Geschichte des Periodensystems

Das Periodensystem ist eine Anordnung der chemischen Elemente , strukturiert nach ihrer Ordnungszahl , Elektronenkonfiguration und ihren wiederkehrenden chemischen Eigenschaften . In der Grundform sind die Elemente in aufsteigender Ordnungszahl, also in Leserichtung, angeordnet. Anschließend werden Zeilen und Spalten erstellt, indem neue Zeilen begonnen und leere Zellen eingefügt werden. So zeigen Zeilen ( Perioden ) und Spalten ( Gruppen ) Elemente mit wiederkehrenden Eigenschaften (Periodizität). Beispielsweise sind alle Elemente der Gruppe (Spalte) 18 Edelgase , die weitgehend – wenn auch nicht vollständig – reaktionsträge sind.

Die Geschichte des Periodensystems spiegelt über zwei Jahrhunderte des wachsenden Verständnisses der chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente wider, mit bedeutenden Beiträgen von Antoine-Laurent de Lavoisier , Johann Wolfgang Döbereiner , John Newlands , Julius Lothar Meyer , Dmitri Mendelejew , Glenn T. Seaborg und anderen. ^{[ 1 ] [ 2 ]}

Im 5. Jahrhundert v. Chr. postulierten Leukipp und sein Schüler Demokrit , dass alle Materie aus kleinen, unteilbaren Teilchen, den sogenannten Atomen, bestehe. Demokrit glaubte, Atome seien zu klein, um mit den Sinnen wahrgenommen zu werden; ihre Anzahl sei unendlich, sie existierten in unendlich vielen Formen und seien seit jeher vorhanden. Diese Atome befänden sich in ständiger Bewegung im Vakuum. Was wir als Wasser, Feuer, Pflanzen oder Menschen wahrnehmen, seien lediglich Kombinationen von Atomen im Vakuum.

Um 330 v. Chr. schlug der griechische Philosoph Aristoteles vor, dass alles aus einer Mischung einer oder mehrerer Wurzeln besteht – eine Idee, die ursprünglich vom sizilianischen Philosophen Empedokles geäußert wurde . Die vier Wurzeln, die der athenische Philosoph Platon als Elemente bezeichnete , waren Erde , Wasser , Luft und Feuer . Ähnliche Vorstellungen existierten auch in anderen antiken Traditionen, wie beispielsweise in der indischen Philosophie mit ihren fünf Elementen: Erde, Wasser, Feuer, Luft und Äther, die zusammenfassend als „Pañca Bhūta“ bezeichnet werden. ^{[ 3 ]}

Von den im Periodensystem aufgeführten chemischen Elementen sind neun – Kohlenstoff , Schwefel , Eisen , Kupfer , Silber , Zinn , Gold , Quecksilber und Blei – seit der Antike bekannt , da sie in ihrer natürlichen Form vorkommen und mit primitiven Werkzeugen relativ einfach abgebaut werden können. ^{[ 4 ]} Fünf weitere Elemente waren im Zeitalter der Alchemie bekannt: Zink , Arsen , Antimon und Wismut . ^{[ 5 ]} Platin war den präkolumbianischen Südamerikanern bekannt, doch das Wissen darüber erreichte Europa erst im 16. Jahrhundert. ^{[ 6 ]}

Die Geschichte des Periodensystems ist zugleich die Geschichte der Entdeckung der chemischen Elemente . 1661 definierte Boyle Elemente als „jene primitiven und einfachen Körper, aus denen die gemischten Elemente zusammengesetzt sein sollen und in die sie sich letztendlich auflösen.“ ^{[ 7 ]}

Der erste Mensch in der Geschichte, der ein neues Element entdeckte, war Hennig Brand , ein bankrotter deutscher Kaufmann. Brand suchte nach dem Stein der Weisen – einem mythischen Gegenstand, der angeblich unedle Metalle in Gold verwandeln konnte. 1669 oder später führten seine Experimente mit destilliertem menschlichem Urin zur Herstellung einer leuchtend weißen Substanz, die er „kaltes Feuer“ nannte . [ ^{8 ] Er} hielt seine Entdeckung bis 1680 geheim, als der anglo-irische Chemiker Robert Boyle ^{[ 9 ]} Phosphor wiederentdeckte und seine Ergebnisse veröffentlichte.

Die Entdeckung des Phosphors trug dazu bei, die Frage aufzuwerfen, was es bedeutete, dass eine Substanz (jede beliebige Art von Materie ) ein Element war , in einer Welt, in der Versionen der Atomtheorie nur spekulativ waren und spätere Erkenntnisse über die Natur der Substanzen erst allmählich möglich wurden.

Im Jahr 1718 nutzte Étienne François Geoffroy in seiner Affinitätstabelle mehrere Aspekte – (1) tabellarische Gruppierung und (2) Korrelation mit chemischer Affinität –, die später wieder aufgegriffen wurden.

In 1789, French chemist Antoine Lavoisier wrote Traité Élémentaire de Chimie (Elementary Treatise of Chemistry), which is considered to be the first modern textbook about chemistry. Lavoisier defined an element as a substance whose smallest units cannot be broken down into a simpler substance.^[11] Lavoisier's book contained a list of "simple substances" that Lavoisier believed could not be broken down further, which included oxygen, nitrogen, hydrogen, phosphorus, mercury, zinc and sulfur, which formed the basis for the modern list of elements. Lavoisier's list also included "light" and "caloric", which at the time were believed to be material substances. He classified these substances into metals and nonmetals. While many leading chemists refused to believe Lavoisier's new revelations, the Elementary Treatise was written well enough to convince the younger generation. However, Lavoisier's descriptions of his elements lack completeness, as he only classified them as metals and non-metals.

In 1808–10, British natural philosopher John Dalton published a method by which to arrive at provisional atomic weights for the elements known in his day, from stoichiometric measurements and reasonable inferences. Dalton's atomic theory was adopted by many chemists during the 1810s and 1820s.

In 1815, British physician and chemist William Prout noticed that atomic weights seemed to be multiples of that of hydrogen.^[12][13]

1817 begann der deutsche Physiker Johann Wolfgang Döbereiner mit einem der ersten Versuche, die Elemente zu klassifizieren. ^{[ 14 ]} 1829 stellte er fest, dass er einige Elemente in Dreiergruppen einteilen konnte, deren Mitglieder jeweils verwandte Eigenschaften aufwiesen. Er nannte diese Gruppen Triaden . ^{[ 15 ]} 1843 entwickelte Leopold Gmelin , aufbauend auf Döbereiners Arbeiten, einen Vorläufer des modernen Periodensystems, der 55 chemische Elemente nach gemeinsamen Eigenschaften gruppierte. ^{[ 16 ]}

Definition des Triadengesetzes

„Chemisch analoge Elemente, die in aufsteigender Reihenfolge ihrer Atomgewichte angeordnet sind, bilden gut abgegrenzte Dreiergruppen, sogenannte Triaden, in denen das Atomgewicht des mittleren Elements im Allgemeinen dem arithmetischen Mittel des Atomgewichts der beiden anderen Elemente der Triade entspricht.“

