Periodensystem

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Periodensystem der Elemente mit Elektronenkonfiguration
Periodensystem der Elemente mit Schmelz- und Siedepunkt, Elektronegativität und Dichte

Das Periodensystem (Langfassung Periodensystem der Elemente, abgekürzt PSE) ist eine Anordnung aller chemischen Elemente, bei der diese mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihren chemischen Eigenschaften zusammengefasst in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen dargestellt werden.

Der Name Periodensystem (von altgriechisch περίοδος períodos, deutsch ‚Umgang, Umlauf, Kreislauf‘)[1] bezieht sich darauf, dass sich die Eigenschaften der Elemente periodisch wiederholen.[2]

Es wurde 1869 unabhängig voneinander und fast identisch von zwei Chemikern aufgestellt, zunächst von dem Russen Dmitri Mendelejew (1834–1907) und wenige Monate später von dem Deutschen Lothar Meyer (1830–1895).[3][4] Historisch war das Periodensystem für die Vorhersage der Entdeckung neuer Elemente und deren Eigenschaften von besonderer Bedeutung, da die Eigenschaften eines Elements vorhergesagt werden können, wenn die Eigenschaften der umgebenden Elemente im Periodensystem bekannt sind.[5] Heute dient es vor allem der Übersicht und der Berechnung chemischer Reaktionen.

Bis 2016 wurden die Elemente 1 (Wasserstoff) bis 118 (Oganesson) lückenlos entdeckt oder erzeugt und beschrieben.[6][7] In der Natur kommen die Elemente der Ordnungszahlen 1 bis 94 vor, wobei Technetium (Ordnungszahl 43), Promethium (61), Astat (85), Neptunium (93) und Plutonium (94) in der Natur in so geringen Mengen vorkommen, dass sie zuerst künstlich erzeugt und beschrieben wurden.[8] Unter den 94 natürlichen Elementen sind 83 primordial, das heißt, 83 Elemente sind seit der Entstehung der Erde existent, während 11 aus den natürlichen Zerfallsreihen der primordialen Elemente gebildet werden.[9] Die Elemente der Ordnungszahlen 95 bis 118 wurden künstlich erzeugt.[9] Die zuletzt entdeckten Elemente 113, 115, 117 und 118 wurden am 30. Dezember 2015 von der IUPAC bestätigt, womit das Periodensystem bis zur siebten Periode vollständig ist.[10]

Darstellung

Nachstehend ist das Periodensystem in seiner heute bekanntesten Form als Langperiodensystem wiedergegeben:[11]

Ein über die Ordnungszahl 118 hinausgehendes Periodensystem befindet sich unter Erweitertes Periodensystem. Bilder der jeweiligen Elemente finden sich in der Bildtafel der chemischen Elemente.

Aufbau im Detail

Die Anordnung der Atome im Periodensystem ist durch die Elektronenkonfiguration erklärbar.[12] Das Periodensystem bezieht sich auf Atome im elektrisch neutralen (elementaren) Zustand.

Aufbau der Atome

Jedes Atom besteht aus einem positiv geladenen Atomkern und einer negativ geladenen Elektronenhülle.[13] Die Anzahl der Ladungen in Kern und Hülle sind im elementaren Zustand gleich. Die Ladungsträger des Atomkerns sind die positiv geladenen Protonen.[13] Deren Anzahl repräsentiert die Ordnungs- bzw. Kernladungszahl des Atoms.[13] Derzeitig kennt man Atome mit 1 bis 118 Protonen. Jeder Atomkern ist von einer Elektronenhülle umgeben.[13] Die Ladungsträger der Elektronenhülle sind die negativ geladenen Elektronen.[13] Stimmt deren Anzahl mit der Anzahl der Protonen im Kern überein, handelt es sich um ein elektrisch neutrales Atom, da sich die Ladungen kompensieren, andernfalls um ein Ion.

Neutronen

Außer dem Wasserstoff-Isotop 1H enthält jeder Atomkern neben den positiv geladenen Protonen auch elektrisch neutrale Neutronen. Neutronen haben fast soviel Masse wie die Protonen, aber keine Ladung.[13] Für die Systematik des Periodensystems spielen die Neutronen zwar keine Rolle, aber bei der Stabilität von Atomkernen[14] (mit einem Maximum der Stabilität des Atomkerns bei Eisen und Nickel mit etwa 60 Neutronen) und bei der Herausbildung von Isotopen.[15] Dementsprechend wirken sich die Neutronen und Protonen auf die Elementhäufigkeit aus.[15] Bei Elementen, die kein stabiles Isotop besitzen (radioaktive Elemente), wird im Periodensystem die Masse des langlebigsten Isotops angezeigt.[16]

Kernmasse und Atommasse

Die Kernmasse beschreibt die Masse des Atomkerns. Er berechnet sich aus der Masse der Protonen und Neutronen, abzüglich der Bindungsenergie des Kerns. Die Protonen und Neutronen werden als Bestandteile des Atomkerns als Nukleonen bezeichnet (von lat. nucleus für ‚Kern‘).[13] Aufgrund der Bindungsenergie kann ein Atom bis zu knapp einem Prozent leichter als die Summe seiner Komponenten sein. Die Atommasse (früher Atomgewicht genannt) berücksichtigt zusätzlich die Masse der Elektronen der Hülle, abzüglich der Bindungsenergie dieser Elektronen. Auf Grund der geringen Masse der Elektronen ist sie nur wenige Zehntausendstel größer als die Kernmasse. Ein Proton ist 1836-fach schwerer als ein Elektron.[17] Obwohl die Elektronen eine viel geringere Masse haben, ist ihr Volumen viel größer. Ein Atomkern hat einen Durchmesser von etwa 1 bis 10 fm, während ein Atom (also mit den Elektronen) je nach Anzahl der Elektronen mit einem Durchmesser von 0,1 nm (entsprechend 1 Ångström) bis 1 nm einen 10.000 bis 100.000-fach größeren Durchmesser aufweist.[18][19]

Informationen im Periodensystem

Atomradien nach der Ordnungszahl
Erste Ionisationsenergie nach der Ordnungszahl

Einige Eigenschaften der Elemente lassen sich in bestimmten Positionen und Bereichen des Periodensystems finden oder mit ihm voraussagen:

