Periodensystem -Periodic table

Einfaches Periodensystem Chart-blocks.svg

Das Periodensystem , auch Periodensystem der ( chemischen ) Elemente genannt , ist eine tabellarische Darstellung der chemischen Elemente . Es ist in der Chemie , Physik und anderen Wissenschaften weit verbreitet und wird allgemein als Ikone der Chemie angesehen. Es ist eine anschauliche Formulierung des Periodengesetzes, das besagt, dass die Eigenschaften der chemischen Elemente eine periodische Abhängigkeit von ihrer Ordnungszahl aufweisen .

Der Tisch ist in vier ungefähr rechteckige Bereiche unterteilt, die als Blöcke bezeichnet werden . Die Zeilen der Tabelle heißen Perioden und die Spalten Gruppen . Elemente aus derselben Spaltengruppe des Periodensystems weisen ähnliche chemische Eigenschaften auf. Trends ziehen sich durch das Periodensystem, wobei der nichtmetallische Charakter (ihre eigenen Elektronen behalten) von links nach rechts über eine Periode und von unten nach oben über eine Gruppe hinweg zunimmt und der metallische Charakter (Elektronen an andere Atome abgibt) in der entgegengesetzten Richtung zunimmt. Der zugrunde liegende Grund für diese Trends sind Elektronenkonfigurationen von Atomen.

Das erste Periodensystem, das sich allgemein durchsetzte, war das des russischen Chemikers Dmitri Mendelejew im Jahr 1869: Er formulierte das Periodengesetz als Abhängigkeit chemischer Eigenschaften von der Atommasse. Da damals noch nicht alle Elemente bekannt waren, gab es Lücken in seinem Periodensystem, und Mendeleev nutzte das Periodengesetz erfolgreich, um die Eigenschaften einiger der fehlenden Elemente vorherzusagen . Das Periodengesetz wurde im späten 19. Jahrhundert als grundlegende Entdeckung anerkannt und mit der Entdeckung der Ordnungszahl und den Pionierarbeiten in der Quantenmechanik des frühen 20. Jahrhunderts erklärt, die die innere Struktur des Atoms beleuchteten. Mit der Entdeckung von Glenn T. Seaborg im Jahr 1945, dass die Aktiniden tatsächlich f-Block- und nicht d-Block-Elemente sind, wurde eine erkennbar moderne Form der Tabelle erreicht. Das Periodensystem und das Gesetz sind heute ein zentraler und unverzichtbarer Bestandteil der modernen Chemie.

Das Periodensystem entwickelt sich mit dem Fortschritt der Wissenschaft weiter. In der Natur kommen nur Elemente bis zur Ordnungszahl 94 vor; Um weiter zu gehen, war es notwendig, neue Elemente im Labor zu synthetisieren . Heute sind alle ersten 118 Elemente bekannt, was die ersten sieben Zeilen der Tabelle vervollständigt, aber für die schwersten Elemente ist noch eine chemische Charakterisierung erforderlich, um zu bestätigen, dass ihre Eigenschaften ihren Positionen entsprechen. Es ist noch nicht bekannt, wie weit sich die Tabelle über diese sieben Reihen hinaus erstrecken wird und ob sich die Muster des bekannten Teils der Tabelle in dieser unbekannten Region fortsetzen werden. Einige wissenschaftliche Diskussionen darüber, ob einige Elemente in der heutigen Tabelle korrekt positioniert sind, dauern ebenfalls an. Es gibt viele alternative Darstellungen des Periodengesetzes, und es gibt einige Diskussionen darüber, ob es eine optimale Form des Periodensystems gibt oder nicht.

Überblick

Atomare Struktur

3D-Ansichten einiger wasserstoffähnlicher Atomorbitale mit Wahrscheinlichkeitsdichte und Phase (g-Orbitale und höher sind nicht gezeigt)

Die kleinsten Bestandteile aller normalen Materie sind als Atome bekannt . Atome sind extrem klein und haben einen Durchmesser von etwa einem Zehnmilliardstel Meter. daher wird ihre innere Struktur von der Quantenmechanik bestimmt . Atome bestehen aus einem kleinen positiv geladenen Kern aus positiv geladenen Protonen und ungeladenen Neutronen , der von einer Wolke aus negativ geladenen Elektronen umgeben ist; Die Ladungen heben sich auf, Atome sind also neutral. Elektronen nehmen an chemischen Reaktionen teil , der Kern jedoch nicht. Wenn Atome an chemischen Reaktionen teilnehmen, können sie Elektronen aufnehmen oder abgeben, um positiv oder negativ geladene Ionen zu bilden ; oder sie können stattdessen Elektronen miteinander teilen.

Atome lassen sich anhand der Anzahl der Protonen (und damit auch der Elektronen) in verschiedene Typen unterteilen. Dies wird als Ordnungszahl bezeichnet, oft symbolisiert Z als deutsche Zahl für Zahl . Jede einzelne Ordnungszahl entspricht daher einer Klasse von Atomen: Diese Klassen werden die chemischen Elemente genannt . Die chemischen Elemente sind das, was das Periodensystem klassifiziert und organisiert. Wasserstoff ist das Element mit der Ordnungszahl 1; Helium , Ordnungszahl 2; Lithium , Ordnungszahl 3; und so weiter. Jeder dieser Namen kann weiter durch ein chemisches Symbol aus einem oder zwei Buchstaben abgekürzt werden ; die für Wasserstoff, Helium und Lithium sind jeweils H, He und Li. Neutronen haben keinen Einfluss auf die chemische Identität des Atoms, aber auf sein Gewicht. Atome mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl nennt man Isotope desselben chemischen Elements. Natürlich vorkommende Elemente kommen normalerweise als Mischungen verschiedener Isotope vor; Da jedes Isotop normalerweise mit einer charakteristischen Häufigkeit vorkommt, haben natürlich vorkommende Elemente genau definierte Atomgewichte , definiert als die durchschnittliche Masse eines natürlich vorkommenden Atoms dieses Elements.

Heute sind 118 Elemente bekannt, von denen die ersten 94 derzeit auf der Erde natürlich vorkommen. Von den 94 natürlichen Elementen haben achtzig ein stabiles Isotop; drei weitere ( Wismut , Thorium und Uran ) zerfallen radioaktiv , aber so langsam, dass große Mengen von der Entstehung der Erde überleben; und elf weitere zerfallen schnell genug, dass ihr fortgesetztes Spurenvorkommen hauptsächlich darauf beruht, dass sie als Zwischenprodukte des Zerfalls von Thorium und Uran ständig regeneriert werden. Die 83 Elemente, die von der Entstehung der Erde überlebt haben, werden als primordial bezeichnet . Alle 24 bekannten künstlichen Elemente sind radioaktiv.

Elektronenkonfiguration

Das Periodensystem ist eine grafische Beschreibung des Periodengesetzes, das besagt, dass die Eigenschaften und Atomstrukturen der chemischen Elemente eine periodische Funktion ihrer Ordnungszahl sind . Elemente werden im Periodensystem durch ihre Elektronenkonfigurationen platziert, die periodische Wiederholungen aufweisen, die die Trends der Eigenschaften im Periodensystem erklären .

Man kann sich vorstellen, dass ein Elektron ein Atomorbital bewohnt , das die Wahrscheinlichkeit charakterisiert, dass es in einer bestimmten Region des Atoms gefunden werden kann. Ihre Energien sind quantisiert , was bedeutet, dass sie nur diskrete Werte annehmen können. Außerdem gehorchen Elektronen dem Pauli-Ausschlussprinzip : Verschiedene Elektronen müssen sich immer in verschiedenen Zuständen befinden. Dies ermöglicht die Klassifizierung der möglichen Zustände, die ein Elektron in verschiedenen Energieniveaus einnehmen kann, die als Schalen bezeichnet werden und in einzelne Unterschalen unterteilt sind, die jeweils eine bestimmte Art von Orbital enthalten. Jedes Orbital kann bis zu zwei Elektronen enthalten: Sie unterscheiden sich durch eine als Spin bezeichnete Größe , die oben oder unten sein kann. Elektronen ordnen sich im Atom so an, dass ihre Gesamtenergie minimiert wird, sodass sie die Orbitale mit der niedrigsten Energie besetzen, die verfügbar sind, wenn keine Energie zugeführt wurde. Nur die äußersten Elektronen (sogenannte Valenzelektronen ) haben genug Energie, um sich aus dem Kern zu lösen und an chemischen Reaktionen mit anderen Atomen teilzunehmen. Die anderen werden Kernelektronen genannt .

ℓ →
n
0 1 2 3 4 5 6
Orbital s p d f g h ich Fassungsvermögen der Hülle ( 2n 2 )
1 1s 2
2 2s 2p 8
3 3 Sek 3p 3d 18
4 4s 4p 4d 4f 32
5 5 Sek 5p 5d 5f 5g 50
6 6s 6p 6d 6f 6g 6h 72
7 7s 19 Uhr 7d 7f 7g 7h 7i 98
Kapazität der Unterschale 2 6 10 14 18 22 26

Es sind Elemente bekannt, die bis zu den ersten sieben Schalen besetzt sind. Die erste Schale enthält nur ein Orbital, ein sphärisches s-Orbital. Wie in der ersten Schale wird dies als 1s-Orbital bezeichnet. Dieser kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen. Die zweite Schale enthält ebenfalls ein 2s-Orbital, enthält aber auch drei hantelförmige p-Orbitale und kann somit bis zu acht Elektronen füllen (2 × 1 + 2 × 3 = 8). Die dritte Schale enthält ein 3s-Orbital, drei 3p-Orbitale und fünf 3d-Orbitale und hat somit eine Kapazität von 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 = 18. Die vierte Schale enthält ein 4s-Orbital, drei 4p-Orbitale, fünf 4d-Orbitale und sieben 4f-Orbitale, was zu einer Kapazität von 2 × 1 + 2 × 3 + 2 × 5 + 2 × 7 = 32 führt. Höhere Schalen enthalten mehr Arten von Orbitalen, die das Muster fortsetzen, aber solche Arten von Orbitalen sind nicht in den bekannten Elementen ausgefüllt. Die Unterschalentypen werden durch die Quantenzahlen charakterisiert . Vier Zahlen beschreiben ein Elektron in einem Atom vollständig: die Hauptquantenzahl n (die Hülle), die azimutale Quantenzahl (der Orbitaltyp), die magnetische Quantenzahl m (in welchem ​​der Orbitale eines bestimmten Typs es sich befindet) , und die Spinquantenzahl s .

Die Reihenfolge der Schalenfüllung

Idealisierte Reihenfolge der Schalenfüllung (am genauesten für n  ≲ 4 . )

Die Reihenfolge, in der die Orbitale gefüllt werden, ist durch das Aufbauprinzip , auch bekannt als Madelung- oder Klechkovsky-Regel, gegeben. Die Schalen überlappen sich in Energien und erzeugen eine Sequenz, die ungefähr wie folgt abläuft:

1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ ...

Hier bedeutet das Zeichen ≪ „viel weniger als“ im Gegensatz zu <, das nur „weniger als“ bedeutet. Anders ausgedrückt, Elektronen betreten Orbitale in der Reihenfolge von zunehmendem n + , und wenn zwei Orbitale mit dem gleichen Wert von n + verfügbar sind , wird das mit dem niedrigeren n zuerst besetzt.

An der Stelle, an der die d-Orbitale ins Bild kommen, werden die Überlappungen ziemlich eng, und die Reihenfolge kann sich mit Ordnungszahl und Atomladung leicht verschieben.

Ausgehend vom einfachsten Atom können wir das Periodensystem einzeln in der Reihenfolge der Ordnungszahl aufbauen, indem wir die Fälle einzelner Atome betrachten. In Wasserstoff gibt es nur ein Elektron, das in das Orbital 1s mit der niedrigsten Energie gehen muss. Diese Konfiguration wird daher 1s 1 geschrieben . Helium fügt ein zweites Elektron hinzu, das ebenfalls in 1s geht und die erste Schale vollständig ausfüllt.

Das dritte Element Lithium hat in der ersten Schale keinen Platz mehr. Sein drittes Elektron muss daher in die 2s-Unterschale eintreten, was eine 1s 2 2s 1 - Konfiguration ergibt. Das 2s-Elektron ist das einzige Valenzelektron von Lithium, da das 1s-Orbital jetzt zu nahe am Kern ist, um chemisch beteiligt zu sein. Die 2s-Unterschale wird durch das nächste Element Beryllium (1s 2 2s 2 ) vervollständigt. Die folgenden Elemente füllen dann die p-Orbitale auf. Bor (1s 2 2s 2 2p 1 ) versetzt sein neues Elektron in ein 2p-Orbital; Kohlenstoff (1s 2 2s 2 2p 2 ) füllt ein zweites 2p-Orbital; und mit Stickstoff (1s 2 2s 2 2p 3 ) werden alle drei 2p-Orbitale einfach besetzt. Dies steht im Einklang mit der Hundschen Regel , die besagt, dass Atome es vorziehen, jedes Orbital des gleichen Typs einzeln zu besetzen, bevor sie mit dem zweiten Elektron gefüllt werden. Sauerstoff (1s 2 2s 2 2p 4 ), Fluor (1s 2 2s 2 2p 5 ) und Neon (1s 2 2s 2 2p 6 ) vervollständigen dann die bereits einfach gefüllten 2p-Orbitale; der letzte davon füllt die zweite Schale vollständig aus.

