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Periodensystem

Darstellung aller chemischen Elemente mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften eingeteilt in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen
Periodensystem der Elemente mit Elektronenkonfiguration mit den Nebengruppenelementen in den Gruppen 3–12

Das Periodensystem (Langfassung Periodensystem der Elemente, abgekürzt PSE) ist eine Anordnung aller chemischen Elemente, bei der diese mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihren chemischen Eigenschaften zusammengefasst in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen dargestellt werden.

Der Name Periodensystem (von neu- und altgriechisch περίοδος períodos, deutsch ‚Umgang, Umlauf, Kreislauf‘)[1][2] bedeutet, dass sich zahlreiche Eigenschaften der Elemente periodisch wiederholen.[3] 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). Historisch war das Periodensystem für die Vorhersage der Entdeckung neuer Elemente und deren Eigenschaften von besonderer Bedeutung, da die Eigenschaften eines Elements vorhergesagt werden können, wenn die Eigenschaften der umgebenden Elemente im Periodensystem bekannt sind. Heute dient es vor allem der Übersicht und der Berechnung chemischer Reaktionen.

Inhaltsverzeichnis

Darstellung

Jedes chemische Element besitzt eine eigene, charakteristische Ordnungszahl, nach der die Elemente im Periodensystem sortiert sind. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen im Atomkern des jeweiligen Elements. Die meisten Elemente weisen geringfügige Unterschiede in der Anzahl der Neutronen im Atomkern auf – diese Varianten eines Elements werden als Isotope bezeichnet.

Das „periodische Gesetz“ besagt, dass einige Eigenschaften der nach ansteigender Ordnungszahl geordneten Elemente sich nach gewissen regelmäßigen aber verschieden langen Intervallen näherungsweise wiederholen.[4] Ein Periodensystem ist eine tabellarische Zusammenstellung der Elemente, die diese Periodizitäten anschaulich darstellt. Die bekannteste Darstellung ordnet die Elemente unter Berücksichtigung der Periodizitäten in einem zweidimensionalen tabellarischen Gitterraster an, in dem jedem Element ein Gitterkästchen entspricht. Üblicherweise sind die Elemente mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt.[5] Neben den Informationen über die Beziehungen der Elemente untereinander, die sich aus der Platzierung des betreffenden Elements ergeben, können je nach Anwendungszweck weitere Informationen zum Element wie beispielsweise vollständiger Name, Masse, Schmelztemperatur, Dichte und Aggregatzustand angegeben sein. Ebenso sind farbliche Kodierungen für unterschiedliche Eigenschaften gebräuchlich. Etwaige Angaben zu den Schalen beziehen sich auf das Schalenmodell der Atomphysik. Die waagerechten Zeilen oder Reihen der Darstellung werden als Perioden bezeichnet, die senkrechten Spalten als Gruppen.

Bis 2016 wurden die Elemente 1 (Wasserstoff) bis 118 (Oganesson) lückenlos entdeckt oder erzeugt und beschrieben.[6][7] 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) in der Natur in so geringen Mengen vorkommen, dass sie zuerst künstlich erzeugt und beschrieben wurden.[8] 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.[9] Die Elemente der Ordnungszahlen 95 bis 118 wurden künstlich erzeugt.[9] Die zuletzt entdeckten Elemente 113, 115, 117 und 118 wurden am 30. Dezember 2015 von der IUPAC bestätigt, womit das Periodensystem bis zur siebten Periode vollständig ist.[10] Bilder der jeweiligen Elemente finden sich in der Bildtafel der chemischen Elemente.

Atombau

Struktur eines Atoms

Alle Substanzen sind aus Atomen aufgebaut. Atome mit der gleichen Protonenanzahl und gleichem Verhalten bei chemischen Reaktionen werden als chemische Elemente bezeichnet.[11] Im Periodensystem sind alle existierenden Elemente so angeordnet, dass die aus dem Aufbau der Atome resultierenden Gesetzmäßigkeiten in den chemischen und atomphysikalischen Eigenschaften der Elemente erkennbar werden.

Ein Atom besteht aus Protonen und Neutronen, die den Atomkern bilden, und aus Elektronen, die den Atomkern als „Elektronenhülle“ umgeben. Die Protonen tragen jeweils eine positive und die Elektronen eine negative Elementarladung, so dass die Anzahl der Elektronen in der Elektronenhülle gleich der Anzahl der Protonen im Atomkern sein muss, wenn das Atom elektrisch neutral sein soll. Die Anzahl der Protonen beziehungsweise Elektronen eines elektrisch neutralen Atoms heißt seine „Ordnungszahl“.

Chemische Verbindungen sind Substanzen, die aus zwei oder mehr chemischen Elementen aufgebaut sind. Dabei verbinden sich Atome der beteiligten Elemente zu Molekülen. Die Bindungskräfte, welche die Atome in einem Molekül zusammenhalten, werden durch Wechselwirkungen der Elektronen vermittelt. Ausschlaggebend für die Eigenschaften der Bindungskräfte sind hauptsächlich die Eigenschaften der im äußeren Bereich der Hülle befindlichen Elektronen, der Valenzelektronen.

Die chemischen Eigenschaften eines Atoms – beispielsweise seine Neigung, mit bestimmten anderen Atomarten bevorzugt Verbindungen einzugehen – werden also durch die Struktur der Elektronenhülle und insbesondere der Valenzelektronen maßgeblich bestimmt. Diese ist für eine gegebene Anzahl von Elektronen stets dieselbe, so dass die Ordnungszahl charakteristisch für ein gegebenes Element ist.

Struktur der Elektronenhülle

 
Schematisches Modell des Kohlenstoffs mit sechs Protonen (blau) und sechs Neutronen (rot) im Atomkern sowie in der Hülle zwei Elektronen auf der ersten Hauptschale und vier in der zweiten Hauptschale.

Die Elektronenhülle eines Atoms weist Strukturen auf, die von der Quantenmechanik untersucht und beschrieben werden. Sie kann in „Hauptschalen[12] unterteilt werden, die mit den Hauptquantenzahlen n = 1, 2, 3, … usw. durchnummeriert werden. Alternativ können diese Schalen als K-Schale (für n = 1), L-Schale (für n = 2), M-Schale (für n = 3) und so weiter bezeichnet werden. Der Durchmesser dieser Schalen nimmt mit steigender Hauptquantenzahl zu.

Jede Hauptschale lässt sich wiederum in „Unterschalen“[13] unterteilen, die aus „Orbitalen[14] bestehen. Eine Hauptschale mit der Hauptquantenzahl n besitzt n Unterschalen, die mit den Buchstaben s, p, d, f und so weiter bezeichnet werden[13] (die Wahl dieser Buchstaben ist historisch bedingt). Eine gegebene Unterschale in einer bestimmten Hauptschale wird durch ihren Buchstaben mit davorgesetzter Hauptquantenzahl identifiziert, beispielsweise 2p für die p-Unterschale in der L-Schale (n = 2). Jede s-Unterschale enthält ein Orbital, jede p-Unterschale enthält drei Orbitale, jede d-Unterschale enthält fünf Orbitale und jede f-Unterschale enthält sieben Orbitale.[13]

Der quantenmechanische Zustand, in dem sich ein gegebenes Elektron befindet, kann durch vier Quantenzahlen beschrieben werden:[15] Die Hauptquantenzahl zählt die Schalen durch, eine weitere Quantenzahl nummeriert die Unterschalen, eine dritte bezeichnet das Orbital, in dem sich das Elektron befindet, und die vierte beschreibt die beiden möglichen Spinausrichtungen des Elektrons.

Das Paulische Ausschließungsprinzip besagt, dass keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen können.[15] Zwei Elektronen, die sich in demselben Orbital befinden, stimmen bereits in drei Quantenzahlen überein (nämlich jenen, die dieses Orbital beschreiben). Die beiden Elektronen müssen sich also in der vierten Quantenzahl, ihrer Spinausrichtung, unterscheiden. Damit sind die Variationsmöglichkeiten für die Quantenzahlen in diesem Orbital ausgeschöpft, jedes einzelne Orbital kann also maximal von zwei Elektronen besetzt werden.[15] Damit ergeben sich für die verschiedenen Schalen die folgenden maximalen Elektronenzahlen:

  • Die K-Schale (n = 1) weist nur eine Unterschale (1s) auf und diese nur ein einziges Orbital. Da dieses mit höchstens zwei Elektronen besetzt werden kann, nimmt die K-Schale maximal zwei Elektronen auf.
  • Die L-Schale (n = 2) hat zwei Unterschalen 2s und 2p, welche aus einem bzw. drei Orbitalen bestehen. Sie kann in ihren insgesamt vier Orbitalen also maximal acht Elektronen aufnehmen.
  • Die M-Schale (n = 3) besitzt drei Unterschalen 3s, 3p und 3d, kann in ihren neun Orbitalen also maximal 18 Elektronen aufnehmen.
  • Die N-Schale (n = 4) kann in ihren vier Unterschalen 4s bis 4f maximal 32 Elektronen aufnehmen und so weiter. Allgemein kann eine Schale mit der Hauptquantenzahl n insgesamt maximal 2·n2 Elektronen aufnehmen.[16]

Systematischer Aufbau des Periodensystems

 
Schematische Darstellung der Energieniveaus in der Elektronenhülle.

