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Periodensystem der Elemente (PSE)

Geschichtliche Entwicklung

Bereits 1864 ordnete der englische Chemiker John Alexander Reina Newlands die damals bekannten chemischen Elemente aufsteigend nach ihrer Atommasse an. Er stellte dabei fest, dass sich die chemischen Eigenschaften der Elemente in jeder achten Position wiederholten, weswegen er seine Entdeckung als "Gesetz der Oktaven" bezeichnete.
Die Elemente nach Atommasse anzuordnen und eine Gruppierung in Intervallen (Perioden) nach ihren chemischen Eigenschaften vorzunehmen, war auch 1869 das Ziel der beiden Chemiker Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer. In ihrer Tabelle starteten sie eine neue Reihe, sobald sich die chemischen Eigenschaften der Elemente zu wiederholen begannen. Das von ihnen aufgestellte Periodensystem enthielt dabei Lücken für die sie auf die Existenz bislang unentdeckter Elemente und deren Eigenschaften schlossen.
Mit der Entwicklung und Verfeinerung der Atommodelle gelang es schließlich, die Einordnung nach Protonenzahl anstelle der Atommasse vorzunehmen. Die Einordnung nach der Atommasse wurde schon von Mendelejew und Meyer für einige Elemente durchbrochen, um die Periodizität der chemischen Eigenschaften aufrecht zu erhalten. Auf Grund unterschiedlicher Isotopenverteilung sind einige Elemente trotz höherer Kernladungszahl leichter als ihre Nachbarn mit niedrigerer Kernladungszahl.
Erst mit Hilfe der Atommodelle konnte eine Erklärung für die chemische Ähnlichkeit verschiedener Elemente gefunden werden. Die chemischen Eigenschaften eines Stoffes (Element, Ion oder auch Molekül) werden im wesentlichen durch die Valenzelektronen (=Elektronen der äußersten Schale) bestimmt. Daher werden Elemente mit der gleichen Anzahl an Außenelektronen in Gruppen zusammengefasst.

Ordnungsprinzipien

Wie bereits erwähnt, werden die Elemente auf Grund ähnlicher chemischer Eigenschaften zu Gruppen zusammengefasst. Eine sehr auffällige Gruppe ist die der Edelgase. Als edel hat man schon früh Elemente bezeichnet, die eine hohe Korrosionsbeständigkeit besitzen, also schlecht oder gar nicht mit Sauerstoff und Wasser reagieren. Bekannt sind die sogenannten Edelmetalle wie Silber, Platin oder Gold. Edelgase sind dabei so stabil, dass sie mit nahezu keinem Element und keiner chemischen Verbindungen reagieren. Es sind nur wenige Verbindungen mit Edelgasen bekannt. Mit der Entwicklung des Schalenmodells der Atomhülle wurde eine Erklärung für das besondere Reaktionsverhalten der Edelgase gefunden. Diese Atome zeichnen sich dadurch aus, dass deren Schalen bzw. Unterschalen mit der maximal möglichen Anzahl an Elektronen besetzt sind. Neben der Reaktionsträgheit der Edelgase kann mit dem Schalenmodell im Gegenzug auch eine Erklärung gegeben werden, warum andere Atome überhaupt chemische Verbindungen eingehen: Durch das Eingehen chemischer Verbindungen sind die Atome bestrebt, die besonders stabile Elektronenkonfiguration der Edelgase zu erreichen. Durch Elektronenabgabe können Atome unvollständig besetzte Schalen "leeren", womit nur vollständig besetzte Schalen in der Elektronenhülle verbleiben. Für andere Atome ist es sinnvoll, Elektronen aufzunehmen, um somit die nur unvollständig besetzte Schale bis zur Maximalzahl aufzufüllen. Durch das Eingehen kovalenter Bindungen kann das Ziel, die Elektronenschalen bis zur Maximalzahl aufzufüllen, für beide beteiligte Atome erreicht werden. Die Anzahl der Außenelektronen bestimmt dabei die Anzahl der abzugebenden, aufzunehmenden beziehungsweise gemeinsam zu nutzenden Elektronen und somit auch die Zahl der benötigten Bindungspartner.

