągania elektronów. Według skali wprowadzonej przez Linusa Paulinga największą elektroujemność ma fluor (4,0), a najmniejszą frans (0,7). Dużą wartość elektroujemności wykazują niemetale, natomiast metale charakteryzują się małymi wartościami elektroujemności. Elektrony walencyjne w atomach metali są słabo związane i w reakcjach chemicznych łatwo mogą zostać oderwane, a atomy metali staja się kationami (jonami dodatnimi). Natomiast atomy niemetali silniej wiążą swoje elektrony walencyjne, co powoduje, że trudniej je oderwać w reakcjach chemicznych.
Jeśli analizujemy zmianę elektroujemności w obrębie grup i okresów można zauważyć dwa ogólne kierunki zmian. Elektroujemność rośnie w okresach od strony lewej do prawej. W grupach zmniejsz się przy przejściu od pierwiastków o mniejszych liczbach atomowych do pierwiastków o większych liczbach atomowych. Wodoru nie zaliczamy do litowców, ponieważ jego elektroujemność znacznie różni się od elektroujemności innych pierwiastków pierwszej grupy układu okresowego. Skala wprowadzona przez Linusa Paulinga ułatwia określenie rodzaju wiązań występujących między atomami pierwiastków.
Promień atomowy rośnie przy przejściu w dół każdej z grup układu okresowego, natomiast w okresie maleje, jeśli przechodzimy od strony lewej do strony prawej. Promienie jonowe pierwiastków elektrododatnich są mniejsze niż odpowiednie promienie atomowe, natomiast pierwiastki elektroujemne mają większe promienie jonowe niż odpowiadające im promienie atomowe.
Energia odpowiadająca energii potrzebnej do usunięcia jednego elektronu z obojętnej cząsteczki lub atomu zwana jest energią jonizacji. Wyróżniamy pierwszą energię jonizacji, drugą energię jonizacji, itd., które odpowiadają usunięciu pierwszego, drugiego, trzeciego, itd. elektronu. Energia jonizacja wyznaczana jest za pośrednictwem pomiarów spektroskopowych i wyrażamy ją w eV/atom. Pierwsza energia jonizacji określa energię konieczną do oderwania z obojętnego atomu, bądź cząsteczki jednego elektronu. Można więc stwierdzić, że im bliżej jądra znajduje się elektron (im mniejszy jest promień atomowy), tym większa jest energia potrzebna do jego oderwania. W obrębie okresu promień atomowy zmniejsza się przy przejściu od strony lewej do prawej, więc energia jonizacji zwiększa się w tym samym kierunku i dla gazów szlachetnych, które posiadają w swojej powłoce walencyjnej oktet elektronowy, osiąga największą wartość. W grupach układu okresowego energia jonizacji maleje ze wzrostem liczby atomowej (ze zwiększeniem się liczby powłok elektronowych i wzrostem promieni atomowych). Druga, trzecia, czwarta, itd. energia jonizacji ma wartość większą niż pierwsza, ponieważ do oderwania drugiego, trzeciego i kolejnych elektronów z jonu posiadającego ładunek dodatni konieczna jest znacznie większa energia.
Miarą powinowactwa elektronowego jest energia wydzielona podczas przyłączenia jednego elektronu do cząsteczki lub atomu i utworzenia jednoujemnego anionu. Przyłączeniu kolejnych elektronów odpowiada drugie, trzecie, czwarte, itd. powinowactwo elektronowe. Największe powinowactwo mają atomy pierwiastków o największej elektroujemności. Powinowactwo elektronowe jest efektem energetycznym, który towarzyszy przyłączaniu jednego dodatkowego elektronu do powłoki walencyjnej danego atomu. Zatem im mniejszy jest promień atomowy, tym większe jest powinowactwo elektronowe, ponieważ tym mocniejsze jest oddziaływanie dodatnio naładowanego jądra na elektron. W obrębie grupy obserwuje się zwiększanie promieni atomowych i zmniejszanie powinowactwa elektronowego ze wzrostem liczby atomowej. Natomiast w obrębie okresu idąc od strony lewej do prawej zauważa się zmniejszanie promieni atomowych oraz wzrost powinowactwa elektronowego.
Pierwiastki układu okresowego można podzielić na:
- metale - charakteryzują się dobrym przewodnictwem cieplnym i elektrycznym. Metale posiadają charakterystyczny połysk i zwykle są kowalne. Przeważnie odznaczają się niską elektroujemnością, a w reakcjach chemicznych maja one tendencję do oddawania swoich elektronów i tworzenia jonów dodatnich. W temperaturze pokojowej wszystkie metale są ciałami stałymi (oprócz rtęci) i tworzą one kryształy metaliczne. Ze 111 znanych pierwiastków aż 88 jest metalami. W zależności od gęstości metale możemy podzielić na metale ciężkie i lekkie. Są one szeroko rozpowszechnione w przyrodzie, gdzie spotykane są najczęściej w postaci rud.
- półmetale - to pierwiastki chemiczne posiadające właściwości pośrednie pomiędzy metalami i niemetalami. Mają one właściwości półprzewodnikowe i zaliczane są do nich: tellur, selen, antymon, german, krzem, arsen, bor.
- niemetale - (niepoprawnie zwane metaloidami) są to pierwiastki chemiczne wykazujące słabe przewodnictwo elektryczne (zwykle są półprzewodnikami bądź izolatorami) oraz zwykle słabym przewodnictwem cieplnym (wyjątek stanowi alotropowa odmiana węgla - diament). Niemetale w stanie stałym są kruche i nie posiadają metalicznego połysku. Przeważnie charakteryzują się dużą elektroujemnością. Niemetale w reakcjach chemicznych (oprócz gazów szlachetnych: neonu oraz helu, które nie ulegają reakcjom chemiczny,) przyłączają elektrony, które pochodzą od atomów metali, albo uwspólniają elektrony wraz z atomami innych niemetali. Mniejsza część pierwiastków chemicznych zaliczana jest do niemetali. Mają one zwykle właściwości kwasotwórcze, a w roztworach wodnych występują najczęściej w postaci prostych lub złożonych anionów (wyjątek stanowi np. kation amoniowy, wodorkowy nitrozyliowy). Typowymi niemetalami są pierwiastki, które w temperaturze pokojowej są gazami. Zaliczamy do nich helowce (radon, ksenon, krypton, argon, neon, hel), a także azot, wodór, fluor, tlen, chlor, brom ciekły ( w warunkach normalnych). Niemetalami są także ciała stałe, takie jak węgiel (we wszystkich swoich odmianach alotropowych: grafit, fullereny i diament), jod i siarka oraz przeważnie fosfor, selen i krzem. Do grupy tej zalicza się również niekiedy bezpostaciowy tellur oraz żółty arsen. Natomiast krzem (na skutek jego właściwości półprzewodnikowych oraz przewodnictwa właściwego zbliżonego do germanu), odmiany czarnego fosforu oraz szary selen (zwany metalicznym, który posiada właściwości fotoprzewodnikowe) bywają zaliczane raczej do półmetali. Zatem podziału pierwiastków na: metale, niemetale i półmetale można dokonać dokładnie tylko wtedy, gdy weźmiemy pod uwagę ich odmiany alotropowe.
