Periodensystem der Elemente (PSE)

Damit man die Atomforschung systematisch betreiben konnte, begann man, die Atome einzuordnen und zu kategorisieren. Die beiden Forscher Lothar von Meyer und Dmitri Mendelejew veröffentlichten im 19. Jahrhundert zeitgleich ein Schema, in dem die Atome klassifiziert wurden und das Periodensystem der Elemente genannt wird. Das Ordnungsschema war so gut, dass man sogar die Existenz noch nicht entdeckter Elemente vorhersagen konnte und man deshalb leere Platzhalter dafür reservierte. Es entsprach fast dem System, das heute noch genutzt wird und zu den wichtigsten Werkzeugen bei der Bestimmung der chemischen Eigenschaften eines Elements gehört. Man kann sie praktisch aus einer Tabelle ablesen.

Zunächst hatte man die verschiedenen Elemente aufsteigend nach ihrer Atommasse geordnet. Man konnte damit zwar die meisten Atome in eine logische Reihenfolge bringen. Es ergab jedoch ein Problem mit den Elementen Tellur und Iod. Tellur hat eine größere Masse als Iod, konnte jedoch nicht in die nächste Spalte eingeordnet werden, da diese zu einer anderen Gruppe zählt. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts konnte Henry Moseley beweisen, dass nicht die Atommasse das entscheidende Kriterium für die aufsteigende Sortierung der Elemente ist, sondern die Kernladungszahl (Anzahl der Protonen) der Atome. Damit ist auch das Problem mit Tellur und Iod gelöst und beide haben gemäß ihren Eigenschaften ihren logischen Platz in der Ordnungstabelle. Auf dem Bild sind alle heute bekannten Elemente aufsteigend nach ihrer Kernladungszahl aufgelistet. Wasserstoff hat z.B. nur 1 Proton, Helium 2, Lithium 3 usw. Die Tabelle ist natürlich nicht fertig und wird in den folgenden Schritten Stück für Stück gebildet.

Die Kernladungszahl wird in der Tabelle als Ordnungszahl genannt und wird meistens über dem Kurzzeichen des Elements oder in der linken, oberen Ecke abgebildet. Die Ordnungszahl gibt an, wie viele Protonen ein Element enthält und die Anzahl der Elektronen ist im Normalzustand identisch. Nachdem man die Elemente nach ihrer Ordnungszahl sortiert, stellt man fest, dass (mit Ausnahme von Wasserstoff) die chemischen Eigenschaften sich periodisch wiederholen. Beispielsweise sind Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium, Frankium alles Alkalimetalle. Die Ordnungszahlen bei diesen sind 3, 11, 19, 37, 55 und 87. Es wiederholt sich also nach 8, 8, 18, 32 und 32 Elementen. Dasselbe gilt für alle übrigen Elemente. Beispielsweise sind die Atome mit den Ordnungszahlen 2, 10, 18, 36, 54, 86 und 118 alles Edelgase. Es wiederholt sich hier ebenfalls nach 8, 8, 18, 32, 32 und 32 Elementen.

Die um den Atomkern kreisenden Elektronen, deren Anzahl im Normalzustand identisch mit der Anzahl der Protonen ist, haben dabei eine besondere Bedeutung. Wenn man den Aufbau des Periodensystems der Elemente verstehen will, muss man die Belegung der Atome mit den Elektronen verstehen. Die Elektronen befinden sich um den Atomkern herum in den Atomschalen bzw. Orbitalen. Ein Orbital ist ein Raum, in dem die Elektronen sich mit einer Wahrscheinlichkeit von 90% aufhalten. In jedem Orbital finden nur 2 Elektronen Platz und man teilt sie in s-, p-, d- und f-Orbitale ein. Ein s-Orbital besteht nur aus einem Orbital und kann daher nur 2 Elektronen enthalten. Die p-Orbitale bestehen aus 3 Orbitalen (px, py, pz) und können 6 Elektronen enthalten. Die d-Orbitale bestehen aus 5 Orbitalen und können somit 10 Elektronen aufnehmen und die f-Orbitale können 14 Elektronen aufnehmen, da sie aus 7 Orbitalen bestehen.

