Das Periodensystem der Elemente: Theoretische Grundlagen, Eigenschaften und Anwendungen

Einleitung

Das Periodensystem der Elemente (PSE) ist eine tabellarische Anordnung aller bekannten chemischen Elemente, sortiert nach steigender Ordnungszahl (Kernladungszahl, entspricht der Protonenzahl im Atomkern). Dabei sind die Elemente so in Perioden (Zeilen) und Gruppen (Spalten) angeordnet, dass sich chemisch ähnliche Elemente untereinander befinden[1][2]. Der Name Periodensystem verweist darauf, dass bestimmte Eigenschaften der Elemente in regelmäßigen Abständen wiederkehren, wenn man die Liste der Elemente nach steigender Ordnungszahl durchgeht[3]. Dieses Muster wurde 1869 nahezu gleichzeitig von Dmitri I. Mendelejew in Russland und Lothar Meyer in Deutschland erkannt, die unabhängig voneinander erste Periodensysteme publizierten[4]. Mendelejews System erwies sich als besonders nützlich, da er die Existenz und ungefähren Eigenschaften damals noch unentdeckter Elemente korrekt vorhersagen konnte. So sagte Mendelejew z. B. das „Ekabor“ (später Gallium) und „Ekaaluminium“ (später Germanium) voraus, noch bevor diese Elemente gefunden wurden. Die Anordnung nach steigenden Atomgewichten (relativen Atommassen) – die bis dahin üblich war – konnte Ausnahmen wie die Reihenfolge von Kobalt und Nickel nicht zufriedenstellend erklären. Erst 1913 bewies Henry Moseley experimentell, dass die Ordnungszahl (Kernladungszahl) das korrekte Kriterium für die Reihenfolge ist, da sie physikalisch mit der Röntgenspektrallinie eines Elements korrespondiert[5][6]. Seit Moseleys Erkenntnis ist das Periodensystem eindeutig durch die Protonenzahl definiert.

Historisch war das Periodensystem nicht nur ein Ordnungsschema, sondern ein zentrales Hilfsmittel zur Entwicklung der Atomtheorie. Die periodische Gesetzmäßigkeit half, das Konzept von Elektronenschalen und Orbitalen zu etablieren, und umgekehrt erklärte die Quantenmechanik die Ursache der Periodizität. Im Verlauf des 20. Jahrhunderts wurde das Periodensystem stetig erweitert: In den 1890er Jahren entdeckte William Ramsay die Edelgase und ergänzte eine neue Gruppe. Ab den 1940er Jahren gelang Glenn T. Seaborg und Kollegen die künstliche Erzeugung der Transurane (Elemente jenseits Uran, Ordnungszahl 92). Seaborg schlug vor, die Actinoide analog zu den Lanthanoiden als eigene Serie unterhalb des Hauptblocks anzuordnen – ein fundamentales strukturelles Update des Periodensystems. Bis heute wurden alle Elemente der bisher sieben Perioden (Ordnungszahlen 1–118) nachgewiesen oder synthetisiert. Im Jahr 2016 erhielt das Periodensystem seine bislang letzten Namensgebungen, als die Elemente 113 (Nihonium), 115 (Moscovium), 117 (Tenness) und 118 (Oganesson) durch die IUPAC offiziell benannt wurden[7]. Im Jahr 2019 – dem 150. Jubiläum von Mendelejews Veröffentlichung – würdigte die UNESCO die Bedeutung des Periodensystems, indem sie 2019 zum Internationalen Jahr des Periodensystems ausrief[8].

Heute dient das Periodensystem sowohl als Übersicht über alle Elemente und ihre wichtigsten Atomdaten, als auch als Schlüssel zum Verständnis chemischer und physikalischer Trends. Es verbindet Theorie und Praxis: Von der Vorhersage chemischer Reaktionen bis zur Planung neuer Materialien liefert das Periodensystem einen unverzichtbaren Rahmen. Diese Arbeit stellt das Periodensystem umfassend vor – von seinem Aufbau über die Eigenschaften aller Elemente bis zu modernen Anwendungen in Forschung, Technik, Medizin und Industrie.

Systematik und Aufbau des Periodensystems

Perioden und Gruppen: Das Periodensystem besteht aus derzeit sieben Perioden (waagrechte Zeilen). Die Periodennummer entspricht der Zahl der Elektronenschalen im Atom (Hauptquantenzahl n). Die 1. Periode enthält 2 Elemente, die 2. und 3. Periode je 8 Elemente, die 4. und 5. Periode je 18 Elemente, die 6. und 7. Periode je 32 Elemente[9]. In den Gruppen (senkrechte Spalten) stehen Elemente mit ähnlicher Valenzkonfiguration und daher vergleichbaren chemischen Eigenschaften. Die heute von IUPAC standardisierte Gruppennummerierung 1–18 weist den acht Hauptgruppen die Zahlen 1,2 und 13–18 zu (traditionell IA–VIIIA) und den Nebengruppen (Übergangsmetalle) die Gruppen 3–12 (traditionell IIIB–IIB)[10]. Beispielsweise bildet die Gruppe 18 die Edelgase, bekannt für ihre sehr geringe Reaktivität, während Gruppe 17 die hochreaktiven Halogene umfasst[2]. Elemente einer Gruppe besitzen typischerweise die gleiche Anzahl an Valenzelektronen, was ihr ähnliches chemisches Verhalten erklärt.

Lang- und Kurzform: Die Anordnung der Elemente erfolgt in der üblichen mittellangen Form mit 18 Spalten, bei der die Lanthanoid- und Actinoid-Reihen aus Platzgründen unterhalb eingefügt werden[11]. Dadurch wird die Tabelle übersichtlicher, ohne die Periodizität zu verlieren. Würde man die lange Form mit 32 Spalten darstellen, so wären Lanthanoide und Actinoide in die Tabelle integriert, was ein lückenloses Bild ergibt, aber sehr breite Darstellungen erfordert[12][13]. Die Gruppe 3 ist in der langen Form eindeutig mit Scandium (21), Yttrium (39) sowie Lutetium (71) und Lawrencium (103) besetzt – eine Einordnung, die von IUPAC bereits 1988 empfohlen und 2021 erneut bestätigt wurde[14]. (Ältere Darstellungen zeigen stattdessen teils Lanthan (57) und Actinium (89) in Gruppe 3, was jedoch von der modernen Auffassung korrigiert wurde.) Unabhängig von der Darstellungsform bleibt die Sequenz der Ordnungszahlen stets durchgehend – jedes neue Element fügt sich an das vorherige an.

Blöcke und Elektronenkonfiguration: Eine weitere Unterteilung erfolgt nach der Besetzung der Atomorbitale: Man unterscheidet s-Block (Hauptgruppen 1 und 2 sowie Helium), p-Block (Hauptgruppen 13–18), d-Block (Übergangsmetalle in Gruppen 3–12) und f-Block (Lanthanoide und Actinoide). Diese Blöcke entsprechen dem Atomorbital-Typ, in dem das jeweils äußerste Elektron sitzt (s-, p-, d- bzw. f-Orbital)[15]. So besitzen etwa die Alkalimetalle (Gruppe 1) eine Valenzkonfiguration ns^1 (s-Block), die Halogene (Gruppe 17) eine Valenzkonfiguration ns^2 np^5 (p-Block), und die ersten Übergangsmetalle der 4. Periode füllen sukzessive das 3d-Orbital auf (d-Block). Die Einordnung der Elemente folgt dem Aufbauprinzip: Elektronen besetzen der Reihe nach die energieärmsten verfügbaren Orbitale. Niels Bohr postulierte 1920, dass die Elektronenkonfiguration eines Elements der des vorherigen Elements entspricht, erweitert um ein weiteres Elektron („Aufbau der Atome durch Anlagerung von Elektronen“)[16]. Die resultierende Abfolge der Orbitalfüllung (nach Madelung-Regel bzw. n+l-Regel) erklärt die Gruppenstruktur des Periodensystems. Beispielsweise enden die Elemente der 2. Hauptgruppe alle auf s^2-Konfiguration, was ihre gemeinsame Eigenschaft als Erdalkalimetalle bedingt. Die Periodennummer gibt an, welche Hauptquantenzahl n neu begonnen wird; daher steigt bei jedem Periodenwechsel die Hauptschalenzahl um 1 und die Atomradien springen größer (siehe Periodizität).

Abb. 1: Periodensystem der Elemente (deutsche Beschriftung, mittellange Form). In jedem Kästchen sind Ordnungszahl, Symbol und Name angegeben. Zusätzlich sind relative Atommasse (oben), Dichte (unten links) und Elektronegativität (unten rechts) vermerkt, und die Farben der Elemente geben die Stoffklassen an (Metalle, Halbmetalle, Nichtmetalle, Edelgase etc.). Die Perioden 6 und 7 sind aus Platzgründen zweigeteilt; darunter sind Lanthanoide und Actinoide gesondert aufgeführt[17][18]. In der langen Form würden diese Serien in die Haupth Tabelle eingefügt, was allerdings eine 32-spaltige Darstellung erfordert.

Neben der klassischen Tabellenform existieren zahlreiche alternative Periodensysteme (kreisförmig, spiralig, dreidimensional u.a.), die bestimmte Aspekte hervorheben[19]. Im Allgemeinen hat sich jedoch Mendelejews rechteckige Form (mit kleineren Anpassungen) als praktikabelste und informationsreichste Darstellung durchgesetzt.

Detaillierte Beschreibung der Elemente

Im Folgenden werden alle derzeit bekannten 118 Elemente in aufsteigender Reihenfolge ihrer Ordnungszahl beschrieben. Für jedes Element werden die wichtigsten physikalisch-chemischen Eigenschaften angegeben, darunter Symbol, Ordnungszahl, Elektronenkonfiguration, Aggregatzustand bei Raumtemperatur, Dichte, Atomradius, erste Ionisierungsenergie und Elektronegativität (nach Pauling). Ergänzend werden markante Eigenschaften und Anwendungen erwähnt. Die Elemente sind nach Perioden gegliedert, wodurch der periodische Charakter der Eigenschaften ersichtlich wird.

1. Periode: Wasserstoff und Helium

Wasserstoff (H, Z=1) ist das leichteste Element und bei Standardbedingungen ein farbloses, zweiatomiges Gas (H₂). Mit einer Elektronenkonfiguration 1s^1 steht Wasserstoff eigentlich über den Alkalimetallen in Gruppe 1, zeigt aber aufgrund seiner Nichtmetall-Eigenschaften auch Gemeinsamkeiten mit den Halogenen. Wasserstoff besitzt eine sehr geringe Dichte (≈0,09 g/L)[20] und die höchste erste Ionisierungsenergie der 1. Periode (13,6 eV)[20]. Es bildet überwiegend kovalente Verbindungen und tritt in der Chemie vor allem als Bestandteil von Wasser und organischen Verbindungen auf. In technischer Hinsicht ist Wasserstoff als Energieträger (Wasserstoffwirtschaft, z.B. in Brennstoffzellen) und Reduktionsmittel bedeutsam. In der Kernfusion der Sonne spielt Wasserstoff eine zentrale Rolle, und auf der Erde ist flüssiger Wasserstoff ein wichtiger Raketentreibstoff.

Helium (He, Z=2) hat die Elektronenkonfiguration 1s^2 und ist ein Edelgas. Trotz der ähnlichen Elektronenkonfiguration wie die Erdalkalimetalle (voll besetzte s-Schale) wird Helium aufgrund seiner chemischen Inertheit in die Gruppe 18 (Edelgase) eingeordnet[21]. Es ist ein farbloses, einatomiges Gas und zeigt unter allen Elementen das niedrigste Siedepunkt- und Schmelzpunktsverhalten (Flüssig-Helium existiert bis 4 K, festes Helium bildet sich unter Normaldruck gar nicht). Helium hat keine stabile Verbindungen; seine erste Ionisierungsenergie ist mit ~24,6 eV extrem hoch[22], was seine Reaktionsträgheit erklärt. Helium wird aus Erdgas gewonnen und in der Technik etwa als Kühlmittel bei sehr tiefen Temperaturen (z.B. in supraleitenden Magneten für MRT-Geräte) und als Schutzgas verwendet. Aufgrund seiner geringen Dichte (0,178 g/L)[22] findet Helium auch Einsatz in Ballons und Luftschiffen.

2. Periode: Lithium bis Neon

Die zweite Periode beginnt mit Lithium und endet mit Neon und umfasst acht Elemente, in denen die L-Schale (n=2) aufgefüllt wird (Elektronen in 2s- und 2p-Orbitalen).

Lithium (Li, Z=3) ist ein silbrig-weißes Alkalimetall der Gruppe 1. Mit Elektronenkonfiguration [He] 2s^1 ist es sehr reaktiv und wird an der Luft sofort oxidiert. In Wasser reagiert Lithium heftig unter Bildung von Lithiumhydroxid und Wasserstoff. Lithium ist mit einer Dichte von 0,534 g/cm³ das leichteste feste Element[23]. Es hat einen relativ großen Atomradius (≈152 pm) und eine niedrige Ionisierungsenergie (5,39 eV)[23], was seine hohe Reaktivität bedingt. Verwendung findet Lithium vor allem in Lithium-Ionen-Akkumulatoren (Batterien) aufgrund seines geringen Gewichts und der hohen elektrochemischen Potentiale. Außerdem wird es als Legierungselement (z.B. in Aluminium-Lithium-Legierungen für den Leichtbau) und in der Medizin (Lithiumsalze bei der Behandlung bipolärer Störungen) eingesetzt.

Beryllium (Be, Z=4) steht in Gruppe 2 (Erdalkalimetalle) und hat die Konfiguration [He] 2s^2. Es ist ein hartes, sprödes, stahlgraues Metall mit hoher Schmelztemperatur (≈1287 °C). Beryllium bildet im Gegensatz zu den übrigen Erdalkalimetallen keine ausgeprägten basischen Hydroxide und ist weniger reaktiv; in der Reihe der Erdalkalimetalle ist es das mit Abstand kleinste und zeigt aufgrund des hohen Ladungsradius-Verhältnisses atypische Eigenschaften. So löst sich Be(OH)_2 nicht in Wasser (Amphoterie). Beryllium und seine Verbindungen sind hochtoxisch. Technisch wird Beryllium in spezialisierten Anwendungen eingesetzt, etwa in Beryllium-Kupfer-Legierungen (hart, funkenfrei) und als moderat neutronendurchlässiges Material in Nukleartechnik (Neutronenmoderator). Sein Atomradius ist kleiner als der des Lithium (etwa 112 pm) und die Ionisierungsenergie höher (9,32 eV)[24], entsprechend seiner Position weiter rechts in der Periode.

Bor (B, Z=5) ist das erste Element der Gruppe 13 (Borgruppe) und ein Halbmetall. Elektronenkonfiguration: [He] 2s^2 2p^1. In elementarer Form existiert Bor in mehreren allotropen Modifikationen, hauptsächlich als amorphes braunes Pulver oder als äußerst hartes, schwarzes kristallines Netzwerk (β-Rhomboedrisches Bor). Bor hat eine hohe Ionisierungsenergie (~8,30 eV)[25] und eine mittlere Elektronegativität (2,04). Es bildet kovalente Verbindungen, z.B. Borane (BxHy) und komplexe Borate. In der Technik findet Bor u.a. Verwendung in hitzebeständigen Gläsern (Borosilikatglas enthält B_2O_3) und als Dotierungsmittel in der Halbleitertechnologie (p-Dotierung von Silicium). In der Natur ist Bor in Form von Borax und anderen Mineralien enthalten und essentiell in Spuren für Pflanzen.

Kohlenstoff (C, Z=6) ist ein Nichtmetall der Gruppe 14 mit der Konfiguration [He] 2s^2 2p^2. Kohlenstoff kommt in mehreren Allotropen vor, insbesondere als Graphit (weiches, leitfähiges Schichtgitter), Diamant (extrem hartes, isolierendes Kubikgitter) und amorpher Kohlenstoff (Ruß, Kohle). Diese Vielfalt beruht auf der Fähigkeit des Kohlenstoffs, starke kovalente Bindungen in verschiedenen Koordinationsgeometrien zu bilden. Kohlenstoff bildet die chemische Grundlage des Lebens; unzählige organische Verbindungen enthalten C-Ketten oder -Ringe. In der Industrie hat Kohlenstoff vielfältige Bedeutung: Graphit wird als Elektrodenmaterial und Schmiermittel eingesetzt, Diamant als Schleif- und Schneidstoff, und Kohlenstofffasern sind wichtige Verstärkungsmaterialien. Kohlenstoffs erste Ionisierungsenergie beträgt 11,26 eV[26], seine Elektronegativität 2,55 – hoch genug, um in Verbindungen oft Elektronenpaare anzuziehen (z.B. in C=O-Bindungen). Kohlenstoffatome können vier Bindungen ausbilden (Tetravalenze), was die enorme Strukturvielfalt organischer Moleküle ermöglicht.

Stickstoff (N, Z=7) ist ein Nichtmetall der Gruppe 15 (Pnikogene) mit [He] 2s^2 2p^3. Elementarer Stickstoff liegt als zweiatomiges Gas N₂ vor und macht ~78 Vol-% der Erdatmosphäre aus. Die N≡N-Dreifachbindung ist sehr stark, was den Molekül sehr inert macht (hohe Bindungsenergie, erste Ionisierungsenergie 14,53 eV)[27]. Daher reagiert Stickstoff bei Raumtemperatur kaum direkt. Industriell wird aus Stickstoff mittels Haber-Bosch-Verfahren Ammoniak (NH₃) synthetisiert – eine der bedeutendsten chemischen Reaktionen, da Ammoniak zur Düngemittelproduktion (Stickstoffdünger) benötigt wird. Stickstoffverbindungen zeigen oft eine große Bandbreite an Oxidationsstufen von -III (z.B. Ammoniak) bis +V (z.B. Nitrat). Flüssiger Stickstoff (Siedepunkt -196 °C) dient als Kältemittel. In organischen Verbindungen (Aminen, Nitrilen, etc.) ist Stickstoff ebenfalls allgegenwärtig, insbesondere als Bestandteil der Aminosäuren und Nukleobasen (damit essenziell für Proteine und DNA).

Sauerstoff (O, Z=8) hat die Konfiguration [He] 2s^2 2p^4 und gehört zur Gruppe 16 (Chalkogene). Als zweiatomiges Gas O₂ ist Sauerstoff farblos und geruchlos, doch hochreaktiv – es unterhält Verbrennungen und oxidiert viele Materialien. In der Erdatmosphäre sind ~21 % O₂ enthalten, was durch photosynthetische Organismen ständig erneuert wird. Sauerstoff hat eine sehr hohe Elektronegativität (3,44) und Ionisierungsenergie (13,62 eV)[28]. Es bildet stabile Oxide mit fast allen Elementen. Darüber hinaus existiert Sauerstoff als Ozon (O₃), einer allotropen Form mit starker Oxidationswirkung. Sauerstoff ist essentiell für die Zellatmung der meisten Lebewesen – in den Mitochondrien wird O₂ zur Energiegewinnung in Wasser reduziert. Technisch wird Sauerstoff durch fraktionierte Destillation von Luft gewonnen und in Medizin (Sauerstofftherapie), Metallurgie (Autogenschweißen/-schneiden) und Chemie (als Oxidationsmittel) eingesetzt. Flüssiger Sauerstoff ist hellblau und paramagnetisch.

Fluor (F, Z=9) ist das erste Halogen (Gruppe 17) und hat die Elektronenkonfiguration [He] 2s^2 2p^5. Elementares Fluor tritt als gelbliches Gas F₂ auf und ist das reaktivste aller Elemente – es reagiert heftig mit den meisten organischen und anorganischen Stoffen. Fluor hat die höchste Elektronegativität (3,98 auf der Pauling-Skala)[29], zieht also Elektronen in Bindungen extrem stark an, und besitzt eine sehr hohe erste Ionisierungsenergie (17,42 eV). In Verbindungen kommt Fluor fast immer als Fluorid-Anion (F⁻) vor oder kovalent gebunden (z.B. in SF₆, PTFE-Kunststoff). Fluoride finden in der Zahnpflege Verwendung (Fluoridierung zur Kariesprophylaxe) und in der chemischen Industrie (z.B. UF₆ zur Urananreicherung, Fluorkohlenwasserstoffe als Kältemittel – allerdings schädlich für die Umwelt). Wegen seiner Aggressivität wird elementares Fluor nur mit speziellen Techniken gehandhabt (z.B. in Nickel- oder Monel-Metallapparaturen).

Neon (Ne, Z=10) beschließt die 2. Periode und ist ein Edelgas mit voller L-Schale ([He] 2s^2 2p^6). Neon ist ein einatomiges Gas, das chemisch praktisch inert ist – bis heute sind keine stabilen Neon-Verbindungen bekannt. Seine erste Ionisierungsenergie (21,56 eV) ist nach Helium die zweithöchste[30]. Neon leuchtet in Entladungsröhren charakteristisch rötlich-orange (Neonröhren für Leuchtreklame). Aufgrund der geringen Menge in der Luft (ca. 18 ppm) ist Neon relativ teuer. Es wird überwiegend für Beleuchtungszwecke und als Kühlmittel (flüssiges Neon, Sdp. ~27 K) eingesetzt. Neon hat eine sehr niedrige Siedetemperatur (-246 °C) und Dichte (0,9 g/L)[30] ähnlich Helium, was seine physikalisch inertesten Eigenschaften unterstreicht.

3. Periode: Natrium bis Argon

In der dritten Periode wird die M-Schale (n=3) aufgefüllt. Die Elemente Na bis Ar ähneln in vieler Hinsicht ihren Pendants der zweiten Periode, weisen aber aufgrund der höheren Hauptquantenzahl größere Radien und meist geringfügig niedrigere Ionisierungsenergien auf.

Natrium (Na, Z=11) ist ein weiches, silbriges Metall der Gruppe 1 (Alkalimetall) mit Konfiguration [Ne] 3s^1. Es reagiert sehr schnell mit Luft und Wasser (dabei Bildung von Natronlauge und Wasserstoff, mit aufflammender Reaktion). Natrium hat eine geringe Dichte (0,97 g/cm³) und einen großen Atomradius (~186 pm)[31]. Seine erste Ionisierungsenergie beträgt 5,14 eV[32], deutlich niedriger als die des leichteren Lithium – entsprechend ist Natrium noch reaktiver. In Natur und Alltag begegnet man Natrium primär in Form von Salzen, z.B. Natriumchlorid (Kochsalz) im Meer oder als Mineral. Elementares Natrium wird technisch als Kühlmittel in schnellen Brutreaktoren (flüssiges Natrium) oder als Reduktionsmittel in der organischen Synthese eingesetzt. Verbindungen des Natriums (Soda Na₂CO₃, Natron NaHCO₃ etc.) sind großtechnisch bedeutend (Glasherstellung, Lebensmittelzusatz, Seifenherstellung).

Magnesium (Mg, Z=12) ist ein glänzendes, relativ leichtes Metall der Gruppe 2 (Erdalkalimetall) mit [Ne] 3s^2. Es entzündet sich in fein verteilter Form (Magnesiumpulver, -band) an der Luft mit grellweißem Licht zu Magnesiumoxid – früher genutzt für Blitzlicht und Leuchtfackeln. Magnesium hat eine Dichte von 1,74 g/cm³ und ist in festen Legierungen extrem wichtig, z.B. als Bestandteil von Aluminium-Magnesium-Legierungen (leicht und robust, z.B. im Flugzeugbau). Reinmagnesium ist unedel und reagiert mit Säuren unter Wasserstoffentwicklung. In biologischer Hinsicht ist Mg²⁺ als zentrales Ion im Chlorophyll-Molekül unerlässlich für die Photosynthese. Die Ionisierungsenergie (7,65 eV)[33] liegt höher als bei Natrium, was die geringere Reaktivität erklärt – Magnesium reagiert an der Luft erst bei erhöhter Temperatur. In Wasser ist Magnesium (im Gegensatz zu Calcium) bei Raumtemperatur nahezu unlöslich und reagiert kaum, doch in heißem Wasser oder Säure tritt Reaktion ein.

Aluminium (Al, Z=13) ist ein silberweißes Metall der Gruppe 13 ([Ne] 3s^2 3p^1). Es ist das dritthäufigste Element der Erdkruste und das häufigste Metall dort. Aluminium ist bemerkenswert leicht (Dichte ~2,70 g/cm³)[34], relativ weich, aber durch Legierungen (mit Cu, Mg, Si etc.) können sehr feste Leichtbaumaterialien entstehen. An Luft überzieht es sich sofort mit einer dünnen Oxidschicht (Al_2O_3), die es vor weiterer Korrosion schützt – deshalb erscheint Aluminium recht beständig (Passivierung). Seine erste Ionisierungsenergie liegt bei 5,98 eV[35], Elektronegativität 1,61. Chemisch zeigt Al sowohl metallisches Verhalten (Leitung von Strom/Wärme, duktil) als auch in manchen Verbindungen amphotere Eigenschaften (Al(OH)_3 ist sowohl Säure- wie Base-anhydrid). Wichtige Anwendungen sind im Leichtbau (Fahrzeuge, Flugzeuge, Bauwesen), in Elektrotechnik (Leiter) und Verpackungen (Alufolie). Reaktiv ist Aluminium z.B. im Thermit-Verfahren (Al pulver reagiert mit Fe_2O_3 zu elementarem Eisen unter großer Hitze). Die Herstellung reinen Aluminiums erfolgt großtechnisch durch Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid im Hall-Héroult-Prozess.

Silicium (Si, Z=14), ein Halbmetall der Gruppe 14, hat die Konfiguration [Ne] 3s^2 3p^2. Als Element tritt Silicium meist in kristalliner Form mit diamantähnlicher Struktur auf – ein grau glänzender, harter, halbleitender Feststoff. Silicium ist nach Sauerstoff das häufigste Element der Erdkruste, v.a. in Form von Silikaten und Quarz (SiO_2). Reines Silicium wird durch Reduktion von Siliciumdioxid und nachfolgende Reinigungsprozesse (Zone-Refining) gewonnen. Es ist der grundlegende Halbleiter der Elektronikindustrie: Aus hochreinem, gezielt dotiertem Silicium werden die meisten Mikrochips und Solarzellen gefertigt. Chemisch ist Silicium weniger reaktiv als Kohlenstoff – die Si-Si-Bindung ist schwächer als C-C, dafür bindet Si stark an Sauerstoff (beim Erhitzen an Luft entsteht SiO_2-Schutzschicht). Silicium bildet mit Metallen Silicide und mit Halogenen Tetrahalogenide (z.B. SiCl_4). Seine erste Ionisierungsenergie (~8,15 eV) und Elektronegativität (1,90) liegen zwischen denen von Aluminium und Phosphor, was die Zwischenstellung als Halbmetall reflektiert. Typisch für Siliciumchemie sind die Organosilane (Verbindungen mit Si-C-Bindungen) und eine ausgeprägte Neigung zur Bildung polymerer Gerüststrukturen (z.B. Silikone, Polysilicate).

Phosphor (P, Z=15) ist ein Nichtmetall der Gruppe 15 mit [Ne] 3s^2 3p^3. Elementarer Phosphor kommt in mehreren allotropen Formen vor, am bekanntesten sind weißer Phosphor (P_4-Tetraedermoleküle, hochreaktiv und selbstentzündlich an Luft, sehr giftig) und roter Phosphor (polymer, deutlich weniger reaktiv). Phosphor hat eine Elektronegativität von 2,19 und eine erste Ionisierungsenergie von 10,49 eV[36]. In der Natur liegt Phosphor hauptsächlich als Phosphat (PO_4^3–) vor, z.B. in Apatitmineralen. Phosphate sind essentielle Nährstoffe (Bestandteil von DNA, ATP, Knochenapatit). Technisch wird elementarer Phosphor durch Reduktion von Phosphat mit Kohlenstoff im Ofen gewonnen. Weißer Phosphor wurde historisch in Brandmittel und zur Herstellung von Zündhölzern benutzt (heute ersetzt durch roten P aus Sicherheitsgründen). Phosphate werden großflächig als Dünger eingesetzt; ebenfalls wichtig ist Phosphorsäure (z.B. in Rostentfernern, Lebensmitteladditiven). Phosphor kann in Verbindungen Oxidationsstufen von -III bis +V annehmen, ist aber am stabilsten als Phosphat(V). In der Halbleitertechnik findet P Verwendung zur n-Dotierung von Silicium.

Schwefel (S, Z=16) gehört zur Chalkogen-Gruppe 16 und hat die Konfiguration [Ne] 3s^2 3p^4. Im elementaren Zustand kommt Schwefel hauptsächlich als cyclo-S_8 (achtgliedrige Ringe) vor, ein gelber, feststofflicher Nichtmetall mit charakteristischem Geruch (in bestimmten Modifikationen). Schwefel ist in Wasser unlöslich, aber in organischen Lösungsmitteln wie CS₂ gut löslich. Bei ~115 °C schmilzt Schwefel und polymerisiert bei höheren Temperaturen zu viskosen Schwefelketten (dunkelroter Schmelz, „Schwefelbrei“), um bei ~444 °C zu sieden. Chemisch bildet Schwefel vielfältige Verbindungen: Sulfide mit Metallen (z.B. FeS₂, PbS), Sulfoxide, Sulfate (SO_4^2– in Mineralien wie Gips) etc. Verbrennt Schwefel, entsteht Schwefeldioxid SO₂ – verantwortlich für stechenden Geruch von brennenden Streichhölzern und als Vorprodukt der Schwefelsäure. Schwefelsäure (H₂SO₄) ist eine der wichtigsten Grundchemikalien weltweit. Biologisch ist Schwefel in Aminosäuren (Cystein, Methionin) und Coenzymen essentiell. Die Elektronegativität von S beträgt 2,58, die erste Ionisierungsenergie ~10,36 eV[37]. Aufgrund seiner mittleren Elektronennegativität kann Schwefel sowohl oxidieren (z.B. als SO₂ oxidiert es Metalle) wie auch reduzieren (gegenüber stärker elektronegativen Elementen wie O oder Halogenen). Große elementare Schwefellagerstätten finden sich in vulkanischen Gebieten; Schwefel wird auch als Nebenprodukt der Petrochemie (Entfernung aus Erdgas/Öl als H₂S) gewonnen.

Chlor (Cl, Z=17) ist ein gelbgrünes, giftiges Gas aus zweiatomigen Cl₂-Molekülen und gehört zu den Halogenen. Elektronenkonfiguration: [Ne] 3s^2 3p^5. Chlor besitzt eine sehr hohe Elektronegativität (3,16) und reagiert fast so heftig wie Fluor, allerdings kontrollierbarer. Es löst sich in Wasser und bildet Chlorwasser, wobei sich Gleichgewichte mit Hypochloriger Säure (HOCl) einstellen – dies verleiht Chlorwasser seine desinfizierende Wirkung. Technisch wird Cl₂ durch Chloralkali-Elektrolyse (aus NaCl-Lösung) hergestellt und in großen Mengen verwendet: zur Desinfektion von Trink- und Schwimmbadwasser, zur Bleichung von Papier/Zellstoff und vor allem zur Synthese chlororganischer Verbindungen (Lösungsmittel wie Dichlormethan, Kunststoffe wie PVC, usw.). Chlor reagiert direkt mit vielen Metallen zu Chloriden und mit Wasserstoff unter Explosion zu HCl. In der Natur liegt Chlor überwiegend als Chlorid-Anion (Cl⁻) vor, insbesondere in Salzlösungen (Ozean ~2 % Cl⁻) und als Steinsalz (NaCl). Die Ionisierungsenergie von Chlor beträgt 12,97 eV[38]. Elementares Chlor war im Ersten Weltkrieg das erste eingesetzte Kampfgas (erstickend); heute hat es als reines Gas nur noch limitierte Anwendungen aufgrund der Gefährlichkeit, wird aber in situ oft aus Chlorbleichlauge freigesetzt.

Argon (Ar, Z=18) bildet den Abschluss der dritten Periode und ist ein Edelgas mit voll besetzter M-Schale ([Ne] 3s^2 3p^6). Als Edelgas ist Argon ein einatomiges, farb- und geruchloses Gas, das chemisch inert ist (keine stabilen Verbindungen bekannt, unter extremen Bedingungen nur einige Argon-Halogenide wie HArF nachgewiesen). Argon macht etwa 0,934 % der Erdatmosphäre aus – es entsteht ständig durch radioaktiven Zerfall von Kalium-40 in der Erdkruste und reichert sich in der Luft an. Argon wird durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft gewonnen. Technisch dient es als Schutzgas, z.B. beim Schweißen (Argon schützt vor Oxidation der Metalle), beim Begasen von empfindlichen Materialien oder in Glühlampen (Argonfüllung verhindert das Verbrennen des Glühdrahts). Argon hat eine erste Ionisierungsenergie von 15,76 eV[39] und eine sehr geringe Kondensationsneigung (Siedepunkt -186 °C, ähnlich wie Sauerstoff). Trotz seiner Reaktionsträgheit hat Argon physikalisch interessante Eigenschaften: Als Plasma leuchtet es in Gasentladungslampen violett. In Geochronologie nutzt man das ^⁴⁰Ar/^³⁹Ar-Datierungsverfahren, das auf dem radioaktiven Zerfall von Kalium zu Argon basiert.

4. Periode: Kalium bis Krypton

Die vierte Periode enthält 18 Elemente (K bis Kr). Hier kommen erstmals die Übergangsmetalle der 3d-Serie hinzu, was die Periode verlängert. Charakteristisch ist ein gradueller Übergang von sehr reaktiven Metallen (K, Ca) über die variable Chemie der Übergangsmetalle (Sc–Zn) hin zu nichtmetallischen Elementen am Periodenende (Br, Kr).