Im Allgemeinen sind Elektronen, die sich auf einer höheren Hauptschale aufhalten, energiereicher als Elektronen auf weiter innen liegenden Schalen. Die Hauptschalen können sich jedoch energetisch überlappen, da innerhalb einer Hauptschale die Energie der Unterschalen im Sinne von spdf zunimmt[17] und energiereichere Unterschalen einer gegebenen Hauptschale eine höhere Energie besitzen können als die energieärmsten Unterschalen der nächsten Hauptschale.[17] Dies hat Konsequenzen für den systematischen Aufbau des Periodensystems.

Das nebenstehende Diagramm zeigt eine schematische, nicht-maßstäbliche Darstellung der Energieniveaus in der Elektronenhülle. Die Striche auf der linken Seite symbolisieren die Hauptschalen, die Striche auf der rechten Seite deren Unterschalen. Die Kästchen stellen die Orbitale in jeder Unterschale dar, von denen jedes mit zwei Elektronen („Spin up“ und „Spin down“) belegt werden kann. Ab der Hauptschale n=3 überlappen sich die Unterschalen verschiedener Hauptschalen energetisch.

Denkt man sich die Atome der verschiedenen Elemente der Reihe nach so erzeugt, dass einem Atom des vorhergehenden Elements ein Proton im Kern und ein Elektron in der Hülle (sowie gegebenenfalls die benötigten Neutronen) hinzugefügt werden, dann besetzt das hinzugekommene Elektron stets das energieärmste der noch freien Orbitale („Aufbauprinzip“). Da sich beim sukzessiven Auffüllen mit dem Beginn jeder neuen Schale das Besetzungsmuster der einzelnen Orbitale wiederholt, wiederholen sich auch die Strukturen der Valenzelektronen und dadurch bedingt die chemischen Eigenschaften der Atome. Der besseren Übersicht halber wird im folgenden Text jedem Elementnamen seine Ordnungszahl als Index vorangestellt. Die Farbe der Elementkästchen kennzeichnet die Schale, die gerade aufgefüllt wird.

Erste Periode: 1H bis 2He

1
H
 
 
2
He
1s-Unterschale

Das einfachste Atom ist das 1Wasserstoff–Atom, das ein Proton im Kern und ein Elektron in der Hülle besitzt (es existieren auch Isotope mit einem oder zwei Neutronen). Das Elektron befindet sich in der s-Unterschale der K-Schale.

Es folgt das 2Helium-Atom mit zwei Protonen (sowie einem oder zwei Neutronen) und zwei Elektronen. Das hinzugekommene Elektron besetzt den noch freien Platz im einzigen Orbital der s-Unterschale. Damit ist die K-Schale ausgeschöpft und die erste Periode des Periodensystems gefüllt.[18]

Zweite Periode: 3Li bis 10Ne

3
Li
4
Be
 
 
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2s-   2p-Unterschale

Mit dem nächsten Elektron beginnt das Auffüllen der L-Schale: 3Lithium hat ein Elektron im 2s-Orbital, 4Beryllium hat ein zweites Elektron im 2s-Orbital, das damit vollständig gefüllt ist.

Nun beginnt das Auffüllen der 2p-Orbitale: 5Bor hat zusätzlich zum gefüllten 2s-Orbital ein Elektron im 2p-Orbital. Es folgen 6Kohlenstoff, 7Stickstoff, 8Sauerstoff, 9Fluor und 10Neon. Mit diesen acht Elementen ist auch die L-Schale vollständig gefüllt und die zweite Periode beendet.[18]

Dritte Periode: 11Na bis 18Ar

11
Na
12
Mg
 
 
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
3s-   3p-Unterschale

Das Auffüllen der M-Schale beginnt mit demselben Muster.[18] Bei Betrachtung der jeweiligen Konfigurationen der Valenzelektronen wird bereits deutlich, dass beispielsweise das erste Element dieser Periode (11Natrium, mit einem Valenzelektron) chemische Ähnlichkeiten mit dem ersten Element der vorhergehenden Periode (3Lithium, ebenfalls mit einem Valenzelektron) aufweisen wird.

Vierte Periode: 19K bis 36Kr

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
4s-   3d-Unterschale   4p-Unterschale

Nach dem achten Element der dritten Periode, dem 18Argon, kommt es jedoch zu einer Unterbrechung der Regelmäßigkeit. Bis dahin wurden die 3s- und 3p-Unterschalen der M-Schale aufgefüllt, es sind noch zehn Plätze in deren 3d-Unterschale frei. Da jedoch das 4s-Orbital der nächsthöheren Schale (N, n = 4) eine geringere Energie besitzt als die 3d-Orbitale der M-Schale, wird zunächst dieses 4s-Orbital mit zwei Elektronen gefüllt (19Kalium, 20Calcium). Das 19Kalium besitzt ein Valenzelektron und damit chemische Ähnlichkeit mit Natrium und Lithium. Da das Periodensystem diese und andere Ähnlichkeiten herausstellen soll, wird mit dem 19Kalium eine neue Periode begonnen.

Erst nach 19Kalium und 20Calcium wird die 3d-Unterschale der M-Schale gefüllt, dies geschieht vom 21Scandium bis zum 30Zink.[19] Diese im Periodensystem „eingeschobenen“ Elemente haben alle eine gefüllte 4s-Unterschale und unterscheiden sich nur im Füllungsgrad der darunter liegenden M-Schale. Sie weisen daher nur relativ geringe chemische Unterschiede auf, sie gehören zu den „Übergangsmetallen“. Mit dem 30Zink ist die M-Schale nun vollständig gefüllt, es folgt das weitere Auffüllen der restlichen N-Schale mit den Elementen 31Gallium bis 36Krypton.[18]

Fünfte Periode: 37Rb bis 54Xe

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
5s-   4d-Unterschale   5p-Unterschale

Das Auffüllen der N-Schale wird jedoch nach dem 36Krypton erneut unterbrochen. Mit dem 36Krypton ist die 4p-Unterschale abgeschlossen, und es sind noch die Unterschalen 4d und 4f zu füllen. Abermals hat jedoch die s-Unterschale der nächsthöheren Schale (O, n = 5) eine geringere Energie und wird bevorzugt aufgefüllt (37Rubidium, 38Strontium), womit man auch wieder eine neue Periode beginnen lässt. Dann folgen die zehn Übergangsmetalle 39Yttrium bis 48Cadmium, mit denen die verbliebene 4d-Unterschale gefüllt[19] wird und anschließend die sechs Elemente 49Indium bis 54Xenon, mit denen die 5p-Unterschale gefüllt wird.[19]

Sechste Periode: 55Cs bis 86Rn

55
Cs
56
Ba
 
 
57
La
 
 
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
6s-   5d- 5d-Unterschale   6p-Unterschale
  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
  4f-Unterschale

In den weiteren Perioden wiederholt sich dieses Schema, das durch die energetische Lage der jeweiligen Unterschalen bestimmt wird. In der sechsten Periode werden nacheinander die folgenden Unterschalen gefüllt: 6s (55Cäsium und 56Barium), 5d (57Lanthan), 4f (58Cer bis 71Lutetium), 5d (72Hafnium bis 80Quecksilber) und 6p (81Thallium bis 86Radon).[19] Einige kleine Unregelmäßigkeiten sind der Einfachheit halber hier nicht wiedergegeben.

Im obigen Diagramm ist das Auffüllen der 4f-Unterschale als Einschub dargestellt, um die Breite des Diagramms zu beschränken.

Siebte Periode: 87Fr bis 118Og

87
Fr
88
Ra
 
 
89
Ac
 
 
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
7s-   6d- 6d-Unterschale   7p-Unterschale
  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
  5f-Unterschale

In der siebten Periode werden gefüllt: 7s (87Francium und 88Radium), 6d (89Actinium), 5f (90Thorium bis 103Lawrencium), 6d (104Rutherfordium bis 112Copernicium) und 7p (113Nihonium bis 118Oganesson).[19] Einige kleine Unregelmäßigkeiten sind der Einfachheit halber hier nicht wiedergegeben.

