Periodensystem

Das Periodensystem (Langfassung Periodensystem der Elemente, abgekürzt PSE) stellt alle chemischen Elemente mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften eingeteilt in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen dar. Es wurde 1869 unabhängig voneinander und fast identisch von zwei Chemikern, zunächst von dem Russen Dmitri Mendelejew (1834–1907) und wenige Monate später von dem Deutschen Lothar Meyer (1830–1895) aufgestellt. Historisch war das Periodensystem für die Vorhersage der Entdeckung neuer Elemente und deren Eigenschaften von besonderer Bedeutung. Heute dient es vor allem der Übersicht.

Periodensystem der Elemente

Darstellung

Nachstehend ist das Periodensystem in seiner heute bekanntesten Form als Langperiodensystem wiedergegeben:

Die Elemente sind mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbol aufgeführt.
Als Perioden werden die waagrechten Zeilen oder Reihen bezeichnet,
als Gruppen die senkrechten Spalten.
Die Schalen beziehen sich auf das Schalenmodell der Atomphysik.

(Ein über die Ordnungszahl 118 erweitertes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem.)

Gruppe früher (CAS-Gruppe):	1 I A	2 II A	3 III B	4 IV B	5 V B	6 VI B	7 VII B	8 VIII B	9 VIII B	10 VIII B	11 I B	12 II B	13 III A	14 IV A	15 V A	16 VI A	17 VII A	18 VIII A
Periode																			Schale
1	1 H																	2 He	K
2	3 Li	4 Be											5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne	L
3	11 Na	12 Mg											13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar	M
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	N
5	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	O
6	55 Cs	56 Ba	*	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	P
7	87 Fr	88 Ra	**	104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Uut	114 Fl	115 Uup	116 Lv	117 Uus	118 Uuo	Q
			↓
* Lanthanoide			57 La	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
Actinoide**			89 Ac	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

Legende

Vorkommen:		natürliches Element	künstliches Element	fehlendes Element	radioaktives Element

Serien	– nach Gruppen	Alkalimetalle	Erdalkalimetalle	Halogene	Edelgase
– innerhalb von Perioden		Lanthanoide	Actinoide
– nach metallischen Eigenschaften		Übergangsmetalle	Metalle	Halbmetalle	Nichtmetalle

Aggregatzustand: (unter Normalbedingungen)		gasförmig	flüssig	fest	unbekannt

Aufbau im Detail

Grundlagen

Sämtliche uns umgebende Materie besteht aus Atomen.
Jedes Atom besteht aus einem Atomkern und einer Elektronenhülle.
Jeder Atomkern enthält positiv geladene Protonen (mindestens eines und derzeit bekannt bis 118), die Anzahl der Protonen wird als Kernladungszahl bezeichnet und dient als Ordnungszahl (OZ) für die betreffende Atomsorte.
Jeder Atomkern ist von einer Elektronenhülle umgeben. Wenn diese Hülle genau so viele (negativ geladene) Elektronen enthält, wie im zugehörigen Kern Protonen vorhanden sind, befindet sich das Atom im elektrisch neutralen Zustand, da die einander entgegengesetzten elektrischen Ladungen von Proton und Elektron gleich groß sind.
Das Periodensystem bezieht sich nur auf Atome in diesem elektrisch neutralen – elementaren – Zustand.
Elektronen können sich im Atom nur auf solchen Bahnen befinden, die bestimmte Abstände vom Atomkern haben; für solche zu einem Abstand gehörigen Bahnen wird auch der Begriff Schale benutzt. Jede dieser Schalen bietet nur für eine ganz bestimmte Anzahl Elektronen Platz.

In die innerste Schale passen nur zwei Elektronen, also gibt es auch nur zwei chemische Elemente, die nur diese innerste Elektronenschale haben, das sind die mit den ersten beiden Ordnungszahlen: 1 (Wasserstoff) und 2 (Helium). Sie bilden deshalb in der Darstellung des Periodensystems die oberste Reihe.

