Ordnungsprinzip
1.
Die Entdeckung chemischer Elemente und die Erfindung des Periodensystems waren ein sehr langwieriges und aufwendiges Unterfangen. Zwar kannte man schon zu Frühzeiten einige Elemente, die in elementarer Form in der Natur vorkommen (z.B.: Gold), aber die meisten der heute bekannten Elemente blieben noch lange unerkannt. Das hat vor allem damit zu tun, dass die überwiegende Mehrheit der Elemente, in der Natur in Verbindungen vorkommt und sie somit schwer zu identifizieren waren. Ein ganz anderer Teil der Elemente, nämlich die Gruppe der radioaktiven, sowie instabilen Vertreter wurde erst ab dem 20. Jahrhundert durch moderne Technologien entdeckt.
Im frühen 19. Jahrhundert machten es neue chemische Technologien zur Isolation von Verbindungen einfacher diesen bisher „versteckten“ Elemente auf die Spur zu kommen. Als die Anzahl der neu entdeckten Elemente rapide zunahm, begannen sich einige Wissenschaftler Gedanken darüber zu machen, wie man diese Substanzen sinnvoll ordnen und klassifizieren könnte.
Es waren zwei Chemiker – Dimitri Mendeleev und Lothar Meyer – die schließlich Muster in den Eigenschaften der Elemente erkannten, die der Formulierung eines Ordnungsprinzips zugrunde gelegt werden konnten. Zunächst ordnete man die Elemente nach Ähnlichkeit der hinsichtlich chemischer und physikalischer Eigenschaften. Mendelejews Anordnung der bekannten Elemente nach steigender Masse stellt den Prototypen des heute verwendeten Periodensystems der Elemente dar.
Erst der englische Physiker Henry Mosley erkannte im Jahre 1913, dass der Anstieg des Atomgewichts mit der Erhöhung der Anzahl der Protonen im Kern zusammenhängt. Zu diesem Schluss kam er, als er Elemente mit hochenergetischen Elektronen beschoss und erkannte, dass die durch den Beschuss der Atome emittierte Röntgenstrahlung eine elementspezifische Frequenz aufweist, die mit der Atommasse zunimmt. Er ordnete die Röntgenfrequenzen der Reihe nach so an, dass er jedem Element eine ganze Zahl, die sogenannte Ordnungszahl zuweisen konnte. Moseley identifizierte die Ordnungszahl richtigerweise als Zahl der Protonen im Kern. Aus der Ordnungszahl, also der Anzahl der Protonen kann man auf die Zahl der Elektronen in der Atomhülle schließen. Ein überaus nützliches Kriterium zur Ordnung der Elemente, da ja die Anzahl der Elektronen maßgeblich das Verhalten eines Elements in einer chemischen Reaktion bestimmt. Damit war das grundlegende Ordnungsprinzip des Periodensystems der Elemente definiert:
Das Periodensystem teilt die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl ein!
Im Periodensystem findet ihr die Ordnungszahl jeweils über dem Elementsymbol.
Für das Element Magnesium wäre das bspw. 12. Die Zahl unter dem Elementsymbol (24,31), bezeichnet die Atommasse, die sich aus der Summe der Protonen und Neutronen ergibt. Auch sie steigt jeweils von links nach rechts, von Element zu Element an. Manchmal wird die Atommasse aber auch rechts neben der Ordnungszahl notiert.
Mit einigen weiteren Ordnungsprinzipien solltest du dich noch vertraut machen, um ein erstes Verständnis des Periodensystems zu gewinnen.
Elemente in derselben Spalte (= Gruppe, vertikal angeordnet) im Periodensystem (Abk.: PSE) haben die gleiche Anzahl von Elektronen in ihren Valenzorbitalen. Die Valenzorbitale, eigentlich die Valenzelektronen in diesen Orbitalen bestimmen welche Reaktion ein Element wahrscheinlich eingehen wird. Beispielsweise tragen alle Elemente der 7. Hauptgruppe, wie etwa Fluor 7 Valenzelektronen in ihrer äußersten Elektronenschale, der sogenannten Valenzschale. Da ihnen also nur 1 Valenzelektron zu einer energetisch besonders stabilen Oktett Konfiguration, also 8 Elektronen in der Valenzschale fehlt, reagieren sie sehr gerne mit Elementen der 1. Hauptgruppe, die dieses Valenzelektron gerne entbehren. Die Unterschiede zwischen den Elementen innerhalb einer Gruppe entstehen dadurch, dass sich ihre Valenzorbitale in verschiedenen Valenzschalen befinden.Elemente in derselben Zeile (= Periode, horizontal im PSE) haben ihre äußersten Elektronen (Valenzelektronen) in derselben Valenzschale. Dies ist eine wichtige Information, den diese äußersten Elektronen bestimmen am maßgeblichsten die möglichen chemischen Reaktionen, des jeweiligen Elements. Die Schalen werden aufsteigend mit den Buchstaben K,L,M,N,O,P und Q bezeichnet und werden nach der Besetzungsregel 2n2 mit Elektronen besetzt, wobei n = 1 (K) bis n = 7 (Q) gilt.
