In Kapitel 3 „Atome, Moleküle und Ionen“ haben wir das Periodensystem als ein Werkzeug zur Organisation der bekannten chemischen Elemente eingeführt. Ein Periodensystem ist in Abbildung 8.11 „Das Periodensystem“ dargestellt. Die Elemente sind nach ihrer Ordnungszahl (der Anzahl der Protonen im Kern) geordnet, und Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften sind in Spalten zusammengefasst.

Warum ist das Periodensystem so aufgebaut wie es ist? Die Antwort ist recht einfach, wenn man die Elektronenkonfigurationen versteht: Die Form des Periodensystems ahmt die Füllung der Unterschalen mit Elektronen nach.

Beginnen wir mit H und He. Ihre Elektronenkonfigurationen sind 1s1 bzw. 1s2; bei He ist die n = 1-Schale gefüllt. Diese beiden Elemente bilden die erste Reihe des Periodensystems (siehe Abbildung 8.12 „Die 1“).

Die nächsten beiden Elektronen würden bei Li und Be in die 2s-Unterschale gehen. Abbildung 8.13 „Die 2“ zeigt, dass diese beiden Elemente im Periodensystem nebeneinander liegen.

Für die nächsten sechs Elemente wird die 2p-Unterschale mit Elektronen besetzt. Auf der rechten Seite des Periodensystems sind diese sechs Elemente (B bis Ne) zusammengefasst (Abbildung 8.14 „Die 2“).

Die nächste zu besetzende Unterschale ist die 3s-Unterschale. Die Elemente, bei denen diese Unterschale besetzt ist, Na und Mg, befinden sich wieder auf der linken Seite des Periodensystems (Abbildung 8.15 „Die 3“).

Als nächstes wird die 3p-Teilschale mit den nächsten sechs Elementen gefüllt (Abbildung 8.16 „Die 3“).

Anstatt die 3d-Teilschale als nächstes zu füllen, gehen die Elektronen in die 4s-Teilschale (Abbildung 8.17 „Die 4“).

Nachdem die 4s-Unterschale gefüllt ist, wird die 3d-Unterschale mit bis zu 10 Elektronen gefüllt. Dies erklärt den Abschnitt von 10 Elementen in der Mitte des Periodensystems (Abbildung 8.18 „Die 3“).

Und so weiter. Wenn wir durch die Zeilen des Periodensystems gehen, zeigt die Gesamtform der Tabelle, wie die Elektronen die Schalen und Unterschalen besetzen.

Die ersten beiden Spalten auf der linken Seite des Periodensystems sind die, in denen die s-Unterschalen besetzt werden. Aus diesem Grund werden die ersten beiden Zeilen des Periodensystems als s-Block bezeichnet. In ähnlicher Weise sind der p-Block die rechten sechs Spalten des Periodensystems, der d-Block die mittleren 10 Spalten des Periodensystems, während der f-Block der 14-spaltige Abschnitt ist, der normalerweise als vom Hauptteil des Periodensystems losgelöst dargestellt wird. Er könnte Teil des Hauptkörpers sein, aber dann wäre das Periodensystem ziemlich lang und unhandlich. Abbildung 8.19 „Blöcke im Periodensystem“ zeigt die Blöcke des Periodensystems.

Die Elektronen in der höchsten Schale und alle Elektronen in der letzten nicht gefüllten Unterschale werden Valenzelektronen genannt; die höchste Schale wird Valenzschale genannt. (Die inneren Elektronen werden als Kernelektronen bezeichnet.) Die Valenzelektronen bestimmen weitgehend die Chemie eines Atoms. Wenn wir nur die Elektronenkonfiguration der Valenzschale betrachten, stellen wir fest, dass die Elektronenkonfiguration der Valenzschale in jeder Spalte gleich ist. Nehmen wir zum Beispiel die Elemente in der ersten Spalte des Periodensystems: H, Li, Na, K, Rb und Cs. Ihre Elektronenkonfigurationen (abgekürzt für die größeren Atome) sind wie folgt, wobei die Elektronenkonfiguration der Valenzschale hervorgehoben ist:

Sie alle haben eine ähnliche Elektronenkonfiguration in ihren Valenzschalen: ein einziges s-Elektron. Da ein großer Teil der Chemie eines Elements von den Valenzelektronen beeinflusst wird, würden wir erwarten, dass diese Elemente eine ähnliche Chemie aufweisen – und das tun sie auch. Die Anordnung der Elektronen in den Atomen erklärt nicht nur die Form des Periodensystems, sondern auch die Tatsache, dass Elemente in derselben Spalte des Periodensystems eine ähnliche Chemie aufweisen.

Das gleiche Konzept gilt für die anderen Spalten des Periodensystems. Die Elemente in jeder Spalte haben die gleiche Valenzschalen-Elektronenkonfiguration, und die Elemente haben einige ähnliche chemische Eigenschaften. Dies gilt grundsätzlich für alle Elemente in den Blöcken s und p. In den d- und f-Blöcken gibt es Ausnahmen von der Reihenfolge, in der die Unterschalen mit Elektronen gefüllt werden, so dass ähnliche Valenzschalen in diesen Blöcken nicht absolut sind. Allerdings gibt es in diesen Blöcken viele Ähnlichkeiten, so dass eine Ähnlichkeit der chemischen Eigenschaften zu erwarten ist.

Die Ähnlichkeit der Elektronenkonfiguration der Valenzschalen impliziert, dass wir die Elektronenkonfiguration eines Atoms allein durch seine Position im Periodensystem bestimmen können. Nehmen wir Se, wie in Abbildung 8.20 „Selen im Periodensystem“ dargestellt. Es befindet sich in der vierten Spalte des p-Blocks. Das bedeutet, dass seine Elektronenkonfiguration auf eine p4-Elektronenkonfiguration hinauslaufen sollte. Tatsächlich ist die Elektronenkonfiguration von Se erwartungsgemäß 4s23d104p4.