Vergleicht man die Stoffeigenschaften von Elementen, deren Atome dieselbe Anzahl Valenzelektronen besitzen, finden sich viele Übereinstimmungen. Diese Gemeinsamkeiten kommen auch durch die Anordnung der Elemente im Periodensystem zum Ausdruck. Die Elemente mit nur einem von möglichen acht Valenzelektronen in der äußersten Schale stehen jeweils an erster Stelle in ihrer Periode. Die sich daraus ergebende „Spalte“ im Periodensystem wird 1. Hauptgruppe genannt und die darin enthaltenen Elemente werden unter der Bezeichnung Alkalimetalle zusammengefasst.[20] In der 2. Hauptgruppe befinden sich die Erdalkalimetalle. Die Elemente der 3. bis 5. Hauptgruppe werden eher selten mit einem eigenen Überbegriff bezeichnet: die Elemente der 3. Hauptgruppe als Erdmetalle[21] oder Triele,[22] die der 4. Hauptgruppe als Tetrele[22] und die der 5. Hauptgruppe als Pnikogene[21] oder Pentele.[22] Elemente der 6. Hauptgruppe werden als Chalkogene bezeichnet.[21] Die Elemente mit sieben Außenelektronen in der äußersten Schale stehen an jeweils vorletzter Stelle in ihrer Periode. Die sich daraus ergebende „Spalte“ im Periodensystem wird 7. Hauptgruppe genannt und die darin enthaltenen Elemente werden unter der Bezeichnung Halogene zusammengefasst.[21] Die Elemente mit acht Elektronen in der äußersten Schale, das heißt mit einer voll aufgefüllten äußersten Schale, stehen an jeweils letzter Stelle in ihrer Periode in der 8. Hauptgruppe und werden unter der Bezeichnung Edelgase zusammengefasst. Die verschiedenen Hauptgruppen werden teilweise auch nach ihren jeweiligen Vertretern in der 2. Periode benannt, als Berylliumgruppe, Borgruppe, Kohlenstoffgruppe, Stickstoffgruppe oder Sauerstoffgruppe.[23] In der untersten und den obersten Perioden gibt es allerdings Abweichungen in den chemischen Eigenschaften der Elemente, denn Wasserstoff aus der ersten Hauptgruppe (in der ersten Periode) besitzt Eigenschaften eines Nichtmetalls, denn es nimmt ein Bindungselektron auf und wird erst bei sehr hohen Drücken metallisch.[24] Das Edelgas Radon aus der achten Hauptgruppe (in der sechsten Periode) kann mit anderen elektronegativen Elementen unter Abgabe eines Valenzelektrons reagieren und erhält dann metallische Eigenschaften.[25]

Die Masse nimmt aufgrund der ansteigenden Anzahl von Protonen, Neutronen und Elektronen von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K, Te vor I, Co vor Ni, Th vor Pa). Der Atomradius nimmt zwar von oben nach unten zu (mit Ausnahme des Ionenradius bei der Lanthanoidenkontraktion), aber von links nach rechts ab (bei Hauptgruppenelementen), da nach rechts die Atome ihre Elektronen stärker anziehen, was durch eine ansteigende Elektronegativität beschrieben wird. Die Elektronegativität nimmt aufgrund des ansteigenden Atomradius und der daraus folgenden Abnahme der Anziehung von positiv geladenem Atomkern und negativ geladenen Elektronen von oben nach unten ab, von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase). Die Ionisierungsenergie nimmt wie die Elektronegativität von oben nach unten ab, von links nach rechts zu.

Der Metallcharakter nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab. Die Basizität der Oxide nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts ab. Je höher die Ordnungszahl wird, desto weniger eignet sich die Systematik des Periodensystems zur Vorhersage der Stoffeigenschaften, da aufgrund der höheren Ladung des Atomkerns die Geschwindigkeit kernnaher Elektronen und somit relativistische Effekte zunehmen.[26]

Schrägbeziehungen

Im Periodensystem gibt es Schrägbeziehungen zwischen Elementen, die schräg untereinander stehen. Diese umfassen Ähnlichkeiten zwischen Lithium und Magnesium, Beryllium und Aluminium, Bor und Silicium. Eine weitere Schrägbeziehung ist der Grimmsche Hydridverschiebungssatz.[27] Eine ungewöhnliche Beziehung zwischen Elementen ist die Springer-Beziehung nach Michael Laing, die in Analogie zur Schachfigur des Springers dadurch gekennzeichnet ist, das manche metallische Elemente ab der vierten Periode in einigen Merkmalen (z. B. Schmelzpunkte und Siedepunkte) ähnliche Eigenschaften wie ein metallisches Element besitzen, das eine Periode höher (also darunterliegend im Periodensystem) und zwei Gruppen nach rechts liegt.[28] Beispiele sind Zink und Zinn, die gleiche Eigenschaften bei einer Legierung mit Kupfer, bei der Beschichtung von Stahl und bei der biologischen Verwendung als Spurenelement aufweisen.[28] Weitere Beispiele sind Cadmium und Blei oder Silber und Thallium.[28] Weiterhin gibt es im Periodensystem die First-Member Anomaly, das heißt, die ersten Mitglieder einer Gruppe im Periodensystem haben manche abweichende physikalische Eigenschaften im Vergleich zu Elementen der gleichen Gruppe aus höheren (im Periodensystem darunterliegenden) Perioden.[28] Beispiele für die First-Member Anomaly ist die Gasförmigkeit von Wasserstoff, Stickstoff und Sauerstoff im Gegensatz zu anderen Vertretern der jeweiligen Gruppe oder die Oxidationszahlen von Sauerstoff im Vergleich zu Schwefel und anderen Vertretern der gleichen Gruppe.[28]

Elektronenkonfiguration

Schematische Darstellung der ersten drei Elektronenschalen (K, L und M). Dieses Modell entspricht keinem realen Atom, denn die M-Schale nimmt nur dann (bis zu) 18 Elektronen auf, wenn sie nicht die äußerste Schale ist, d. h. nur bei Elementen ab der 4. Periode.

Im Atom sind die Elektronen in Orbitalen organisiert, von denen jedes Orbital maximal zwei Elektronen enthält. Die Orbitale sind wiederum in Schalen organisiert, beschrieben durch die Hauptquantenzahl der Elektronen. Die Elektronen können sich nur auf solchen Orbitalen aufhalten, die eine ganzzahlige Hauptquantenzahl haben. Jede dieser Schalen kann auf Grund des Pauliprinzips (keine zwei Elektronen in einem Atom stimmen in allen vier Quantenzahlen überein) nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen. In der ersten Schale (K-Schale) sind das zwei Elektronen, in der zweiten (L-Schale) acht Elektronen, in der dritten Schale (M-Schale) 18 Elektronen und in der vierten Schale (N-Schale) 32 Elektronen.[29] Das Periodensystem kann nach dem Aufbau der Elektronenschalen in Blöcke unterteilt werden. Die Besetzung der Schalen erfolgt nach dem Aufbauprinzip,[4] woraus sich die Elektronenkonfiguration der Elemente ergibt. Dabei werden die Elektroneschalen nach dem Aufbauprinzip genauer in Unterschalen unterteilt, die sich aus der Quantenmechanik ergeben. Die innerste Schale, die K-Schale, kann nur von zwei Elektronen besetzt werden.[30] Damit gibt es auch nur zwei chemische Elemente, deren Atome ausschließlich diese innerste Schale nutzen. Das sind Wasserstoff (Ordnungszahl 1) und Helium (Ordnungszahl 2). Sie bilden in der Darstellung des Periodensystems die oberste „Zeile“ (1. Periode).

