④ds區。ds區元素的價電子構型為（n-1）d10ns1~2。與d區元素的區別在於它們的（n-1）d軌道是全滿的；與s區元素的區別在於它們有（n-1）d10電子層，即它們的次外層d軌道已全充滿。所以ds區元素的性質既不同於d區元素也不同於s區元素，在周期表中的位置介於d區和p區之間。ds區元素的族數等於最外層ns軌道上的電子數。
⑤f區。f區元素最後一個電子填充在f亞層，價電子構型為（n-2）f0～14（n-1）d0～2ns2，包括鑭係和錒係元素，位於周期表下方。
元素原子性質的周期性：
（1）原子半徑（r）：
原子核周圍是電子雲，它們沒有確切的邊界。我們通常所說的原子半徑是根據物質的聚集狀態，人為規定的一種物理量。根據量子力學的觀點，原子中的電子在核外運動並無固定軌跡，電子雲也無明確的邊界，因此原子並不存在固定的半徑。但是，現實物質中的原子總是與其他原子為鄰的，如果將原子視為球體，那麼兩原子的核間距離即為兩原子球體的半徑之和。常將此球體的半徑稱為原子半徑（r）。根據原子與原子間作用力的不同，原子半徑的數據一般有3種：共價半徑、金屬半徑和範德華半徑。
①共價半徑。同種元素的兩個原子以共價鍵結合時，它們核間距的一半稱為該原子的共價半徑。例如Cl2分子，測得兩Cl原子核間距離為198pm，則Cl原子的共價半徑為rCl=99pm。必須注意，同種元素的兩個原子以共價單鍵、雙鍵或叁鍵結合時，其共價半徑也不同。
②金屬半徑。金屬晶體中相鄰兩個金屬原子的核間距的一半稱為金屬半徑。例如在鋅晶體中，測得兩原子的核間距為266pm，則鋅原子的金屬半徑rZn=133pm。
③範德華半徑。當兩個原子隻靠範德華力（分子間作用力）互相吸引時，它們核間距的一半稱為範德華半徑。如稀有氣體均為單原子分子，形成分子晶體時，分子間以範德華力相結合，同種稀有氣體的原子核間距的一半即為其範德華半徑。
原子半徑的大小主要取決於原子的有效核電荷和核外電子層結構。
基態的氣態原子或氣態離子失去一個電子所需要的最小能量稱為元素的電離能。單位為kJ/mol（SI單位為J/mol）。
處於基態的氣態原子失去一個電子生成+1價的氣態陽離子所需要的能量稱為第一電離能（I1），由+1價氣態陽離子再失去一個電子形成+2價氣態陽離子時所需能量稱為元素的第二電離能（I2），依此類推第三、四電離能。且一般I1
Mg>Al，非金屬性Cl>S>P>Si。同主族元素隨著原子序數的遞增，電子層逐漸增大，原子半徑明顯增大，原子核對最外層電子的引力逐漸減小，元素的原子失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。例如：第一主族元素的金屬性HCl>Br>I。
綜合以上兩種情況，可以作出簡明的結論：在元素周期表中，越向左、下方，元素金屬性越強，金屬性最強的金屬是Cs；越向右、上方，元素的非金屬性越強，非金屬性最強的元素是F。例如：金屬性K>Na>Mg，非金屬性O>S>P。