Aufbau

Das Periodensystem der Elemente ist eine Tabelle in deren Zeilen die Kernladungszahl von links nach rechts um jeweils eins erhöht wird. Mit der Kernladungszahl steigt auch die Anzahl der Elektronen in der Atomhülle von links nach rechts um jeweils ein Elektron. Ausgehend von dem Besetzungsschema im Kapitel Atome erfolgt immer dann ein Zeilenumbruch, wenn die s-Unterschale der nächsten Schale mit dem ersten Elektron besetzt wird. Eine Tabellenzeile bezeichnet man als Periode. In den Spalten untereinander stehen Elemente mit der gleichen Anzahl an Elektronen der jeweiligen Unterschale.
Die Elemente der acht Hauptgruppen (bezeichnet mit den römischen Zahlen I - VIII) zeichnen sich dadurch aus, dass in diesen die s- und p-Unterschalen mit Elektronen von links nach rechts "befüllt" werden. Die Elemente der ersten Hauptgruppe bezeichnet man als Alkalimetalle, da Kalium ursprünglich aus Pottasche gewonnen wurde und der Name aus dem arabischen Wort für Pottasche abgeleitet wird. Die Elemente der zweiten Hauptgruppe bezeichnet man als Erdalkalimetalle, da diese zwischen den Alkalimetallen und den Erdmetallen der folgenden Gruppe stehen. Die Elemente der dritten Hauptgruppe werden heute nicht mehr als Erdmetalle bezeichnet (Aluminium wurde ursprünglich aus Tonerde gewonnen), sondern als Borgruppenelemente. Die Elemente der siebten Hauptgruppe werden Halogene (=Salzbildner) genannt, da diese Bestandteil vieler Salze sind.
Die Benennung der Gruppen mittels römischer Ziffern ist heutzutage der International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) (=Internationale Union für reine und angewandte Chemie) folgend durch die Nummerierung mittels arabischer Ziffern (1 - 18) abgelöst worden.
Dem Besetzungsschema der Elektronenhülle folgend beginnt nach der zweiten Hauptgruppe in der 4. Periode die "Befüllung" der d-Unterschale der 4. Schale. Die d-Unterschale kann mit maximal 10 Elektronen besetzt werden, weswegen nach 10 Elementen mit dem Element Gallium (Ga) die Besetzung der p-Unterschale der 3. Schale beginnt (Hauptgruppe III). Die Elemente dieses "Einschubs" bezeichnet man als Nebengruppenelemente oder als Übergangsmetalle.
Weitere derartige "Einschübe" existieren in den Perioden 6 und 7, in denen die f-Unterschale mit maximal 14 Elektronen besetzt wird. Die Elemente deren f-Unterschale in der 6. Periode "befüllt" werden bezeichnet man als Lanthanoide, die der 7. Periode als Actinoide.
Bedeutend, und daher in einem Periodensystem meist farblich hervorgehoben, ist der Bindungstyp der Atome in ihrer elementaren Form. Man unterscheidet dabei zwischen Metallen, Halbmetallen und Nichtmetallen. Metalle sind dabei über Metallbindungen verbunden und zeichnen sich durch eine gute Stromleitung aus. Nichtmetalle sind durch kovalente Bindungen untereinander verknüpft und leiten elektrischen Strom nicht. Halbmetalle sind Stoffe, die von ihren elektrischen Eigenschaften weder den Metallen noch den Nichtmetallen eindeutig zugeordnet werden können. Näheres hierzu gibt's in den Kapiteln zu Halbleitern. Eine weitere Sonderstellung haben die Edelgase inne, die keinerlei chemische Bindung untereinander eingehen, sondern als einzelne Atome existieren.

Auszug aus der Tabelle des Periodensystems


  1
I
2
II
3
 
4
 
5
 
6
 
7
 
8
 
9
 
10
 
11
 
12
 
13
III
14
IV
15
V
16
VI
17
VII
18
VIII
1 1
H
                                2
He
2 3
Li
4
Be
                    5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg
                    13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr

   Metalle     Halbmetalle     Nichtmetalle     Edelgase 


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