Ab Element 11, Natrium , ist in der zweiten Schale, die von nun an wie die erste eine Kernschale ist, kein Platz mehr. Daher tritt das elfte Elektron stattdessen in das 3s-Orbital ein. Der 1s 2 2s 2 2p 6 -Kern wird mit [Ne] abgekürzt, da er mit der Elektronenkonfiguration von Neon identisch ist: Daher wird die Konfiguration von Natrium als [Ne] 3s 1 geschrieben . Magnesium ([Ne] 3s 2 ) beendet dieses 3s-Orbital, und von da an füllen die sechs Elemente Aluminium , Silizium , Phosphor , Schwefel , Chlor und Argon die drei 3p-Orbitale ([Ne] 3s 2 3p 1 bis [Ne] 3s 2 3p 6 ). Dadurch entsteht eine analoge Reihe, in der die äußeren Schalenstrukturen von Natrium bis Argon genau analog zu denen von Lithium bis Neon sind, und ist die Grundlage für die chemische Periodizität, die das Periodensystem veranschaulicht: in regelmäßigen, aber sich ändernden Intervallen von Ordnungszahlen, die Eigenschaften von die chemischen Elemente wiederholen sich ungefähr.

Die ersten achtzehn Elemente können somit als Beginn eines Periodensystems angeordnet werden. Elemente in derselben Spalte haben dieselbe Anzahl von Außenelektronen und analoge Außenelektronenkonfigurationen: Diese Spalten werden Gruppen genannt. Die einzige Ausnahme ist Helium, das wie Beryllium und Magnesium zwei Außenelektronen hat, aber mit Neon und Argon platziert wird, um zu betonen, dass seine äußere Hülle voll ist. Es gibt acht Spalten in diesem Fragment des Periodensystems, die höchstens acht Außenelektronen entsprechen. Eine Reihe beginnt, wenn eine neue Schale beginnt, sich zu füllen; diese Zeilen werden Perioden genannt. Schließlich veranschaulicht die Farbgebung die Blöcke : Die Elemente im s-Block (rot gefärbt) füllen s-Orbitale, während die im p-Block (gelb gefärbt) p-Orbitale füllen.

1
Std
2
Er
2×1 = 2 Elemente
1s 0p
3Li
_
4
sein
5
B
6
C
7
N
8
Ö
9
F
10
Ne
2×(1+3) = 8 Elemente
2s 2p
11
Na
12mg
_
13Al
_
14Si
_
15
P
16
S
17
Kl
18
Ar
2×(1+3) = 8 Elemente
3 Sek 3p

Beginnend mit der nächsten Reihe ist für Kalium und Kalzium das 4s-Orbital das energieärmste, und daher füllen sie es aus. Kalium fügt der 4s-Schale ein Elektron hinzu ([Ar] 4s 1 ), und Calcium vervollständigt sie dann ([Ar] 4s 2 ). Beginnend mit Scandium wird das 3d-Orbital jedoch das zweithöchste an Energie. Die 4s- und 3d-Orbitale haben ungefähr die gleiche Energie und konkurrieren um das Füllen der Elektronen, sodass die Besetzung die 3d-Orbitale nicht ganz konsequent einzeln füllt. Die genaue Energieordnung von 3d und 4s ändert sich entlang der Reihe und ändert sich auch in Abhängigkeit davon, wie viele Elektronen aus dem Atom entfernt werden. Zum Beispiel wird aufgrund der Abstoßung zwischen den 3d-Elektronen und den 4s-Elektronen bei Chrom das 4s-Energieniveau etwas höher als 3d, und daher wird es rentabler, eine [Ar] 3d 5 4s 1 -Konfiguration zu haben als eine [Ar] 3d 4 4s 2 eins. Eine ähnliche Anomalie tritt bei Kupfer auf . Dies sind Verstöße gegen die Madelung-Regel. Solche Anomalien haben jedoch keine chemische Bedeutung, da die verschiedenen Konfigurationen energetisch so nahe beieinander liegen, dass die Anwesenheit eines nahegelegenen Atoms das Gleichgewicht verschieben kann. Das Periodensystem ignoriert diese daher und berücksichtigt nur idealisierte Konfigurationen.

Bei Zink sind die 3d-Orbitale vollständig mit insgesamt zehn Elektronen besetzt. Als nächstes kommen die 4p-Orbitale, die die Reihe vervollständigen, die nach und nach von Gallium bis Krypton gefüllt werden , in einer Weise, die völlig analog zu den vorherigen p-Block-Elementen ist. Ab Gallium bilden die 3d-Orbitale einen Teil des elektronischen Kerns und sind nicht mehr an der Chemie beteiligt. Die s- und p-Block-Elemente, die ihre äußeren Schalen ausfüllen, werden als Hauptgruppenelemente bezeichnet ; Die d-Block-Elemente (unten blau eingefärbt), die eine innere Hülle ausfüllen, werden als Übergangselemente (oder Übergangsmetalle, da sie alle Metalle sind) bezeichnet.

Da sich 5s vor 4d füllt, das sich vor 5p füllt, hat die fünfte Reihe genau die gleiche Struktur wie die vierte (obwohl es wieder einige Anomalien beim Füllen der 4d-Orbitale gibt).

1
Std
2
Er
2×1 = 2 Elemente
1s 0d 0p
3Li
_
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5
B
6
C
7
N
8
Ö
9
F
10
Ne
2×(1+3) = 8 Elemente
2s 0d 2p
11
Na
12mg
_
13Al
_
14Si
_
15
P
16
S
17
Kl
18
Ar
2×(1+3) = 8 Elemente
3 Sek 0d 3p
19K
_
20
Ca
21
Sc
22Ti
_
23
V
24
Cr
25
Mio
26
Fe
27
Co
28Ni
_
29
Cu
30
Zn
31Ga
_
32
Ge
33
Wie
34
Se
35
Br
36
Kr
2×(1+3+5) = 18 Elemente
4s 3d 4p
37
Rubel
38
Sr
39
J
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tk
44Ru
_
45
Rhe
46
Pd
47
Ag
48
CD
49
Zoll
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
Ich
54
Xe
2×(1+3+5) = 18 Elemente
5 Sek 4d 5p

Die sechste Reihe der Tabelle beginnt ebenfalls mit zwei S-Block-Elementen: Cäsium und Barium . Danach beginnen die ersten f-Block-Elemente (unten grün gefärbt) zu erscheinen, beginnend mit Lanthan . Diese werden manchmal als innere Übergangselemente bezeichnet. Da es jetzt nicht nur 4f-, sondern auch 5d- und 6s-Unterschalen bei ähnlichen Energien gibt, tritt wieder Konkurrenz mit vielen unregelmäßigen Konfigurationen auf; Dies hat zu einigen Streitigkeiten darüber geführt, wo genau der f-Block beginnen soll, aber die meisten, die sich mit der Materie befassen, sind sich einig, dass er gemäß dem Aufbauprinzip bei Lanthan beginnt. Obwohl Lanthan aufgrund der Abstoßung zwischen Elektronen das 4f-Orbital nicht selbst füllt, sind seine 4f-Orbitale energiearm genug, um an der Chemie teilzunehmen. Beim Ytterbium sind die sieben 4f-Orbitale vollständig mit vierzehn Elektronen besetzt; danach folgt eine Reihe von zehn Übergangselementen ( Lutetium bis Quecksilber ), und schließlich vervollständigen sechs Hauptgruppenelemente ( Thallium bis Radon ) die Periode.

Die siebte Reihe ist ebenfalls analog zur sechsten Reihe: 7s füllt, dann 5f, dann 6d und schließlich 7p, mit einigen Anomalien auf dem Weg. Die siebte Reihe war lange Zeit unvollständig, da die meisten ihrer Elemente in der Natur nicht vorkommen. Die fehlenden Elemente jenseits von Uran wurden 1940 im Labor synthetisiert, als Neptunium hergestellt wurde. Die Reihe wurde 2010 mit der Synthese von Tennessine abgeschlossen (das letzte Element Oganesson wurde bereits 2002 hergestellt), und die letzten Elemente in dieser siebten Reihe wurden 2016 validiert und benannt.

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2×1 = 2 Elemente
1s 0f 0d 0p
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Co
28Ni
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Zn
31Ga
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Wie
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Se
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Br
36
Kr
2×(1+3+5) = 18 Elemente
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Rubel
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Sr
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Tk
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Ich
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2×(1+3+5) = 18 Elemente
5 Sek 0f 4d 5p
55
Cs
56
Ba
57
La
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Chr
59
Pr
60Nd
_
61
Uhr
62
Sm
63
EU
64
Gd
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TB
66
Dy
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J
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Lu
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HF
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Ta
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W
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Zu
76
Os
77
Ir
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Punkt
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Au
80
Hg
81Tl
_
82
Pb
83Bi
_
84
Po
85
An
86Rn
_
2×(1+3+5+7) = 32 Elemente
6s 4f 5d 6p
87
Fr
88
Ra
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
u
93
Nein
94
Pu
95
Uhr
96cm
_
97
Bk
98
Vgl
99
Es
100
FM
101
MD
102
Nr
103
lr
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Rf
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db
106Sg
_
107
Bah
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Std
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Mt
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Ds
111Rg
_
112
Cn
113Nh
_
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Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Ug
2×(1+3+5+7) = 32 Elemente
7s 5f 6d 19 Uhr

Dies vervollständigt das moderne Periodensystem, wobei alle sieben Reihen vollständig bis zur Kapazitätsgrenze gefüllt sind.

Die folgende Tabelle zeigt die Elektronenkonfiguration eines neutralen Gasphasenatoms jedes Elements. Unterschiedliche Konfigurationen können in unterschiedlichen chemischen Umgebungen bevorzugt werden. Die Hauptgruppenelemente haben völlig regelmäßige Elektronenkonfigurationen; die Übergangs- und inneren Übergangselemente zeigen zwanzig Unregelmäßigkeiten aufgrund der oben erwähnten Konkurrenz zwischen Unterschalen, die im Energieniveau nahe beieinander liegen. Für die letzten zehn Elemente (109–118) fehlen experimentelle Daten und daher wurden stattdessen berechnete Konfigurationen gezeigt. Vollständig gefüllte Subshells sind ausgegraut.

Präsentationsformen

Aus Platzgründen wird das Periodensystem üblicherweise mit ausgeschnittenen f-Block-Elementen dargestellt und als Fußnote unter dem Hauptteil der Tabelle platziert, wie unten gezeigt.

Gruppe 1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Wasserstoff und
Alkalimetalle
Erdalkalimetalle Pniktogen Chalkogene Halogene Edelgase
_
Zeitraum

1

Wasserstoff1H1.008 Helium2Er4.0026
2 Lithium3Li6,94 Beryllium4Sei9.0122 Bor5B10.81 Kohlenstoff6C12.011 Stickstoff7N14.007 Sauerstoff8Ö15.999 Fluor9F18.998 Neon10Nein20.180
3 Natrium11N / A22.990 Magnesium12mg24.305 Aluminium13Al26.982 Silizium14Si28.085 Phosphor15P30.974 Schwefel16S32.06 Chlor17Kl35.45 Argon18Ar39,95
4 Kalium19K39.098 Kalzium20Ca40.078 Scandium21Sc44.956 Titan22Ti47.867 Vanadium23v50.942 Chrom24Kr51.996 Mangan25Mn54.938 Eisen26Fe55.845 Kobalt27Co58.933 Nickel28Ni58.693 Kupfer29Cu63.546 Zink30Zn65.38 Gallium31Ga69.723 Germanium32Ge72.630 Arsen33Als74.922 Selen34Se78.971 Brom35Br79.904 Krypton36Kr83.798
5 Rubidium37Rb85.468 Strontium38Sr87.62 Yttrium39Y88.906 Zirkonium40Zr91.224 Niob41Nb92.906 Molybdän42Mo95,95 Technetium43Tc​[97] Ruthenium44Ru101.07 Rhodium45Rh102.91 Palladium46Pd106.42 Silber47Ag107,87 Cadmium48CD112.41 Indium49In114.82 Zinn50Sn118.71 Antimon51Sb121.76 Tellur52Te127,60 Jod53ich126,90 Xenon54Xe131.29
6 Cäsium55Cs132.91 Barium56Ba137.33 1 Sternchen Lutetium71Lu174,97 Hafnium72Hf178,49 Tantal73Ta180,95 Wolfram74W183,84 Rhenium75Betreff186.21 Osmium76Os190.23 Iridium77Ir192.22 Platin78Pkt195.08 Gold79Au196,97 Quecksilber80Hg200.59 Thallium81Tl204.38 Führen82Pb207.2 Wismut83Bi208,98 Polonium84Po​[209] Astatin85Beim​[210] Radon86Rn​[222]
7 Franken87Fr​[223] Radium88Ra​[226] 1 Sternchen Lawrencium103Lr​[266] Rutherfordium104Rf​[267] Dubnium105Db​[268] Seaborgium106Sg​[269] Bohrium107Bh​[270] Hassium108Hs​[269] Meitnerium109Berg​[278] Darmstädter110Ds​[281] Röntgen111Rg​[282] Copernicium112Cn​[285] Nihonium113Nh​[286] Flerovium114Fl​[289] Moskau115Mc​[290] Lebermorium116Lv​[293] Tennessin117Ts​[294] Oganesson118Og​[294]
1 Sternchen Lanthan57La138.91 Cer58Ce140.12 Praseodym59Pr140.91 Neodym60Nd144.24 Promethium61Uhr​[145] Samarium62Sm150.36 Europium63EU151,96 Gadolinium64Gd157.25 Terbium65Tb158,93 Dysprosium66Dy162,50 Holmium67Ho164,93 Erbium68Äh167.26 Thulium69Tm168,93 Ytterbium70Yb173.05  
1 Sternchen Aktinium89Ac​[227] Thorium90Th232.04 Protaktinium91Pa231.04 Uran92U238.03 Neptunium93Nr​[237] Plutonium94Pu​[244] Americium95Bin​[243] Kurium96Cm​[247] Berkelium97Schwarz​[247] Kalifornien98Vgl​[251] Einsteinium99Es​[252] Fermium100Fm​[257] Mendelevium101Md​[258] Nobelium102Nein​[259]

Beide Formen repräsentieren dasselbe Periodensystem. Das Formular mit dem f-Block im Hauptteil wird manchmal als 32-Spalten- oder Langformular bezeichnet; Das Formular mit ausgeschnittenem F-Block wird manchmal als 18-Spalten- oder mittellanges Formular bezeichnet. Das 32-Spalten-Formular hat den Vorteil, dass alle Elemente in der richtigen Reihenfolge angezeigt werden, hat aber den Nachteil, dass es mehr Platz benötigt.

