Hauptmenü öffnen

Periodensystem

stellt alle chemischen Elemente mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften eingeteilt in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen dar
Periodensystem der Elemente mit Elektronenkonfiguration und Elektronegativität

Das Periodensystem (Langfassung Periodensystem der Elemente, abgekürzt PSE) stellt alle chemischen Elemente mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihren chemischen Eigenschaften zusammengefasst in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen dar. Es wurde 1869 unabhängig voneinander und fast identisch von zwei Chemikern aufgestellt, zunächst von dem Russen Dmitri Mendelejew (1834–1907) und wenige Monate später von dem Deutschen Lothar Meyer (1830–1895).[1][2] Historisch war das Periodensystem für die Vorhersage der Entdeckung neuer Elemente und deren Eigenschaften von besonderer Bedeutung. Heute dient es vor allem der Übersicht und der Berechnung chemischer Reaktionen.

Bis 2016 wurden die Elemente 1 (Wasserstoff) bis 118 (Oganesson) lückenlos entdeckt oder erzeugt und beschrieben.[3][4] In der Natur kommen die Elemente der Ordnungszahlen 1 bis 94 vor, wobei Technetium (Ordnungszahl 43), Promethium (61), Astat (85), Neptunium (93) und Plutonium (94) natürlich in so geringen Mengen vorkommen, dass sie zuerst künstlich erzeugt und beschrieben wurden.[5] Unter den 94 natürlichen Elementen sind 83 primordial, das heißt, 83 Elemente sind seit der Entstehung der Erde existent, während 11 aus den natürlichen Zerfallsreihen der primordialen Elemente gebildet werden.[6] Die Elemente der Ordnungszahlen 95 bis 118 wurden künstlich erzeugt.[6]

Inhaltsverzeichnis

Darstellung

Nachstehend ist das Periodensystem in seiner heute bekanntesten Form als Langperiodensystem wiedergegeben:[7]

Ein über die Ordnungszahl 118 hinausgehendes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem. Bilder der jeweiligen Elemente finden sich in der Bildtafel der chemischen Elemente.

Gruppe 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
CAS-​Gruppe I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B VIII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A VIII A
Periode
Schale
1 1
H

2
He
K
2 3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
L
3 11
Na
12
Mg

13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
M
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
N
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
O
6 55
Cs
56
Ba
* 72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
P
7 87
Fr
88
Ra
** 104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
Q
* Lanthanoide 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Actinoide 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
Legende
Vorkommen
Element mit stabilen Isotopen Element ohne stabile Isotope nicht auf der Erde vorkommend
Serie
Metalle des p-Blocks[Anm 1]
Nichtmetalle Halogene Edelgase unbekannt
Aggregatzustand (unter Normalbedingungen)
gasförmig flüssig fest unbekannt
  1. Genau genommen müsste die Bezeichnung lauten „Metalle, die nicht den Alkalimetallen, Erdalkalimetallen, Übergangsmetallen, Lanthanoiden oder Actinoiden angehören“, da auch jene Elemente alle Metalle sind. Im Englischen wird manchmal die Bezeichnung poor metals oder post-transition metals verwendet. Einen analogen deutschen Begriff gibt es nicht. Der Einfachheit halber wird hier das Wort „Metalle“ verwendet.

Aufbau im Detail

Die Anordnung der Atome im Periodensystem ist durch die Elektronenkonfiguration erklärbar.[8] Das Periodensystem bezieht sich auf Atome im elektrisch neutralen (elementaren) Zustand.