1. Chlor , Brom und Jod
2. Kalzium , Strontium und Barium
3. Schwefel , Selen und Tellur
4. Lithium , Natrium und Kalium

Alle Versuche, Elemente nach ihren Atomgewichten zu ordnen, wurden durch die ungenaue Bestimmung der Gewichte behindert, und zwar nicht unerheblich: Man nahm an, dass Kohlenstoff, Sauerstoff und viele andere Elemente die Hälfte ihrer tatsächlichen Masse hätten (vgl. die obige Abbildung von Dalton), da man nur die Existenz einatomiger Gase annahm. ^{[ 17 ]} Obwohl Amedeo Avogadro und unabhängig von ihm André-Marie Ampère bereits in den 1810er Jahren die Lösung in Form zweiatomiger Moleküle und des Avogadroschen Gesetzes vorschlugen , fand die Theorie erst nach den Veröffentlichungen von Stanislao Cannizzaro Ende der 1850er Jahre breite Beachtung.

Im Jahr 1860 entstand auf der ersten internationalen Chemiekonferenz, dem Karlsruher Kongress , der moderne wissenschaftliche Konsens , und eine überarbeitete Liste der Elemente und ihrer Atommassen wurde verabschiedet. Dies trug dazu bei, die Entwicklung umfassenderer Systeme anzustoßen. Das erste derartige System entstand innerhalb von zwei Jahren. ^{[ 18 ]}

Die Eigenschaften der Elemente und damit auch die Eigenschaften der aus ihnen gebildeten leichten und schweren Körper hängen periodisch von ihrem Atomgewicht ab.

Der französische Geologe Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois bemerkte, dass die Elemente, nach ihren Atomgewichten geordnet, in regelmäßigen Abständen ähnliche Eigenschaften aufwiesen. 1862 entwarf er ein dreidimensionales Diagramm, die sogenannte „Tellurhelix“, benannt nach dem Element Tellur , das sich in der Nähe des Zentrums seines Diagramms befand. ^{[ 20 ] [ 21 ]} Indem er die Elemente spiralförmig auf einem Zylinder nach steigendem Atomgewicht anordnete, erkannte de Chancourtois, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften vertikal angeordnet waren. Chancourtois’ Originalveröffentlichung in den Comptes rendus de l’Académie des Sciences enthielt kein Diagramm und verwendete geologische anstelle von chemischen Begriffen. 1863 erweiterte er seine Arbeit um ein Diagramm und fügte Ionen und Verbindungen hinzu . ^{[ 22 ]}

Der nächste Versuch erfolgte 1864. Der britische Chemiker John Newlands präsentierte in den Chemical News ^{[ 23 ]} eine Klassifizierung der 62 bekannten Elemente. Newlands bemerkte wiederkehrende Trends in den physikalischen Eigenschaften der Elemente in regelmäßigen Abständen von Vielfachen von acht, geordnet nach ihrer Massenzahl; ^{[ 24 ]} basierend auf dieser Beobachtung erstellte er eine Klassifizierung dieser Elemente in acht Gruppen. Jede Gruppe wies eine ähnliche Progression auf; Newlands verglich diese Progressionen mit der Progression der Noten innerhalb einer Tonleiter. ^{[ 21 ] [ 25 ] [ 26 ] [ 27 ]} Newlands' Tabelle ließ keine Lücken für mögliche zukünftige Elemente und wies in einigen Fällen zwei Elemente an derselben Position in derselben Oktave auf. Newlands' Tabelle wurde von einigen seiner Zeitgenossen ignoriert oder verspottet. ^{[ 23 ]} Die Chemical Society weigerte sich, seine Arbeit zu veröffentlichen. Der Präsident der Gesellschaft, William Odling , verteidigte die Entscheidung der Gesellschaft mit der Begründung, dass solche „theoretischen“ Themen kontrovers sein könnten. ^{[ 28 ]} Innerhalb der Gesellschaft gab es sogar noch schärferen Widerstand; man schlug vor, die Elemente hätten genauso gut alphabetisch aufgelistet werden können. ^{[ 18 ]} Später im selben Jahr schlug Odling eine eigene Tabelle vor ^{[ 29 ]} , fand aber keine Beachtung, da er sich gegen Newlands' Tabelle gestellt hatte. ^{[ 28 ]}

Der deutsche Chemiker Lothar Meyer bemerkte ebenfalls die periodische Wiederholung ähnlicher chemischer und physikalischer Eigenschaften. Seiner Ansicht nach würden die elektropositivsten Elemente , wenn man die Atomgewichte als Ordinate (vertikal) und die Atomvolumina als Abszisse (horizontal) aufträfe, eine Kurve mit Maxima und Minima ergeben . Die Spitzen dieser Kurve würden in der Reihenfolge ihrer Atomgewichte liegen. 1864 veröffentlichte er ein Buch mit einer frühen Version des Periodensystems, das 28 Elemente umfasste und diese nach ihrer Wertigkeit in sechs Familien einteilte – erstmals wurden Elemente nach ihrer Wertigkeit gruppiert. Bis dahin waren Arbeiten zur Ordnung der Elemente nach Atomgewicht durch ungenaue Messungen der Atomgewichte behindert worden. ^{[ 30 ]} 1868 überarbeitete er sein Periodensystem, doch diese Überarbeitung wurde erst nach seinem Tod als Entwurf veröffentlicht. ^{[ 4 ]} In einer im Dezember 1869 datierten und Anfang 1870 erschienenen Abhandlung veröffentlichte Meyer ein neues Periodensystem mit 55 Elementen, dessen Perioden jeweils mit einem Element der Erdalkalimetallgruppe abgeschlossen werden. Die Abhandlung enthielt außerdem ein Diagramm der relativen Atomvolumina, das die periodischen Beziehungen der physikalischen Eigenschaften der Elemente veranschaulichte und Meyer bei der Festlegung der Positionen der Elemente in seinem Periodensystem half. Zu diesem Zeitpunkt hatte er bereits die Veröffentlichung von Mendelejews erstem Periodensystem miterlebt, doch seine Arbeit scheint weitgehend unabhängig davon gewesen zu sein.