Die Atomhülle des nächstfolgenden Elements, von Lithium (Ordnungszahl 3) hat drei Elektronen. Das dritte Elektron befindet sich auf einer weiter außen liegenden Elektronenschale, der L-Schale.[30] Diese zweite Schale kann maximal von acht Elektronen besetzt werden. Genauer befinden sich diese acht Elektronen in den Unterschalen 2s mit maximal zwei Elektronen und 2p mit maximal sechs Elektronen.[30] Entsprechend enthält die 2. Periode neben dem Lithium sieben weitere Elemente (mit vier bis zehn Elektronen), dargestellt in der zweiten „Zeile“. Die Atome des Elementes mit der Ordnungszahl 11 (Natrium) besitzen jeweils eine weitere Elektronenschale, die die L-Schale umgibt und mit einem Elektron besetzt ist. Diese dritte Schale, die M-Schale, kann als äußerste Schale wiederum von maximal acht Elektronen besetzt werden. Somit bilden nach Natrium weitere sieben Elemente bis zur Ordnungszahl 18 (Argon) die dritte „Zeile“ (3. Periode) im Periodensystem.

Die Elektronen der jeweils äußersten Schale nennt man Außenelektronen, Leuchtelektronen,[12] oder besser: Valenzelektronen. Nur sie spielen eine Rolle für die Bildung von chemischen Verbindungen aus den Atomen der Elemente durch Ausbildung einer chemischen Bindung. Die Anzahl der Valenzelektronen nimmt bei den Elementen einer „Zeile“ (Periode) in den ersten drei Perioden immer von links nach rechts zu. Bei den Atomen des Wasserstoffs und Heliums sind das eine bzw. die beiden Elektronen der Atomhülle zugleich Außenelektronen. Bei den Atomen der Elemente der 2. und 3. Periode befinden sich die Außenelektronen in der L- bzw. M-Schale, sodass Lithium und Natrium jeweils ein, Neon und Argon jeweils acht Außenelektronen haben.

Blöcke

Darstellung der Blöcke mit den Unterschalen in unterschiedlichen Farben
Anordnung der Schalen und Blöcke nach Energieniveaus sortiert, entsprechend dem Madelung-Energieschema, die Besetzung der Atomorbitale mit Elektronen erfolgt in Pfeilrichtung

Die Blöcke werden nach der Form der Atomorbitale in s- (für sharp ‚scharf umrissen‘), p- (für principal ‚wesentlich‘), d- (für diffuse ‚diffus‘) und f-Block (für fundamental) unterteilt. Jedes Orbital kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen. Dabei wird nach dem Aufbauprinzip und der Hundschen Regel jedes Orbital eines Typs zunächst mit einem Elektron besetzt, bevor ein zweites Elektron in ein Orbital aufgenommen wird. Der s-Block liegt bei den ersten beiden Hauptgruppen und umfasst die Alkalimetalle und Wasserstoff mit einem Valenzelektron und die Erdalkalimetalle und Helium mit zwei Valenzelektronen.[31][32] Ab der 2. Periode tritt der p-Block auf mit sechs Orbitalen und maximal zwölf Elektronen auf. Ab der vierten Periode kommt für die Übergangsmetalle der d-Block hinzu mit zehn Orbitalen und maximal 20 Elektronen hinzu. Ab der sechsten Periode tritt der f-Block für die Lanthanoide und Actinoide auf mit 14 Orbitalen und maximal 28 Elektronen.[33] Die Anzahl der Elektronen in den verschiedenen Blöcken folgt der Beziehung 4 n + 2, mit n = 0 für s-Orbitale, n = 1 für p-Orbitale, n = 2 für d-Orbitale und n = 3 für f-Orbitale.

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

Gruppierung nach Metallen (gelb), Metalloiden (ocker schwarz umrandet), Nichtmetallen (türkis) und nicht zugeordnete Elemente (grau), in Ansätzen erstmals 1869 durch Gustavus Detlef Hinrichs beschrieben.[34]
Kategorisierungen von Nichtmetallen
Reaktive Nichtmetalle Edelgase
H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Nichtmetalle Halogene Edelgase
H, C, N, P, O, S, (Se) F, Cl, Br, I, At He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Fest Flüssig Gasförmig
C, P, S, Se, I, At Br H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Elektronegative
Nichtmetalle
Stark elektronegative
Nichtmetalle
Edelgase
H, C, P, S, Se, I N, O, F, Cl, Br He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Mehratomige
Elemente
Zweiatomige
Elemente
Einatomige
Elemente (Edelgase)
C, P, S, Se H, N, O, F, Cl, Br, I He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

In den ersten Hauptgruppen des Periodensystems befinden sich die Metalle, gefolgt von den Halbmetallen bis hin zu den Nichtmetallen. Metalle bilden mit Nichtmetallen (mit Ausnahme der reaktionsträgen Edelgase) Salze.[35] Metalle besitzen nach der Elektronengastheorie eine hohe elektrische Leitfähigkeit und bilden untereinander Legierungen,[36] während die Nichtmetalle bei Raumtemperatur kaum elektrisch leitend sind. Die Einteilung erfolgt anhand der elektrischen Leitfähigkeit am absoluten Nullpunkt (0 Kelvin, entsprechend −273,15 °C), bei der die elektrische Leitfähigkeit der Nichtmetalle null ist.[37] Die Halbmetalle sind von ihren Eigenschaften her eine Zwischenform zwischen Metallen und Nichtmetallen.[38] Bei einer Redox-Reaktion zwischen Metallen und Nichtmetallen (mit Ausnahme der Edelgase) zu Salzen ziehen die Metalle ihre Valenzelektronen kaum an, während Nichtmetalle sie stark anziehen, weil das Erreichen einer leeren (bei Metallen) beziehungsweise vollen Schale an Valenzelektronen (bei Nichtmetallen) einen energetisch günstigen Zustand darstellt. Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall sind die Valenzelektronen näher am Kern eines Nichtmetalls lokalisiert, was durch die Elektronegativität eines Elements als Maß der Anziehung von Valenzelektronen beschrieben wird.[39][40] Je stärker ein Element ein Valenzelektron aus einer chemischen Bindung anzieht, desto höher ist seine Elektronegativität.[39][41] Je größer der Unterschied der Elektronegativitäten zweier Elemente bei einer chemischen Bindung ist, desto stärker ändert sich der Charakter der chemischen Bindung von einer kovalenten Bindung hin zu einer ionischen Bindung.[42] Entsprechend der jeweiligen Anziehung der Valenzelektronen dissoziieren Salze in einer Lösung mit einem polaren Lösungsmittel in ein positiv geladenes Ion (Kation) des Metalls und ein negativ geladenes Ion (Anion) des Nichtmetalls. Da bei Salzen die Ionen die Ladungsträger sind, und nicht die Elektronen wie bei den Metallen, leiten sie elektrischen Strom nur in geschmolzenem oder dissoziiertem Zustand.[43]

