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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
(Weitergeleitet von Periodensystem der Elemente)
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 altgriechisch περίοδος períodos, deutsch ‚Umgang, Umlauf, Kreislauf‘)[1] bezieht sich darauf, dass sich zahlreiche Eigenschaften der Elemente periodisch wiederholen.[2] 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.

In Darstellungen des Periodensystems sind üblicherweise die Elemente mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt.[3] Zusätzlich können 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.[4][5] 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.[6] 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.[7] Die Elemente der Ordnungszahlen 95 bis 118 wurden künstlich erzeugt.[7] 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.[8] Bilder der jeweiligen Elemente finden sich in der Bildtafel der chemischen Elemente.

Atombau

Struktur eines Atoms

Alle Substanzen sind aus Atomen aufgebaut. Diejenigen Substanzen, die aus Atomen einheitlicher Art bestehen, sind die chemischen Elemente. 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.

Zwei Atome mit derselben Anzahl von Protonen können unterschiedliche Anzahlen von Neutronen im Kern besitzen. Da die chemischen Eigenschaften dieser Atome wegen der gleichen Ordnungszahlen dieselben sind, handelt es sich auch definitionsgemäß um Atome desselben chemischen Elements. Sie sind aufgrund ihrer unterschiedlichen Neutronenzahl verschiedene Isotope dieses Elements. Da das Periodensystem nur nach chemischen Elementen unterscheidet, repräsentiert jeder Eintrag alle Isotope des betreffenden Elements. Das hat beispielsweise Auswirkungen auf die im Periodensystem dargestellten Atommassen. Zur getrennten Auflistung aller Isotope dient eine Nuklidkarte.

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[9] 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 „Nebenschalen“[10] unterteilen, die aus „Orbitalen[11] bestehen. Eine Hauptschale mit der Hauptquantenzahl n besitzt n Nebenschalen, die mit den Buchstaben s, p, d, f und so weiter bezeichnet werden[10] (die Wahl dieser Buchstaben ist historisch bedingt). Eine gegebene Nebenschale in einer bestimmten Hauptschale wird durch ihren Buchstaben mit davorgesetzter Hauptquantenzahl identifiziert, beispielsweise 2p für die p-Nebenschale in der L-Schale (n = 2). Jede s-Nebenschale enthält ein Orbital, jede p-Nebenschale enthält drei Orbitale, jede d-Nebenschale enthält fünf Orbitale und jede f-Nebenschale enthält sieben Orbitale.[10]

Der quantenmechanische Zustand, in dem sich ein gegebenes Elektron befindet, kann durch vier Quantenzahlen beschrieben werden:[12] Die Hauptquantenzahl zählt die Schalen durch, eine weitere Quantenzahl nummeriert die Nebenschalen, eine dritte bezeichnet das Orbital, in dem sich das Elektron befindet, und die vierte beschreibt die beiden möglichen Spinausrichtungen des Elektrons.

Das Paulische Auschließungsprinzip besagt, dass keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen können.[12] 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.[12] Damit ergeben sich für die verschiedenen Schalen die folgenden maximalen Elektronenzahlen:

  • Die K-Schale (n = 1) weist nur eine Nebenschale (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 Nebenschalen 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 Nebenschalen 3s, 3p und 3d, kann in ihren neun Orbitalen also maximal 18 Elektronen aufnehmen.
  • Die N-Schale (n = 4) kann in ihren vier Nebenschalen 4s bis 4f maximal 32 Elektronen aufnehmen und so weiter. Allgemein kann eine Schale mit der Hauptquantenzahl n insgesamt maximal 2·n2 Elektronen aufnehmen.[13]

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 Nebenschalen im Sinne von spdf zunimmt[14] und energiereichere Nebenschalen einer gegebenen Hauptschale eine höhere Energie besitzen können als die energieärmsten Nebenschalen der nächsten Hauptschale.[14] Dies hat Konsequenzen für den systematischen Aufbau des Periodensystems.