1869 ordnete der russische Chemiker Dmitri Mendelejew 63 Elemente nach steigender Atommasse in mehreren Spalten an und notierte dabei wiederkehrende chemische Eigenschaften. Manchmal wird behauptet, er habe auf langen Zugfahrten „chemisches Solitär“ gespielt ^{[ 31 ]} , indem er Karten mit den Symbolen, Atommassen und chemischen Eigenschaften der bekannten Elemente verwendete. ^{[ 32 ]} Eine andere Möglichkeit ist, dass er sich teilweise von der Periodizität des Sanskrit -Alphabets inspirieren ließ, auf die ihn sein Freund, der Linguist Otto von Böhtlingk , aufmerksam gemacht hatte . ^{[ 33 ]} Mendelejew nutzte die beobachteten Trends, um zu vermuten, dass die Atommassen einiger Elemente falsch waren, und änderte dementsprechend ihre Positionen: So kam er beispielsweise zu dem Schluss, dass es in seiner Arbeit keinen Platz für ein dreiwertiges Beryllium mit der Atommasse 14 gab, und reduzierte sowohl die Atommasse als auch die Wertigkeit von Beryllium um ein Drittel, wodurch er es als zweiwertiges Element mit der Atommasse 9,4 einordnete. Mendelejew verteilte gedruckte Exemplare der Tabelle an zahlreiche Chemiker in Russland und im Ausland. ^{[ 34 ] [ 35 ] [ 36 ]} 1869 argumentierte er, dass es sieben Arten von höchsten Oxiden gäbe. ^{[ 37 ] [ a ]} Mendelejew verbesserte seine Ordnung kontinuierlich; 1870 erhielt sie eine Tabellenform, und jeder Spalte wurde ihr eigenes höchstes Oxid zugeordnet. ^{[ 38 ]} 1871 entwickelte er sie weiter und formulierte das, was er das „Gesetz der Periodizität“ nannte. ^{[ 19 ]} Mit späteren Überarbeitungen ergaben sich auch einige Änderungen, wobei einige Elemente ihre Positionen tauschten.

• Verschiedene Versuche zur Konstruktion einer umfassenden Formalisierung
• 
  Meyers Periodensystem, veröffentlicht in „Die modernen Theorien der Chemie“, 1864 ^{[ 30 ]}
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  Newlands' Oktavengesetz, 1866
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  Mendelejews erster Versuch eines Elementsystems , 1869
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  Mendelejews natürliches System der Elemente , 1870
• 
  Mendelejews Periodensystem, 1871

Im Jahr 1881 beanspruchte Mendelejew gegenüber Meyer die Priorität des Periodensystems wie folgt:

Als Schöpfer einer bestimmten wissenschaftlichen Idee gilt zu Recht derjenige, der nicht nur deren philosophischen, sondern auch ihren realen Aspekt erfasst und dies so versteht, dass jeder von ihrer Wahrheit überzeugt werden kann. Nur dann wird die Idee, wie die Materie selbst, unzerstörbar. ^{[ 39 ]}

Obwohl Mendelejew die Positionen einiger Elemente korrigierte, war er der Ansicht, dass manche Beziehungen in seinem Periodizitätsschema nicht nachweisbar seien, da einige Elemente noch unentdeckt waren. Er glaubte, die Eigenschaften dieser unentdeckten Elemente ließen sich aus ihren erwarteten Beziehungen zu anderen Elementen ableiten. 1870 unternahm er den ersten Versuch, die noch unentdeckten Elemente zu charakterisieren, und gab detaillierte Vorhersagen für drei Elemente ab, die er Eka-Bor , Eka-Aluminium und Eka-Silicium nannte ; ^{[ 42 ]} er erwähnte auch einige weitere Erwartungen. ^{[ 43 ]} Es wird vermutet, dass die Präfixe eka , dvi und tri (Sanskrit für eins, zwei bzw. drei) eine Hommage an Pāṇini und andere antike Sanskrit-Grammatiker für die Erfindung eines periodischen Alphabets darstellen. ^{[ 33 ]} 1871 erweiterte Mendelejew seine Vorhersagen.

Im Vergleich zu seinen übrigen Arbeiten enthält Mendelejews Liste von 1869 sieben damals bekannte Elemente: Indium , Thorium und fünf Seltenerdmetalle : Yttrium , Cer , Lanthan , Erbium und Didymium . Die beiden letztgenannten erwiesen sich später als Gemische zweier verschiedener Elemente; durch deren Ignorieren konnte er die Logik der steigenden Atommasse wiederherstellen. Diese Elemente (die damals alle als zweiwertig galten) verwirrten Mendelejew, da sie trotz ihrer scheinbar beträchtlichen Atommasse keine regelmäßige Zunahme der Wertigkeit aufwiesen. ^{[ 44 ]} Mendelejew gruppierte sie und betrachtete sie als Teil einer bestimmten Reihe. ^{[ c ]} Anfang 1870 entschied er, dass die Atommasse dieser Elemente falsch sein müsse und dass die Seltenerdmetalle dreiwertig sein sollten (wodurch sich ihre vorhergesagten Atommasse entsprechend halbierte). Er maß die Wärmekapazität von Indium, Uran und Cer, um deren höhere angenommene Wertigkeit nachzuweisen (was bald darauf vom preußischen Chemiker Robert Bunsen bestätigt wurde ). ^{[ 45 ]} Mendelejew berücksichtigte diese Änderung, indem er jedem Element einen eigenen Platz in seinem System der Elemente zuwies, anstatt sie weiterhin als Reihe zu betrachten.

Mendelejew bemerkte einen signifikanten Unterschied in der Atommasse zwischen Cer und Tantal , wobei kein Element dazwischen lag. Er vermutete, dass sich zwischen ihnen eine Reihe noch unentdeckter Elemente befand, die ähnliche Eigenschaften wie die darüber und darunter liegenden Elemente aufweisen würden: Beispielsweise würde sich ein Eka-Molybdän wie ein schwereres Homolog von Molybdän und ein leichteres Homolog von Wolfram (unter dem Mendelejew Wolfram kannte ) verhalten. ^{[ 46 ]} Diese Reihe würde mit einem dreiwertigen Lanthan, einem vierwertigen Cer und einem fünfwertigen Didymium beginnen. Die höhere Wertigkeit von Didymium war jedoch noch nicht nachgewiesen, und Mendelejew versuchte dies selbst. ^{[ 47 ]} Nachdem ihm dies nicht gelang, gab er Ende 1871 seine Versuche, die Seltenerdmetalle einzubeziehen, auf und widmete sich seiner großen Idee des Lichtäthers . Seine Idee wurde von dem österreichisch-ungarischen Chemiker Bohuslav Brauner weitergeführt , der einen Platz für die Seltenerdmetalle im Periodensystem suchte; ^{[ 48 ]} Mendelejew bezeichnete ihn später als „einen der wahren Konsolidierer des Periodensystems“. ^{[ d ]}

Neben den Vorhersagen von Scandium, Gallium und Germanium, die sich schnell bewahrheiteten, ließ Mendelejews Periodensystem von 1871 noch viele weitere Lücken für unentdeckte Elemente, obwohl er keine detaillierten Vorhersagen zu deren Eigenschaften lieferte. Insgesamt sagte er achtzehn Elemente voraus, von denen jedoch nur die Hälfte später entdeckt wurde. ^{[ 50 ]} In den Jahren nach Mendelejews Veröffentlichung begann der indische Chemiker Prafulla Chandra Ray gemeinsam mit dem englischen Geologen Thomas Henry Holland nach „bestimmten seltenen indischen Mineralien zu suchen, in der Erwartung, dass ein oder zwei neue Elemente entdeckt werden und somit die Lücke in Mendelejews Periodensystem schließen könnten.“ ^{[ 51 ]}

Keiner der Vorschläge wurde sofort angenommen, und viele zeitgenössische Chemiker hielten sie für zu abstrakt, um irgendeinen praktischen Nutzen zu haben. Von den Chemikern, die ihre Kategorisierungen vorschlugen, bemühte sich Mendelejew, seine Arbeit zu unterstützen und seine Vision der Periodizität zu verbreiten, Meyer tat dies nicht sehr aktiv, und Newlands unternahm keinen einzigen Versuch, im Ausland Anerkennung zu erlangen.

