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Das Periodensystem der Elemente

Gruppe 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 I II III IV V VI VII VIII Periode 1 1H 2He 2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 4 19K 20Ca 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 5 37Rb 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 6 55Cs 56Ba * 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 7 87Fr 88Ra ** 104Rf 105Db 106Sg 107Bh 108Hs 109Mt 110Ds 111Rg 112Uub 113Uut 114Uuq 115Uup 116Uuh 117Uus 118Uuo
Lanthanoide * 57La 58Ce 59Pr 60Nd 61Pm 62Sm 63Eu 64Gd 65Tb 66Dy 67Ho 68Er 69Tm 70Yb 71Lu Actinoide ** 89Ac 90Th 91Pa 92U 93Np 94Pu 95Am 96Cm 97Bk 98Cf 99Es 100Fm 101Md 102No 103Lr

Alkalimetalle Erdalkalimetalle Lanthanoide Actinoide Übergangsmetalle sonstige Metalle Halbmetalle Halogene Edelgase sonstige Nichtmetalle Inhalt:
1.Geschichte
2.Zusammenhang zwischen Atombau und Stellung im PSE
3.Zusammenhang zwischen Eigenschaften und Stellung im PSE
4.Quellen

1. Geschichte:
Im Altertum waren bereits 12 Elemente (unter anderem Silber, Zink, Eisen, Zinn, Blei, Kohlenstoff und Schwefel) bekannt. Bis zum Ende des 17. Jahrhunderts kamen Phosphor und Wismut (Bissmut) dazu. Die meisten neuen Elemente wurden am Anfang des 19. Jahrhunderts entdeckt und eine Ordnung der Elemente wurde nötig.
1829 stellte Doebereiner das System der Triaden auf. Triaden sind Gruppen von 3 in ihren Eigenschaften ähnlichen Elementen, von denen die Atommasse des mittleren Elementes das arithmetische Mittel der Atommassen der beiden anderen Elemente ist.
Lithium Calcium Chlor Schwefel
Natrium Strontium Brom Selen

Kalium Barium Iod Tellur
1865 stellte John A. R. Newlands (1838-1898) eine Übersicht von 62 Elementen, die nach ihren Atommassen geordnet waren, auf. Er stellte fest, dass nach 7 Elementen eines folgt, das dem 1. ähnlich ist. Er berücksichtigte allerdings nicht, dass noch nicht alle Elemente bekannt waren
1869 entwickelten Lothar Meyer (1830-1895) und Dimitri Iwanowitsch Mendelejew (1834-1907) unabhängig voneinander Tafeln, die dem heutigen Periodensystem der Elemente entsprechen. Sie ließen auch Platz für noch nicht gefundene Elemente. Mendeljew machte sogar Voraussagen über Eigenschaften noch unbekannter Elemente.
Als Clemens Winkler 1886 das Element Germanium fand, bestätigte er damit die Zweckmäßigkeit des Periodensystems der Elemente.
Eigenschaften vorausgesagt für Es gefunden Ge       Relative Atommasse 72 72,6 Dichte in g/cm³ 5,5 5,4 Formel und Dichte des Oxides EsO2; 4,7 g/cm³ GeO2; 4,7g/cm³ Formel und Eigenschaften des Chlorids EsCl4 ; flüssig; Dichte 1,9 g/cm³ GeCl4; flüssig; Dichte: 1,84 g/cm³
Henry G. J. Moseley führte Untersuchungen der Röntgenspektren von 38 Elementen mit den Ordnungszahlen von 13 (Aluminium) bis 79 (Gold) durch und erkannte dadurch die linearen Beziehungen zwischen den zugehörigen Frequenzen und Ordnungszahlen der Elemente. Er wies so die richtige Einordnung der Elemente aufgrund der Atommassen nach und stellte das Fehlen von 14 Elementen nach Lanthan sowie der Elemente 43, 61, 72 und 75 nach. Er änderte das Ordnungsprinzip und erklärte die Periodizität durch den Aufbau der Elektronenhülle.

2. Zusammenhang zwischen Atombau und Stellung im PSE:
Ein Atom besteht aus einem Atomkern mit elektrisch positiv geladenen Protonen und einer Atomhülle mit elektrisch negativ geladenen Elektronen. Die Anzahl aller Protonen ist gleich der Anzahl der Elektronen. Diese Zahl ist bei jedem Element unterschiedlich und wird im Periodensystem durch die Ordnungszahl angegeben. Das Element mit der geringsten Anzahl an Protonen und Elektronen ist Wasserstoff mit der Ordnungszahl 1.

Die Atomhülle wird in verschiedene Elektronenschalen gegliedert. Elektronenschalen sind Aufenthaltsräume für Elektronen mit ähnlicher Entfernung vom Atomkern. Jede Elektronenschale kann nur eine bestimmte Anzahl an Elektronen aufnehmen. Diese Anzahl berechnet sich aus der Formel 2n²:
Elektronenschale n Maximale Elektronenanzahl
18
32

50
Die Anzahl der Elektronenschalen wird durch die Nummer der Periode angegeben. In der 1. Periode ist nur die 1. Schale besetzt, in der 2. Periode auch die 2. Schale,... (gilt nur für Hauptgruppenelemente)

2.Periode:
Die Nummer der Hauptgruppe gibt die Anzahl der Außenelektronen in der Atomhülle und die Anzahl elektrischer Ladungen positiver Ionen an. Die Elemente der 1. Hauptgruppe haben 1 Außenelektron, die der 2. Gruppe 2 Außenelektronen,...
Die Einteilung des Periodensystems in Haupt- und Nebengruppen ergibt sich dadurch, dass bei Nebengruppenelementen nicht die äußerste, sondern die zweitäußerste Schale mit Elektronen aufgefüllt wird. Bei den Lanthaniden/ Lanthanoiden und den Actiniden/Actinoiden wird die drittäußerste Schale aufgefüllt.
Im Wesentlichen bestimmt die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Elektronenschale das chemische Verhalten eines Atoms, deshalb haben die Elemente der einzelnen Gruppen, da sie die gleiche Anzahl an Elektronen auf der äußeren Schale haben, vergleichbare chemische Eigenschaften.

3. Zusammenhang zwischen Eigenschaften und Stellung im PSE:

3.1. Metallcharakter:
Im Periodensystem bilden die links stehenden Elemente mit Ausnahme des Wasserstoffs Elementsubstanzen, die zu den Metallen gehören. Alle Elementsubstanzen der Nebengruppenelemente sind Metalle. Aufgrund der wenigen Außenelektronen in der Atomen dieser Elemente bilden sich zwischen den Atomen Metallbindungen.

Eigenschaften der Elemente der 3.Periode:
Na Mg Al Si P S Cl Ar
metall.Eigenschaften nichtmetall.Eigenschaften
<==================== =======================>

nehmen zu nehmen zu
Metallische und nichtmetallische Eigenschaften der Elemente ändern sich mit steigender Ordnungszahl. Der Metallcharakter nimmt innerhalb einer Periode ab.

Eigenschaften der Elemente der IV. Hauptgruppe:
C Nichtmetall
Si Halbmetall (nichtmetallische + metallische Eigenschaften)
Ge Halbmetall (nichtmetallische + metallische Eigenschaften)
Sn Metall
Pb Metall
Innerhalb der Hauptgruppe nimmt der Metallcharakter zu.

