1829-yilda nemis kimyogari Iogann Volfgang Dyobereyner elementlarni tizimlashtirish bo‘yicha ilk jiddiy urinishni amalga oshirdi. U xossalari o‘xshash ayrim elementlarni uchta-uchtadan guruhlash mumkinligini payqab, bu guruhlarni triadalar deb atadi:

Dyobereyner taklif etgan triadalar qonunining mohiyati shundan iborat ediki, triadadagi o‘rta elementning atom massasi chetdagi ikki element atom massalari yig‘indisining yarmiga (arifmetik o‘rtachasiga) yaqin bo‘lgan. Dyobereyner triadalari ma’lum darajada Mendeleyev guruhlarining dastlabki ko‘rinishi hisoblansa-da, bu tasavvurlar hali ancha nomukammal edi. Masalan, magniyning bir guruhda kalsiy, stronsiy va bariy yoxud kislorodning bir guruhda oltingugurt, selen va tellur bilan keltirilmagani o‘xshash elementlarni sun’iy ravishda faqat uchliklarga cheklash oqibati edi. Dyobereynerning xossalari yaqin bo‘lgan to‘rtta elementdan triada ajratishga urinishidagi muvaffaqiyatsizligi bunga yorqin misoldir: P, As, Sb, Bi. Dyobereyner fosfor bilan mishyak hamda surma bilan vismutning kimyoviy xossalari o‘rtasidagi chuqur o‘xshashlikni yaxshi anglagan, biroq izlanishini oldindan triadalar bilan cheklagani sababli to‘g‘ri yechimga kela olmagan. Yarim asrdan keyin Lotar Meyer Dyobereyner triadalaridan bir oz chetlasha olganida, bu to‘rtta elementning barchasi o‘rtasidagi o‘xshashlikni darhol ko‘rgan bo‘lardi, deb ta’kidlagan.

Dyobereyner, tabiiyki, barcha ma’lum elementlarni triadalarga ajrata olmadi. Shunga qaramay, triadalar qonuni atom massasi bilan elementlar va ularning birikmalari xossalari o‘rtasidagi bog‘liqlikni yaqqol ko‘rsatdi. Keyingi barcha tizimlashtirish urinishlari elementlarni atom massalariga muvofiq joylashtirishga asoslandi.

Dyobereyner g‘oyalarini yana bir nemis kimyogari Leopold Gmelinrivojlantirdi. U elementlarning xossalari bilan atom massalari o‘rtasidagi bog‘liqlik triadalardagidan ancha murakkabligini ko‘rsatdi. 1843-yilda Gmelin kimyoviy jihatdan o‘xshash elementlarni birikish (ekvivalent) og‘irliklari ortib borish tartibida guruhlarga ajratgan jadvalni e’lon qildi. Elementlar triadalar bilan birga tetradalar va pentadalar (to‘rt va besh elementli guruhlar) hosil qilgan, jadvalda elementlarning elektrmanfiyligi yuqoridan pastga qarab izchil o‘zgargan.

1850-yillarda Maks fon Pettenkofer va Jan Dyuma elementlar atom og‘irligining o‘zgarishidagi umumiy qonuniyatlarni aniqlashga qaratilgan «differensial sistemalar»ni taklif qildi. Ularni nemis kimyogarlari Adolf Shtrеkker va Gustav Chermak.

batafsil ishlab chiqdi. XIX asrning 60-yillari boshlarida davriy qonun kashf etilishiga bevosita zamin yaratgan bir qancha ishlar paydo bo‘ldi.

Aleksandr de Shankurtua o‘sha paytda ma’lum bo‘lgan barcha kimyoviy elementlarni atom massalari ortib borish tartibida yagona qatorga joylashtirgan va hosil bo‘lgan qatorni silindr sirtiga, uning asosidan boshlanib asos tekisligi bilan 45° burchak hosil qiladigan chiziq bo‘ylab tushirgan (lot. vis tellurique «tellur spirali^{[manba 407 kundan beri ko‘rsatilmagan]}»). Silindr sirti tekislikka yoyilganda, uning o‘qiga parallel vertikal chiziqlarda xossalari o‘xshash kimyoviy elementlar joylashgani ma’lum bo‘lgan. Sistema oxirgi elementi tellur bilan tugaganligi sababli de Shankurtua sistemasi tellur spiralideb atalgan. Tellur spiralida bir qator nomuvofiqliklar bo‘lgan. Masalan, bitta vertikal chiziqqa litiy, natriy, kaliy; berilliy, magniy, kalsiy; kislorod, oltingugurt, selen, tellur va boshqalar tushib qolgan. Bu nomuvofiqliklarning sababi de Shankurtua sistemasi yaratilgan paytda ayrim elementlar (skandiy, galliy, germaniy, texnetsiy va barcha inert gazlar) hali kashf etilmagani, boshqa ko‘plab elementlarning atom massalari noto‘g‘ri aniqlangani edi. Bu ikki kamchilikni keyinchalik D. I. Mendeleyev davriy qonun ustida ishlash va davriy jadvalni yaratish jarayonida bartaraf etgan.^{[manba 407 kundan beri ko‘rsatilmagan]}