Übergangsmetalle

Diese Anordnung der Elemente in Hauptgruppen wird ab der 4. Periode allerdings unterbrochen. In der 4. und 5. Periode befinden sich zwar auch die Valenzelektronen der Atome der jeweils ersten beiden Elemente (Ordnungszahl 19 Kalium und 20 Calcium bzw. 37 Rubidium und 38 Strontium) nur in der äußersten Schale, der N- bzw. O-Schale, bei den gemäß ihrer Ordnungszahl jeweils folgenden 10 Elementen (Ordnungszahl 21 bis 30 bzw. 39 bis 48)[44] jedoch nicht. Diese besitzen in der zweitäußersten Schale (M- bzw. N-Schale*) zusätzliche Kapazitäten für maximal 10 Elektronen, von denen wenigstens eines als Valenzelektron fungieren kann, während sich in der N- bzw. O-Schale höchstens zwei Elektronen befinden. Die aus diesen Elementen gebildeten „Spalten“ des Periodensystems, die sich auch auf die 6. und 7. Periode erstrecken, werden Nebengruppen genannt. Wegen Besonderheiten in der Aufteilung der Elektronen auf die beiden äußeren Schalen beginnt der Block der Nebengruppenelemente nicht mit der 1., sondern mit der 3. Nebengruppe, und die 1. und 2. Nebengruppe folgt auf die 8. Nebengruppe, die jeweils 3 Elemente pro Periode beinhaltet. Bei den Nebengruppenelementen handelt es sich ausschließlich um Metalle, die Übergangsmetalle, mit den Ordnungszahlen 21 bis 30, 39 bis 48, 57 bis 80 und 89 bis 112.[44] Bei allen auf das letzte Nebengruppenelement der 4. und 5. Periode folgenden Hauptgruppenelementen ist die M- bzw. N-Schale bereits mit 18 Elektronen gefüllt. Stattdessen wird bei diesen Elementen mit steigender Ordnungszahl die äußerste Schale auf maximal 8 Elektronen aufgefüllt.

In den Perioden 6 und 7 folgen auf die nach ihrer Ordnungszahl ersten Elemente des Nebengruppenblocks (57 Lanthan bzw. 89 Actinium) jeweils 14 Elemente (Ordnungszahl 58 bis 71 bzw. 90 bis 103), bei denen in der drittäußersten Elektronenschale, der N- bzw. O-Schale**, weitere Kapazitäten für maximal 14 Elektronen frei sind, während sich in der zweitäußersten (O- bzw. P-Schale) meistens acht, und in der äußersten (P- bzw. Q-Schale) höchstens zwei Elektronen befinden. Bis zum Element 57 (Lanthan) bleibt die äußerste N-Schale leer, obwohl die O- und P-Schale teilweise mit Elektronen besetzt sind.[45] Da sich bei diesen 28 Elementen also die Unterschiede im Bau der Atomhülle im Wesentlichen auf die drittäußerste Schale beschränken, sind sie in ihren Eigenschaften einander sehr ähnlich.[45] Deshalb stehen sie alle in derselben, nämlich der 3. Nebengruppe. Sie werden nach dem gemäß der Ordnungszahl jeweils ersten Nebengruppenelement ihrer Periode als Lanthanoide (6. Periode) und Actinoide (7. Periode) bezeichnet. Alle Lanthanoiden besitzen in der dritten O-Unterschale ein Elektron und in der ersten P-Unterschale zwei Elektronen.[45] Bei allen auf das letzte Actinoid bzw. Lanthanoid folgenden Neben- und Hauptgruppenelementen besitzt die N- bzw. O-Schale bereits 32 Elektronen. Stattdessen wird bei den Nebengruppenlementen mit steigender Ordnungszahl die zweitäußerste Schale auf maximal 18 Elektronen und bei den sich anschließenden Hauptgruppenelementen endlich auch die äußerste Schale auf maximal 8 Elektronen aufgefüllt.

* bei den besagten Elementen der 4. Periode nur die M-Schale, bei denen der 5. Periode auch die N-Schale
** bei den besagten Elementen der 6. Periode nur die N-Schale, bei denen der 7. Periode auch die O-Schale

Andere Klassifikationsmethoden richten sich nach dem natürlichen Vorkommen in Mineralien (Goldschmidt-Klassifikation) oder nach der Kristallstruktur.

Radioaktive Elemente

Als weitere Informationen, die aber mit der Elektronenkonfiguration und daher mit der Stellung im PSE nichts zu tun haben, sind die radioaktiven Elemente gekennzeichnet:

Das Element 82 (Blei) ist das letzte Element, von dem stabile, also nicht radioaktive Isotope existieren.[46] Alle nachfolgenden (Ordnungszahl 83 und höher) sind ausnahmslos radioaktiv und somit instabil. Dabei ist 83 (Bismut) ein Sonderfall oder Grenzfall mit einer extrem langen Halbwertszeit. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 82 sind zwei Stoffe enthalten, die radioaktiv, also deren Atomkern instabil ist und zu einem Zerfall neigt: 43 (Technetium) und 61 (Promethium).[8]

So bleiben tatsächlich nur 80 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen – alle anderen sind radioaktive Elemente. Von den radioaktiven Elementen sind nur Bismut, Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden,[47] da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde oder länger haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind bis auf ein Isotop des Plutoniums entweder wie das Radium intermediäre Zerfallsprodukte einer der drei natürlichen radioaktiven Zerfallsreihen oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Elemente mit Ordnungszahlen über 94 können nur künstlich hergestellt werden; obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen, wurden aufgrund ihrer kurzen Halbwertszeiten bis heute noch keine Spuren von ihnen in der Natur gefunden. Das letzte bislang nachgewiesene Element ist Oganesson mit der Ordnungszahl 118, dieses hat allerdings nur eine Halbwertszeit von 0,89 ms. Vermutlich gibt es bei höheren Ordnungszahlen eine Insel der Stabilität.[48]

Geschichte

Briefmarkenblock der UdSSR (1969) zur Ehrung von Dmitri I. Mendelejew, anlässlich des 100. Jahrestages seines richtungweisenden Vortrages zu den Kernthesen zum Periodensystem vor der Russischen Gesellschaft für Chemie im März 1869
Periodensystem von Lothar Meyer, veröffentlicht in "Die modernen Theorien der Chemie" (1864)[49]

Die Entwicklung des Periodensystems der Elemente begann 1817 mit Johann Wolfgang Döbereiners Triaden und endete 1869 mit der noch heute gültigen systematischen Anordnung von Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer. Die Datierung der Entdeckung solcher chemischen Elemente, die bereits seit der Frühzeit oder Antike bekannt sind, ist nur ungenau und kann je nach Literaturquelle um mehrere Jahrhunderte schwanken. Sicherere Datierungen sind erst ab dem 18. Jahrhundert möglich. Bis dahin waren erst 15 Elemente als solche bekannt und beschrieben: 12 Metalle (Eisen, Kupfer, Blei, Bismut, Arsen, Zink, Zinn, Antimon, Platin, Silber, Quecksilber und Gold) und drei Nichtmetalle (Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor).