In Darstellungen des Periodensystems sind die Perioden üblicherweise mit arabischen Ziffern von eins bis sieben durchnummeriert. Die Periodennummer ist gleichzeitig die Hauptquantenzahl der äußersten mit Elektronen belegten Hauptschale.[18]

Struktur des Periodensystems

 
Darstellung der Blöcke mit den im betreffenden Block aufgefüllten Unterschalen in unterschiedlichen Farben

Der oben beschriebene systematische Aufbau des Periodensystems geschah in der Weise, dass die Elemente in der Reihenfolge ansteigender Ordnungszahlen angeordnet wurden und mit bestimmten Elementen eine neue Zeile („Periode“) begonnen wurde. Das Kriterium für den Beginn einer neuen Periode war dabei nicht das physikalische Kriterium des Füllgrades der jeweiligen Hauptschale, sondern die chemische Ähnlichkeit mit den darüberstehenden Elementen der vorhergehenden Periode, also die gleiche Anzahl von Valenzelektronen. Daraus folgt die Struktur des Periodensystems, das dafür konstruiert ist, diese Zusammenhänge sichtbar zu machen. Es ergibt sich die folgende Einteilung des Periodensystems in verschiedene Blöcke:

Hauptgruppen

In den ersten beiden Spalten („Gruppen“) des Periodensystems werden die beiden Orbitale der s-Unterschale der jeweils aktuellen Hauptschale aufgefüllt. In den letzten sechs Spalten werden die sechs p-Unterschalen der aktuellen Hauptschale aufgefüllt. Diese acht Gruppen sind die Hauptgruppen des Periodensystems. Von einer Hauptgruppe zur nächsten nimmt die Anzahl der Valenzelektronen um jeweils eins zu. Für die 50 Hauptgruppenelemente ist aus ihrer Gruppenmitgliedschaft also sofort die Anzahl ihrer Valenzelektronen und damit ihr chemisches Verhalten in seinen wesentlichen Zügen ersichtlich. Sofern die Stoffeigenschaften der Elemente von den Valenzelektronen bestimmt werden, finden sich in den Elementen derselben Gruppe daher viele Übereinstimmungen. Die üblicherweise in römischen Ziffern geschriebene Gruppennummer ist zugleich die Anzahl der Elektronen in der jeweils äußersten Hauptschale[18] (mit Ausnahme des 2Helium, das sich als Edelgas in der VIII. Hauptgruppe befindet, aber nur zwei Elektronen besitzt).

Die Elemente der ersten Hauptgruppe besitzen jeweils ein Valenzelektron. Es handelt sich (mit Ausnahme des 1Wasserstoffs) um weiche, silbrig-weiße und sehr reaktionsfreudige Metalle,[20] die Alkalimetalle.Ein Beispiel für die chemische Ähnlichkeit der Alkalimetalle ist der Umstand, dass sie alle mit 17Chlor zu farblosen Salzen regieren, die in Würfelform kristallisieren. Auch die Formeln dieser Verbindungen entsprechen einander: LiCl, NaCl, KCl, RbCl, CsCl und FrCl.[21]

Es folgen die Erdalkalimetalle als zweite Hauptgruppe. Die Borgruppe ist die dritte Hauptgruppe, die Kohlenstoffgruppe die vierte und die Stickstoffgruppe die fünfte. Die Chalkogene stellen die sechste Hauptgruppe dar und die Halogene die siebte.

Wie sich quantenmechanisch begründen lässt, sind nicht nur abgeschlossene Hauptschalen, sondern auch abgeschlossene Unterschalen besonders stabil. Die Elemente in der achten Hauptgruppe weisen alle eine abgeschlossene Haupt- oder Unterschale auf: Beim 2Helium ist die erste Hauptschale und damit auch deren einzige Unterschale 1s vervollständigt. Bei den anderen Elementen 10Neon, 18Argon, 36Krypton, 54Xenon und 86Radon ist jeweils – bei noch nicht vollständiger Hauptschale – die p-Unterschale vervollständigt, diese Elemente besitzen acht Valenzelektronen (ein Oktett). Wegen der Stabilität ihrer Valenzelektronenstrukturen gehen diese Elemente so gut wie keine chemischen Bindungen ein. Sie sind alle gasförmig und werden als Edelgase bezeichnet.

Andere Elemente können durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen ebenfalls Edelgasschalen und damit besonders stabile Zustände erreichen. So geben die Alkalimetalle ihr einzelnes Valenzelektron leicht ab[22] und treten dann als einwertige Kationen auf, beispielsweise 3Li+, 11Na+ usw.[22] Die Erdalkalimetalle erreichen die Edelgaskonfiguration durch Abgabe ihrer beiden Valenzelektronen und bilden dann zweiwertige Kationen, beispielsweise 4Be++, 12Mg++ usw.[22] Den Halogenen andererseits fehlt ein Elektron zur Komplettierung eines Oktetts. Sie nehmen daher bevorzugt ein Elektron auf, es resultieren die einwertigen Anionen 9F-, 17Cl- usw.[22]

Zwischen den Hauptgruppen ist ein Block mit Nebengruppen eingeschoben:

Nebengruppen: äußere Übergangsmetalle

In vier der Perioden wurde das Auffüllen der jeweils äußersten Hauptschale unterbrochen, um die d-Unterschale der zweitäußersten Hauptschale aufzufüllen. Die d-Unterschalen fassen jeweils 10 Elektronen, es ergibt sich in diesen vier Perioden also ein zusätzlicher Block mit 10 Gruppen. Alle 40 Elemente in diesem Block sind Metalle,[23] sie werden als „äußere Übergangsmetalle“[23] bezeichnet. Sie besitzen zwei Valenzelektronen in der äußersten Schale und weisen daher geringere Unterschiede in ihrem chemischen Verhalten auf als die Hauptgruppenelemente. Die vorhandenen Unterschiede sind auf die unterschiedlichen Elektronenstrukturen der jeweils nächsttieferen Hauptschale zurückzuführen. Entsprechend dem sich wiederholenden Auffüllungsmuster zeigen auch in diesem Block untereinanderstehende Elemente deutliche Ähnlichkeiten in ihren chemischen Eigenschaften.[23]

Nebengruppen: innere Übergangsmetalle

In den letzten beiden Perioden wurde das Auffüllen der d-Unterschalen der jeweils zweitäußersten Hauptschale unterbrochen durch das Auffüllen der f-Unterschalen der jeweils drittäußersten Hauptschale. Die f-Unterschalen fassen jeweils vierzehn Elektronen, es ergibt sich also in diesen beiden Perioden ein zusätzlicher Block mit 14 Gruppen. Die 28 Elemente in diesem f-Block werden als innere Übergangselemente bezeichnet. Sie besitzen zwei Valenzelektronen in der äußersten Schale, ein Elektron in der d-Schale der vorletzten Schale und unterscheiden sich nur im Füllungsgrad der jeweils drittletzten Schale. Ihre chemischen Unterschiede sind entsprechend gering.[24]

Die auf das 57Lanthan folgenden 14 inneren Übergangsmetalle von 58Cer bis 71Lutetium in der sechsten Periode heißen auch Lanthanoide. Die auf das 89Actinium folgenden 14 inneren Übergangsmetalle von 90Thorium bis 103Lawrencium heißen auch Actinoide.

Periodizitäten und Tendenzen

 
Tendenzen im Periodensystem

Einige Eigenschaften der Elemente variieren in systematischer Weise mit der Position im Periodensystem. Geht man innerhalb einer Periode von einer Hauptgruppe zur nächsten über („von links nach rechts“), ändern sich die physikalischen und chemischen Eigenschaften in systematischer, charakteristischer Weise, weil dabei die Anzahl der Valenzelektronen um jeweils eines zunimmt.[25] In der nächsten Periode wiederholen sich die Eigenschaften, sofern sie von der Anzahl der Valenzelektronen bestimmt werden, in ähnlicher Weise, weil die Anzahl der Valenzelektronen erneut auf dieselbe Weise zunimmt.[25]

Geht man innerhalb einer Hauptgruppe von einer Periode zur nächsten über („von oben nach unten“), sind die betreffenden Eigenschaften in der Regel ähnlich (gleiche Anzahl von Valenzelektronen), aber graduell verschieden (verschiedene Hauptschalen als äußerste Schale).[25]

Atomradius

 
Atomradien nach der Ordnungszahl

Der Atomradius nimmt generell innerhalb einer Periode von links nach rechts ab,[26] weil aufgrund der zunehmenden Kernladungszahl die Elektronen immer näher an den Kern herangezogen werden. Beim Übergang zur nächsten Periode nimmt der Atomradius sprunghaft wieder zu, weil nun die Belegung der nächstäußeren Hauptschale beginnt.

Innerhalb einer Gruppe wird der Radius in der Regel von oben nach unten größer,[26] weil jeweils eine Hauptschale hinzukommt.

Erste Ionisierungsenergie

 
Erste Ionisationsenergie nach der Ordnungszahl

Die „erste Ionisierungsenergie“ ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Elektron aus der Elektronenhülle zu entfernen, so dass aus dem neutralen Atom ein einfach positiv geladenes Ion wird. Das einzelne Valenzelektron der Alkalimetalle ist besonders locker gebunden und kann leicht abgelöst werden. Beim Fortschreiten innerhalb einer Periode muss wegen der zunehmenden Kernladungszahl eine immer größere Ionisierungsenergie aufgewendet werden, bis sie beim Edelgas mit seiner besonders stabilen Oktett-Konfiguration den maximalen Wert der Periode erreicht.

Elektronenaffinität

 
Elektronenaffinität gegen Ordnungszahl

Die Elektronenaffinität ist die Bindungsenergie, die freigesetzt wird, wenn ein Atom ein zusätzliches Elektron an sich bindet, so dass aus dem neutralen Atom ein einfach negativ geladenes Ion wird.[22] Die Halogene haben eine besonders große Elektronenaffinität,[22] weil sie durch Aufnahme eines Elektrons ihr Elektronenoktett vervollständigen können.

