Periodensystem der Elemente (PSE)

Das Periodensystem ist in Zeilen (Perioden) und Spalten (Gruppen) gegliedert. Diese Anordnung liefert wesentliche Informationen über den Aufbau der Elektronenhülle und die chemischen Eigenschaften der Elemente.

Darüber hinaus lässt sich das Periodensystem in Blöcke unterteilen, die sich aus der Besetzung der jeweiligen Atomorbitale ergeben.

Perioden:

Das PSE umfasst insgesamt sieben Perioden. Diese sind als horizontale Zeilen dargestellt. Die jeweilige Periodennummer gibt an, wie viele Elektronenschalen ein Atom besitzt. Im Allgemeinen geht ein Anstieg der Periodennummer mit einer Zunahme des Atomradius einher, da weitere Elektronenschalen hinzukommen.

Gruppen:

Die vertikalen Spalten des PSE werden als Gruppen bezeichnet. Sie sind von 1 bis 18 nummeriert. Traditionell unterscheidet man hierbei zwischen Haupt- und Nebengruppen:

• Hauptgruppen: Das PSE umfasst insgesamt acht Hauptgruppen, die sich in den Spalten 1-2 sowie 13-18 befinden. Bei den Hauptgruppenelementen entspricht die Gruppennummer in der Regel der Anzahl ihrer Valenzelektronen. Eine Ausnahme bildet Helium. Obwohl es zur Gruppe der Edelgase gehört, besitzt Helium nur zwei Valenzelektronen.

Übersicht der Hauptgruppenelemente:

• Nebengruppen (Übergangsmetalle): Die Elemente der Spalten 3–12 werden als Nebengruppenelemente bezeichnet. Hierbei handelt es sich um sogenannte Übergangsmetalle, bei denen die d-Orbitale schrittweise aufgefüllt werden. Die Anzahl ihrer Valenzelektronen kann demnach nicht unmittelbar aus der Gruppennummer abgeleitet werden. Zu den Übergangsmetallen zählen beispielsweise die Elemente Eisen, Kupfer und Zink.

Blöcke:

Neben der Einteilung in Perioden und Gruppen kann das Periodensystem der Elemente auch in Blöcke (s-, p-, d- und f-Block) gegliedert werden. Die Zuordnung erfolgt dabei entsprechend dem Orbitaltyp, der im Rahmen der Elektronenkonfiguration eines Elements zuletzt mit Elektronen besetzt wird.

Aus der systematischen Anordnung der Elemente im Periodensystem ergeben sich gesetzmäßige Veränderungen elementarer Atomeigenschaften. Diese periodischen Trends bilden die Grundlage für die Vorhersage chemischer Eigenschaften sowie für das Verständnis elementarer Reaktionsmechanismen.

Anhand der Stellung eines Elements im Periodensystem lassen sich unter anderem Aussagen über die folgenden Eigenschaften ableiten:

Atomradius:

• Trend innerhalb einer Periode (von links nach rechts): Der Atomradius nimmt innerhalb einer Periode ab. Ursache hierfür ist die zunehmende Kernladungszahl, wodurch die Elektronen in der Atomhülle stärker vom Atomkern angezogen werden. Da innerhalb einer Periode keine weitere Elektronenschale hinzukommt, führt die stärkere Anziehungskraft zu einer Abnahme des Atomradius.
• Trend innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten): Innerhalb einer Gruppe nimmt der Atomradius von oben nach unten zu. Mit jeder neuen Periode wird eine zusätzliche Elektronenschale besetzt, wodurch sich die Elektronen weiter vom Atomkern entfernen.

Info

Klinischer Bezug

Der Atomradius von Ionen ist unter anderem dafür verantwortlich, welche Ionenkanäle sie passieren können (z.B. Selektivität von Kalium- gegenüber Natriumkanälen).

Ionisierungsenergie:

Die Ionisierungsenergie beschreibt diejenige Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Elektron aus der Hülle eines Atoms in der Gasphase zu entfernen.

• Trend innerhalb einer Periode (von links nach rechts): Die Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu. Ursache hierfür ist die steigende Kernladungszahl, wodurch die Elektronen stärker vom Atomkern angezogen werden. Infolgedessen ist eine größere Energiemenge notwendig, um ein Elektron aus dem Atom zu entfernen.
• Trend innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten): Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie von oben nach unten ab. Mit jeder zusätzlichen Periode kommt eine weitere Elektronenschale hinzu, wodurch der Abstand der äußersten Elektronen zum Atomkern zunimmt. Diese wachsende Abschirmung erleichtert das Ablösen der Elektronen und senkt somit die erforderliche Ionisierungsenergie.

Elektronegativität (EN):

Die Elektronegativität (EN) ist ein relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen innerhalb einer chemischen Verbindung anzuziehen. Sie wird unter anderem von der Kernladung und dem Atomradius eines Atoms bestimmt. Je höher die Kernladungszahl und je kleiner der Atomradius, desto stärker werden bindende Elektronen angezogen.

• Trend innerhalb einer Periode (von links nach rechts): Innerhalb einer Periode steigt die Elektronegativität, da die Kernladungszahl zunimmt.
• Trend innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten): Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab, da der Abstand zum Atomkern mit zunehmendem Atomradius wächst und dessen Anziehungskraft entsprechend sinkt.

Merke

Das Element mit der höchsten Elektronegativität (EN = 4,0 nach Pauling) ist Fluor, gefolgt von Sauerstoff.

Tipp

Die Elektronegativität gibt Aufschluss über die Polarität kovalenter Bindungen. Eine größere Elektronegativitätsdifferenz führt zu einer stärkeren Verschiebung der Bindungselektronen und zur Ausbildung von Partialladungen. Dadurch entstehen polare Bindungen.

Diese Polarität beeinflusst maßgeblich das Verhalten biologischer Moleküle. Polare Substanzen sind in der Regel gut wasserlöslich, was für viele physiologische Prozesse sowie die Wirkung und Verteilung zahlreicher Pharmaka von entscheidender Bedeutung ist.

Elektronenaffinität (EA):

Die Elektronenaffinität (EA) bezeichnet die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom oder Molekül in der Gasphase freigesetzt beziehungsweise aufgewendet wird. Sie ist ein Maß für die Stabilität des dabei entstehenden einfach negativ geladenen Anions sowie für die Neigung eines Elements, Elektronen zu binden.

• Trend innerhalb einer Periode (von links nach rechts): Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronenaffinität im Allgemeinen zu. Das bedeutet, dass bei der Aufnahme eines Elektrons vermehrt Energie freigesetzt wird. Ursache hierfür ist die steigende Kernladungszahl, durch die das zusätzliche Elektron stärker vom Atomkern angezogen wird. Eine wichtige Ausnahme bilden die Edelgase, da ihre vollständig besetzten Valenzschalen eine Elektronenaufnahme energetisch ungünstig machen.
• Trend innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten): Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronenaffinität tendenziell ab. Mit steigender Anzahl von Elektronenschalen wächst der Abstand zwischen Atomkern und aufgenommenem Elektron. Gleichzeitig nimmt die Abschirmung der Kernladung zu, wodurch die Bindungsenergie des zusätzlichen Elektrons sinkt.

Periodische Trends – Übersicht: