Periodensystem: Perioden, Hauptgruppen und Trends

Einstieg: Eine Lücke für ein unbekanntes Element

1869 ordnete der russische Chemiker Dmitri Mendelejew die damals bekannten Elemente nach ihrer Atommasse in eine Tabelle. Elemente mit ähnlichen Eigenschaften stellte er untereinander. An einigen Stellen ließ er Lücken und sagte voraus: Hier fehlt ein Element, das noch niemand entdeckt hat. Für das Element unter Silicium beschrieb er sogar Atommasse, Dichte und Farbe. 1886 wurde es gefunden: Germanium. Die Vorhersagen stimmten erstaunlich genau. Wie konnte das Periodensystem so etwas leisten?

Erklärung: Perioden und Hauptgruppen

Im heutigen Periodensystem der Elemente (PSE) sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl angeordnet, also nach der Zahl der Protonen. Das Schalenmodell erklärt, warum diese Ordnung funktioniert.

• Die waagerechten Zeilen heißen Perioden. Die Nummer der Periode gibt an, wie viele Schalen ein Atom mit Elektronen besetzt hat. Natrium steht in der 3. Periode: K-, L- und M-Schale.
• Die senkrechten Spalten heißen Gruppen. In den acht Hauptgruppen gibt die Gruppennummer die Zahl der Valenzelektronen an. Ausnahme: Helium hat nur 2 Valenzelektronen, steht aber wegen seiner Eigenschaften bei den Edelgasen in der VIII. Hauptgruppe.

Da Elemente einer Hauptgruppe gleich viele Valenzelektronen haben, haben sie ähnliche chemische Eigenschaften. Solche Hauptgruppen nennt man Elementfamilien:

Hauptgruppe	Name	Valenzelektronen	Beispiele
I	Alkalimetalle (ohne Wasserstoff)	1	Lithium, Natrium, Kalium
II	Erdalkalimetalle	2	Magnesium, Calcium
VII	Halogene	7	Fluor, Chlor, Brom, Iod
VIII	Edelgase	8 (Helium 2)	Helium, Neon, Argon

Links und in der Mitte stehen Metalle, rechts oben Nichtmetalle, dazwischen auf einer Diagonale die Halbmetalle wie Silicium und Germanium.

Periodische Trends

Die Eigenschaften der Elemente wiederholen sich periodisch. Das zeigt die erste Ionisierungsenergie besonders deutlich:

• Innerhalb einer Periode steigt die Ionisierungsenergie von links nach rechts im Großen und Ganzen an. Die Zahl der Protonen im Kern nimmt zu, die Valenzelektronen werden stärker angezogen. Die Edelgase haben jeweils den Höchstwert.
• Innerhalb einer Hauptgruppe sinkt sie von oben nach unten. Die Valenzelektronen sitzen auf einer weiter außen liegenden Schale und werden schwächer gebunden.
• Die Alkalimetalle haben jeweils die niedrigste Ionisierungsenergie ihrer Periode.

Kleine Unregelmäßigkeiten (zum Beispiel bei Bor und Sauerstoff) kann das einfache Schalenmodell nicht erklären. Das ist eine Grenze des Modells.

Beispiele

Beispiel 1: Aus der Stellung im PSE auf den Atombau schließen

Phosphor steht in der 3. Periode und der V. Hauptgruppe. Also hat ein Phosphoratom 3 besetzte Schalen und 5 Valenzelektronen. Die Ordnungszahl 15 bestätigt das: 2, 8, 5.

Beispiel 2: Eigenschaften vorhersagen

Rubidium steht in der I. Hauptgruppe unter Kalium. Vorhersage: Es ist ein weiches, sehr unedles Metall mit einem Valenzelektron. Seine erste Ionisierungsenergie ist noch kleiner als die von Kalium, deshalb reagiert es noch heftiger mit Wasser. Genau das zeigen die Messungen. So wie Mendelejew Germanium vorhersagte, kannst du mit dem PSE Eigenschaften von Elementen voraussagen, die du nie gesehen hast.