De Shankurtua spiralidan ko‘p o‘tmay ingliz olimi Jon Nyulends elementlarning kimyoviy xossalari bilan atom massalarini taqqoslashga urindi. Elementlarni atom massalari ortib borish tartibida joylashtirarkan, Nyulends ularning xossalaridagi o‘xshashlik har sakkizinchi elementda takrorlanishini payqadi. U aniqlangan qonuniyatni musiqa gammasidagi yetti intervalga qiyosan oktavalar qonuni deb atadi. Jadvalida kimyoviy elementlarni har biri yettitadan elementni o‘z ichiga olgan vertikal guruhlarga joylashtirdi va ayrim elementlar tartibini biroz o‘zgartirganda kimyoviy xossalari o‘xshash elementlar bitta gorizontal chiziqda joylashishini aniqladi.

Jon Nyulends atom massalari ortib borish tartibida joylashtirilgan elementlar ketma-ketligini birinchi bo‘lib tuzdi, kimyoviy elementlarga mos tartib raqamlarini berdi va bu tartib bilan elementlarning fizik-kimyoviy xossalari o‘rtasidagi muntazam bog‘liqlikni payqadi. U bunday ketma-ketlikda ekvivalent og‘irliklari (massalari) 7 birlikka yoki 7 ga karrali miqdorga farq qiladigan elementlarning xossalari takrorlanishini, ya’ni musiqa gammasidagi sakkizinchi nota birinchisini takrorlagani kabi, sakkizinchi element ham birinchining xossalarini takrorlashini yozgan. Nyulends yengil elementlar uchun haqiqatan mavjud bo‘lgan bu bog‘liqlikka umumiy qonuniyat sifatida qarashga urindi. Uning jadvalida bir gorizontal qatorda o‘xshash elementlar joylashgan, ammo ko‘pincha xossalari mutlaqo boshqa elementlar ham ayni qatorga tushib qolgan. Bundan tashqari, u ayrim kataklarga ikkitadan element joylashtirishga majbur bo‘lgan, jadvalda bo‘sh o‘rinlar bo‘lmagan. Natijada oktavalar qonuni katta shubha bilan qabul qilingan.

1864-yilda Uilyam Odling elementlarni atom og‘irliklari va kimyoviy xossalarining o‘xshashligiga ko‘ra joylashtirgan jadvalni e’lon qildi, ammo unga hech qanday izoh bermadi.

Xuddi shu 1864-yilda nemis kimyogari Lotar Meyerningbirinchi jadvali ham paydo bo‘ldi. Unga valentliklariga ko‘ra oltita ustunga joylashtirilgan 28 ta element kiritilgan edi. Meyer o‘xshash elementlar qatorida atom massasining qonuniy (Dyobereyner triadalariga o‘xshash) o‘zgarishini ta’kidlash uchun jadvaldagi elementlar sonini ataylab cheklagan.

1870-yilda Meyerning «Elementlar tabiati ularning atom og‘irligining funksiyasi sifatida» deb nomlangan yangi, to‘qqizta vertikal ustundan iborat jadvali keltirilgan ishi nashr etildi. O‘xshash elementlar jadvalning gorizontal qatorlarida joylashgan, ayrim kataklarni Meyer bo‘sh qoldirgan. Jadvalga elementning atom hajmi va atom og‘irligi o‘rtasidagi bog‘liqlik grafigi ham ilova qilingan. Uning o‘ziga xos arrasimon shakli o‘sha vaqtga kelib Mendeleyev taklif etgan «davriylik» atamasini yaqqol ifodalagan.

17 fevral (1-mart) 1869-yil Mendeleyev kimyoviy elementlar davriy sistemasining birinchi yaxlit variantini yakunladi. Bu variant «Atom og‘irliklari va kimyoviy o‘xshashlikka asoslangan elementlar sistemasi tajribasi»deb nomlangan bo‘lib, unda elementlar o‘n to‘qqizta gorizontal qatorga (o‘xshash elementlar qatorlari — hozirgi sistemaning guruhlari uchun dastlabki namuna) va oltita vertikal ustunga (kelajakdagi davrlarningdastlabki ko‘rinishi) joylashtirilgan edi. Shu sana Mendeleyevning davriy qonunni kashf etgan sanasi hisoblanadi, lekin uni kashfiyotning boshlanishi deb hisoblash to‘g‘riroqdir.

6 (18) mart 1869-yil bo‘lib o‘tgan Rus kimyo jamiyatining yig‘ilishida professor N. A. Menshutkin D. I. Mendeleyev nomidan tayyorlangan ma’ruzanio‘qib eshittirdi. Odatda unda kimyoviy elementlarning davriy qonuni kashf etilgani ma’lum qilingan deb hisoblanadi. Biroq, chamasi, o‘sha paytda gap olim 1869-yil fevral oxiri — mart boshlaridagi safari davomida to‘liq anglab yetgan qonuniyatni dastlab payqagani haqida borgan.

Mendeleyev jadvalining dastlabki nashrlari xronologiyasiga ko‘ra, 26–27-martda (14–15-martda) 1869-yili Mendeleyevning «Kimyo asoslari» darsligining 1-nashrida (1-qism, 2-son) birinchi jadval chop etildi. Uni taxminan 10-martda Peterburgga qaytgan Mendeleyev tasdiqlagan.

