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Es Periodensystem, oder vollständig das Periodensystem der Elemente, ist eine Tabelle mit den chemische Elemente, geordnet nach ihrer Ordnungszahlen (Anzahl der Protonen im Atomkern), sodass Elemente mit ähnlichen Elektronenkonfiguration (und daher mit vergleichbarem Stoffeigenschaften) liegen übereinander. Der Tisch enthält vier rechteckige Blöcke: die s-, p-, d- und f-Blöcke. Im Allgemeinen sind innerhalb einer Reihe (Periode) die Elemente auf der linken Seite Metalle und die auf der rechten Seite Nichtmetalle.

Die Tabellenzeilen werden zu Perioden genannt, die Spalten heißen Gruppen. Sechs Gruppen (Spalten) haben Namen und Nummern: zum Beispiel sind die Elemente aus Gruppe 17 die Halogene, und sind in Gruppe 18 die Edelgase. Das Periodensystem kann verwendet werden, um Ähnlichkeiten zwischen den Eigenschaften von Elementen zu finden und die Eigenschaften neuer oder unbekannter Elemente zu entdecken. Das Periodensystem ist ein nützlicher Rahmen für die Analyse des chemischen Verhaltens und wird in der Chemie und anderen Naturwissenschaften ausgiebig verwendet.

Obwohl es Vorgänger gibt, wurde die erste erkennbare Tabelle veröffentlicht von published Dmitri Mendelejew 1869. Er entwickelte seine Tabelle, um periodische Trends in den damals bekannten Elementen anzuzeigen. Mendeleev sagte auch einige Eigenschaften von damals unbekannten Elementen voraus, von denen er erwartete, dass sie die Lücken in der Tabelle füllen würden. Als diese Elemente entdeckt wurden, erwiesen sich seine Vorhersagen als weitgehend richtig. Mendelejews Periodensystem wurde seitdem erweitert und verfeinert, indem mehr neue Elemente entdeckt oder synthetisiert und neue theoretische Modelle zur Erklärung des chemischen Verhaltens entwickelt wurden.

Elemente

Jedes chemische Element hat eine eindeutige Ordnungszahl, die die Anzahl der Protonen im Atomkern steht für die Anzahl der Elektronen des freien, ungeladenen Atoms.^[1] Die meisten Elemente kommen mit unterschiedlichen Zahlen vor Neutronen im Kern; diese Varianten werden Isotope erwähnt. Kohlenstoff hat beispielsweise drei Isotope, die in der Natur vorkommen: Alle Kohlenstoffatome haben sechs Protonen und die meisten auch sechs Neutronen, aber etwa 1% haben sieben Neutronen (Kohlenstoff-13) und ein sehr kleiner Bruch hat acht (Kohlenstoff-14). Die chemischen Eigenschaften dieser Isotope sind (weitgehend) gleich, weshalb Isotope im Periodensystem nicht unterschieden, sondern als ein Element zusammengefasst werden. Einige Isotope sind stabil, aber Isotope können auch instabil sein. Sie abgesagt dann im Laufe der Zeit zu Isotopen anderer Elemente, die Strahlung emittieren. Elemente ohne stabile Isotope erhalten die Atommasse ihres stabilsten Isotops, wobei diese Massen in Klammern aufgeführt sind.

In einem Standard-Periodensystem sind die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl geordnet. Eine neue Zeile (Periode) beginnt wie eine neue Elektronenhülle ('Umlauf' der Elektronen um den Kern) bekommt sein erstes Elektron. Säulen (Gruppen) werden bestimmt durch die Elektronenkonfiguration der Atome; Elemente mit der gleichen Anzahl von Elektronen in einer gegebenen Schale fallen unter dieselbe Spalte (z. Sauerstoff und Selen befinden sich in derselben Spalte, weil sie beide vier Elektronen in ihrer äußersten p-Schale haben). Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften fallen im Allgemeinen in die gleiche Gruppe im Periodensystem, obwohl im f-Block und in einigen Fällen im d-Block die Elemente derselben Periode auch ähnliche Eigenschaften haben. Daher ist es relativ einfach, die chemischen Eigenschaften eines Elements vorherzusagen, wenn man die Eigenschaften der benachbarten Elemente kennt.

Im Jahr 2019 werden die Elemente mit der Ordnungszahl 1 (Wasserstoff) bis 118 (oganesson) entdeckt oder synthetisiert. Die ersten 94 Elemente kommen in der Natur vor, obwohl einige von ihnen sehr selten sind und in einem Labor synthetisiert wurden, bevor sie in der Natur entdeckt wurden.^[2] Von den ersten 94 Elementen sind 84 sogenannte 'Primordialelemente', d.h. sie existieren seit Beginn des Boden Aussehen. Die anderen 10 Naturelemente entstehen erst beim Zerfall dieser „Urelemente“. Astate (Element 85) wurde nie beobachtet; Francium (Element 87) konnte nur in Form von Licht fotografiert werden, das von mikroskopisch kleinen Mengen (300 000 Atome) emittiert wurde. Elemente mit den Ordnungszahlen 95 bis 118 wurden nur in Laboratorien synthetisiert. Das schwerste in makroskopischen Mengen in reiner Form beobachtete Element ist Einsteinium (Element 99). Von verschiedenen Elementen, die in der Natur vorkommen, synthetisch Radionuklide (nicht natürlich vorkommende radioaktive Isotope) in Laboratorien hergestellt. Es wird angenommen, dass die Elemente 95 bis 100 einst in der Natur existiert haben, aber nicht mehr.

Die Elemente Brom (35) und Merkur (80) sind die einzigen Elemente im Periodensystem, die bei 0 Grad Celsius auf der Erde (d. h. auf der Erdoberfläche bei normalem Luftdruck) im flüssige Form Aussehen. Die Elemente Wasserstoff (1), Helium (2), Stickstoff- (7), Sauerstoff (8), Fluor (9), Neon- (10), Chlor (17), Argon (18), Krypton (36), Xenon (54) und Radon (86) kommen bei 0 Grad Celsius auf der Erde natürlich vor in gasförmig. Aus den Elementen aus rutherfordium (104) ist die Phase (noch) nicht bekannt oder konnte noch nicht untersucht werden.

Das Element Technetium (43) ist das Element mit der niedrigsten Elementnummer, das nur in synthetische Form verhindert.