Alle Periodensysteme zeigen die Symbole der Elemente; viele bieten auch ergänzende Informationen zu den Elementen, entweder über Farbcodierung oder als Daten in den Zellen. Die obige Tabelle zeigt die Namen und Ordnungszahlen der Elemente sowie ihre Blöcke, natürlichen Vorkommen und Standardatomgewichte . Für die kurzlebigen Elemente ohne Standardatomgewicht wird stattdessen die Massenzahl des stabilsten bekannten Isotops verwendet. Andere Tabellen können Eigenschaften wie Aggregatzustand, Schmelz- und Siedepunkte, Dichten sowie andere Klassifizierungen der Elemente enthalten.

Gemäß einer internationalen Namenskonvention werden die Gruppen numerisch von 1 bis 18 von der Spalte ganz links (die Alkalimetalle) bis zur Spalte ganz rechts (die Edelgase) nummeriert. Die f-Bausteingruppen werden bei dieser Nummerierung ignoriert. Gruppen können auch nach ihrem ersten Element benannt werden, zB die "Scandium-Gruppe" für Gruppe 3. Früher waren Gruppen mit römischen Ziffern bekannt . In Amerika folgte den römischen Ziffern entweder ein „A“, wenn die Gruppe im S- oder P-Block war, oder ein „B“, wenn die Gruppe im D-Block war . Die verwendeten römischen Ziffern entsprechen der letzten Ziffer der heutigen Namenskonvention (z. B. die Elemente der Gruppe 4 waren Gruppe IVB und die Elemente der Gruppe 14 waren Gruppe IVA). In Europa war die Beschriftung ähnlich, außer dass "A" verwendet wurde, wenn die Gruppe vor Gruppe 10 lag, und "B" für Gruppen einschließlich und nach Gruppe 10 verwendet wurde. Außerdem wurden früher die Gruppen 8, 9 und 10 behandelt als eine dreifach große Gruppe, die in beiden Schreibweisen gemeinsam als Gruppe VIII bekannt ist. 1988 wurde das neue IUPAC-Benennungssystem eingeführt und die alten Gruppennamen wurden verworfen.

IUPAC-Gruppe 1 2 n / A 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendelejew (I–VIII) ichEIN IIEIN IIIB IVB vB VIB VIIB VIIIB ichB IIB IIIB IVB vB VIB VIIB
CAS (USA, ABA) IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA MwSt VA ÜBER VIIA VIIIA
alte IUPAC (Europa, AB) IA IIA IIIA MwSt VA ÜBER VIIA VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Trivialname H und Alkalimetalle Erdalkalimetalle Münzmetalle Versuche Tetrel Pniktogen Chalkogene Halogene Edelgase
Name nach Element Lithium-Gruppe Beryllium-Gruppe Scandium-Gruppe Titangruppe Vanadium-Gruppe Chromgruppe Mangan-Gruppe Eiserne Gruppe Kobalt-Gruppe Nickelgruppe Kupfergruppe Zinkgruppe Bor-Gruppe Kohlenstoffgruppe Stickstoffgruppe Sauerstoffgruppe Fluorgruppe Gruppe Helium oder Neon
Zeitraum 1  H  Er
Zeitraum 2 Li Sei B C N Ö F Nein
Zeitraum 3 N / A mg Al Si P S Kl Ar
Zeitraum 4 K Ca Sc Ti v Kr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge Als Se Br Kr
Zeitraum 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD In Sn Sb Te ich Xe
Zeitraum 6 Cs Ba La–Yb Lu Hf Ta W Betreff Os Ir Pkt Au Hg Tl Pb Bi Po Beim Rn
Zeitraum 7 Fr Ra Ac–Nr Lr Rf Db Sg Bh Hs Berg Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
a Gruppe 1 besteht aus Wasserstoff (H) und den Alkalimetallen. Elemente der Gruppe haben ein s-Elektron in der äußeren Elektronenhülle. Wasserstoff wird nicht als Alkalimetall betrachtet, da es kein Metall ist, obwohl es ihnen ähnlicher ist als jede andere Gruppe. Das macht die Gruppe zu etwas Außergewöhnlichem.
n/a Haben keine Gruppennummer
b Die Zusammensetzung der Gruppe 3 ist zwischen den Quellen nicht vereinbart: siehe Periodensystem#Gruppe 3 und Element der Gruppe 3#Streit um die Zusammensetzung . Allgemeine Texte zur anorganischen Chemie setzen Scandium (Sc), Yttrium (Y), Lanthan (La) und Actinium (Ac) normalerweise in Gruppe 3, sodass Ce-Lu und Th-Lr zum f-Block zwischen den Gruppen 3 und 4 werden. Quellen, die sich mit dieser Angelegenheit befassen, ordnen Scandium, Yttrium, Lutetium (Lu) und Lawrencium (Lr) jedoch normalerweise der Gruppe 3 zu, wie hier gezeigt. Einige Quellen, einschließlich IUPAC, folgen derzeit einem Kompromiss, der La-Lu und Ac-Lr als f-Block-Reihen setzt und die schwereren Mitglieder der Gruppe 3 mehrdeutig lässt. Die Anordnung mit Sc, Y, Lu und Lr in Gruppe 3 wurde in einem vorläufigen IUPAC-Bericht von 2021 zu dieser Frage empfohlen.
c Gruppe 18, die Edelgase, wurden zum Zeitpunkt von Mendeleevs Originaltabelle nicht entdeckt. Später (1902) akzeptierte Mendeleev den Beweis für ihre Existenz, und sie konnten konsequent und ohne Bruch des Periodensystemprinzips in eine neue "Gruppe 0" eingeordnet werden.
d Die Autoren unterscheiden sich darin, ob Röntgen (Rg) als Münzmetall angesehen wird. Es gehört wie die anderen Münzmetalle zur Gruppe 11 und dürfte Gold chemisch ähnlich sein. Andererseits kann es aufgrund seiner extremen Radioaktivität und Kurzlebigkeit eigentlich nicht, wie der Name vermuten lässt, zur Münzprägung verwendet werden und wird daher manchmal ausgeschlossen.
r Gruppenname wie von IUPAC empfohlen.

Periodische Trends

Da an chemischen Reaktionen die Valenzelektronen beteiligt sind, kann erwartet werden, dass Elemente mit ähnlichen Außenelektronenkonfigurationen ähnlich reagieren und Verbindungen mit ähnlichen Anteilen an Elementen in ihnen bilden. Solche Elemente werden in dieselbe Gruppe eingeordnet, und daher gibt es tendenziell deutliche Ähnlichkeiten und Trends im chemischen Verhalten, wenn man eine Gruppe nach unten fortschreitet. Da analoge Konfigurationen in regelmäßigen Abständen wiederkehren, weisen die Eigenschaften der Elemente somit periodische Wiederholungen auf, daher der Name des Periodensystems und des Periodengesetzes. Diese periodischen Wiederholungen wurden lange vor der Entwicklung der zugrunde liegenden Theorie, die sie erklärt, bemerkt.

Beispielsweise kann die Wertigkeit eines Elements entweder als die Anzahl der Wasserstoffatome definiert werden, die sich mit ihm verbinden können, um ein einfaches binäres Hydrid zu bilden, oder als die doppelte Anzahl an Sauerstoffatomen, die sich damit verbinden können, um ein einfaches binäres Oxid zu bilden ( das heißt, kein Peroxid oder Superoxid ). Die Wertigkeiten der Hauptgruppenelemente hängen direkt mit der Gruppennummer zusammen: Die Hydride in den Hauptgruppen 1–2 und 13–17 folgen den Formeln MH, MH 2 , MH 3 , MH 4 , MH 3 , MH 2 und schließlich MH. Die höchsten Oxide nehmen stattdessen an Wertigkeit zu, gemäß den Formeln M 2 O, MO, M 2 O 3 , MO 2 , M 2 O 5 , MO 3 , M 2 O 7 . Die Elektronenkonfiguration legt eine einfache Erklärung aus der Anzahl der für die Bindung verfügbaren Elektronen nahe, obwohl eine vollständige Erklärung die Berücksichtigung der Energie erfordert, die bei der Bildung von Verbindungen mit unterschiedlichen Valenzen freigesetzt würde, anstatt nur die Elektronenkonfigurationen allein zu berücksichtigen. Heutzutage wurde der Begriff der Wertigkeit um den der Oxidationsstufe erweitert , die die formale Ladung ist, die auf einem Element verbleibt, wenn alle anderen Elemente in einer Verbindung als ihre Ionen entfernt wurden.

Da Elemente derselben Gruppe dieselben Valenzkonfigurationen haben, zeigen sie normalerweise ein ähnliches chemisches Verhalten. Beispielsweise haben die Alkalimetalle der ersten Gruppe alle ein Valenzelektron und bilden eine sehr homogene Klasse von Elementen: Sie sind alle weiche und reaktive Metalle. Es spielen jedoch viele Faktoren eine Rolle, und Gruppen können oft ziemlich heterogen sein. Beispielsweise bestehen die stabilen Elemente der Gruppe 14 aus einem Nichtmetall ( Kohlenstoff ), zwei Halbleitern ( Silizium und Germanium ) und zwei Metallen ( Zinn und Blei ). Sie sind dennoch vereint, indem sie vier Valenzelektronen haben.

Atomradius

Trend der Atomradien

Atomradien (die Größe von Atomen) nehmen im Allgemeinen entlang der Hauptgruppenelemente von links nach rechts ab, weil die Kernladung zunimmt, aber die äußeren Elektronen immer noch in derselben Schale sind. Wenn man jedoch eine Säule hinuntergeht, werden die Radien im Allgemeinen größer, weil sich die äußersten Elektronen in höheren Schalen befinden, die somit weiter vom Kern entfernt sind.

Bei den Übergangselementen füllt sich eine innere Schale, aber die Größe des Atoms wird immer noch von den äußeren Elektronen bestimmt. Die zunehmende Kernladung über die Reihe und die erhöhte Anzahl innerer Elektronen zur Abschirmung kompensieren sich etwas, sodass die Radiusabnahme geringer ist. Die 4p- und 5d-Atome, die unmittelbar nach der Einführung neuer Arten von Übergangsreihen auftreten, sind kleiner als erwartet.

Ionisationsenergie

Diagramm der ersten Ionisationsenergien der Elemente in Elektronenvolt (Vorhersagen für die Elemente 105–118 verwendet)

Die erste Ionisationsenergie eines Atoms ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron daraus zu entfernen. Diese variiert mit dem Atomradius: Die Ionisationsenergie nimmt von links nach rechts und von unten nach oben zu, weil Elektronen, die näher am Kern sind, fester gehalten und schwerer zu entfernen sind. Die Ionisationsenergie wird also am ersten Element jeder Periode – Wasserstoff und den Alkalimetallen – minimiert und steigt dann im Allgemeinen an, bis sie das Edelgas am rechten Rand der Periode erreicht. Es gibt einige Ausnahmen von diesem Trend, wie z. B. Sauerstoff, wo das zu entfernende Elektron gepaart ist und daher die interelektronische Abstoßung es einfacher als erwartet zu entfernen macht.