Systematischer Aufbau des Periodensystems

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. 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-Nebenschale

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-Nebenschale 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-Nebenschale. Damit ist die K-Schale ausgeschöpft und die erste Periode des Periodensystems gefüllt.[15]

Zweite Periode: 3Li bis 10Ne

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

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 ein gefülltes 2s-Orbital und 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.[15]

Dritte Periode: 11Na bis 18Ar

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

Das Auffüllen der M-Schale geschieht nach demselben Muster.[15] 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-Nebenschale   4p-Nebenschale

Nach dem achten Element der dritten Periode, dem 18Argon, kommt es jedoch zu einer Unterbrechung der Regelmäßigkeit. Bis dahin wurden die 3s- und 3p-Nebenschalen der M-Schale aufgefüllt, es sind noch zehn Plätze in deren 3d-Nebenschale 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-Nebenschale der M-Schale gefüllt, dies geschieht vom 21Scandium bis zum 30Zink.[16] Diese im Periodensystem „eingeschobenen“ Elemente haben alle eine gefüllte 4s-Nebenschale 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.[15]

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-Nebenschale   5p-Nebenschale

Das Auffüllen der N-Schale wird jedoch nach dem 36Krypton erneut unterbrochen. Mit dem 36Krypton ist die 4p-Nebenschale abgeschlossen, und es sind noch die Nebenschalen 4d und 4f zu füllen. Abermals hat jedoch die s-Nebenschale 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-Nebenschale gefüllt wird und anschließend die sechs Elemente 49Indium bis 54Xenon, mit denen die 5p-Nebenschale gefüllt wird.

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-Nebenschale   6p-Nebenschale
  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-Nebenschale

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

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-Nebenschale   7p-Nebenschale
  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-Nebenschale

In der siebten Periode werden gefüllt: 7s (87Francium und 88Radium), 6d (89Actinium), 5f (90Thorium bis 102Nobelium), 6d (104Rutherfordium bis 112Copernicium) und 7p (113Nihonium bis 118Oganesson). Einige kleine Unregelmäßigkeiten sind der Einfachheit halber hier nicht wiedergegeben.

Informationen im Periodensystem

 
Periodensystem mit den Hauptgruppenelementen (IA bis VIIIa) und den Nebengruppenelementen (IB bis VIIIB)
 
Tendenzen im Periodensystem
 
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:

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.[17] In der 2. Hauptgruppe befinden sich die Erdalkalimetalle, die jeweils zwei Valenzelektronen besitzen. Die Elemente der 3. bis 5. Hauptgruppe werden eher selten mit einem eigenen Überbegriff bezeichnet: die Elemente der 3. Hauptgruppe als Erdmetalle[18] oder Triele,[19] die der 4. Hauptgruppe als Tetrele[19] und die der 5. Hauptgruppe als Pnikogene[18] oder Pentele.[19] Elemente der 6. Hauptgruppe werden als Chalkogene bezeichnet.[18] 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.[18] 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. 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]

Die Masse nimmt tendenziell aufgrund der ansteigenden Anzahl von Protonen, Neutronen und Elektronen von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa). Der Atomradius nimmt zwar tendenziell von oben nach unten zu (mit Ausnahme des Ionenradius bei der Lanthanoidenkontraktion), aber von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen), da die Zahl der Protonen im Atomkern und damit die Anziehungskraft auf die Elektronen zunimmt, was durch eine ansteigende Elektronegativität beschrieben wird. Die Elektronegativität nimmt aufgrund des ansteigenden Atomradius und der daraus folgenden Abnahme der Anziehung von positiv geladenem Atomkern und negativ geladenen Elektronen tendenziell von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase). Die Ionisierungsenergie nimmt wie die Elektronegativität tendenziell von oben nach unten ab, von links nach rechts zu. Sofern die Eigenschaften der umgebenden Elemente im Periodensystem bekannt sind, können die Eigenschaften unbekannter Elemente vorausgesagt werden.[23]

Der Metallcharakter nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab. Die Basizität der Oxide nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab. Je höher die Ordnungszahl wird, desto weniger eignet sich die Systematik des Periodensystems zur Vorhersage der Stoffeigenschaften, da aufgrund der höheren Ladung des Atomkerns die Geschwindigkeit kernnaher Elektronen und somit relativistische Effekte zunehmen.[24] Bei Elementen ab der vierten Periode rücken die Elektronen der innersten Schalen (insbesondere die s-Orbitale) aufgrung 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).

