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Mein Beitrag zum Internet - mbzi.de

Atombau und Periodensystem

Das Periodensystem der Elemente

Die meisten Menschen kennen das Periodensystem der Elemente, weil es in praktisch allen Schulen im Chemieraum hängt, weil es in der Formelsammlung irgendwo abgedruckt ist oder weil sie es an irgendeinem anderen Ort gesehen haben; prominent ist es in jedem Fall. Es weckt Erinnerungen an eine Tabelle, sieht aber mit der freien Fläche oben in der Mitte irgendwie komisch aus und bei längerem Nachdenken ist die Anordnung der Elemente auf der Fläche irgendwie merkwürdig. Warum sind die so komisch verteilt und warum sind die Spalten und Zeilen so seltsam beschriftet?

Die kurze Antwort ist:

Das Periodensystem zeigt in seinem Aufbau die Verteilung der Elektronen auf den Schalen.

Hauptgruppen

Im Text zum einfachen Schalenmodell wird detailliert beschrieben, wie Atome aufgebaut sind und wie - in einem sehr einfachen Modell - die Elektronen auf die Schalen verteilt werden. Betrachten zunächst nur die Hauptgruppen des Periodensystems: Die als Spaltenbeschriftung verwendete arabische Ziffer gibt bei den Hauptgruppenelementen immer die Zahl der Elektronen in der äußersten besetzten Schale an. Elemente der ersten Hauptgruppe haben also ein Elektron auf der äußersten Schale, die der zweiten Hauptgruppe zwei usw.

Als Zeilenbeschriftungen sind zwei Systeme gebräuchlich: Arabische Ziffern von 1 bis 7 oder Großbuchstaben von K bis Q. Bei den Elementen der ersten Zeile bzw. der ersten Periode ist die äußerste mit Elektronen besetzte Schale die erste Schale bzw. die K-Schale. In der zweiten Zeile bzw. der zweiten Periode ist die äußerste besetzte Schale also die Zweite bzw. die L-Schale usw.

Bei Hauptgruppenelementen lässt sich die Besetzung der äußersten Schale einfach aus der Position im Periodensystem ablesen. Das Element Schwefel (S) steht in der dritten Zeile in der sechsten Hauptgruppe. Es hat also sechs Elektronen in der dritten Schale. Betrachten wir ein paar weitere Beispiele:

Elektronen in der äußersten Schale und Position im Periodensystem
Element Symbol Periode Hauptgruppe Elektronen in äußerster Schale
Kohlenstoff C 2 4 4 Elektronen in der 2. Schale
Silicium Si 3 4 4 Elektronen in der 3. Schale
Germanium Ge 4 4 4 Elektronen in der 4. Schale
Fluor F 2 7 7 Elektronen in der 2. Schale
Chlor Cl 3 7 7 Elektronen in der 3. Schale
Brom Br 4 7 7 Elektronen in der 4. Schale

Im Periodensystem haben die Elemente in der gleichen Spalte immer gleich viele Elektronen in der äußersten Schale. Diese Schale wird dabei durch die Zeilen- bzw. Periodennummer angegeben. Wegen dieser gleichen Anzahl Elektronen auf der äußersten Schale zeigen die Elemente einer Hauptgruppe auch oft ähnliche chemische Eigenschaften.

Eine Ausnahme hiervon bildet nur das Helium, dass mit zwei Elektronen in der äußersten Schale als Edelgas mit voll besetzter 1. Schale trotzdem der 8. Hauptgruppe steht. Es bleiben allerdings einige Fragen offen:

  1. Warum bilden die Edelgase mit 8 (2 beim Helium) Elektronen in der äußersten Schale den "rechten Rand" des Periodensystems, obwohl in die dritte Schale 18 und in alle weiteren Schalen sogar 32 Elektronen passen? Warum sind die Elemente mit mehr als 8 Elektronen in der äußersten Schale also weiter innen im Periodensystem? Und wo genau sind sie?
  2. In die 3. Schale passen 18 Elektronen. Warum sind in der 3. Periode trotzdem nur 8 Elemente?
  3. In die 4. und die 5. Schale passen 32 Elektronen. Warum gibt es trotzdem in der 4. und 5. Periode nur 18 Elemente?
  4. Warum ist in der Mitte des Periodensystems diese komische Lücke?