Die meisten Elemente wurden im 19. Jahrhundert entdeckt und wissenschaftlich beschrieben. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts waren nur noch zehn der natürlichen Elemente unbekannt. Seither wurden vor allem schwer zugängliche, oftmals radioaktive Elemente dargestellt. Viele dieser Elemente kommen nicht in der Natur vor und sind das Produkt von künstlichen Kernverschmelzungsprozessen. Erst im Dezember 1994 wurden die beiden künstlichen Elemente Darmstadtium (Eka-Platin) und Roentgenium (Eka-Gold) hergestellt. Bis zu einer Festlegung der Elementnamen werden neue Elemente mit systematischen Elementnamen bezeichnet.

Anfang des 19. Jahrhunderts stellte Johann Wolfgang Döbereiner erstmals einen Zusammenhang zwischen der Atommasse und den chemischen Eigenschaften einzelner Elemente fest. Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois entwickelte 1862 eine dreidimensionale Darstellung, wobei er die Elemente nach steigenden Atomgewichten schraubenförmig auf einem Zylinder anordnete. 1863 stellte John Alexander Reina Newlands eine nach Atommassen geordnete Tabelle der Elemente in Achtergruppen (Gesetz der Oktaven) auf.

Das moderne Periodensystem wurde von Lothar Meyer (1830–1895) und Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1834–1907) entwickelt. Dabei ordneten sie ebenfalls die chemischen Elemente nach steigenden Atommassen, wobei sie Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (Anzahl der Valenzelektronen) untereinander anordneten. Meyer veröffentlichte eine erste Version 1864 in seinem Buch "Die modernen Theorien der Chemie"[49], beide publizierten ihre Ergebnisse im Jahre 1869 und erhielten für ihre Arbeit 1882 gemeinsam die Davy-Medaille der britischen Royal Society. Daneben wurden von Heinrich Adolph Baumhauer und Julius Quaglio Versuche unternommen, das System spiralförmig darzustellen. Mit Hilfe des Periodensystems sagte Mendelejew 1871 die Existenz von drei Elementen vorher, weil diese die entsprechenden Lücken in seinem Periodensystem ausfüllen würden. Aus diesem Grunde „erfand“ er die Vorsilbe Eka (sanskr. „eins“) und bezeichnete diese Elemente mit Ekasilizium, Ekaaluminium und Ekabor nach dem jeweils leichteren, in den Eigenschaften ähnlichsten Element. Ekaaluminium wurde 1875 von Paul Émile Lecoq de Boisbaudran entdeckt und nach Frankreich, dem Land der Entdeckung, Gallium genannt. Ekabor wurde 1879 von Lars Fredrik Nilson entdeckt und mit dem Namen Scandium – zu Skandinavien – versehen. Ekasilizium wurde 1886 von Clemens Winkler entdeckt und erhielt dem Entdeckungsland Deutschland nach die Bezeichnung Germanium. Im 20. Jahrhundert wurde der Aufbau der Atome entdeckt, die Periodizität wurde durch den Aufbau der Elektronenhülle erklärt. Die älteste erhaltene Schautafel des Periodensystems stammt aus dem Zeitraum zwischen 1879 und 1886 und befindet sich in der University of St. Andrews.[50]

Johann Wolfgang Döbereiner (Triadensystem)

Johann Wolfgang Döbereiner

Johann Wolfgang Döbereiner verglich zwischen 1817 und 1829 die Eigenschaften chemischer Elemente, ohne die eigentliche innere Struktur von Atomen zu kennen. Am 16. Juli 1817 erwähnte er in einem Brief an Hofrat Ferdinand Wurzer zum ersten Mal die Bezeichnung Triaden für sein in Entwicklung befindliches System.[51] Döbereiner hatte bemerkt, dass die Atommassen (damals „Atomgewichte“) der drei einander ähnlichen Elemente Barium (137,327 u), Strontium (87,62 u) und Calcium (40,078 u) den Mittelwert 88,5 u ergaben, also den ungefähren Wert von Strontium. Hieraus schöpfte er anfänglich den Verdacht, Strontium bestünde aus Barium und Calcium, was er aber in entsprechenden Versuchen hierzu nicht bestätigt fand.[52]

Im Jahre 1829 veröffentlichte Döbereiner eine Schrift mit dem Namen Versuch zu einer Gruppierung der elementaren Stoffe nach ihrer Analogie und somit das erste wissenschaftlich fundierte Ordnungssystem der chemischen Elemente.[53]

Döbereiner erstellte Gruppen von jeweils drei Elementen, die sogenannten „Triaden“:

Element Atommasse Dichte Element Atommasse Dichte
Cl 035,5 1,56 g/l Ca 040,1 1,55 g/cm³
Br 079,9 3,12 g/l Sr 087,6 2,60 g/cm³
I 126,9 4,95 g/l Ba 137 3,50 g/cm³

Es gelang ihm, 30 von damals 53 bekannten Elementen mit Hilfe des Triadensystems einzuordnen. Vertikale Triaden: die Alkalien (Lithium, Natrium, Kalium), die alkalischen Erden (Calcium, Strontium, Barium), die Salzbildner (Chlor, Brom, Iod) und die Säurebildner (Schwefel, Selen, Tellur). Fluor würde sich problemlos mit in die Triade der Salzbildner einordnen lassen. Laut Döbereiner sollte es aber das erste Glied einer Triade bilden, von welcher die anderen beiden Elemente noch nicht entdeckt waren. Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff wurden von Döbereiner isoliert betrachtet, obwohl Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff eine akzidentelle Triade bilden würden. Weiterhin gelang es ihm nicht, die Erdmetalle und die Elemente Cadmium, Antimon, Bismut, Gold, Wolfram und Tantal in Triaden einzuordnen. Die Platinmetalle bilden zwei Triaden: zum einen Platin, Iridium und Osmium, zum anderen Palladium, Rhodium und Pluran. Die Existenz des Elements Pluran wurde bereits zu Döbereiners Zeiten von Johann Christian Poggendorff angezweifelt. Johann Wolfgang Döbereiner legte mit der Triadenregel den Grundstein für die Entwicklung des Periodensystems.

Das Triadensystem Döbereiners wurde in den darauffolgenden Jahren u. a. von Leopold Gmelin (neue Triaden) und von Ernst Lenßen erweitert. Lenßen legte nur das Atomgewicht der Elemente zu Grunde und ließ die anderen Eigenschaften außen vor (akzidentelle Triaden). Auf diese Weise konnte er 1857 alle damals bekannten Elemente nach dem Triadenprinzip einordnen.

John A. R. Newlands (Gesetz der Oktaven)

John A. R. Newlands

John Alexander Reina Newlands fand 1864 heraus, dass sich bei Ordnung der Elemente nach steigender Atommasse die chemischen Eigenschaften in jeder achten Position wiederholen, was er mit den Oktaven aus der Musik verglich. Er nannte seine Entdeckung Gesetz der Oktaven. Siehe auch: Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois

Das Gesetz der Oktaven nach John A. R. Newlands

Die Edelgase waren John A. R. Newlands noch nicht bekannt.

