8.1: Klassifizierung der Elemente im Periodensystem

Das Periodensystem ordnet Atome nach zunehmender Ordnungszahl an, sodass Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften periodisch wiederkehren. Entlang der selben Spalte des Periodensystems, wird eine periodische Wiederholung ähnlicher Elektronenkonfigurationen in den Außenschalen dieser Elemente beobachtet. Da diese sich in den äußeren Hüllen eines Atoms befinden, spielen Valenzelektronen die wichtigste Rolle bei chemischen Reaktionen. Die äußeren Elektronen haben die höchste Energie aller Elektronen in einem Atom und werden leichter abgegeben oder mit anderen Atomen geteilt als die Kernelektronen. Valenzelektronen sind auch der bestimmende Faktor für mehrere physikalische Eigenschaften der Elemente.

Die horizontalen Reihen werden als Perioden bezeichnet. Über eine Periode hinweg hat jedes aufeinanderfolgende Element ein zusätzliches Proton im Kern und ein zusätzliches Elektron in der Valenzschale. Die vertikalen Spalten werden Gruppen genannt. Elemente in einer Gruppe (oder Spalte) haben die gleiche Anzahl an Valenzelektronen (Abbildung 1); Die Alkalimetalle Lithium und Natrium haben jeweils nur ein Valenzelektron, die Erdalkalimetalle Beryllium und Magnesium jeweils zwei und die Halogene Fluor und Chlor jeweils sieben Valenzelektronen. Durch den Verlust, die Aufnahme oder das Teilen von Valenzelektronen, wird bestimmt, auf welche Art Elemente reagieren können. Die Ähnlichkeit der chemischen Eigenschaften zwischen Elementen derselben Gruppe ist durch die gleiche Anzahl von Valenzelektronen begründet.

Es ist wichtig daran zu erinnern, dass das Periodensystem auf der Grundlage des chemischen Verhaltens der Elemente entwickelt wurde, lange bevor man eine Vorstellung von ihrer Atomstruktur hatte. Mittlerweile ist die Anordnung des Periodensystems in einem viel tieferen Ausmaß verstanden; Elemente, deren Atome die gleiche Anzahl an Valenzelektronen haben, gehören zur gleichen Gruppe. Die farbigen Abschnitte in Abbildung 1 zeigen die drei Kategorien von Elementen, die anhand des Aufbaus der Elektronen in den Orbitalen klassifiziert werden.

Abbildung 1: Diese Version des Periodensystems zeigt die Konfiguration jedes Elements. Beachten Sie, dass die Konfiguration in den einzelnen Gruppen oft ähnlich ist.

Die Elemente der s und p Gruppen werden auch als Hauptgruppenelemente bezeichnet. Dies sind die Elemente, bei denen das zuletzt hinzugefügte Elektron in ein s- oder ein p-Orbital der äußersten Schale eindringt (in Abbildung 1 blau und rot dargestellt). Zu dieser Kategorie gehören alle nichtmetallischen Elemente sowie die Metalloide und viele Metalle. Die Valenzelektronen für Hauptgruppenelemente sind diejenigen mit dem höchsten n-Niveau. Gallium (Ga, Ordnungszahl 31) hat beispielsweise die Elektronenkonfiguration [Ar]4s²3d¹⁰4p¹, welche drei Valenzelektronen enthält (unterstrichen). Die vollständig gefüllten d-Orbitale zählen hierbei als Kernelektronen und nicht als Valenzelektronen.

Die beiden Spalten ganz links bilden den s-Block und die sechs Spalten ganz rechts bilden den p-Block. Die Edelgase, die Teil des p-Blocks sind, haben alle acht Valenzelektronen, mit Ausnahme der zwei Elektronen im Falle von Helium. Diese Elemente sind äußerst stabil und unreaktiv.

Übergangselemente oder Übergangsmetalle: Dabei handelt es sich um metallische Elemente, bei denen das letzte Elektron in ein d-Orbital hinzugefügt wird. Zu den Valenzelektronen (die nach der letzten Edelgaskonfiguration hinzugefügt werden) dieser Elementen gehören die n s und n –1 d-Elektronen. Die offizielle IUPAC-Definition von Übergangselementen spezifiziert sie als Elemente mit teilweise gefüllten d-Orbitalen. Daher sind Elemente mit vollständig gefüllten d-Orbitalen (Zn, Cd, Hg sowie Cu, Ag und Au in Abbildung 1) technisch gesehen keine Übergangselemente. Der Begriff wird jedoch häufig für den gesamten d-Block verwendet (in Abbildung 1 gelb gefärbt).

Der D-Block besteht aus 10 Spalten. Die Hauptquantenzahl der d-Orbitale, die jede Reihe füllen, ist gleich der Reihenzahl minus eins. In der vierten Reihe füllen sich 3D-Orbitale, in der fünften Reihe füllen sich 4D-Orbitale und so weiter.