Schrägbeziehungen

Im Periodensystem gibt es Schrägbeziehungen zwischen Elementen, die schräg untereinander stehen. Diese umfassen Ähnlichkeiten zwischen Lithium und Magnesium, Beryllium und Aluminium, Bor und Silicium. Eine weitere Schrägbeziehung ist der Grimmsche Hydridverschiebungssatz.[25] 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.[26] 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.[26] Weitere Beispiele sind Cadmium und Blei oder Silber und Thallium.[26] 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.[26] 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.[26]

Blöcke

 
Darstellung der Blöcke mit den Unterschalen in unterschiedlichen Farben
 
Anordnung der Schalen und Blöcke nach Energieniveaus sortiert, entsprechend dem Madelung-Energieschema, die Besetzung der Atomorbitale mit Elektronen erfolgt in Pfeilrichtung

Die Blöcke werden nach der Form der Atomorbitale in s- (für sharp ‚scharf umrissen‘), p- (für principal ‚wesentlich‘), d- (für diffuse ‚diffus‘) und f-Block (für fundamental) unterteilt. Jedes Orbital kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen. Dabei wird nach dem Aufbauprinzip und der Hundschen Regel jedes Orbital eines Typs zunächst mit einem Elektron besetzt, bevor ein zweites Elektron in ein Orbital aufgenommen wird. Der s-Block liegt bei den ersten beiden Hauptgruppen und umfasst die Alkalimetalle und Wasserstoff mit einem Valenzelektron und die Erdalkalimetalle und Helium mit zwei Valenzelektronen.[27][28] Ab der 2. Periode tritt der p-Block auf mit sechs Orbitalen und maximal zwölf Elektronen auf. Ab der vierten Periode kommt für die Übergangsmetalle der d-Block mit zehn Orbitalen und maximal 20 Elektronen hinzu. Ab der sechsten Periode tritt der f-Block für die Lanthanoide und Actinoide auf mit 14 Orbitalen und maximal 28 Elektronen.[29] Die Anzahl der Elektronen in den verschiedenen Blöcken folgt der Beziehung 4 n + 2, mit n = 0 für s-Orbitale, n = 1 für p-Orbitale, n = 2 für d-Orbitale und n = 3 für f-Orbitale.

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.[30]
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 mit geringer Elektronegativität bilden mit Nichtmetallen mit hoher Elektronegativität Salze – mit Ausnahme der reaktionsträgen Edelgase.[31] Metalle besitzen nach der Elektronengastheorie eine hohe elektrische Leitfähigkeit und bilden untereinander Legierungen,[32] 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.[33] Die Halbmetalle sind von ihren Eigenschaften her eine Zwischenform zwischen Metallen und Nichtmetallen.[34] 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.[35][36] Je stärker ein Element ein Valenzelektron aus einer chemischen Bindung anzieht, desto höher ist seine Elektronegativität.[35][37] 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.[38] 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. Da bei Salzen die Ionen die Ladungsträger sind, und nicht die Elektronen wie bei den Metallen, leiten sie elektrischen Strom nur in geschmolzenem oder dissoziiertem Zustand.[39]

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)[40] 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.[40] 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. Bis zum Element 57 (Lanthan) bleibt die äußerste N-Schale leer, obwohl die O- und P-Schale teilweise mit Elektronen besetzt sind.[41] 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.[41] 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. Alle Lanthanoiden besitzen in der dritten O-Unterschale ein Elektron und in der ersten P-Unterschale zwei Elektronen.[41] 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

