Das Didaktische Periodensystem


Aktuelles Periodensystem

Stand: März 2017
Didaktik PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Version: 20170321de, Vollfarbdruck Didaktik PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Version: 20170321de, eco Didaktik PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Version: 20170321de, Schwarz/weiß
Vollfarbdruck Eco Schwarz/Weiss
Schwarzer Hintergrund
Hoher Kontrast
Für Druck und Display
Weisser Hintergrund
Geringerer Kontrast
Spart Druckkosten
Vorlage für S/W-Kopierer
PDF, 1 Seite, 364 kB
Version 2017-03-21
PDF, 1 Seite, 344 kB
Version 2017-03-21-eco
PDF, 1 Seite, 284 kB
Version 2017-03-21-sw

Kurz-PSE Didaktik

Das didaktische Periodensystem als Kurz-PSE (repräsentatives Periodensystem).
Didaktik Kurz-PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Version: 20171129de, Vollfarbdruck Didaktik Kurz-PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Version: 20171129de, eco Didaktik Kurz-PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Version: 20171129de, Schwarz/weiß
Vollfarbdruck Eco Schwarz/Weiss
PDF, 1 Seite, 584 kB
Version XS-2017-11-29
PDF, 1 Seite, 555 kB
Version XS-2017-11-29-eco
PDF, 1 Seite, 444 kB
Version XS-2017-11-29-sw

Didaktik PSE als Breitbild-Poster

Didaktik PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Langbahn 1,77:1-ratio, Vollfarbdruck Didaktik PSE (Didaktisches Periodensystem der Elemente), Langbahn 1,77:1-ratio, Version: eco
Didaktik-PSE Breitbild, Vollfarbdruck
1920 x 1080 (1.77 : 1)
Didaktik-PSE Breitbild, Eco
1920 x 1080 (1.77 : 1)


Begleitmaterial

Basics

Um sich mit der Idee hinter dem Didaktischem Periodensystem vertraut zu machen, empfiehlt es sich, mit dem Konzept zu beginnen. Wer die HTML-Version bevorzugt, findet sie bei Chemisch-Denken.de.
Der Artikel Strehle, Rölleke, Barke: Das Ion im Chemieunterricht - noch Vorstellungen von gestern? aus der MNU 60/6 beschreibt den Einsatz des Periodensystems im Chemie-Unterricht.
Eine frühe Version des Periodensystems wurde in der Veröffentlichung Sauermann, Barke: Chemie für Quereinsteiger - Band 1 eingeführt, dort werden die Grundlagen dazu erläutert. Download bei WikiChemie.de
Didaktik PSE - Konzept Strehle, Rölleke, Barke: Das Ion im Chemieunterricht - noch Vorstellungen von gestern? 
                                MNU 60/6, S. 366, 9/2007 Chemie für Quereinsteiger, Band 1, Download von Wikichemie.de
Didaktik PSE - Konzept MNU 60/6, S. 366 9/2007 Chemie für Quereinsteiger, Band 1
PDF, 3 Seiten, 1.57 MB
2018-03-24 (Text: 2010)
PDF, 6 Seiten, 2.91 MB
2007-09-01
PDF, 53 Seiten, 1.3 MB
Januar 1997

Entscheidungsschema - Was für eine Verbindung liegt vor?

Entscheidungsschema - Welche Verbindung liegt vor?, Vollfarbdruck Entscheidungsschema - Welche Verbindung liegt vor?, eco
Vollfarbdruck Eco
PDF, 1 Seite, 901 kB
Version 2018-03-21
PDF, 1 Seite, 925 kB
Version 2018-03-21-eco


Anmerkung Atomradien

Die Atomradien nehmen innerhalb einer Periode der Hauptgruppenelemente mit steigender Ordnungszahl ab (Owen, Brooker1). Vergleicht man die Atomradien2 der Edelgase mit dem jeweils links davon liegenden Halogen (bzw. Wasserstoff), ergeben sich Unregelmäßigkeiten in den ersten Perioden. So ist He deutlich größer als H (40 %), Ne etwas größer als F (7 %), Cl und Ar gleich groß. Ab der 4. Periode folgen die Radien dem anfangs genannten Trend. So ist Kr etwas kleiner als Br (5 %) und Xe kleiner als I (5 %).
Warum die Radien innerhalb der Periode kleiner werden: Elektronen können sich gegenseitig abschirmen, wobei die äußeren Elektronen eine Abschirmung durch andere (v. a. innere) Elektronen erfahren. Innerhalb der Periode kommt jeweils ein Proton und ein Elektron hinzukommt (Neutronen werden wegen Ladungsneutralität hier vernachlässigt). Die neu hinzu gekommenen Elektronen auf den gleichen Schalen schirmen sich jedoch gegenseitig nur gering ab, do daß durch jedes neu hinzu kommende Proton die effektive Kernladung von Element zu Element steigt: Die Elektronen werden stärker angezogen und die Radien schrumpfen periodenweise.1 Beispiel: Innerhalb Periode 2 ist das Li-Atom groß (152 pm), weil das äußere Elektron durch die innere (1s-) Schale abgeschirmt ist und daher nicht so stark vom Kern angezogen wird. Be ist klein (111 pm), weil das 2. Außenelektron vom 1. Außenelektron nur sehr viel schwächer abgeschirmt wird, die effektive Kernladung steigt und die Außenelektronen werden stärker vom Kern angezogen.
Warum Heliumatome deutlich größer sind als Wasserstoffatome: Elektronen stossen sich aufgrund gleicher Ladung untereinander ab. Das Atom des Wasserstoffs, das kleinste unter den Elementen überhaupt, besteht lediglich aus einem Proton und einem Elektron. Geht man nun zu Helium über, so kommt ein Proton und ein weiteres Elektron hinzu. Da das Wasserstoff-Atom aber so winzig ist, sind die Abstoßungskräfte beim Hinzufügen eines zweiten Elektrons auf die kleine s-Schale erheblich. Beide Elektronen befinden sich auf der gleichen, ersten Schale, d. h. es gibt keine innere Schale. Der oben beschriebene Effekt, der die Periodizität verursacht, kann nicht eintreten. Stattdessen überwiegen die Abstoßungskräfte und das Helium-Atom ist letztlich größer als das des Wasserstoffs.
Die deutliche Abstoßung der beiden Elektronen in der ersten s-Schale kann man sich vor Augen führen, wenn man das Hydrid-Ion H- betrachtet. Es besteht nur aus einem Proton und zwei Elektronen (somit einem Proton weniger als das Helium-Atom), aber ist größer als das Bromid-Anion sowie Calcium-Atom und beinahe so groß wie das Kalium-Atom oder das riesige Iodid-Anion aus der fünften Periode.
Bei Neon ist dieser Abstoßungs-Effekt schon deutlich geringer (7 % größer als F, bei Argon noch geringer (gleiche Größe wie Chlor). Ab Krypton besteht, wie eingangs erwähnt, die zu erwartende Periodizität (Br > Kr, I > Xe), die für die ersten sieben Hauptgruppen schon ab der 2. Periode Gültigkeit hat.
Fazit: Die Atomradien werden innerhalb einer Periode der Hauptgruppenelemente von links nach rechts kleiner, weil hinzukommende Elektronen in der Außenschale von den dort vorhandenen nur schwach abgeschirmt werden und somit näher an den Kern herangezogen werden (steigende effektive Kernladung). Die Ausnahmen bei den Edelgasen kommen durch elektrostatische Abstoßungseffekte der Elektronen in der vollbesetzten Außenschale zustande, bei kleineren Atomen mehr als bei Größeren.


Quellen

1. S. M. Owen, A. T. Brooker, Konzepte der Anorganischen Chemie, Seite 2f
Vieweg, 1994; ISBN-10: 3528065591, ISBN-13: 978-3528065591

2. Quelle für die Atom- und Ionenradien im didaktischen PSE waren die Angaben in:
Fluck, Heumann, Periodensystem der Elemente, Wiley-VCH, 2002
ISBN-10: 3527307168, ISBN-13: 978-3527307166

Für die Edelgase sind dort nur die Van-der-Waals-Radien angegeben. Daher werden für den Vergleich im obigen Text genau genommen nicht Atomradien, sondern Van-der-Waals-Radien verglichen. Für Atomradien finden sich tatsächlich nach P. Ramdohr / H. Strunz (Lehrbuch der Mineralogie, Enke, Stuttgart, 1978) für alle Edelgase Radien, die die der davorliegenden Halogene deutlich überragen. Bis zur 3. Periode wird auch die Größe der Alkalimetalle übertroffen, und in der 2. Periode gibt es weitere Unregelmäßigkeiten (Minimum bei N): N < F < O < Ne.