Aufbau der Atome:

  • Jedes Atom besteht aus einem positiv geladenen Atomkern und einer negativ geladenen Elektronenhülle. Die Anzahl der Ladungen in Kern und Hülle sind im elementaren Zustand gleich.
  • Die Ladungsträger des Atomkerns sind die positiv geladenen Protonen. Deren Anzahl repräsentiert die Ordnungs- bzw. Kernladungszahl des Atoms. Derzeitig kennt man Atome mit 1 bis 118 Protonen.
  • Jeder Atomkern ist von einer Elektronenhülle umgeben. Die Ladungsträger der Elektronenhülle sind die negativ geladenen Elektronen. Stimmt deren Anzahl mit der Anzahl der Protonen im Kern überein, handelt es sich um ein elektrisch neutrales Atom, da sich die Ladungen kompensieren, andernfalls um ein Ion.
  • Im Atom können sich Elektronen nur auf solchen Orbitalen halten, die eine ganzzahlige Hauptquantenzahl haben. Für solche Orbitale wird auch der Begriff Schale benutzt. Jede dieser Schalen kann auf Grund des Pauliprinzips nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen.

Neutronen:

  • Außer dem Wasserstoff-Isotop 1H enthält jeder Atomkern neben den positiv geladenen Protonen auch elektrisch neutrale Neutronen. Für die Systematik des Periodensystems spielen die Neutronen zwar keine Rolle, aber bei der Stabilität von Atomkernen[9] (mit einem Maximum der Stabilität des Atomkerns bei Eisen und Nickel mit etwa 60 Neutronen) und bei der Herausbildung von Isotopen.[10] Dementsprechend wirken sich die Neutronen und Protonen auf die Elementhäufigkeit aus.[10]

Kernmasse/Atommasse:

  • Die Kernmasse beschreibt die Masse des Atomkerns. Er berechnet sich aus der Masse der Protonen und Neutronen, abzüglich der Bindungsenergie des Kerns. Aufgrund der Bindungsenergie kann ein Atom bis zu knapp einem Prozent leichter als die Summe seiner Komponenten sein.
  • Die Atommasse (früher Atomgewicht genannt) berücksichtigt zusätzlich die Masse der Elektronen der Hülle, abzüglich der Bindungsenergie dieser Elektronen. Auf Grund der geringen Masse der Elektronen ist sie nur wenige Zehntausendstel größer als die Kernmasse. Ein Proton ist 1836-fach schwerer als ein Elektron.[11] Allerdings hat ein Atomkern einen Durchmesser von etwa 1 bis 10 fm, während ein Atom (also mit den Elektronen) je nach Anzahl der Elektronen mit einem Durchmesser von 0,1 nm (entsprechend 1 Ångström) bis 1 nm einen 10.000 bis 100.000-fach größeren Durchmesser aufweist.[12][13]

Elektronenkonfiguration

 
Schematische Darstellung der ersten drei Elektronenschalen (K, L und M). Dieses Modell entspricht keinem realen Atom, denn die M-Schale nimmt nur dann (bis zu) 18 Elektronen auf, wenn sie nicht die äußerste Schale ist, d. h. nur bei Elementen ab der 4. Periode.
 
Darstellung der Blöcke mit den Unterschalen in unterschiedlichen Farben

Das Periodensystem kann nach dem Aufbau der Elektronenschalen in Blöcke unterteilt werden. Die Besetzung der Schalen erfolgt nach dem Aufbauprinzip.[2] Dabei werden die Elektroneschalen nach dem Aufbauprinzip genauer in Unterschalen unterteilt, die sich aus der Quantenmechanik ergeben. Die innerste Schale, die K-Schale, kann nur von zwei Elektronen besetzt werden.[14] Damit gibt es auch nur zwei chemische Elemente, deren Atome ausschließlich diese innerste Schale nutzen. Das sind Wasserstoff (Ordnungszahl 1) und Helium (Ordnungszahl 2). Sie bilden in der Darstellung des Periodensystems die oberste „Zeile“ (1. Periode).