Elektronegativität

 
Elektronegativität gegen Ordnungszahl

Sind zwei Atome verschiedener Elemente chemisch aneinander gebunden, so zieht in der Regel eines der beiden die Elektronen der gemeinsamen Elektronenhülle stärker an, so dass sich der Ladungsschwerpunkt der Elektronenhülle zu diesem Atom hin verschiebt. Die Fähigkeit eines Atoms, in einer Bindung die Elektronen an sich zu ziehen, wird durch seine Elektronegativität gemessen, die Verschiebung des Ladungsschwerpunkts hängt von der Differenz der Elektronegativitäten der beiden Atome ab.[27] Je stärker der Ladungsschwerpunkt verschoben ist, um so größer ist der ionische Anteil der Bindung.[27]

Die Elektronegativität der Hauptgruppenelemente wächst innerhalb einer Periode von links nach rechts, weil die Kernladung zunimmt.[28] Innerhalb einer Gruppe wächst sie in der Regel von unten nach oben, weil in dieser Richtung die Anzahl besetzter Hauptschalen abnimmt[28] und damit auch die Abschirmung der Kernladung durch die inneren Elektronen. Das Element mit der kleinsten Elektronegativität (0,7 nach Pauling)[27] ist das links unten im Periodensystem stehende 55Cäsium. Das Element mit der größten Elektronegativität (4,0 nach Pauling)[27] ist das rechts oben stehende 9Fluor, gefolgt von seinem linken Nachbarn, dem 8Sauerstoff (3,5).[27] 1Wasserstoff und die Halbmetalle nehmen mit Werten um 2 eine Mittelstellung ein.[27] Die meisten Metalle haben Werte um 1,7 oder weniger.[27]

Wertigkeit

Eines der charakteristischsten Merkmale eines Elements ist seine Wertigkeit,[29] also seine Tendenz, sich bei Bildung einer chemischen Verbindung mit bestimmten bevorzugten Anzahlen von Atomen der verschiedenen Partnerelemente zu vereinigen.

Ein Atom, dem noch ein Elektron zur Komplettierung eines Valenzelektronen-Oktetts fehlt, kann eine Bindung mit einem einzelnen 1Wasserstoff-Atom eingehen, um in der gemeinsamen Elektronenhülle das einzelne Valenzelektron des Wasserstoff zur Vervollständigung seines eigenen Oktetts zu nutzen. Ein Atom, dem noch zwei Elektronen fehlen, wird dazu tendieren, eine Verbindung mit zwei 1Wasserstoff-Atomen einzugehen. Wie diese Beispiele zeigen, ist im Allgemeinen ein Zusammenhang zwischen der bevorzugten Anzahl der Bindungspartner und der Struktur der Valenzelektronen-Hülle – also der Gruppenzugehörigkeit im Periodensystem – zu erwarten. Allerdings sind die Zusammenhänge oft deutlich komplexer als in den hier dargestellten Beispielen.

Ein einfaches Maß für die Wertigkeit eines Elements ist die Anzahl der 1Wasserstoff-Atome, die das Element in einem binären Hydrid an sich bindet.[29] Ein anderes mögliches Maß ist das Doppelte der Anzahl an 8Sauerstoff-Atomen, die das Element in seinem Oxid bindet.[29]

Die Elemente der ersten und der letzten Hauptgruppe (der Alkalimetalle beziehungsweise Halogene) haben die Wertigkeit 1, ihre Hydride haben also die Formeln[30]

 .

Die Elemente der zweiten und der vorletzten Hauptgruppe (der Erdalkalimetalle und der Sauerstoffgruppe) haben im Allgemeinen die Wertigkeit 2, ihre Hydride sind also[30]

 .

In den anderen Hauptgruppen werden die Bindungsmöglichkeiten vielfältiger (so existieren unzählige Kohlenwasserstoff-Verbindungen), aber man trifft auch beispielsweise in der Stickstoffgruppe auf   oder   und in der Kohlenstoffgruppe auf  .[30]

Der 8Sauerstoff ist zweiwertig, typische Oxide der einwertigen Alkalimetalle sind daher[31]

 

und typische Oxide der zweiwertigen Erdalkalimetalle sind[32]

 ,

es kommen aber auch andere Oxidationsstufen vor. Die drei letztgenannten Oxide waren der Ausgangspunkt für Döbereiners Triadensystem (siehe unten).

Beispiele weiterer Regelmäßigkeiten

Die reaktionsfreudigsten Elemente befinden sich in der I. und der VII. Hauptgruppe (Alkalimetalle beziehungsweise Halogene), weil diese Elemente eine besonders starke Tendenz aufweisen, durch Abgabe (bei den Alkalimetallen) beziehungsweise Aufnahme (bei den Halogenen) eines Elektrons ein vollständiges Elektronen-Oktett zu erlangen.[25]

Die Atomisierungsenthalpie, also die Energie, die zum Zerlegen eines aus einem Element E gebildeten Moleküls Ex benötigt wird, zeigt für die Hauptgruppenelemente eine deutliche Periodizität in Abhängigkeit von der ebenfalls periodischen Bindigkeit der Elemente, weil von dieser die Anzahl x der gebundenen Atome abhängt. Die Atomisierungsenthalpie zeigt Minima bei den 0-wertigen Edelgasen und Maxima bei den vierwertigen Elementen der IV. Hauptgruppe.[25]

Die Dichte der Hauptgruppenelemente zeigt den gleichen Verlauf, weil sie eng mit der Bindigkeit des jeweiligen Elements zusammenhängt: Die Alkalimetalle haben besonders kleine Bindigkeiten und Dichten, die größten Werte liegen bei den Elementen der mittleren Gruppen.

Ein ähnliches Muster zeigt sich bei den Dissoziationsenthalpien von E2-Molekülen: Die Minima liegen wieder bei den Edelgasen, die Maxima jetzt bei den Elementen der V. Hauptgruppe (N2, P2 usw.), entsprechend den bei zweiatomigen Molekülen möglichen Bindgkeiten.[25]

Die Basizität der Oxide nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab.

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.[33]
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

Die weitaus meisten Elemente sind Metalle. Sie sind meistens silbrig glänzend, formbar, gering flüchtig sowie strom- und wärmeleitend.[25] Der Metallcharakter ist bei den links unten im Periodensystem stehenden Elementen am deutlichsten ausgeprägt und nimmt nach rechts oben hin ab. In dieser Richtung schließen sich die Halbmetalle an (mattgrau glänzend, spröde, gering flüchtig, nur mäßig strom- und wärmeleitend[25]). Rechts oben im Periodensystem stehen die Nichtmetalle (farbig, nicht glänzend, spröde, meistens flüchtig, nicht stromleitend und nur schlecht wärmeleitend[25]).

Die ersten beiden Hauptgruppen (die Alkali- und Erdalkalimetalle) enthalten daher ausschließlich Metalle, die letzten beiden Hauptgruppen (die Halogene und Edelgase) nur Nichtmetalle.[25] Die durch die Halbmetalle markierte Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen verläuft schräg durch die mittleren Hauptgruppen, so dass diese im Allgemeinen im oberen Teil Nichtmetalle, darunter Halbmetalle und im unteren Teil Metalle enthalten. Typische Halbmetalle sind etwa 5Bor, 14Silizium oder 32Germanium. Auf der Grenze befindliche Elemente können sogar je nach vorliegender Modifikation ihre Zugehörigkeit wechseln: Das auf der Grenze zwischen Metallen und Halbmetallen liegende 50Zinn ist als weißes β–Zinn ein Metall, als graues α–Zinn ein Halbmetall.[25] Der auf der Grenze zwischen Halbmetallen und Nichtmetallen liegende 6Kohlenstoff ist als Graphit ein Halbmetall, als Diamant ein Nichtmetall.[25]

In der V. und VI. Hauptgruppe lässt sich der innerhalb einer Gruppe stattfindende Übergang gut beobachten: Die oben in den Gruppen stehenden Elemente 7Stickstoff, 8Sauerstoff und 16Schwefel sind ausgeprägte Nichtmetalle. Die darunter stehenden Elemente 15Phosphor, 33Arsen und 34Selen kommen sowohl in nichtmetallischen Modifikationen vor (weißer, roter und violetter Phosphor, gelbes Arsen, rotes Selen[25]) wie auch in halbleitenden (schwarzer Phosphor, graues Arsen, graues Selen[25]). Die unten in den Gruppen stehenden Elemente 51Antimon, 52Tellur, 83Bismut und 84Polonium treten bevorzugt in halbmetallischer oder metallischer Form auf.[25]

Schrägbeziehungen

 
Beispiele für Schrägbeziehungen im Periodensystem. Sie sind durch rote Pfeile dargestellt.