Bei dem nächstfolgenden Atom mit drei Protonen und folglich drei Elektronen befindet sich das dritte Elektron einzeln in einer weiter außen liegenden Elektronenschale (Lithium mit der Ordnungszahl 3). Diese nächste Schale hat Platz für maximal acht Elektronen. Diesem Aufbau entsprechend werden diese acht Elemente (mit insgesamt drei bis zehn Elektronen) im Periodensystem als nächste Reihe dargestellt. Bei der Ordnungszahl 11 (Natrium) wird eine weitere Elektronenschale angefangen und mit einem Elektron besetzt, hier ist wiederum für maximal acht Elektronen Platz; somit bilden die Elemente bis zur Ordnungszahl 18 (Argon) auch die nächstfolgende Reihe (Zeile) bei der Darstellung im Periodensystem.

Betrachtet man nur die Elektronen der jeweils äußersten Schale, so spricht man von den Außenelektronen; in der innersten Schale gibt es ein oder zwei, in den nächsten beiden ein bis acht Außenelektronen. Vergleicht man nun die Stoffeigenschaften von Elementen mit der gleichen Anzahl Außenelektronen (oder deren chemischen Verbindungen mit jeweils einem beliebigen anderen Element), so finden sich viele Übereinstimmungen, die genau darauf beruhen, dass es sich um Elemente mit der gleichen Anzahl von Außenelektronen handelt. So sind z. B. die Elemente mit nur dem ersten von acht Außenelektronen Alkalimetalle, die Elemente mit sieben Außenelektronen Halogene und die mit voll aufgefüllten Elektronenschalen Edelgase. Die Außenelektronen bestimmen also im Wesentlichen die chemischen Eigenschaften und die wiederholen sich periodisch, was zur Darstellung der Elemente in Reihen und ihrer Benennung mit dem Begriff Periode geführt hat. Die einander ähnlichen Elemente stehen somit im Periodensystem untereinander und bilden jeweils eine Gruppe; das gilt auch für die jeweils darunter stehenden weiteren Elemente; bei den bisher besprochenen Spalten handelt es sich um die Hauptgruppen.

Diese Systematik des Aufbaus wird in den höheren Perioden unterbrochen. In den nächsten beiden Perioden bilden zwar auch zunächst die ersten beiden Elektronen eine neue äußere Schale; bevor dort jedoch das dritte bis achte Elektron hinzu kommt, wird zunächst eine darunter liegende neue Elektronenschale mit zehn Plätzen gebildet und aufgefüllt (OZ 21 bis 30 und 39 bis 48); hier untereinander stehende Elemente werden Nebengruppen genannt.

In den dann folgenden beiden Perioden entsteht sogar zunächst eine noch tiefer liegende (drittäußerste) Schale mit 14 Plätzen (OZ 58 bis 71 und 90 bis 103); der Einbau der jeweils zusätzlichen Elektronen in so tief liegende Schalen führt – erwartungsgemäß – dazu, dass diese Elemente auch untereinander sehr ähnlich sind.

Die Anordnung der Atome im Periodensystem ist somit vollständig durch die Elektronenkonfiguration erklärbar. Anmerkungen: Jeder Atomkern, bis auf das Wasserstoff-Isotop ¹H, enthält elektrisch ungeladene Neutronen, die aber für den Aufbau des Periodensystems keine Rolle spielen. Sie werden in der Nuklidkarte sowie den Details zu jedem Nuklid in der Liste der Isotope dargestellt.

Da die Masse der Elektronen an der Gesamtmasse nur einen verschwindend kleinen Anteil haben, ist nur die Masse der Protonen und Neutronen zusammen maßgeblich für die Atommasse; letztere (früher Atomgewicht genannt) ist im Periodensystemen oft mit angegeben, spielt aber für dessen Aufbau ebenfalls keine Rolle.