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.[42] 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).[6]

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,[43] 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.[44]

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

Im antiken Griechenland und im antiken China wurde bereits vor mehr als 2000 Jahren spekuliert, was Elemente sind und welche Beziehungen untereinander bestehen. In Griechenland wurde die Vier-Elemente-Lehre mit den Elementen Feuer, Wasser, Erde und Luft entwickelt. In China gab es in der Fünf-Elemente-Lehre die Elemente Holz, Feuer, Erde, Metall und Wasser. Allerdings unterschied sich die Definition, was ein Element ist, von der heutigen Definition, da vor dem 19. Jahrhundert der Atomaufbau nicht bekannt war. Das Atommodell des griechischen Philosophen Demokrit ging davon aus, dass Stoffe aus Atomen bestehen, die unendlich viele unterschiedliche, kleinste, unsichtbare und unteilbare Einheiten sind.

Die Entwicklung des Periodensystems der Elemente begann 1817 mit Johann Wolfgang Döbereiners Triaden und endete 1869 mit der noch heute gültigen systematischen Anordnung von Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer, die von beiden unabhängig voneinander entwickelt wurde.[45][46] Im Jahr 1824 veröffentlichte Johann Ludwig Falckner ein System natürlicher Elementfamilien.[47] Leopold Gmelin erstellte 1843 eine tabellarische Sortierung der Elemente.[48]

Anfang des 19. Jahrhunderts wurde nach Regelmäßigkeiten zwischen den Elementen gesucht, vermutlich basierend auf der Proutschen Hypothese,[49] dass Atomgewichte der Elemente ganzzahlige Vielfache des Atomgewichts (heute Atommasse genannt) des Wasserstoffs seien. Johann Wolfgang Döbereiner stellte erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. Weitere Pioniere, die auch Mendelejew beeinflussten, waren Max Pettenkofer (1850), William Odling (1857), Jean Baptiste André Dumas (1858) und Ernst Lenßen (1857).[49][50] Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois entwickelte 1862 eine dreidimensionale Darstellung, wobei er die Elemente nach steigenden Atomgewichten schraubenförmig auf einem Zylinder anordnete.[49] 1863 stellte John Alexander Reina Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf. Daneben wurden von Heinrich Adolph Baumhauer und Julius Quaglio Versuche unternommen, das System spiralförmig darzustellen, wie schon Béguyer de Chancourtois (1862) und Gustavus Hinrichs (1864).

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.

Johann Wolfgang Döbereiner (Triadensystem)

 
Johann Wolfgang Döbereiner

Johann Wolfgang Döbereiner verglich zwischen 1817 und 1829 die Eigenschaften chemischer Elemente, ohne die eigentliche innere Struktur von Atomen zu kennen. Am 16. Juli 1817 erwähnte er in einem Brief an Hofrat Ferdinand Wurzer zum ersten Mal die Bezeichnung Triaden für sein in Entwicklung befindliches System.[51] Döbereiner hatte bemerkt, dass die Atommassen (damals „Atomgewichte“) der drei einander ähnlichen Elemente Barium (137,327 u), Strontium (87,62 u) und Calcium (40,078 u) den Mittelwert 88,5 u ergaben, also den ungefähren Wert von Strontium. Hieraus schöpfte er anfänglich den Verdacht, Strontium bestünde aus Barium und Calcium, was er aber in entsprechenden Versuchen hierzu nicht bestätigt fand.[52]

Im Jahre 1829 veröffentlichte Döbereiner eine Schrift mit dem Namen Versuch zu einer Gruppierung der elementaren Stoffe nach ihrer Analogie und somit das erste wissenschaftlich fundierte Ordnungssystem der chemischen Elemente.[53]

Döbereiner erstellte Gruppen von jeweils drei Elementen, die sogenannten „Triaden“:

Element Atommasse Dichte Element Atommasse Dichte
Cl 035,5 1,56 g/l Ca 040,1 1,55 g/cm³
Br 079,9 3,12 g/l Sr 087,6 2,60 g/cm³
I 126,9 4,95 g/l Ba 137 3,50 g/cm³

Es gelang ihm, 30 von damals 53 bekannten Elementen mit Hilfe des Triadensystems einzuordnen. Vertikale Triaden: die Alkalien (Lithium, Natrium, Kalium), die alkalischen Erden (Calcium, Strontium, Barium), die Salzbildner (Chlor, Brom, Iod) und die Säurebildner (Schwefel, Selen, Tellur). Fluor würde sich problemlos mit in die Triade der Salzbildner einordnen lassen. Laut Döbereiner sollte es aber das erste Glied einer Triade bilden, von welcher die anderen beiden Elemente noch nicht entdeckt waren. Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff wurden von Döbereiner isoliert betrachtet, obwohl Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff eine Akzidentelle Triade bilden würden. Weiterhin gelang es ihm nicht, die Erdmetalle und die Elemente Cadmium, Antimon, Bismut, Gold, Wolfram und Tantal in Triaden einzuordnen. Die Platinmetalle bilden zwei Triaden: zum einen Platin, Iridium und Osmium, zum anderen Palladium, Rhodium und ein von ihm postuliertes Pluran, dessen Existenz aber bereits zu Döbereiners Zeiten von Johann Christian Poggendorff angezweifelt wurde. Johann Wolfgang Döbereiner legte mit der Triadenregel den Grundstein für die Entwicklung des Periodensystems.

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 das Atomgewicht der Elemente zu Grunde und ließ die anderen Eigenschaften außen vor (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.

Ein wesentliches Problem der frühen Versuche war die Unsicherheit bei den Atommassen. Hier war der Beitrag von Stanislao Cannizzaro entscheidend für den weiteren Fortschritt, über die er auf einem Kongress in Karlsruhe 1860 vortrug, den auch Meyer und Mendelejew besuchten.

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)[54]
 
Periodensystem von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1869)[55]
 
Dmitri Mendelejew
 
Lothar Meyer

Das moderne Periodensystem wurde von Lothar Meyer und Dmitri Iwanowitsch Mendelejew entwickelt.[56] Meyer veröffentlichte eine erste Version 1864 in seinem Buch „Die modernen Theorien der Chemie“,[54] 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 dem Atomgewicht.[57] Mendelejew wird häufiger als Meyer als Begründer des heutigen Periodensystems genannt.[57] 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.[57] Weder Mendelejew noch Meyer kannten die Arbeiten des jeweils Anderen zum Periodensystem.[58][49] Die Arbeiten von Béguyer de Chancourtois von 1862, Newlands von 1863/64 oder Hinrichs von 1866/67 waren Mendelejew auch nicht bekannt.[49]

Sie haben die bekannten Elemente nach steigendem Atomgewicht 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.[49]

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.[59]

Periodensystem nach Mendelejew, 1869[60]
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 dem Atomgewicht

Durch die Entdeckung zahlreicher Isotope (der Begriff wurde 1913 von Frederick Soddy eingeführt) war das Periodensystem zu Beginn des 20. Jahrhunderts in einer Krise.[57] 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.[61] 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 dem mittleren Atomgewicht 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.[57] Auch schlugen Fajans und andere Chemiker ein deutlich erweitertes Periodensystem vor, das die Isotope mitaufführte.[57] 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.[62] Helium besitzt nur zwei Elektronen, im Gegensatz zu den anderen Edelgasen mit acht Elektronen in der äußersten Schale.[63] 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.[64]