Die Atomhülle des nächstfolgenden Elements, von Lithium (Ordnungszahl 3) hat drei Elektronen. Das dritte Elektron befindet sich auf einer weiter außen liegenden Elektronenschale, der L-Schale.[14] Diese zweite Schale kann maximal von acht Elektronen besetzt werden. Genauer befinden sich diese acht Elektronen in den Unterschalen 2s mit maximal zwei Elektronen und 2p mit maximal sechs Elektronen.[14] Entsprechend enthält die 2. Periode neben dem Lithium sieben weitere Elemente (mit vier bis zehn Elektronen), dargestellt in der zweiten „Zeile“. Die Atome des Elementes mit der Ordnungszahl 11 (Natrium) besitzen jeweils eine weitere Elektronenschale, die die L-Schale umgibt und mit einem Elektron besetzt ist. Diese dritte Schale, die M-Schale, kann als äußerste Schale wiederum von maximal acht Elektronen besetzt werden. Somit bilden nach Natrium weitere sieben Elemente bis zur Ordnungszahl 18 (Argon) die dritte „Zeile“ (3. Periode) im Periodensystem.

Die Elektronen der jeweils äußersten Schale nennt man Außenelektronen, Leuchtelektronen,[8] oder besser: Valenzelektronen. Nur sie spielen eine Rolle für die Bildung von chemischen Verbindungen aus den Atomen der Elemente durch Ausbildung einer chemischen Bindung. Die Anzahl der Valenzelektronen nimmt bei den Elementen einer „Zeile“ (Periode) in den ersten drei Perioden immer von links nach rechts zu. Bei den Atomen des Wasserstoffs und Heliums sind das eine bzw. die beiden Elektronen der Atomhülle zugleich Außenelektronen. Bei den Atomen der Elemente der 2. und 3. Periode befinden sich die Außenelektronen in der L- bzw. M-Schale, sodass Lithium und Natrium jeweils ein, Neon und Argon jeweils acht Außenelektronen haben.

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

 
Gruppierung nach Metallen (gelb), Metalloiden (ocker schwarz umrandet), Nichtmetallen (türkis) und nicht zugeordnete Elemente (grau), in Ansätzen erstmals 1869 durch Gustavus Detlef Hinrichs beschrieben.[15]
Kategorisierungen von Nichtmetallen
Reaktive Nichtmetalle Edelgase
H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Nichtmetalle Halogene Edelgase
H, C, N, P, O, S, (Se) F, Cl, Br, I, At He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Fest Flüssig Gasförmig
C, P, S, Se, I, At Br H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Elektronegative
Nichtmetalle
Stark elektronegative
Nichtmetalle
Edelgase
H, C, P, S, Se, I N, O, F, Cl, Br He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Mehratomige
Elemente
Zweiatomige
Elemente
Einatomige
Elemente (Edelgase)
C, P, S, Se H, N, O, F, Cl, Br, I He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

In den ersten Hauptgruppen des Periodensystems befinden sich die Metalle, gefolgt von den Halbmetallen bis hin zu den Nichtmetallen. Metalle bilden mit Nichtmetallen (mit Ausnahme der reaktionsträgen Edelgase) Salze. Metalle besitzen nach der Elektronengastheorie eine hohe elektrische Leitfähigkeit und bilden untereinander Legierungen, während die Nichtmetalle bei Raumtemperatur kaum elektrisch leitend sind. Die Einteilung erfolgt anhand der elektrischen Leitfähigkeit am absoluten Nullpunkt (0 Kelvin, entsprechend −273,15 °C), bei der die elektrische Leitfähigkeit der Nichtmetalle null ist.[16] Die Halbmetalle sind von ihren Eigenschaften her eine Zwischenform zwischen Metallen und Nichtmetallen.[17] Bei einer Redox-Reaktion zwischen Metallen und Nichtmetallen (mit Ausnahme der Edelgase) zu Salzen ziehen die Metalle ihre Valenzelektronen kaum an, während Nichtmetalle sie stark anziehen, weil das Erreichen einer leeren (bei Metallen) beziehungsweise vollen Schale an Valenzelektronen (bei Nichtmetallen) einen energetisch günstigen Zustand darstellt. Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall sind die Valenzelektronen näher am Kern eines Nichtmetalls lokalisiert, was durch die Elektronegativität eines Elements als Maß der Anziehung von Valenzelektronen beschrieben wird.[18] Je stärker ein Element ein Valenzelektron anzieht, desto höher ist seine Elektronegativität.[18] Je größer der Unterschied der Elektronegativitäten zweier Elemente bei einer chemischen Bindung ist, desto stärker ändert sich der Charakter der chemischen Bindung von einer kovalenten Bindung hin zu einer ionischen Bindung.[19] Entsprechend der jeweiligen Anziehung der Valenzelektronen dissoziieren Salze in einer Lösung mit einem polaren Lösungsmittel in ein positiv geladenes Ion (Kation) des Metalls und ein negativ geladenes Ion (Anion) des Nichtmetalls.