Mit steigender Ordnungszahl muss man den Atomen immer mehr Elektronen hinzufügen. Die Elektronen belegen die Orbitale jedoch nicht wild durcheinander, sondern mit System. Atome haben das Bestreben, einen Zustand mit der niedrigsten Gesamtenergie zu besitzen. Deshalb gibt es 7 verschiedene Energieniveaus, die systematisch belegt werden. Jedes Energieniveau hat dabei Räume aus den s-, p-, d- und f-Orbitalen. Beispielsweise hat das 1. Energieniveau nur ein s-Orbital. Im 2. Energieniveau gibt es ein s-Orbital und drei p-Orbitale. Im 3. Energieniveau gibt es ein s-Orbital, 3-p-Orbitale und 5 d-Orbitale. Ab dem 4. Energieniveau enthält jedes Energieniveau ein s-Orbital sowie 3 p-, 5 d- und 7 f-Orbitale.

Die Elektronen belegen die energiearmen Orbitale zuerst, denn nur so haben sie einen möglichst energiearmen Zustand. Die Besetzungsreihenfolge geht tendenziell von Innen (geringes Energielevel) nach Außen (höheres Energielevel). Die Befüllungsreihenfolge ist dabei nicht exakt identisch mit den Energieniveaus. Das kommt daher, weil z.B. die d-Orbitale im 3. Energieniveau energetisch so weit liegen, dass sie erst nach dem s-Orbital im 4. Energieniveau befüllt werden. Ähnlich ist es mit den d-Orbitalen im 4. - 6. Energieniveau, die erst nach dem s-Orbital des nächsthöheren Energieniveaus befüllt werden. Auch bei den f-Orbitalen kommt es zu solchen Verschiebungen. Die Perioden werden daher wie folgt gebildet:

• 1. Periode = 1s-Orbital
• 2. Periode = 2s-, 2p-Orbitale (4 Orbitale)
• 3. Periode = 3s-, 3p-Orbitale (4 Orbitale)
• 4. Periode = 4s-, 3d-, 4p-Orbitale (9 Orbitale)
• 5. Periode = 5s-, 4d-, 5p-Orbitale (9 Orbitale)
• 6. Periode = 6s-, 4f-, 5d-, 6p-Orbitale (16 Orbitale)
• 7. Periode = 7s-, 5f-, 6d-, 7p-Orbitale (16 Orbitale)

In der 1. Periode gibt es nur 1 Orbital, worin 2 Elektronen einen Platz haben können. Ein Atom mit nur 2 Elektronen ist Helium und somit ein Edelgas. In der 2. Periode hat man 4 Orbitale und diese können 8 Elektronen enthalten. Zusammen mit der 1. Periode hätte man 10 Elektronen (2 + 8). Ein Atom mit 10 Elektronen ist Neon (Ne). Auch das ist ein Edelgas. In der 3. Periode hat man wieder 4 Orbitale und somit passen hier weitere 8 Elektronen. Zählt man die Elektronen des 1. - 3. Periode zusammen, erhält man 18 Elektronen (2 + 8 + 8). Ein Atom mit 18 Elektronen ist Argon und auch dabei handelt es sich um ein Edelgas.

Somit gelangt man zu der Erkenntnis, dass sobald die Energieschalen komplett mit Elektronen gefüllt sind (1. und 2. Periode) oder die Befüllung der p-Orbitale abgeschlossen ist (2. - 7. Periode), so dass man 8 Elektronen an der äußeren Energieschale hat, das Element ein Edelgas ist. Diese könnte man in einer Spalte untereinander anordnen.

Bestimmung des chemischen Verhaltens anhand der Valenzelektronen

Wenn es sich bei einem Element immer um ein Edelgas handelt, sobald die Energieschalen komplett mit Elektronen gefüllt sind oder die Anzahl der Außenelektronen mit jeweils 8 Elektronen identisch ist, dann müsste es sich logischerweise immer um Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften handeln, wenn die Anzahl der Elektronen an den äußeren Schalen identisch ist, z.B. wenn die äußeren Energieschalen immer mit nur mit 1 Elektron belegt sind. Dazu betrachtet man mit Ausnahme des Wasserstoffatoms die Elemente mit jeweils 1 Elektron in den äußeren Energieschalen.

In der 1. Periode passen 2 Elektronen. Besetzt man das Orbital in der 1. Periode komplett und fügt in der 2. Periode lediglich 1 Elektron hinzu, hat man 3 Elektronen (2 + 1). Das Element mit 3 Elektronen ist Lithium und das ist ein Alkalimetall. Besetzt man die Orbitale der 1. und 2. Periode komplett und fügt in der nächsten Periode wieder nur 1 Elektron hinzu, hätte man 11 Elektronen (2 + 8 + 1). Das Element mit 11 Elektronen ist Natrium und ebenfalls ein Alkalimetall. Besetzt man die Orbitale der 1. - 3. Periode komplett und fügt in der 4. Periode erneut nur 1 Elektron hinzu, hätte man 19 Elektronen. Das Element mit der Ordnungszahl 19 ist Kalium und auch das ist ein Alkalimetall.

Aus den Beispielen mit den Edelgasen und den Alkalimetallen wird deutlich, dass das chemische Verhalten eines Elements identisch mit anderen Elementen ist, wenn sie dieselbe Belegung der äußeren Elektronen haben. Man nennt die Elektronen in den äußeren Energieschalen auch Außenelektronen oder Valenzelektronen. Sind die Energieschalen wie bei der 1. und 2. Periode komplett gefüllt oder ist sind die p-Orbitale komplett gefüllt, so dass man 8 Valenzelektronen hat (2. - 7. Periode), dann handelt es sich um Edelgase. Sind die Perioden mit jeweils 1 Valenzelektron gefüllt, handelt es sich (mit Ausnahme des Wasserstoffatoms in der 1. Periode) um Alkalimetalle. Sind die Perioden mit 2 Valenzelektronen gefüllt, handelt es sich um Erdalkalimetalle usw.

Die Anzahl der Valenzelektronen hat vor allem bei Bindungen von Atomen eine Bedeutung. Edelgase reagieren z.B. nicht mit anderen Elementen, da sie mit 8 Valenzelektronen einen sehr stabilen Zustand haben. Andere Elemente, deren Periode nicht komplettiert ist oder die weniger als 8 Valenzelektronen haben, sind immer bestrebt, den Zustand der Edelgase zu erreichen. Mischt man z.B. Elemente mit 6 und 2 Valenzelektronen, so gibt es einen Austausch und somit eine chemische Reaktion zwischen den beiden Stoffen, da das Element mit 6 Valenzelektron 2 zusätzliches Elektronen erhält und das Element mit nur 2 Valenzelektronen diese bereitwillig abgibt. Beide Stoffe reagieren auf diese Art, weil sie immer bestrebt sind, wie Edelgase zu sein. Das erklärt auch, warum Metalle gute elektrische Leiter sind. Denn, verbindet man Metallatome, geben diese alle Valenzelektronen ab, da deren Anzahl immer zwischen 1 und 3 beträgt. So werden alle Valenzelektronen zu freien Elektronen und das macht den Unterschied zwischen Leitern und Nichtleitern aus. Nichtleiter haben keine freien Elektronen.

Mit dieser Erkenntnis sowie der richtigen Reihenfolge bei der Befüllung der Orbitale mit Elektronen kann man die Tabelle mit dem Periodensystem der Elemente Stück für Stück aufbauen und dabei Elemente der gleichen Gruppe untereinander anordnen.