Merksatz

Im Periodensystem sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl angeordnet. Die Periodennummer gibt die Zahl der besetzten Schalen an, die Hauptgruppennummer die Zahl der Valenzelektronen. Elemente einer Hauptgruppe haben ähnliche Eigenschaften und bilden Elementfamilien. Innerhalb einer Periode steigt die Ionisierungsenergie, innerhalb einer Hauptgruppe sinkt sie nach unten.

Übungen

Grundlagen

1. Gib Periode, Hauptgruppe, Zahl der Schalen und Zahl der Valenzelektronen an für: Sauerstoff, Magnesium, Chlor, Kalium.
2. Nenne die Namen der Elementfamilien der I., II., VII. und VIII. Hauptgruppe.
3. Ein Element hat die Elektronenverteilung 2, 8, 4. Bestimme Periode, Hauptgruppe und Name.

Weiter

4. Lies aus dem Diagramm ab, welches Element jeder Periode die höchste und welches die niedrigste erste Ionisierungsenergie hat. Erkläre den Befund.
5. Erkläre, warum die erste Ionisierungsenergie von Lithium über Natrium zu Kalium abnimmt.
6. Ordne zu: Metall, Nichtmetall oder Halbmetall? Calcium, Schwefel, Silicium, Aluminium, Brom.

Knobeln

7. Mendelejew ordnete nach der Atommasse. Argon (39,95 u) ist aber schwerer als Kalium (39,10 u) und steht trotzdem vor Kalium. Erkläre, warum die heutige Ordnung nach der Ordnungszahl richtig ist.
8. Strontium steht in der II. Hauptgruppe unter Calcium. Sage zwei Eigenschaften voraus und begründe sie mit dem Atombau.

Lösungen

1. Sauerstoff: 2. Periode, VI. Hauptgruppe, 2 Schalen, 6 Valenzelektronen. Magnesium: 3. Periode, II. Hauptgruppe, 3 Schalen, 2. Chlor: 3. Periode, VII. Hauptgruppe, 3 Schalen, 7. Kalium: 4. Periode, I. Hauptgruppe, 4 Schalen, 1.
2. I: Alkalimetalle. II: Erdalkalimetalle. VII: Halogene. VIII: Edelgase.
3. Drei Schalen, also 3. Periode. 4 Valenzelektronen, also IV. Hauptgruppe. Ordnungszahl 14: Silicium.
4. Höchste: jeweils das Edelgas (He, Ne, Ar). Niedrigste: ab Periode 2 jeweils das Alkalimetall (Li, Na, K). Edelgase haben eine voll besetzte äußere Schale und die meisten Protonen ihrer Periode. Alkalimetalle haben ein einzelnes Elektron auf einer neuen, weiter außen liegenden Schale.
5. Von Lithium zu Kalium kommt jeweils eine Schale hinzu. Das Valenzelektron ist weiter vom Kern entfernt und wird von den inneren Elektronen stärker abgeschirmt. Es ist schwächer gebunden.
6. Metalle: Calcium, Aluminium. Nichtmetalle: Schwefel, Brom. Halbmetall: Silicium.
7. Die chemischen Eigenschaften hängen von der Elektronenhülle ab, und die Zahl der Elektronen entspricht der Zahl der Protonen. Argon hat 18 Protonen und ist ein Edelgas, Kalium hat 19 Protonen und ist ein Alkalimetall. Die Atommasse hängt zusätzlich von den Neutronen ab und ist deshalb kein sicheres Ordnungsmerkmal.
8. Zum Beispiel: Strontium ist ein Metall mit 2 Valenzelektronen und reagiert ähnlich wie Calcium mit Wasser, aber heftiger, weil seine Valenzelektronen weiter außen liegen und schwächer gebunden sind. Seine erste Ionisierungsenergie ist kleiner als die von Calcium.