Vergleicht man die Stoffeigenschaften von Elementen, deren Atome dieselbe Anzahl Valenzelektronen besitzen, finden sich viele Übereinstimmungen. Diese Gemeinsamkeiten kommen auch durch die Anordnung der Elemente im Periodensystem zum Ausdruck. Die Elemente mit nur einem von möglichen acht Valenzelektronen in der äußersten Schale stehen jeweils an erster Stelle in ihrer Periode. Die sich daraus ergebende „Spalte“ im Periodensystem wird 1. Hauptgruppe genannt und die darin enthaltenen Elemente werden unter der Bezeichnung Alkalimetalle zusammengefasst. Die Elemente mit sieben Außenelektronen in der äußersten Schale stehen an jeweils vorletzter Stelle in ihrer Periode. Die sich daraus ergebende „Spalte“ im Periodensystem wird 7. Hauptgruppe genannt und die darin enthaltenen Elemente werden unter der Bezeichnung Halogene zusammengefasst. Die Elemente mit acht Elektronen in der äußersten Schale, das heißt mit einer voll aufgefüllten äußersten Schale, stehen an jeweils letzter Stelle in ihrer Periode in der 8. Hauptgruppe und werden unter der Bezeichnung Edelgase zusammengefasst. Auch für die Elemente anderer Hauptgruppen gibt es Überbegriffe, bspw. Erdalkalimetalle für die der 2. Hauptgruppe und Chalkogene für die der 6. Hauptgruppe. Die verschiedenen Hauptgruppen werden teilweise auch nach ihren jeweiligen Vertretern in der 2. Periode benannt, als Berylliumgruppe, Borgruppe, Kohlenstoffgruppe, Stickstoffgruppe oder Sauerstoffgruppe.[20] In der untersten und den obersten Perioden gibt es allerdings Abweichungen in den chemischen Eigenschaften der Elemente, denn Wasserstoff aus der ersten Hauptgruppe (in der ersten Periode) besitzt Eigenschaften eines Nichtmetalls, denn es nimmt ein Bindungselektron auf und wird erst bei sehr hohen Drücken metallisch.[21] Das Edelgas Radon aus der achten Hauptgruppe (in der sechsten Periode) kann mit anderen elektronegativen Elementen unter Abgabe eines Valenzelektrons reagieren und erhält dann metallische Eigenschaften.[22]

Übergangsmetalle

Diese Anordnung der Elemente in Hauptgruppen wird ab der 4. Periode allerdings unterbrochen. In der 4. und 5. Periode befinden sich zwar auch die Valenzelektronen der Atome der jeweils ersten beiden Elemente (Ordnungszahl 19 Kalium und 20 Calcium bzw. 37 Rubidium und 38 Strontium) nur in der äußersten Schale, der N- bzw. O-Schale, bei den gemäß ihrer Ordnungszahl jeweils folgenden 10 Elementen (Ordnungszahl 21 bis 30 bzw. 39 bis 48)[23] jedoch nicht. Diese besitzen in der zweitäußersten Schale (M- bzw. N-Schale*) zusätzliche Kapazitäten für maximal 10 Elektronen, von denen wenigstens eines als Valenzelektron fungieren kann, während sich in der N- bzw. O-Schale höchstens zwei Elektronen befinden. Die aus diesen Elementen gebildeten „Spalten“ des Periodensystems, die sich auch auf die 6. und 7. Periode erstrecken, werden Nebengruppen genannt. Wegen Besonderheiten in der Aufteilung der Elektronen auf die beiden äußeren Schalen beginnt der Block der Nebengruppenelemente nicht mit der 1., sondern mit der 3. Nebengruppe, und die 1. und 2. Nebengruppe folgt auf die 8. Nebengruppe, die jeweils 3 Elemente pro Periode beinhaltet. Bei den Nebengruppenelementen handelt es sich ausschließlich um Metalle, die Übergangsmetalle, mit den Ordnungszahlen 21 bis 30, 39 bis 48, 57 bis 80 und 89 bis 112.[23] Bei allen auf das letzte Nebengruppenelement der 4. und 5. Periode folgenden Hauptgruppenelementen ist die M- bzw. N-Schale bereits mit 18 Elektronen gefüllt. Stattdessen wird bei diesen Elementen mit steigender Ordnungszahl die äußerste Schale auf maximal 8 Elektronen aufgefüllt.