Mach dir keine Sorgen falls dich Begriffe wie Orbital, oder Schale noch etwas verwirren, eine detaillierte Erklärung zu diesen Konzepten findest du im Kapitel „Mikrokosmos“.
Die Möglichkeit die Elemente in eine physikalisch begründbare Ordnung zu bringen ist zweifelsohne ein beeindruckendes Unterfangen, aber was folgt aus der Kenntnis dieser Ordnungsprinzipien? Das PSE erspart uns eine Menge an Gedächtnisleistung. Statt die Eigenschaften jedes einzelnen Elementes auswendig lernen zu müssen, können wir die Elemente etwa in Gruppen ordnen, deren Elemente ähnliche physikalische und chemische Eigenschaften aufweisen und uns erlauben ihr Verhalten in diversen chemischen Reaktionen vorherzusagen! Im Folgenden sei ein Beispiel genannt.
Edelgase
Sie stehen in der 8. Hauptgruppe am rechten Ende des PSE. Die Elemente dieser Gruppe weisen alle eine voll, das heißt mit 8 Elektronen besetzte Valenzschale auf (Ausnahme Helium, hier ist die Schale bereits mit zwei Elektronen voll besetzt). Dementsprechend sind sie chemisch betrachtet sehr stabil, sie bilden farblose, einatomige Gase, die sehr reaktionsträge sind, bzw. gar nicht reagieren. Helium stellt die Ausnahme in dieser Gruppe dar, weil es in der ersten und einzigen Schale alle Elektronen hat, nämlich 2. Da in der ersten Schale bekanntlich nicht mehr als zwei Elektronen Platz haben, gehört es ebenfalls zu den Edelgasen.
Bevor wir in den folgenden Kapiteln genau auf jede einzelne Gruppe eingehen müssen wir noch zwischen Haupt- und Nebengruppenelementen, sowie den seltenen Erden unterscheiden.
Hauptgruppenelemente
In der neuesten Nomenklatur des Periodensystems umfassen die Hauptgruppenelemente die Gruppen 1und 2, sowie 13-18. Diese Gruppen des PSE umfassen Metalle und Nichtmetalle, welche sich in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften grundlegend unterscheiden. Ihre chemischen Eigenschaften werden durch die Konfiguration ihrer Valenzelektronen bestimmt.
Übergangsmetalle
Sie werden oft auch als Nebengruppenelemente bzw. Übergangselemente bezeichnet. Alle Elemente in diesen Gruppen sind Metalle. Nach IUPAC-Definition werden diese Metalle als Elemente des PSE definiert, deren Atome ein nur teilweise mit Elektronen besetztes d-Orbital besitzen, beziehungsweise Kationen mit unvollständig gefüllten d-Orbitalen bilden können. Die Nebengruppenelemente sind sich von Gruppe zu Gruppe chemisch sehr viel ähnlicher, wie etwa die Hauptgruppen 14 und 15 (4 und 5 nach alter Nomenklatur).
Lanthanoide und Actinoide (seltene Erden)
Sie werden auch innere Übergangsmetalle genannt. Sie gehören zu der 6. bzw. zur 7. Periode und folgen den Elementen Lanthan und Actinium. Sie spielen vor allem in der Halbleitertechnik und Elektronik (z.B.: Elektrodenmaterialien) eine wichtige Rolle.
Als nächstes möchten wir dir noch einige weitere Eigenschaften der Elemente verraten, die sich allein aus ihrer Position im PSE ablesen lassen.
2.
Viele Eigenschaften der Atome beruhen auf dem Durchschnittsabstand der äußeren Elektronen vom Kern und der effektiven Kernladung, die diese Elektronen erfahren. Die kernnahen Elektronen sind sehr effektiv bei der Abschirmung der äußeren Elektronen von der vollen Kernladung (diese übt wegen ihrer positiven Ladung eine Anziehung auf die Elektronen aus), während sich Elektronen der gleichen Schale untereinander wenig abschirmen. Kurz gesagt, steigt die effektive Kernladung, die die Valenzelektronen erfahren, wenn wir uns von links nach rechts in einer Periode bewegen und sie sinkt , wenn wir uns von oben nach unten innerhalb einer Gruppe bewegen.
3.
Als Atomradius rA eines Elements wird der halbe Abstand zwischen den Kernen zweier benachbarter gleichartiger Atome bezeichnet. Die Atomradien nehmen zu , wenn wir uns innerhalb einer Gruppe nach unten bewegen, denn wie wir bereits festgestellt haben, nimmt die effektive Kernladung, welche auf die Valenzelektronen wirkt in einer Gruppe von oben nach unten ab. Die Atomradien nehmen ab , wenn wir eine Periode (Zeile) im PSE von links nach rechts verfolgen. Auch diese Beobachtung liegt in der effektiven Kernladung begründet, welche ja innerhalb der Periode von links nach rechts steigt. Für Ionen gilt: Spalten abwärts nehmen Ionen mit gleicher Ladung in ihrer Größe zu. Kationen (positiv geladen) sind dabei grundsätzlich kleiner als ihr zugehöriges Atom, Anionen (negativ geladen) sind grundsätzlich größer. Ausreißer dieses Trends sind die Edelgase (8.Hauptgruppe), die einen größeren Atomradius haben als die der 7.Hauptgruppe derselben Periode . Das liegt daran, dass Atomradien in unterschiedlicher Weise gemessen und angegeben werden und genau da bilden die Edelgase eine Ausnahme.