Im Periodensystem gibt es Schrägbeziehungen zwischen Elementen, die schräg untereinander stehen. Diese umfassen Ähnlichkeiten zwischen 3Lithium und 12Magnesium, 4Beryllium und 13Aluminium, 5Bor und 14Silicium. Eine weitere Schrägbeziehung ist der Grimmsche Hydridverschiebungssatz.[34] 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.[35] Beispiele sind 30Zink und 50Zinn, die gleiche Eigenschaften bei einer Legierung mit Kupfer, bei der Beschichtung von Stahl und bei der biologischen Verwendung als Spurenelement aufweisen.[35] Weitere Beispiele sind 48Cadmium und 82Blei oder 47Silber und 81Thallium.[35] 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.[35] Beispiele für die First-Member Anomaly ist die Gasförmigkeit von 1Wasserstoff, 7Stickstoff und 8Sauerstoff im Gegensatz zu anderen Vertretern der jeweiligen Gruppe oder die Oxidationszahlen von 8Sauerstoff im Vergleich zu 16Schwefel und anderen Vertretern der gleichen Gruppe.[35]

Zusätzliche Einflüsse

Sofern die Eigenschaften der umgebenden Elemente im Periodensystem bekannt sind, können die Eigenschaften unbekannter Elemente vorausgesagt werden.[36] Je höher die Ordnungszahl wird, desto weniger eignet sich die Systematik des Periodensystems jedoch zur Vorhersage der Stoffeigenschaften, da aufgrund der höheren Ladung des Atomkerns die Geschwindigkeit kernnaher Elektronen und somit relativistische Effekte zunehmen.[37] Bei Elementen ab der vierten Periode rücken die Elektronen der innersten Schalen (insbesondere die s-Orbitale) aufgrund der steigenden Anzahl positiver Ladungen im Atomkern näher an den Atomkern, wodurch die Geschwindigkeit dieser Elektronen beinahe Lichtgeschwindigkeit erreicht. Dadurch nimmt der Ionenradius entgegen der allgemeinen Tendenz ab und die Ionisierungsenergie für diese Elektronen zu (Effekt des inerten Elektronenpaares).

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.[38] Alle nachfolgenden (Ordnungszahl 83 und höher) weisen ausnahmslos radioaktive und somit instabile Isotope auf. Dabei ist 83 (Bismut) ein Grenzfall. Es besitzt nur instabile Isotope, darunter jedoch eines mit einer extrem langen Halbwertszeit. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 82 sind zwei Stoffe enthalten, die ausschließlich instabile Isotope besitzen: 43 (Technetium) und 61 (Promethium).[8]

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,[39] 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. Vermutlich gibt es bei höheren Ordnungszahlen eine Insel der Stabilität.[40]

Atommassen

Da die Anzahl der Protonen im Atomkern mit der Ordnungszahl des Atoms identisch ist, nimmt die Atommasse mit der Ordnungszahl zu. Während die Ordnungszahl von einem Element zum nächsten jedoch stets um eine Einheit zunimmt, verläuft die Zunahme der Atommassen deutlich unregelmäßiger.

Die Masse eines Protons beträgt 1,0073 atomare Masseneinheiten (1 u = 1,66·10−27 kg), die eines Neutrons 1,0087 u.[41] Die Masse eines Elektrons von 0,0005 u ist dem gegenüber meist vernachlässigbar. Die Masse eines aus einem Proton und einem Elektron bestehenden Wasserstoffatoms beträgt 1,0078 u. Da alle Atome eine jeweils ganzzahlige Anzahl von Protonen und Neutronen (mit jeweils etwa 1 u Masse) im Kern besitzen, haben sie grundsätzlich auch eine in guter Näherung ganzzahlige Atommasse, die gerundet der Anzahl der im Kern enthaltenen Protonen und Neutronen entspricht[42] (die Atommassen sind meist etwas kleiner als eine ganze Zahl, der „Massendefekt“ entspricht der bei der Bildung des Kerns freigesetzten Bindungsenergie[43]). Im scheinbaren Widerspruch dazu weichen jedoch einige der Massenangaben im Periodensystem deutlich von der Ganzzahligkeit ab. Für das Chlor beispielsweise findet sich die Angabe 35,45 u.[44]

Element Massen-
zahl
(Isotop)
Natürliche
Häufigkeit[45]
%
Atommasse[45]
u
Mittlere
Atommasse
u
15P 31 100 30,97 30,97
16S 32 95,02 31,97 32,06
33 0,75 32,97
34 4,21 33,97
36 0,02 35,97
17Cl 35 75,77 34,97 35,45
37 24,23 36,97
18Ar 36 0,337 35,97 39,95
38 0,063 37,96
40 99,600 39,96

Der Grund dafür ist, dass zwei Atome mit derselben Anzahl von Protonen unterschiedliche Zahlen von Neutronen besitzen können. Solche Atome haben dieselbe Ordnungszahl und damit dasselbe chemische Verhalten, gehören also definitionsgemäß zum selben chemischen Element und befinden sich daher am selben Platz im Periodensystem. Weil sie aber verschiedene Neutronenzahlen besitzen, sind sie verschiedene „Isotope“ dieses Elements.

Die 20 Elemente

 
 
 

bestehen nur aus einem einzigen natürlich vorkommenden Isotop, sie sind Reinelemente.[42] Die anderen Elemente sind Mischelemente; sie bestehen in ihrem natürlichen Vorkommen aus einer Mischung verschiedener Isotope.[42] Für diese Mischelemente ist im Periodensystem die mittlere Atommasse der natürlich vorkommenden Isotopenmischung eingetragen. Das natürlich vorkommende Chlor beispielsweise besteht zu 75,77 % aus dem Chlor-Isotop mit der Massenzahl 35 (mit 17 Protonen und 18 Neutronen im Kern) und zu 24,23 % aus dem Chlor-Isotop 37 (17 Protonen und 20 Neutronen).[46] Seine mittlere Atommasse ist das mit der Häufigkeit gewichtete Mittel aus den (beinahe ganzzahligen) Atommassen 34,97 u und 36,97 u,[45] beträgt also die oben genannten 35,45 u.

Haben die Isotope zweier im Periodensystem aufeinanderfolgender Elemente sehr verschiedene Häufigkeitsverteilungen, kann es vorkommen, dass die mittlere Atommasse vom einen Element zum nächsten abnimmt. So hat das auf das 18Argon folgende 19Kalium zwar eine höhere Ordnungszahl aber eine kleinere mittlere Atommasse. Dasselbe gilt für 27Cobalt und 28Nickel sowie 52Tellur und 53Iod.

Da die Atommassen (von den erwähnten Ausnahmen abgesehen) einigermaßen regelmäßig mit der Ordnungszahl anwachsen, konnten sie im 19. Jahrhundert erfolgreich anstelle des eigentlichen Ordnungsprinzips, der noch unbekannten Ordnungszahl, der Suche nach Gesetzmäßigkeiten zugrunde gelegt werden.

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

Elemente

Im antiken Griechenland und im antiken China wurde bereits vor mehr als 2000 Jahren spekuliert, dass die Vielzahl der Erscheinungen in der Natur sich auf eine kleine Anzahl von „Elementen“ zurückführen lassen müsse. In Griechenland vertrat Empedokles die Vier-Elemente-Lehre mit den Elementen Feuer, Wasser, Erde und Luft.[47] In China gab es in der Fünf-Elemente-Lehre die Elemente Holz, Feuer, Erde, Metall und Wasser.

Der heutige Begriff eines Elements als eines nicht weiter zerlegbaren Stoffes geht auf Jungius und Boyle zurück.[47] Lavoisier legte 1789 eine erste systematische, 21 Einträge umfassende Tabelle mit chemischen Elementen vor.[47] Über die innere Struktur der Elemente und damit aller Materie überhaupt herrschte allerdings noch völlige Unklarheit. Gemäß Daltons Atomhypothese (1808) setzen sich alle Stoffe aus kleinsten, nicht weiter teilbaren „Atomen“ zusammen, wobei die Atome eines chemischen Elements untereinander identisch, aber von den Atomen eines anderen Elements in Form und Gewicht verschieden sind.[48] Chemische Reaktionen waren gemäß der Hypothese als Umgruppierungen der unzerstörbaren Atome anzusehen, und auch die Gesetze der konstanten Proportionen[49] und der multiplen Proportionen[50] war damit leicht erklärbar. Obwohl Atome von vielen Chemikern als Arbeitshypothese akzeptiert wurden, lag kein Beweis für ihre Existenz vor.