Gruppierungen

Gruppen

EIN Gruppe oder Familie ist eine Spalte im Periodensystem. Gruppen haben normalerweise wichtigere periodische Trends als Perioden und Blöcke, die später erläutert werden. Moderne quantenmechanische Theorien der Atomstruktur erklären die Trends innerhalb von Gruppen dadurch, dass Elemente innerhalb derselben Gruppe im Allgemeinen die gleiche Elektronenkonfiguration in ihren äußersten Gruppen haben. Elektronenhülle haben. Dadurch haben Elemente der gleichen Gruppe ähnliche chemische Eigenschaften und es gibt einen klaren Trend mit steigenden Ordnungszahlen. Aber in einigen Teilen der Tabelle, insbesondere im D-Block und F-Block, können die horizontalen Ähnlichkeiten genauso wichtig sein wie die vertikalen Ähnlichkeiten.

Gemäß einer internationalen Namenskonvention sind die Gruppen von 1 bis 18 von der Spalte ganz links (Alkalimetalle) bis ganz rechts (Edelgase) nummeriert. Früher waren sie nummeriert mit römische Zahlen. In Amerika folgte auf diese Nummern ein "A", wenn die Gruppe Teil des s- oder p-Blocks war, oder ein "B", wenn die Gruppe Teil des d-Blocks war. Die römischen Ziffern entsprachen der letzten Ziffer der modernen Namenskonvention (Gruppe 4 war zum Beispiel IVB und Gruppe 14 war Gruppe IVA). In Europa war die Nummerierung ähnlich, außer dass "A" für die Gruppen 1-9 und "B" für die Gruppen 10 und höher verwendet wurde. Die Gruppen 8, 9 und 10 wurden auch als eine Gruppe mit der dreifachen Breite angesehen, die in beiden Notationen als Gruppe VIII bekannt ist. 1988 wurde das neue IUPAC-Namenssystem verwendet, und die alten Gruppen wurden nicht mehr verwendet.

Einige Gruppen erhielten eine triviale Serienname, wie in der Tabelle unten gezeigt, obwohl einige selten verwendet werden. Die Gruppen 3-16 haben keinen trivialen Namen auf Niederländisch (3-10 auf Englisch) und werden mit der Gruppennummer oder dem Namen des ersten Elements in der Gruppe (wie 'Scandium-Gruppe') bezeichnet, da sie weniger Ähnlichkeiten und/oder vertikale Trends aufweisen.

Elemente in derselben Gruppe neigen dazu, Muster in show zu zeigen Atomstrahl, Ionisationspotential und Elektronegativität. Von oben nach unten nimmt der Atomradius der Elemente pro Gruppe zu, da mehr Elektronen vorhanden sind und sich die Valenzelektronen weiter vom Kern entfernt befinden. Von oben hat jedes nachfolgende Element ein niedrigeres Ionisationspotential, weil es einfacher ist, ein Elektron zu entfernen, da die Atome weniger stark gebunden sind. Aufgrund des größeren Abstands zwischen den Valenzelektronen und dem Kern haben die Gruppen auch eine geringere Elektronegativität von oben nach unten. Es gibt jedoch Ausnahmen, wie in Gruppe 11 wobei die Elektronegativität zunimmt, wenn man in der Gruppe absteigt.

Zeitspanne

EIN Zeitspanne ist eine horizontale Zeile im Periodensystem. Obwohl die Gruppen im Allgemeinen die deutlichsten periodischen Trends aufweisen, gibt es einige Regionen, in denen horizontale Trends stärker ausgeprägt sind als vertikale, wie z. B. im f-Block, wo die Lanthanoide und Aktiniden bilden zwei signifikante horizontale Reihen.

Elemente im gleichen Zeitraum zeigen Trends in Atomradius, Ionisationspotential, Elektronenaffinität und Elektronegativität. Von links nach rechts in einer Periode nimmt der Atomradius im Allgemeinen ab. Dies liegt daran, dass jedes aufeinanderfolgende Element ein zusätzliches Proton und Elektron hat und die Elektronen näher zum Kern gezogen werden. Diese Verringerung des Atomradius stellt sicher, dass das Ionisationspotential in einer Periode von links nach rechts ebenfalls ansteigt. Je stärker ein Atom gebunden ist, desto mehr Energie wird benötigt, um ein Elektron zu entfernen. Durch die Anziehung des Atomkerns auf die Elektronen steigt die Elektronegativität ebenso wie das Ionisationspotential. Auch die Elektronenaffinität zeigt innerhalb von Perioden einen leichten Trend. Metalle (links) haben im Allgemeinen eine geringere Elektronenaffinität als Nichtmetalle (rechts), mit Ausnahme der Edelgase.

Blöcke

Von links nach rechts: s, f, d, p Blöcke im Periodensystem

Spezifische Regionen des Periodensystems können als bezeichnet werden Blöcke, durch die Reihe, in der die Elektronenschalen der Elemente gefüllt sind. Jeder Block ist nach der Schale benannt, die das "letzte" Elektron enthält.^[5] Es s-block umfasst die ersten beiden Gruppen (Alkalimetalle und Erdalkalimetalle) sowie Wasserstoff und Helium. Es p-Block umfasst die letzten sechs Gruppen, 13 bis 18 in IUPAC-Notation, und umfasst alle Halbmetalle. Der D-Block umfasst die Gruppen 3 bis 12 und enthält alle Übergangsmetalle. Es f-block, oft unter dem Rest der Tabelle aufgeführt, hat keine Gruppennummern und umfasst die Lanthanoide und Actiniden.

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

■Metall

■Halbmetalle

■Nichtmetallisch

■Elemente mit unbekannten chemischen Eigenschaften

Elemente können nach physikalischen und chemischen Eigenschaften in Hauptkategorien eingeteilt werden Metall, Halbmetalle und nichtmetallisch. Metalle sind im Allgemeinen glänzende, gut leitfähige Festkörper, die miteinander Legierungen eingehen und mit Nichtmetallen (außer mit Edelgasen) salzartige ionische Verbindungen eingehen. Die meisten Nichtmetalle sind Isoliergase; Nichtmetalle, die mit anderen Nichtmetallen Verbindungen eingehen, sind kovalent gebunden. Zwischen den Metallen und Nichtmetallen liegen die Halbmetalle, die Zwischeneigenschaften aufweisen.

Metalle und Nichtmetalle können weiter in Unterkategorien eingeteilt werden, die eine Abstufung von metallischen zu nichtmetallischen Eigenschaften von links nach rechts in den Reihen zeigen. Die Metalle werden über die Übergangsmetalle in die hochreaktiven Alkalimetalle, die weniger reaktiven Erdalkalimetalle, die Lanthanoide und Actiniden unterteilt, endend bei den physikalisch und chemisch schwachen Hauptgruppenmetalle. Die Kategorie der Nichtmetalle wird unterteilt in (1) die Nichtmetalle, die den Metallen am nächsten stehen und somit leicht metallische Eigenschaften aufweisen; (2) die Halogene, die im Wesentlichen nichtmetallisch sind; und (3) die Edelgase, die nichtmetallisch und fast vollständig inert sind. Spezialisierte Gruppen wie die Refraktärmetalle und Edelmetalle, die Unterkategorien der Übergangsmetalle sind, sind ebenfalls möglich und werden manchmal als solche gekennzeichnet.