Dmitri Mendelejew und Lothar Meyer (Periodensystem)

Periodensystem von Lothar Meyer, veröffentlicht in "Die modernen Theorien der Chemie" (1864)[54]
Dmitri Mendelejew
Lothar Meyer

Das moderne Periodensystem wurde von Lothar Meyer (1830–1895) und Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1834–1907) entwickelt. Meyer veröffentlichte eine erste Version 1864 in seinem Buch "Die modernen Theorien der Chemie",[54] beide publizierten ihre Ergebnisse im Jahre 1869 und erhielten für ihre Arbeit 1882 gemeinsam die Davy-Medaille der britischen Royal Society. In Russland wird im Gedenken an Mendelejew auch heute noch das Periodensystem als Tabliza Mendelejewa bezeichnet.

Sie haben die bekannten Elemente nach steigender Atommasse (damals Atomgewichte genannt) und nach Verhaltensähnlichkeit in verschiedenen Intervallen untereinander angeordnet, wobei ihnen die Ähnlichkeiten wichtiger erschienen als die exakte Reihenfolge nach Atommassen, wie man es bei Tellur und Iod aus der Liste von Mendelejew ersehen kann. Ihre Theorie ging bereits soweit, dass sie einige Stellen frei ließen, für die sie die Existenz von bisher noch unbekannten Elementen postulierten.

Dass diese Anordnung richtig war, bestätigte sich erstens durch die Erkenntnis, dass sich die Atommassen nicht kontinuierlich erhöhen, weil sich die meisten Elemente aus Isotopen unterschiedlicher Massen zusammensetzen. Deren zufällige Häufigkeitsverteilung führt dazu, dass Argon mit Kalium, Cobalt mit Nickel sowie Tellur mit Iod ihre Plätze gegenüber der Massenreihenfolge vertauschen (siehe Liste der Isotope). Zweitens wurde durch die Entdeckung der atomaren Strukturen, insbesondere dem Orbitalmodell, eine Erklärung für die Periodizität geliefert.

Periodensystem nach Mendelejew, 1869[55]
Ti = 50,0 Zr = 90,0 ? = 180,0
V = 51,0 Nb = 94,0 Ta = 182,0
Cr = 52,0 Mo = 96,0 W = 186,0
Mn = 55,0 Rh = 104,4 Pt = 197,4
Fe = 56,0 Ru = 104,4 Ir = 198,0
Ni = 59,0
Co = 59,0
Pd = 106,6 Os = 199,0
H = 1 Cu = 63,4 Ag = 108,0 Hg = 200,0
Be = 9,4 Mg = 24,0 Zn = 65,2 Cd = 112,0
B = 11,0 Al = 27,4 ? = 68,0 Ur = 116,0 Au = 197?,
C = 12,0 Si = 28,0 ? = 70,0 Sn = 118,0
N = 14,0 P = 31,0 As = 75,0 Sb = 122,0 Bi = 210?,
O = 16,0 S = 32,0 Se = 79,4 Te = 128?,
F = 19,0 Cl = 35,5 Br = 80,0 J = 127,0
Li = 7 Na = 23,0 K = 39,0 Rb = 85,4 Cs = 133,0 Tl = 204,0
Ca = 40,0 Sr = 87,6 Ba = 137,0 Pb = 207,0
? = 45,0 Ce = 92,0
?Er = 56,0 La = 94,0
?Yt = 60,0 Di = 95,0
?In = 75,6 Th = 118?
Die Farben geben die heutige Zuordnung der Elemente an:
Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, 3. Hauptgruppe, 4. Hauptgruppe, 5. Hauptgruppe,
6. Hauptgruppe, Halogene, Übergangsmetalle, Lanthanoide, Actinoide.

Entdeckung vorhergesagter Elemente

Mendelejew sagte 1871 die Existenz von drei Elementen vorher, weil diese die entsprechenden Lücken in seinem Periodensystem ausfüllen würden. Aus diesem Grunde „erfand“ er die Vorsilbe Eka (sanskr. „eins“) und bezeichnete diese Elemente mit Ekasilizium, Ekaaluminium und Ekabor nach dem jeweils leichteren, in den Eigenschaften ähnlichsten Element.

Henry Moseley (Moseleysches Gesetz)

H.G.J. Moseley entdeckte 1913 das Moseleysche Gesetz, in dem ein Zusammenhang zwischen der Ordnungszahl eines Elements und der Frequenz einer Spektrallinie der charakteristischen Röntgenstrahlung formuliert ist. Er hatte erkannt, dass nicht die Atommasse, sondern die Ordnungszahl (Kernladungszahl, entspr. Anzahl Protonen im Kern) die richtige Reihenfolge der Elemente im Periodensystem bestimmt. Diese Reihenfolge konnte Moseley experimentell festlegen.[56]

Moseley lieferte mit seinem Gesetz eine Bestätigung für die Richtigkeit der Ordnung der Elemente im Periodensystem und konnte gleichzeitig die exakte Anzahl der damals noch unbekannten Elemente (die noch bestehenden Lücken im Periodensystem) vorhersagen.

Langperiodensystem

Das Langperiodensystem

Einschließlich aller Blöcke hat das heutige vollständige Periodensystem (Langperiodensystem) 32 Spalten bzw. Gruppen, ohne den f-Block dagegen nur 18 Spalten. Im Langperiodensystem gibt es keine Lücken.[57] Die Beziehung des f-Blocks zu den anderen Blöcken wird durch die Positionierung dargestellt.[58] William B. Jensen empfahl das Langperiodensystem, da die Lanthaniden und Actiniden in kürzeren Periodensystemen Studenten als unwichtig und langweilig erscheinen würden.[59] Trotz der Vollständigkeit wird das Langperiodensystem wegen seines für den Buchdruck unhandlichen Formats selten verwendet,[60] sondern in der verkürzten Form von Seaborg.[61]

2019: Internationales Jahr des Periodensystems

Die Vereinten Nationen (UN) haben 2019 zum „Internationalen Jahr des Periodensystems der chemischen Elemente“ (IYPT 2019) erklärt: Damit wollen sie weltweit das Bewusstsein dafür wecken, wie Chemie nachhaltige Entwicklung fördern sowie Lösungen für weltweite Herausforderungen bei Energie, Bildung, Landwirtschaft oder Gesundheit bieten kann. Es sollen so auch die jüngsten Entdeckungen und Benennungen vierer „superschwerer“ Elemente des Periodensystems mit den Ordnungszahlen 113 (Nihonium), 115 (Moscovium), 117 (Tenness) und 118 (Oganesson) bekannter gemacht werden. Die Widmung fällt zudem mit dem 150. Jahrestag der Entwicklung des Periodensystems zusammen.[62]

Periodensystem der Entdecker

Dieses Periodensystem gibt einen Überblick über die Entdecker bzw. Erzeuger der einzelnen Elemente durch Anklicken der Elementenkennung. Für die Elemente, für die kein Entdecker/Erzeuger bekannt ist, wird der aktuelle historische Wissensstand unter dem Übersichtsplan kurz wiedergegeben.