Sowohl Mendelejew als auch Meyer erstellten ihre jeweiligen Tabellen für ihre pädagogischen Zwecke. Der Unterschied zwischen ihren Tabellen erklärt sich dadurch, dass die beiden Chemiker unterschiedliche Probleme mithilfe eines formalisierten Systems lösen wollten. ^{[ 52 ]} Mendelejews Ziel war es, die Komposition seines Lehrbuchs „ Grundlagen der Chemie“ zu unterstützen , während Meyer sich eher mit der Darstellung von Theorien befasste. ^{[ 52 ]} Mendelejews Vorhersagen fanden außerhalb des pädagogischen Rahmens Eingang in die wissenschaftliche Fachliteratur, ^{[ 53 ]} während Meyer überhaupt keine Vorhersagen traf und ausdrücklich darauf hinwies, dass seine Tabelle und das dazugehörige Lehrbuch „ Moderne Theorien “ nicht für Vorhersagen verwendet werden sollten, um seinen Studenten zu verdeutlichen, dass sie nicht zu viele rein theoretisch konstruierte Prognosen anstellen sollten. ^{[ 54 ]}

Mendelejew und Meyer unterschieden sich im Temperament, zumindest was die Vermarktung ihrer jeweiligen Werke betraf. Die Kühnheit von Mendelejews Vorhersagen wurde von einigen zeitgenössischen Chemikern bemerkt, so skeptisch sie auch gewesen sein mögen. ^{[ 55 ]} Meyer erwähnte Mendelejews „Kühnheit“ in einer Ausgabe von „Moderne Theorien“ , während Mendelejew Meyers Unentschlossenheit bei Vorhersagen in einer Ausgabe von „Grundlagen der Chemie“ verspottete . ^{[ 55 ]}

Schließlich wurde das Periodensystem für seine beschreibende Kraft und die Systematisierung der Beziehungen zwischen den Elementen geschätzt ^{[ 56 ]} , obwohl diese Wertschätzung nicht allgemein verbreitet war ^{[ 57 ]} . 1881 lieferten sich Mendelejew und Meyer in der britischen Fachzeitschrift „ Chemical News“ einen Streit über die Priorität des Periodensystems. Dieser umfasste einen Artikel von Mendelejew, einen von Meyer, eine Kritik am Periodizitätsprinzip und viele weitere Beiträge ^{[ 58 ]} . 1882 verlieh die Royal Society in London Mendelejew und Meyer die Davy-Medaille für ihre Arbeit zur Klassifizierung der Elemente. Obwohl zwei von Mendelejew vorhergesagte Elemente bereits entdeckt worden waren, wurden seine Vorhersagen in der Begründung für die Preisverleihung nicht erwähnt.

Mendelejews Eka-Aluminium wurde 1875 entdeckt und als Gallium bekannt ; Eka-Bor und Eka-Silicium wurden 1879 bzw. 1886 entdeckt und Scandium und Germanium genannt . ^{[ 21 ]} Mendelejew konnte sogar einige anfängliche Messungen mit seinen Vorhersagen korrigieren, darunter die erste Vorhersage von Gallium, das recht gut mit Eka-Aluminium übereinstimmte , aber eine andere Dichte aufwies. Mendelejew riet dem Entdecker, dem französischen Chemiker Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , die Dichte erneut zu messen; de Boisbaudran war zunächst skeptisch (nicht zuletzt, weil er glaubte, Mendelejew wolle ihm die Anerkennung entreißen), gab aber schließlich die Richtigkeit der Vorhersage zu. Mendelejew kontaktierte alle drei Entdecker; Alle drei bemerkten die große Ähnlichkeit ihrer entdeckten Elemente mit Mendelejews Vorhersagen. Der letzte von ihnen, der deutsche Chemiker Clemens Winkler , räumte ein, dass dieser Vorschlag nicht von Mendelejew selbst oder ihm nach dem Briefwechsel mit ihm stammte, sondern von einer anderen Person, dem deutschen Chemiker Hieronymus Theodor Richter . ^{[ e ]} Einige zeitgenössische Chemiker waren von diesen Entdeckungen nicht überzeugt. Sie wiesen auf die Unterschiede zwischen den neuen Elementen und den Vorhersagen hin oder behaupteten, die bestehenden Ähnlichkeiten seien zufällig. ^{[ 57 ]} Der Erfolg von Mendelejews Vorhersagen trug jedoch dazu bei, sein Periodensystem bekannt zu machen. ^{[ 60 ]} Später nutzten Chemiker die Erfolge dieser Vorhersagen, um sein Periodensystem zu rechtfertigen. ^{[ 18 ]}

Bis 1890 war Mendelejews Periodensystem allgemein als grundlegendes chemisches Wissen anerkannt. ^{[ 61 ]} Neben seinen korrekten Vorhersagen trugen dazu wohl auch andere Aspekte bei, beispielsweise die korrekte Einordnung vieler Elemente, deren Atomgewichte zunächst als falsch galten, später aber korrigiert wurden. ^{[ 60 ]} Auch die Debatte um die Stellung der Seltenen Erden beflügelte die Diskussion um das Periodensystem. ^{[ 60 ] [ f ]} 1889 bemerkte Mendelejew in der Faraday-Vorlesung vor der Royal Institution in London, er habe nicht erwartet, lange genug zu leben, „um ihre Entdeckung der Chemical Society of Great Britain als Bestätigung der Genauigkeit und Allgemeingültigkeit des Periodengesetzes mitzuteilen“. ^{[ 62 ]}

Der große Wert der von Newland, Mendeleef und Lothar Meyer entwickelten Verallgemeinerung, bekannt als Periodensystem der Elemente, ist allgemein anerkannt. Doch die Untersuchung dieses Systems ist, das muss man zugeben, ein etwas trügerisches Vergnügen; denn obwohl die Eigenschaften der Elemente zweifellos qualitativ variieren und in der Tat annähernd quantitative Beziehungen zu ihrer Position im Periodensystem aufweisen, gibt es doch unerklärliche Abweichungen von der Regelmäßigkeit, die die Hoffnung auf die Entdeckung einer noch weitreichenderen Verallgemeinerung nähren. Was diese Verallgemeinerung sein mag, ist noch nicht ergründet; aber dass sie dem Bekannten zugrunde liegen und einen Hinweis zur Erklärung der Unregelmäßigkeiten liefern muss, ist unbestritten.

