1.

Einleitung

Periodensystem, Kurzbezeichnung für „Periodensystem der chemischen Elemente”, systematische Aufstellung der chemischen Elemente in der Reihenfolge ihrer Ordnungszahlen (Kernladungszahlen). Die Reihenfolge spiegelt dabei die chemischen und physikalischen periodisch wiederkehrenden Eigenschaften der Elemente wider.

Die Elemente mit ähnlichen chemischen und physikalischen Eigenschaften stehen in Gruppen senkrecht untereinander. So ähnelt z. B. das 2. Element (Helium) in seinem chemischen Verhalten dem 10. Element (Neon) und dem 18. Element (Argon), dem 36. Element (Krypton) sowie dem 54. Element (Xenon) und darüber hinaus auch dem 86. Element (Radon) – in dieser Gruppe stehen also die Edelgase. Insgesamt gibt es acht Haupt- und acht Nebengruppen. Zurzeit sind 115 chemische Elemente bekannt, die Elemente der Ordnungszahlen von 1 bis 112 (Ununbium) sowie die Elemente 113 (Ununtrium), 114 (Ununquadium) und 115 (Ununpentium). Einige von ihnen, wie z. B. die Transurane (mit Ausnahme von Plutonium) sind nur auf künstlichem Wege zugänglich. Siehe auch Transactinoide

2.

Historische Entwicklung

Im ersten Viertel des 19. Jahrhunderts hatten mehrere Entdeckungen die Theorie von der Atomstruktur der Materie bestätigt. Die Wissenschaftler waren nun in der Lage, das relative Atomgewicht der damals bekannten Elemente zu bestimmen. 1817 wies der deutsche Chemiker Johann Wolfgang Döbereiner darauf hin, dass die Elemente Calcium, Strontium und Barium neben ihren chemischen Eigenschaften auch in ihren Atomgewichten eine gewisse Ähnlichkeit zeigen: Mit einem Wert von 87,62 entspricht das Atomgewicht von Strontium dem arithmetischen Mittel zwischen den Atomgewichten von Calcium (40,08) und Barium (137,34). Die Dreiergruppierungen bezeichnete Döbereiner in seiner 1829 erschienenen Abhandlung über diesen Sachverhalt als Triaden. Weitere von ihm entdeckte Beispiele sind die Triaden Chlor-Brom-Iod, Schwefel-Selen-Tellur und Lithium-Natrium-Kalium. 1850 erweiterte Max von Pettenkofer Döbereiners System und fasste vier Elemente (z. B. Stickstoff-Phosphor-Arsen-Antimon) zu einer, wie er es nannte, „chemischen Familie” zusammen. Auch andere Forscher wählten eine tabellarische Anordnung für die chemischen Elemente.

Mit dem 1859 von den deutschen Physikern Robert Wilhelm Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff entwickelten Spektroskop ließen sich eine ganze Reihe weiterer Elemente entdecken (siehe Spektrum). Auf dem ersten Internationalen Chemikerkongress 1860 in Karlsruhe legte der italienische Chemiker Stanislao Cannizzaro dar, dass die meisten gasförmigen Elemente wie z. B. Sauerstoff in zweiatomigen Molekülen auftreten. Diese Erkenntnis bestärkte die Überlegungen, die chemischen Elemente nach ihrem Atomgewicht zu ordnen.

1864 ordnete der britische Chemiker John A. R. Newlands die Elemente in Zeilen nach steigenden Atomgewichten an. Dabei bemerkte er, dass ein bestimmtes Merkmalbündel an jeder achten Stelle erneut auftritt und nannte diese Periodizität, in Analogie zu den Tonleitern in der Musik, das „Gesetz der Oktaven”. Es stellte sich jedoch bald heraus, dass Newlands System mit acht Elementen pro Periode nicht ausreicht, um die chemische Verwandtschaft der Elemente in einem System zusammenzufassen. Auf der Suche nach den Gesetzmäßigkeiten wählten zahlreiche Forscher die unterschiedlichsten Darstellungen, um die Beziehungen zwischen den chemischen Elementen wiederzugeben.

3.

Mendelejew und Meyer

Unabhängig voneinander schlugen 1869 Dmitrij Mendelejew und Julius Lothar Meyer weit reichende Periodensysteme vor. Es gab zwischen den beiden einen jahrelangen Streit, wer als erster die richtigen Schlussfolgerungen gezogen hatte. Mendelejew reichte seine Publikation im Februar 1869 ein. Zwar hatte Meyer seine Arbeiten bereits 1864 und 1868 erstellt, er veröffentlichte sie allerdings erst im Dezember 1869 – also zehn Monate nach Mendelejew. Beide Forscher kannten jedoch zum Zeitpunkt ihrer Veröffentlichungen die Arbeiten des anderen noch nicht. Mendelejews System basiert streng auf der Einteilung nach den Atomgewichten und hielt Plätze für noch zu entdeckende Elemente frei. Mit Hilfe seines Systems konnte er bereits 1871 Elemente Gallium (entdeckt 1875), Scandium (entdeckt 1879) und Germanium (entdeckt 1886) voraussagen. Weil seine Beschreibungen über die Eigenschaften dieser Elemente ziemlich genau mit den tatsächlich gefundenen übereinstimmten, fand Mendelejews System bald Anerkennung und gilt mit leichten Verbesserungen noch heute.