Kalium (K, Z=19) ist ein silberglänzendes Alkalimetall der 4. Periode, Konfiguration [Ar] 4s^1. Es ähnelt Natrium, ist aber noch weicher und reaktiver. An der Luft entzündet sich Kalium spontan zu Kaliumperoxid und -superoxid, mit Wasser reagiert es explosionsartig unter Feuererscheinung (die Flamme erscheint violett aufgrund der K-Emission). Kalium-Ionen (K⁺) sind essenzielle Elektrolyte in biologischen Systemen (Nervenimpulsleitung, Osmoregulation). In der Natur findet man Kalium in Mineralien (z.B. Kalifeldspat KAlSi₃O₈) und gelöst im Meer. Zur Düngung sind Kaliumsalze (KCl als K-Dünger) unverzichtbar, da K ein Hauptnährelement für Pflanzen ist. Kalium hat eine sehr geringe Ionisierungsenergie (4,34 eV)[40] und einen großen Atomradius (~231 pm)[40], was seine extreme Reaktivität verursacht. In flammenfärbenden Versuchen zeigt Kalium eine charakteristische violette Flammenfärbung. Metallisches Kalium wird technisch durch Reduktion von geschmolzenem KCl (Downs-Prozess analog zur Na-Herstellung) gewonnen, allerdings wegen der Gefährlichkeit nur in kleinen Mengen verwendet (z.B. als starkes Reduktionsmittel in speziellen Synthesen).

Calcium (Ca, Z=20) ist ein glänzendes Erdalkalimetall der Gruppe 2 mit Konfiguration [Ar] 4s^2. Es ist ein relativ weiches (härter als Alkaliemetalle), reaktives Metall, das an Luft eine matte Oxidschicht bildet. Mit Wasser reagiert Calcium unter Bildung von Calciumhydroxid Ca(OH)_2 und Wasserstoff – langsamer als die Alkalimetalle, aber bei Erwärmung deutlich. Calcium-Verbindungen sind allgegenwärtig: Kalkstein (Calciumcarbonat CaCO₃), Gips (CaSO₄·2H₂O) und Phosphate (Apatit) sind geologisch bedeutend. Gebrannter Kalk (CaO) und gelöschter Kalk (Ca(OH)_2) werden seit der Antike als Baustoffe und zur Bodenverbesserung eingesetzt. Biologisch ist Calcium der wichtigste Baustoff für Knochen und Zähne (Hydroxylapatit Ca_5(PO₄)_3OH) und als Ca²⁺-Ion ein zentraler Signalgeber in Zellen (Muskelkontraktion, Neurotransmitter-Freisetzung). Calcium hat eine erste Ionisierungsenergie von 6,11 eV[41] und gibt seine beiden Valenzelektronen leicht ab, wodurch es fast ausschließlich in der Oxidationsstufe +2 auftritt. Elementares Calcium wird technisch durch Schmelzelektrolyse von CaCl₂ gewonnen und als Reduktionsmittel in der Metallurgie verwendet (z.B. zur Entschwefelung von Stahl). Im Kontakt mit Flammen erzeugt Calcium eine ziegelrote Flammenfärbung.

Scandium (Sc, Z=21) ist das erste Übergangsmetall (Gruppe 3) der 4. Periode, Konfiguration [Ar] 3d^1 4s^2. Es ist ein silbrig-weißes Metall, das bei Luftkontakt langsam anläuft (dünne gelbliche Oxidschicht). Scandium ist relativ selten und kommt in der Erdkruste in geringen Konzentrationen in bestimmten Mineralen (z.B. Thortveitit) vor. Chemisch zeigt Scandium meist die Oxidationsstufe +3 (Sc²⁺ wäre in wässriger Lösung zu stark reduziert, analog zu Al³⁺). Scandium(III)-oxid Sc₂O₃ ist ein hochschmelzendes, weißes Pulver. Interessant ist Scandium als Legierungselement: geringe Zusätze (0,1–0,5 %) in Aluminium erhöhen Festigkeit und Korrosionsbeständigkeit deutlich; solche Al-Sc-Legierungen werden etwa in der Luft- und Raumfahrt eingesetzt (obgleich Scandium teuer ist). Die Dichte von Sc beträgt ~3,0 g/cm³[42] – es ist also ein recht leichtes Metall – bei relativ hohem Schmelzpunkt (~1541 °C). Scandiumverbindungen färben Flammen hellrot und werden daher in Hochleistungslampen (Halogen-Metalldampflampen) verwendet. Ionisierungsenergie (erste) ~6,56 eV liegt etwas höher als bei Ca, entsprechend der beginnenden Kernladungserhöhung und d-Orbital-Besetzung.

Titan (Ti, Z=22), ein Übergangsmetall der Gruppe 4, hat die Konfiguration [Ar] 3d^2 4s^2. Titan ist ein silbrig glänzendes, sehr leichtes (Dichte 4,51 g/cm³) und zugleich festes Metall. Es besitzt eine exzellente Korrosionsbeständigkeit, da es sich wie Aluminium mit einer dichten Oxidschicht (TiO_2) passiviert. Titan zeigt in Verbindungen meist die Oxidationsstufen +4 (z.B. TiO_2, Titan(IV)-oxid, bekannt als Weißpigment „Titandioxid“) und +3 (Titan(III)-chlorid). Wegen seines günstigen Festigkeits-Dichte-Verhältnisses und hoher Temperaturbeständigkeit wird Titan in Legierungen für die Luft- und Raumfahrt, Turbinenschaufeln, Medizintechnik (Implantate, da biokompatibel) und Sportgeräte eingesetzt. Titan wird durch das aufwändige Kroll-Verfahren aus TiO_2 (Rutil/Ilmenit) gewonnen, bei dem TiCl_4 gebildet und dann mit Mg reduziert wird. Die erste Ionisierungsenergie (~6,83 eV) und Elektronegativität (1,54) von Titan liegen in erwartetem Rahmen für ein frühes Übergangsmetall[43]. In Pulverform ist Titan bei Zündtemperatur brennbar und erzeugt sehr helle Weißlicht-Funken (Verwendung in Feuerwerken). Titan(IV)-oxid ist ein wichtiges Weißpigment in Farben, Kunststoffen und als UV-Blocker in Sonnencremes.

Vanadium (V, Z=23) gehört zur Gruppe 5, Konfiguration [Ar] 3d^3 4s^2. Es ist ein stahlgraues, hartes Metall, das sich bei Raumtemperatur kaum mit Luft und Säuren reagiert (schützt sich durch Oxidschicht). Vanadium zeigt vielfältige Oxidationsstufen (+2 bis +5). Das wichtigste Oxid ist Vanadium(V)-oxid V₂O₅, ein oranges Pulver, das als Katalysator in der Schwefelsäureproduktion (Kontaktverfahren) dient. Vanadium wird größtenteils als Legierungsmetall im Stahl verwendet: bereits geringe Mengen (ca. 0,2 %) Vanadium erhöhen die Festigkeit von Stahllegierungen erheblich (vanadiumhaltige Wälzlagerstähle, Werkzeugstähle). Vanadiumkarbide tragen zur Verschleißfestigkeit bei. Das Element hat eine Dichte von ~6,0 g/cm³ und einen Schmelzpunkt von 1910 °C[44]. Seine Ionisierungsenergie (~6,75 eV) und EN (1,63) sind moderat. In biologischen Systemen ist Vanadium selten, kommt aber z.B. in bestimmten Enzymen mancher Meerestiere (Vanadium-halogenierte Peroxidasen) vor. In Lösung bildet Vanadat (VO_4^3–) chemisch ähnliche Strukturen wie Phosphat. Hochreines Vanadium wird durch Reduktion von VCl_4 mit Mg gewonnen (ähnlich Kroll-Prozess).

Chrom (Cr, Z=24) ist ein glänzendes, silbergraues Metall der Gruppe 6 mit [Ar] 3d^5 4s^1 (eine Besonderheit: halbgefülltes d-Orbital begünstigt 4s^1 statt 4s^2). Chrom ist hart und hat einen hohen Schmelzpunkt (1857 °C). Es ist in Massen rostbeständig, da es sich an Luft mit einer passivierenden Oxidschicht überzieht – diese Eigenschaft macht Chrom zum entscheidenden Legierungsbestandteil von Edelstahl (≥ 10,5 % Cr in Stahl ergeben Rostbeständigkeit). Reines Chrom wird galvanisch als glänzende Schicht auf Metallen abgeschieden (Chromatieren/Verchromen) und dient dekorativen Zwecken oder als Korrosionsschutz. Chemisch zeigt Chrom eine breite Palette an Oxidationsstufen von +2 bis +6. Bekannt sind z.B. Chrom(III)-verbindungen (grün/violett, mäßig toxisch, z.B. Chromalaun) und Chrom(VI)-verbindungen (Chromate, Dichromate, meist stark oxidierend und toxisch, z.B. Kaliumdichromat als Reagenz). Die Toxizität von sechswertigem Chrom ist umweltrelevant (krebserregend, z.B. im Film "Erin Brockovich" thematisiert). Chroms Elektronegativität (1,66) und erste Ionisierungsenergie (6,77 eV)[45] liegen im mittleren Bereich. In Spur ist Chrom(III) für den Menschen als Teil des Glukosemetabolismus essentiell (umstritten, aber es wird als „Spurenelement“ diskutiert). Chromhaltige Pigmente (Chromoxidgrün, Chromgelb – PbCrO_4) waren historisch wichtig, werden aber aus Umweltgründen ersetzt.

Mangan (Mn, Z=25) ist ein graues, sprödes Übergangsmetall der Gruppe 7, Konfiguration [Ar] 3d^5 4s^2. Mangan hat eine vergleichsweise niedrige Ionisierungsenergie (7,43 eV)[46] und kann eine Vielzahl von Oxidationsstufen von +2 bis +7 einnehmen, was eine reiche Chemie ergibt. Elementares Mangan oxidiert an Luft oberflächlich; es wird hauptsächlich als Legierungsbestandteil von Stahl verwendet (Manganstahl mit ~13 % Mn ist sehr hart und abriebfest, z.B. für Schienen oder Hartstahl). Auch in Aluminiumlegierungen findet Mn Verwendung zur Verbesserung der Korrosionsbeständigkeit. Mangan(IV)-oxid (Braunstein, MnO₂) ist ein wichtiger Bestandteil von Batterien (Leclanché-Zelle, Alkali-Mangan-Batterie als Kathodenmaterial). In der Chemie dient Kaliumpermanganat KMnO₄ (Mn in +7) als starkes Oxidationsmittel (tief violette Lösung, vielseitiges Reagenz). Biologisch ist Mn als Spurenelement essentiell: das Enzym Photosystem II der Pflanzen enthält ein Mn_4Ca-Cluster zur Wasserspaltung; zudem aktivieren manche menschlichen Enzyme Mangan als Kofaktor. Mangan-Verbindungen sind meist farbig (je nach Oxidationsstufe grün, pink, violett, schwarz etc.). Die Dichte von Mn beträgt ~7,4 g/cm³[45]. Reines Mangan ist relativ unedel und reagiert in verdünnten Säuren unter Wasserstoffentwicklung.

Eisen (Fe, Z=26) ist ein glänzendes, silbrig-weißes Metall der Gruppe 8, Konfiguration [Ar] 3d^6 4s^2. Eisen ist mit ~5 % Anteil an der Erdkruste eines der häufigsten Elemente und der mengenmäßig bedeutendste metallische Werkstoff der Menschheit. In Form von Stahl und Gusseisen (Legierungen mit Kohlenstoff und anderen Elementen) bildet Eisen das Rückgrat moderner Infrastruktur: Bauwesen, Fahrzeuge, Maschinen – all das basiert auf Eisenlegierungen. Reines α-Eisen (Ferrit) ist bei Raumtemperatur ferromagnetisch und hat eine kubisch-raumzentrierte Gitterstruktur. Bei 912 °C wandelt es in γ-Eisen (kubisch-flächenzentriert) um, das mehr Kohlenstoff lösen kann – dieses Verhalten ist grundlegend für die Wärmebehandlung von Stählen. Eisen oxidiert an feuchter Luft zu Rost (poröses Gemisch aus Fe(III)-oxiden/-hydroxiden), weshalb Korrosionsschutz nötig ist. Chemisch tritt Eisen meist als Fe²⁺ oder Fe³⁺ auf; bekannte Verbindungen sind z.B. FeCl_2/FeCl_3, FeSO_4 (Mohr'sches Salz), Fe_2O_3 (Hämatit, ein Eisenoxid-Erz) und Fe_3O_4 (Magnetit). Biologisch ist Eisen unverzichtbar: Im Hämoglobin der roten Blutkörperchen bindet ein Fe²⁺-Ion Sauerstoff für den Transport im Blut. Der menschliche Körper enthält etwa 4 g Eisen, Mangel führt zu Anämie. Die Elektronegativität von Fe ist 1,83, erste Ionisierungsenergie 7,90 eV[47]. In wässriger Lösung bilden Fe³⁺-Ionen gelbrote und Fe²⁺-Ionen blassgrüne Komplexe. Wichtig sind auch Eisenkatalysatoren (z.B. Haber-Bosch-Synthese von Ammoniak). Eisenerze werden im Hochofen mit Koks reduziert, um Roheisen zu gewinnen – eine seit der Industrialisierung großtechnisch betriebene Verfahrenstechnik.

Kobalt (Co, Z=27) ist ein hartes, sprödes, silbrig-graues Metall der Gruppe 9 mit [Ar] 3d^7 4s^2. Ähnlich wie Eisen ist Kobalt ferromagnetisch (Curie-Temperatur ~1115 °C). Es kommt in der Natur oft zusammen mit Nickel und Kupfer vor (z.B. in Erzen wie Kupferkies, Kobalterze in Afrika). Kobalt bildet zwei Hauptoxidationsstufen: +2 (Kobaltsalze, meist rosa) und +3 (Kobaltsalze, oft blau). Das wohl bekannteste Kobalt(III)-komplex ist Vitamin B₁₂ (Cobalamin), ein essentielles Biomolekül mit einem Cobalt-Ion im Zentrum (eine seltene C–Co-Bindung). Kobaltoxid CoO und Co_3O_4 dienen als Pigmente (z.B. Kobaltblau – ein Aluminat mit Co²⁺ für tiefblaue Farben in Porzellan und Glas). Metallisches Kobalt wird in hochfesten Legierungen (sog. Superlegierungen) z.B. für Turbinenschaufeln und in Hartmetallen (zusammen mit Wolframcarbid als Bindemetall) verwendet. Auch in wiederaufladbaren Batterien (Lithium-Ionen-Akkus) ist Kobalt in den Kathodenmaterialien (Lithium-Cobalt-Oxid) enthalten – was Kobalt in jüngster Zeit zu einem strategisch wichtigen Rohstoff gemacht hat. Kobalt hat eine erste Ionisierungsenergie von etwa 7,88 eV[48] und EN 1,88. Seine Dichte beträgt 8,9 g/cm³. Im Labor ist Kobalt(II)-chlorid (CoCl₂·6H₂O) als Feuchtigkeitsindikator bekannt (farbwechselnd blau <-> rosa je nach Hydratation).

Nickel (Ni, Z=28) ist ein glänzendes, silberweißes Metall der Gruppe 10 mit [Ar] 3d^8 4s^2. Es ist duktil, gut polierbar und wie Eisen/Kobalt ferromagnetisch (bis ~355 °C). Nickel ist beständig gegenüber Korrosion, da es sich passivieren kann. Es wird daher oft für galvanische Überzüge verwendet (Vernickeln) und als Legierungsmetall (z.B. in rostfreien Stählen, wo ~8–10 % Nickel enthalten sind, und in vielen Superlegierungen). Chemisch bildet Nickel überwiegend die Oxidationsstufe +2 (Nickelsalze sind typischerweise grün, z.B. NiSO₄·7H₂O), seltener +3/+4 in einigen Oxiden und komplexen Anionen. Nickelkatalysatoren (meist feines Nickel auf Kieselgur, Raney-Nickel) werden in Hydrierungsreaktionen der organischen Chemie eingesetzt (u.a. Fetthärtung). Nickel hat eine Dichte von 8,9 g/cm³ und eine Schmelztemperatur von 1455 °C. Seine erste Ionisierungsenergie (7,64 eV) und EN (1,91) sind dem Kobalt ähnlich[49]. In biologischen Systemen ist Nickel in Spuren erforderlich, z.B. im Enzym Urease bei manchen Bakterien (enthält Ni im aktiven Zentrum). Allerdings können Nickelionen allergische Reaktionen auslösen – Nickelallergie ist relativ verbreitet (z.B. durch Hautkontakt mit nickelhältigem Schmuck oder Münzen). Der größte Teil des weltweiten Nickels wird aus sulfidischen Erzen (Pentlandit (Ni,Fe)_9S_8) und oxidischen Erzen (Nickel-Laterite) gewonnen, z.B. in Russland, Kanada, Australien.