Bu vaqtga kelib olim o‘z kuzatuvining ulkan ahamiyatini anglab yetgan edi. Shu sababli Peterburgga qaytgach, 1869-yil mart o‘rtalarida «Obshchestvennaya polza» bosmaxonasiga jadvalning alohida varaqlarini buyurtma berdi. Ular 29-martda (17-martda) 1869-yili «ko‘plab kimyogarlarga» yuborish hamda Mendeleyevning kashfiyotdagi ilmiy ustuvorligini tasdiqlashga xizmat qilishi kerak edi. Keyinchalik, 1869-yil may boshlarida «Elementlar sistemasi tajribasi» Mendeleyevning «Elementlar xossalarining atom og‘irligi bilan nisbati» dasturiy maqolasida kimyoviy asoslanishi bilan chop etildi (« Rus kimyo jamiyati).

Yevropada Mendeleyev jadvali 1869-yil aprelda ma’lum bo‘ldi: aniqlangan xronologiyaga ko‘ra, uning xalqaro matbuotdagi ilk nashri 17-aprelda (5-aprelda) 1869-yili Leypsigdagi «Amaliy kimyo jurnali»da chiqdi va jahon ilm-fanining mulkiga aylandi.

«Elementlarning tabiiy sistemasi va undan kashf etilmagan elementlarning xossalarini ko‘rsatishda foydalanish» nomli maqolada (u 29 noyabr 1870-yil (11-dekabr 1870-yilda) «Rus kimyo jamiyati jurnali»da e’lon qilingan) Mendeleyev ilk bor «davriy qonun» atamasini ishlatdi va hali kashf etilmagan bir nechta element mavjudligini ko‘rsatdi.

Avgust oyida, 1871-yilda Mendeleyev «Kimyoviy elementlarning davriy qonuniyati» nomli yakuniy maqolasini yozdi (nem. Die periodische Gesetzmässigkeit der Elemente) va 1872-yilda uni nemis tilida «Annalen der Chemie und Pharmacie» jurnalida e’lon qildi. Bu ishda Mendeleyev qirq yildan ortiq vaqt mobaynida o‘z kuchini saqlab qolgan davriy qonun ta’rifini berdi:

Elementlarning xossalari, shuningdek, ulardan hosil bo‘ladigan oddiy va murakkab moddalarning xossalari ularning atom og‘irligiga davriy ravishda bog‘liqdir.

Asl matn (nemischa)

Die Eigenschaften der Elemente (folglich auch der aus ihnen gebildeten einfachen und zusammengesetzten Körper) befinden sich in periodischer Abhängigkeit von deren Atomgewichten.

Ayni paytda Mendeleyev o‘z davriy jadvaliga klassik ko‘rinish (qisqa davrli variant deb ataladigan shakl) berdi.

O‘zidan oldingi olimlardan farqli ravishda, Mendeleyev faqat jadval tuzib, atom massalarining son qiymatlaridagi shubhasiz qonuniyatlarni ko‘rsatibgina qolmadi, balki ularni tabiatning umumiy qonunideb atashga ham jur’at etdi. Atom massa elementning xossalarini belgilaydi, degan farazga tayanib, u ayrim elementlarning qabul qilingan atom og‘irliklarini o‘zgartirdi va hali kashf etilmagan elementlarning xossalarini batafsil tavsifladi. Oddiy moddalar va birikmalarning xossalarini bashorat qilishda Mendeleyev har bir elementning xossalari davriy jadvalda o‘z guruhidagi ikki qo‘shni element (yuqori va pastdagi) hamda o‘z davridagi ikki qo‘shni element (chap va o‘ngdagi) xossalari o‘rtasidagi oraliq holatda bo‘lishiga tayandi. Bu «yulduz qoidasi» deb ataladi.

D. I. Mendeleyev ko‘p yillar davomida davriy qonunni tan oldirish uchun kurashdi. Uning g‘oyalari Mendeleyev bashorat qilgan elementlar — ekaalyuminiy, ekabor va ekasilitsiy, ya’ni tegishlicha galliy (Pol Lekok de Buabodran, 1875), skandiy (Lars Nilson, 1879) va germaniy (Klemens Vinkler, 1886) kashf etilgandan keyingina e’tirof etildi. 1880-yillarning o‘rtalaridan boshlab davriy qonun kimyoning nazariy asoslaridan biri sifatida uzil-kesil tan olindi.

XX asr boshlarida davriy sistema eng yangi ilmiy ma’lumotlarga moslashtirish uchun ko‘p marta o‘zgartirildi. D. I. Mendeleyev va U. Ramzay jadvalda inert gazlarkiritiladigan nolinchi guruh bo‘lishi zarur, degan xulosaga keldi. Shu tariqa inert gazlar galogenlar va ishqoriy metallar. orasida o‘tish vazifasini bajaruvchi elementlar sifatida qaraldi. B. Brauner jadvaldagi barcha noyob yer elementlarinijoylashtirish muammosiga yechim topib, 1902-yilda ularni bitta katakka joylashtirishni taklif etdi. Uning jadval variantida oltinchi davr to‘rtinchi va beshinchi davrlardan uzunroq, ular esa o‘z navbatida ikkinchi va uchinchi davrlardan uzunroq edi.