Zusätzliche Informationen im PSE

Einige Eigenschaften der Elemente lassen sich in bestimmten Positionen und Bereichen des Periodensystems finden oder mit ihm voraussagen:

Masse – nimmt von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa)
Atomradius – nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen)
Elektronegativität – nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase)
Ionisierungsenergie – nimmt von oben nach unten ab, von links nach rechts zu
Metallcharakter – nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab
Basizität der Oxide – nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab
Schrägbeziehungen:
- Ähnlichkeiten zwischen: Lithium – Magnesium, Beryllium – Aluminium, Bor – Silicium
- Grimmscher Hydridverschiebungssatz
Lanthanoidenkontraktion

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. Alle nachfolgenden (Ordnungszahl 83 und höher) sind ausnahmslos radioaktiv und somit instabil. Dabei ist 83 (Bismut) ein Sonderfall oder Grenzfall mit einer extrem langen Halbwertszeit. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 82 sind zwei Stoffe enthalten, die radioaktiv, also instabil sind: 43 (Technetium) und 61 (Promethium).

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, 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.

Geschichte

Briefmarkenblock der UdSSR von 1969 zur Ehrung Mendelejews

→ Hauptartikel: Entwicklung des Periodensystems 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 (Metalle wie Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold oder Nichtmetalle wie 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.

Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois entwickelte 1862 eine dreidimensionale Darstellung, wobei er die Elemente nach steigenden Atomgewichten schraubenförmig auf einem Zylinder anordnete. 1863 stellte John Alexander Reina Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf. Das Periodensystem selbst wurde 1869 nahezu gleichzeitig und unabhängig voneinander von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1834–1907) und Lothar Meyer (1830–1895) aufgestellt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Daneben wurden von Heinrich Adolph Baumhauer und Julius Quaglio Versuche unternommen, das System spiralförmig darzustellen. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt.

Periodensystem der Entdecker

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 +	C d +	In	Sn +	Sb +	Te +	I +	Xe +
6	Cs +	Ba +	La* +	Hf +	Ta +	W	Re +	Os +	Ir +	Pt +	Au +	Hg +	Tl +	Pb +	Bi +	Po +	At +	Rn +
7	Fr +	Ra +	Ac**	Rf	Db	Sg +	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn +	Uut +	Fl +	Uup +	Lv +	Uus	Uuo +


*	La +	C e +	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

C: Bereits seit prähistorischer Zeit bekannt.
S: Bereits seit prähistorischer Zeit bekannt, sein Elementcharakter wurde vermutlich erstmals von Lavoisier erkannt.
Zn: Seit ungefähr 1300 v. Chr. in China verarbeitet.
Sb: Neuere Funde belegen die Nutzung von Antimon durch die Völker Mesopotamiens seit ungefähr 4000 Jahren.
Hg: Ungefähr seit 3000 Jahren bekannt.
Np – Uuo: Die hier als Entdecker der Transurane angegebenen Personen stehen jeweils stellvertretend für die beteiligten Forschergruppen am Vereinigten Institut für Kernforschung in Dubna, am Lawrence Berkeley National Laboratory in Berkeley, am CERN in Genf und am GSI Helmholtzzentrum für Schwerionenforschung in Darmstadt.

Alternative Periodensysteme

Die Form des Periodensystems von Dmitri Mendelejew hat sich durchgesetzt. Dennoch gab (und gibt) es weitere Vorschläge für eine alternative Ordnungen der Elemente nach ihren Eigenschaften.

Die von Theodor Benfey entwickelte Elemente-Spirale.
Blumen Periodensystem.
Räumliches Periodensystem.
Periodensystem von Zmaczynski und Bayley.
Ein pyramidenförmig angeordnets Periodensystem.

Literatur

Ekkhard Fluck, Klaus G. Heumann: Periodensystem der Elemente : physikalische Eigenschaften ; [chemische, biologische und geologische Eigenschaften], 5. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2012, ISBN 978-3-527-33285-4, ISBN 3-527-33285-5.