Die Aufteilung der Elemente in Kategorien und Unterkategorien nach gemeinsamen Eigenschaften ist nicht perfekt. Innerhalb jeder Kategorie gibt es ein Spektrum von Eigenschaften, und Überschneidungen können leicht gefunden werden, wie es bei den meisten Klassifikationsschemata der Fall ist. Zum Beispiel wird Beryllium als Erdalkalimetall klassifiziert, obwohl seine amphotere Chemie und die Tendenz, meist kovalente Verbindungen zu bilden, Eigenschaften eines Hauptgruppenmetalls sind. Radon wird als Nichtmetall und Edelgas klassifiziert, obwohl es eine kationische Chemie aufweist, die für Metalle besser geeignet ist. Andere Klassifikationsschemata sind möglich, wie zum Beispiel die Aufteilung der Elemente nach Affinität zu einer bestimmten chemischen Phase oder nach Kristallstruktur. Diese Kategorisierung der Elemente geht auf das Jahr 1869 zurück, als Hinrichs schrieb, dass einfache Grenzen in einem Periodensystem gezogen werden könnten, um Elemente mit ähnlichen Eigenschaften wie Metalle und Nichtmetalle oder die gasförmigen Elemente zu gruppieren.

Periodische Trends

Elektronenkonfiguration

Näherungssystem, in dem die Schalen und Unterschalen nach steigender Energie nach dem Madelung-Regel

Das Elektronenkonfiguration, oder die Art und Weise, wie an neutrale Atome gebundene Elektronen organisiert sind, zeigt ein periodisches Muster. Die Elektronen besetzen eine Reihe von Elektronenschalen (Schale 1, Schale 2 usw.). Jede Shell enthält eine oder mehrere Subshells (mit den Namen s, p, d, f und g). Mit zunehmender Ordnungszahl füllen Elektronen diese Schalen und Unterschalen nach und nach, ungefähr nach der Madelung-Regel, wie im Diagramm zu sehen ist. Die Elektronenkonfiguration von Neon- ist zum Beispiel 1s² 2s² 2p⁶. Mit der Ordnungszahl 10 hat Neon 2 Elektronen in der ersten Schale und 8 Elektronen in der zweiten Schale – davon 2 in der s-Unterschale und 6 in der p-Unterschale. In der Sprache des Periodensystems ist das erste Mal, dass ein Elektron eine neue Schale besetzt, der Beginn einer neuen Periode.

Periodische Trends (Pfeile zeigen einen Anstieg an)

Da die Eigenschaften eines Elements weitgehend durch seine Elektronenkonfiguration bestimmt werden, zeigen diese Eigenschaften regelmäßige Muster und periodisches Verhalten, mit einigen Beispielen in der folgenden Tabelle. Diese Periodizität, die bereits von Johann Dobereiner lange bevor Niels Bohr entwickelte die zugrunde liegende Theorie, führte zum periodischen Gesetz (die Eigenschaften der Elemente wiederholen sich in Intervallen) und zur Formulierung der ersten periodischen Systeme.

Atomradius

Ordnungszahl aufgetragen gegen Atomradius^[6]

Der Atomradius variiert auf vorhersehbare und erklärbare Weise im gesamten Periodensystem. Beispielsweise nimmt der Radius im Allgemeinen innerhalb einer Periode von links nach rechts ab, da die Anzahl der Elektronenschalen gleich bleibt, aber die Ladung und damit die Anziehung zwischen Elektronen und Kern zunimmt. Der Atomradius nimmt innerhalb jeder Gruppe von oben nach unten zu, wenn pro Periode eine Elektronenhülle hinzugefügt wird. Der Radius zwischen dem Edelgas am Ende der Periode und dem nachfolgenden Alkalimetall zu Beginn der nächsten Periode nimmt stark zu. Diese Trends können durch die Theorie der Elektronenhüllen des Atoms erklärt werden; sie lieferten wichtige Belege für die Entwicklung und Bestätigung der Quantentheorie.

Die Elektronen in der 4f-Unterschale, die aufgefüllt wird, wenn man von ausgeht Cer (Element 58) zu Ytterbium (Element 70) sind nicht sehr effektiv, um die aufsteigende Kernladung von den folgenden Unterschalen abzuschirmen. Die den Lanthaniden unmittelbar folgenden Elemente haben daher kleinere Atomradien als erwartet, fast gleich denen der Elternelemente. Hafnium hat zum Beispiel fast den gleichen Atomradius (und die gleiche Chemie) wie Zirkonium, und Tantal hat einen ähnlichen Atomradius wie Niob, und so weiter. Dies wird als Lanthanoid-Kontraktion bezeichnet. Der Effekt ist spürbar bis zu Platin (Element 78), danach wird es durch einen relativistischen Effekt verdeckt, der als Inert-Paar-Effekt bezeichnet wird. Die d-Block-Kontraktion, ein ähnlicher Effekt zwischen den D-Block und p-Block, ist weniger auffällig als die Lanthanoid-Kontraktion, hat aber eine ähnliche Ursache.

Ionisationspotential

Ionisationspotential: Jede Periode beginnt mit einem Minimum für die Alkalimetalle und endet mit einem Maximum für die Edelgase

Das erste Ionisationspotential ist die Energie, die erforderlich ist, um einem Atom ein Elektron zu entziehen; das zweite Ionisationspotential ist die Energie, die erforderlich ist, um anschließend ein zweites Elektron aus dem Atom zu entfernen, und so weiter. Für ein gegebenes Atom nehmen die aufeinanderfolgenden Ionisationspotentiale mit zunehmendem Ionisationsgrad zu. Magnesium beispielsweise hat als erstes Ionisationspotential 738 kJ/mol und als zweites 1450 kJ/mol. Elektronen in den Orbitalen näher am Kern erfahren eine stärkere elektrostatische Anziehung, sodass ihre Entfernung immer mehr Energie erfordert. Das Ionisationspotential steigt, wenn man sich im Periodensystem von links nach rechts und von unten nach oben bewegt.

Große Sprünge in aufeinanderfolgenden Ionisationspotentialen treten auf, nachdem ein Elektron aus einer Edelgaskonfiguration entfernt wurde. Die beiden ersten Ionisierungspotentiale von Magnesium entsprechen, wie bereits erwähnt, der Entfernung der beiden 3s-Elektronen, und das dritte Ionisierungspotential beträgt 7730 kJ/mol für die Entfernung eines 2p-Elektrons aus der sehr stabilen, neonähnlichen Konfiguration von mg² . Ähnliche Sprünge treten im Ionisationspotential für andere Elemente in der dritten Reihe auf.