Davriy qonunning keyingi rivojlanishi fizikafanidagi yutuqlar bilan bog‘liq edi: atomning bo‘linishi mumkinligi haqidagi tasavvurlar elektronning va radioaktivlikning kashf etilishi natijasida qaror topdi. Bular oxir-oqibat kimyoviy elementlar xossalaridagi davriylik sabablarini tushunish hamda davriy sistema nazariyasini yaratishga imkon berdi.

Kimyo uchun atom massalari bir-biriga yaqin, lekin yarim yemirilish davrlari keskin farq qiladigan ko‘plab radioaktiv yemirilish mahsulotlarini davriy jadvalga joylashtirish jiddiy muammo bo‘lgan. T. Svedberg 1909-yilda shuni isbotladiki, qo‘rg‘oshin va neonradioaktiv yemirilish natijasida hosil bo‘lgan, atom massalari «odatdagi» elementlardan farq qilsa-da, kimyoviy jihatdan ularga to‘liq aynan bir xil ekanini isbotladi. 1911-yilda F. Soddi atom massalari turlicha, ammo kimyoviy jihatdan farqlanmaydigan elementlarni (izotoplarni) jadvalning bitta katagiga joylashtirishni taklif qildi.

1913-yilda ingliz fizigi G. Mozli elementning xarakterli rentgen nurlanishi chastotasidan (ν) olingan kvadrat ildiz butun sonli kattalik — atom raqamiga (Z) chiziqli ravishda bog‘liqligini aniqladi. Bu kattalik elementning davriy jadvaldagi tartib raqamiga mos keladi:

${\displaystyle \nu =R(Z-\sigma {)}^2(\frac{1}{m^2}-\frac{1}{n^2})}$ , bu yerda R — Ridberg doimiysi, σ — ekranlash doimiysi.

Mozli qonuni elementlarning davriy jadvaldagi o‘rnini tajriba yo‘li bilan aniqlash imkonini berdi.

Atom raqami — 1911-yilda niderlandiyalik fizik A. van den Brukfaraz qilganidek, atom yadrosiningmusbat zaryadiga teng bo‘lib, kimyoviy elementlarni tasniflash asosiga aylandi. 1920-yilda ingliz fizigi J. Chedvik van den Bruk gipotezasini tajribada tasdiqladi. Shu tariqa elementning davriy sistemadagi tartib raqamining fizik ma’nosi ochib berildi. Davriy qonun zamonaviy ta’rifga ega bo‘ldi: «Oddiy moddalarning xossalari, shuningdek, elementlar hosil qiladigan birikmalarning shakllari va xossalari elementlar atomlari yadrolarining zaryadiga davriy ravishda bog‘liqdir»..

1921—1923-yillardaklassik va kvant tasavvurlari o‘rtasidagi murosa bo‘lgan Bor–Zommerfeld atom modeliga asoslanib, N. Bor davriy sistemaning formal nazariyasiga asos soldi. Bor ko‘rsatganidek, elementlar xossalarining davriylik sababi atomning tashqi elektron qavati tuzilishining davriy takrorlanishidir.

Yarim uzun (yuqoriga qarang) va uzun davriy jadval variantlari ishlab chiqildi. Ular atomlarning tashqi elektron orbitallari orbital kvant soni (s, p, d va f) bo‘yicha bir xil bo‘lgan bloklar (oilalar)dan tashkil topadi. s-blokka ishqoriy va ishqoriy-yer metallari, d-blokka o‘tish metallari, f-blokka lantanoidlar va aktinoidlar, p-blokka esa qolgan elementlar kiradi.

XX asr o‘rtalarida V. M. Klechkovskiy yadro zaryadi ortib borishi bilan atomlarning elektron orbitallari to‘lish ketma-ketligini tavsiflovchi qoidanitajribaviy ravishda aniqladi va nazariy jihatdan asosladi. Avvalgi yondashuvlardan farqli ravishda, bu qoida atomdagi elektronlarning o‘zaro ta’sirini ham hisobga oladi.

Atomning ionlanish energiyasi element tartib raqamiga yaqqol davriy bog‘liq. Bittadan valent elektroni bo‘lgan ishqoriy metallar atomidan elektronni ajratib olish eng oson, elektron qobig‘i to‘la bo‘lgan nodir gazlar atomlaridan esa eng qiyin. Shu sababli atomlarning ionlanish energiyasi davriy o‘zgarishida ishqoriy metallarga mos minimumlar va nodir gazlarga mos maksimumlar kuzatiladi. Ionlanish energiyasi egri chizig‘ida bu yaqqol minimum va maksimumlardan tashqari kuchsizroq minimum va maksimumlar ham mavjud. Ularni yuqorida aytilgan ekranlash va kirib borish effektlari, elektronlararo o‘zaro ta’sir va boshqa omillarni hisobga olgan holda tushuntirish mumkin.