Atommassen

Während die Dichten der verschiedenen Elemente schon lange bekannt waren, war es wegen der Unkenntnis über die Anzahl und die Größe der Atome nicht möglich, deren absolute Massen zu ermitteln. Dalton hatte bereits eine auf den konstanten Proportionen beruhende, 14 Elemente umfassende und noch ziemlich ungenaue Liste von Verhältnissen der Atommassen zueinander erstellt.[50]

Prout bemerkte, dass viele Atommassen ungefähr ganzzahlige Vielfache der Atommasse des Wasserstoffs waren und stellte 1815 die Hypothese auf, dass alle Elemente aus entsprechenden Mengen Wasserstoff als „Ursubstanz“ zusammengesetzt seien.[51] Die bislang als nicht-ganzzahlig gelisteten Atommassen würden sich bei genaueren Messungen schon noch als ganzzahlig herausstellen.[51] Prouts Hypothese veranlasste genauere Massenbestimmungen, hauptsächlich durch Berzelius und Stas, die die Nicht-Ganzzahligkeit vieler Atommassen bestätigten und damit Prouts Hypothese widerlegten, wegen ihrer deutlich verbesserten Genauigkeit aber auch als Grundstock für zuverlässigere Untersuchungen dienten.[51] Der Grund für die auffallend große Zahl von Elementen mit ungefähr ganzzahligen Atommassen blieb freilich ungeklärt.[52]

In den 1850er-Jahren griff Cannizzaro die von Avogadro 1811 aufgestellte aber bislang unbeachtet gebliebene Hypothese wieder auf, dass gleiche Volumina verschiedener Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl von Teilchen enthalten. Diese Hypothese erlaubte es, die Massen gleicher (wenn auch unbekannter) Anzahlen von Atomen in gasförmigen Verbindungen systematisch miteinander zu vergleichen und so unter Bezug auf ein Referenzelement die relativen Atommassen der Elemente zu ermitteln.[53] Mit ihrer Hilfe konnten auch zahlreiche bislang falsch angenommene Mengenverhältnisse in chemischen Verbindungen korrigiert werden.[54] Auf dieser Grundlage veröffentlichte Cannizzaro zwischen 1858 und 1860 als Vorbereitung auf den Karlsruher Kongress (den auch Meyer und Mendelejew besuchten) zuverlässigere und konsistente Atommassen, die in den 1860er-Jahren schnelle Fortschritte bei der Entwicklung periodischer Systeme erlaubten.[55]

Vorläufer des Periodensystems

Anfang des 19. Jahrhunderts wurde bereits nach Regelmäßigkeiten zwischen den Elementen gesucht. Döbereiner stellte erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. Im Jahr 1824 veröffentlichte Falckner ein System natürlicher Elementfamilien.[56] Gmelin erstellte 1843 eine tabellarische Sortierung der Elemente.[57] Weitere Pioniere, die auch Mendelejew kannte, waren Pettenkofer (1850), Odling (1857), Dumas (1858) und Lenßen[58] (1857).[59] Chancourtois entwickelte 1862 eine dreidimensionale Darstellung, wobei er die Elemente nach steigenden Atommassen schraubenförmig auf einem Zylinder anordnete.[59] Auch von Hinrichs (1864), Baumhauer (1867) und Quaglio (1871) wurden Versuche unternommen, das System spiralförmig darzustellen.[59] 1863 stellte Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf.[59]

Johann Wolfgang Döbereiner (Triadensystem)

 
Johann Wolfgang Döbereiner

Johann Wolfgang Döbereiner unternahm den ersten Versuch, Elemente nach erkannten Gesetzmäßigkeiten zu ordnen.[60] Im Jahre 1817[61] bestimmte Döbereiner die Atommasse von Strontiumoxid   und fand (in dem von ihm benutzten Massensystem) den Wert 50. Er bemerkte, dass dies genau das arithmetische Mittel aus den Massen von Calciumoxid   (27,5) und Bariumoxid   (72.5) war:

 

Hieraus schöpfte er anfänglich den Verdacht, Strontium bestünde aus Barium und Calcium, was er aber in entsprechenden Versuchen hierzu nicht bestätigt fand.[62]

Aus moderner Sicht sind Calcium, Strontium und Barium drei im Periodensystem untereinander stehende Elemente aus der Gruppe der Erdalkalimetalle, was ihre identischen Wertigkeiten und daher ihre Ähnlichkeit bei der Bildung von Oxiden   begründet. Da in diesem Bereich des Periodensystems die Periodenlänge 18 Elemente beträgt (eine Periode umfasst hier acht Hauptgruppen und zehn Nebengruppen), weisen sie untereinander dieselbe Differenz der Ordnungszahlen auf (18, Döbereiner noch unbekannt) und daher auch ungefähr dieselbe Differenz der Atommassen (knapp 50 u):

 

Gmelin bemerkte 1827 in seinem „Handbuch der theoretischen Chemie“ bezüglich der Atommassen „einige merkwürdige Verhältnisse, welche ohne Zweifel mit dem innersten Wesen der Stoffe zusammenhängen.“[63] Unter anderem wies er auf eine weitere Dreiergruppe hin, nämlich Lithium, Natrium und Kalium. Bildet man das arithmetische Mittel der Atommassen von Lithium und Kalium, „so erhält man ziemlich genau [die Atommasse] des Natriums, welches Metall auch in seinen chemischen Beziehungen zwischen die beiden genannten zu stehen kömmt.“[63]

Döbereiner veröffentlichte 1829 einen ausführlicheren „Versuch zu einer Gruppirung der elementaren Stoffe nach ihrer Analogie“.[64] Eine neu aufgefundene Triade enthielt mit Chlor und Iod sowie dem erst im vorhergehenden Jahr[65] isolierten Brom „drei Salzbildner“. Der Vergleich unter Verwendung der von Berzelius bestimmten Atommassen ergab[66]

 

Eine weitere neu gefundene Triade umfasste Schwefel, Selen und Tellur, die sich alle „mit dem Wasserstoff zu eigenthümlichen Wasserstoffsäuren verbinden“:

 

Bei seinen Ordnungsversuchen legte Döbereiner Wert darauf, dass die zu einer Triade vereinigten Elemente auch tatsächlich chemische Ähnlichkeit aufwiesen: „Der Umstand, dass das arithmetische Mittel der Atomgewichte des Sauerstoffs = 16,026 und des Kohlenstoffs = 12,256 das Atomengewicht des Stickstoffs = 14,138 ausdrückt, kann hier nicht in Betracht kommen, weil zwischen diesen drei Stoffen keine Analogie statt findet.“ Ebenso bestand er auf der besonderen Bedeutung der Zahl drei. Die untereinander sehr ähnlichen Elemente Eisen, Mangan, Nickel, Cobalt, Zink und Kupfer stellten ein Problem für ihn dar, denn „wie soll man sie ordnen, wenn die Dreiheit (Trias) als Princip der Gruppirung angenommen wird?“

Das Triadensystem Döbereiners wurde in den darauffolgenden Jahren u. a. von Leopold Gmelin (neue Triaden, 1843) und von Ernst Lenßen erweitert. Lenßen legte zunächst nur die Atommasse der Elemente zu Grunde und ließ die anderen Eigenschaften unberücksichtigt (akzidentelle Triaden). Auf diese Weise konnte er 1857 alle damals bekannten Elemente nach dem Triadenprinzip einordnen. Er machte aber auch schon Vorhersagen neuer Elemente aus seinem Triadensystem und versuchte andere physikalische und chemische Eigenschaften damit zu erklären.

John A. R. Newlands (Gesetz der Oktaven)

 
John A. R. Newlands

John Alexander Reina Newlands fand 1864 heraus, dass sich bei Ordnung der Elemente nach steigender Atommasse die chemischen Eigenschaften in jeder achten Position wiederholen, was er mit den Oktaven aus der Musik verglich. Er nannte seine Entdeckung Gesetz der Oktaven, basierend auf der Darstellung von Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois.

 

Die Edelgase waren John A. R. Newlands noch nicht bekannt. Etwa gleichzeitig mit Cannizzaro entwickelte William Odling in England ein frühes Periodensystem.

Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer (Periodensystem)

 
Periodensystem von Lothar Meyer, veröffentlicht in „Die modernen Theorien der Chemie“ (1864)[67]
 
Periodensystem von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1869)[68]
 
Dmitri Mendelejew
 
Lothar Meyer

Das moderne Periodensystem wurde von Lothar Meyer und Dmitri Iwanowitsch Mendelejew entwickelt.[69] Meyer veröffentlichte eine erste Version 1864 in seinem Buch „Die modernen Theorien der Chemie“,[67] beide publizierten ihre Ergebnisse im Jahre 1869 und erhielten für ihre Arbeit 1882 gemeinsam die Davy-Medaille der britischen Royal Society. In Russland wird im Gedenken an Mendelejew auch heute noch das Periodensystem als Tabliza Mendelejewa bezeichnet. Während Meyers Periodensystem vorrangig nach den chemischen Eigenschaften sortiert war, folgte Mendelejews Periodensystem stärker der Einteilung nach der Atommasse.[70] Mendelejew wird häufiger als Meyer als Begründer des heutigen Periodensystems genannt.[70] Zum Einen, weil Meyers Periodensystem ein paar Monate später veröffentlicht wurde, zum Anderen, weil Mendelejew Voraussagen zu den Eigenschaften der noch nicht entdeckten Elemente machte.[70] Weder Mendelejew noch Meyer kannten die Arbeiten des jeweils Anderen zum Periodensystem.[71][59] Die Arbeiten von Béguyer de Chancourtois von 1862, Newlands von 1863/64 oder Hinrichs von 1866/67 waren Mendelejew auch nicht bekannt.[59]

Sie haben die bekannten Elemente nach steigender Atommasse und nach Verhaltensähnlichkeit in verschiedenen Intervallen untereinander angeordnet, wobei ihnen die Ähnlichkeiten wichtiger erschienen als die exakte Reihenfolge nach Atommassen, wie man es bei Tellur und Iod aus der Liste von Mendelejew ersehen kann. Ihre Theorie ging bereits soweit, dass sie einige Stellen frei ließen, für die sie die Existenz von bisher noch unbekannten Elementen postulierten. Sowohl bei Meyer als auch bei Mendelejew waren die Gruppen noch waagrecht angeordnet.[59]

Dass diese Anordnung richtig war, bestätigte sich erstens durch die Erkenntnis, dass sich die Atommassen nicht kontinuierlich erhöhen, weil sich die meisten Elemente aus Isotopen unterschiedlicher Massen zusammensetzen. Deren zufällige Häufigkeitsverteilung führt dazu, dass Argon mit Kalium, Cobalt mit Nickel sowie Tellur mit Iod ihre Plätze gegenüber der Massenreihenfolge vertauschen (siehe Liste der Isotope). Zweitens wurde durch die Entdeckung der atomaren Strukturen, insbesondere des Orbitalmodells, eine Erklärung für die Periodizität geliefert.