In den Perioden 6 und 7 folgen auf die nach ihrer Ordnungszahl ersten Elemente des Nebengruppenblocks (57 Lanthan bzw. 89 Actinium) jeweils 14 Elemente (Ordnungszahl 58 bis 71 bzw. 90 bis 103), bei denen in der drittäußersten Elektronenschale, der N- bzw. O-Schale**, weitere Kapazitäten für maximal 14 Elektronen frei sind, während sich in der zweitäußersten (O- bzw. P-Schale) meistens acht, und in der äußersten (P- bzw. Q-Schale) höchstens zwei Elektronen befinden. Da sich bei diesen 28 Elementen also die Unterschiede im Bau der Atomhülle im Wesentlichen auf die drittäußerste Schale beschränken, sind sie in ihren Eigenschaften einander sehr ähnlich. Deshalb stehen sie alle in derselben, nämlich der 3. Nebengruppe. Sie werden nach dem gemäß der Ordnungszahl jeweils ersten Nebengruppenelement ihrer Periode als Lanthanoide (6. Periode) und Actinoide (7. Periode) bezeichnet. Bei allen auf das letzte Actinoid bzw. Lanthanoid folgenden Neben- und Hauptgruppenelementen besitzt die N- bzw. O-Schale bereits 32 Elektronen. Stattdessen wird bei den Nebengruppenlementen mit steigender Ordnungszahl die zweitäußerste Schale auf maximal 18 Elektronen und bei den sich anschließenden Hauptgruppenelementen endlich auch die äußerste Schale auf maximal 8 Elektronen aufgefüllt.

* bei den besagten Elementen der 4. Periode nur die M-Schale, bei denen der 5. Periode auch die N-Schale
** bei den besagten Elementen der 6. Periode nur die N-Schale, bei denen der 7. Periode auch die O-Schale

Andere Klassifikationsmethoden richten sich nach dem natürlichen Vorkommen in Mineralien (Goldschmidt-Klassifikation) oder nach der Kristallstruktur.

Zusätzliche Informationen im PSE

 
Periodensystem mit Normalzustand und nat. Vorkommen
 
Atomradien nach der Ordnungszahl
 
Erste Ionisationsenergie nach der Ordnungszahl

Einige Eigenschaften der Elemente lassen sich in bestimmten Positionen und Bereichen des Periodensystems finden oder mit ihm voraussagen:

Eine ungewöhnliche Beziehung zwischen Elementen ist die Springer-Beziehung nach Michael Laing, die in Analogie zur Schachfigur des Springers dadurch gekennzeichnet ist, das manche metallische Elemente ab der vierten Periode in einigen Merkmalen (z. B. Schmelzpunkte und Siedepunkte) ähnliche Eigenschaften wie ein metallisches Element besitzen, das eine Periode höher (also darunterliegend im Periodensystem) und zwei Gruppen nach rechts liegt.[24] Beispiele sind Zink und Zinn, die gleiche Eigenschaften bei einer Legierung mit Kupfer, bei der Beschichtung von Stahl und bei der biologischen Verwendung als Spurenelement aufweisen.[24] Weitere Beispiele sind Cadmium und Blei oder Silber und Thallium.[24] Weiterhin gibt es im Periodensystem die First-Member Anomaly, das heißt, die ersten Mitglieder einer Gruppe im Periodensystem haben manche abweichende physikalische Eigenschaften im Vergleich zu Elementen der gleichen Gruppe aus höheren (im Periodensystem darunterliegenden) Perioden.[24] Beispiele für die First-Member Anomaly ist die Gasförmigkeit von Wasserstoff, Stickstoff und Sauerstoff im Gegensatz zu anderen Vertretern der jeweiligen Gruppe oder die Oxidationszahlen von Sauerstoff im Vergleich zu Schwefel und anderen Vertretern der gleichen Gruppe.[24]

Radioaktive Elemente

Als weitere Informationen, die aber mit der Elektronenkonfiguration und daher mit der Stellung im PSE nichts zu tun haben, sind die radioaktiven Elemente gekennzeichnet:

Das Element 82 (Blei) ist das letzte Element, von dem stabile, also nicht radioaktive Isotope existieren. Alle nachfolgenden (Ordnungszahl 83 und höher) sind ausnahmslos radioaktiv und somit instabil. Dabei ist 83 (Bismut) ein Sonderfall oder Grenzfall mit einer extrem langen Halbwertszeit. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 82 sind zwei Stoffe enthalten, die radioaktiv, also deren Atomkern instabil ist und zu einem Zerfall neigt: 43 (Technetium) und 61 (Promethium).

So bleiben tatsächlich nur 80 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen – alle anderen sind radioaktive Elemente. Von den radioaktiven Elementen sind nur Bismut, Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden, da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde oder länger haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind bis auf ein Isotop des Plutoniums entweder wie das Radium intermediäre Zerfallsprodukte einer der drei natürlichen radioaktiven Zerfallsreihen oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Elemente mit Ordnungszahlen über 94 können nur künstlich hergestellt werden; obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen, wurden aufgrund ihrer kurzen Halbwertszeiten bis heute noch keine Spuren von ihnen in der Natur gefunden. Das letzte bislang nachgewiesene Element ist Oganesson mit der Ordnungszahl 118, dieses hat allerdings nur eine Halbwertszeit von 0,89 ms.

Geschichte

 
Briefmarkenblock der UdSSR (1969) zur Ehrung von Dmitri I. Mendelejew, anlässlich des 100. Jahrestages seines richtungweisenden Vortrages zu den Kernthesen zum Periodensystem vor der Russischen Gesellschaft für Chemie im März 1869

Die Datierung der Entdeckung solcher chemischen Elemente, die bereits seit der Frühzeit oder Antike bekannt sind, ist nur ungenau und kann je nach Literaturquelle um mehrere Jahrhunderte schwanken. Sicherere Datierungen sind erst ab dem 18. Jahrhundert möglich. Bis dahin waren erst 15 Elemente als solche bekannt und beschrieben: 12 Metalle (Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold) und drei Nichtmetalle (Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor).

Die meisten Elemente wurden im 19. Jahrhundert entdeckt und wissenschaftlich beschrieben. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren nur noch zehn der natürlichen Elemente unbekannt. Seither wurden vor allem schwer zugängliche, oftmals radioaktive Elemente dargestellt. Viele dieser Elemente kommen nicht in der Natur vor und sind das Produkt von künstlichen Kernverschmelzungsprozessen. Erst im Dezember 1994 wurden die beiden künstlichen Elemente Darmstadtium (Eka-Platin) und Roentgenium (Eka-Gold) hergestellt. Bis zu einer Festlegung der Elementnamen werden neue Elemente mit systematischen Elementnamen bezeichnet.

Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois entwickelte 1862 eine dreidimensionale Darstellung, wobei er die Elemente nach steigenden Atomgewichten schraubenförmig auf einem Zylinder anordnete. 1863 stellte John Alexander Reina Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf.