Innere Übergangselemente: Sie sind in Abbildung 1 grün dargestellt. Die Valenzschalen der inneren Übergangselemente bestehen aus der n –2 f, der n –1 d und der n s-Unterschale. Innere Übergangselemente bilden den f-Block, wenn das letzte Elektron in ein f-Orbital eintritt. Die Hauptquantenzahl der f-Orbitale, die jede Reihe füllen, ist gleich der Reihenzahl minus zwei. In der sechsten Reihe füllen sich die 4f-Orbitale und in der siebten Reihe füllen sich die 5f-Orbitale. Es gibt zwei innere Übergangsreihen:

1. Die Lanthanoidenreihe: Lanthan (La) bis Lutetium (Lu)
2. Die Actinoidenreihe: Actinium (Ac) bis Lawrencium (Lr)

Lanthan und Actinium werden aufgrund ihrer Ähnlichkeit mit den anderen Mitgliedern der Reihe miteinbezogen und zur Benennung der Reihe verwendet, obwohl es sich um Übergangsmetalle ohne f-Elektronen handelt.

Dieser Text wurde adaptiert von OpenStax Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

Die Elektronen, die die äußerste Schale eines Atoms besetzen, sind Valenzelektronen, während Elektronen, die die inneren Hauptenergieniveaus besetzen, sind Kernelektronen. Ein Natriumatom mit einer Elektronenkonfiguration 3s1 hat drei Hauptenergiestufen. Die vollständigen inneren Hauptenergieniveaus mit 2s2 2p6 geben an, dass es zehn Kernelektronen gibt, gefolgt von der dritten äußerste Ebene, die das verbleibende Elektron enthält.

Daher hat Natrium ein Valenzelektron. In ähnlicher Weise hat Chlor zehn Kernelektronen und sieben Valenzelektronen. Valenzelektronen sind am weitesten vom Kern entfernt und werden am wenigsten angezogen.

Daher sind sie am leichtesten zu verlieren oder zu teilen und spielen eine wichtige Rolle bei der chemischen Bindung. Elemente, die die gleiche Anzahl von Valenzelektronen haben, weisen ähnliche chemische Eigenschaften auf, wie aus der Anordnung im modernen Periodensystem ersichtlich ist. Bei Hauptgruppenelementen, die mit Buchstaben versehene Gruppennummer ist gleich der Anzahl der Valenzelektronen und die Zeilennummer ist gleich der höchsten Hauptquantenzahl dieses Elements.

Jedes Element in einer Gruppe hat die gleiche Anzahl an Elektronen zum Verbinden verfügbar. Weiter unten in der Gruppe, wird die Hauptquantenzahl um eins erhöht, während die Anzahl der Valenzelektronen gleich bleibt. Die beiden ganz linken Spalten des Periodensystems bilden den S-Block.

Bei diesen Elementen, tritt das letzte Elektron in ein s-Orbital ein. Elemente der Gruppe 1, mit Ausnahme von Wasserstoff, werden als Alkalimetalle bezeichnet und sind extrem reaktiv, da sie nur ein Valenzelektron haben. Elemente der Gruppe zwei sind die Erdalkalimetalle, mit zwei Elektronen in der Valenzhülle.

Die sechs Säulen am rechten Ende bilden den p Block. Die Valenzhülle dieser Elemente hat s-Orbitale vollständig besetzt und das letzte Elektron besetzt ein p-Orbital. Von Gruppe drei A bis Gruppe acht A, erhöht sich die Anzahl der Elektronen in p-Orbitalen um eins.

Die Edelgase haben acht Valenzelektronen mit Ausnahme von Helium, das zum S Block gehört, und nur zwei Elektronen hat. Der d Block besteht aus den zehn Spalten, die zwischen dem s und p Block positioniert sind. Diese Elemente werden als Übergangsmetalle bezeichnet.

Das letzte Elektron tritt in das d-Orbital ein, die Hauptquantenzahl um eins kleiner als die Zeilennummer. Die vierte Reihe füllen die drei Orbitale auf, die fünfte Reihe, die vier d-Orbitale und so weiter. Innere Übergangselemente bilden den f-Block und lassen das letzte Elektron in ein f-Orbital eintreten.

Die Hauptquantenzahl der f-Orbitale, die sich über jede Zeile füllen, ist um zwei kleiner als die Zeilennummer. In der sechsten Reihe füllen sich die vier f-Orbitale, und in der siebten Reihe, die fünf f-Orbitale. Zu den innere Übergangselementen gehören die Lanthanoide-und die Actinoide.

Die Anzahl der Spalten in jedem Block gibt an, wie viele Elektronen in der Unterebene des Blocks gefüllt werden können. Zwei Spalten im s-Block entsprechen einem s-Orbital mit zwei Elektronen, sechs Spalten im p-Block entsprechen drei p-Orbitalen mit sechs Elektronen dar, während zehn Spalten im d-Block den fünf d-Orbitalen mit je zwei Elektronen entsprechen. Schließlich umfasst der f-Block vierzehn Spalten unter Angabe der maximalen Kapazität von sieben f-Orbitalen.