Mit Hilfe des Periodensystems sagte Mendelejew 1871 die Existenz von drei Elementen vorher, weil diese die entsprechenden Lücken in seinem Periodensystem ausfüllen würden. Aus diesem Grunde „erfand“ er die Vorsilbe Eka (sanskr. „eins“) und bezeichnete diese Elemente mit Ekasilizium, Ekaaluminium und Ekabor nach dem jeweils leichteren, in den Eigenschaften ähnlichsten Element. Ekaaluminium wurde 1875 von Paul Émile Lecoq de Boisbaudran entdeckt und nach Frankreich, dem Land der Entdeckung, Gallium genannt. Ekabor wurde 1879 von Lars Fredrik Nilson entdeckt und mit dem Namen Scandium – zu Skandinavien – versehen. Ekasilizium wurde 1886 von Clemens Winkler entdeckt und erhielt dem Entdeckungsland Deutschland nach die Bezeichnung Germanium. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt. Die älteste erhaltene Schautafel des Periodensystems stammt aus dem Zeitraum zwischen 1879 und 1886 und befindet sich in der University of St. Andrews.[72]

Periodensystem nach Mendelejew, 1869[73]
Ti = 50,0 Zr = 90,0 ? = 180,0
V = 51,0 Nb = 94,0 Ta = 182,0
Cr = 52,0 Mo = 96,0 W = 186,0
Mn = 55,0 Rh = 104,4 Pt = 197,4
Fe = 56,0 Ru = 104,4 Ir = 198,0
Ni = 59,0
Co = 59,0
Pd = 106,6 Os = 199,0
H = 1 Cu = 63,4 Ag = 108,0 Hg = 200,0
Be = 9,4 Mg = 24,0 Zn = 65,2 Cd = 112,0
B = 11,0 Al = 27,4 ? = 68,0 Ur = 116,0 Au = 197?,
C = 12,0 Si = 28,0 ? = 70,0 Sn = 118,0
N = 14,0 P = 31,0 As = 75,0 Sb = 122,0 Bi = 210?,
O = 16,0 S = 32,0 Se = 79,4 Te = 128?,
F = 19,0 Cl = 35,5 Br = 80,0 J = 127,0
Li = 7 Na = 23,0 K = 39,0 Rb = 85,4 Cs = 133,0 Tl = 204,0
Ca = 40,0 Sr = 87,6 Ba = 137,0 Pb = 207,0
? = 45,0 Ce = 92,0
?Er = 56,0 La = 94,0
?Yt = 60,0 Di = 95,0
?In = 75,6 Th = 118?
Die Farben geben die heutige Zuordnung der Elemente an:
Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, 3. Hauptgruppe, 4. Hauptgruppe, 5. Hauptgruppe,
6. Hauptgruppe, Halogene, Übergangsmetalle, Lanthanoide, Actinoide.

Henry Moseley (Moseleysches Gesetz) und Anordnung nach der Ordnungszahl statt der Atommasse

Durch die Entdeckung zahlreicher Isotope (der Begriff wurde 1913 von Frederick Soddy eingeführt) war das Periodensystem zu Beginn des 20. Jahrhunderts in einer Krise.[70] Henry Moseley entdeckte 1913 das Moseleysche Gesetz, in dem ein Zusammenhang zwischen der Ordnungszahl eines Elements und der Frequenz einer Spektrallinie der charakteristischen Röntgenstrahlung formuliert ist. Er hatte erkannt, dass nicht die Atommasse, sondern die Ordnungszahl (Kernladungszahl, entsprechend der Anzahl Protonen im Kern) die richtige Reihenfolge der Elemente im Periodensystem bestimmt. Diese Reihenfolge konnte Moseley experimentell festlegen.[74] Unterstützung fand dies durch Fritz Paneth und George de Hevesy, die auf Anregung von Ernest Rutherford vergeblich versuchten, Isotope chemisch zu trennen und ebenfalls die Ordnungszahl für das Periodensystem statt der mittleren Atommasse befürworteten. Moseley lieferte mit seinem Gesetz eine Bestätigung für die Richtigkeit der Ordnung der Elemente im Periodensystem und konnte gleichzeitig die exakte Anzahl der damals noch unbekannten Elemente (die noch bestehenden Lücken im Periodensystem) vorhersagen. Ein wichtiger Schritt in der Entwicklung waren auch die Verschiebungssätze von Soddy und Kasimir Fajans.[70] Auch schlugen Fajans und andere Chemiker ein deutlich erweitertes Periodensystem vor, das die Isotope mitaufführte.[70] Im Jahr 1927 beschrieb Nevil Sidgwick den Effekt des inerten Elektronenpaares, durch den die typischen Oxidationszahlen von Elementen ab der vierten Periode kleiner als erwartet ausfallen.

Anhaltende Diskussionen zur Positionierung

Auch heute noch gibt es Diskussionen um die Stellung mancher Elemente im Periodensystem.

Einordnung der ersten Periode

Aufgrund der Elektronenkonfiguration, nicht aber aufgrund der Elementeigenschaften, müsste Helium (Elektronenkonfiguration 1s2) in der zweiten Hauptgruppe, also im Periodensystem oberhalb von Beryllium eingeordnet werden.[75] Helium besitzt nur zwei Elektronen, im Gegensatz zu den anderen Edelgasen mit acht Elektronen in der äußersten Schale.[76] Da sich Helium aber chemisch wie ein Edelgas verhält, befindet es sich in der achten Hauptgruppe mit den anderen Edelgasen. Als die Edelgase um 1900 entdeckt wurden, erhielten sie die Zuordnung zur nullten Hauptgruppe, die heute nicht mehr existiert. Helium befand sich damals an der Spitze (d. h. in der ersten Periode) der nullten Hauptgruppe. Heute sind die Edelgase gemäß IUPAC in der achten Hauptgruppe positioniert.[77]

Beim Wasserstoff ist die Positionierung im Periodensystem im Vergleich zu Helium eindeutiger, denn es kann die für die erste Hauptgruppe typischen Oxidationszahlen 0 und +1 einnehmen und kann wie das darunterliegende Lithium kovalente Bindungen eingehen[78][79] und wird dadurch zu den Alkalimetallen gerechnet,[80] auch wenn es das einzige gasförmige Alkalimetall ist und eine vergleichsweise hohe Elektronegativität aufweist. Wasserstoff bildet legierungsähnliche Metallhydride mit einigen Übergangsmetallen.[81] Dennoch wird Wasserstoff aufgrund der nichtmetallischen chemischen Reaktivität gelegentlich in der siebten Hauptgruppe mit den Halogenen einsortiert.[82] Daher wird Wasserstoff, wenn auch selten, in manchen Periodensystemen doppelt aufgeführt, in der ersten und siebten Hauptgruppe.[83] Es wurde auch vorgeschlagen, Wasserstoff oberhalb des Kohlenstoffs einzusortieren, weil seine Elektronegativität, seine Elektronenaffinität und sein Ionisierungspotential eher dem Kohlenstoff entspricht, auch wenn es nur mit einem Elektron reagieren kann, im Gegensatz zu den Vertretern der Kohlenstoffgruppe (vierte Hauptgruppe), die mit vier Elektronen reagieren können.[84]

Um den abweichenden Eigenschaften des Wasserstoffs und des Heliums Rechnung zu tragen, werden beide in seltenen Fällen auch außerhalb des Periodensystems dargestellt.[85]