Atomlarning elektronga moyillik energiyasi qiymatlaridagi davriylik, tabiiyki, ionlanish potensiallarini ko‘rib chiqishda qayd etilgan omillar bilan tushuntiriladi (elektronga moyillik energiyasi ta’rifiga qarang).

Elektronga eng katta moyillikka p-elementlarning VII guruhi ega. Eng past moyillik elektron tuzilishi s² (Be, Mg, Zn) va s²p⁶ (Ne, Ar) yoki yarmi to‘lgan p-orbitallari (N, P, As):

Qat’iy aytganda, elementga o‘zgarmas elektrmanfiylikqiymatini berib bo‘lmaydi. Atom elektrmanfiyligi ko‘plab omillarga, xususan, uning valent holati, formal oksidlanish darajasi, koordinatsion soni, ligandlarningtabiati, ya’ni molekulyar sistemada atomni o‘rab turgan zarrachalar hamda boshqa omillarga bog‘liq. So‘nggi vaqtlarda elektrmanfiylikni tavsiflash uchun orbital elektrmanfiylik deb ataladigan tushuncha tobora ko‘proq qo‘llanmoqda. U bog‘ hosil bo‘lishida ishtirok etuvchi atom orbitalining turi va elektronlar bilan to‘lganlik darajasiga, ya’ni orbitalda bo‘linmagan elektron juftiborligi, bitta juftlashmagan elektron bilan bandligi yoki bo‘shligiga bog‘liq. Elektrmanfiylikni talqin qilish va aniqlashda ayrim qiyinchiliklar mavjud bo‘lsa-da, u molekulyar sistemadagi bog‘larning tabiati, jumladan bog‘ energiyasi, elektron zaryadining taqsimlanishi, ionlilik darajasi, kuch doimiysi va boshqalarni sifat jihatdan tavsiflash hamda bashorat qilish uchun zarur bo‘lib qoladi.

Atom elektrmanfiyligining davriy o‘zgarishi davriy qonunning muhim tarkibiy qismidir. Buni elektrmanfiylik qiymatlarining tegishli ionlanish energiyasi va elektronga moyillik energiyasi bilan bo‘lgan shubhasiz, lekin har doim ham bir qiymatli bo‘lmagan bog‘liqligi orqali tushuntirish mumkin.

Davrlarda elektrmanfiylikning ortishi, guruhchalarda esa kamayishi umumiy qonuniyat sifatida kuzatiladi. I guruh s-elementlarining elektrmanfiyligi eng kichik, VII guruh p-elementlariniki esa eng katta.

Atom va ion o‘lchamlarining davriy o‘zgarishi qadimdan ma’lum. Bu yerda qiyinchilik shundaki, elektron harakatining to‘lqin tabiatiga ko‘ra atomlarning o‘lchamlari qat’iy belgilangan emas. Alohida atomlarning mutlaq o‘lchamini (radiusini) bevosita aniqlab bo‘lmagani uchun ko‘pincha tajribaviy qiymatlardan foydalaniladi. Ular kristallar va erkin molekulalardagi yadrolararo masofalarni o‘lchash orqali olinadi: har bir masofa ikki qismga bo‘linadi va uning bir qismi bog‘langan ikkita atomning birinchisi radiusiga, ikkinchi qismi ikkinchi atom radiusiga teng deb olinadi. Bunda kimyoviy bog‘ning tabiati, bog‘langan atomlarning oksidlanish darajalari, ularning koordinatsiyasi va boshqa omillar hisobga olinadi. Shu tariqa metallik, kovalent, ion va Van-der-Vaals radiuslari aniqlanadi. Van-der-Vaals radiuslari o‘zaro bog‘lanmagan atomlarning radiuslari hisoblanadi. Ular atomlar bir-biriga yaqin, ammo kimyoviy bog‘ hosil qilmagan qattiq yoki suyuq moddalardagi yadrolararo masofalardan aniqlanadi (masalan, Ar atomlari qattiq argonda yoki N atomlari qattiq azotdagi ikkita qo‘shni N₂ molekulasining atomlari bo‘ladi), ammo ular o‘zaro kimyoviy bog‘ bilan birikmagan.

Biroq alohida atomning samarali o‘lchamini tashqi elektronlariningzaryad zichligidagi asosiy maksimumning nazariy hisoblangan joylashuvi (yadrodan masofasi) yaxshiroq ifodalaydi. Bu atomning orbital radiusi deyiladi. Element tartib raqamiga bog‘liq ravishda orbital atom radiuslarining davriy o‘zgarishi ancha yaqqol ko‘rinadi: ishqoriy metallarga mos juda katta maksimumlar va nodir gazlarga mos minimumlar mavjud. Ishqoriy metalldan unga mos (eng yaqin) nodir gazga o‘tganda orbital atom radiuslari, Li—Neqatoridan tashqari, bir tekis kamaymaydi. Ayniqsa ishqoriy metall va nodir gaz orasida o‘tish elementlari (metallar) hamda lantanoidlar yoki aktinoidlaroilalari bo‘lsa, bu holat yaqqol kuzatiladi. Katta davrlarda d- va f-elementlar oilalarida radiuslar uncha keskin kamaymaydi, chunki orbitallar tashqidan ikkinchi ichki qavatda elektronlar bilan to‘ladi. Guruhchalarda atom va bir xil turdagi ionlarning radiuslari odatda kattalashadi.

