Trends im Periodensystem erklärt

Trend des Atomradius

Der Atomradius nimmt in einer Periode von links nach rechts ab und in einer Gruppe nach unten zu. Nach rechts kommt mit jedem Element ein Proton hinzu, aber sein neues Elektron geht in dieselbe Außenschale, wo es die anderen nur schwach abschirmt. Die effektive Kernladung, die die äußeren Elektronen spüren, steigt und zieht sie näher heran. Nach unten fügt jede Periode eine neue Schale weiter vom Kern entfernt hinzu, sodass die Atome größer werden.

Die gezeigten Radien sind van-der-Waals-Radien aus PubChem, in Pikometern. Sie folgen dem Trend in einer Gruppe nach unten deutlich, von Lithium (182 pm) über Natrium (227 pm) zu Kalium (275 pm), sind aber in einer Periode weniger regelmäßig.

Trend der Ionisierungsenergie

Die Ionisierungsenergie, die Energie, die nötig ist, um das äußerste Elektron eines Atoms zu entfernen, nimmt in einer Periode zu und in einer Gruppe nach unten ab. Kleinere Atome halten ihre äußeren Elektronen fester, daher braucht es mehr Energie, eines abzuziehen. In den Perioden 2 bis 6 hat das Alkalimetall den niedrigsten Wert und das Edelgas den höchsten, mit kleinen Einbrüchen bei Gruppe 13 und, in den Perioden 2 bis 4, bei Gruppe 16.

Trend der Elektronegativität

Die Elektronegativität, der Zug eines Atoms auf die gemeinsamen Elektronen einer Bindung, nimmt aus demselben Grund ebenfalls in einer Periode zu und in einer Gruppe nach unten ab: eine stärkere effektive Kernladung wirkt auf Elektronen, die näher am Kern liegen. Fluor oben rechts ist das elektronegativste Element. Die Edelgase werden meist weggelassen, weil Helium, Neon und Argon keine Verbindungen bilden.

Trend des metallischen Charakters

Der metallische Charakter beschreibt, wie leicht ein Atom Elektronen abgibt und sich wie ein Metall verhält. Er folgt dem Atomradius: Er nimmt in einer Gruppe nach unten zu und in einer Periode ab, weil große Atome mit locker gebundenen äußeren Elektronen diese leicht abgeben. Die metallischsten Elemente stehen unten links, die nichtmetallischsten oben rechts, und die Halbmetalle entlang der Treppenlinie markieren den Übergang. Die Ansicht „Metalle, Nichtmetalle und Halbmetalle“ zeigt diese Aufteilung.

Beispiel: Natrium und Chlor

Natrium und Chlor stehen an gegenüberliegenden Enden von Periode 3. Natrium hat einen Radius von 227 pm, eine erste Ionisierungsenergie von 5,139 eV und eine Elektronegativität von 0,93. Chlor hat einen Radius von 175 pm, eine Ionisierungsenergie von 12,968 eV und eine Elektronegativität von 3,16. Natrium gibt sein einzelnes äußeres Elektron leicht ab und Chlor zieht Elektronen stark an, sodass bei ihrer Reaktion das Elektron von Natrium zu Chlor wandert und die Ionenverbindung Natriumchlorid entsteht.