(für Interessierte weiterführend: https://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atradius.html#top)
4.
Sie beschreibt die minimal aufzuwendende Energie die nötig ist, um aus einem Atom, im Gaszustand ein Elektron zu entfernen und somit ein Ion zu erzeugen . Es gilt die Prämisse, dass Elektronen, die weiter vom Kern entfernt sind, unter niedrigerem Energieaufwand (Ionisierungsenergie) zu entfernen sind, als diejenigen, die sich nah am Kern befinden und eine höhere Anziehung erfahren. Folglich nehmen die ersten Ionisierungsenergien ab , wenn wir eine Spalte abwärts gehen und sie nehmen zu , wenn wir einer Zeile von links nach rechts folgen (die erste Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um das erste Elektron aus der äußersten Schale eines Atoms zu entfernen. Atome können aber mitunter auch mehrere Elektronen abgeben, wenn sie mehr als ein Valenzelektron besitzen – zweite Ionisierungsenergie, …).
5.
Die Elektronenaffinität beschreibt die Energieänderung durch das Hinzufügen eines Elektrons zu einem Atom unter Bildung eines Anions . Grob vereinfacht beschreibt diese Größe wie leicht ein Elektron einem Atom hinzugefügt werden kann. Die höchsten Elektronenaffinitäten haben die Halogene . Dies ist wenig verwunderlich da diesen Elementen ja nur ein einziges Elektron zur vollständigen Auffüllung ihrer Valenzschalen fehlt und dieses nehmen sie sehr bereitwillig (affin!) entgegen. Ganz einheitlich sind die Elektronenaffinitäten nicht, sie werden aber tendenziell negativer (stärker), wenn wir uns von links nach rechts in einer Periode , bis zur 7. Hauptgruppe (= Gruppe 17) bewegen. Dies kann dadurch veranschaulicht werden, dass Atomradien innerhalb einer Periode von links nach rechts abnehmen und somit die Elektronen höhere Anziehungen durch den Kern erfahren.
6. Elektronegativität EN
Die EN beschreibt die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung die Valenzelektronen an sich zu ziehen . Im Periodensystem steig t sie von links nach rechts , innerhalb der Hauptgruppen nimmt sie von oben nach unten hin ab . Demnach wird sie also vor allem durch den Atomradius und die Kernladung beeinflusst, wobei eine hohe Kernladung durch Anziehung der Bindungselektronen die EN steigen lässt. Durch Kenntnis dieser Tendenzen, lässt sich damit oft schon vorzeitig die Polarität einer chemischen Bindung abschätzen und somit deren Charakter bestimmen (ionisch, kovalent, ...). Das Element mit der höchsten Elektronegativität ist das Fluor . Da es sich bei der EN um eine Verhältniszahl handelt, ist klar, dass Edelgase keine EN haben. Sie gehen (nahezu) keine Bindungen ein und können daher auch nicht mit anderen Elementen, bezüglich dieser Größe verglichen werden.
7.
Die Elemente werden ganz grob in Metalle und Nichtmetalle eingeteilt. Dabei bildet die Hauptgruppendiagonale der Halbmetalle Bor (B), Silizium (Si), Arsen (As), Tellur (Te) und Astat (At) die Trennlinie zwischen diesen beiden Elementgruppen. Metalle stehen auf der linken Seite dieser Trennlinie und nehmen tendenziell in punkto Metallcharakter von oben nach unten zu , sowie von links nach rechts ab . Metalle zeichnen sich durch ihre niedrige Ionisierungsenergie aus, sie haben in der Regel wenige Außenelektronen und geben diese leicht an andere Elemente ab. Dabei erhalten sie eine positive Ladung und bilden so Kationen. Ihre Oxide reagieren in wässriger Lösung basisch. Im Allgemeinen haben sie eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit.
Nichtmetalle hingegen stehen rechts von dieser Diagonale, sie weisen recht hohe Elektronegativitätswerte auf, nehmen also gerne Elektronen auf und tragen dann eine negative Ladung, Demzufolge haben sie überwiegend viele Außenelektronen. Der Nichtmetallcharakter nimmt im Periodensystem von links nach rechts zu , sowie von oben nach unten ab . Eine Ausnahme bilden die Edelgase, welche niedrige Elektronenaffinitäten aufweisen (positiver Wert) und somit einen niedrigeren NM- Charakter zeigen. Sie gelten dennoch aufgrund ihrer sonstigen Eigenschaften nicht als Metalle. Die Halogene haben tendenziell den höchsten NM-Charakter.
Abb. 1: Periodensystem der Elemente
