Periodensystem (Ordnungsprinzip, Gruppen, Perioden)

• Oben im Kästchen: die Ordnungszahl, bei Chlor 17.
• Unten: die Atommasse, 35,45 u, der nach Häufigkeit gewichtete Mittelwert aus ³⁵Cl und ³⁷Cl. Deshalb ist sie keine ganze Zahl.

→ Ausführlich in: Nuklide

Perioden und Gruppen

Die Periodennummer ist bei Hauptgruppenelementen die höchste besetzte Schale n (K = 1 bis Q = 7). Sauerstoff steht in Periode 2 und Gruppe 16 (VI. Hauptgruppe): zwei Schalen, sechs Valenzelektronen. → Ausführlich in: Schalen

Hauptgruppen sind die Gruppen 1, 2 und 13 bis 18 (alte Zählung I bis VIII). Die alte Nummer ist die Zahl der Valenzelektronen; bei 13 bis 18 rechnest du Gruppennummer minus 10. Nebengruppen sind die Gruppen 3 bis 12.

Die Perioden 1 bis 7 haben 2, 8, 8, 18, 18, 32 und 32 Elemente. Ab Periode 4 kommen die Nebengruppen dazu, ab Periode 6 die Lanthanoide und Actinoide, die meist als Zeilen unter der Tabelle stehen. Das kleine PSE zeigt nur die Hauptgruppen, das große alle Elemente.

Der Block ergibt sich aus der zuletzt gefüllten Unterschale: s-Block (Gruppe 1, 2), p-Block (13 bis 18), d-Block (3 bis 12), f-Block (Lanthanoide, Actinoide). Die Hauptgruppen sind also s- und p-Block.

Übergangsmetalle (Nebengruppen) füllen die d-Unterschale auf. Weil sich dabei nur eine innere Unterschale ändert, ähneln sich auch benachbarte Gruppen. Lanthanoide (Periode 6) und Actinoide (Periode 7) füllen die f-Unterschale und heißen innere Übergangsmetalle.

Die acht Hauptgruppen

Trends: Kernzug gegen Abstand

Ein Valenzelektron spürt nicht die volle Kernladung, denn innere Elektronen schirmen sie ab. Übrig bleibt die effektive Kernladung (Zeff). In der Periode steigt sie nach rechts, bei gleicher Schale. In der Gruppe bleibt sie etwa gleich oder steigt leicht; dort entscheidet der Abstand durch neue Schalen.

Atomradius und Ionen

Der Atomradius ist der halbe Kernabstand zweier gebundener Atome desselben Elements (bei Nichtmetallen: Kovalenzradius). Nach rechts schrumpft er, weil der stärkere Kernzug die Schale zusammenzieht. Nach unten wächst er, weil Schalen dazukommen.

Kationen sind kleiner als ihr Atom, denn meist fehlt die äußerste Schale und der Kern zieht die übrigen Elektronen stärker an. Anionen sind größer, weil sich mehr Elektronen abstoßen. Na > Na⁺, aber Cl⁻ > Cl.

Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität

Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, die nötig ist, um einem neutralen Atom in der Gasphase ein Elektron zu entreißen (meist die erste IE). Bei Alkalimetallen ist sie niedrig, deshalb bilden sie leicht Kationen; bei Edelgasen ist sie am höchsten. Je weiter außen das Elektron sitzt, desto leichter geht es.

Ausnahmen in der Periode: Be hat eine höhere IE als B, N eine höhere als O. Bei B sitzt das Elektron in einem energiereicheren p-Orbital, bei O stoßen sich zwei Elektronen im selben p-Orbital ab.

Die Elektronenaffinität (EA) ist die Energiebilanz, wenn ein neutrales Atom in der Gasphase ein Elektron aufnimmt. Halogene setzen am meisten Energie frei, ihnen fehlt nur ein Elektron zum Oktett.

Frei werdende Energie hat als Reaktionsenergie ein negatives Vorzeichen; manche Tabellen geben den Betrag positiv an. Chlor setzt mehr frei als Fluor, denn im winzigen F-Atom stoßen sich die Elektronen stärker ab.

Elektronegativität

Die Elektronegativität (EN) misst, wie stark ein gebundenes Atom die Bindungselektronen an sich zieht. Auf der Pauling-Skala hat Fluor mit 3,98 den höchsten Wert, Alkalimetalle liegen unter 1. Für He, Ne und Ar gibt es keinen üblichen Wert; das heißt nicht EN = 0. EN gilt für Atome in einer Bindung, EA für freie Atome.

Je größer der EN-Unterschied zweier Atome, desto polarer die Bindung. → Ausführlich in: Atombindung

Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle

Der Metallcharakter wächst nach links und nach unten, der Nichtmetallcharakter nach rechts und nach oben.

Als Halbmetalle gelten B, Si, Ge, As, Sb und Te, manche Quellen zählen At dazu. Sie liegen auf einer Diagonale zwischen Metallen und Nichtmetallen, die genaue Grenze ist Konvention. Edelgase sind Nichtmetalle, reagieren aber wegen ihrer vollen Schale kaum.