Gruppe 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Periode
1 H
+
He
+
2 Li
+
Be
+
B
+
C
+
N
+
O
+
F
+
Ne
+
3 Na
+
Mg
+
Al
+
Si
+
P
+
S
+
Cl
+
Ar
+
4 K
+
Ca
+
Sc
+
Ti
+
V
+
Cr
+
Mn
+
Fe
+
Co
+
Ni
+
Cu
+
Zn
+
Ga
+
Ge
+
As
+
Se
+
Br
+
Kr
+
5 Rb
+
Sr
+
Y
+
Zr
+
Nb
+
Mo
+
Tc
+
Ru
+
Rh
+
Pd
+
Ag
+
Cd
+
In
+
Sn
+
Sb
+
Te
+
I
+
Xe
+
6 Cs
+
Ba
+
*
+
Hf
+
Ta
+
W
+
Re
+
Os
+
Ir
+
Pt
+
Au
+
Hg
+
Tl
+
Pb
+
Bi
+
Po
+
At
+
Rn
+
7 Fr
+
Ra
+
**
+
Rf
+
Db
+
Sg
+
Bh
+
Hs
+
Mt
+
Ds
+
Rg
+
Cn
+
Nh
+
Fl
+
Mc
+
Lv
+
Ts
+
Og
+
*
 
La
+
Ce
+
Pr
+
Nd
+
Pm
+
Sm
+
Eu
+
Gd
+
Tb
+
Dy
+
Ho
+
Er
+
Tm
+
Yb
+
Lu
+
**
 
Ac
+
Th
+
Pa
+
U
+
Np
+
Pu
+
Am
+
Cm
+
Bk
+
Cf
+
Es
+
Fm
+
Md
+
No
+
Lr
+
Zeitpunkt der Entdeckung
vor 1800 1800–1849 1850–1899 1900–1949 1950–1999 seit 2000

Alternative Periodensysteme

Die Form des Periodensystems von Dmitri Mendelejew hat sich durchgesetzt. Dennoch gab (und gibt) es weitere Vorschläge für alternative Ordnungen der Elemente nach ihren Eigenschaften.

Kein alternatives Periodensystem, aber dennoch eine deutlich anders aussehende Darstellung ist das Kurzperiodensystem, bei dem Haupt- und Nebengruppen ineinander verschachtelt sind.

Literatur

  • Ekkhard Fluck, Klaus G. Heumann: Periodensystem der Elemente: physikalische Eigenschaften; [chemische, biologische und geologische Eigenschaften]. 5. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2012, ISBN 978-3-527-33285-4.
  • K. Seubert: Das natürliche System der Elemente von Lothar Meyer u. D. Mendelejew. Ostwalds Klassiker der exakten Wissenschaften, Bd. 68, 1895 (Nachdruck 1990).
  • Periodensystem interaktiv! (CD-ROM für Windows und Mac OS X), Welsch & Partner, Tübingen.
  • Stephen G. Brush: The reception of Mendeleev's Periodic Law in America and Britain, Isis, Band 87, 1996, S. 595–628.
  • Johannes Willem van Spronsen: The Periodic System of Chemical Elements. A History of the First Hundred Years, Amsterdam, London und New York (Elsevier) 1969
  • Masanori Kaji, Helge Kragh, Gábor Palló(Hrsg.): Early responses to the periodic system, Oxford UP 2015
  • Eric Scerri: The periodic table. Its story and its significance, Oxford UP 2007