Der britische Chemiker Henry Cavendish , der 1766 den Wasserstoff entdeckte , fand heraus, dass Luft aus mehr Gasen als nur Stickstoff und Sauerstoff besteht . ^{[ 64 ]} Er hielt diese Erkenntnisse 1784 und 1785 fest; darunter entdeckte er ein bis dahin unbekanntes Gas, das weniger reaktiv als Stickstoff war. Helium wurde erstmals 1868 beschrieben; die Entdeckung basierte auf der neuen Spektroskopie . Einige Spektrallinien im Sonnenlicht stimmten mit denen keines der bekannten Elemente überein. Mendelejew war von diesem Befund nicht überzeugt, da Temperaturschwankungen die Intensität und die Lage der Spektrallinien im Spektrum veränderten. ^{[ 65 ]} Diese Ansicht teilten auch einige andere Wissenschaftler seiner Zeit. Manche glaubten, die Spektrallinien seien auf einen bestimmten Zustand des Wasserstoffs in der Sonnenatmosphäre zurückzuführen. Andere vermuteten, die Spektrallinien könnten zu einem Element gehören, das auf der Sonne, aber nicht auf der Erde vorkommt; manche glaubten sogar, es sei auf der Erde noch nicht entdeckt worden. ^{[ 66 ]}

1894 isolierten der britische Chemiker William Ramsay und der britische Physiker Lord Rayleigh Argon aus der Luft und stellten fest, dass es sich um ein neues Element handelte. Argon ging jedoch keine chemischen Reaktionen ein und war – höchst ungewöhnlich für ein Gas – einatomig; ^{[ g ]} es passte nicht in das Periodensystem und stellte somit dessen Grundprinzip in Frage. Nicht alle Wissenschaftler akzeptierten diese Erkenntnis sofort; Mendelejews ursprüngliche Antwort war, dass Argon eine dreiatomige Form von Stickstoff und kein eigenständiges Element sei. ^{[ 68 ]} Zwar gab es die Möglichkeit einer Gruppe zwischen den Halogenen und den Alkalimetallen (einige Wissenschaftler glaubten, dass mehrere Atomgewichte zwischen Halogenen und Alkalimetallen fehlten, insbesondere da Plätze in dieser Hälfte der Gruppe VIII unbesetzt blieben), ^{[ 69 ]} doch Argon passte nicht ohne Weiteres zwischen Chlor und Kalium, da sein Atomgewicht die Atomgewichte von Chlor und Kalium überstieg. ^{[ 70 ]} Es wurden weitere Erklärungen vorgeschlagen; Ramsay nahm beispielsweise an, Argon könne ein Gemisch verschiedener Gase sein. ^{[ 70 ]} Eine Zeit lang glaubte er, Argon könne ein Gemisch aus drei Gasen mit ähnlichen Atomgewichten sein; diese Triade würde der Triade aus Eisen, Kobalt und Nickel ähneln und ebenfalls in der Gruppe VIII eingeordnet werden. ^{[ 71 ]} Da er sich sicher war, dass kürzere Perioden an ihren Enden Gastriaden enthalten, schlug Ramsay 1898 die Existenz eines Gases zwischen Helium und Argon mit einem Atomgewicht von 20 vor; nach dessen Entdeckung im selben Jahr (es wurde Neon genannt ) interpretierte Ramsay es weiterhin als ein Element einer horizontalen Triade am Ende dieser Periode. ^{[ 72 ]}

1896 überprüfte Ramsay einen Bericht des amerikanischen Chemikers William Francis Hillebrand , der aus einer Probe Uraninit einen Strom eines reaktionsträgen Gases gewonnen hatte . Um zu beweisen, dass es sich um Stickstoff handelte, analysierte Ramsay ein anderes Uranmineral, Cleveit , und entdeckte ein neues Element, das er Krypton nannte. Dieser Befund wurde vom britischen Chemiker William Crookes korrigiert , der dessen Spektrum mit dem des Sonnenheliums verglich. ^{[ 73 ]} Im Anschluss an diese Entdeckung entdeckte Ramsay 1898 mithilfe der fraktionierten Destillation zur Trennung der Luftbestandteile mehrere weitere solcher Gase: ^{[ 74 ]} Metargon, Krypton , Neon und Xenon . Eine detaillierte spektroskopische Analyse des ersten dieser Gase zeigte, dass es sich um mit einer kohlenstoffbasierten Verunreinigung verunreinigtes Argon handelte. ^{[ 75 ]} Ramsay war zunächst skeptisch gegenüber der Existenz von Gasen, die schwerer als Argon sind, und die Entdeckung von Krypton und Xenon kam für ihn überraschend. Ramsay akzeptierte jedoch seine eigene Entdeckung, und die fünf neu entdeckten Edelgase wurden in einer einzigen Spalte des Periodensystems angeordnet. ^{[ 76 ]} Obwohl Mendelejews Tabelle mehrere unentdeckte Elemente vorhersagte, sagte sie die Existenz solcher Edelgase nicht voraus, und Mendelejew verwarf diese Ergebnisse ursprünglich ebenfalls. ^{[ 77 ] [ h ]}

Obwohl die Reihenfolge der Atomgewichte nahelegte, dass Edelgase zwischen Halogenen und Alkalimetallen einzuordnen seien, und bereits 1895 Vorschläge für ihre Einordnung in die Gruppe VIII gemacht wurden ^{[ 79 ]} , widersprach diese Platzierung einer von Mendelejews grundlegenden Überlegungen, nämlich der der höchsten Oxide. Edelgase bildeten weder Oxide noch andere Verbindungen, weshalb ihre Einordnung in eine Gruppe, in der Elemente Tetroxide bilden sollten, als rein hilfsweise und nicht natürlich angesehen wurde; Mendelejew bezweifelte die Zugehörigkeit dieser Elemente zur Gruppe VIII ^{[ 79 ]} . Spätere Entwicklungen, insbesondere durch britische Wissenschaftler, konzentrierten sich auf die Korrespondenz der Edelgase mit den Halogenen zu ihrer Linken und den Alkalimetallen zu ihrer Rechten. 1898, als nur Helium, Argon und Krypton sicher bekannt waren, schlug Crookes vor, diese Elemente in einer gemeinsamen Spalte zwischen der Wasserstoff- und der Fluorgruppe anzuordnen. ^{[ 80 ]} Im Jahr 1900 diskutierten Ramsay und Mendelejew an der Preußischen Akademie der Wissenschaften die neu entdeckten Edelgase und ihre Position im Periodensystem. Ramsay schlug vor, diese Elemente in eine neue Gruppe zwischen den Halogenen und den Alkalimetallen einzuordnen, was Mendelejew befürwortete. ^{[ 60 ]} Nach den Diskussionen mit Mendelejew veröffentlichte Ramsay einen Artikel; die darin enthaltenen Tabellen zeigten die Halogene links von den Edelgasen und die Alkalimetalle rechts davon. ^{[ 81 ]} Zwei Wochen vor dieser Diskussion hatte der belgische Botaniker Léo Errera der Königlichen Akademie der Wissenschaften, Literatur und Schönen Künste Belgiens vorgeschlagen , diese Elemente in eine neue Gruppe 0 einzuordnen. 1902 schrieb Mendelejew, dass diese Elemente in eine neue Gruppe 0 eingeordnet werden sollten; er erklärte, diese Idee stimme mit Ramsays Vorschlag überein und bezeichnete Errera als denjenigen, der diesen Vorschlag als Erster unterbreitet hatte. ^{[ 82 ]} Mendelejew selbst fügte diese Elemente 1902 als Gruppe 0 in die Tabelle ein, ohne das Grundkonzept des Periodensystems zu verändern. ^{[ 82 ] [ 83 ]}