Um diese Fragen zu beantworten, reicht das "einfache Schalenmodell" nicht mehr aus. Wir müssen es erweitern.

Nebengruppen

Erweiterung des einfachen Schalenmodells

Schalen als Energiezustände

Im einfachen Schalenmodell sind die Schalen als eine Art Umlaufbahn des Elektrons um den Atomkern beschrieben. In diesem einfachen Modell befinden sich also alle Elektronen der 3. Schale im gleichen Abstand vom Kern und umkreisen den Atomkern. Natürlich ist das nur eine Modellvorstellung. Physikalisch ist dieses Verhalten vollkommen ausgeschlossen - als Modell ist es aber ziemlich gut, zumindest solange man sich auf die Hauptgruppen beschränkt.

Tatsächlich befinden sich nicht alle Elektronen einer Schale im gleichen Abstand vom Kern. Die "Schalen" sind Orte mit sehr ähnlicher Energie. Alle Elektronen auf einer Schale besitzen also eine ähnliche Energie. Je weiter "innen" sich ein Elektron befindet, desto niedriger ist seine Energie und desto mehr Energie muss ihm zur Verfügung gestellt werden, wenn es aus dem Atom entfernt werden soll. Allerdings will ich nicht verschweigen, dass "Orte" und "innen" eigentlich ziemlicher Quatsch sind. Streng genommen geht es nur um "Energieniveaus" oder "Energiezustände". Jedes Elektron kann sich zu einem Zeitpunkt nur in genau einem Energiezustand befinden. Im einfachen Schalenmodell nennt man diesen Zustand "Schale" aber eigentlich ist diesem Zustand kein fester Ort im Raum zugeordnet.

Betrachtet man diese Energiezustände genauer, kommt man zu einem anderen Atommodell: dem Orbitalmodell. Das Orbitalmodell ist aber viel weniger anschaulich als das einfache Schalenmodell und für das Verständnis des Periodensystems reicht es aus, einige Erkenntnisse aus dem Orbitalmodell auf das einfache Schalenmodell zu übertragen.

Schalen und Unterschalen

Nehmen wir also aus dem Orbitalmodell, was wir brauchen und übertragen es in unser einfaches Schalenmodell - eine Vorstellung, die außer mbzi.de meines Wissens niemand verwendet. Also ein exklusives Modell, dass möglicherweise nur auf dieser Internetseite benutzt und beschrieben wird. Dein Chemielehrer, wenn Du denn Schüler bist, wird es womöglich für schlimm falsch halten. Aber das Problem haben natürlich alle Modelle und deshalb also: Warum nicht ein eigenes machen?

Im Orbitalmodell sind die Schalen 1 bis 7 Energiezustände, die die Elektronen einnehmen können. Bei genauere Betrachtung stellt man aber fest, das die Schalen nicht homogen sind. D.h. nicht alle Elektronen in z.B. der dritten Schale befinden sich tatsächlich in dem exakt gleichen Energiezustand. Tatsächlich unterscheiden sich die Energiezustände sogar teils erheblich, obwohl sie im Orbitalmodell mathematisch eindeutig der dritten schale zugeordnet werden können. Innerhalb der einzelnen Schalen findet man bis zu vier verschiedene Unterteilungen mit Platz für unterschiedlich viele Elektronen. Diese hier mal als "Unterschalen" bezeichneten Unterteilungen werden mit s, p, d und f bezeichnet. Eigentlich sind s, p, d und f die Bezeichnungen von Orbitalen im Orbitalmodell. Innerhalb einer Hauptschale kann jeder Unterschalentyp maximal einmal vorkommen.