3.2. Azidität/Basizität:
Metalle und Nichtmetalle bilden mit Sauerstoff Oxide, die zum Teil mit Wasser reagieren. Diese wässrigen Lösungen sind alkalisch bzw. sauer.Oxide von Elemanten der 1. bis 3. Hauptgruppe können mit Wasser zu Hydroxiden reagieren Bringt man diese Hydroxide in Wasser, so lösen sie sich teilweise. Dabei bilden sich unterschiedlich starke alkalische Lösungen.
Oxide von Nichtmetallen können mit Wasser saure Lösungen bilden. Besonders ausgeprägt ist das bei Oxiden von Elementen der 5. bis 7. Hauptgruppe.
Die Azidität nimmt also von unten nach oben und links nach rechts zu. Dadurch entsteht eine von oben links nach unten rechts verlaufende Diagonale an Elementen mit neutralen Oxiden.

3.3. Ionenbildungsvermögen:
Viele Atome der Hauptgruppenelemente können durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen Ionen bilden. Atome der links im Periodensystem stehenden Elemente besitzen nur wenige Elektronen in der äußeren Elektronenschale. Sie können durch deren Abgabe die stabile Elektronenanordnung eines Edelgases erreichen. Dabei entstehen positiv elektrisch geladene Ionen.
Atome der rechts stehenden Elemente besitzen mehr als 4 Elektronen in der äußeren Elektronenschale. Sie können durch Aufnahme weiterer Elektronen die stabile Elektronenanordnung der Edelgase erreichen. Dabei entstehen positiv elektrisch geladene Ionen.
Die Ionisierungsenergie nimmt von unten nach oben und von links nach rechts zu.
3.4. Weitere Eigenschaften
3.4.1. Elektronegativität
Die Elektronegativität gibt die Fähigkeit eines Atoms an die Bindungselektronen anzuziehen.

2.Periode:
Element Li Be B C N O F Ne EN-Wert 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 ---- ===================================================>
Zunahme der EN-Werte

2.Hauptgruppe:
Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ra 0,9
Der Elektronegativitätswert hängt von der Kernladung und vom Atomradius ab. Er ist um so größer, je höher die Kernladung und je kleiner der Atomradius ist. Er nimmt im Periodensystem von unten nach oben und von links nach rechts zu (Ausnahme: Edelgase).
3.4.2. Wertigkeit eines Elements gegenüber Wasserstoff und Sauerstoff
Hauptgruppe I II III IV V VI VII Element Na Mg Al Si P S Cl Höchstwertigkeit gegenüber O2 I
II III IV V VI VII Formel
des Oxids Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7
Hauptgruppe I II III IV V VI VII Element Na Mg Al Si O S Cl Wertigkeit gegenüber H2 I II III IV III II I Wasserstoff-verbindungen NaH MgH2 AlH3 CH4 NH3 H2O HCl Differenz ========================>
<=======================
[Differenz zwischen Achterschale und Außenelektronen (Hauptgruppe)]
Die Höchstwertigkeit der Elemente gegenüber Sauerstoff entspricht der Nummer der Hauptgruppe.
Von der ersten bis vierten Hauptgruppe entspricht die Wertigkeit gegenüber Wasserstoff der Hauptgruppennummer. Von der fünften bis zur achten Hauptgruppe entspricht die Wertigkeit der Differenz zwischen Achterschale und Außenelektronen.

3.4.3. Masse:
Die Masse nimmt im Periodensystem von oben nach unten und von links nach rechts zu (Ausnahmen: Ar vor K; Te vor I; Co vor Ni; Th vor Pa)

3.4.4. Atomradius:
Der Atomradius nimmt im Periodensystem von oben nach unten und von rechts nach links zu (bei Hauptgruppenelementen)

3.4.5. Schrägbeziehungen:
Es existieren Ähnlichkeiten zwischen: Lithium und Magnesium; Beryllium und Aluminium; Bor und Silicium

4. Quellen:
http://de.wikipedia.org/wiki/Periodensystem

http://www.pse-online.de/
Lehrbuch: Chemie Stoffe-Reaktionen-Umwelt; Lehrbuch für Sekundarstufe I Gymnasium; Volk und Wissen Verlag GmbH
Suchmaschine: www.google.de
Patricia Lesch; Kl. 10e

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