In der Übergangsreihe gehen bevorzugt die äußeren Elektronen verloren, obwohl sich die inneren Orbitale füllen. Zum Beispiel gehen in der 3d-Reihe die 4s-Elektronen zuerst verloren, obwohl die 3d-Orbitale gefüllt werden. Der Abschirmeffekt durch Hinzufügen eines zusätzlichen 3d-Elektrons kompensiert ungefähr den Anstieg der Kernladung, und daher bleiben die Ionisationsenergien weitgehend konstant, obwohl es insbesondere am Ende jeder Übergangsserie einen kleinen Anstieg gibt.

Da Metallatome dazu neigen, bei chemischen Reaktionen Elektronen zu verlieren, korreliert die Ionisationsenergie im Allgemeinen mit der chemischen Reaktivität, obwohl auch andere Faktoren eine Rolle spielen.

Elektronenaffinität

Trend der Elektronenaffinitäten

Die entgegengesetzte Eigenschaft zur Ionisationsenergie ist die Elektronenaffinität , d. h. die Energie, die freigesetzt wird, wenn dem Atom ein Elektron hinzugefügt wird. Ein vorbeiziehendes Elektron wird leichter von einem Atom angezogen, wenn es die Anziehungskraft des Kerns stärker spürt, und insbesondere, wenn es ein verfügbares, teilweise gefülltes äußeres Orbital gibt, das es aufnehmen kann. Daher neigt die Elektronenaffinität dazu, von unten nach oben und von links nach rechts zuzunehmen. Die Ausnahme bildet die letzte Säule, die Edelgase, die eine volle Schale haben und keinen Platz für ein weiteres Elektron haben. Dadurch erhalten die Halogene in der vorletzten Spalte die höchsten Elektronenaffinitäten.

Einige Atome, wie die Edelgase, haben keine Elektronenaffinität: Sie können keine stabilen Gasphasenanionen bilden. Die Edelgase, die hohe Ionisationsenergien und keine Elektronenaffinität haben, haben wenig Neigung, Elektronen zu gewinnen oder zu verlieren, und sind im Allgemeinen nicht reaktiv.

Einige Ausnahmen von den Trends treten auf: Sauerstoff und Fluor haben niedrigere Elektronenaffinitäten als ihre schwereren Homologen Schwefel und Chlor, weil sie kleine Atome sind und daher das neu hinzugefügte Elektron eine signifikante Abstoßung von den bereits vorhandenen erfahren würde. Bei den nichtmetallischen Elementen korreliert die Elektronenaffinität ebenfalls etwas mit der Reaktivität, aber nicht perfekt, da andere Faktoren eine Rolle spielen. Beispielsweise hat Fluor eine geringere Elektronenaffinität als Chlor, ist aber reaktiver.

Elektronegativität

Eine weitere wichtige Eigenschaft von Elementen ist ihre Elektronegativität . Atome können kovalente Bindungen eingehen , indem sie Elektronen paarweise teilen, wodurch eine Überlappung von Valenzorbitalen entsteht. Das Ausmaß, in dem jedes Atom das gemeinsame Elektronenpaar anzieht, hängt von der Elektronegativität des Atoms ab – der Tendenz eines Atoms, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Das elektronegativere Atom wird dazu neigen, das Elektronenpaar mehr anzuziehen, und das weniger elektronegative (oder elektropositivere) wird es weniger anziehen. Im Extremfall kann man sich vorstellen, dass das Elektron vollständig vom elektropositiveren Atom zum elektronegativeren Atom übergegangen ist, obwohl dies eine Vereinfachung ist. Die Bindung bindet dann zwei Ionen, ein positives (das das Elektron abgegeben hat) und ein negatives (das es angenommen hat), und wird als Ionenbindung bezeichnet .

Die Elektronegativität hängt davon ab, wie stark der Kern ein Elektronenpaar anziehen kann, und zeigt daher eine ähnliche Variation wie die anderen bereits diskutierten Eigenschaften: Die Elektronegativität neigt dazu, von oben nach unten zu fallen und von links nach rechts zu steigen. Die Alkali- und Erdalkalimetalle gehören zu den elektropositivsten Elementen, während die Chalkogene, Halogene und Edelgase zu den elektronegativsten gehören.

Die Elektronegativität wird im Allgemeinen auf der Pauling-Skala gemessen, auf der dem elektronegativ reaktivsten Atom ( Fluor ) eine Elektronegativität von 4,0 und dem am wenigsten elektronegativen Atom ( Cäsium ) eine Elektronegativität von 0,79 gegeben wird. (Theoretisch wäre Neon elektronegativer als Fluor, aber die Pauling-Skala kann seine Elektronegativität nicht messen, da es keine kovalenten Bindungen bildet.)

Die Elektronegativität eines Elements variiert mit der Identität und Anzahl der Atome, an die es gebunden ist, sowie wie viele Elektronen es bereits verloren hat: Ein Atom wird elektronegativer, wenn es mehr Elektronen verloren hat. Dies macht manchmal einen großen Unterschied: Blei in der Oxidationsstufe +2 hat eine Elektronegativität von 1,87 auf der Pauling-Skala, während Blei in der Oxidationsstufe +4 eine Elektronegativität von 2,33 hat.

Metallizität

Eine einfache Substanz ist eine Substanz, die aus Atomen eines chemischen Elements gebildet wird. Die einfachen Substanzen der elektronegativeren Atome neigen dazu, Elektronen miteinander zu teilen (kovalente Bindungen zu bilden). Sie bilden entweder kleine Moleküle (wie Wasserstoff oder Sauerstoff, deren Atome sich paarweise verbinden) oder riesige Strukturen, die sich unendlich ausdehnen (wie Kohlenstoff oder Silizium). Die Edelgase bleiben einfach einzelne Atome, da sie bereits eine volle Hülle haben. Substanzen, die aus diskreten Molekülen oder einzelnen Atomen bestehen, werden durch schwächere Anziehungskräfte zwischen den Molekülen zusammengehalten, wie z. B. die Londoner Dispersionskraft : Wenn sich Elektronen innerhalb der Moleküle bewegen, erzeugen sie vorübergehende Ungleichgewichte der elektrischen Ladung, die ähnliche Ungleichgewichte bei nahe gelegenen Molekülen hervorrufen und erzeugen synchronisierte Bewegungen von Elektronen über viele benachbarte Moleküle.

Die elektropositiveren Atome neigen jedoch dazu, stattdessen Elektronen zu verlieren, wodurch ein "Meer" von Elektronen entsteht, das Kationen verschlingt. Die äußeren Orbitale eines Atoms überlappen sich, um Elektronen mit allen seinen Nachbarn zu teilen, wodurch eine riesige Struktur von Molekülorbitalen entsteht, die sich über die gesamte Struktur erstreckt. Dieses negativ geladene „Meer“ zieht alle Ionen an und hält sie in einer metallischen Bindung zusammen . Elemente, die solche Bindungen bilden, werden oft Metalle genannt ; diejenigen, die dies nicht tun, werden oft als Nichtmetalle bezeichnet . Einige Elemente können mehrere einfache Substanzen mit unterschiedlichen Strukturen bilden: Diese werden Allotrope genannt . Beispielsweise sind Diamant und Graphit zwei Allotrope von Kohlenstoff.

Die Metallizität eines Elements kann anhand elektronischer Eigenschaften vorhergesagt werden. Wenn sich Atomorbitale während der metallischen oder kovalenten Bindung überlappen, erzeugen sie sowohl bindende als auch antibindende Molekülorbitale gleicher Kapazität, wobei die antibindenden Orbitale eine höhere Energie aufweisen. Nettobindungscharakter tritt auf, wenn mehr Elektronen in den bindenden Orbitalen vorhanden sind als in den antibindenden Orbitalen. Eine metallische Bindung ist somit möglich, wenn die Anzahl der von jedem Atom delokalisierten Elektronen weniger als doppelt so groß ist wie die Anzahl der Orbitale, die zur Überlappung beitragen. Dies ist die Situation für Elemente in den Gruppen 1 bis 13; Sie haben auch zu wenige Valenzelektronen, um riesige kovalente Strukturen zu bilden, in denen alle Atome gleichwertige Positionen einnehmen, und so metallisieren fast alle. Ausnahmen sind Wasserstoff und Bor, die eine zu hohe Ionisationsenergie haben. Wasserstoff bildet somit ein kovalentes H 2 -Molekül, und Bor bildet eine riesige kovalente Struktur, die auf ikosaedrischen B 12 -Clustern basiert. In einem Metall haben die bindenden und antibindenden Orbitale überlappende Energien, wodurch ein einzelnes Band entsteht, durch das Elektronen frei fließen können, was eine elektrische Leitung ermöglicht.

In Gruppe 14 werden sowohl metallische als auch kovalente Bindungen möglich. In einem Diamantkristall sind kovalente Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen stark, weil sie einen kleinen Atomradius haben und der Kern somit die Elektronen besser festhält. Daher haben die resultierenden bindenden Orbitale eine viel niedrigere Energie als die antibindenden Orbitale, und es gibt keine Überlappung, sodass eine elektrische Leitung unmöglich wird: Kohlenstoff ist ein Nichtmetall. Die kovalente Bindung wird jedoch für größere Atome schwächer, sodass Silizium und Germanium kleinere Bandlücken haben und Halbleiter sind : Elektronen können die Lücke überqueren, wenn sie thermisch angeregt werden. Schließlich verschwindet die Bandlücke im Zinn, sodass Zinn und Blei zu Metallen werden.

Elemente in den Gruppen 15 bis 17 haben zu viele Elektronen, um riesige kovalente Moleküle zu bilden, die sich in alle drei Dimensionen ausdehnen. Bei den leichteren Elementen sind die Bindungen in kleinen zweiatomigen Molekülen so stark, dass eine kondensierte Phase ungünstig ist: also Stickstoff (N 2 ), Sauerstoff (O 2 ), weißer Phosphor (P 4 ), Schwefel (S 8 ) und die stabilen Halogene (F 2 , Cl 2 , Br 2 und I 2 ) bilden leicht kovalente Moleküle mit wenigen Atomen. Die schwereren neigen dazu, lange Ketten (z. B. roter Phosphor, graues Selen, Tellur) oder Schichtstrukturen (z. B. Kohlenstoff als Graphit, schwarzer Phosphor, graues Arsen, graues Antimon, Wismut) zu bilden, die sich nur in eine oder zwei statt in drei Dimensionen erstrecken. Da diese Strukturen nicht alle ihre Orbitale zum Binden verwenden, haben sie am Ende bindende, nicht bindende und antibindende Bänder in der Reihenfolge zunehmender Energie. Ähnlich wie bei Gruppe 14 schrumpfen die Bandlücken für die schwereren Elemente und eine freie Bewegung von Elektronen zwischen den Ketten oder Schichten wird möglich. So sind zB schwarzer Phosphor, schwarzes Arsen, graues Selen, Tellur und Jod Halbleiter; graues Arsen, graues Antimon und Wismut sind Halbmetalle (die eine quasi-metallische Leitung mit einer sehr kleinen Bandüberlappung zeigen); und Polonium und wahrscheinlich Astat sind echte Metalle. Schließlich bleiben die natürlichen Elemente der Gruppe 18 alle als einzelne Atome.

Die Trennlinie zwischen Metallen und Nichtmetallen verläuft ungefähr diagonal von links oben nach rechts unten, wobei die Übergangsreihe links von dieser Diagonale erscheint (da sie viele verfügbare Orbitale zur Überlappung haben). Dies ist zu erwarten, da Metallizität tendenziell mit Elektropositivität und der Bereitschaft, Elektronen zu verlieren, korreliert, die von rechts nach links und von oben nach unten zunimmt. Somit überwiegen die Metalle die Nichtmetalle bei weitem. Elemente nahe der Grenze sind schwer zu klassifizieren: Sie neigen dazu, Eigenschaften zu haben, die zwischen denen von Metallen und Nichtmetallen liegen, und können einige Eigenschaften haben, die für beide charakteristisch sind. Sie werden oft als Halbmetalle oder Metalloide bezeichnet . Der in diesem Sinne verwendete Begriff "Halbmetall" sollte nicht mit seinem streng physikalischen Sinn verwechselt werden, der mit der Bandstruktur zu tun hat: Wismut ist physikalisch ein Halbmetall, wird jedoch von Chemikern allgemein als Metall angesehen.

Die folgende Tabelle betrachtet die stabilsten Allotrope bei Standardbedingungen. Die gelb gefärbten Elemente bilden einfache Substanzen, die durch metallische Bindung gut charakterisiert sind. Hellblau gefärbte Elemente bilden riesige kovalente Strukturen, während dunkelblau gefärbte kleine kovalent gebundene Moleküle bilden, die durch schwächere Van-der-Waals-Kräfte zusammengehalten werden . Die Edelgase sind violett gefärbt: Ihre Moleküle sind einzelne Atome und es findet keine kovalente Bindung statt. Ausgegraute Zellen stehen für Elemente, die nicht in ausreichenden Mengen hergestellt wurden, um ihre stabilsten Allotrope auf diese Weise zu charakterisieren. Theoretische Überlegungen legen nahe, dass alle (oder zumindest fast alle) dieser Elemente metallisieren würden, wenn sie kondensierte Phasen bilden könnten, obwohl dies für Copernicium und Oganesson in Frage gestellt wurde.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Gruppe  →
↓  Zeitraum
1 H Er
2 Li Sei B C N Ö F Nein
3 N / A mg Al Si P S Kl Ar
4 K Ca Sc Ti v Kr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge Als Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD In Sn Sb Te ich Xe
6 Cs Ba La Ce Pr Nd Uhr Sm EU Gd Tb Dy Ho Äh Tm Yb Lu Hf Ta W Betreff Os Ir Pkt Au Hg Tl Pb Bi Po Beim Rn
7 Fr Ra Ac Th Pa U Nr Pu Bin Cm Schwarz Vgl Es Fm Md Nein Lr Rf Db Sg Bh Hs Berg Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

Im Allgemeinen sind Metalle glänzend und dicht. Sie haben normalerweise aufgrund der Stärke der Metallbindung hohe Schmelz- und Siedepunkte und sind oft formbar und duktil (leicht gedehnt und geformt), da sich die Atome relativ zueinander bewegen können, ohne die Metallbindung zu brechen. Sie leiten Strom, weil sich ihre Elektronen in allen drei Dimensionen frei bewegen können. Ebenso leiten sie Wärme, die von den Elektronen als zusätzliche kinetische Energie übertragen wird : Sie bewegen sich schneller. Diese Eigenschaften bleiben im flüssigen Zustand bestehen, denn obwohl die Kristallstruktur beim Schmelzen zerstört wird, berühren sich die Atome immer noch und die metallische Bindung bleibt bestehen, obwohl sie geschwächt ist. Metalle neigen dazu, gegenüber Nichtmetallen reaktiv zu sein. Es gibt einige Ausnahmen von diesen Verallgemeinerungen: Mangan, Arsen, Antimon und Wismut sind beispielsweise spröde; Chrom ist extrem hart; Gallium, Rubidium, Cäsium und Quecksilber sind bei oder nahe Raumtemperatur flüssig; und Edelmetalle wie Gold sind chemisch sehr inert.

Nichtmetalle weisen unterschiedliche Eigenschaften auf. Diejenigen, die riesige kovalente Kristalle bilden, weisen hohe Schmelz- und Siedepunkte auf, da beträchtliche Energie benötigt wird, um die starken kovalenten Bindungen zu überwinden. Diejenigen, die diskrete Moleküle bilden, werden hauptsächlich durch Dispersionskräfte zusammengehalten, die leichter zu überwinden sind; daher neigen sie dazu, niedrigere Schmelz- und Siedepunkte zu haben, und viele sind bei Raumtemperatur Flüssigkeiten oder Gase. Nichtmetalle sehen oft matt aus. Sie neigen dazu, gegenüber Metallen reaktiv zu sein, mit Ausnahme der Edelgase, die gegenüber den meisten Substanzen inert sind. Sie sind spröde, wenn sie fest sind, da ihre Atome fest an Ort und Stelle gehalten werden. Sie sind weniger dicht und leiten den Strom schlecht, weil es keine beweglichen Elektronen gibt. Nahe der Grenzlinie sind die Bandlücken klein und somit sind viele Elemente in diesem Bereich Halbleiter. Auch hier gibt es Ausnahmen; Zum Beispiel hat Diamant die höchste Wärmeleitfähigkeit aller bekannten Materialien, größer als jedes Metall.

Es ist üblich, eine Klasse von Metalloiden zu bezeichnen, die die Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen überbrückt, da Elemente in dieser Region sowohl in physikalischen als auch in chemischen Eigenschaften intermediär sind. In der Literatur besteht jedoch kein Konsens darüber, welche Elemente genau so bezeichnet werden sollten. Wenn eine solche Kategorie verwendet wird, sind üblicherweise Bor, Silizium, Germanium, Arsen, Antimon und Tellur enthalten; aber die meisten Quellen enthalten auch andere Elemente, ohne sich darüber einig zu sein, welche zusätzlichen Elemente hinzugefügt werden sollten, und einige andere streichen stattdessen von dieser Liste. Beispielsweise enthält das von der American Chemical Society verwendete Periodensystem Polonium als Halbmetall, das von der Royal Society of Chemistry jedoch nicht, und das in der Encyclopædia Britannica enthaltene bezieht sich überhaupt nicht auf Halbmetalle oder Halbmetalle.

Weitere Manifestationen der Periodizität

Es gibt einige andere Beziehungen im gesamten Periodensystem zwischen Elementen, die nicht in derselben Gruppe sind, wie die diagonalen Beziehungen zwischen Elementen, die diagonal benachbart sind (z. B. Lithium und Magnesium). Einige Ähnlichkeiten können auch zwischen den Hauptgruppen und den Übergangsmetallgruppen oder zwischen den frühen Aktiniden und frühen Übergangsmetallen gefunden werden, wenn die Elemente die gleiche Anzahl von Valenzelektronen haben. Somit ähnelt Uran in Gruppe 6 etwas Chrom und Wolfram, da alle drei sechs Valenzelektronen haben.

Die erste Reihe jedes Blocks neigt dazu, ziemlich unterschiedliche Eigenschaften von den anderen Reihen zu zeigen, da das erste Orbital jedes Typs (1s, 2p, 3d, 4f, 5g usw.) deutlich kleiner ist als erwartet. Der Grad der Anomalie ist für den s-Block am höchsten, für den p-Block mäßig und für die d- und f-Blöcke weniger ausgeprägt. Es gibt auch einen Gerade-Ungerade-Unterschied zwischen den Perioden (außer im s-Block), der manchmal als sekundäre Periodizität bezeichnet wird: Elemente in geraden Perioden haben kleinere Atomradien und ziehen es vor, weniger Elektronen zu verlieren, während Elemente in ungeraden Perioden (außer dem zuerst) unterscheiden sich in die entgegengesetzte Richtung. Daher zeigen viele Eigenschaften im p-Block eher einen Zickzack- als einen glatten Trend entlang der Gruppe. Beispielsweise erreichen Phosphor und Antimon in ungeraden Perioden der Gruppe 15 leicht die Oxidationsstufe +5, während Stickstoff, Arsen und Wismut in geraden Perioden lieber bei +3 bleiben.

Fließendes flüssiges Quecksilber. Sein flüssiger Zustand bei Raumtemperatur ist ein Ergebnis der speziellen Relativitätstheorie.

Wenn Atomkerne hoch aufgeladen werden, wird eine spezielle Relativitätstheorie benötigt, um die Wirkung des Kerns auf die Elektronenwolke abzuschätzen. Diese relativistischen Effekte führen dazu, dass schwere Elemente zunehmend andere Eigenschaften im Vergleich zu ihren leichteren Homologen im Periodensystem aufweisen. Zum Beispiel erklären relativistische Effekte, warum Gold golden und Quecksilber flüssig ist. Es wird erwartet, dass diese Effekte in der späten siebten Periode sehr stark werden und möglicherweise zu einem Zusammenbruch der Periodizität führen. Elektronenkonfigurationen und chemische Eigenschaften sind nur bis zum Element 108 ( Hassium ) eindeutig bekannt, daher bleibt die chemische Charakterisierung der schwersten Elemente ein Thema aktueller Forschung.

Viele andere physikalische Eigenschaften der Elemente weisen gemäß dem Periodengesetz periodische Schwankungen auf, wie Schmelzpunkte , Siedepunkte , Schmelzwärme , Verdampfungswärme , Zerstäubungsenergie und so weiter. Ähnliche periodische Schwankungen treten bei den Verbindungen der Elemente auf, was durch den Vergleich von Hydriden, Oxiden, Sulfiden, Halogeniden usw. beobachtet werden kann. Chemische Eigenschaften sind schwieriger quantitativ zu beschreiben, weisen aber ebenfalls eigene Periodizitäten auf. Beispiele umfassen, wie Oxidationszustände dazu neigen, in Schritten von 2 bei den Hauptgruppenelementen zu variieren, aber in Schritten von 1 für die Übergangselemente; die Variation in den sauren und basischen Eigenschaften der Elemente und ihrer Verbindungen; die Stabilitäten von Verbindungen; und Methoden zur Isolierung der Elemente. Die Periodizität wird und wurde sehr häufig verwendet, um die Eigenschaften unbekannter neuer Elemente und neuer Verbindungen vorherzusagen, und ist von zentraler Bedeutung für die moderne Chemie.

Klassifizierung von Elementen

Ein Periodensystem, das farbcodiert ist, um einige häufig verwendete Sätze ähnlicher Elemente anzuzeigen. Die Kategorien und ihre Grenzen unterscheiden sich etwas zwischen den Quellen.

In der Literatur wurden viele Begriffe verwendet, um Gruppen von Elementen zu beschreiben, die sich ähnlich verhalten. Die Gruppennamen Alkalimetall , Erdalkalimetall , Pniktogen , Chalkogen , Halogen und Edelgas werden von der IUPAC anerkannt; die anderen Gruppen können durch ihre Nummer oder durch ihr erstes Element bezeichnet werden (z. B. Gruppe 6 ist die Chromgruppe). Einige unterteilen die p-Block-Elemente der Gruppen 13 bis 16 nach Metallizität, obwohl es weder eine IUPAC-Definition noch einen genauen Konsens darüber gibt, welche Elemente genau als Metalle, Nichtmetalle oder Halbmetalle (manchmal auch als Metalloide bezeichnet) betrachtet werden sollten. Es besteht auch kein Konsens darüber, wie die den Übergangsmetallen folgenden Metalle genannt werden sollten, wobei Post-Übergangsmetall und schlechtes Metall unter den Möglichkeiten verwendet wurden. Einige fortgeschrittene Monographien schließen die Elemente der 12. Gruppe aufgrund ihrer teilweise recht unterschiedlichen chemischen Eigenschaften von den Übergangsmetallen aus, dies ist jedoch keine universelle Praxis.

Die Lanthanide gelten als die Elemente La-Lu, die sich alle sehr ähnlich sind: Historisch gesehen enthielten sie nur Ce-Lu, aber Lanthan wurde durch den allgemeinen Gebrauch aufgenommen. Die Seltenerdelemente (oder Seltenerdmetalle) fügen den Lanthaniden Scandium und Yttrium hinzu. Analog werden die Actiniden als die Elemente Ac–Lr (historisch Th–Lr) angesehen, obwohl die Variation der Eigenschaften in dieser Gruppe viel größer ist als innerhalb der Lanthaniden. IUPAC empfiehlt die Namen Lanthanoide und Actinoide , um Mehrdeutigkeiten zu vermeiden, da das Suffix -ide typischerweise ein negatives Ion bezeichnet; Lanthaniden und Aktiniden bleiben jedoch häufig .

Viele weitere Kategorisierungen existieren und werden nach bestimmten Disziplinen verwendet. In der Astrophysik wird ein Metall als jedes Element mit einer Ordnungszahl größer als 2 definiert, also alles außer Wasserstoff und Helium. Der Begriff "Halbmetall" hat in der Physik eine andere Definition als in der Chemie: Wismut ist nach physikalischen Definitionen ein Halbmetall, aber Chemiker betrachten es im Allgemeinen als Metall. Einige wenige Begriffe werden häufig verwendet, jedoch ohne eine sehr formale Definition, wie etwa „ Heavy Metal “, dem so viele Definitionen gegeben wurden, dass es als „effektiv bedeutungslos“ kritisiert wurde.

Der Umfang der Begriffe variiert erheblich zwischen den Autoren. Beispielsweise umfassen die Edelgase laut IUPAC die gesamte Gruppe, einschließlich des sehr radioaktiven superschweren Elements Oganesson. Unter denen, die sich auf die superschweren Elemente spezialisieren, wird dies jedoch nicht oft getan: In diesem Fall wird "Edelgas" typischerweise so verstanden, dass es das unreaktive Verhalten der leichteren Elemente der Gruppe impliziert. Da Berechnungen im Allgemeinen vorhersagen, dass Oganesson aufgrund relativistischer Effekte nicht besonders inert sein sollte und möglicherweise nicht einmal bei Raumtemperatur ein Gas ist, wenn es in großen Mengen hergestellt werden könnte, wird sein Status als Edelgas in diesem Zusammenhang häufig in Frage gestellt. Darüber hinaus treten manchmal nationale Unterschiede auf: In Japan enthalten Erdalkalimetalle häufig kein Beryllium und Magnesium, da sich ihr Verhalten von den schwereren Metallen der Gruppe 2 unterscheidet.

Geschichte

Mendelejews Periodensystem von 1869

1817 begann der deutsche Physiker Johann Wolfgang Döbereiner mit der Formulierung eines der frühesten Versuche, die Elemente zu klassifizieren. 1829 fand er heraus, dass er einige der Elemente in Dreiergruppen zusammenfassen konnte, wobei die Mitglieder jeder Gruppe verwandte Eigenschaften hatten. Er nannte diese Gruppen Triaden . Chlor, Brom und Jod bildeten eine Triade; ebenso Calcium, Strontium und Barium; Lithium, Natrium und Kalium; und Schwefel, Selen und Tellur. Heute gehören alle diese Triaden zu modernen Gruppen. Verschiedene Chemiker setzten seine Arbeit fort und konnten immer mehr Beziehungen zwischen kleinen Gruppen von Elementen identifizieren. Sie konnten jedoch kein Schema aufbauen, das sie alle umfasste.