1905 schloss der Schweizer Chemiker Alfred Werner die Lücke in Mendelejews Periodensystem. Er stellte fest, dass die Seltenerdelemente ( Lanthanoide ), von denen 13 bekannt waren, in dieser Lücke lagen. Obwohl Mendelejew Lanthan , Cer und Erbium kannte , waren sie zuvor im Periodensystem nicht berücksichtigt worden, da ihre genaue Anzahl und Reihenfolge unbekannt waren; selbst 1901 gelang es Mendelejew nicht, sie in sein System einzuordnen. ^{[ 77 ]} Dies lag zum Teil an ihrer ähnlichen Chemie und der ungenauen Bestimmung ihrer Atommassen. In Verbindung mit dem Fehlen einer bekannten Gruppe ähnlicher Elemente erschwerte dies die Einordnung der Lanthanoide in das Periodensystem. ^{[ 84 ]} Diese Entdeckung führte zu einer Umstrukturierung des Periodensystems und zur erstmaligen Verwendung der 32-spaltigen Form . ^{[ 85 ]}

Im Jahr 1904 ordnete Mendelejew sein Periodensystem neu an und nahm neben den meisten neu entdeckten Elementen auch die Edelgase auf. Es enthielt weiterhin die sogenannte „tote Zone“, und oberhalb von Wasserstoff und Helium wurde eine nullte Zeile hinzugefügt, um Coronium und den Äther einzuschließen , die damals weithin als Elemente galten. ^{[ 85 ]} Obwohl das Michelson-Morley-Experiment von 1887 Zweifel an der Möglichkeit eines Lichtäthers als raumfüllendes Medium aufkommen ließ, legten Physiker Einschränkungen für seine Eigenschaften fest. ^{[ 86 ]} Mendelejew ging davon aus, dass es sich um ein sehr leichtes Gas mit einer um mehrere Größenordnungen geringeren Atommasse als die von Wasserstoff handelte. Er postulierte außerdem, dass es, ähnlich den Edelgasen seiner Gruppe Null, selten mit anderen Elementen wechselwirken, sondern stattdessen Substanzen mit einer Geschwindigkeit von 2250 Kilometern (1400 Meilen) pro Sekunde durchdringen würde. ^{[ i ]}

Mendelejew war mit dem mangelnden Verständnis der Natur dieser Periodizität nicht zufrieden; dies sei nur durch das Verständnis der Zusammensetzung des Atoms möglich. Mendelejew war jedoch fest davon überzeugt, dass die Zukunft diese Vorstellung lediglich weiterentwickeln, nicht aber in Frage stellen würde, und bekräftigte seine Überzeugung in einem Schriftstück aus dem Jahr 1902. ^{[ 87 ]}

• Frühe Entwicklungen der Mendelejew-Tabelle
• 
  Haupttabelle des Periodensystems, veröffentlicht vom australischen Chemiker David Orme Masson im Jahr 1895
• 
  Fragment eines von Ramsay im Jahr 1896 veröffentlichten Periodensystems
• 
  Fragment eines von Ramsay im Jahr 1900 veröffentlichten Periodensystems
• 
  Periodensystem, wie es von Errera im Jahr 1900 veröffentlicht wurde
• 
  Mendelejews Tabelle von 1904. Sie enthält die Edelgase der Gruppe 0 und hat zwei reservierte Lücken für Coronium und Ether .
• 
  Werners Tabelle von 1905 mit 32 Spalten. Diese Tabelle ließ Platz für viele damals unbekannte Elemente, und die Positionen einiger Elemente wurden nach Fortschritten in der Atomtheorie revidiert.

1907 wurde entdeckt, dass Thorium und Radiothorium, Produkte des radioaktiven Zerfalls, zwar physikalisch unterschiedlich, aber chemisch identisch sind. Dies veranlasste Frederick Soddy 1910 zu der Annahme, dass es sich um dasselbe Element mit unterschiedlichen Atomgewichten handele. ^{[ 88 ]} Später schlug Soddy vor, diese Elemente mit vollständiger chemischer Identität als „Isotope“ zu bezeichnen. ^{[ 89 ]}

Das Problem der Einordnung von Isotopen in das Periodensystem entstand ab 1900, als vier radioaktive Elemente bekannt waren: Radium , Actinium , Thorium und Uran . Diese radioaktiven Elemente (sogenannte „Radioelemente“) wurden daher am unteren Ende des Periodensystems platziert, da sie bekanntermaßen höhere Atomgewichte als stabile Elemente aufwiesen, obwohl ihre genaue Reihenfolge noch unbekannt war. Forscher vermuteten, dass noch weitere radioaktive Elemente entdeckt werden mussten, und im darauffolgenden Jahrzehnt wurden die Zerfallsketten von Thorium und Uran eingehend untersucht. Viele neue radioaktive Substanzen, darunter das Edelgas Radon , wurden gefunden und ihre chemischen Eigenschaften erforscht. ^{[ 21 ]} Bis 1912 waren fast 50 verschiedene radioaktive Substanzen in den Zerfallsketten von Thorium und Uran entdeckt worden. Der amerikanische Chemiker Bertram Boltwood schlug mehrere Zerfallsketten vor, die diese Radioelemente zwischen Uran und Blei verbanden. Man ging damals davon aus, dass es sich um neue chemische Elemente handelte, wodurch die Anzahl der bekannten „Elemente“ erheblich anstieg und Spekulationen aufkamen, dass ihre Entdeckungen das Konzept des Periodensystems, das lange Zeit der Oktettregel gehorchte, untergraben würden . ^{[ 50 ]} Beispielsweise war zwischen Blei und Uran nicht genügend Platz für diese Entdeckungen, selbst wenn man annahm, dass einige Entdeckungen Duplikate oder Fehlidentifizierungen waren. Man glaubte außerdem, dass der radioaktive Zerfall eines der zentralen Prinzipien des Periodensystems verletzte, nämlich dass chemische Elemente keine Umwandlungen durchlaufen können und immer eine eindeutige Identität besitzen. ^{[ 21 ]}