1912 untersuchte Henry Gwyn Jeffreys Moseley die von Elementen ausgesandte Röntgenstrahlung, welche durch Anregung erzeugt wird. Dabei entdeckte er, dass die Frequenz dieser Strahlung in charakteristischer Weise von der Kernladungszahl des jeweiligen Elements abhängt. Man ging dazu über, das Periodensystem nach den Kernladungszahlen zu ordnen. Dadurch war man in der Lage, der chemischen Verwandtschaft widersprechende Anordnungen (z. B. Argon-Kalium, Iod-Tellur) zu lösen, die sich bei der Reihenfolge nach den Atomgewichten ergaben.

4.

Kurzperiodensystem

Das so genannte Kurzperiodensystem basierte anfangs auf sieben und nach der Entdeckung der Edelgase auf acht senkrechten Gruppen. Weil in diesem System in einigen Fällen Hauptgruppen- und Nebengruppenelemente (siehe Übergangsmetalle) zusammen in einer Spalte stehen (z. B. Alkalimetalle und die Metalle Kupfer, Silber, Gold in der Gruppe 1), musste man diese durch Indizes (a, b) kenntlich machen. Diese Maßnahme musste u. a. deshalb durchgeführt werden, weil Hauptgruppenelemente einer Gruppe entsprechend übereinstimmende Elektronenanordnungen (Elektronenkonfiguration) besitzen, während dies bei Nebengruppenelementen nur mit Einschränkungen der Fall ist.

5.

Langperiodensystem

Das Kurzperiodensystem erwies sich als recht unübersichtlich. Daher schlug 1905 Alfred Werner eine neue Anordnung vor, bei der zwischen die zweite und dritte Hauptgruppe die Übergangsmetalle eingeschoben wurden. Werner versuchte auch die Lanthanoidenmetalle in sein Langperiodensystem einzugliedern. Sein Versuch setzte sich jedoch nicht durch. Stattdessen gliederte man die Seltenerdmetalle und später auch die Actinoide aus und führte diese extra auf. Das in der Illustration gezeigte Langperiodensystem ist heutzutage weit verbreitet.

6.

Aufbau des Periodensystems

Grundlage der Gesetzmäßigkeiten des Periodensystems ist die Quantentheorie. Dabei geht man beim Aufbau des Periodensystems von den Kernladungszahlen und damit von der Anzahl der Elektronen des jeweiligen Elements vor. Nach Atombaumodell (siehe Atom) sind die Elektronen auf so genannten Elektronenschalen (K-, L-, M-, N-Schale usw.) verteilt. Der Energiezustand der Elektronen auf diesen Schalen wird mit der so genannten Hauptquantenzahl n (n = 1,2,3,...) wiedergegeben. Zusätzlich haben die Elektronen gemäß der Theorie auch einen Bahndrehimpuls, einen magnetischen Zustand und einen Eigendrehimpuls (Spin). Diese drei Eigenschaften gibt man mit drei weiteren Quantenzahlen an. Der Bahndrehimpuls wird durch die Nebenquantenzahl l (l = 0,1,2,3,...) beschrieben. Diese ist einer der so genannten Unterschalen (s, p, d und f) zugeordnet. Letztere Bezeichnungen stammen ursprünglich aus der Spektroskopie und entsprechen den englischen Begriffen sharp (scharf), principal (hauptsächlich), diffuse (zerstreut) und fundamental (grundlegend). Den magnetischen Zustand des Elektrons beschreibt die magnetische Quantenzahl m_l, den Eigendrehimpuls (auch Spin genannt) die Spinquantenzahl m_S.

Der Aufbau des Periodensystems sieht folgendermaßen aus. In der ersten Periode stehen nur Wasserstoff und Helium. Hier wird die K-Schale nach dem Pauli-Prinzip (siehe Wolfgang Pauli) mit maximal zwei Elektronen besetzt (1-s-Zustand). Es folgt die zweite und dritte Periode, bei der die Elektronenschalen (L- und M-Schale) mit maximal je acht Elektronen besetzt werden können – dies sind die 2-s- und 2-p- sowie die 3-s- und 3-p-Zustände. Nach Auffüllen der 3-s- und 3-p-Zustände werden nicht sofort die 3d-Zustände besetzt, sondern mit der Auffüllung der N-Schale begonnen. In diesem Fall werden die 4-s-Zustände mit maximal zwei Elektronen besetzt (Kalium, Calcium). Erst im Anschluss daran werden die 3d-Zustände (Scandium bis Zink) mit Elektronen aufgefüllt. Insgesamt lassen sich 18 Elektronen auf der M-Schale unterbringen, während die N-Schale aufgrund der f-Zustände bei den Lanthanoiden mit maximal 32 Elektronen besetzt werden kann. Im Prinzip werden bei den Nebengruppenelementen die d- und f-Zustände erst dann aufgefüllt, wenn die s- und p-Zustände der nächsthöheren Elektronenschale vollständig mit Elektronen belegt sind.

Siehe auch Isotope