Elektronegativität

Graph der zunehmenden Elektronegativität mit wachsender Anzahl ausgewählter Gruppen

Elektronegativität ist die Tendenz eines Atoms, Elektronen in einer Bindung mit anderen Atomen anzuziehen. Die Elektronegativität von Atomen hängt von der Ordnungszahl und der Abstand zwischen den Valenzelektronen und der Kern. Je höher die Elektronegativität, desto mehr zieht ein Element Elektronen an. Das Konzept wurde vorgeschlagen von Linus Pauling im Jahr 1932. Im Allgemeinen steigt die Elektronegativität in einer Periode von links nach rechts und fällt in einer Gruppe von oben nach unten. Fluor ist beispielsweise das elektronegativste Element,^[7] während Cäsium am wenigsten elektronegativ, zumindest unter den Elementen, für die genügend Informationen vorliegen.

Es gibt Ausnahmen von dieser allgemeinen Regel. Gallium und Germanium haben aufgrund der d-Block-Kontraktion eine höhere Elektronegativität als Aluminium bzw. Silizium. Elemente in der vierten Periode unmittelbar nach der ersten Reihe der Übergangsmetalle haben sehr kleine Atomradien, da die 3d-Elektronen die zunehmende Ladung des Atomkerns nicht richtig abschirmen können und eine kleinere Atomgröße mit einer höheren Elektronegativität verbunden ist. Die ungewöhnlich hohe Elektronegativität von Blei, insbesondere im Vergleich zu Thallium und Wismut, scheint ein Artefakt der Datenauswahl (und Datenverfügbarkeit) zu sein – andere Berechnungsmethoden als die Pauling-Methode zeigen einen normalen periodischen Trend für diese Elemente.

Elektronenaffinität

Abhängigkeit der Elektronenaffinität von der Ordnungszahl. Die Werte steigen in der Regel über jede Periode an, kulminieren bei den Halogenen, bevor sie bei den Edelgasen wieder stark abfallen. Beispiele für lokalisierte Peaks wie in Wasserstoff, den Alkalimetallen und den Elemente der Gruppe 11 werden durch eine Tendenz zur Vervollständigung der s-Schale verursacht (wobei die 6s-Schale aus Gold durch relativistische Effekte und das Vorhandensein einer gefüllten 4f-Unterschale weiter stabilisiert wird). Beispiele für lokalisierte Tröge sind in den Erdalkalimetallen Stickstoff, Phosphor, Mangan und Rhenium zu sehen und werden durch gefüllte s-Schalen oder halbgefüllte p- oder d-Schalen verursacht.

Das Elektronenaffinität eines Atoms ist die Energiemenge, die freigesetzt wird, wenn einem neutralen Atom ein Elektron hinzugefügt wird, um ein negatives Ion zu bilden. Obwohl die Elektronenaffinität stark variiert, gibt es sichtbare Trends. Im Allgemeinen haben nichtmetallisch positivere Elektronenaffinität als Metalle. Chlor zieht ein zusätzliches Elektron am stärksten an. Die Elektronenaffinitäten der Edelgase sind noch nicht abschließend gemessen und können leicht negative Werte aufweisen.

Im Allgemeinen nimmt die Elektronenaffinität in einer Periode von links nach rechts zu. Dies liegt an der Füllung der Valenzschale (äußere Schale) des Atoms; ein Atom der Gruppe 17 setzt mehr Energie frei als ein Atom der Gruppe 1, wenn es ein zusätzliches Elektron hinzufügt, weil es die Valenzschale füllt und das Ergebnis stabiler ist.

Metallischer Charakter

Je niedriger die Werte des Ionisationspotentials, der Elektronegativität und der Elektronenaffinität sind, desto metallischer ist der Charakter eines Elements. Andererseits nimmt der nichtmetallische Charakter bei höheren Werten zu. Angesichts der Trends dieser drei Eigenschaften nimmt der metallische Charakter innerhalb einer Periode ab und nimmt entlang einer Gruppe ab (mit einigen Ausnahmen aufgrund der schwachen Abschirmung des Kerns durch d- und f-Elektronen und relativistischen Effekten). Also die metallischsten Elemente (wie Cäsium oder francium) in der unteren linken Ecke des Periodensystems und die meisten nichtmetallischen Elemente (Sauerstoff, Fluor, Chlor) in der oberen rechten Ecke. Die Kombination horizontaler und vertikaler Trends im metallischen Charakter erklärt die gestufte Metall-Nichtmetall-Grenzlinie, die in einigen Periodensystemen zu finden ist, sowie die Angewohnheit, manchmal mehrere Elemente in der Nähe dieser Linie zu kategorisieren als Halbmetalle.

Geschichte

sehen Geschichte des Periodensystems für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Erste Versuche der Systematisierung

Die Entdeckung der Elemente durch wichtige Entwicklungen für das Periodensystem

Veröffentlicht im Jahr 1789 Antoine Lavoisier eine Liste von 33 chemische Elemente, gruppiert als Gase, Metall, nichtmetallisch und "Erdung". Chemiker verbrachten das nächste Jahrhundert damit, nach einer genaueren Klassifizierung zu suchen. Im Jahr 1829 bemerkt Johann Dobereiner dass viele Elemente in Tripletts gruppiert werden könnten, sogenannte Dreiklängeaufgrund ihrer chemischen Eigenschaften. Beispielsweise, Lithium, Natrium und Kalium kann in drei Gruppen unterteilt werden als weich, reaktiv Elemente. Döberreiner stellte auch fest, dass nach Atomgewicht geordnet^[8] das zweite Mitglied jedes Dreiers war ungefähr der Durchschnitt der anderen beiden; Dies war als die Lehre von den Triaden bekannt.^[9] Der deutsche Chemiker Leopold Gmelin arbeitete mit diesem System und hatte bis 1843 zehn Triaden, drei Vierergruppen und eine Fünfergruppe identifiziert. Jean Baptiste Dumas veröffentlichte 1857 eine Arbeit, in der die Beziehungen zwischen verschiedenen Metallgruppen beschrieben wurden. Obwohl mehrere Chemiker in der Lage waren, Beziehungen zwischen kleinen Gruppen von Elementen zu entdecken, gab es kein System, das sie alle umfassen konnte.

Im Jahr 1857 beobachtete der deutsche Chemiker Friedrich Kekulea dass Kohlenstoff oft an vier andere Atome gebunden ist. Methan besteht beispielsweise aus einem Kohlenstoffatom und vier Wasserstoffatomen. Dieses Konzept wurde schließlich bekannt als Wertigkeit; verschiedene Elemente binden unterschiedlich viele Atome.

1862 veröffentlichte der französische Geologe Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois eine frühe Form des Periodensystems, die er als terrestrisch bezeichnete Wendel, oder Schraube, genannt. Er war der erste, der die Periodizität der Elemente bemerkte. Er ordnete die Elemente spiralförmig auf einem Zylinder nach dem Atomgewicht an, was zeigte, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in regelmäßigen Abständen erscheinen. Dieses System enthielt neben den Elementen auch einige Ionen und Verbindungen. Sein Artikel verwendete eher geologische als chemische Begriffe und enthielt keine Diagramme; Infolgedessen erhielt es wenig Aufmerksamkeit für die Arbeit von Dmitri Mendelejew wurde ausgestellt.

1864 veröffentlichte der deutsche Chemiker Julius Lothar Meyer eine Tabelle mit 44 Elementen, geordnet nach Wertigkeit. Die Tabelle zeigte, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften oft die gleiche Wertigkeit haben. Zur gleichen Zeit veröffentlichte der englische Chemiker William Odling eine Anordnung von 57 Elementen, geordnet nach Atomgewicht. Obwohl es Unregelmäßigkeiten und Fehler gab, bemerkte er eine Periodizität im Atomgewicht der Elemente und dass sie der üblichen Gruppierung entsprachen. Odling spielte mit der Idee eines periodischen Gesetzes, setzte es aber nicht durch. Später (1870) schlug er eine valenzbasierte Klassifikation vor.

John Newlands' Periodensystem, wie es der Chemical Society 1866 vorgelegt wurde und auf dem Oktavgesetz basiert

Der englische Chemiker John Newlands schrieb eine Reihe von Arbeiten von 1863 bis 1866 und stellte fest, dass ähnliche physikalische und chemische Eigenschaften in Abständen von acht auftreten, wenn die Elemente nach zunehmendem Atomgewicht geordnet werden; er verglich diese Periodizität mit der des Musicals Oktaven. Dieses sogenannte Gesetz der Oktaven wurde jedoch von den Zeitgenossen Newlands verspottet, und die Chemical Society weigerte sich, seine Arbeit zu veröffentlichen. Newlands konnte trotzdem eine Tabelle der Elemente erstellen und nutzte sie, um die Existenz unbekannter Elemente vorherzusagen, wie z Germanium. Die Chemische Gesellschaft erkannte die Bedeutung seiner Entdeckungen erst fünf Jahre nachdem sie sie Mendelejew zugeschrieben hatten.

1867 veröffentlichte der dänisch-amerikanische Chemiker Gustavus Hinrichs ein spiralförmiges Periodensystem, das auf Atomgewichten und Spektren sowie chemischen Ähnlichkeiten basiert. Seine Arbeit wurde als eigenwillig, protzig und undurchschaubar angesehen, was sie weniger akzeptiert machte.

Mendelejews Tischs

Dmitri Mendelejew

Eine Version von Mendelejews Periodensystem von 1869: Ein Experiment mit einem System von Elementen. Basierend auf ihren Atomgewichten und chemischen Ähnlichkeiten. Diese frühe Anordnung zeigt die Perioden vertikal und die Gruppen horizontal.

Der russische Chemieprofessor Dmitri Mendelejew und der deutsche Chemiker Julius Lothar Meyer beide veröffentlichten (unabhängig) ihre Periodensysteme 1869 bzw. 1870. Mendelejews System war seine erste veröffentlichte Version; Meyers war eine Erweiterung seines vorherigen Systems von 1864. Beide erstellten ihre Systeme, indem sie Elemente in Reihen und Spalten nach Atomgewicht auflisten, mit einer neuen Reihe oder Spalte, wenn sich die Eigenschaften zu wiederholen begannen.

Die Anerkennung und Akzeptanz von Mendelejews System kam durch zwei Entscheidungen, die er traf. Die erste bestand darin, Lücken im System zu halten, wenn ein Element noch nicht entdeckt zu sein schien. Mendelejew war nicht der erste Chemiker, der dies tat, aber er war der erste, der akzeptiert wurde, um die Eigenschaften noch unbekannter Elemente zu bestimmen, wie z Gallium und Germanium vorhersagbar. Die zweite Entscheidung bestand darin, manchmal die vorgeschlagene Anordnung des Atomgewichts zu ignorieren und benachbarte Elemente zu tauschen, wie z Tellur und Jude, um sie besser zu gruppieren chemische Familien. Später, 1913, Henry Moseley bestimmte die experimentellen Werte der Kernladung oder Ordnungszahl jedes Elements und zeigte, dass Mendelejews Ordnung steigenden Ordnungszahlen entspricht.

Die Bedeutung der Ordnungszahlen für die Organisation des Periodensystems wurde nicht vollständig erkannt, bis die Existenz und die Eigenschaften von Protonen und Neutronen besser verstanden wurden. Mendelejews Periodensystem verwendete das Atomgewicht, um die Elemente zu organisieren, da diese Informationen zu dieser Zeit mit angemessener Genauigkeit bestimmt werden konnten. Die Atomgewichtung funktionierte in den meisten Fällen gut genug, um eine Darstellung zu erstellen, die die Eigenschaften unbekannter Elemente genauer als frühere Methoden vorhersagen konnte. Die Ersetzung des Atomgewichts durch die Ordnungszahlen, wenn man sie einmal verstanden hatte, ergab eine definitive ganzzahlige Sequenz der Elemente, und Moseley sagte voraus, dass die einzigen unbekannten Elemente (1913) zwischen Aluminium (Z=13) und Gold (Z=79) Z =43, 61, 72 und 75, die alle später entdeckt wurden. Die Ordnungszahlenfolge wird noch heute verwendet, wobei neue synthetische Elemente hergestellt und untersucht werden.

Zweite Version und Weiterentwicklung

Mendelejews Periodensystem von 1871 mit acht Elementgruppen. Bindestriche stellen Elemente dar, die 1871 unbekannt waren.

Achtspaltiges Periodensystem, aktualisiert mit allen entdeckten Elementen bis 2015

Im Jahr 1871 veröffentlichte Mendelejew sein Periodensystem in einer neuen Form, mit Gruppen ähnlicher Elemente, die in Spalten statt in Reihen angeordnet sind. Diese Spalten, nummeriert von I bis VIII, entsprechen den Oxidationszustand des Elements. Er machte auch detaillierte Vorhersagen über die Eigenschaften noch unbekannter Elemente, aber sie müssen existieren. Diese Löcher wurden gefüllt, als Chemiker mehr natürliche Elemente entdeckten. Es wird oft behauptet, dass das letzte entdeckte natürliche Element francium war (was Mendeleev eka-Cäsium genannt), 1939. Plutonium wurde 1940 synthetisch hergestellt, wurde aber 1971 in sehr geringen Mengen in der Natur gefunden.

De gebruikelijke indeling van het periodiek systeem, ook de standaardvorm genoemd, wordt toegeschreven aan Horace Groves Deming. Deming, een Amerikaanse chemicus, publiceerde in 1923 een korte vorm (in de stijl van Mendelejev) en een middellange vorm (18 kolommen) van het periodiek systeem.^[10] In 1928 maakten Merck and Company een pamfletvorm van Demings 18-kolomstabel, die wijd verspreid werd in Amerikaanse scholen. Tegen de jaren 1930 verscheen de tabel van Deming in handboeken en scheikundige encyclopedieën. Het werd ook lang verspreid door Sargent-Welch Scientific Company.

Met de ontwikkeling van moderne kwantummechanische theorieën van de elektronenconfiguratie in atomen werd het duidelijk dat elke periode in de tabel overeenkwam met het vullen van een elektronenschil. Grotere atomen hebben meer subschillen, dus hadden latere tabellen steeds meer periodes nodig.

Glenn Seaborg stelde in 1945 een nieuw periodiek systeem voor waarin de actiniden tot een tweede f-blok-reeks behoren

In 1945 stelde de Amerikaanse wetenschapper Glenn Seaborg voor dat de actiniden, alsook de lanthaniden, een f-subschil vulden. Vroeger dacht men dat de actiniden een vierde rij waren van het d-blok. Seaborg's collega's suggereerden hem om zo'n radicaal voorstel niet te publiceren, omdat het waarschijnlijk zijn carrière zou ruïneren. Seaborg vond destijds dat hij geen carrière had om te ruïneren, dus publiceerde hij het toch. Zijn voorstel bleek correct en hij won de Nobelprijs voor de chemie in 1951 voor zijn werk rond het synthetiseren van actiniden.^[11]

Hoewel kleine hoeveelheden van sommige transurane elementen te vinden zijn in de natuur, werden ze eerst ontdekt in een lab. Hun productie heeft het periodiek systeem sterk uitgebreid, beginnend met neptunium, gesynthetiseerd in 1939. Omdat veel transuranen zeer onstabiel zijn en snel vervallen, zijn ze moeilijk op te sporen wanneer ze geproduceerd worden. Er zijn controverses geweest over wie een bepaald nieuwe element had ontdekt, waarbij onafhankelijk onderzoek nodig was om te beslissen wie het eerst was en dus het recht had een naam voor te stellen voor het nieuwe element. De recentst geaccepteerde en benoemde elementen zijn flerovium (element 114) en livermorium (element 116), beide van een naam voorzien op 31 mei 2012. In 2010 beweerde een Russisch-Amerikaanse samenwerking in Doebna (Rusland) dat ze zes atomen hadden gesynthetiseerd van Tennessine (element 117), wat het de recentste beweerde ontdekking maakt.

Op 30 december 2015 werden elementen 113, 115, 117 en 118 formeel erkend door de IUPAC, wat de zevende rij van het periodiek systeem voltooit. Officiële namen en symbolen voor elk van deze elementen, die de tijdelijke namen vervingen, zoals ununpentium (Uup) voor element 115, kwamen er in 2016. Dit werden respectievelijk: nihonium, moscovium, tennesinne en oganesson. Elementen vanaf 119 moeten het nog doen met een tijdelijke naam.

Alternatieve indelingen van het periodiek systeem

Naast de gebruikelijke indeling in 18 kolommen, bestaan er verschillende andere weergaven.

8 kolommen

Een versmalde variant gebruikt acht kolommen (zie afbeelding linksboven).

32 kolommen

Een 32-koloms periodiek systeem

In de 100 jaar sinds Mendelejev zijn systeem voor het eerst publiceerde in 1869 zijn er een geschatte 700 versies van het periodiek systeem gepubliceerd.^[bron?] Naast de vele rechthoekige variaties, zijn er ook andere formaten voor het periodiek systeem ontwikkeld, bijvoorbeeld een cirkel, kubus, cilinder, gebouw, spiraal, lemniscaat, octagonaal prisma, piramide, bol en driehoek.^[12] Zulke alternatieven worden vaak ontworpen om chemische of fysische eigenschappen te benadrukken die niet zo duidelijk zijn als in traditionele periodieke systemen.

Het moderne periodiek systeem wordt soms uitgebreid tot het lange formaat, of 32-kolomsformaat, door de f-blokelementen in hun natuurlijke positie te plaatsen tussen de s- en d-blokken. In tegenstelling tot de 18-kolomsversie vermijdt deze indeling onderbrekingen in de reeks stijgende atoomnummers. De relatie tussen het f-blok en de andere blokken van het periodiek systeem is zo ook makkelijker te zien. Jensen beveelt een tabelvorm aan met 32 kolommen, omdat de lanthaniden en actiniden anders door studenten worden gezien als onbelangrijke elementen die genegeerd kunnen worden. Ondanks deze voordelen van het 32-kolomsformaat, wordt het meestal vermeden in boeken omdat het daarvoor te breed is.

Spiraal

Het spiraalvormige periodiek systeem van Theodor Benfey

Een populaire alternatieve structuur is die van Theodor Benfey (1960). De elementen worden gerangschikt in een doorlopende spiraal, met waterstof in het centrum en de overgangsmetalen, lanthaniden en actiniden in schiereilanden.

De meeste periodieke systemen zijn 2-dimensionaal, maar 3-dimensionale systemen bestonden al sinds 1862 (nog voor het periodiek systeem van Mendelejev uit 1869). Recentere voorbeelden zijn de 'Periodieke Classificatie' van Courtines (1925), het 'lagensysteem' van Wringley (1949), de 'Periodieke Helix' van Giguère (1965) en de 'Periodieke Boom' van Dufour (1996). Nog een stap verder gaat het 'periodieke systeem voor fysici' van Stowe (1989) dat als 4-dimensionaal kan worden gezien (drie ruimtelijke dimensies en één kleurdimensie).

Men kan zich de verschillende vormen van het periodiek systeem voorstellen alsof ze op een chemisch-fysisch continuüm liggen. Aan de meer chemische kant vindt men bijvoorbeeld het 'recalcitrante' 'periodiek systeem voor organisch-chemici' van Rayner-Canham, dat trends en patronen benadrukt, alsmede ongewone chemische relaties en eigenschappen. Aan het fysische uiteinde van het continuüm ligt het systeem van Janet (1928). De structuur daarvan is nauwer verbonden met de volgorde waarin de elektronenschillen worden gevuld, en dus ook met de kwantummechanica. Ergens in het midden van het continuüm ligt de alomtegenwoordige standaardvorm van het periodiek systeem. Dit wordt beschouwd als een indeling die beter de trends laat zien voor de aggregatietoestand, de elektrische en thermische geleidbaarheid, oxidatiegetallen, en andere eigenschappen die gemakkelijk kunnen worden bepaald met de traditionele technieken uit het chemisch laboratorium.