Kupfer (Cu, Z=29) ist ein rötlich glänzendes Metall der Gruppe 11 mit Elektronenkonfiguration [Ar] 3d^10 4s^1 (eine weitere Ausnahme, da vollbesetztes d-Orbital begünstigt ist). Kupfer ist seit der Antike bekannt und eines der wenigen farbigen Metalle (rötlich). Es besitzt eine sehr hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit – nur Silber ist besser, aber deutlich teurer. Daher wird Kupfer massiv in der Elektrotechnik eingesetzt (Kabel, Wicklungen, Leiterbahnen). Es ist vergleichsweise weich und dehnbar (Duktilität hoch), lässt sich aber mit Zink zu Messing oder mit Zinn zu Bronze legieren, wodurch härtere Werkstoffe entstehen (diese Kupferlegierungen prägten ganze historische Epochen, z.B. Bronzezeit). An Luft überzieht sich Kupfer mit einer braunen Patina (Cu-Oxide/-carbonate), die es vor weiterer Korrosion schützt; in feuchter Umgebung bildet sich über lange Zeit die grünliche Verdigris-Schicht (Basisches Kupfercarbonat). Chemisch zeigt Kupfer meist +1 und +2 Oxidationsstufen: Cu(II)-Salze (z.B. CuSO₄·5H₂O, Kupfersulfat, "Kupfervitriol") sind charakteristisch blau; Cu(I)-Verbindungen wie Cu₂O sind meist rot oder farblos in Lösung (neigen zur Disproportionierung). Kupferionen wirken als Mikro-Biozid (z.B. altes Fungizid: Bordeaux-Brühe aus Kupfersulfat), weshalb Kupferflächen eine gewisse keimhemmende Wirkung haben. Biologisch ist Kupfer essenziell, etwa im Sauerstoff-transportierenden Hämocyanin mancher Wirbelloser (blaues Blut mit Cu statt Fe im Protein) oder im menschlichen Enzym Cytochrom-c-Oxidase der Atmungskette. Kupfer hat eine EN von 1,90, Ionisierungsenergie 7,73 eV[50]. Historisch wurde Kupfer für Münzen genutzt (daher das chemische Zeichen Cu von cuprum, lat. für Zypern, wo im Altertum Kupfer abgebaut wurde).

Zink (Zn, Z=30) ist ein bläulich-weißes Metall der Gruppe 12, Konfiguration [Ar] 3d^10 4s^2. Zink ist relativ spröde bei Raumtemperatur, wird aber über ~100 °C duktil. Es läuft an Luft mattgrau an durch Bildung von Zinkoxid und -carbonat, was es vor tieferer Korrosion schützt. Diese Eigenschaft nutzt man beim Verzinken: Stahlteile werden mit einer Zinkschicht überzogen, die als Opferanode Korrosion verhindert (galvanischer Schutz). Zink hat eine moderate Dichte (7,14 g/cm³) und einen niedrigen Schmelzpunkt (419 °C)[51]. Chemisch ist Zink ein unedles Metall – es reagiert mit Säuren unter Wasserstoffbildung (bekannt aus der Knallgasprobe mit Zn + HCl -> H₂). In Verbindungen tritt fast ausschließlich die Oxidationsstufe +2 auf (d^10-Konfiguration stabil). Wichtige Zinkverbindungen sind Zinkoxid (weißes Pigment, vulkanisationsfördernd in Gummi, antiseptisch in medizinischen Salben), Zinksulfid (Leuchtstoffe, z.B. in alten Radium-Zifferblättern) und Zinkchlorid (in Batterien, als Flussmittel). Messing ist eine Legierung aus Kupfer und Zink mit vielfältiger Verwendung (Instrumente, Armaturen, Münzen). Biologisch ist Zink in vielen Enzymen als katalytisches Zentrum unerlässlich (z.B. in Alkoholdehydrogenase, Carboanhydrase); der Mensch benötigt ca. 10–15 mg Zink pro Tag in der Nahrung. Zinkmangel kann zu Wachstumsstörungen und Immunschwäche führen. Zink hat eine erste Ionisierungsenergie von 9,39 eV[52] und eine Elektronegativität von 1,65. Es besitzt kein ungepaartes d-Elektron (d^10), daher ist elementares Zink diamagnetisch und seine Komplexe meist farblos.

Gallium (Ga, Z=31) eröffnet die 4. Periode der p-Block-Elemente (Gruppe 13) und hat die Konfiguration [Ar] 3d^10 4s^2 4p^1. Gallium ist ein weiches, silbrig-metallisches Element, das bemerkenswert niedrige Schmelztemperatur besitzt (29,8 °C) – es schmilzt also bereits knapp über Raumtemperatur in der Hand. Flüssiges Gallium greift viele Metalle an (es dringt in deren Gitter ein und versprödet sie, z.B. zersetzt es Aluminium). Gallium kommt in der Natur nur in Spuren vor, oft als Verunreinigung in Aluminium- und Zinkerzen. Es wird aus solchen Nebenvorkommen gewonnen. Hauptanwendung von Gallium ist in Halbleitern: Die Verbindung Galliumarsenid (GaAs) ist nach Silicium der zweitwichtigste Halbleiterwerkstoff – insbesondere für Hochfrequenz-Bauteile, Laser-Dioden und LEDs. Auch Gallium(III)-nitrid (GaN) ist bedeutend für blaue LEDs und Leistungselektronik. Reines Gallium findet in medizinischen Thermometern als ungiftiges Ersatzfüllmittel (anstelle von Quecksilber) Verwendung, aufgrund seines großen flüssigen Temperaturbereichs (Schmelzpunkt ~30 °C, Siedepunkt >2400 °C). Chemisch ähnelt Gallium dem Aluminium, bildet überwiegend +3-Verbindungen (z.B. Gallium(III)-oxid Ga₂O₃), aber ist weniger unedel – es löst sich erst in starken Säuren und Basen. Galliums Dichte ist 5,91 g/cm³[53] (flüssiges Gallium hat ungewöhnlich höhere Dichte als festes). Erste Ionisierungsenergie 6,00 eV, EN 1,81. Das 1875 entdeckte Gallium bestätigte glänzend Mendelejews Vorhersage des „Ekabor“ in Dichte, Schmelzpunkt und Oxid-Eigenschaften[54].

Germanium (Ge, Z=32) ist ein glänzendes, hartes Halbmetall der Gruppe 14 mit Konfiguration [Ar] 3d^10 4s^2 4p^2. Es hat ähnliche Eigenschaften wie Silicium, ist aber dichter (5,32 g/cm³)[55] und weniger häufig. Germanium ist ein Halbleiter mit einer Bandlücke von ~0,7 eV (bei 300 K) und wurde in frühen Transistoren verwendet, inzwischen aber weitgehend durch Silicium ersetzt. Dennoch kommt Ge in speziellen Infrarot-Optiken (IR-Objektive, da germaniumhaltiges Glas IR-Licht gut bricht) und als Legierungszusatz (z.B. in einigen Lötlegierungen) zum Einsatz. Germanium zeigt Oxidationsstufen +2 und +4; GeO₂ (Germaniumdioxid) ist ein weißes Pulver, das im Gegensatz zu SiO₂ in Wasser etwas löslich ist (schwach sauer reagierend). Die Chemie des Germaniums war eine weitere Bestätigung von Mendelejews Periodensystem: 1886 entdeckte Clemens Winkler das Element Germanium und es passte exakt zu den zuvor prognostizierten Eigenschaften des „Eka-Siliciums“[56]. Germanium ist relativ inert gegenüber Säuren (außer oxidierenden) und Basen – es bildet an Luft eine dünne Oxidschicht. Biologisch scheint Ge keine essenzielle Rolle zu haben und ist in höheren Dosen toxisch. Die erste Ionisierungsenergie beträgt ~7,90 eV, EN ~2,01. Elementares Germanium kristallisiert in Diamantstruktur und ist spröde; es leitet Elektrizität mäßig und seine Leitfähigkeit steigt mit Temperatur (typisches Halbleiterverhalten).

Arsen (As, Z=33) ist ein Halbmetall der Gruppe 15 mit [Ar] 3d^10 4s^2 4p^3. Elementares Arsen tritt in verschiedenen Allotropen auf, hauptsächlich als graues metallisches Arsen (schichtet sich wie Graphit) und gelbes molekulares Arsen (As_4-Tetraeder ähnlich weißem Phosphor). Graues Arsen ist spröde und halbmetallisch leitfähig. Bekanntheit hat Arsen durch seine hochgiftigen Verbindungen erlangt: Schon geringe Mengen an Arsenik (Arsen(III)-oxid, As₂O₃) wirken als Gift. Historisch wurde es als Mordgift („Erbschaftspulver“) berüchtigt. Chemisch ähnelt Arsen dem Phosphor in mancher Hinsicht – es kann z.B. in organischen Verbindungen Phosphor ersetzen (Arsenobetain in Fischen, etc.), was oft toxisch ist. Arsen bildet typischerweise +3 und +5 Oxidationsstufen: Arsenite (AsO_3^3–) und Arsenate (AsO_4^3–) entsprechen den Phosphaten, sind aber giftig. In Halbleitern wird Galliumarsenid (GaAs) (siehe Gallium) und auch Indiumarsenid eingesetzt. Arsen selbst wird in kleinen Mengen als Legierungsbestandteil (mit Blei in Akkus, mit Kupfer in Bronze zur Härtung) genutzt. Biologisch ist Arsen für einige Organismen in Spuren tolerierbar oder sogar notwendig (für den Menschen nicht essentiell). Die Elektronegativität von As ist 2,18, Ionisierungsenergie ~9,79 eV[57]. Unter den Halbmetallen ist Arsen eines der giftigsten; dennoch hat es begrenzte Anwendungen in Medizin (z.B. Arsphenamin als frühes Syphilis-Medikament um 1910, heute obsolet) und als Holzschutzmittel (Chrom-Kupfer-Arsenate, wegen Umweltgefährdung eingeschränkt).

Selen (Se, Z=34) ist ein Element der Chalkogene (Gruppe 16) mit Konfiguration [Ar] 3d^10 4s^2 4p^4. Es zeigt mehrere Allotrope: rotes Selen (ringförmig, analog zu S₈), schwarzes glasiges Selen und graues metallisches Selen (polymeres Kettenmolekül, halbleitend). Chemisch ähnelt Selen dem Schwefel, bildet selenidische Anionen Se^2– und höhere Oxidationsstufen +4 (Selenige Säure H₂SeO₃) und +6 (Selensäure H₂SeO₄). Selen kommt selten vor, meist als Verunreinigung in Sulfid-Erzen. Es wird als Nebenprodukt bei der Kupferraffination gewonnen. Anwendungen: Selen wurde früher in Halbleiter-Gleichrichtern und Fotowiderständen verwendet (es ist photoleitfähig, d.h. seine Leitfähigkeit steigt unter Lichteinfall). Außerdem dient es als Zusatz in Glas (verleiht rubinrote Färbung und beseitigt Grünstich) und als Vulkanisationsbeschleuniger in Gummi (ähnlich Schwefel). Biologisch ist Selen in geringen Mengen essenziell für viele Organismen, darunter der Mensch: Es ist Bestandteil des Enzyms Glutathionperoxidase (Antioxidationsschutz, dort als Selenocystein eingebaut). Allerdings ist Selen in etwas höheren Konzentrationen toxisch. Pflanzen in selenreichen Böden können für Weidetiere giftig werden. Selen hat eine EN von 2,55, Ionisierungsenergie ~9,75 eV[58] – ähnlich Schwefel in der Tendenz. In metallischer Form leitet es schwach elektrisch (p-Halbleiter) und zeigt einen grauen metallischen Glanz.

Brom (Br, Z=35) ist ein Halogen der Gruppe 17 mit [Ar] 3d^10 4s^2 4p^5. Brom ist bei Raumtemperatur einzigartig unter den Elementen, da es als Flüssigkeit auftritt (rotbraun, leicht verdunstend). Es bildet korrosive, giftige rotbraune Dämpfe. Chemisch ist Brom etwas weniger reaktiv als Chlor, kann aber viele organische Verbindungen bromieren und mit Metallen Bromide bilden. Brom kommt in der Natur hauptsächlich als Bromid (Br⁻) im Meerwasser vor (ca. 65 mg/L) und in Salzlagerstätten. Technisch wird Brom durch Chlorieren von Bromid-Lösungen gewonnen (Chlor verdrängt Brom aus Bromiden). Hauptanwendungen: Früher große Mengen in Flammschutzmitteln (bromierte organische Verbindungen in Kunststoffen, deren Produktion aber aus Umweltgründen zurückgeht) und als antiklopf-Mittel (Ethylendibromid in verbleitem Benzin, heute obsolet). Organische Bromverbindungen dienen in der Pharma- und Agrarchemie (Fungizide, Pestizide wie Methylbromid – allerdings ozonschädlich und daher reglementiert). Bromwasser (Br_2 in Wasser) wirkt stark oxidierend und bleichend, ähnlich Chlor, wird jedoch seltener eingesetzt. Brom hat eine mittlere Elektronegativität (2,96) und eine Ionisierungsenergie von 11,81 eV[59]. In wässriger Lösung reagiert elementares Brom zu Bromid und Hypobromit (analog Chlor/Hypochlorit). Als einziges nichtmetallisches Element ist Brom neben Quecksilber bei Normalbedingungen flüssig. Bromdämpfe greifen Augen und Atemwege an; Schutzmaßnahmen sind bei Umgang unerlässlich.

Krypton (Kr, Z=36) ist ein Edelgas der Gruppe 18 mit Konfiguration [Ar] 3d^10 4s^2 4p^6. Als Edelgas ist Krypton farb- und geruchlos und chemisch nahezu inert. Allerdings konnten von Krypton – anders als von Helium oder Neon – unter sehr extremen Bedingungen wenige Verbindungen synthetisiert werden, z.B. KrF_2 (Krypton(II)-fluorid). Krypton kommt in Spuren in der Atmosphäre vor (~1,1 ppm in Luft). Es wird durch fraktionierte Verflüssigung von Luft gewonnen, ähnelt im Verfahren der Argon- und Xenon-Gewinnung. Krypton findet spezielle Anwendungen: In einigen Typen von Glühlampen und Gasentladungslampen (Krypton-Füllung in Glühbirnen verringert den Glühfadendampf und ermöglicht höhere Temperaturen als Argon; in Blitzlampen für die Fotografie nutzt man die grelle Emission eines mit Krypton gefüllten Entladers). Krypton hat eine hohe erste Ionisierungsenergie von 13,99 eV[60] und ist damit nach Helium und Neon eines der am schwersten ionisierbaren Elemente. Sein Siedepunkt liegt bei -153,4 °C, es kondensiert also leichter als die leichteren Edelgase (wegen höherer Polarisierbarkeit seiner Elektronenhülle). Krypton-85, ein radioaktives Isotop (Halbwertszeit ~10 Jahre), entsteht in Kernreaktoren und gelangt bei Wiederaufarbeitung in die Atmosphäre – es dient daher als Indikator für nukleare Aktivitäten. Insgesamt ist Krypton rar und teuer, sodass es nur in Nischen eingesetzt wird.

5. Periode: Rubidium bis Xenon

Die fünfte Periode (Rb–Xe) ähnelt in ihrem Ablauf der vierten: Sie enthält 18 Elemente, darunter die 4d-Übergangsmetallserie von Yttrium bis Cadmium, gefolgt von den p-Block-Elementen der 5. Periode (Gruppen 13–18). Allgemein sind die Atomradien hier etwas größer und Ionisierungsenergien etwas kleiner als die entsprechenden Elemente eine Periode darüber, was meist zu höheren Reaktivitäten führt.

Rubidium (Rb, Z=37) ist ein sehr weiches, silberweißes Alkalimetall der 5. Periode, Konfiguration [Kr] 5s^1. Es hat einen noch größeren Atomradius (~248 pm) und eine noch geringere Ionisierungsenergie (4,18 eV)[61] als Kalium, daher ist es außerordentlich reaktiv – es entzündet sich an Luft spontan und reagiert mit Wasser explodierend (noch heftiger als Kalium). Rubidium kommt in der Natur nur in Spuren (in Mineralien wie Lepidolith) vor und wird meist aus diesen extrahiert. Wegen seiner Seltenheit und Reaktivität findet Rubidium nur begrenzte Anwendungen: in Spezialgläsern, in einigen Photomultiplier-Kathoden (Rubidium-Ag-Oxid-Kathoden) und in der Forschung (z.B. Bose-Einstein-Kondensat-Experimente nutzen oft Rubidium-87 Atome). Rubidiumsalze färben Flammen rotviolett. Rubidium-Atome werden auch in einigen Atomuhren verwendet (ähnlich Cäsium) – die „Rubidium-Normal“ Frequenzstandards sind kompakter, aber weniger genau als Cäsium-Atomuhren. Chemisch bildet Rb⁺ leicht lösliche Salze, die denen von Kalium ähneln; biologisch hat Rb keine spezielle Funktion, kann aber K teilweise substituieren (daher reichern Pflanzen etwas Rubidium an, ohne Nutzen). Rb-Metall muss unter Schutzatmosphäre aufbewahrt werden (häufig in Glasampullen unter Argon).

Strontium (Sr, Z=38) ist ein Erdalkalimetall der 5. Periode, [Kr] 5s^2. Es ist ein weiches, gelblich-weißes Metall, das an Luft einen Oxidfilm bildet. In Eigenschaften ähnelt es Calcium, ist jedoch noch reaktiver. Strontium reagiert mit Wasser unter Bildung von Strontiumhydroxid und Wasserstoff – heftiger als Calcium. Strontiumverbindungen färben Flammen intensiv rot (Kationenfärbung), was für rote Feuerwerkskörper und Signalraketen genutzt wird. Natürliches Strontium tritt in Mineralien wie Celestin (SrSO₄) und Strontianit (SrCO₃) auf. Ein berühmtes Isotop ist Strontium-90 (ein radioaktiver Spaltprodukt mit 28,8 Jahren Halbwertszeit), das wegen seiner chemischen Ähnlichkeit zu Calcium im Körper (Knochen) angereichert wird und dadurch nach Kernwaffentests oder Reaktorunfällen eine gesundheitsgefährdende Strahlungsquelle darstellen kann. Stabilen Strontium-Isotopen kommt Bedeutung in der Archäologie zu (Sr-Isotopenverhältnisse dienen zur Bestimmung von geologischer Herkunft in Skeletten). Technisch findet Strontium heute weniger Verwendung als früher – historisch war Strontiumoxid ein Bestandteil von Bildröhren-Glas zur Absorption von Röntgenstrahlen. Einige Strontium-Aluminate sind als nachleuchtende Pigmente (Notausgangsschilder etc.) im Einsatz. Strontium hat eine Ionisierungsenergie von 5,69 eV[62], EN ~0,95. Seine Verbindungen in niedriger Dosis sind kaum giftig (Strontium spielt im Knochenstoffwechsel in Spuren eine ähnliche Rolle wie Calcium, Strontiumranelat wurde eine Zeitlang gegen Osteoporose eingesetzt).

Yttrium (Y, Z=39) ist ein Übergangsmetall der Gruppe 3 in der 5. Periode, [Kr] 4d^1 5s^2. Es ist ein silbrig-metallisches Element, das an der Luft eine Oxidschicht bildet. Yttrium wurde historisch mit den seltenen Erden gefunden (Mineral Ytterbit, später Gadolinit aus Ytterby in Schweden – daher der Name). Chemisch ähnelt Yttrium den Lanthanoiden; es tritt fast ausschließlich als Y³⁺ auf und hat ähnlich große Ionen wie Dysprosium (Lanthanid-Kontraktion). Yttriumoxid Y₂O₃ ist ein wichtiges Material: Es dient dotiert mit Europium als rot leuchtender Phosphor in Bildröhren und LEDs[63]. Yttrium-Eisen-Granat (YIG) ist ein Ferrimagnet mit Anwendungen in Mikrowellenfiltern. Außerdem ist Yttrium ein Bestandteil von Hochtemperatur-Supraleitern (z.B. YBa₂Cu₃O_{7-x}). Metallisches Yttrium wird Legierungen zugesetzt, etwa um die Korngrenzen von Chrom-Nickel-Stählen zu stabilisieren oder in Magnesium- und Aluminiumlegierungen (zur Verbesserung der Festigkeit). Ein bekanntes Laser-Medium ist Nd:YAG (Neodym-dotierter Yttrium-Aluminium-Granat), ein Festkörperlaser-Kristall. Die Ionisierungsenergie von Y beträgt ~6,22 eV[64], Dichte ~4,47 g/cm³. Yttrium zeigt bei höheren Temperaturen eine Affinität zu Sauerstoff und Stickstoff, weshalb es als Desoxidations- und Desulfurierungsmittel in der Stahlherstellung benutzt wird. Biologisch hat Yttrium keine bekannte Funktion und Y³⁺-Ionen sind in höheren Konzentrationen toxisch. Yttrium-90 (HWZ 64 h) wird in der Medizin für die Radiotherapie (z.B. Radioembolisation von Lebertumoren) eingesetzt.

Zirconium (Zr, Z=40) ist ein Übergangsmetall der Gruppe 4, [Kr] 4d^2 5s^2. Es ist ein glänzendes, graues Metall, das in seinen chemischen Eigenschaften dem Titan ähnlich ist. Zirkonium ist sehr korrosionsbeständig (Schutzschicht aus ZrO₂) und zudem ein schlechtes Neutronenabsorber. Letztere Eigenschaft macht Zr-Legierungen (z.B. Zirkalloy) ideal als Hüllmaterial für Brennelemente in Kernreaktoren – sie halten dem Reaktorwasser stand und schirmen die Neutronen kaum ab[65]. Zirconium kommt in Mineralen wie Zirkon (ZrSiO₄) vor, aus dem es gewonnen wird. Ein bedeutendes Oxid ist Zirkoniumdioxid (ZrO₂), ein extrem hartes, hochschmelzendes Material, das in Keramiken, als opaker Schmucksteinersatz („Cubik Zirkonia“) und als Hochleistungskeramik (etwa in Dentalimplantaten, feuerfeste Tiegel) eingesetzt wird. ZrO₂ in stabilisierter Form (mit Yttrium) zeigt sogar Leitfähigkeit für O²⁻-Ionen und wird als Festelektrolyt in Brennstoffzellen und Lambda-Sonden genutzt. Chemisch ist Zr meist vierwertig (Zr⁴⁺ ähnlich Ti⁴⁺); es bildet farblose Salze und Koordinationskomplexe (z.B. Zirconylchlorid ZrOCl₂). Finely divided Zr-Metall kann spontan in Luft entzünden, es wurde früher in Blitzlichtpulver verwendet. Zirkonium hat eine Ionisierungsenergie von 6,63 eV und eine EN von 1,33. In Säuren löst es sich nur langsam (in HF aufgrund der Komplexbildung etwas besser). Zr und seine Legierungen sind biokompatibel und werden z.B. in chirurgischen Implantaten genutzt. Das radioaktive Isotop Zr-93 (HWZ ~1,5 Mio. Jahre) ist ein langlebiges Nuklearabfall-Nuklid. Insgesamt ist Zirkonium ein strategisch bedeutendes Material in der Nukleartechnik und Werkstofftechnik.

(Aufgrund des Umfangs werden die weiteren Elemente des Periodensystems – Nb bis Og – analog in ihren Eigenschaften und Anwendungen beschrieben. Alle Elemente bis Ordnungszahl 118 sind inzwischen bekannt, wobei bei den höheren Transuranen die Halbwertszeiten und produzierbaren Mengen stark abnehmen. Die chemischen Eigenschaften der schweren Elemente lassen sich aufgrund relativistischer Effekte teilweise nur noch eingeschränkt aus Periodentrends vorhersagen. Im Folgenden sollen gruppenweise Besonderheiten zusammengefasst werden.)

Gruppenspezifische Eigenschaften der Elemente

Die Elemente lassen sich neben der periodischen Anordnung auch in Gruppen einteilen, die charakteristische chemische Verhalten aufweisen. Insbesondere die Valenzelektronenkonfiguration bestimmt das Bindungs- und Reaktionsverhalten. Im Folgenden werden die Hauptgruppen, Nebengruppen und Sondergruppen mit ihren spezifischen Eigenschaften beschrieben:

• Alkalimetalle (Gruppe 1, ohne H): Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium (und das radioaktive Francium) bilden diese Gruppe. Sie besitzen eine ns^1-Valenzkonfiguration und damit nur ein Valenzelektron, das sehr leicht abgegeben wird. Alkalimetalle sind weiche, niedrigschmelzende Metalle mit geringer Dichte (Li < Na < K < ... steigende Dichte jedoch ab K). Ihre Ionisierungsenergien sind extrem niedrig[61], weshalb sie heftig mit Wasser reagieren unter Bildung von stark basischen Hydroxidlösungen (z.B. Na → NaOH). Die Reaktivität nimmt von Li zu Cs stark zu, Cäsium entzündet sich schon bei Kontakt mit kaltem Wasser spontan. Alkalimetalle kommen in der Natur nur in Verbindungen (Salzen) vor – z.B. Natrium und Kalium als Ionen in Meerwasser und Mineralien (Steinsalz NaCl, Sylvin KCl). Chemisch bilden sie fast ausschließlich Ionische Verbindungen mit Oxidationsstufe +1 (z.B. K₂SO₄, NaCl). Ihre Hydroxide und Oxide sind starke Basen. Flammenfärbung: Lithium karminrot, Natrium intensiv gelb, Kalium blassviolett, Rb rotviolett, Cs blau-violett. Technisch bedeutsam sind v.a. Natrium- und Kaliumverbindungen (Düngemittel KCl/KNO₃, Soda Na₂CO₃, Natronlauge NaOH etc.). Lithium sticht hervor durch seine Verwendung in Batterien (Li-Ionen-Akkus) dank seines niedrigsten Standardpotentials.
• Erdalkalimetalle (Gruppe 2): Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium (und radioaktives Radium) haben die ns^2-Konfiguration. Sie sind härter und etwas weniger reaktiv als die Alkalimetalle, geben aber ebenfalls leicht zwei Elektronen ab und bilden +2-Kationen. Reaktivität nimmt innerhalb der Gruppe zu: Beryllium zeigt aufgrund kleiner Ionenradien Sonderwege (es ist amphoter und bildet eher kovalente Verbindungen), Magnesium reagiert langsam mit kaltem Wasser (erst heiß deutlich) während Calcium schon zügig mit Wasser reagiert und Barium äußerst heftig (Radium reagiert sofort). Die Erdalkalimetalle bilden oft schwerer lösliche Salze als die Alkalimetalle (z.B. CaCO₃ ist unlösl. in Wasser, während Na₂CO₃ gut löslich ist). Härtebildner im Wasser sind Ca²⁺/Mg²⁺ (verantwortlich für Kalkbildung). Calcium- und Magnesium-Verbindungen sind für Lebewesen essenziell (Knochen, Signalionen Mg²⁺ in Chlorophyll). Strontium und Barium zeigen charakteristische Flammenfärbungen (Sr karminrot, Ba grün). Technisch wichtige Vertreter: Calciumoxid (Branntkalk) zur Bauindustrie, Gips (CaSO₄) als Baustoff, Magnesium in Leichtmetalllegierungen und als Reduktionsmittel in der Chemie. Barium wird in Feuerwerken (Grün) und früher in Radiologie („Bariumschluck“, BaSO₄ als kontrastmittel) verwendet. Beryllium hat spezielle Anwendungen in Röntgentechnik (Fenster für Strahlenaustritt) und als Legierung (Cu-Be) – ist aber hochtoxisch (Berylliose-Gefahr).
• Übergangsmetalle (d-Block, Nebengruppen): Dies ist eine große Klasse (Gruppen 3–12), die Metalle mit teilweise besetzten d-Orbitalen umfasst. Ihre Eigenschaften sind vielfältig, teilen aber einige Merkmale: Sie sind meist glänzende, relativ reaktive Metalle mit guter Leitfähigkeit. Viele können variable Oxidationsstufen annehmen (weil sowohl s- als auch d-Elektronen bindend eingesetzt werden können). Dadurch bilden Übergangsmetalle farbige Komplexe (d-d-Übergänge) und fungieren oft als Katalysatoren (durch wechselnde Oxidationsstufen auf der Oberfläche). Beispiele: Eisen, Kobalt, Nickel sind ferromagnetisch und bilden das „Eisen-Trio“. Kupfer, Silber, Gold (Gruppe 11, „Münzmetalle“) sind edel und duktil, mit hoher Leitfähigkeit – Gold und Kupfer haben Farben (gelb, rot) wegen relativistischer Effekte in der d-Schale. Übergangsmetalle bilden Legierungen miteinander (Stahl = Fe+C+Cr+Ni+…), mit teils deutlich veränderten Eigenschaften. Chemisch zeigen sie oft komplexe Koordinationschemie: z.B. bildet Eisen [Fe(CN)_6]^3– / ^4–, Kupfer [Cu(H₂O)_6]^2+ (blau), Chrom [Cr_2O_7]^2– (orange) usw. Viele Übergangsmetallverbindungen sind paramagnetisch (aufgrund ungepaarter d-Elektronen). Gruppentrends: In einer Periode nehmen zuerst die Metalle härter/hochschmelzend zu (Maximum meist um Gruppe 6–7, z.B. höchster Smp. bei W, 3422 °C) und danach wieder ab. In den Gruppen nach unten hin werden Metalle generell weicher und duktiler (z.B. 4d/5d sind oft schwerer, aber edler: Gold vs. Kupfer). Katalytisch sind viele wichtig: Nickel/Platin/Palladium für Hydrierungen, V₂O₅ im Schwefelsäure-Prozess, Fe in Haber-Bosch-Ammoniaksynthese, Rh/Pt in Autokatalysatoren[66]. Übergangsmetalle haben meist höhere Schmelzpunkte als s-Block (Ausnahme Hg schmilzt bei -39 °C, wegen voll besetzter 5d^10 und relativistischen Effekten, daher flüssig).
• Lanthanoide (Lanthan bis Lutetium, f-Block der 6. Periode): Oft als „Seltene Erden“ bezeichnet, sind dies 15 Elemente (Z=57–71) mit [Xe]4f^n5d^0 6s^2 (bzw. teilweise 5d^1 bei La, Gd, Lu). Sie sind alle relativ reaktive Metalle, die an Luft trüben und in Säuren unter H₂-Bildung reagieren. Chemisch ähneln sie einander stark, da sich hauptsächlich die 4f-Orbitale auffüllen, welche ineffektiv abschirmen – die resultierende Lanthanoid-Kontraktion führt dazu, dass Ionengrößen von La³⁺ (103 pm) bis Lu³⁺ (86 pm) kontinuierlich abnehmen[67]. In Verbindungen liegt meist +3 vor; einige zeigen auch +2 (Europium, Ytterbium) oder +4 (Ce, Tb) in besonderen Stabilitätsfällen. Aufgrund der ähnlichen Eigenschaften sind sie schwer zu trennen – erst moderne Ionenaustausch- und Lösungsmittelextraktionstechniken ermöglichten die Isolierung jedes Elements. Anwendungen: Mischmetall (Feuerstein in Feuerzeugen) enthält Cer und andere Lanthanoide, die Funken schlagen. Europium- und Terbiumverbindungen dienen als rote bzw. grüne Phosphore in Bildschirmen/Leuchtstoffröhren[68]. Neodym zusammen mit Eisen und Bor ergibt extrem starke Dauermagnete (Nd_2Fe_14B), unverzichtbar in Motoren, Windkraftgeneratoren etc.[63]. Lanthanoide werden auch als Katalysatoren (z.B. im „Fluid Catalytic Cracking“ in Erdölraffinerien, Zeolithe mit Lanthan) verwendet. Glas und Keramik werden mit CeO₂, La₂O₃ etc. dotiert (UV-Schutz, Erhöhung Brechungsindex für Kameraoptiken). Einige Lanthanoide haben nukleare Anwendungen (z.B. Europium als Neutronenabsorber in Steuerstäben). Insgesamt sind die Seltenen Erden strategisch wichtige Rohstoffe für Hochtechnologie (Magnete, Leuchtstoffe, Legierungen, Akkus). Ihre Toxizität ist moderat (vergleichbar schweren Metallen), und biologisch haben sie keine bekannte Funktion.
• Actinoide (Actinium bis Lawrencium, f-Block der 7. Periode): Dies sind 15 Elemente (Z=89–103), von denen nur die ersten vier (Th, Pa, U, Np in Spuren) nennenswert in der Natur vorkommen – alle schwereren werden künstlich erzeugt. Actinoide sind alle radioaktiv. Chemisch sind insbesondere die frühen Actinoide (Th bis Pu) noch vielfältig in Oxidationsstufen (z.B. Uran +3 bis +6, Plutonium +3 bis +7), während die späteren (ab Cm) überwiegend +3 zeigen und Lanthanoiden ähneln. Uran (Z=92) ist das bekannteste Actinoid: natürliches Uran (hauptsächlich ^238U, HWZ 4,5 Mrd. Jahre) dient als Kernbrennstoff in Reaktoren und in Kernwaffen (angereichert an ^235U). Plutonium (Z=94, ^239Pu HWZ 24.000 J) entsteht in Reaktoren aus ^238U und ist ebenfalls waffentauglich; es ist ein starkes α-Nuklid und hoch radiotoxisch. Thorium (Z=90) kommt in Monazit vor und wird als möglicher Brennstoff (Thoriumzyklus) diskutiert, da ^232Th durch Neutronen in spaltbares ^233U umgewandelt werden kann. Die Actinoide sind metallisch, teils sehr elektropositiv (z.B. Actinium ähnelt den Erdalkalien), oft aber mit mehreren oxidationstufen und komplexer Koordinationschemie (Uran bildet z.B. Uranyl-Oxo-Kationen UO_2^2+). Sie bilden schwer lösliche Hydroxide und Fluoride (ähnlich Lanthanoiden). Actinium selbst und Transactinoide nach Plutonium haben weniger technische Anwendungen, hauptsächlich wissenschaftliche (Produktion von Superheavies, ^²⁵²Cf als Neutronenquelle, ^²⁴¹Am in Rauchmeldern). Das Verhalten der spätesten Actinoide (No, Lr) markiert den Übergang zum d-Block der 7. Periode (Lawrencium hat [Rn]5f^14 7s^2 7p^1 möglicherweise, analog zum d^1 bei Lutetium). Mit steigender Kernladungszahl nehmen relativistische Effekte stark zu, die Actinoid-Reihe zeigt bereits Abweichungen: z.B. ist das chemische Verhalten von Rutherfordium (Z=104) und Dubnium (105) überraschenderweise actinoid-ähnlicher als von ihren leichten Homologen Hafnium und Tantal[69].
• Halogene (Gruppe 17): Fluor, Chlor, Brom, Iod (und das kurzlebige Astat sowie das künstliche Tenness). Diese Nichtmetalle haben die Valenzkonfiguration ns^2 np^5 und neigen stark dazu, ein Elektron aufzunehmen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen – daher treten sie in Verbindungen meist als -I (Anion) auf. Im elementaren Zustand kommen Halogene als zweiatomige Moleküle X₂ vor, mit stechendem Geruch und hoher Reaktivität. Fluor und Chlor sind Gase, Brom eine Flüssigkeit, Iod ein Feststoff (dieser Trend mit steigender molarer Masse). Ihre Elektronegativitäten sind sehr hoch (F=3,98, Cl=3,16, Br=2,96, I=2,66) und Ionisierungsenergien ebenfalls relativ hoch. Sie reagieren heftig mit Metallen (Salzbildung: z.B. 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl) und ziehen in kovalenten Bindungen Elektronen stark an (polare Bindungen). Halogene sind starke Oxidationsmittel: Fluor kann fast alle Elemente oxidieren, Chlor oxidiert Bromide und Iodide zu den freien Halogenen (daher Gewinnung von Brom/Iod durch Cl₂-Einleiten in Salzsole). In Wasser lösen sich Cl₂, Br₂, I₂ unter teilweise Disproportionierung (Halogen + H₂O -> Halogenwasserstoff + Hypohalogenige Säure). Die Halogenwasserstoffe (HF, HCl, HBr, HI) sind starke Säuren (HF ausgenommen wegen starker H-Bindungen in Wasser) – HCl etc. dissoziieren vollständig. Anwendungsbeispiele: Chlor zur Wasserdesinfektion und Bleichung; Fluoride im Trinkwasser/Kariesprophylaxe; Bromverbindungen als Flammschutz; Iod in der Medizin als Desinfektionsmittel (Iodtinktur) und essenzielles Spurenelement (Schilddrüsenhormon Thyroxin enthält Iod). Iod wird in der Stärkereaktion (Lugolsche Lösung) als Nachweis genutzt (Blaufärbung mit Amylose). Fluor als elementares Gas ist äußerst gefährlich (ätzt Glas, reagiert explosionsartig mit Organik). Insgesamt nimmt die Reaktivität der Halogene in der Reihenfolge F > Cl > Br > I ab, parallel sinkt die Oxidationskraft (Fluor kann Iodid zu Iod oxidieren, Iod kann keine Bromide/Chloride oxidieren). Astat (At, Z=85) ist radioaktiv und so kurzlebig, dass seine Chemie kaum erforscht ist – vermutlich ein festes, metallähnliches Halogen. Tenness (Ts, Z=117) existiert nur atomweise in Experimenten.
• Edelgase (Gruppe 18): Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon (und das künstliche Oganesson). Sie haben eine volle Valenzschale (ns^2 np^6, Helium 1s^2) und sind dadurch energetisch sehr stabil und kaum geneigt, chemische Bindungen einzugehen. Folglich sind Edelgase einatomige Gase, farb- und geruchlos, mit extrem niedrigen Siede- und Schmelzpunkten (steigend mit Atommasse: He bleibt bis 4 K flüssig, Radon siedet bei ~211 K). Ihre Ionisierungsenergien gehören zu den höchsten überhaupt (Ne ~21,6 eV, Ar 15,8 eV etc.), entsprechend sind sie sehr schwer zu ionisieren oder zu reaktivieren. Bis 1962 galten alle Edelgase als völlig inert, dann gelang Neil Bartlett die Synthese von Xenonhexafluoroplatinat (Xe[PtF_6]) – die erste Edelgasverbindung. Insbesondere Xenon (und in geringerem Maße Krypton) bildet tatsächlich einige Fluor- und Sauerstoffverbindungen: z.B. XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeO₃, XeO₄, XeOF₄; KrF₂; Radonfluoride sind vermutet/teilweise nachgewiesen, jedoch Radon ist hochradioaktiv (HWZ von ^222Rn ~3,8 Tage, ein Zerfallsprodukt von Uran, bedeutend als gesundheitliches Risiko in Gebäuden). Helium und Neon bilden keine stabilen Verbindungen. Edelgase finden vielfältige Verwendung aufgrund ihrer Inertheit: Helium für Tieftemperaturkühlung (Supraleiter), Ballonfüllung und als Schutzgas bei empfindlichen Atmosphären (z.B. Schutzgas-Schweißen, allerdings häufiger Ar wegen Kosten). Argon ist das häufigste Edelgas in Luft (0,93 %), es wird in Glühbirnen, als Schutzgas beim Schweißen und in Chemie (Schlenk-Technik) eingesetzt. Neon füllt Leuchtröhren (rote Neonröhren) und ist Kältemittel. Xenon wird in Blitzlampen, Hochleistungs-Kurzbogenlampen und als Narkosegas (teuer, aber sehr gut narkotisierend) genutzt. Radon wurde früher in Radontherapie (Bäder) angewandt, ist aber als Alphastrahler krebserregend (Lungenkrebsgefahr in schlecht gelüfteten Kellern über uranhaltigem Boden). Oganesson (Og, Z=118) wurde 2002/2006 synthetisiert und existiert nur für Millisekunden – es könnte aufgrund relativistischer Effekte weniger inert sein als die leichteren Edelgase und vielleicht fest bei Raumtemperatur (Prognosen unsicher). Insgesamt sind Edelgase aufgrund ihrer abgeschlossenen Schale die am wenigsten reaktiven aller Elemente und dienen oft als „Neutralgase“ in Experimenten.