Das gültige Periodensystem selbst wurde 1869 nahezu gleichzeitig und unabhängig voneinander zuerst von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1834–1907) und darauf von Lothar Meyer (1830–1895) aufgestellt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Daneben wurden von Heinrich Adolph Baumhauer und Julius Quaglio Versuche unternommen, das System spiralförmig darzustellen. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt.

Periodensystem der Entdecker

Dieses Periodensystem gibt einen Überblick über die Entdecker bzw. Erzeuger der einzelnen Elemente durch Anklicken der Elementenkennung. Für die Elemente, für die kein Entdecker/Erzeuger bekannt ist, wird der aktuelle historische Wissensstand unter dem Übersichtsplan kurz wiedergegeben.

Gruppe 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Periode
1 H
+
He
+
2 Li
+
Be
+
B
+
C
+
N
+
O
+
F
+
Ne
+
3 Na
+
Mg
+
Al
+
Si
+
P
+
S
+
Cl
+
Ar
+
4 K
+
Ca
+
Sc
+
Ti
+
V
+
Cr
+
Mn
+
Fe
+
Co
+
Ni
+
Cu
+
Zn
+
Ga
+
Ge
+
As
+
Se
+
Br
+
Kr
+
5 Rb
+
Sr
+
Y
+
Zr
+
Nb
+
Mo
+
Tc
+
Ru
+
Rh
+
Pd
+
Ag
+
Cd
+
In
 
Sn
+
Sb
+
Te
+
I
+
Xe
+
6 Cs
+
Ba
+
*
+
Hf
+
Ta
+
W
+
Re
+
Os
+
Ir
+
Pt
+
Au
+
Hg
+
Tl
+
Pb
+
Bi
+
Po
+
At
+
Rn
+
7 Fr
+
Ra
+
**
+
Rf
+
Db
+
Sg
+
Bh
+
Hs
+
Mt
+
Ds
+
Rg
+
Cn
+
Nh
+
Fl
+
Mc
+
Lv
+
Ts
+
Og
+
*
 
La
+
Ce
+
Pr
+
Nd
+
Pm
+
Sm
+
Eu
+
Gd
+
Tb
+
Dy
+
Ho
+
Er
+
Tm
+
Yb
+
Lu
+
**
 
Ac
+
Th
+
Pa
+
U
+
Np
+
Pu
+
Am
+
Cm
+
Bk
+
Cf
+
Es
+
Fm
+
Md
+
No
+
Lr
+
Zeitpunkt der Entdeckung
vor 1800 1800–1849 1850–1899 1900–1949 1950–1999 seit 2000

Alternative Periodensysteme

Die Form des Periodensystems von Dmitri Mendelejew hat sich durchgesetzt. Dennoch gab (und gibt) es weitere Vorschläge für alternative Ordnungen der Elemente nach ihren Eigenschaften.

Kein alternatives Periodensystem, aber dennoch eine deutlich anders aussehende Darstellung ist das Kurzperiodensystem, bei dem Haupt- und Nebengruppen ineinander verschachtelt sind.

Literatur

  • Ekkhard Fluck, Klaus G. Heumann: Periodensystem der Elemente: physikalische Eigenschaften; [chemische, biologische und geologische Eigenschaften]. 5. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2012, ISBN 978-3-527-33285-4, ISBN 3-527-33285-5.
  • K. Seubert: Das natürliche System der Elemente von Lothar Meyer u. D. Mendelejew. Ostwalds Klassiker der exakten Wissenschaften, Bd. 68, 1895 (Nachdruck 1990).
  • Periodensystem interaktiv! (CD-ROM für Windows und Mac OS X), Welsch & Partner, Tübingen.