Der deutsche Chemiker Lothar Meyer notierte die Sequenzen ähnlicher chemischer und physikalischer Eigenschaften, die sich in regelmäßigen Abständen wiederholten. Wenn die Atomgewichte als Ordinaten (d. h. vertikal) und die Atomvolumina als Abszissen (d. h. horizontal) aufgetragen würden – die Kurve erhalte eine Reihe von Maxima und Minima –, würden seiner Meinung nach die elektropositivsten Elemente an den Spitzen der Kurve in erscheinen die Reihenfolge ihrer Atomgewichte. 1864 wurde ein Buch von ihm veröffentlicht; Es enthielt eine frühe Version des Periodensystems mit 28 Elementen und klassifizierte Elemente nach ihrer Wertigkeit in sechs Familien - zum ersten Mal wurden Elemente nach ihrer Wertigkeit gruppiert. Arbeiten zur Organisation der Elemente nach Atomgewicht wurden bis dahin durch ungenaue Messungen der Atomgewichte behindert. 1868 überarbeitete er seine Tabelle, aber diese Überarbeitung wurde erst nach seinem Tod als Entwurf veröffentlicht.

Mendelejews Periodensystem von 1871

Der endgültige Durchbruch gelang dem russischen Chemiker Dmitri Mendelejew . Obwohl andere Chemiker (einschließlich Meyer) etwa zur gleichen Zeit einige andere Versionen des Periodensystems gefunden hatten, widmete sich Mendeleev am meisten der Entwicklung und Verteidigung seines Systems, und es war sein System, das die wissenschaftliche Gemeinschaft am stärksten beeinflusste. Am 17. Februar 1869 (1. März 1869 im gregorianischen Kalender) begann Mendelejew, die Elemente zu ordnen und sie anhand ihrer Atomgewichte zu vergleichen. Er begann mit wenigen Elementen, und im Laufe des Tages wuchs sein System, bis es die meisten bekannten Elemente umfasste. Nachdem er eine einheitliche Anordnung gefunden hatte, erschien seine gedruckte Tabelle im Mai 1869 in der Zeitschrift der Russischen Chemischen Gesellschaft. In einigen Fällen schien ein Element im System zu fehlen, und er sagte kühn voraus, dass dies bedeute, dass das Element noch entdeckt werden müsse. 1871 veröffentlichte Mendeleev einen langen Artikel, einschließlich einer aktualisierten Form seiner Tabelle, der seine Vorhersagen für unbekannte Elemente explizit machte. Mendeleev sagte die Eigenschaften von drei dieser unbekannten Elemente im Detail voraus: Da ihnen schwerere Homologe von Bor, Aluminium und Silizium fehlen würden, nannte er sie Eka-Bor, Eka-Aluminium und Eka-Silizium ("eka" ist Sanskrit für "ein").

Dimitri Mendelejew

1875 entdeckte der französische Chemiker Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , der ohne Kenntnis von Mendeleevs Vorhersage arbeitete, ein neues Element in einer Probe des Minerals Sphalerit und nannte es Gallium. Er isolierte das Element und begann, seine Eigenschaften zu bestimmen. Mendeleev, der die Veröffentlichung von de Boisbaudran las, schickte einen Brief, in dem er behauptete, Gallium sei sein vorhergesagtes Eka-Aluminium. Obwohl Lecoq de Boisbaudran anfangs skeptisch war und vermutete, dass Mendeleev versuchte, sich seine Entdeckung anzurechnen, gab er später zu, dass Mendeleev Recht hatte. 1879 entdeckte der schwedische Chemiker Lars Fredrik Nilson ein neues Element, das er Scandium nannte: Es stellte sich heraus, dass es Eka-Bor war. Eka-Silizium wurde 1886 vom deutschen Chemiker Clemens Winkler gefunden , der es Germanium nannte. Die Eigenschaften von Gallium, Scandium und Germanium entsprachen den Vorhersagen von Mendelejew. 1889 bemerkte Mendeleev bei der Faraday-Vorlesung an der Royal Institution in London, dass er nicht erwartet hatte, lange genug zu leben, "um ihre Entdeckung gegenüber der Chemical Society of Great Britain als Bestätigung der Genauigkeit und Allgemeingültigkeit des periodischen Gesetzes zu erwähnen". Auch die Entdeckung der Edelgase Ende des 19. Jahrhunderts, die Mendelejew nicht vorausgesagt hatte, fügte sich als achte Hauptgruppe nahtlos in sein Schema ein. Mendeleev hatte jedoch einige Probleme, die bekannten Lanthanide in sein Schema einzufügen, da sie nicht den periodischen Wechsel der Wertigkeiten aufwiesen, wie dies bei den anderen Elementen der Fall war. Nach vielen Untersuchungen schlug der tschechische Chemiker Bohuslav Brauner 1902 vor, dass die Lanthanoide alle zusammen in einer Gruppe des Periodensystems angeordnet werden könnten. Er nannte dies als astronomische Analogie die „Asteroidenhypothese“: So wie es zwischen Mars und Jupiter einen Asteroidengürtel statt eines einzigen Planeten gibt, so wurde der Platz unter Yttrium von allen Lanthanoiden statt nur von einem Element eingenommen.

Henry Mosel

Nachdem die innere Struktur des Atoms untersucht worden war, schlug der niederländische Amateurphysiker Antonius van den Broek 1913 vor, dass die Kernladung die Anordnung der Elemente im Periodensystem bestimmt. Der neuseeländische Physiker Ernest Rutherford prägte für diese Kernladung das Wort „Ordnungszahl“. In van der Broeks veröffentlichtem Artikel illustrierte er das erste elektronische Periodensystem, das die Elemente nach der Anzahl ihrer Elektronen geordnet zeigt. Rutherford bestätigte in seiner Arbeit von 1914, dass Bohr die Ansicht von van der Broek akzeptiert hatte.

Periodensystem von van den Broek

Im selben Jahr bestätigte der englische Physiker Henry Moseley mithilfe von Röntgenspektroskopie den Vorschlag von van den Broek experimentell. Moseley bestimmte den Wert der Kernladung jedes Elements von Aluminium bis Gold und zeigte, dass Mendeleevs Anordnung die Elemente tatsächlich in sequentieller Reihenfolge nach Kernladung anordnet. Die Kernladung ist identisch mit der Protonenzahl und bestimmt den Wert der Ordnungszahl ( Z ) jedes Elements. Die Verwendung der Ordnungszahl ergibt eine definitive, ganzzahlbasierte Sequenz für die Elemente. Moseleys Forschung löste sofort Diskrepanzen zwischen Atomgewicht und chemischen Eigenschaften; Dies waren Fälle wie Tellur und Jod, bei denen die Ordnungszahl zunimmt, das Atomgewicht jedoch abnimmt. Obwohl Moseley bald im Ersten Weltkrieg getötet wurde, setzte der schwedische Physiker Manne Siegbahn seine Arbeit bis zum Uran fort und stellte fest, dass es das Element mit der höchsten damals bekannten Ordnungszahl war (92). Basierend auf den Forschungen von Moseley und Siegbahn war auch bekannt, welche Ordnungszahlen fehlenden Elementen entsprechen, die noch gefunden werden müssen.

Der dänische Physiker Niels Bohr wandte Max Plancks Idee der Quantisierung auf das Atom an. Er kam zu dem Schluss, dass die Energieniveaus von Elektronen quantisiert waren: Nur ein diskreter Satz stabiler Energiezustände war erlaubt. Bohr versuchte dann, die Periodizität durch Elektronenkonfigurationen zu verstehen, und vermutete 1913, dass die inneren Elektronen für die chemischen Eigenschaften des Elements verantwortlich sein sollten. 1913 stellte er das erste elektronische Periodensystem auf Basis eines Quantenatoms her.

Bohr nannte seine Elektronenhüllen 1913 "Ringe": Atomorbitale innerhalb von Hüllen existierten zur Zeit seines Planetenmodells noch nicht. Bohr erklärt in Teil 3 seiner berühmten Abhandlung von 1913, dass die maximale Anzahl an Elektronen in einer Schale acht ist, und schreibt: „Wir sehen ferner, dass sich ein Ring aus n Elektronen nicht in einem einzigen Ring um einen Kern der Ladung ne drehen kann, es sei denn, n < 8 ." Bei kleineren Atomen würden die Elektronenschalen wie folgt gefüllt: "Elektronenringe werden sich nur dann zusammenschließen, wenn sie gleich viele Elektronen enthalten; und dass dementsprechend die Anzahl der Elektronen auf inneren Ringen nur 2, 4, 8 beträgt." Bei größeren Atomen würde die innerste Schale jedoch acht Elektronen enthalten: "Andererseits deutet das Periodensystem der Elemente stark darauf hin, dass bereits im Neon N = 10 ein innerer Ring aus acht Elektronen entstehen wird." Seine vorgeschlagenen Elektronenkonfigurationen für die leichten Atome (rechts gezeigt) stimmen nicht immer mit den heute bekannten überein.

Bohrs Elektronenkonfigurationen für leichte Elemente
Element Elektronen pro Schale
4 2,2
6 2,4
7 4,3
8 4,2,2
9 4,4,1
10 8,2
11 8,2,1
16 8,4,2,2
18 8,8,2

Der erste, der die chemischen Potentiale der Bohrschen Atomtheorie systematisch erweiterte und korrigierte, war Walther Kossel in den Jahren 1914 und 1916. Kossel erklärte, dass im Periodensystem neue Elemente entstehen würden, wenn Elektronen zur äußeren Hülle hinzugefügt würden. In Kossels Aufsatz schreibt er: „Dies führt zu dem Schluss, dass die weiter hinzugefügten Elektronen in konzentrische Ringe oder Schalen gebracht werden sollten, auf denen jeweils ... nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen – nämlich acht in unserem Fall – arrangiert werden sollte: Sobald ein Ring oder eine Schale fertig ist, muss für das nächste Element ein neuer begonnen werden, die Zahl der Elektronen, die am leichtesten zugänglich sind und am äußersten Rand liegen, nimmt von Element zu Element wieder zu Element und daher wiederholt sich bei der Bildung jeder neuen Schale die chemische Periodizität."

In einer Arbeit von 1919 postulierte Irving Langmuir die Existenz von "Zellen", die wir heute Orbitale nennen, die jeweils nur zwei Elektronen enthalten konnten, und diese waren in "äquidistanten Schichten" angeordnet, die wir jetzt Schalen nennen. Er machte eine Ausnahme für die erste Schale, die nur zwei Elektronen enthielt. Der Chemiker Charles Rugeley Bury schlug 1921 vor, dass acht und achtzehn Elektronen in einer Schale stabile Konfigurationen bilden. Bury schlug vor, dass die Elektronenkonfigurationen in Übergangselementen von den Valenzelektronen in ihrer äußeren Hülle abhingen. Er führte das Wort Übergang ein, um die Elemente zu beschreiben, die heute als Übergangsmetalle oder Übergangselemente bekannt sind. Die Quantentheorie stellte klar, dass die Übergangsmetalle und Lanthanide ihre eigenen getrennten Gruppen bilden, die zwischen den Hauptgruppen übergehen, obwohl einige Chemiker schon vorher Tabellen vorgeschlagen hatten, die sie auf diese Weise zeigten: der englische Chemiker Henry Bassett tat dies 1892, der dänische Chemiker Julius Thomsen im Jahr 1895 und der Schweizer Chemiker Alfred Werner im Jahr 1905. Bohr verwendete Thomsens Form in seinem Nobelvortrag von 1922; Werners Form ist der modernen 32-Spalten-Form sehr ähnlich.

Auf Anregung von Bohr griff Wolfgang Pauli 1923 das Problem der Elektronenkonfigurationen auf. Pauli erweiterte Bohrs Schema um vier Quantenzahlen und formulierte sein Ausschlussprinzip, das besagte, dass keine zwei Elektronen die gleichen vier Quantenzahlen haben könnten. Dies erklärte die Längen der Perioden im Periodensystem (2, 8, 18 und 32), die der Anzahl der Elektronen entsprachen, die jede Schale besetzen konnte. 1925 gelangte Friedrich Hund zu Konfigurationen, die den modernen nahekommen. Das Aufbauprinzip , das die Elektronenkonfigurationen der Elemente beschreibt, wurde erstmals 1926 von Erwin Madelung empirisch beobachtet und 1936 veröffentlicht.