Open vragen en controverses

Elementen met onbekende eigenschappen

Alle elementen tot oganesson zijn ontdekt, maar van de elementen boven hassium (element 108) zijn enkel van copernicium (element 112) en flerovium (element 114) de chemische eigenschappen bekend. De andere elementen kunnen zich mogelijk anders gedragen dan wat met extrapolatie voorspeld wordt, vanwege relativistische effecten; zo wordt er voorspeld dat flerovium enkele edelgasachtige eigenschappen vertoont, maar zuiver op grond van het atoomgetal zou men het in de koolstofgroep plaatsen. Recentere experimenten tonen echter aan dat flerovium zich chemisch inderdaad als lood gedraagt, zoals verwacht van zijn plaats in het periodiek systeem.

Uitbreidingen van het periodiek systeem

Het is onduidelijk of nieuwe elementen het patroon van het huidige periodiek systeem zullen blijven volgen in periode 8, of dat verdere aanpassing nodig zal zijn. Seaborg verwachtte dat periode 8 de rest van het systeem precies zou volgen, zodat er een nieuw s-blok zou komen voor elementen 119 en 120, en een g-blok voor de volgende 18 elementen, en 30 extra nieuwe elementen voor de f-, d- en p-blokken. Recenter hebben fysici zoals Pekka Pyykkö getheoretiseerd dat deze extra elementen de Madelungregel, die voorspelt hoe elektronenschillen worden opgevuld en dus het uitzicht van het periodiek systeem beïnvloedt, niet volgen.

Het hoogst mogelijke atoomnummer

Het aantal mogelijke elementen is niet bekend. Een zeer vroege suggestie van Elliot Adams in 1911, gebaseerd op rangschikking van elementen in elke periode, was dat elementen met een atoommassa groter dan 256 (wat tussen elementen 99 en 100 zou liggen in het moderne systeem) niet bestonden. Een recentere schatting stelt dat het einde zal optreden niet ver na het stabiliteitseiland dat rond element 126 wordt verwacht: de verdere uitbreiding van het periodiek systeem en de isotopentabel wordt beperkt door de zogeheten drip lines van protonen en neutronen. Andere voorspellingen van het einde van het periodiek systeem zijn element 128 door John Emsley, element 137 door Richard Feynman, en element 155 door Albert Khazan.^[13]

Atoommodel van Bohr

Het atoommodel van Bohr geeft problemen voor atoomnummers groter dan 137, omdat zulke atomen 1s-elektronen zouden hebben met een grotere snelheid dan het licht. Het niet-relativistische Bohr-model kan dus niet correct worden toegepast op zulke elementen.

Relativistische diracvergelijking

De relativistische diracvergelijking geeft ook problemen voor atomen met meer dan 137 protonen. Voor zulke elementen is de golffunctie van het Diracgrondniveau oscillerend in plaats van gebonden, en zijn er geen gaten tussen de positieve en negatieve energiespectra, vergelijkbaar met de Paradox van Klein. Nauwkeurigere berekeningen, die rekening houden met de eindige grootte van de atoomkern, laten zien dat de bindingsenergie eerst de limiet voor elementen overschrijdt bij meer dan 137 protonen. Voor zwaardere elementen zal, als de binnenste orbitaal niet gevuld is, het elektrisch veld van de kern een elektron uit het vacuüm trekken, wat resulteert in het spontaan uitstoten van een positron; dit gebeurt echter niet als de binnenste orbitaal gevuld wordt, dus is element 137 niet noodzakelijk het einde van het periodiek systeem.

Plaats van waterstof en helium

Er is geen overeenstemming over de plaatsing van de eerste twee elementen, waterstof en helium.Volgens de normale elektronenconfiguratie staan waterstof en helium in groepen 1 en 2, boven lithium en beryllium. Maar die plaatsing wordt zelden gebruikt buiten de context van elektronenconfiguratie.

Toen de edelgassen ontdekt werden rond 1900, werden ze "groep 0" genoemd, omdat er toen nog geen chemische reactiviteit bekend was in die elementen, en helium werd bovenaan deze groep geplaatst, omdat het ook chemisch inert was. Toen de groep van formeel nummer veranderde, bleven veel auteurs toch helium boven neon plaatsen, in groep 18; deze notatie wordt ook gebruikt in de moderne IUPAC-tabel.Helium heeft slechts twee valentie-elektronen, terwijl de rest van de edelgassen er acht hebben (hoewel de buitengewone inertie van helium vergelijkbaar is met die van neon en argon).

De chemische eigenschappen van waterstof zijn niet gelijkaardig aan die van de alkalimetalen in groep 1, dus wordt waterstof soms ergens anders geplaatst: het populairste alternatief is groep 17; onder andere vanwege de strikt monovalente, grotendeels niet-metallische chemie van waterstof, vergelijkbaar met die van fluor (dat normaal gezien bovenaan groep 17 staat). Soms wordt waterstof in twee groepen tegelijkertijd geplaatst, om aan te geven dat waterstof eigenschappen deelt met zowel de alkalimetalen als de halogenen. Een ander voorstel is boven koolstof in groep 14, omdat het zo past in de trends van stijgende ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit. Waterstof wordt ook soms apart van de rest van het periodiek systeem geplaatst, omdat de algemene eigenschappen van waterstof niet perfect passen in enige groep: in tegenstelling tot waterstof vertonen de andere elementen van groep 1 metallisch gedrag; die van groep 17 vormen in het algemeen zouten; elementen van alle andere groepen tonen ten minste enige multivalente chemie.

Groepen van de overgangsmetalen

De IUPAC definitie van een overgangsmetaal als een element waarvan de atomen een incomplete d-subschil hebben, of waaruit kationen met een incomplete d-subschil kunnen worden gevormd. Met deze definitie zijn alle elementen in groepen 3 tot en met 11 overgangsmetalen. Dit betekent dat, volgens de IUPAC, groep 12 (met onder meer zink, cadmium en kwik) geen overgangsmetalen bevat.