Atomlanish energiyasi oddiy moddalarning reaksiya qobiliyatini ko‘p jihatdan belgilovchi xususiyatdir. Oddiy moddalar atomlanish energiyasining element tartib raqamiga bog‘liqligi davriy xususiyatga ega. Bu davriylikning asosiy jihatlari quyidagicha: atomlanish energiyasi ishqoriy metalldan (ularda bu qiymat nisbatan kichik, taxminan 84 kJ/mol) keyingi elementlarga o‘tganda ortadi, maksimumga yetadi, so‘ng kamayib, galogenlarda juda kichik qiymatga (63—126 kJ/mol) tushadi va nihoyat galogendan keyingi nodir gazda nolga teng bo‘ladi. Ma’lumki, standart sharoitda nodir gazlar deyarli o‘zaro ta’sirlashmaydigan atomlar ko‘rinishida mavjud. Ishqoriy metalldan eng yaqin nodir gazgacha bo‘lgan elementlar qatorida atomlanish energiyasi maksimumining qaysi elementga to‘g‘ri kelishi bu yerda bayon qilinmaydigan ko‘plab omillarga bog‘liq. Masalan, Li—Ne qatorida eng yuqori atomlanish energiyasiga uglerod (718,2 kJ/mol) ega, K—Kr va Cs—Rn qatorlarida esa o‘tish metallari — vanadiy (516,6 kJ/mol) va volfram (844,2 kJ/mol) eng yuqori atomlanish energiyasiga ega. Ishqoriy metalldan nodir gazgacha bo‘lgan bitta qatorda atomlanish energiyasining notekis o‘zgarishi ancha murakkab, ayniqsa bu qatorda o‘tish metallari oilasi ham mavjud bo‘lsa.

Kimyoning asosiy tushunchalaridan biri ilgari ham, hozir ham oksidlanish darajasidir (oksidlanish darajasi, oksidlanish holati). Oksidlanish darajasi boshqa an’anaviy kimyoviy tushunchalarga nisbatan ko‘p jihatdan shartli va sun’iyroq ko‘rinsa-da, u hanuz keng qo‘llanadi hamda kimyoviy birikmalar hosil bo‘lishining asosiy tamoyillarini umumlashtirish va chuqurroq anglashda muhim ahamiyatga ega.

Ta’kidlash kerakki, elementning oksidlanish darajasi shartli ko‘rsatkich bo‘lgani uchun birikmadagi shu element atomlarining haqiqiy samarali zaryadlarini ham, atomlarning valentligini ham aks ettirmaydi, garchi oksidlanish darajasi ko‘pincha formal valentlik deb atalsa ham. Ko‘pgina elementlar bitta emas, bir nechta oksidlanish darajasini namoyon qiladi. Masalan, xlor uchun −1 dan +7 gacha bo‘lgan barcha oksidlanish darajalari ma’lum (juft qiymatlari juda beqaror), marganes uchun esa +2 dan +7 gacha. Eng yuqori oksidlanish darajasining qiymatlari element tartib raqamiga qarab davriy o‘zgaradi, ammo bu davriylik murakkabdir. Eng oddiy holatda ishqoriy metalldan nodir gazgacha bo‘lgan qatorda eng yuqori oksidlanish darajasi +1 (RbF) dan +8 gacha (XeO₄). Boshqa holatlarda nodir gazning eng yuqori oksidlanish darajasi (Kr⁺⁴F₄) undan oldingi galogennikidan (Br⁺⁷O₄⁻) kichik bo‘ladi. Shu sababli eng yuqori oksidlanish darajasining element tartib raqamiga davriy bog‘liqlik egri chizig‘idagi maksimumlar nodir gazga yoki undan oldingi galogenga, minimumlar esa doimo ishqoriy metalga to‘g‘ri keladi. Bundan istisno Li—Neqatori bo‘lib, unda na galogen (F), na nodir gaz (Ne) uchun yuqori oksidlanish darajalari umuman ma’lum emas. Qatordagi eng yuqori oksidlanish darajasiga o‘rtadagi element — azot ega; shu bois Li—Ne qatorida eng yuqori oksidlanish darajasining o‘zgarishi maksimum orqali o‘tadi. Umuman olganda, ishqoriy metalldan galogen yoki nodir gazgacha eng yuqori oksidlanish darajasining ortishi bir tekis kechmaydi. Bunga asosan o‘tish metallarining yuqori oksidlanish darajalarini namoyon qilishi sabab bo‘ladi. Masalan, Rb—Xe qatorida eng yuqori oksidlanish darajasi +1 dan +8 gacha ortishiga molibden, texnetsiy va ruteniyda +6 (MoO₃), +7 (Tc₂O₇), +8 (RuO₄).