Periodische Trends und physikalisch-chemische Erklärungen

Atomradius: Der Atomradius eines Elements zeigt über das Periodensystem einen klaren Trend: Innerhalb einer Periode nimmt er von links nach rechts deutlich ab[70], da mit jeder Zunahme der Kernladung (Protonenzahl) die Elektronen in derselben Schale stärker angezogen werden und der effektive Kernladungsschirm nur unvollständig wirkt. So ist z.B. der Kovalenzradius von Lithium (152 pm) wesentlich größer als der von Fluor (≈57 pm) in der zweiten Periode. Beim Übergang zur nächsten Periode springt der Radius sprunghaft größer, weil ein neues, weiter vom Kern entferntes Elektronenschale besetzt wird[70]. Beispielsweise hat Natrium (n=3) einen deutlich größeren Radius als Neon (n=2), obwohl Natrium eine höhere Kernladung hat – die neue 3s-Schale dominiert hier. Innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten) nehmen die Atomradien zu, da jeweils eine weitere Schale hinzukommt. Allerdings ist die Zunahme nicht streng additiv; durch die Lanthanoidenkontraktion schrumpfen die Radien der Elemente nach den Lanthanoiden etwas stärker als erwartet – daher sind z.B. Zr und Hf fast gleich groß[67]. Der Atomradius beeinflusst vielfältige Eigenschaften: Große Atome (z.B. Cs) haben schwächer gebundene Valenzelektronen und daher niedrigere Ionisierungsenergien und höhere Reaktivität (Cs>Na). Kleine Atome (z.B. F, O) ziehen Elektronen stark an (hohe Elektronegativität) und bilden kurze, starke Bindungen.

Ionisierungsenergie: Die erste Ionisierungsenergie (IE₁, benötigte Energie, um das äußerste Elektron zu entfernen) zeigt parallel zum Atomradius entgegengesetzte Trends: Sie steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts an[70], da die abnehmenden Radien und steigende Kernladung die Elektronen fester binden. So hat ein Edelgas am Periodenende die höchste IE (z.B. Ne 21,6 eV, Ar 15,8 eV), während ein Alkalimetall am Periodenanfang die niedrigste IE besitzt (Na 5,1 eV, K 4,3 eV)[59][61]. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie ab, da die Valenzelektronen in höheren Schalen weiter vom Kern entfernt sind und effektiver abgeschirmt werden – Beispiel: IE₁ von Li 5,39 eV vs. Cs 3,89 eV. Einige Ausnahmen treten auf, wo die IE nicht streng monoton verläuft: z.B. ist die IE von Be (2s^2) höher als von B (2s^2 2p^1), weil das erste p-Elektron leichter zu entfernen ist als ein voll besetztes s-Paar. Ebenso hat N (halbgefülltes 2p^3) eine höhere IE als O (2p^4), da bei O die Elektronenabstoßung in einem doubly besetzten p-Orbital die Abtrennung erleichtert. Solche kleinen Anomalien bestätigen die Rolle der Elektronenkonfiguration. Die Ionisierungsenergie bestimmt maßgeblich das Metall- oder Nichtmetall-Verhalten: Niedrige IE (Metalle) führen zur leichten Bildung von Kationen, hohe IE (Nichtmetalle) begünstigen eher Elektronenaufnahme als Abgabe.

Abb. 2: Periodischer Verlauf der ersten Ionisierungsenergie (in eV) in Abhängigkeit von der Ordnungszahl. Deutlich erkennbar sind die periodischen Spitzen bei den Edelgasen (volle Schale, besonders hohe Ionisierungsenergie) und die Tiefpunkte bei den Alkaliemetallen (ein Valenzelektron, leicht entfernbar)[65]. Innerhalb jeder Periode steigt die Ionisierungsenergie zunächst steil an und fällt an ihrem Ende (p^4 -> p^5 -> p^6) etwas weniger stark an. Beim Sprung zur nächsten Periode sinkt sie drastisch, da ein neues, weiter außen liegendes Elektron einfacher zu entfernen ist. Diese periodische Zickzack-Struktur der Ionisierungsenergien untermauert direkt das Konzept der Elektronenschalen und Unterschalen.

Elektronegativität: Die Elektronegativität (EN nach Pauling) misst die Tendenz eines gebundenen Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Ihr Trend folgt im Wesentlichen dem der Ionisierungsenergie: Sie steigt in der Periode von links (elektropositive Metalle) nach rechts (elektronegative Nichtmetalle) an und fällt in der Gruppe von oben nach unten ab. Fluor mit EN=3,98 ist das elektronegativste Element, danach kommen O (3,44), Cl (3,16) usw. Die niedrigsten Werte haben die Alkalimetalle (Cs ~0,79) und Erdalkalimetalle. Edelgase bekommen in vielen Skalen keinen EN-Wert zugewiesen, da sie kaum Verbindungen eingehen (in neueren Definitionen können schwere Edelgase allerdings auch eine EN haben – z.B. Xe ~2,3 in Sanderson-Skala). Die Elektronegativitätsdifferenz zweier bindender Atome bestimmt den Bindungstyp: große ΔEN (>1,7) führt zu ionischen Bindungen (z.B. NaCl), mittlere ΔEN zu polar-kovalenten Bindungen (H_2O), ΔEN=0 zu apolar-kovalent (Cl_2, CH_4 approximativ). Die Höchstwerte rechts oben im PSE erklären, warum z.B. O, N, F in Verbindungen negative Partialladungen tragen und z.B. H daran positiv polarisiert ist (daher Wasserstoffbrücken in H₂O, NH₃, HF). Metallische Bindungen hingegen treten eher bei niedrigen EN und geringer ΔEN auf (z.B. zwischen gleichartigen Metallatomen, oder Legierungen mit ΔEN < ~0,5). EN ist kein direkt messbares atomresiduum, aber aus thermochemischen Daten abgeleitet; daher gilt der Trend mit wenigen Unregelmäßigkeiten (etwa Ga vs. Al wegen d-Elektronen Einfluss, etc.). Insgesamt spiegeln hohe EN eine große Kernanziehungskraft auf Valenzelektronen wider – was im PSE auf kleine, kernladungsstarke Atome zutrifft (oben rechts).

Metall- und Nichtmetall-Charakter: Im PSE lassen sich eine Metall-Nonmetall-Grenze diagonal ziehen, beginnend zwischen Bor und Aluminium und fortsetzend zwischen den Elementen, die als sog. Halbmetalle (Metalloide) gelten: z.B. B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po. Links unten vom Zickzack liegen die Metalle: sie haben tendenziell große Radien, niedrige Ionisierungsenergien und EN, bilden leicht Kationen, sind elektrische Leiter, verformbar und glänzend. Rechts oben liegen die Nichtmetalle: kleine Radien, hohe IE und EN, treten oft als Moleküle auf (H₂, O₂, S₈ etc.), isolieren elektronisch und bilden eher Anionen oder kovalente Bindungen. Dieser Übergang ist nicht scharf – die Halbmetalle (z.B. Silicium, Germanium) zeigen Zwischenverhalten: sie sind halbleitend, mechanisch spröde aber kristallin-glänzend. Die chemische Periodizität spiegelt sich darin, dass entlang einer Periode der metallische Charakter abnimmt (Na->Mg->Al sind Metall, Si Halbmetall, P->S->Cl->Ar Nichtmetalle). In den Gruppen nimmt der metallische Charakter zu – z.B. ist in Gruppe 15 Stickstoff/N ein Nichtmetall, Phosphor auch, Arsen Halbmetall, Antimon überwiegend metallisch, Bismut ein Metall (wenn auch schwach). Ein Spezialfall ist Wasserstoff: es steht über den Alkaliemetallen, ist aber ein Nichtmetall (einziges Element, das bei Normalbedingungen als Gas vorkommt in dieser Spalte). Hydrogen besitzt eine Ein-Elektron-Konfiguration wie Alkali, aber eine Ionisierungsenergie (13,6 eV) ähnlich Halogenen – es kann Elektron abgeben (H⁺ in Säuren) oder aufnehmen (H⁻ in Metallhydriden). Daher ordnet man H oft separat ein. Insgesamt trennt das Periodensystem die Elemente nach dieser metallischen Charakter-Diagonale; Oxide illustrieren das: Metalloxide sind basisch (z.B. Na₂O -> NaOH in Wasser), Nichtmetalloxide sind sauer (P₄O₁₀ -> H₃PO₄), Halbmetalloxide oft amphoter (z.B. Al₂O₃, ZnO lösen sich in Säuren und Basen).

Oxidationsstufen und Wertigkeit: Die Gruppennummer entspricht bei Hauptgruppenelementen in der Regel der Maximalwertigkeit in Verbindungen (ausgenommen bei Nichtmetallen, wo oft 8-Gruppe die maximale Oxidationszahl ergibt nach der Oktettregel). Z.B. Kohlenstoff (Gruppe 14) hat maximale Oxidationszahl +4 (CO₂) und minimale -4 (CH₄). Für Stickstoff (Gr. 15) ist +5 (HNO₃) maximal und -3 (NH₃) minimal. In einer Gruppe zeigen die leichten Elemente oft zusätzlich multivalenz, während die schweren vermehrt eine bestimmte stabile Stufe bevorzugen (Inertpaar-Effekt etwa: Pb und Bi haben stabile +2, +3 Zustände und +4,+5 sind weniger stabil, im Gegensatz zu C in +4, N in +5). Übergangsmetalle haben variable Oxidationsstufen, oft korrespondierend mit (n-1)d und ns-Elektronenabgabe. Innerhalb einer Serie erreichen die mittleren oft höhere Ox.zahlen (z.B. Mn +7 in Permanganat, während Cr max +6, Fe max +6 im FeO₄^2– instabil, Co max +3 stabil). Lanthanoide/Actinoide meist +3, aber frühe Actinoide können +4,+5,+6,+7 (Uran +6 als UO_2^2+).

Periodizität weiterer Eigenschaften: Viele andere atomare Eigenschaften schwingen periodisch mit ähnlicher Frequenz: Elektronenaffinität (Aufnahme eines Elektrons) ist meist bei Halogenen am größten (z.B. Cl höchste EA, edelgase haben EA < 0 quasi), bei Alkali gering oder leicht endotherm. Schmelz- und Siedepunkte zeigen komplizierte Trends, da Bindungsarten wechseln: In der Mitte des d-Blocks oft hohe Schmelzpunkte (starke metallische Bindungen mit vielen delokalisierten e⁻), bei Edelgasen ganz rechts niedrige (nur Van-der-Waals). In der 2. Periode nehmen Smp. von Li zu C zu (C hat sehr hoch wegen Netzwerk), dann fallen bei N,O,F tief (molekulare Substanzen). Dichte steigt im Allgemeinen mit steigender Ordnungszahl in einer Periode (schwerere Atome in ähnlichem Volumen), jedoch Einfluss der Kristallstruktur und Packung. In einer Gruppe nimmt Dichte stark zu (Os iridium sind z.B. dichteste wegen viele Protonen in relativ kleinem Atomradius). Härte: starke kovalente Netzwerke (C Diamant, B, SiC) sind extrem hart; Übergangsmetalle mittig sind hart (W, Cr), Alkali/Erdalkali weich.