Unterschalen mit Platz für so viele Elektronen
Unterschale maximale
Elektronenzahl
s 2
p 6
d 10
f 14

Die Unterschalen haben also eine unterschiedliche Kapazität für Elektronen. Erinnern wir uns, dass in die erste Schale zwei Elektronen passen, in die Zweite acht, in die Dritte 18 und in alle folgenden Schalen 32. Mit diesem Wissen erkennt man, dass nicht alle Unterschalen in jeder Schale vorkommen. In der 1. Schale gibt es nur eine s-Unterschale, in der zweiten Schale eine s- und eine p-Unterschale, in der Dritten Schale dann s-, p- und d-Unterschalen und erst ab der vierten Schale gibt es alle Unterschalen.

Schalen, Unterschalen und maximale Elektronenzahl
Schale verfügbare
Unterschalen
maximale Elektronenzahl
1 s 2
2 s + p 2 + 6 = 8
3 s + p + d 2 + 6 + 10 = 18
4 s + p + d + f 2 + 6 + 10 + 14 = 32
5 s + p + d + f 2 + 6 + 10 + 14 = 32
6 s + p + d + f 2 + 6 + 10 + 14 = 32
7 s + p + d + f 2 + 6 + 10 + 14 = 32

Überlappungen der Hauptschalen

Jede Schale besteht also aus bis zu vier "Unterschalen" und jede dieser Unterschalen stellt eigentlich einen Energiezustand innerhalb der Hauptschale dar. Wie so oft in der Chemie haben findige Physiker mathematische Wege gefunden, diese Energie genau zu berechnen und auch zu messen. Die durch Rechnung vorhergesagten Werte stimmen mit den gemessenen überein! Leider zeigen aber die Rechnungen, dass unser schönes "einfaches Schalenmodell" einen fiesen Haken hat: Die Hauptschalen überlappen einander. Je höher das Energieniveau wird bzw., anschaulich gesprochen, je weiter man sich vom Kern entfernt, desto schlimmer werden die Überlappungen. Gehen wir vom Kern nach außen, passieren wir die Unterschalen in folgender Reihenfolge:

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p

Reiehenfolge der Unterschalen

Wie man sieht, entspricht die Reihenfolge bis 3p einschließlich den Erwartungen. Vor der d-Unterschale der dritten Schale wird aber zunächst die s-Unterschale der vierten Schale mit zwei Elektronen gefüllt. Aus diesem Grund stehen Kalium und Calcium am linken Rand des Periodensystems in der vierten Zeile (Periode). Obwohl die dritte Schale nur acht Elektronen enthält und Platz für 18 hätte, werden zunächst zwei Elektronen in die vierte Schale in das s-Niveau gefüllt - Kalium und Calcium eben.

Außerdem enden in der Abbildung "Reihenfolge der Unterschalen" alle Zeilen außer der ersten mit einer p-Schale. D.h. immer nachdem das p-Niveau einer Schale mit sechs Elektronen gefüllt wurde, wird eine neue "Hauptschale" angebrochen. Aus diesem Grund stehen die Edelgase in jedem Fall in der achten Hauptgruppe. Bei ihnen ist, außer beim Helium, die äußerste "Hauptschale" mit acht Elektronen gefüllt; zwei im s-Niveau und sechs im p-Niveau.

Erweitertes Schalenmodell und Periodensystem

Betrachten wir nun die Elektronenkonfiguration (Elektronenverteilung auf die einzelnen Schalen) und vergleichen das Ergebnis mit der Position der Elemente im Periodensystem.

Die 8. Hauptgruppe: Edelgase

Die folgende Tabelle zeigt die Elektronenkonfiguration der Edelgase einmal in der Langform und einmal in der Kurzform. In der Kurzform wird jeweils das vorherigen Edelgas in eckigen Klammern angegeben und dahinter nur noch die demgegenüber zusätzlich vorhandenen Elektronen aufgelistet. Die hoch gestellte Zahl hinter s, p,d bzw. f gibt jeweils die Zahl der Elektronen an, die sich in diesem Energieniveau bzw. dieser "Unterschale" befinden.