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[65][66] und wird dadurch zu den Alkalimetallen gerechnet,[67] auch wenn es das einzige gasförmige Alkalimetall ist und eine vergleichsweise hohe Elektronegativität aufweist. Wasserstoff bildet legierungsähnliche Metallhydride mit einigen Übergangsmetallen.[68] Dennoch wird Wasserstoff aufgrund der nichtmetallischen chemischen Reaktivität gelegentlich in der siebten Hauptgruppe mit den Halogenen einsortiert.[69] Daher wird Wasserstoff, wenn auch selten, in manchen Periodensystemen doppelt aufgeführt, in der ersten und siebten Hauptgruppe.[70] 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.[71]

Um den abweichenden Eigenschaften des Wasserstoffs und des Heliums Rechnung zu tragen, werden beide in seltenen Fällen auch außerhalb des Periodensystems dargestellt.[72]

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.[73][74] Allerdings wurde auch kritisiert, dass durch eine solche Einteilung die Darstellung des Periodensystems auseinanderreißt.[75]

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.[73][76] In einer vierten Variante wird die dritten Gruppe unterbrochen und ein Actinoiden-Lanthanoiden-Zweig und ein Lutetium-Lawrencium-Zweig eingeschoben.[77] Es gibt chemische und physikalische Argumente für die Variante mit Lawrencium und Lutetium unterhalb von Yttrium,[78][79] aber diese Variante findet keine Mehrheit unter den Fachleuten zum Thema Periodensystem.[80] Den meisten Chemikern ist diese Diskussion unbekannt.[81] 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.[82]

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.[83] Veranstaltungen in Paris, Murcia und Tokio werden an das Ereignis erinnern.[84]

Periodensystem nach Entdeckern der Elemente

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.[85][86][87] Neben vielen rechteckigen Varianten gab es auch kreis-, kugel-, würfel-, zylinder-, spiral-, pyramiden-, schichten-, blumen-, schleifen-,[88] achteck- und dreieckförmige Periodensysteme.[89] Die verschiedenen Formen dienen meistens der Hervorhebung bestimmter Eigenschaften.[87] Die meisten Darstellungen sind zweidimensional.[7] 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,[90] und eine schichtenförmige wurde von Wringley im Jahr 1949 erstellt.[91] Paul-Antoine Giguère veröffentlichte 1965 ein aus mehreren Platten zusammengestelltes Periodensystem[92] und Dufour eine baumfömige Darstellung im Jahr 1996.[93] Das Periodensystem von Stowe[94] aus dem Jahr 1989 wurde einschließlich einer Farbdimension als vierdimensional beschrieben.[95]

Daneben gibt es eher chemisch und eher physikalisch orientierte Darstellungen des Periodensystems.[96] Ein chemisch orientiertes Periodensystem wurde 2002 von Rayner-Canham für anorganische Chemiker veröffentlicht,[97] 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,[98] wie auch von Alper aus dem Jahr 2010.[99] Letzteres wurde allerdings aufgrund der mangelnden Darstellung der Periodizität der Eigenschaften kritisiert.[100] Zu den Mischformen gehört das Standardperiodensystem, das sowohl chemische als auch physikalische Eigenschaften wie Oxidationszahlen, elektrische und Wärmeleitfähigkeiten aufführt.[101] Dessen Verbreitung wird der Ausgewogenheit und Praktikabilität der angezeigten Eigenschaften zugeschrieben.[102][103] 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.[106] Die Beziehung des f-Blocks zu den anderen Blöcken wird durch die Positionierung dargestellt.[107] Ein erstes Langperiodensystem wurde 1905 von Alfred Werner vorgeschlagen.[49] William B. Jensen empfahl das Langperiodensystem, da die Lanthaniden und Actiniden in kürzeren Periodensystemen Studenten als unwichtig und langweilig erscheinen würden.[85] Trotz der Vollständigkeit wird das Langperiodensystem wegen seines für den Buchdruck unhandlichen Formats selten verwendet,[108] sondern in der verkürzten Form von Glenn T. Seaborg.[109] Ein über die Ordnungszahl 118 hinausgehendes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem.

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Weblinks

Einzelnachweise

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