Weblinks

 Commons: Periodensystem – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
 Wiktionary: Periodensystem – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1. Wilhelm Pape, Max Sengebusch (Bearb.): Handwörterbuch der griechischen Sprache. 3. Auflage, 6. Abdruck. Vieweg & Sohn, Braunschweig 1914 (zeno.org [abgerufen am 6. März 2019]).
  2. Peter Kurzweil, Paul Scheipers: Chemie: Grundlagen, Aufbauwissen, Anwendungen und Experimente. Springer-Verlag, 2011, ISBN 978-3-834-88280-6, S. 34.
  3. Eric Scerri: Mendeleev to Oganesson. Oxford University Press, 2018, ISBN 978-0-190-66854-9, S. 236.
  4. a b Hans P. Latscha, Helmut A. Klein: Anorganische Chemie. Springer-Verlag, 2007, ISBN 978-3-540-69865-4, S. 37.
  5. T. Gray: The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2. S. 6.
  6. Chemistry: Four elements added to periodic table. In: BBC News. 4. Januar 2016, archiviert vom Original am 4. Januar 2016; abgerufen am 12. September 2018 (englisch).
  7. Nicholas St. Fleur: Four New Names Officially Added to the Periodic Table of Elements. In: New York Times. 1. Dezember 2016, archiviert vom Original am 14. August 2017; abgerufen am 12. September 2018 (englisch).
  8. a b Winfried Koelzer: Lexikon zur Kernenergie. KIT Scientific Publishing, 2013, ISBN 978-3-731-50059-9, S. 50.
  9. a b J. Emsley: Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, New. Auflage, Oxford University Press, New York, NY 2011, ISBN 978-0-19-960563-7.
  10. Discovery and Assignment of Elements with Atomic Numbers 113, 115, 117 and 118 - IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry. In: iupac.org. 8. Juni 2016, abgerufen am 15. März 2019 (englisch).
  11. Walter de Gruyter GmbH & Co KG: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2016, ISBN 978-3-110-49585-0, Band 1, S. 82.
  12. a b Klaus Bethge: Physik der Atome und Moleküle. John Wiley & Sons, 2012, ISBN 978-3-527-66255-5, Kapitel 8, 13.
  13. a b c d e f g Erwin Riedel: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-110-90172-6, S. 4–6.
  14. Bogdan Povh: Teilchen und Kerne. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-97475-5. S. 11
  15. a b Eric R. Scerri: The Periodic Table. Oxford University Press, USA, 2007, ISBN 978-0-195-30573-9. S. 259–265.
  16. N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. Pergamon Press, 1984. ISBN 978-0-08-022057-4. S. 24–27.
  17. Harald Fritzsch: Elementarteilchen. C.H.Beck, 2004, ISBN 978-3-406-50846-2, S. 23.
  18. Erwin Riedel: Atombau, chemische Bindung, chemische Reaktion. Walter de Gruyter, 1992, ISBN 978-3-110-13208-3, S. 9, 10.
  19. Peter Kurzweil, Paul Scheipers: Chemie. Springer-Verlag, 2011, ISBN 978-3-834-88280-6. S. 16.
  20. Ralf Geiß: Vom Atom zum Periodensystem der Elemente. Ralf Geiss, 2015, S. 29.
  21. a b c d Norbert Kuhn, Thomas M. Klapötke: Allgemeine und Anorganische Chemie. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-36866-0, S. XII, XIII.
  22. a b c Erwin Riedel, Hans-Jürgen Meyer: Allgemeine und Anorganische Chemie. Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2018, ISBN 978-3-110-58395-3, S. 62.
  23. Andreas von Usedom: Stoffe, Materie, Periodensystem, chemische Bindungen. Mentor, 2003, ISBN 978-3-580-64131-3, S. 40.
  24. Theodore L. Brown, Bruce Edward Bursten, Harold Eugene LeMay: Chemie. Pearson Deutschland GmbH, 2011, ISBN 978-3-868-94122-7, S. 281.
  25. Richard Edward Stanley: Noble Gases. U.S. Environmental Protection Agency, 1975, S. 376, 377.
  26. Chemie: Risse im Periodensystem. In: spektrum.de. Abgerufen am 19. Januar 2019.
  27. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 654.
  28. a b c d e Eric R. Scerri: The Periodic Table. Oxford University Press, USA, 2007, ISBN 978-0-195-30573-9. S. 272–276.
  29. Erwin Riedel: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-110-90172-6, S. 54.
  30. a b c Wolfgang Pfeiler: Quanten, Atome, Kerne, Teilchen. Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2017, ISBN 978-3-110-44571-8, S. 238.
  31. R. Myers: The basics of chemistry. Greenwood Publishing Group, Westport, CT 2003, ISBN 978-0-313-31664-7, S. 61–67.
  32. R. Chang: Chemistry, 7. Auflage, McGraw-Hill, New York 2002, ISBN 978-0-07-112072-2, S. 289–310, 340–42.
  33. C. Jones: d- and f-block chemistry. J. Wiley & Sons, New York 2002, ISBN 978-0-471-22476-1, S. 2, OCLC 300468713.
  34. G. D. Hinrichs: On the classification and the atomic weights of the so-called chemical elements, with particular reference to Stas's determinations Archiviert vom Original am 2. August 2016. In: Proceedings of the American Association for the Advancement of Science. 18, Nr. 5, 1869, S. 112–124.
  35. Volkher Biese, Uwe Bleyer, Manfred Bosse: Chemie: Grundlagen, Anwendungen, Versuche. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-322-92801-6, S. 161.
  36. Volkher Biese, Uwe Bleyer, Manfred Bosse: Chemie: Grundlagen, Anwendungen und Versuche aus der Technik. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-322-94378-1, S. 82.
  37. Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle. Walter de Gruyter, 2013, ISBN 978-3-110-30797-9, S. 149.
  38. M. S. Silberberg Chemistry: The molecular nature of matter and change (4th ed.). New York: McGraw-Hill, 2006. ISBN 0-07-111658-3. S. 536.
  39. a b Francis A. Carey, Richard J. Sundberg: Advanced Organic Chemistry. Springer Science & Business Media, 2007, ISBN 978-0-387-44897-8, S. 8, 9.
  40. Linus Pauling: The nature of the chemical bond. IV. The energy of single bonds and the relative electronegativity of atoms. In: Journal of the American Chemical Society. 54, 1932, S. 3570–3582, doi:10.1021/ja01348a011.
  41. Eintrag zu electronegativity. In: IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). doi:10.1351/goldbook.E01990 Version: 2.3.3.
  42. Melvin D. Joesten, John L. Hogg, Mary E. Castellion: The World of Chemistry: Essentials. Cengage Learning, 2007, ISBN 978-0-495-01213-9, S. 94, 95.
  43. Richard E. Dickerson, Harry B. Gray, M. Darensbourg: Prinzipien der Chemie. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-110-85487-9, S. 133.
  44. a b Michaela Krieger-Hauwede, Jen-Hui Chang: Holleman/Wiberg Anorganische Chemie, Band 2: Nebengruppenelemente, Lanthanoide, Actinoide, Transactinoide. 103. Auflage, Walter de Gruyter GmbH & Co KG, 2016, ISBN 978-3-110-49590-4, S. 1537.
  45. a b c Ernst Grimsehl: Grimsehl Lehrbuch der Physik. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-322-96431-1, S. 242.
  46. Hans-Ulrich Harten: Physik für Mediziner. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-22293-5, S. 77.
  47. Roland Lindner: Kern- und Radiochemie. Springer-Verlag, 1961, Reprint 2013, ISBN 978-3-642-87162-7, S. 229.
  48. Chemie: Insel der Schwergewichte. In: spektrum.de. Abgerufen am 19. Januar 2019.
  49. a b Julius Lothar Meyer: Die modernen Theorien der Chemie (1864), Tabelle auf S. 137.
  50. Im Giftschrank: Älteste Kopie des Periodensystems gefunden. In: spektrum.de. Abgerufen am 19. Januar 2019.
  51. Biographisch-Litheratisches Handwörterbuch zu Geschichteder exacten Wissenschaften, J. C. Poggendorf, Johann Ambrosius Barth Verlag, Leipzig 1863, Bd. II, S, 1377.
  52. Döbereiners Feststellungen zu Calcium, Barium und Strontium.
  53. Versuch zu einer Gruppierung der elementaren Stoffe nach ihrer Analogie von J. W. Döbereiner.
  54. a b Meyer, Julius Lothar; Die modernen Theorien der Chemie (1864); table on page 137, https://reader.digitale-sammlungen.de/de/fs1/object/goToPage/bsb10073411.html?pageNo=147
  55. Dimitri Mendelejew: Ueber die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente. In: Zeitschrift für Chemie. 1869, S. 405–406.
  56. H.R. Christen, Allgemeine Chemie, 1972.
  57. Eric Scerri: A Tale of 7 Elements: Element 61—Promethium. Oxford University Press (USA), 2013, ISBN 978-0-19-539131-2, S. 175–194 (190). Archiviert vom Original am 10. September 2017: „... no interruptions in the sequence of increasing atomic numbers ...“
  58. S. B. Newell: Chemistry: An introduction. Little, Brown and Company, 1980, ISBN 978-0-316-60455-0, S. 196 (Abgerufen am 27. August 2016).
  59. William B. Jensen: Classification, symmetry and the periodic table. In: Comp. & Maths. With Appls.. 12B, Nr. I/2, 1986. Abgerufen im Januar 2017.
  60. M. R. Leach: Concerning electronegativity as a basic elemental property and why the periodic table is usually represented in its medium form. In: Foundations of Chemistry. 15, Nr. 1, 2012, S. 13–29. doi:10.1007/s10698-012-9151-3.
  61. P. Thyssen, K. Binnemans: Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths: Accommodation of the Rare Earths in the Periodic Table: A Historical Analysis, Band 41. Elsevier, 2011, ISBN 978-0-444-53590-0, S. 76.
  62. Badische Zeitung: Unterm Strich: Wenn’s stinkt und kracht. In: Badische Zeitung. 2. Januar 2019, abgerufen am 21. Januar 2019.
    2019 wird Internationales Jahr des Periodensystems. Chemie-Verbände Baden-Württemberg, 12. Januar 2018, abgerufen am 21. Januar 2019.