Lanthanoide und Actinoide

 
Lanthan und Actinium unterhalb von Yttrium
 
Lutetium und Lawrencium unterhalb von Yttrium
 
Fußnoten unterhalb von Yttrium
 
Gabelung der dritten Gruppe im Langperiodensystem

Die Einordnung der Lanthanoide und Actinoide erfolgt relativ unterschiedlich im Vergleich zu Elementen anderer Perioden. Frühe Versuche reihten die Lanthanoide und Actinoide zwischen den Hauptgruppenelementen ein. Bohuslav Brauner sortierte die Lanthanoide und Actinoide 1902 unterhalb Zirkonium ein – diese Anordnung wurde in Anlehnung von mehreren Asteroiden in der gleichen Umlaufbahn als „Asteroid-Hypothese“ bezeichnet, die Brauner 1881 in einem Brief an Mendelejew beschrieb. Im Jahr 1922 ordnete Niels Bohr die Lanthanoide und Actinoide zwischen den s-Block und den d-Block ein. Von Glenn T. Seaborg wurde zwischen 1944 und 1949 ein Periodensystem entwickelt, das die Lanthanoide und Actinoide als Fußnoten unterhalb von Yttrium darstellt.[86][87] Allerdings wurde auch kritisiert, dass durch eine solche Einteilung die Darstellung des Periodensystems auseinanderreißt.[88]

Scandium und Yttrium sind heute vergleichsweise festgesetzt, aber die in der ersten Nebengruppe darunter befindlichen Elemente variieren. Unterhalb von Yttrium befindet sich, je nach Darstellung, entweder die ersten Vertreter der Lanthanoide und Actinoide (Lanthan und Actinium, also in der Reihenfolge Sc-Y-La-Ac) oder seltener die letzten Vertreter der Lanthanoide und Actinoide (Lutetium und Lawrencium, also in der Reihenfolge Sc-Y-Lu-Lr) oder es befindet an der Stelle eine Lücke mit Fußnoten (also in der Reihenfolge Sc-Y-*-*). Diese drei Varianten richten sich nach der Diskussion, wo der f-Block beginnt und endet.[86][89] In einer vierten Variante wird die dritten Gruppe unterbrochen und ein Actinoiden-Lanthanoiden-Zweig und ein Lutetium-Lawrencium-Zweig eingeschoben.[90] Es gibt chemische und physikalische Argumente für die Variante mit Lawrencium und Lutetium unterhalb von Yttrium,[91][92] aber diese Variante findet keine Mehrheit unter den Fachleuten zum Thema Periodensystem.[93] Den meisten Chemikern ist diese Diskussion unbekannt.[94] Die IUPAC hat 2015 eine Projektgruppe zur Anordnung der Lanthanoide und Actinoide eingerichtet, die eine Empfehlung darüber abgeben soll – im Jahr 2019 gibt es noch keine solche Empfehlung.[95]

2019: Internationales Jahr des Periodensystems

Die Vereinten Nationen (UN) haben 2019 zum „Internationalen Jahr des Periodensystems der chemischen Elemente“ (IYPT 2019) erklärt: Damit wollen sie weltweit das Bewusstsein dafür wecken, wie Chemie nachhaltige Entwicklung fördern sowie Lösungen für weltweite Herausforderungen bei Energie, Bildung, Landwirtschaft oder Gesundheit bieten kann. Es sollen so auch die jüngsten Entdeckungen und Benennungen vierer „superschwerer“ Elemente des Periodensystems mit den Ordnungszahlen 113 (Nihonium), 115 (Moscovium), 117 (Tenness) und 118 (Oganesson) bekannter gemacht werden. Die Widmung fällt zudem mit dem 150. Jahrestag der Entwicklung des Periodensystems zusammen.[96] Veranstaltungen in Paris, Murcia und Tokio werden an das Ereignis erinnern.[97]

Periodensystem nach Entdeckern der Elemente

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.

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. In den ersten hundert Jahren seit dem Entwurf Mendelejews von 1869 wurden schätzungsweise 700 Varianten des Periodensystems veröffentlicht.[98][99][100] Neben vielen rechteckigen Varianten gab es auch kreis-, kugel-, würfel-, zylinder-, spiral-, pyramiden-, schichten-, blumen-, schleifen-,[101] achteck- und dreieckförmige Periodensysteme.[102] Die verschiedenen Formen dienen meistens der Hervorhebung bestimmter Eigenschaften.[100] Die meisten Darstellungen sind zweidimensional.[9] Die erste dreidimensionale Darstellung wurde bereits vor dem Periodensystem Mendelejews im Jahr 1862 von de Chancourtois veröffentlicht. Eine weitere dreidimensionale Darstellung aus mehreren Papierschleifen wurde 1925 von Courtines publiziert,[103] und eine schichtenförmige wurde von Wringley im Jahr 1949 erstellt.[104] Paul-Antoine Giguère veröffentlichte 1965 ein aus mehreren Platten zusammengestelltes Periodensystem[105] und Dufour eine baumfömige Darstellung im Jahr 1996.[106] Das Periodensystem von Stowe[107] aus dem Jahr 1989 wurde einschließlich einer Farbdimension als vierdimensional beschrieben.[108]

Daneben gibt es eher chemisch und eher physikalisch orientierte Darstellungen des Periodensystems.[109] Ein chemisch orientiertes Periodensystem wurde 2002 von Rayner-Canham für anorganische Chemiker veröffentlicht,[110] bei dem Tendenzen und Muster sowie ungewöhnliche chemische Eigenschaften betont sind. Ein physikalisch orientiertes Periodensystem wurde 1928 von Charles Janet publiziert, mit einem stärkeren Fokus auf die Elektronenkonfiguration und Quantenmechanik,[111] wie auch von Alper aus dem Jahr 2010.[112] Letzteres wurde allerdings aufgrund der mangelnden Darstellung der Periodizität der Eigenschaften kritisiert.[113] Zu den Mischformen gehört das Standardperiodensystem, das sowohl chemische als auch physikalische Eigenschaften wie Oxidationszahlen, elektrische und Wärmeleitfähigkeiten aufführt.[114] Dessen Verbreitung wird der Ausgewogenheit und Praktikabilität der angezeigten Eigenschaften zugeschrieben.[115][116] Kein alternatives Periodensystem, aber dennoch eine deutlich anders aussehende Darstellung ist das Kurzperiodensystem, bei dem Haupt- und Nebengruppen ineinander verschachtelt sind. Andere Klassifikationsmethoden richten sich nach dem natürlichen Vorkommen der Elemente in Mineralien (Goldschmidt-Klassifikation) oder nach der Kristallstruktur.

Langperiodensystem

 
Das Langperiodensystem

Einschließlich aller Blöcke hat das heutige vollständige Periodensystem (Langperiodensystem) 32 Spalten bzw. Gruppen, ohne den f-Block dagegen nur 18 Spalten. Im Langperiodensystem gibt es keine Lücken.[119] Die Beziehung des f-Blocks zu den anderen Blöcken wird durch die Positionierung dargestellt.[120] Ein erstes Langperiodensystem wurde 1905 von Alfred Werner vorgeschlagen.[59] William B. Jensen empfahl das Langperiodensystem, da die Lanthaniden und Actiniden in kürzeren Periodensystemen Studenten als unwichtig und langweilig erscheinen würden.[98] Trotz der Vollständigkeit wird das Langperiodensystem wegen seines für den Buchdruck unhandlichen Formats selten verwendet,[121] sondern in der verkürzten Form von Glenn T. Seaborg.[122] Ein über die Ordnungszahl 118 hinausgehendes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem.

Literatur

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  • Periodensystem interaktiv! (CD-ROM für Windows und Mac OS X), Welsch & Partner, Tübingen.
  • Stephen G. Brush: The reception of Mendeleev's Periodic Law in America and Britain, Isis, Band 87, 1996, S. 595–628.
  • Jan W. van Spronsen: The Periodic System of Chemical Elements. A History of the First Hundred Years, Amsterdam, London und New York (Elsevier) 1969
  • Masanori Kaji, Helge Kragh, Gábor Palló (Hrsg.): Early responses to the periodic system, Oxford UP 2015
  • Eric Scerri: The periodic table. Its story and its significance, Oxford UP 2007

Weblinks

Einzelnachweise

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  2. Heinz F Wendt: Langenscheidts Taschenwörterbuch der neugriechischen und deutschen Sprache. 13. Auflage. Langenscheidt, Berlin 1986.
  3. Peter Kurzweil, Paul Scheipers: Chemie: Grundlagen, Aufbauwissen, Anwendungen und Experimente. Springer-Verlag, 2011, ISBN 978-3-8348-8280-6, S. 34.
  4. Eric R. Scerri: The Periodic Table. Oxford University Press, USA, 2007, ISBN 978-0-19-530573-9. S. 16
  5. Grundlagen und Hauptgruppenelemente. in: Hollemann, Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, Walter de Gruyter, 2016, ISBN 978-3-11-049585-0, Band 1, S. 82.
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  8. a b Winfried Koelzer: Lexikon zur Kernenergie. KIT Scientific Publishing, 2013, ISBN 978-3-7315-0059-9, S. 50.
  9. a b c 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.
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  14. A. F. Holleman, N. Wiberg: Anorganische Chemie. 103. Auflage. 1. Band: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. de Gruyter, Berlin / Boston 2016, ISBN 978-3-11-049585-0, S. 101
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  17. a b A. F. Holleman, N. Wiberg: Anorganische Chemie. 103. Auflage. 1. Band: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. de Gruyter, Berlin / Boston 2016, ISBN 978-3-11-049585-0, S. 100 f.
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