Sommige chemici zien de d-blokelementen en overgangsmetalen als hetzelfde, en zien groep 12 dus wel als deel van de overgangsmetalen. In dit geval worden de elementen van groep 12 beschouwd als speciale gevallen, waar de d-elektronen normaal geen deel uitmaken van chemische bindingen. De recente ontdekking dat kwik zijn d-elektronen kan binden tot kwik(IV)fluoride heeft sommigen ervan overtuigd dat kwik als overgangsmetaal beschouwd kan worden. Anderen, onder wie Jensen, beredeneren dat de vorming van een verbinding als kwikfluoride enkel mogelijk is onder zeer abnormale condities. Hierdoor kan kwik niet als overgangsmetaal beschouwd worden onder een redelijke interpretatie van de definitie.

Nog andere chemici vinden dat groep 3 niet tot de overgangsmetalen behoort, omdat die elementen geen ionen met een gedeeltelijk gevulde d-schil vormen en dus geen karakteristieke eigenschappen van overgangsmetalen vertonen. In dit geval worden groepen 4 tot en met 11 als overgangsmetalen beschouwd.

Periodes 6 en 7 in groep 3

Scandium en yttrium zijn de eerste twee elementen van groep 3. Er is onenigheid over groep 3 in de volgende periodes. Deze zijn oftewel lanthaan en actinium, of lutetium en lawrencium. Fysische en chemische argumenten zijn gegeven voor die laatste, maar niet iedereen is overtuigd. De meeste chemici zijn zich overigens niet eens bewust van deze controverse.

Traditioneel worden lanthaan en actinium als de twee overgebleven leden van groep 3 beschouwd. Men heeft wel gesuggereerd dat deze indeling opkwam in 1940, toen periodieke systemen die waren gebaseerd op elektronenconfiguratie, het concept van het 'verschil makende' elektron voorop stelden. De configuraties van cesium, barium en lanthaan zijn [Xe]6s¹, [Xe]6s² en [Xe]5d¹ 6s². Lanthaan heeft dus een 5d-elektron extra ten opzichte van barium, wat het het eerste lid van het d-blok in groep 3 voor periode 6 maakt. Een consequente reeks elektronenconfiguraties wordt zo zichtbaar in groep 3: scandium [Ar]3d¹⁴s², yttrium [Kr]4d¹⁵s² en lanthaan [Xe]5d¹⁶s². In periode 6 kreeg ytterbium een elektronenconfiguratie van [Xe]4f¹³5d¹6s² en lutetium [Xe]4f¹⁴5d¹6s², wat resulteert in een 4f-elektron dat voor lutetium het verschil maakt, wat het het laatste lid van periode 6 maakt. Matthias omschrijft de plaatsing van lanthaan onder yttrium als "een fout in het periodiek systeem – helaas bevorderd door Sargent-Welch ... en ... iedereen kopieerde hen." Lavelle argumenteerde om lanthaan onder yttrium te laten staan, aangezien meerdere bekende handboeken periodieke systemen in deze versie gebruikten.

In andere systemen zijn lutetium en lawrencium de overblijvende leden van groep 3. Vroege technieken voor het scheiden van scandium, yttrium en lutetium waren gebaseerd op het feit dat deze elementen bij elkaar hoorden in de zogenoemde "yttriumgroep", terwijl lanthaan en actinium in de "ceriumgroep" hoorden. Daarom werd niet lanthaan, maar lutetium door sommige chemici in de jaren 1920 en 1930 ondergebracht in groep 3.^[14] Later spectroscopisch werk vond dat de elektronenconfiguratie van ytterbium eigenlijk [Xe]4f¹⁴6s² was. Dit betekent dat ytterbium en lutetium (met configuratie van de tweede is [Xe]4f¹⁴5d¹6s²) beide 14 f-elektronen hebben. Dat zorgt ervoor het d-elektron onderscheidend is voor lutetium, in plaats van het f-elektron, zodat het een even goede kandidaat is als [Xe]5d¹6s² lutetium voor de positie onder yttrium. Meerdere fysici in de jaren 1950 en 1960 kozen voor lutetium, door de gelijkaardigheid van de fysische eigenschappen met die van lanthaan. Deze schikking, waar lanthaan het eerste lid van het f-blok is, wordt bestreden door sommige auteurs omdat lanthaan geen f-elektronen heeft. Op deze zorgen werd geantwoord dat dit niet erg is, gezien er ook andere abnormaliteiten in het systeem te vinden zijn – bijvoorbeeld thorium, wat geen f-elektronen heeft, maar toch deel is van het f-blok. Lawrencium, met een elektronenconfiguratie [Rn]5f¹⁴7s²7p¹, is ook een abnormaliteit, of die nu in het f-blok of het d-blok staat, omdat de enige mogelijke p-blok-positie al is ingenomen door ununtrium, met een voorspelde elektronenconfiguratie [Rn]5f¹⁴6d¹⁰7s²7p¹.

De 32-kolomsversie van het periodiek systeem, waar lanthaniden en actiniden binnen het systeem worden geplaatst, is een voorgestelde oplossing op dit probleem.^[15] Hetzij lutetium en lawrencium, hetzij lanthaan en actinium kunnen onder scandium en yttrium geplaatst worden. Scerri verkiest de eerste optie, omdat de tweede optie het d-blok fragmenteert. Aan de andere kant geeft de tweede optie een betere indeling gezien de chemie van Sc, Y, La en Ac: die is gelijkaardig aan die van de aardalkalimetalen van groep 2, en de s-blokmetalen in het algemeen, maar vertoont weinig gelijkenissen met die van echte overgangsmetalen (hoewel Sc, Y, La en Ac fysisch dichter bij overgangsmetalen staan).^[16]

Optimale vorm

De vele vormen van het periodiek systeem roepen de vraag op of er een optimale vorm is van het systeem. Men denkt dat het antwoord ervan afhangt of aan de chemische periodiciteit van de elementen een onderliggende waarheid ten grondslag ligt, als onveranderlijk onderdeel van het universum, of dat het een product is van subjectieve interpretatie, gebaseerd op de omstandigheden en voorkeuren van menselijke waarnemers. Een objectieve basis voor chemische periodiciteit zou de vragen over de plaatsing van waterstof en helium en de samenstelling van groep 3 kunnen oplossen. Als zo'n onderliggende waarheid bestaat, is ze nog niet ontdekt. Ondertussen kunnen de vele periodieke systemen als variaties gezien worden op chemische periodiciteit, die elk andere aspecten, eigenschappen, perspectieven en relaties tussen de elementen benadrukken.^[17] Dat vooral de standaardvorm van het periodiek systeem wordt gebruikt, komt mogelijk doordat deze indeling een goede balans treft, voor wat betreft hoe makkelijk ze te construeren is, de afmetingen, en weergave van de volgorde van de elementen en van periodieke trends.

Zie ook

• Abundantie (scheikunde)
• Lijst van chemische elementen
• Isotopentabel
• Geschiedenis van het periodiek systeem
• Ezelsbruggetje voor het periodiek systeem