Oddiy moddaning juda muhim xususiyatlaridan biri uning oksidlanish potensialibo‘lib, u moddaning suvli eritmalar bilan o‘zaro ta’sirlashish qobiliyati va oksidlanish-qaytarilish xossalarini aks ettiradi. Oddiy moddalar oksidlanish potensiallarining element tartib raqamiga bog‘liq o‘zgarishi ham davriy tusga ega. Biroq oddiy moddaning oksidlanish potensialiga turli omillar ta’sir qilishini, ba’zan ularni alohida ko‘rib chiqish zarurligini unutmaslik kerak. Shu bois oksidlanish potensiallarining davriy o‘zgarishini juda ehtiyotkorlik bilan talqin qilish lozim.

Oddiy moddalar oksidlanish potensiallaridagi ayrim muayyan ketma-ketliklarni aniqlash mumkin. Xususan, metallar qatorida ishqoriy metalldan undan keyingi elementlarga o‘tilganda oksidlanish potensiallari kamayadi (Na⁺_(aq) va boshqalar — gidratlangan kation):

Bu valent elektronlari ajratib olinishi soni ortganda atomlarning ionlanish energiyasi ortishi bilan oson tushuntiriladi. Shu sababli oksidlanish potensiallarining element tartib raqamiga bog‘liqlik egri chizig‘ida ishqoriy metallarga mos maksimumlar mavjud. Ammo oddiy moddalarning oksidlanish potensiallari o‘zgarishining yagona sababi bu emas.

Yuqorida atomlarning ionlanish energiyasi, atomlarning elektronga moyillik energiyasi, elektrmanfiylik, atom va ion radiuslari, atomlanish energiyasi oddiy moddalarning oksidlanish darajalari, oksidlanish potensiallari oddiy moddalarning element atom raqamiga bog‘liq o‘zgarishidagi umumiy tendensiyalar ko‘rib chiqildi. Bu tendensiyalar chuqurroq o‘rganilganda davrlar va guruhlardagi elementlar xossalarining o‘zgarish qonuniyatlari ancha murakkabligi ayon bo‘ladi. Davr bo‘ylab elementlar xossalarining o‘zgarishida ichki davriylik, guruh bo‘ylab esa ikkilamchi davriylik namoyon bo‘ladi (uni E. V. Biron 1915-yilda kashf etgan).

Masalan, I guruh s-elementidan VIII guruh p-elementigacha o‘tilganda atomlarning ionlanish energiyasi va radiuslari o‘zgarish egri chiziqlarida ichki maksimum va minimumlar mavjud.

Bu xossalarning davr bo‘ylab ichki davriy o‘zgarishini ko‘rsatadi. Qayd etilgan qonuniyatlarni yadro ekranlanishi hodisasi yordamida tushuntirish mumkin.

Yadro ekranlanishi ichki qavat elektronlari yadro ta’sirini to‘sib, tashqi elektronning yadroga tortilishini susaytirishi tufayli yuz beradi. Masalan, berilliydan ₄Be borga ₅Bo‘tganda, yadro zaryadi ortishiga qaramay, atomlarning ionlanish energiyasi kamayadi:

Buning sababi shuki, bor atomidagi 2p-elektronning yadroga tortilishi 2s-elektronlarning ekranlash ta’siri natijasida susayadi.

Ichki elektron qavatlari soni ortishi bilan yadro ekranlanishi kuchayishi tushunarli. Shu sababli s- va p-elementlar guruhchalarida atomlarning ionlanish energiyasi kamayishga moyil bo‘ladi.

Azot ( ₇N) dan kislorod ( ₈О) ga o‘tilganda ionlanish energiyasining kamayishi bir orbitaldagi ikkita elektronning o‘zaro itarilishi bilan tushuntiriladi:

Ekranlash va bir orbitaldagi elektronlarning o‘zaro itarilishi hodisalari atom radiuslarining davr bo‘ylab ichki davriy o‘zgarishini ham tushuntiradi.

Guruhchalarda s- va p-elementlar xossalarining o‘zgarishida ikkilamchi davriylik yaqqol kuzatiladi. Uni tushuntirish uchun elektronlarning yadroga yaqinlashib kirib borishi haqidagi tasavvurdan foydalaniladi. 9-rasmda ko‘rsatilganidek, har qanday orbital elektroni ma’lum vaqt davomida yadroga yaqin sohada bo‘ladi. Boshqacha aytganda, tashqi elektronlar ichki elektron qavatlari orasidan yadroga yaqinlashadi. 9-rasmdan ko‘rinadiki, atomning tashqi 3s-elektroni, natriy atomida ichki K- va L-elektron qavatlari sohasida, yadro yaqinida bo‘lish ehtimoli ancha katta.

Asosiy kvant soni bir xil bo‘lganda elektron zichligi konsentratsiyasi (elektronlarning yadroga kirib borish darajasi) eng yuqori s-elektronda, undan kamroq p-elektronda, yanada kamroq d-elektronda kuzatiladi va hokazo. Masalan, n = 3 bo‘lganda kirib borish darajasi quyidagi tartibda kamayadi: 3s>3p>3d.

Elektronlarning yadroga kirib borishi tashqi elektronlarning yadro bilan bog‘lanishini mustahkamlaydi. Chuqurroq kirib borishi natijasida s-elektronlar yadroni p-elektronlarga, ular esa d-elektronlarga nisbatan kuchliroq ekranlaydi va hokazo.