Glenn T. Seaborg

Bis dahin war der Pool der fehlenden Elemente von Wasserstoff bis Uran auf vier geschrumpft: Die Elemente 43, 61, 85 und 87 fehlten noch. Element 43 wurde schließlich das erste Element, das künstlich durch Kernreaktionen synthetisiert und nicht in der Natur entdeckt wurde. Es wurde 1937 von den italienischen Chemikern Emilio Segrè und Carlo Perrier entdeckt, die ihre Entdeckung Technetium nannten , nach dem griechischen Wort für „künstlich“. Die Elemente 61 ( Promethium ) und 85 ( Astat ) wurden ebenfalls künstlich hergestellt; Element 87 ( Francium ) wurde von der französischen Chemikerin Marguerite Perey als letztes Element in der Natur entdeckt . Die Elemente jenseits von Uran wurden ebenfalls künstlich entdeckt, beginnend mit der Entdeckung von Neptunium durch Edwin McMillan und Philip Abelson im Jahr 1940 (durch Beschuss von Uran mit Neutronen). Glenn T. Seaborg und sein Team am Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL) setzten die Entdeckung von Transuranium-Elementen fort, beginnend mit Plutonium , und entdeckten, dass entgegen früherer Annahmen die Elemente ab Actinium f-Block-Kongenere der Lanthaniden und nicht d- Übergangsmetalle blockieren. Bassett (1892), Werner (1905) und der französische Ingenieur Charles Janet (1928) hatten dies zuvor vorgeschlagen, aber ihre Ideen fanden damals keine allgemeine Akzeptanz. Seaborg nannte sie daher die Aktiniden. Elemente bis 101 wurden entweder durch Neutronen- oder Alphateilchenbestrahlung oder in den Fällen von 99 (Einsteinium) und 100 (Fermium) in Kernexplosionen synthetisiert.

In den 1960er und 1970er Jahren kam es zu einer erheblichen Kontroverse mit den Elementen 102 bis 106, als es zu einem Wettbewerb zwischen dem LBNL-Team (jetzt unter der Leitung von Albert Ghiorso ) und einem Team sowjetischer Wissenschaftler am Joint Institute for Nuclear Research (JINR) unter der Leitung von Georgy Flyorov kam . Jedes Team behauptete, es entdeckt zu haben, und in einigen Fällen schlug jedes seinen eigenen Namen für das Element vor, wodurch eine jahrzehntelange Kontroverse um die Namensgebung des Elements entstand. Diese Elemente wurden durch Beschuss von Aktiniden mit leichten Ionen hergestellt. Die IUPAC verfolgte zunächst einen Hands-off-Ansatz und zog es vor, abzuwarten, ob ein Konsens bevorsteht. Leider war es auch der Höhepunkt des Kalten Krieges , und es wurde nach einiger Zeit klar, dass dies nicht passieren würde. Daher gründeten die IUPAC und die International Union of Pure and Applied Physics (IUPAP) 1985 eine Transfermium-Arbeitsgruppe (TWG, Fermium ist Element 100), um Kriterien für die Entdeckung festzulegen. Nach einigen weiteren Kontroversen erhielten diese Elemente 1997 ihre endgültigen Namen, darunter Seaborgium (106) zu Ehren von Seaborg.

Die Kriterien der TWG wurden verwendet, um spätere Behauptungen über Elemententdeckungen von Forschungsinstituten in Deutschland ( GSI ), Russland (JINR) und Japan ( Riken ) zu schlichten. Gegenwärtig wird die Prüfung von Entdeckungsansprüchen von einer gemeinsamen IUPAC/IUPAP-Arbeitsgruppe durchgeführt . Nachdem die Priorität vergeben wurde, wurden die Elemente offiziell in das Periodensystem aufgenommen und die Entdecker wurden aufgefordert, ihre Namen vorzuschlagen. Bis 2016 war dies für alle Elemente bis 118 geschehen, wodurch die ersten sieben Zeilen des Periodensystems vervollständigt wurden. Die Entdeckungen von Elementen jenseits von 106 wurden durch Techniken ermöglicht, die von Yuri Oganessian am JINR entwickelt wurden: Kalte Fusion (Bombardierung von Blei und Wismut durch schwere Ionen) ermöglichte 1981–2004 die Entdeckungen der Elemente 107 bis 112 bei GSI und 113 bei Riken. und er leitete das JINR-Team (in Zusammenarbeit mit amerikanischen Wissenschaftlern), um die Elemente 114 bis 118 durch heiße Fusion (Bombardierung von Aktiniden durch Calciumionen) in den Jahren 1998–2010 zu entdecken. Das schwerste bekannte Element, Oganesson (118), ist ihm zu Ehren benannt. Element 114 wird Flerovium zu Ehren seines Vorgängers und Mentors Flyorov genannt.

Anlässlich des 150-jährigen Bestehens des Periodensystems haben die Vereinten Nationen das Jahr 2019 zum Internationalen Jahr des Periodensystems erklärt und damit „eine der bedeutendsten Errungenschaften der Wissenschaft“ gefeiert. Heute gehört das Periodensystem zu den bekanntesten Ikonen der Chemie. Die IUPAC ist heute an vielen Prozessen im Zusammenhang mit dem Periodensystem beteiligt: ​​der Erkennung und Benennung neuer Elemente, der Empfehlung von Gruppennummern und Sammelnamen, der Bestimmung, welche Elemente zur Gruppe 3 gehören, und der Aktualisierung von Atomgewichten.

Aktuelle Fragen

Obwohl das moderne Periodensystem heute Standard ist, finden sich einige Variationen in Periode 1 und Gruppe 3. Es wird noch über die Platzierung der relevanten Elemente diskutiert. Die Kontroverse hat mit widersprüchlichen Auffassungen darüber zu tun, ob chemische oder elektronische Eigenschaften in erster Linie über die Platzierung des Periodensystems entscheiden sollten, und mit widersprüchlichen Ansichten darüber, wie die Beweise verwendet werden sollten. Ein ähnliches potenzielles Problem wurde durch theoretische Untersuchungen der superschweren Elemente aufgeworfen, deren Chemie möglicherweise nicht zu ihrer gegenwärtigen Position im Periodensystem passt.

Zeitraum 1

Normalerweise wird Wasserstoff in Gruppe 1 und Helium in Gruppe 18 eingeordnet: Dies ist die Einordnung im IUPAC-Periodensystem. Bei diesen beiden Themen gibt es einige Variationen.

Wie die Metalle der Gruppe 1 hat Wasserstoff ein Elektron in seiner äußersten Schale und verliert typischerweise sein einziges Elektron bei chemischen Reaktionen. Es hat einige metallähnliche chemische Eigenschaften und kann einige Metalle aus ihren Salzen verdrängen . Aber Wasserstoff bildet unter Standardbedingungen ein zweiatomiges nichtmetallisches Gas, anders als die Alkalimetalle, die reaktive feste Metalle sind. Dies und die Hydridbildung des Wasserstoffs , bei der er ein Elektron gewinnt, bringt ihn in die Nähe der Eigenschaften der Halogene , die dasselbe tun. Darüber hinaus sind die zwei leichtesten Halogene ( Fluor und Chlor ) bei Standardbedingungen gasförmig wie Wasserstoff. Wasserstoff hat also Eigenschaften, die sowohl denen der Alkalimetalle als auch denen der Halogene entsprechen, passt aber zu keiner Gruppe perfekt und ist daher chemisch schwer einzuordnen. Während die elektronische Platzierung von Wasserstoff in Gruppe 1 vorherrscht, zeigen einige seltenere Anordnungen daher entweder Wasserstoff in Gruppe 17, duplizieren Wasserstoff in beiden Gruppen 1 und 17 oder schweben ihn getrennt von allen Gruppen.

Helium ist unter Standardbedingungen ein unreaktives Edelgas und hat eine volle äußere Hülle: Diese Eigenschaften sind wie die Edelgase der Gruppe 18, aber überhaupt nicht wie die reaktiven Erdalkalimetalle der Gruppe 2. Daher wird Helium fast überall eingesetzt Gruppe 18, deren Eigenschaften am besten entsprechen. Helium hat jedoch nur zwei Außenelektronen in seiner äußeren Hülle, während die anderen Edelgase acht haben; und es ist ein s-Block-Element, während alle anderen Edelgase p-Block-Elemente sind. Außerdem kristallisiert festes Helium in einer hexagonal dicht gepackten Struktur, die zu Beryllium und Magnesium in Gruppe 2 passt, aber nicht zu den anderen Edelgasen in Gruppe 18. Auf diese Weise passt Helium besser zu den Erdalkalimetallen. Daher kann es vorkommen, dass Tische, in denen sowohl Wasserstoff als auch Helium außerhalb aller Gruppen schweben, selten angetroffen werden. Einige Chemiker haben sich dafür ausgesprochen, die elektronische Platzierung in Gruppe 2 für Helium zu übernehmen. Argumente dafür beruhen oft auf dem Anomalietrend der ersten Reihe, da Helium als erstes s 2 -Element vor den Erdalkalimetallen auf eine Weise als anomal auffällt, die Helium als erstes Edelgas nicht hat.

Gruppe 3

Sc, Y, Lu, Lr
Wasserstoff Helium
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Führen Wismut Polonium Astatin Radon
Franken Radium Aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Kurium Berkelium Kalifornien Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstädter Röntgen Copernicium Nihonium Flerovium Moskau Lebermorium Tennessin Oganesson
Sc, Y, La, Ac
Wasserstoff Helium
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Führen Wismut Polonium Astatin Radon
Franken Radium Aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Kurium Berkelium Kalifornien Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstädter Röntgen Copernicium Nihonium Flerovium Moskau Lebermorium Tennessin Oganesson

Veröffentlichte Periodensysteme zeigen Variationen bezüglich der schwereren Mitglieder der Gruppe 3, die mit Scandium und Yttrium beginnt. Sie sind am häufigsten Lanthan und Actinium, aber es gibt viele physikalische und chemische Argumente dafür, dass sie stattdessen Lutetium und Lawrencium sein sollten. Manchmal kann auch ein Kompromiss gefunden werden, bei dem die Zwischenräume unterhalb von Yttrium leer gelassen werden. Damit ist unklar, ob die Gruppe nur Scandium und Yttrium enthält oder ob sie sich auch auf alle dreißig Lanthaniden und Aktiniden erstreckt.

Sc, Y
Wasserstoff Helium
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Führen Wismut Polonium Astatin Radon
Franken Radium Aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Kurium Berkelium Kalifornien Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstädter Röntgen Copernicium Nihonium Flerovium Moskau Lebermorium Tennessin Oganesson
Sc, J, *, **
Wasserstoff Helium
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Führen Wismut Polonium Astatin Radon
Franken Radium Aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Kurium Berkelium Kalifornien Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstädter Röntgen Copernicium Nihonium Flerovium Moskau Lebermorium Tennessin Oganesson

Lanthan wurde ursprünglich als erstes der 5d-Elemente platziert, da seine Konfiguration ([Xe]5d 1 6s 2 ) dem vorhergehenden Element Barium ([Xe]6s 2 ) ein d-Elektron hinzufügte. Dies machte es zum dritten Mitglied der Gruppe 3, gefolgt von Cer bis Lutetium als f-Block, die dann den d-Block in zwei Teile spalteten. In der Zwischenzeit wurde basierend auf den damals bekannten Konfigurationen angenommen, dass Lutetium ([Xe]4f 14 5d 1 6s 2 ) das letzte 4f-Elektron zur Konfiguration von Ytterbium hinzufügte (damals angenommen, dass es [Xe]4f 13 5d 1 6s 2 sei ) . . So wurde der d-Block in zwei Teile gespalten: Nachdem Lanthan das erste d-Elektron gefüllt hatte, folgte Cer bis Lutetium als f-Block, bevor der d-Block mit Hafnium durch Quecksilber wieder aufgenommen wurde.

Aber 1937 wurde festgestellt, dass die Konfiguration von Ytterbium fälschlicherweise bestimmt worden war und tatsächlich [Xe]4f 14 6s 2 war . Das bedeutete, dass die 4f-Unterschale ihre Füllung bei Ytterbium abschloss und nicht bei Lutetium, wie zuvor angenommen wurde. Als solche wiesen die sowjetischen Physiker Lev Landau und Evgeny Lifshitz 1948 in ihrem Kurs für Theoretische Physik darauf hin, dass die neuen Konfigurationen darauf hindeuteten, dass das erste 5d-Element Lutetium und nicht Lanthan war. Dies vermeidet die d-Block-Spaltung, indem gemäß dem Aufbau-Prinzip der f-Block (jetzt Lanthan durch Ytterbium) dem d-Block (Lutetium durch Quecksilber) vorangestellt wird. Eine solche Platzierung war zuvor von Werner im Jahr 1905 (obwohl Lutetium noch nicht entdeckt worden war) und von Janet im Jahr 1928 angenommen worden. Das frühe Auftreten eines d-Elektrons in Lanthan könnte dann einfach als ein weiterer Fall einer anomalen Konfiguration angesehen werden; Um dieses Argument zu stützen, haben die meisten Lanthaniden und Actiniden im Grundzustand eher eine f x s 2 -Konfiguration als eine f x −1 d 1 s 2 -Konfiguration, wie man es erwarten würde, wenn der f-Block bei Lanthan und seiner Konfiguration beginnen würde waren nur eine Ausnahme von der allgemeinen Regel. Mehrere Physiker und Chemiker in den folgenden Jahrzehnten unterstützten diese Neuzuordnung auf der Grundlage anderer physikalischer und chemischer Eigenschaften der beteiligten Elemente, obwohl diese Beweise wiederum als selektiv ausgewählt kritisiert wurden. Die meisten Autoren haben die Änderung nicht vorgenommen.