Weblinks

Einzelnachweise

  1. Eric Scerri: Mendeleev to Oganesson. Oxford University Press, 2018, ISBN 978-0-190-66854-9, S. 236.
  2. a b Hans P. Latscha, Helmut A. Klein: Anorganische Chemie. Springer-Verlag, 2007, ISBN 978-3-540-69865-4, S. 37.
  3. Chemistry: Four elements added to periodic table. In: BBC News. 4. Januar 2016, archiviert vom Original am 4. Januar 2016; abgerufen am 12. September 2018 (englisch).
  4. Nicholas St. Fleur: Four New Names Officially Added to the Periodic Table of Elements. In: New York Times. 1. Dezember 2016, archiviert vom Original am 14. August 2017; abgerufen am 12. September 2018 (englisch).
  5. Winfried Koelzer: Lexikon zur Kernenergie. KIT Scientific Publishing, 2013, ISBN 978-3-731-50059-9, S. 50.
  6. a b J. Emsley: Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, New. Auflage, Oxford University Press, New York, NY 2011, ISBN 978-0-19-960563-7.
  7. Walter de Gruyter GmbH & Co KG: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2016, ISBN 978-3-110-49585-0, Band 1, S. 82.
  8. a b Klaus Bethge: Physik der Atome und Moleküle. John Wiley & Sons, 2012, ISBN 978-3-527-66255-5, Kapitel 8, 13.
  9. Bogdan Povh: Teilchen und Kerne. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-97475-5. S. 11
  10. a b Eric R. Scerri: The Periodic Table. Oxford University Press, USA, 2007, ISBN 978-0-195-30573-9. S. 259–265.
  11. Harald Fritzsch: Elementarteilchen. C.H.Beck, 2004, ISBN 978-3-406-50846-2, S. 23.
  12. Erwin Riedel: Atombau, chemische Bindung, chemische Reaktion. Walter de Gruyter, 1992, ISBN 978-3-110-13208-3, S. 9, 10.
  13. Peter Kurzweil, Paul Scheipers: Chemie. Springer-Verlag, 2011, ISBN 978-3-834-88280-6. S. 16.
  14. a b c Wolfgang Pfeiler: Quanten, Atome, Kerne, Teilchen. Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2017, ISBN 978-3-110-44571-8, S. 238.
  15. G. D. Hinrichs: On the classification and the atomic weights of the so-called chemical elements, with particular reference to Stas's determinations Archiviert vom Original am 2. August 2016. In: Proceedings of the American Association for the Advancement of Science. 18, Nr. 5, 1869, S. 112–124.
  16. Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle. Walter de Gruyter, 2013, ISBN 978-3-110-30797-9, S. 149.
  17. M. S. Silberberg Chemistry: The molecular nature of matter and change (4th ed.). New York: McGraw-Hill, 2006. ISBN 0-07-111658-3. S. 536.
  18. a b Francis A. Carey, Richard J. Sundberg: Advanced Organic Chemistry. Springer Science & Business Media, 2007, ISBN 978-0-387-44897-8, S. 8, 9.
  19. Melvin D. Joesten, John L. Hogg, Mary E. Castellion: The World of Chemistry: Essentials. Cengage Learning, 2007, ISBN 978-0-495-01213-9, S. 94, 95.
  20. Andreas von Usedom: Stoffe, Materie, Periodensystem, chemische Bindungen. Mentor, 2003, ISBN 978-3-580-64131-3, S. 40.
  21. Theodore L. Brown, Bruce Edward Bursten, Harold Eugene LeMay: Chemie. Pearson Deutschland GmbH, 2011, ISBN 978-3-868-94122-7, S. 281.
  22. Richard Edward Stanley: Noble Gases. U.S. Environmental Protection Agency, 1975, S. 376, 377.
  23. a b Michaela Krieger-Hauwede,‎ Jen-Hui Chang: Holleman/Wiberg Anorganische Chemie, Band 2: Nebengruppenelemente, Lanthanoide, Actinoide, Transactinoide. 103. Auflage, Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2016, ISBN 978-3-110-49590-4, S. 1537.
  24. a b c d e Eric R. Scerri: The Periodic Table. Oxford University Press, USA, 2007, ISBN 978-0-195-30573-9. S. 272–276.