2.1.2 Ordnungskriterien im Periodensystem der Elemente

Erste Ansätze

Der Franzose Antoine-Laurent de Lavoisier (1743 – 1794) versuchte als erster Ordnung in die ihm bekannten chemischen Elemente zu bringen. Seine Liste aus dem Jahr 1789 umfasste Begriffe, wie „einfache Körper“, „Säureradikale“, fünf „Erden“ sowie die zwei „unwägbaren Fluide“ Licht und Wärme.
Wichtige Entdeckungen, etwa der Alkali- und Erdalkalimetalle Natrium, Kalium, Magnesium, Calcium, Barium, die der Engländer Humphrey Davy (1778 – 1829) durch Elektrolyse gewinnen konnte, bereicherten die Sammlung bekannter Elemente. Ihre Zahl wuchs im 19. Jahrhundert beträchtlich an. Die Notwendigkeit einer Klassifizierung wurde immer dringlicher.

Ähnlichkeiten im chemischen Verhalten fielen dem Chemiker Döbereiner (1780 – 1849) auf, etwa bei den Elementen Calcium, Strontium und Barium. „Verwandt“ mussten aus diesem Grunde auch die Chalkogene Schwefel, Selen und Tellur sein, genauso wie die Alkalimetalle Lithium, Natrium und Kalium oder die Halogene Chlor, Brom und Iod, die er in seiner Veröffentlichung 1817 als Triaden bezeichnete.

Das moderne Periodensystem

Das Periodensystem der Elemente (kurz: PSE) in seiner heutigen Form geht auf den Russen Dimitri Iwanowitsch Mendelejew (1834 – 1907) zurück, der 1869 die damals bekannten 61 Elemente in der Reihenfolge ihrer Atomgewichte und nach chemischen Verwandtschaften sortierte.

Mendelejew erkannte, dass in seinem System Lücken gelassen werden mussten für damals noch nicht bekannte Elemente. Es wurde so einerseits die Existenz etwa der Elemente Hafnium, Germanium und Gallium vorausgesagt, andererseits konnten durch Interpolation innerhalb der Perioden sogar die physikalischen und chemischen Eigenschaften in gewissem Rahmen vorhergesagt werden. Die genannten Elemente wurden, wie auch die Edelgase, später tatsächlich entdeckt und konnten in Mendelejews System ihren logischen Platz finden. Ein ganz ähnliches System hatte der deutsche Chemiker Lothar Meyer 1868 entwickelt, es aber erst 1870 publiziert.

Manches blieb lange irritierend, etwa die Nichtganzzahligkeit der Atommasse des Chlors (35,5). Oder das Halogen Iod mit seiner Atommasse von 126 war nach dem Tellur einzureihen, das eine Atommasse von 127,6 aufwies. Ähnlich war die Situation bei den Elementpaaren Argon-Kalium und Cobalt-Nickel.

Die heutigen Elementsymbole gehen auf den schwedischen Chemiker Berzelius (1779 – 1848) zurück, der zur Kennzeichnung den Anfangsbuchstaben (gelegentlich auch den zweiten Buchstaben) der lateinischen Elementnamen wählte.

Die Ordnungskriterien des Periodensystems

Erst im 20. Jahrhundert wurde verstanden, dass die Protonenzahl im Atomkern das grundlegende Ordnungsprinzip darstellte. Die Ordnungszahl entspricht also der Protonenzahl im Kern. Gleichzeitig gibt sie auch die Elektronenzahl eines Elements an. Das erste Element ist damit der Wasserstoff mit einem Proton im Kern und einem Elektron in seiner Elektronenhülle. Die Ordnungszahl steht üblicherweise links unterhalb des Elementsymbols.

Das Periodensystem besteht ferner aus Perioden (horizontale Elementreihen) und Gruppen (senkrechte Elementreihen). Es gibt 7 Perioden. Die Periodennummer zeigt an, wie viele Schalen ein Element für seine Elektronen benutzt. Wenn man das Element Kalium also in der 4. Periode findet, so heißt dies, dass seine Elektronen auf 4 Schalen (also K-, L-, M- und N-Schale) verteilt sind. Damit ist nicht gesagt, dass die drei inneren Schalen voll besetzt sind. Denn die Schalen als Hauptenergieniveaus können in Unterniveaus (s, p, d, f) aufgespalten werden, die je nach Orbitalanzahl in der Lage sind eine bestimmte Anzahl an Elektronen aufzunehmen. Zum Beispiel sind bei Kalium die 3d-Orbitale unbesetzt. Da es aber ein Elektron im 4s-Orbital besitzt, gehört es der 4. Periode an.

Die maximale Besetzung Zn der Elektronenschalen eines Atoms berechnet man mit der folgenden Formel 2n2 , wobei n für die Periodennummer steht.

© Belinda Flemming: Aufspaltung der Hauptenergieniveaus in Unterniveaus mit Orbitalen, CC BY-SA

Jedes Elementatom lässt sich durch eine spezifische Elektronenkonfiguration definieren, welche mithilfe der Kästchenschreibweise dargestellt werden kann. Hierbei gibt man als Symbol für die inneren vollbesetzten Elektronenschalen das Elementsymbol des zugehörigen Edelgases in eckigen Klammern an. Die besetzten Orbitale der Außenschalen werden als Kästchen angegeben und nach den folgenden Regeln besetzt.

Regeln für die Elektronenbesetzung der Orbitale der Unterniveaus in Kästchenschreibweise:

1. Energieprinzip: Energieärmere Zustände werden zuerst besetzt.
2. Hund`sche Regel: Orbitale gleicher Energie werden zuerst einfach besetzt. Erst danach erfolgt die Besetzung mit dem zweiten Elektron.
3. PAULI-Prinzip: Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen mit unterschiedlichem Drehimpuls (Spin) aufnehmen.

Übungsbeispiele:

Die Gruppen des Periodensystems werden nach den IUPAC-Regeln von 1 bis 18 durchnummeriert (IUPAC bedeutet International Union of Pure and Applied Chemistry). Man unterschied früher zwischen Hauptgruppen (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18) und Nebengruppen (3 bis 12). Nach wie vor gebräuchlich sind folgende Bezeichnungen für die ehemaligen Hauptgruppen:

Elemente einer Gruppe besitzen ähnliche chemische Eigenschaften. Die Ursache liegt in der gleichen Zahl von Valenzelektronen. Damit ist die Elektronenzahl der jeweils äußersten Schale gemeint. Beispiele: Fluor in Gruppe 17 besitzt wie Chlor, Brom oder Iod jeweils 7 Elektronen auf seiner Valenzschale. Die Zahl der Valenzelektronen entspricht der ehemaligen Hauptgruppennummer. Die Halogene sind sehr reaktive Nichtmetalle. Große chemische Ähnlichkeiten untereinander weisen auch die Alkalimetalle Lithium, Natrium und Kalium auf. Ihre äußerste Schale enthält je ein Elektron (vgl. Hauptgruppennummer I). Es handelt sich um extrem reaktive Metalle, die vor Wasser und Sauerstoff geschützt aufbewahrt werden müssen. Als völlig unreaktiv erweisen sich dagegen die Edelgase (Gruppe 18). Die Erklärung liegt im Bestreben der Atome ihre Valenzschale durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen in chemischen Reaktionen zu vervollständigen, also eine Valenzschale mit 8 Elektronen anzustreben („Oktettregel„). Die Edelgase besitzen bereits eine volle Außenschale, also „Edelgaskonfiguration„. Sie sind deshalb unreaktiv, gehen also unter normalen Bedingungen keine Verbindungen ein.