Soddy und Kazimierz Fajans , die diese Entwicklungen verfolgt hatten, veröffentlichten 1913, dass diese Substanzen zwar unterschiedliche Strahlung aussandten, ^{[ 90 ]} viele von ihnen jedoch in ihren chemischen Eigenschaften identisch waren und daher denselben Platz im Periodensystem einnahmen. ^{[ 91 ] [ 92 ]} Sie wurden als Isotope bekannt , abgeleitet vom griechischen Wort „isos topos “ („derselbe Ort“). ^{[ 21 ] [ 93 ]} Der österreichische Chemiker Friedrich Paneth wies auf einen Unterschied zwischen „echten Elementen“ (Elementen) und „einfachen Substanzen“ (Isotopen) hin und stellte fest, dass die Existenz verschiedener Isotope für die Bestimmung chemischer Eigenschaften weitgehend irrelevant sei. ^{[ 50 ]}

Nach der Entdeckung der charakteristischen Röntgenstrahlung von Metallen durch den britischen Physiker Charles Glover Barkla im Jahr 1906 untersuchte der britische Physiker Henry Moseley einen möglichen Zusammenhang zwischen Röntgenstrahlung und physikalischen Eigenschaften von Elementen. Moseley schlug zusammen mit Charles Galton Darwin , Niels Bohr und George de Hevesy vor, dass die Kernladung ( Z ) mathematisch mit physikalischen Eigenschaften verknüpft sein könnte. ^{[ 94 ]} Die Bedeutung dieser atomaren Eigenschaften wurde in den Geiger-Marsden-Experimenten , die zwischen 1908 und 1913 durchgeführt wurden und in denen der Atomkern und seine Ladung entdeckt wurden, deutlich. ^{[ 95 ]}

1913 schlug der niederländische Amateurphysiker Antonius van den Broek als Erster vor, dass die Ordnungszahl (Kernladung) die Position der Elemente im Periodensystem bestimmt. Er ermittelte die Ordnungszahlen aller Elemente bis zur Ordnungszahl 50 ( Zinn ) korrekt, machte jedoch bei schwereren Elementen einige Fehler. Van den Broek besaß jedoch keine Methode, die Ordnungszahlen experimentell zu überprüfen; daher galten sie weiterhin als Folge des Atomgewichts, das weiterhin zur Ordnung der Elemente verwendet wurde. ^{[ 94 ]}

Moseley war entschlossen, Van den Broeks Hypothese zu überprüfen. ^{[ 94 ]} Nach einem Jahr der Untersuchung der charakteristischen Röntgenstrahlung verschiedener Elemente fand er einen Zusammenhang zwischen der Röntgenwellenlänge eines Elements und seiner Ordnungszahl. ^{[ 96 ]} Damit gelang es Moseley, die ersten genauen Messungen von Ordnungszahlen zu erhalten und eine absolute Reihenfolge der Elemente zu bestimmen, wodurch er das Periodensystem neu strukturieren konnte. Moseleys Forschung löste umgehend Diskrepanzen zwischen Atomgewicht und chemischen Eigenschaften auf, da eine strikte Einordnung nach Atomgewicht zu Gruppen mit inkonsistenten chemischen Eigenschaften geführt hätte. So ermöglichten ihm beispielsweise seine Messungen der Röntgenwellenlängen, Argon ( Z  = 18) korrekt vor Kalium ( Z  = 19), Kobalt ( Z  = 27) vor Nickel ( Z  = 28) sowie Tellur ( Z  = 52) vor Iod ( Z  = 53) entsprechend den periodischen Trends zu platzieren. Die Bestimmung der Ordnungszahlen klärte auch die Reihenfolge chemisch ähnlicher Seltenerdelemente. Es wurde auch verwendet, um zu bestätigen, dass Georges Urbains behauptete Entdeckung eines neuen Seltenerdelements ( Celtium ) ungültig war, was Moseley für diese Technik Anerkennung einbrachte. ^{[ 94 ]}

Der schwedische Physiker Karl Siegbahn setzte Moseleys Arbeit für Elemente mit einer Ordnungszahl schwerer als Gold ( Z  = 79) fort und fand heraus, dass das damals schwerste bekannte Element, Uran , die Ordnungszahl 92 besaß. Bei der Bestimmung der größten bekannten Ordnungszahl wurden Lücken in der Ordnungszahlenfolge eindeutig identifiziert, bei denen einer Ordnungszahl kein entsprechendes Element bekannt war; diese Lücken traten bei den Ordnungszahlen 43 ( Technetium ), 61 ( Promethium ), 72 ( Hafnium ), 75 ( Rhenium ), 85 ( Astat ) und 87 ( Francium ) auf. ^{[ 94 ]}

1914 bemerkte der schwedische Physiker Johannes Rydberg , dass die Ordnungszahlen der Edelgase den doppelten Summen von Quadraten einfacher Zahlen entsprechen: 2 = 2 · 1² ^, 10 = 2(1² ⁺ 2² ⁾ , 18 = 2( ^1² + ^2² + ^2² ), 36 = 2(1² ⁺ 2² + 2² + 3²), 54 = 2(1² + 2² + 2² ⁺ 3² ⁺ 3² ⁾ , ⁸⁶ = ² ( ^1² + ^2² + ^2² + ^3² + ^3² + ^4² ) ^{. Diese Erkenntnis wurde als Erklärung für die konstanten Periodenlängen akzeptiert und ebnete schließlich den Weg für die Verschiebung der Edelgase vom linken Rand des Periodensystems (Gruppe 0) an den rechten Rand (Gruppe VIII )} . ^{[ 82 ]} Die Reaktionsunwilligkeit der Edelgase wurde mit der erwähnten Stabilität abgeschlossener Elektronenkonfigurationen erklärt; daraus entwickelte sich die Oktettregel, ursprünglich als Abeggsche Regel von 1904 bekannt. ^{[ 97 ]} Zu den bedeutenden Arbeiten, die die Wichtigkeit der Periodizität von acht Elementen begründeten, zählen die Valenzbindungstheorie , 1916 von dem amerikanischen Chemiker Gilbert N. Lewis veröffentlicht ^{[ 98 ],} und die Oktetttheorie der chemischen Bindung, 1919 von dem amerikanischen Chemiker Irving Langmuir veröffentlicht . ^{[ 99 ] [ 100 ]} Der Ansatz der Chemiker während der Zeit der alten Quantentheorie (1913 bis 1925) floss in das Verständnis der Elektronenschalen und -orbitale der heutigen Quantenmechanik ein . In seiner Arbeit von 1919 postulierte Langmuir die Existenz von „Zellen“, die wir heute Atomorbitale nennen , und dass diese in „äquidistanten Schichten“ angeordnet seien, die wir heute Elektronenschalen nennen . Diese Postulate basierten auf der Rydberg-Regel, die Niels Bohr nicht in der Chemie, sondern in der Physik auf die Umlaufbahnen der Elektronen um den Atomkern angewendet hatte. Langmuir führte die Regel in der Form 2N² ein, ^wobei N eine positive ganze Zahl war. ^{[ 101 ]}