Elektronlarning yadroga kirib borishi tushunchasidan foydalanib, uglerod guruhchasida atom radiuslari qanday o‘zgarishini ko‘rib chiqamiz. C—Si—Ge—Sn—Pb qatorida atom radiusi umuman olganda kattalashadi. Ammo bu o‘sish bir tekis emas. Si dan Ge ga o‘tilganda tashqi p-elektronlar o‘nta 3d-elektron ekranidan o‘tib, yadro bilan bog‘lanishni mustahkamlaydi va atom elektron qobig‘ini siqadi. 6p-orbitalining Sn dagi 5p-orbitaliga nisbatan kichikligi Pb atomining 6p-elektronlari o‘nta 5d-elektron va o‘n to‘rtta 4f-elektrondan iborat qo‘sh ekran ostiga kirishi bilan bog‘liq. C—Pb qatorida atomlarning ionlanish energiyasi bir tekis o‘zgarmasligi va Pb ning bu energiyasi Sn atomidagidan kattaroq bo‘lishi ham shu bilan tushuntiriladi.

Ko‘pchilik d-elementlar ( Pddan tashqari) atomlarining tashqi qavatida 1—2 ta elektron (ns-holat) joylashadi. Qolgan valent elektronlar (n—1)d-holatda, ya’ni tashqidan oldingi qavatda joylashadi.

Atomlar elektron qobiqlarining bunday tuzilishi d-elementlarning ayrim umumiy xossalarini belgilaydi. Xususan, ularning atomlari birinchi ionlanish energiyasining nisbatan kichik qiymatlari bilan tavsiflanadi. 1-rasmda ko‘rinishicha, davr bo‘ylab d-elementlar qatorida atomlar ionlanish energiyasining o‘zgarishi s- va p-elementlar qatoridagidan tekisroq kechadi. dIII guruh d-elementidan dII guruh d-elementiga o‘tilganda ionlanish energiyasi qiymatlari bir tekis o‘zgarmaydi. Egri chiziqda atomlarning ionlanish energiyasiga mos ikkita yassi soha kuzatiladi. Ularda Зd-orbitallar bir va ikki elektron bilan to‘lib boradi. 3d-orbitallarning bittadan elektron bilan to‘lishi Mn atomida yakunlanadi (3d⁵4s²4s²-konfiguratsiyaning nisbiy barqarorligi 4s²-elektronlarning 3d⁵-konfiguratsiya ekrani ostiga kirishi tufayli biroz ortadi. Ionlanish energiyasi eng yuqori Zn atomida kuzatiladi (3d¹⁰4s²), bu З qavatchaning to‘liq to‘lishi va atomdagi elektron juftining barqarorlashishi bilan bog‘liq:d-qavatchadagi elektronlar 3d¹⁰-konfiguratsiya ekrani ostiga kirishi natijasida yuz beradi.

Guruhchalarda d-elementlarning atom ionlanish energiyasi umuman ortib boradi. Buni elektronlarning yadroga kirib borishi bilan tushuntirish mumkin. Masalan, d-elementlarining 4-davrdagi tashqi 4s-elektronlari 3d-elektronlar ekrani ostiga kirsa, 6-davr elementlarining tashqi 6s-elektronlari 5d- va 4f-elektronlardan iborat qo‘sh ekran ostiga kiradi. Masalan:

Shuning uchun d-elementlarining tashqi 6s-elektronlari yadro bilan mustahkamroq bog‘langan bo‘lib, ularning atomlari ionlanish energiyasi d-elementlarning 4-davrdagisidan yuqori bo‘ladi.

Atomlarning o‘lchamlari d-elementlarda shu davrdagi s- va p-elementlar atomlari o‘lchamlari orasidagi oraliq qiymatlarga ega. Ularning radiuslari davr bo‘ylab s- va p-elementlarnikiga qaraganda tekisroq o‘zgaradi.

Guruhchalarda d-elementlarning atom radiuslari umuman ortib boradi. Quyidagi xususiyatni qayd etish muhim: guruhchalarda d-elementlar atom va ion radiuslarining ortishi asosan 4-davr elementidan 5-davr elementiga o‘tishda yuz beradi. Shu guruhchadagi d-elementlarning 5- va 6-davrlardagi atom radiuslari deyarli teng. Sababi, 5-davrdan 6-davrga o‘tishda elektron qavatlari sonining ortishi tufayli radiusning kattalashishi f-siqilish bilan qoplanadi. Bunga 4f-qavatchaning elektronlar bilan to‘lishi, xususan f-elementlarining 6-davrdagi elektron tuzilishi sabab bo‘ladi. Bu holda f-siqilish lantanoid siqilishdeb ataladi. Tashqi elektron qavatlari tuzilishi o‘xshash, atom va ion radiuslari deyarli bir xil bo‘lgan d-elementlarning 5- va 6-davrlardagi xossalari ayniqsa bir-biriga yaqin bo‘ladi.

Qayd etilgan qonuniyatlarga skandiy guruhchasi elementlari bo‘ysunmaydi. Bu guruhcha uchun qo‘shni s-elementlar guruhchalariga xos qonuniyatlar kuzatiladi.