Elektronenkonfiguration der Edelgase
Element Symbol Elektronenkonfiguration Kurzform
Helium He 1s2 -
Neon Ne 1s 22s2 2p6 [He] 2s2 2p6
Argon Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [Ne] 3s2 3p6
Krypton Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 [Ar] 4s2 3d10 4p6
Xenon Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 [Kr] 5s2 4d10 5p6
Radon Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6

Wie man sieht, ist die äußerste "Hauptschale" bei den Edelgasen jeweils mit acht Elektronen besetzt, zwei im s-Niveau und sechs im p-Nivaeu. Die Erweiterung des einfachen Schalenmodells um "Unterschalen" führt also für die Edelgase zum eigentlichen gleichen Ergebnis, wie das einfache Schalenmodell und die Edelgase stehen demnach in einer "Hauptgruppe" die zu Recht die 8. Hauptgruppe genannt wird.

Im Folgenden werden noch die zweite und die dritte Hauptgruppe betrachtet, weil diese beiden Gruppen die "Nebengruppen" umschließen - sie sind also womöglich für das Verständnis von besonderem Interesse.

Die 2. und 3. Hauptgruppe

Elektronenkonfiguration der Eralkalimetalle
Element Symbol Elektronenkonfiguration
Beryllium Be [He] 2s2
Magnesium Mg [Ne] 3s2
Calcium Ca [Ar] 4s2
Strontium Sr [Kr] 5s2
Barium Ba [Xe] 6s2
Radium Ra [Rn] 7s2
Elektronenkonfiguration der Elemente der 3. Hauptgruppe
Element Symbol Elektronenkonfiguration
Bor B [He] 2s2 2p1
Aluminium Al [Ne] 3s2 3p1
Gallium Ga [Ar] 4s2 3d10 4p1
Indium In [Kr] 5s2 4d10 5p1
Thallium Tl [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

In der 2. Periode (Beryllium und Bor) und der 3. Periode (Magnesium und Aluminium) entspricht die Elektronenverteilung exakt den Erwartungen entsprechend des "einfachen Schalenmodells". Bei diesen Elementen befindet sich zwischen den beiden Gruppen im Periodensystem der große Freiraum, in dem sich dann ab der 4. Periode die Nebengruppen befinden. Interessant sind also die 4. bis 6. Periode im Vergleich zur 2. und 3..

Vergleich Elektronenkonfiguration der 2. und 3. Hauptgruppe
Periode Elektronenkonfiguration
2. Hauptgruppe 3. Hauptgruppe
2 [He] 2s2 [He] 2s2 2p1
3 [Ne] 3s2 [Ne] 3s2 3p1
4 [Ar] 4s2 [Ar] 4s2 3d10 4p1
5 [Kr] 5s2 [Kr] 5s2 4d10 5p1
6 [Xe] 6s2 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

In allen Perioden ist in der dritten Hauptgruppe das am weitesten außen befindliche Elektron das einzige p-Elektron des Elements in der äußersten besetzten Hauptschale. Gegenüber den Elementen der zweiten Hauptgruppe kommt in den Perioden zwei und drei tatsächlich nur dieses eine Elektron dazu und die Elemente entsprechen den Erwartungen entsprechend des einfachen Schalenmodells.

In der vierten und fünften Periode kommen beim Übergang von der zweiten zur dritten Hauptgruppe aber deutlich mehr, nämlich elf Elektronen dazu. Das am weitesten außen befindliche Elektron ist noch immer das einzige p-Elektron auf der äußersten besetzten Hauptschale. Die restlichen zehn Elektronen wurden in das d-Niveau der darunter liegenden Hauptschale gefüllt. Deshalb befinden sich im Periodensystem die Nebengruppenelemente zwischen der zweiten und dritten Hauptgruppe und sind scheinbar eine Zeile nach unten gerutscht, denn ihre äußersten d-Elektronen liegen eine Schale weiter innen als die äußersten Elektronen.

In der sechsten Periode kommen nochmal mehr Elektronen beim Übergang von der zweiten zur dritten Hauptgruppe hinzu, nämlich 25. Zusätzlich zum d-Niveau der fünften Schale wird hier auch noch das f-Niveau der vierten Schale besetzt, weshalb sich auch die sogenannten Lanthanoide und Actinoide zwischen der zweiten und dritten Hauptgruppe befinden.