1988 wurde ein IUPAC-Bericht veröffentlicht, der diese Angelegenheit berührte. Während es schrieb, dass Elektronenkonfigurationen für die neue Zuordnung der Gruppe 3 mit Lutetium und Lawrencium seien, entschied es sich stattdessen für einen Kompromiss, bei dem die unteren Punkte in Gruppe 3 stattdessen leer gelassen wurden, weil die traditionelle Form mit Lanthan und Actinium beliebt blieb. Dies ähnelt Brauners Asteroidenhypothese von 1902; es lässt den f-Block mit 15 Elementen erscheinen, obwohl die Quantenmechanik vorschreibt, dass er 14 haben sollte, und lässt unklar, ob Gruppe 3 nur Scandium und Yttrium enthält oder ob sie zusätzlich alle Lanthaniden und Aktiniden enthält.

Der IUPAC-Kompromiss beendete die Debatte nicht. Die meisten Quellen, die sich auf die Frage konzentrierten, unterstützten die Neuzuordnung, aber einige Autoren argumentierten stattdessen für die traditionelle Form mit Lanthan als erstem 5d-Element, was manchmal zu heftigen Debatten führte. Eine Minderheit der Lehrbücher akzeptierte die Neuzuweisung, aber die meisten zeigten entweder die ältere Form oder den IUPAC-Kompromiss.

Im Jahr 2015 startete IUPAC ein Projekt, um zu entscheiden, ob Lanthan oder Lutetium in Gruppe 3 aufgenommen werden sollten, unter dem Vorsitz von Eric Scerri , einem Chemiker und Wissenschaftsphilosophen maltesischen Ursprungs. Es betrachtete die Frage als "von erheblicher Bedeutung" für Chemiker, Physiker und Studenten und stellte fest, dass die Unterschiede in den veröffentlichten Periodensystemen in diesem Punkt normalerweise Studenten und Lehrer verwirrten. Daraus erschien 2021 ein vorläufiger Bericht, der sich für Lutetium als erstes 5d-Element aussprach. Die angegebenen Gründe waren, alle Elemente in der Reihenfolge aufsteigender Ordnungszahl anzuzeigen, die Aufspaltung von d-Blöcken zu vermeiden und die Blöcke den von ihnen geforderten Breiten der Quantenmechanik folgen zu lassen (2, 6, 10 und 14). Das Projekt endete in diesem Jahr. Derzeit zeigt die IUPAC-Website zum Periodensystem immer noch den Kompromiss von 1988, erwähnt jedoch das Problem der Gruppe 3 und das Projekt zu seiner Lösung und schreibt "Stay tune[d]".

Superschwere Elemente

Obwohl alle Elemente bis Oganesson (Element 118) entdeckt wurden, ist die Chemie der Elemente jenseits von Hassium (Element 108) nicht gut verstanden. Von diesen wurden nur Copernicium (Element 112), Nihonium (Element 113) und Flerovium (Element 114) experimentell untersucht; diese Untersuchungen haben bisher zu keinem abschließenden Ergebnis geführt.

Einige der Elemente nach Hassium können sich aufgrund relativistischer Effekte anders verhalten als durch Extrapolation vorhergesagt . Beispielsweise würde eine Extrapolation darauf hindeuten, dass sich Copernicium und Flerovium wie ihre jeweiligen leichteren Kongenere Quecksilber und Blei wie Metalle verhalten. Einige Vorhersagen, die relativistische Effekte berücksichtigen, stimmen überein, aber andere solche Vorhersagen erwarten, dass sie möglicherweise einige edelgasähnliche Eigenschaften aufweisen, obwohl keines der beiden in Gruppe 18 mit den anderen Edelgasen platziert ist. Die aktuelle experimentelle Evidenz lässt die Frage noch offen. Es wurde vorhergesagt, dass Oganesson (Element 118) unter Standardbedingungen ein fester Halbleiter ist, ähnlich wie Silizium in Gruppe 14, obwohl er in Gruppe 18 ist; Es wurden keine Experimente durchgeführt, um diese Vorhersage zu bestätigen oder zu widerlegen.

Einige Wissenschaftler haben argumentiert, dass, sollten diese superschweren Elemente wirklich andere Eigenschaften haben, als ihre Position im Periodensystem vermuten lässt, das Periodensystem geändert werden sollte, um sie mit chemisch ähnlicheren Elementen zu platzieren. Andererseits haben andere argumentiert, dass das Periodensystem eher die atomare Struktur als chemische Eigenschaften widerspiegeln sollte, und sich einer solchen Änderung widersetzt.

Zukünftige Verlängerung über die siebte Periode hinaus

Eine mögliche Form des erweiterten Periodensystems bis Element 172, vorgeschlagen vom finnischen Chemiker Pekka Pyykkö . Abweichungen von der Madelung-Ordnung (8s < 5g < 6f < 7d < 8p) beginnen bei den Elementen 139 und 140 zu erscheinen, obwohl sie zum größten Teil weiterhin ungefähr gilt.

Die zuletzt genannten Elemente – Nihonium (113), Moscovium (115), Tennessin (117) und Oganesson (118) – vervollständigten die siebte Reihe des Periodensystems. Zukünftige Elemente müssten eine achte Reihe beginnen . Diese Elemente können entweder mit ihren Ordnungszahlen (z. B. „Element 119“) oder mit den systematischen IUPAC-Elementnamen bezeichnet werden, die sich direkt auf die Ordnungszahlen beziehen (z. B. „ununennium“ für Element 119, abgeleitet vom lateinischen unus „eins“, Griechisch ennea „neun“ und das traditionelle Suffix -ium für metallische Elemente). Alle Versuche, solche Elemente zu synthetisieren, sind bisher gescheitert. Seit 2018 wird am Forschungsinstitut Riken in Japan versucht, Element 119 herzustellen. Das Gemeinsame Institut für Kernforschung in Russland plant auch, eigene Versuche zur Synthese der ersten Elemente der Periode 8 zu unternehmen.

Gegenwärtig geht die Diskussion weiter, ob diese zukünftige achte Periode dem Muster der früheren Perioden folgen sollte oder nicht, da Berechnungen vorhersagen, dass relativistische Effekte zu diesem Zeitpunkt zu erheblichen Abweichungen von der Madelung-Regel führen sollten. Es wurden verschiedene Modelle vorgeschlagen. Alle sind sich einig, dass die achte Periode wie die vorherigen mit zwei 8s-Elementen beginnen sollte und dass dann eine neue Reihe von g-Block-Elementen folgen sollte, die die 5g-Orbitale füllen, aber die genauen Konfigurationen, die für diese 5g-Elemente berechnet wurden, variieren stark zwischen den Quellen . Jenseits dieser 5g-Reihe sind sich die Berechnungen nicht einig, was genau folgen soll. Das Füllen der 5g-, 6f-, 7d- und 8p-Schalen wird voraussichtlich in ungefähr dieser Reihenfolge erfolgen, aber sie werden wahrscheinlich miteinander und mit den 9s- und 9p-Unterschalen vermischt, sodass nicht klar ist, welche Elemente hineingehören sollten welche Gruppen noch. Scerri hat die Frage aufgeworfen, ob ein erweitertes Periodensystem das Versagen der Madelung-Regel in dieser Region berücksichtigen sollte, oder ob solche Ausnahmen ignoriert werden sollten. Die Schalenstruktur kann an dieser Stelle auch ziemlich formal sein: Es wird bereits erwartet, dass die Elektronenverteilung in einem Oganesson-Atom ziemlich gleichmäßig ist, ohne erkennbare Schalenstruktur.

Die nukleare Stabilität wird sich wahrscheinlich als entscheidender Faktor erweisen, der die Anzahl der möglichen Elemente einschränkt. Es hängt vom Gleichgewicht zwischen der elektrischen Abstoßung zwischen Protonen und der starken Kraft ab, die Protonen und Neutronen aneinander bindet. Protonen und Neutronen sind wie Elektronen in Schalen angeordnet , und so kann eine geschlossene Schale die Stabilität deutlich erhöhen: Aufgrund eines solchen Schalenabschlusses entstehen die bekannten superschweren Kerne. Sie befinden sich wahrscheinlich in der Nähe einer vorhergesagten Stabilitätsinsel , auf der superschwere Nuklide deutlich längere Halbwertszeiten haben sollten: Vorhersagen reichen von Minuten oder Tagen bis hin zu Millionen oder Milliarden Jahren. Wenn jedoch die Zahl der Protonen über etwa 126 hinaus zunimmt, sollte dieser stabilisierende Effekt verschwinden, wenn eine geschlossene Hülle passiert wird. Es ist nicht klar, ob weiter außen gelegene Schalenverschlüsse existieren, aufgrund einer erwarteten Verschmierung einzelner Kernschalen (wie bereits für die Elektronenschalen bei Oganesson erwartet). Darüber hinaus ist, selbst wenn spätere Schalenverschlüsse existieren, nicht klar, ob sie die Existenz solch schwerer Elemente zulassen würden. Alternativ kann Quarkmaterie bei hohen Massenzahlen stabil werden, in denen der Kern aus frei auf und ab fließenden Quarks besteht, anstatt sie in Protonen und Neutronen zu binden; Dadurch würde statt einer Insel ein Kontinent der Stabilität entstehen. Andere Effekte können ins Spiel kommen: Beispielsweise verbringen die 1s-Elektronen in sehr schweren Elementen wahrscheinlich eine beträchtliche Zeit so nahe am Kern, dass sie sich tatsächlich darin befinden, was sie anfällig für Elektroneneinfang machen würde .

Selbst wenn Elemente der achten Reihe existieren können, wird ihre Herstellung wahrscheinlich schwierig sein, und es sollte sogar noch schwieriger werden, wenn die Ordnungszahl ansteigt. Obwohl erwartet wird, dass die 8s-Elemente mit den derzeitigen Mitteln erreichbar sind, werden die ersten paar 5g-Elemente voraussichtlich eine neue Technologie erfordern, wenn sie überhaupt hergestellt werden können. Auch die chemische Charakterisierung dieser Elemente wäre eine große Herausforderung.

Alternative Periodensysteme

Das spiralförmige Periodensystem von Otto Theodor Benfey (1964)

Das Periodengesetz kann auf mehrere Arten dargestellt werden, von denen das Standardperiodensystem nur eine ist. Innerhalb von 100 Jahren nach dem Erscheinen von Mendeleevs Tabelle im Jahr 1869 hatte Edward G. Mazurs schätzungsweise 700 verschiedene veröffentlichte Versionen des Periodensystems gesammelt. Viele Formen behalten die rechteckige Struktur bei, einschließlich Janets linksschrittiges Periodensystem (siehe Abbildung unten) und die modernisierte Form von Mendeleevs ursprünglichem 8-Spalten-Layout, das in Russland immer noch üblich ist. Andere Periodensystemformate wurden viel exotischer geformt, wie Spiralen ( Otto Theodor Benfey 's rechts abgebildet), Kreise, Dreiecke und sogar Elefanten.

Alternative Periodensysteme werden oft entwickelt, um chemische oder physikalische Eigenschaften der Elemente hervorzuheben oder zu betonen, die in traditionellen Periodensystemen nicht so offensichtlich sind, wobei andere eher auf die Betonung von Chemie oder Physik an beiden Enden ausgerichtet sind. Die Standardform, die mit Abstand am weitesten verbreitet ist, liegt irgendwo in der Mitte.

Die vielen verschiedenen Formen des Periodensystems haben die Frage aufgeworfen, ob es eine optimale oder endgültige Form des Periodensystems gibt, und wenn ja, welche es sein könnte. Auf beide Fragen gibt es derzeit keine übereinstimmenden Antworten, obwohl mehrere Formen als optimal vorgeschlagen wurden.

f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d3 _ d 4 d 5 d6 _ d 7 d 8 d 9 d 10 S. 1 S. 2 S. 3 S. 4 S. 5 S. 6 s 1 s 2
1s H Er
2s Li Sei
2p 3 Sek B C N Ö F Nein N / A mg
3p 4s Al Si P S Kl Ar K Ca
3d 4p 5 Sek Sc Ti v Kr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge Als Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD In Sn Sb Te  ich  Xe Cs Ba
4f 5d 6p 7s La Ce Pr Nd Uhr Sm EU Gd Tb Dy Ho Äh Tm Yb Lu Hf Ta W Betreff Os Ir Pkt Au Hg Tl Pb Bi Po Beim Rn Fr Ra
5f 6d 19 Uhr 8s Ac Th Pa U Nr Pu Bin Cm Schwarz Vgl Es Fm Md Nein Lr Rf Db Sg Bh Hs Berg Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 119 120
f-block D-Block p-Block S-Block
Diese Form des Periodensystems ist deckungsgleich mit der Reihenfolge, in der Elektronenschalen gemäß der Madelung-Regel ideal gefüllt sind , wie in der nebenstehenden Sequenz am linken Rand gezeigt (von oben nach unten, von links nach rechts gelesen). Die experimentell bestimmten Grundzustandselektronenkonfigurationen der Elemente unterscheiden sich in zwanzig Fällen von den durch die Madelung-Regel vorhergesagten Konfigurationen, aber die von Madelung vorhergesagten Konfigurationen sind immer mindestens nahe am Grundzustand. Die letzten beiden gezeigten Elemente, Elemente 119 und 120, wurden noch nicht synthetisiert.

Anmerkungen

Verweise

Literaturverzeichnis

Weiterlesen

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Externe Links