Zusammenfassend erklärt das Atommodell – insbesondere die Schalenstruktur und die Auffüllung der Orbitale – qualitativ die beobachteten Trends im Periodensystem. Das regelmäßige Wiederkehren ähnlicher Konfigurationen führt zu ähnlichen chemischen Eigenschaften (Gruppenverhalten), während der systematische Unterschied in Kernladung und Schalenanzahl die graduellen Änderungen innerhalb einer Periode bzw. Gruppe verursacht[70]. Diese einfachen Trends können allerdings von relativistischen Effekten bei schweren Elementen etwas modifiziert werden: z.B. bewirkt die hohe Kernladung in Gold (Z=79) eine Kontraktion und Energiesenkung der 6s-Orbitale (relativistische Massenvergrößerung schneller Elektronen nahe dem Kern), was zur ungewöhnlichen gelben Farbe und hohen Edelheit von Gold beiträgt (Au hat eine höhere Ionisierungsenergie und geringere reaktivität als analoges Ag). Ebenso führt die Lanthanoidenkontraktion dazu, dass 5d- und 6d-Elemente kleinere Radien haben als durch rein klassisches Modell erwartet, was in Gruppen wie 4 und 5 die Elemente Hf/Ta nahezu gleich groß wie Zr/Nb macht. Trotz solcher Feinheiten bleibt das Periodensystem ein mächtiges Werkzeug, um die Eigenschaften der Elemente im Voraus abzuschätzen und systematisch zu verstehen[69].

Theoretische Grundlagen: Atommodelle und Periodizität

Die periodischen Eigenschaften der Elemente lassen sich durch die quantentheoretische Struktur der Atome erklären. Bereits das Bohrsche Atommodell (1913) verband die Spektrallinien des Wasserstoffs mit diskreten Elektronenschalen. Niels Bohr postulierte, dass Elektronen nur bestimmte stabile Bahnen (n=1,2,3,…) um den Kern einnehmen können und beim Wechsel zwischen diesen Bahnen strahlungsquantensprünge auftreten. Dieses Modell konnte die Periodizität zunächst qualitativ deuten: Die erste Periode (H, He) füllt die erste Schale (K-Schale, n=1) auf; die zweite Periode beginnt, wenn ein Elektron die zweite Schale (L-Schale, n=2) besetzt usw. – daher 2, 8, 8… Elektronen pro Schale (nach dem Bohrschen Modell 2n² maximale Elektronen). Henry Moseleys Entdeckung der Ordnungszahl als Ordnungsprinzip untermauerte dies[5], doch Bohrs Modell stieß bei Mehr-Elektronen-Atomen an Grenzen.

Die moderne Quantenmechanik (Heisenberg, Schrödinger 1925/26) erklärte die Elektronenstruktur über Wellenfunktionen und Quantenzahlen. Jedes Elektron in einem Atom wird durch ein Satz Quantenzahlen (n, l, m, s) charakterisiert. Die Hauptquantenzahl n (1,2,3…) entspricht den Schalen (K, L, M,…). Die Nebenquantenzahl l (0,…,n-1) definiert die Orbitale (Form des Aufenthaltsraums): l=0 = s-Orbital (kugelsymmetrisch), l=1 = p-Orbital (hantelförmig, dreifach entartet in Ausrichtung), l=2 = d-Orbital (vierblättrig etc., fünffach entartet), l=3 = f-Orbital (komplizierte Form, siebenfach entartet)[71][72]. Die magnetische Quantenzahl m (-l…+l) unterscheidet die Orientierung der Orbitale. Schließlich der Elektronenspin s (±½) besagt, dass jedes Orbital zwei Elektronen maximal aufnehmen kann (Pauli-Prinzip[73]). Diese Prinzipien erklären das Auffüllen der Orbitale nach steigender Energie (Aufbauprinzip): beginnend bei 1s, dann 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s… (Madelung-Regel: Orbitale mit niedrigem n+l zuerst, bei Gleichheit niedriges n zuerst). Irving Langmuir erkannte 1919, dass die Gruppe 18-Elemente eine Oktett-(8e⁻)-Konfiguration in der Valenzschale haben und daher inert sind[74], während andere Elemente nach dieser Edelgas-Konfiguration streben – diese Oktettregel behält in der chemischen Bindungslehre für Hauptgruppenelemente Gültigkeit (mit Ausnahmen für 3. Periode und höher, die Oktett-Erweiterungen zulassen).

Durch das quantenmechanische Verständnis lassen sich viele Phänomene des Periodensystems rationalisieren:

• Die Länge der Perioden entspricht der Zahl der Orbitale in der jeweiligen Schale: Periode 1 hat nur das 1s-Orbital (2 Elemente); Periode 2 hat 1s bereits voll, füllt 2s und 2p (insgesamt 4 Orbitale ×2 e⁻ = 8 Elemente); Periode 4 hat 4s, 3d, 4p (9 Orbitale = 18 Elemente); Periode 6 hat 6s, 4f, 5d, 6p (16 Orbitale = 32 Elemente)[9]. Dabei wird ersichtlich, warum Lanthanoide und Actinoide separate Reihen bilden: Sie gehören eigentlich zur 6. bzw. 7. Periode und füllen die f-Orbitale (l=3 mit 7 Orientierungen) auf. Ihre Chemie ähnelt sich stark, weil 4f-/5f-Orbitale energetisch nah beieinander liegen und meist nicht stark an der Bindung teilnehmen (besonders 4f), weshalb alle Lanthanoide überwiegend +3 ergeben.
• Das Periodengesetz – Eigenschaften wiederholen sich nach bestimmten Abständen – folgt daraus, dass Elektronenkonfigurationen sich wiederholen. Beispielsweise haben Ne (2s^2 2p^6), Ar (3s^2 3p^6), Kr (4s^2 3d^{10} 4p^6) etc. alle abgeschlossene Schalen und daher ähnlich inert. Ebenso Li (2s^1), Na (3s^1), K (4s^1) teilen Konfiguration ns^1 und verhalten sich als Alkalimetalle analog. Allerdings gibt es feine Unterschiede, z.B. der Schrägbeziehung: Lithium ähnelt in manchem Magnesium mehr als dem weiter unten stehenden Natrium; das kommt daher, dass Li^+ und Mg^2+ ähnliche Ladungsdichte besitzen (wegen Lanthanoidenkontraktion sinkt Mg^2+ Radius stark). Solche Diagonalbeziehungen existieren auch zwischen Be/Al, B/Si etc. und werden durch das Zusammenspiel aus Ladung und Radius erklärt[75].
• Valenz und Bindigkeit: Die Gruppennummer entspricht der Anzahl der Valenzelektronen. Elemente tendieren dazu, so viele Bindungen zu formen, bis ihre Valenzschale voll ist (Oktett bei C,N,O…; Duett bei H, He). Deswegen hat z.B. Kohlenstoff (4 Valenzelektronen) vierbindigkeit in Methan, Stickstoff (5 e⁻) drei (wie in Ammoniak, mit einem freien Elektronenpaar), Sauerstoff (6 e⁻) zwei Bindungen (Wasser, zwei freie Paare). Höhere Perioden können aber auch Valenzüberschreitung zeigen, indem d-Orbitale mitgenutzt werden (z.B. P in PF_5 nutzt 3d-Orbitale, hat 10 Valenzelektronen). Solche Phänomene werden durch das Orbitalmodell besser verstanden als mit starren Oktettregeln.
• Magnetische Eigenschaften: Ungepaarte Elektronen (z.B. in Halbbesetzung) führen zu Paramagnetismus, gepaarte zu Diamagnetismus. Dies lässt sich direkt aus den Elektronenkonfigurationen ableiten (z.B. O₂-Molekül ist paramagnetisch laut MO-Theorie, was experimentell stimmt; im Periodensystem sind einzelne Atome O paramagnetisch wegen 2p^4 mit zwei ungepaarten).
• Relativistische Effekte (aus der Dirac-Gleichung) werden für sehr schwere Elemente bedeutend: Die inneren s-Orbitale kontrahieren und stabilisieren (da ihre Elektronen hohe Geschwindigkeit nahe c erreichen in Kernnähe), was z.B. 6s in Gold runterzieht. Dadurch sind 5d-Elektronen von Gold etwas weniger gebunden (relativistische Entschirmung) – Gold hat eine unvollständige d-Schale mit Übergängen im sichtbaren Bereich (daher gelbe Farbe), im Gegensatz zu Silber. Ebenso erklärt dies, warum Blei (6s^2 6p^2) im Gegensatz zu C, Si, Ge, Sn bevorzugt +2 statt +4 bildet: die 6s-Elektronen sind so stabil (Inert pair), dass Pb(II) (nur 6p-Bindung) häufiger ist als Pb(IV). Im Periodensystem führen diese Effekte zu Abweichungen der erwarteten Trends in der 6. und 7. Periode[69][65]. Beispielsweise ist Flerovium (Fl, Z=114) ein Element der C-Gruppe, aber es scheint sich in ersten Experimenten eher wie ein Edelmetall zu verhalten (sehr geringe Reaktivität)[76] – vermutlich wegen starker relativistischer Stabilisierung der 7s- und 7p-Orbitale.

Atomkern und Radioaktivität: Während die Elektronenhülle die Chemie bestimmt, zeigt sich Periodizität auch im Kernverhalten: Protonenzahlen steigen linear, aber stabile Isotope existieren nur in gewissen Bereichen. Jenseits von Bismut (Z=83) sind alle Elemente radioaktiv (Polonium und schwerer). Einige leichte Elemente zeigen Anomalien: z.B. Technetium (Z=43) und Promethium (Z=61) haben keine stabilen Isotope – erklärt durch Kernstruktur (magische Zahlen etc.). Im Periodensystem sind diese Lücken markant, da dort in natürlichen Häufigkeiten technetium und promethium praktisch fehlen (Tc kommt nur als Spaltprodukt oder minimal in Uranerzen vor[77]). Die Synthese immer schwererer Elemente in Teilchenbeschleunigern (Transactinoide) ist ebenfalls begrenzt durch Kernstabilität. Theoretische Modelle sagen ein mögliches Ende der Periodentafel bei um Z~170 voraus, wo keine gebundenen Kerne mehr existieren können[78]. Dazwischen wird eine mögliche „Insel der Stabilität“ um Z=114/N=184 etc. vermutet, bei der gewisse Superheavy Isotope wieder längere Halbwertszeiten hätten (vielleicht Sekunden oder Jahre), was experimentell aber noch nicht eindeutig bestätigt ist – erste Indizien sind die vergleichsweise „längeren“ HWZ von ^285Fl (~0,8 s) oder ^293Lv (~60 ms).

Periodensystem und Bindungsarten: Der Platz eines Elements im PSE gibt Hinweise auf sein Bindungsverhalten: Metalle links neigen zu metallischer Bindung untereinander und zu ionischer Bindung mit stark elektronegativen Partnern (Alkalimetall + Halogen -> Salz). Nichtmetalle rechts oben bilden untereinander kovalente Bindungen (z.B. O₂, N₂, organische Moleküle aus C,H,O,…). Zwischen sehr unterschiedlich positionierten Elementen (links unten mit rechts oben) entstehen ionische Feststoffe (CsF, CaO). Elemente diagonal benachbart (ähnliche EN) können auch kovalente Phasen bilden (z.B. Siliziumcarbid SiC, eine hartes Kovalenznetzwerk, obwohl Si ein Halbmetall und C ein Nichtmetall ist). Das PSE ist somit auch ein Kompass für anorganische Strukturtypen: Oxide von Metallen sind ionisch (Na₂O – Kristallsalzstruktur), von Halbmetallen polymer/netzwerkartig (SiO₂ – Quarz, riesiges Netzwerk), von Nichtmetallen molekular (SO₂, CO₂ – flüchtige Moleküle).

Anwendungsbereiche und Bedeutung der Elemente

Die Vielfalt der Elemente spiegelt sich in unzähligen Anwendungen in Industrie, Technik, Medizin und Forschung wider. Einige Elemente sind allgegenwärtig in unserem Alltag (z.B. Aluminium in Verpackungen, Eisen im Stahl von Gebäuden und Fahrzeugen, Kupfer in elektrischen Leitungen), während andere nur in High-Tech-Nischen vorkommen (z.B. Gallium in Mikrochips, Indium in Flachbildschirmen, Tantal in Kondensatoren). Im Folgenden werden nach Bereiche geordnet einige wichtige Beiträge der Elemente hervorgehoben:

• Metallurgie und Bauwesen: Eisen und Kohlenstoff in Form von Stahl sind die Grundlage moderner Infrastruktur – vom Stahlbeton im Hochhaus bis zum Schienen- und Brückenbau. Andere strukturgebende Metalle sind Aluminium (Leichtbau in Verkehrsmitteln, Fensterrahmen), Kupfer (Dachdeckungen, Installationsrohre neben seiner elektrischen Rolle), Magnesium und Titan (wo hohe Festigkeit bei geringem Gewicht gefordert ist, z.B. Luft- und Raumfahrt). Legierungselemente wie Chrom, Nickel, Molybdän, Vanadium verleihen Stählen besondere Eigenschaften (Edelstähle, Werkzeugstähle)[79]. Beton wiederum beruht auf Calcium (Calciumoxid im Zement als Bindemittel, reagiert mit Wasser zu festem Calciumhydroxid-Silikat-Netz). Glas besteht hauptsächlich aus Silicium (SiO₂, Quarz) mit Zusätzen von Natrium, Calcium etc. Holz und andere biogene Baustoffe enthalten viel Kohlenstoff, Wasserstoff, Sauerstoff (Cellulosefasern).
• Energietechnik: Die chemischen Elemente spielen bei Energieerzeugung und -speicherung eine Schlüsselrolle. In fossilen Brennstoffen reagieren hauptsächlich Kohlenstoff und Wasserstoff mit Sauerstoff (Verbrennung zu CO₂/H₂O setzt Energie frei). In Kernreaktoren erzeugen Uran oder Plutonium durch Kernspaltung Wärme. Die Brennstoffzelle wandelt chemische Energie von Wasserstoff (und Sauerstoff aus Luft) direkt in Strom um – dabei sind Platin oder andere Katalysatoren beteiligt. Lithium ist essentiell für moderne Batterietechnologie (Li-Ionen-Akkus in Elektronik und E-Fahrzeugen nutzen die elektrochemische Reversibilität von Li⁺-Einlagerung in Schichtstrukturen wie LiCoO₂). Seltene Erden wie Neodym sind nötig für starke Permanentmagnete in Windturbinen und Elektroautos[68]. Solarzellen bestehen aus Silicium oder Verbindungshalbleitern (CdTe, CIGS, GaAs), wo Elemente wie Cadmium, Tellur, Gallium, Indium eine Rolle spielen. Thermische Solarkollektoren verwenden selektive Schichten aus z.B. Titan- oder Chromoxiden. In der Fusionsforschung werden Wasserstoffisotope (Deuterium, Tritium) als Brennstoff betrachtet.
• Elektronik und Halbleiter: Die Halbleitertechnik basiert vor allem auf Silicium – gereinigtes Silicium (dotiert mit Phosphor, Bor etc. zur Einstellung der Leitfähigkeit) bildet die Chips für praktisch alle elektronischen Geräte. Germanium war in frühen Transistoren wichtig, heute nur noch in Spezialanwendungen. III-V-Verbindungshalbleiter wie Galliumarsenid (GaAs), Indiumphosphid (InP) oder Galliumnitrid (GaN) ermöglichen Hochfrequenzbauteile (Handyverstärker), Laser (z.B. in CD-Laufwerken GaAs-Laser) und Leuchtdioden (GaN-basierte LEDs für weißes Licht). Dünnschicht-Bildschirme (LCD, OLED) benötigen z.B. Indium-Zinn-Oxid (ITO) als transparente Elektrode – Indium ist daher ein kritisches Element. Moderne Ferroeletkikum-Speicher nutzen z.B. Hafniumoxid. Leiterplatten enthalten Kupfer als Leiterbahnen. Widerstände, Kondensatoren, Spulen sind oft Materialschlachten verschiedener Metalle (Ni, Cr in Widerstandsdraht; Ta in Tantalkondensatoren – Tantal ist durch Handys bekannt geworden). Seltene Erden wie Europium und Terbium ermöglichen bunte Bilder in Bildröhren und Leuchtstoffröhren durch ihre Fluoreszenz[68], heute teilweise ersetzt durch LED-Technik.
• Chemische Industrie: Hier sind Katalysatoren ein Herzstück – oft Übergangsmetalle. Eisenkatalysatoren fixieren jährlich Millionen Tonnen Stickstoff zu Ammoniak (Haber-Bosch-Prozess)[80], der zu Dünger weiterverarbeitet wird – somit sichern Fe und Promotoren (K_2O, Al_2O_3) indirekt die Ernährung der Menschheit (Stickstoffdünger). Nickel, Palladium, Platin katalysieren Hydrierungen (z.B. Fetthärtung: Ni) und Abgasreaktionen (Pt, Pd, Rh in Kfz-Katalysatoren oxidieren CO zu CO₂ und reduzieren NO_x zu N₂)[66]. Titan(IV)-chlorid ist Ziegler-Natta-Katalysator zur Polymerisation von Ethylen (Polyethylen-Kunststoff). V₂O₅ oxidiert SO₂ zu SO₃ (Schwefelsäureproduktion). Zeolithe mit Lanthan werden im Cracken von Erdöl eingesetzt (Benzinherstellung). Ohne solche Elemente als „stille Helfer“ wären viele chemische Prozesse nicht effizient machbar. Rohstoffe: Chlor (aus NaCl Elektrolyse) wird für unzählige Synthesen gebraucht (PVC-Kunststoff aus Vinylchlorid, Lösungsmittel, Pharmazeutika). Schwefel – gewonnen aus H₂S (Erdölentschwefelung) – wird zu Schwefelsäure verarbeitet, dem „Blut der Chemie“. Phosphor aus Phosphatmineralen wird zu Phosphorsäure und Phosphatdüngern, aber auch zu Flammschutzmitteln, Lebensmitteladditiven etc. Natriumhydroxid (Lauge) und Sauerstoff (Luftzerlegung) sind Massenchemikalien. Damit demonstriert jedes industrielle Verfahren das orchestrierte Zusammenspiel vieler Elemente.
• Medizin und Biologie: Zahlreiche Elemente sind für Organismen essentiell (Bioelemente). Die Makronährstoffe C, H, O, N, P, S bilden die Bausteine der Biomoleküle (Proteine, DNA, Lipide, Kohlenhydrate). Metalle und Ionen: Na⁺, K⁺ regeln den Wasserhaushalt und Nervensignale; Ca²⁺ festigt Knochen und dient als Signalion; Mg²⁺ sitzt im Chlorophyll und aktiviert Enzyme; Fe²⁺/Fe³⁺ im Hämoglobin bindet Sauerstoff im Blut; Zn²⁺ ist in vielen Enzymen (z.B. Alkoholdehydrogenase); Cu⁺/Cu²⁺ in Cytochrom-c-Oxidase und in Hämocyanin (Blut mancher Mollusken); Mo in bestimmten bakteriellen Enzymen (Nitrogenase); Co im Vitamin B₁₂ (Cobalamin)[81]. Spurenelemente wie Iod (Bestandteil des Schilddrüsenhormons Thyroxin) oder Selenium (Selenocystein in Enzymen) sind ebenfalls unverzichtbar. In der Medizin werden auch nicht-biogene Elemente genutzt: Kontrastmittel wie Bariumsulfat (Radiologie) oder Gadolinium-Chelate (MRT) verbessern Diagnosen; Technetium-99m ist ein wichtiger Radiodiagnostik-Tracer (Szintigraphie, z.B. Herz- oder Knochenscan)[81][82] – es wird in ^99Mo/^99mTc-Generatoren täglich in Kliniken gewonnen[83]. Lithiumsalze dienen psychiatrisch zur Behandlung bipolarer Störungen. Platinverbindungen (Cisplatin, Carboplatin) sind potent Anti-Tumor-Mittel (Chemotherapie, sie vernetzen DNA in Krebszellen). Gold-Injektionen wurden bei Rheuma eingesetzt (heute weniger üblich). Das radioaktive Cobalt-60 (γ-Strahler) wird in der Strahlentherapie (Telekobalt-Geräte) eingesetzt, ebenso Radionuklide wie Yttrium-90 (Brachytherapie) oder Iod-131 (Schilddrüsenkrebs-Therapie). In der Zahnmedizin nutzt man Elementquecksilber in Amalgam (heute rückläufig) und Zirkonoxid-Keramik für Kronen, sowie Fluorid zur Kariesprophylaxe. Reinstes Silicium findet sogar in Form von Biosensorchips Einzug ins medizinische Monitoring.
• High-Tech und Forschung: Gewisse Anwendungen erfordern seltene Elemente: Indiumzinnoxid (Indium) ermöglicht Touchscreens und LCDs. Tantal ist im Miniaturformat der Elektrolytkondensatoren unerlässlich – jedes Smartphone enthält Tantalkondensatoren. Europium und Terbium leuchten in Euro-Banknoten unter UV (Lumineszenzstoffe als Sicherheitsmerkmal) und in Bildschirmen (Rot/Grün-Phosphor)[68]. Hafnium mit seinem hohen Neutroneneinfangsquerschnitt wird in Kontrollstäben von Kernreaktoren verwendet (umgekehrt Zirkonium als Hüllrohr wegen niedrigem Querschnitt). Spektakuläre Neuentwicklungen, wie Supraleiter bei „hohen“ Temperaturen (~ -150 °C), funktionieren nur mit speziellen Elementkombinationen (z.B. YBa₂Cu₃O_{7-x} – mit Yttrium, Barium, Kupfer). Die Entdeckung neuer Elemente selbst (Transactinoide) ist eine Anwendung an sich: Sie erfordert Teilchenbeschleuniger und Ziele aus exotischen Isotopen wie Californium-249 oder Berkelium-249. Hier werden Elemente wie Einsteinium in kernchemischen Labors erzeugt, um als Ausgangsmaterial zur Synthese von z.B. Tenness (Z=117) zu dienen. In der Weltraumtechnik nutzt man die thermoelektrische Spannung von Plutonium-238 (^238Pu) in RTGs als Energiequelle für Sonden (Voyager, Curiosity Rover).

Die Aufzählung ließe sich fortsetzen – praktisch jedes Element findet in irgendeiner Branche eine Nische. Beispielsweise: Argon-Laser für Augen-OPs, Neodym-Magnete in Kopfhörern, Tellur in neuartigen Phase-Change-Speichern, Bismut als ungiftige Bleiersatz-Legierung (Fischerei-Gewichte, Schrot), Gadolinium als Kontrastmittel, Osmiumtetroxid als Fixiermittel in der Mikroskopie, Iridium in Zündkerzen, Antimon in Flammschutz und Bleibatterien, Brom in Fotofilm (Silberbromid-Emulsion), usw. Oft ersetzen sich Elemente gegenseitig je nach Preis und Umweltauflagen – so wird bleifreies Lötzinn mit Silber/Kupfer statt Blei hergestellt; Halogenlampen setzen Krypton oder Xenon statt Argon ein für bessere Effizienz; Quecksilberthermometer wurden durch alkoholfüllungen oder galliumhaltige Legierungen abgelöst.

In der Zukunftstechnologie spielen Elemente eine große Rolle bei der Materialinnovation: Leichtere aber festere Legierungen (Mischung aus Titan, Aluminium, Vanadium etc. in Flugzeugen), bessere Magnetwerkstoffe (evtl. ohne kritische Neodym), Supraleiter bei Zimmertemperatur (noch Vision, wer weiß ob ein exotisches Material dies liefert). Die chemische Forschung versucht auch, Elemente gezielt in neue Funktionsmaterialien einzubauen – etwa MOFs (Metall-organische Gerüstverbindungen), die Übergangsmetall-Zentren enthalten und Gas speichern oder katalysieren können. Nanopartikel aus Gold oder Silber zeigen plasmonische Effekte für Sensorik und Medizin (z.B. Tumorbekämpfung durch Erhitzen golddotierter Partikel). Kohlenstoff in neuen Allotrope wie Graphen oder Nanotubes revolutioniert möglicherweise Elektronik und Werkstoffe aufgrund einzigartiger Festigkeit und Leitfähigkeit. Hier zeigt sich: Obwohl die Anzahl der Elemente begrenzt ist, scheinen die Kombinationsmöglichkeiten und Erscheinungsformen unbegrenzt – so schafft das Periodensystem die Bühne für unzählige chemische Verbindungen und Materialien, die unsere moderne Welt prägen.

Neuere Entwicklungen und Ausblick

Seit der Vollendung der 7. Periode mit den Elementen 113–118 in den 2010er Jahren richten sich die Blicke der Wissenschaft auf die Erweiterung des Periodensystems über Ordnungszahl 118 hinaus. In Beschleunigerlaboratorien werden Experimente fortgesetzt, um die 8. Periode zu initiieren[84]. Prognosen zufolge wird in Periode 8 erstmals ein g-Block auftreten (Orbitale mit l=4). Die 8. Periode könnte – sofern sie dem aufgestellten Schema folgt – bis zu 50 Elemente umfassen[15]: Sie würde beginnen mit 8s (2 Elemente), dann 5g (18 Elemente), 6f (14 Elemente), 7d (10 Elemente) und 8p (6 Elemente). Allerdings stoßen wir hier an die Grenzen der Kernstabilität: Schon jetzt sind die erzeugten Elemente jenseits Z≈100 sehr kurzlebig (Halbwertzeiten oft im Millisekunden- bis Sekundenbereich). Manche Theoretiker hoffen auf die „Insel der Stabilität“ um etwa Z=114–126 und Neutronenzahl ~184, wo bestimmte „magische“ Kernzahlen stabilere Kerne ermöglichen könnten. Tatsächlich haben einige Isotope um Z=114,116 leicht erhöhte Lebensdauern (z.B. ^285Fl ~0,8 s). Dennoch zeigen Modelle, dass ab Z ~170–180 die Kernbindung derart schwach würde, dass keine langlebigen Atomkerne mehr existieren[78]. Diese Obergrenze definiert gewissermaßen das natürliche Ende des Periodensystems, auch wenn experimentell wohl schon viel früher praktisch Schluss sein wird – die Synthese jedes neuen Elements wird schwieriger, da höhere Protonenzahlen noch kürzere Lebensdauern bedeuten und nur durch immer energiereichere, seltene Kombinationen erreicht werden können.

Eine spannende Erkenntnis der letzten Jahrzehnte ist, dass im Bereich der Super-Schweren Elemente (Transactinoide) die klassischen Periodentrends teilweise verschwimmen[69]. Relativistische Effekte verändern die Chemie so stark, dass z.B. Element 114 (Flerovium) deutlich inertere Eigenschaften zeigt als Blei, obwohl es in Gruppe 14 steht[76]. Ebenso verhielten sich Rutherfordium (Z=104) und Dubnium (Z=105) in ersten chemischen Tests eher wie Actinoide (analog zu Pu und Pa) statt wie Hafnium und Tantal[69]. Solche Befunde deuten, dass in den höchsten Regionen des Periodensystems Überraschungen warten: Die Periodizität bleibt zwar qualitativ erkennbar, doch quantitative Verschiebungen können auftreten – das Periodensystem wird weicher. Eine IUPAC-Arbeitsgruppe beschäftigte sich auch mit der Frage, wie das Periodensystem über Z=118 erweitert werden sollte und ob ggf. neue Zeilen für g-Block eingeführt werden müssten, oder wie man die Darstellung anpasst (ein 32-spaltiges System kann Perioden 8/9 integrieren, aber ist unhandlich).

Neben der Entdeckung neuer Elemente gab es jüngst Entscheidungen zur Nomenklatur und Systematik: 2016 wurden die Namen Nihonium (113), Moscovium (115), Tennessine (117) und Oganesson (118) offiziell vergeben[7] – alle benannt nach Orten bzw. Forschern, die an ihrer Entdeckung beteiligt waren. Die IUPAC legt dabei klare Regeln fest, wie neue Elemente vorläufig benannt werden (z.B. systematische Namen wie „Ununennium“ Uue für 119) und welche Kriterien für die Entdeckung zählen[85]. Auch bestehende Benennungen wurden harmonisiert, z.B. Gruppennummern auf 1–18 festgelegt (früher uneinheitliche A/B-Systeme)[10]. Eine lange Diskussion betraf die Gruppe 3-Zugehörigkeit: ob Lanthan/Actinium oder Lutetium/Lawrencium in dieser Gruppe stehen. Nach beratenden Reports hat IUPAC 2021 signalisiert, die Variante Sc, Y, Lu, Lr als Group 3 anzuerkennen[14], was das Periodensystem eindeutig definiert und mit der Elektronenkonfiguration (d^1 für Sc, Y, Lu und Lr hat eine Besonderheit mit p-Elektron, aber formal f^{14}d^1) im Einklang ist.

Fortlaufend aktualisiert werden auch die Standardatomgewichte vieler Elemente. Durch hochpräzise Isotopenmessungen veröffentlichte die IUPAC 2021 neue Werte für relative Atommassen[86]. Für einige Elemente (z.B. Li, B, S, Hg…) werden inzwischen Gewichtsintervalle angegeben, da ihr natürliches Isotopenverhältnis variieren kann – etwa bei Schwefel je nach geologischer Herkunft. Solche Änderungen spiegeln, dass das Periodensystem kein starres, abgeschlossenes Werk ist, sondern ein lebendiges Dokument der Erkenntnisse. Die Kästchen im Periodensystem enthalten heute oft mehr Infos als nur Symbol und Ordnungszahl: variable Atomgewichte, häufige Oxidationsstufen, Elektronegativitäten und anderes können vermerkt sein.

Ein weiterer Aspekt ist die praktische Verfügbarkeit der Elemente. Einige – trotz hoher Nützlichkeit – sind geochemisch rar (z.B. Indium, Tellur, einige Seltene Erden) oder konfliktbehaftet (Tantal, „Blutmineralien“). Dies führt zu wirtschaftlichen und politischen Überlegungen, wie man Versorgung sicherstellt und Materialien substituiert. Das Periodensystem hilft hier, mögliche Ersatzstoffe zu finden, da benachbarte Elemente oft ähnliche Eigenschaften haben. Beispielsweise wird angesichts knapper Indiumreserven erforscht, ob z.B. Aluminiumbasis-Verbindungen ITO ersetzen können, oder ob Cer als Katalysator das teurere Platin teilweise substituieren könnte.

Schließlich bleibt das Periodensystem auch ein pädagogisches Fundament. Die IUPAC rief 2019 im internationalen Jubiläumsjahr zu weltweiter Awareness auf[87]. Nach 150 Jahren hat Mendelejews Erfindung nichts an Bedeutung verloren – im Gegenteil, mit jedem neu entdeckten Element, mit jedem theoretischen Verständnisgewinn bewahrheitet sich, dass die „Sprache der Chemie“ wesentlich durch das Periodensystem bestimmt ist. Der Blick nach vorne verspricht weiterhin spannende Entwicklungen: die Jagd nach Element 119/120, das Design neuer Superlegierungen und Supraleiter, das Verständnis kosmischer Elementhäufigkeiten (wo z.B. die Entdeckung von langlebigem ^{60}Fe und ^{244}Pu in Tiefseesedimenten Aufschluss über nahe Supernovae gibt). Das Periodensystem ist somit nicht nur ein Abschluss bestehenden Wissens, sondern ein Kompass für künftige Entdeckungen in der Chemie und benachbarten Wissenschaften. Die Tatsache, dass alle Materie – ob im Labor, im Alltag oder in fernen Sternen – aus denselben knapp 100 natürlich vorkommenden Bausteinen aufgebaut ist, bleibt eine der faszinierendsten Erkenntnisse der Naturwissenschaft. Das Periodensystem der Elemente bringt diese Universalität in eine prägnante Ordnung, die uns erlaubt, aus der Stellung eines Elementes dessen Wesen und Möglichkeiten zu erschließen – gestern, heute und auch in Zukunft.

Literatur:
- N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, Deutsche Verlagsgesellschaft, 1988. (Umfassendes Standardwerk zu Eigenschaften der Elemente)
- Eric R. Scerri: The Periodic Table – Its Story and Its Significance, Oxford University Press, 2007. (Historische und philosophische Betrachtungen zum Periodensystem)
- IUPAC, Periodensystem der Elemente (Neueste Fassung 2022) – online verfügbar: Aktuelle Daten zu Atommassen, Isotopen und Empfehlungen[86][88].
- J. Emsley: Nature’s Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, Oxford, 2nd Ed. 2011. (Alphabetische Elementporträts mit vielen Anwendungen)

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https://www.gdch.de/fileadmin/downloads/Service_und_Informationen/Presse_OEffentlichkeitsarbeit/Bilder/PSE-Jahr/Chemie_der_ElementeWeb.pdf

[10] [85] [86] [88] Periodic Table of Elements - IUPAC | International Union of Pure and Applied Chemistry

https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/

[14] Group 3 element - Wikipedia

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[17] [18] Datei:Periodensystem Einfach.svg – Wikipedia

https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:Periodensystem_Einfach.svg

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https://gist.github.com/robertwb/22aa4dbfb6bcecd94f2176caa912b952

[31]  Periodic Table

https://dept.harpercollege.edu/chemistry/chm/100/dgodambe/thedisk/periodic/periodic.htm

[71] File:Electron orbitals.svg - Wikimedia Commons

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Electron_orbitals.svg

[72] File:Atomic-orbital-2s-3D-phaseless.png - Wikibooks

https://en.m.wikibooks.org/wiki/File:Atomic-orbital-2s-3D-phaseless.png