Der britische Chemiker Charles Rugeley Bury leistete 1921 den nächsten wichtigen Beitrag zur modernen Theorie, indem er vorschlug, dass acht bzw. achtzehn Elektronen in einer Schale stabile Konfigurationen bilden. Burys Modell baute auf den Erkenntnissen früherer Chemiker auf und war ein chemisches Modell. Er postulierte, dass die Elektronenkonfigurationen der Übergangselemente von den Valenzelektronen ihrer äußeren Schale abhängen. ^{[ 102 ]} In einigen frühen Veröffentlichungen wurde das Modell als „Bohr-Bury-Atom“ bezeichnet. Er führte den Begriff „ Übergang“ ein , um die Elemente zu beschreiben, die heute als Übergangsmetalle oder Übergangselemente bekannt sind. ^{[ 103 ]}

In den 1910er und 1920er Jahren führten bahnbrechende Forschungen zur Quantenmechanik zu neuen Entwicklungen in der Atomtheorie und zu kleineren Änderungen im Periodensystem. Bereits im 19. Jahrhundert hatte Mendelejew die Existenz einer festen Periodizität von acht Elementen postuliert und einen mathematischen Zusammenhang zwischen Ordnungszahl und chemischen Eigenschaften erwartet. ^{[ 104 ]} Das Bohrsche Atommodell wurde ab 1913 entwickelt und vertrat die Auffassung, dass die Elektronenkonfigurationen die chemischen Eigenschaften bestimmen. Bohr schlug vor, dass sich Elemente derselben Gruppe aufgrund ähnlicher Elektronenkonfigurationen ähnlich verhalten und dass Edelgase vollbesetzte Valenzschalen besitzen ; ^{[ 105 ]} dies bildet die Grundlage der modernen Oktettregel . Bohrs Beschäftigung mit Spektroskopie und Chemie war unter theoretischen Atomphysikern ungewöhnlich. Selbst Rutherford äußerte gegenüber Bohr, er habe Schwierigkeiten, „eine Vorstellung davon zu bekommen, wie Sie zu Ihren Schlussfolgerungen gelangen“. ^{[ 106 ]} Dies liegt daran, dass keine der quantenmechanischen Gleichungen die Anzahl der Elektronen pro Schale und Orbital beschreibt. Bohr räumte ein, von der Arbeit Walther Kossels beeinflusst worden zu sein , der 1916 als Erster einen wichtigen Zusammenhang zwischen dem Quantenatom und dem Periodensystem herstellte. Er bemerkte, dass die Differenz zwischen den Ordnungszahlen 2, 10 und 18 der ersten drei Edelgase Helium, Neon und Argon 8 betrug, und argumentierte, dass die Elektronen in solchen Atomen in „abgeschlossenen Schalen“ kreisten. Das erste Atom enthielt nur 2 Elektronen, das zweite und dritte jeweils 8. ^{[ 107 ] [ 108 ]} Bohrs Forschung veranlasste den österreichischen Physiker Wolfgang Pauli 1924, die Periodenlänge im Periodensystem zu untersuchen. Pauli zeigte, dass dies nicht der Fall war. Stattdessen wurde das Pauli-Prinzip entwickelt, nicht auf mathematischer Grundlage, sondern auf der Grundlage vorheriger Entwicklungen in der Chemie. ^{[ 109 ]} Diese Regel besagt, dass keine Elektronen im selben Quantenzustand koexistieren können, und zeigte in Verbindung mit empirischen Beobachtungen die Existenz von vier Quantenzahlen und deren Konsequenz für die Reihenfolge der Schalenbesetzung. ^{[ 105 ]} Dies bestimmt die Reihenfolge, in der die Elektronenschalen besetzt werden, und erklärt die Periodizität des Periodensystems.

Dem britischen Chemiker Charles Bury wird die erstmalige Verwendung des Begriffs „ Übergangsmetall“ im Jahr 1921 zugeschrieben. Er bezeichnete damit Elemente zwischen den Hauptgruppenelementen der Gruppen II und III. Er erklärte die chemischen Eigenschaften der Übergangsmetalle mit der Besetzung einer inneren Unterschale anstelle der Valenzschale. Diese auf den Arbeiten des amerikanischen Chemikers Gilbert N. Lewis basierende These legte das Auftreten der d- Unterschale in Periode 4 und der f- Unterschale in Periode 6 nahe. Dadurch verlängerten sich die Perioden von 8 auf 18 und anschließend von 18 auf 32 Elemente, wodurch die Position der Lanthanoide im Periodensystem erklärt wurde. ^{[ 110 ]}

Die Entdeckung von Proton und Neutron bewies die Teilbarkeit eines Atoms und machte damit Lavoisiers Definition eines chemischen Elements hinfällig. Ein chemisches Element ist heute definiert als eine Atomsorte mit einer konstanten Protonenzahl ^{[ 111 ]} , die der Ordnungszahl des Elements entspricht. Die Entdeckung erklärte auch den Mechanismus verschiedener Arten des radioaktiven Zerfalls, wie beispielsweise des Alpha-Zerfalls .

Schließlich wurde vorgeschlagen, dass Protonen und Neutronen aus noch kleineren Teilchen, den sogenannten Quarks , bestehen ; ihre Entdeckung erklärte die Umwandlung von Neutronen in Protonen beim Beta-Zerfall .

Um 1925 wurde das Periodensystem geändert, indem einige Reihen nach rechts in zusätzliche Spalten (Gruppen) verschoben wurden. Die ursprünglichen Gruppen I–VII wurden wiederholt und durch die Buchstaben „A“ und „B“ unterschieden. Gruppe VIII (mit drei Spalten) blieb die einzige.

Somit wurden die Reihen 4 und 5 verschoben und bildeten zusammen die neue Periode 4 mit den Gruppen IA–VIIA, VIII, IB–VIIB.

Wir haben bereits das Gefühl, dass wir dem Moment nahe sind, in dem sich dieses [periodische] Gesetz zu ändern beginnt, und zwar schnell.

Bereits 1913 veranlassten Bohrs Forschungen zur Elektronenstruktur Physiker wie Johannes Rydberg, die Eigenschaften unentdeckter Elemente schwerer als Uran zu extrapolieren. Viele waren sich einig, dass das nächste Edelgas nach Radon höchstwahrscheinlich die Ordnungszahl 118 haben würde, woraus folgte, dass die Übergangsmetallreihe der siebten Periode derjenigen der sechsten ähneln sollte . Obwohl man annahm, dass diese Übergangsmetallreihe eine Reihe analog zu den Seltenerdelementen umfassen würde, die durch die vollständige Besetzung der 5f-Schale charakterisiert ist, war der Beginn dieser Reihe unbekannt. Die Vorhersagen reichten von Ordnungszahl 90 (Thorium) bis 99, wobei viele einen Beginn jenseits der bekannten Elemente (bei oder jenseits der Ordnungszahl 93) vorschlugen. Die Elemente von Actinium bis Uran wurden aufgrund ihrer hohen Oxidationsstufen stattdessen als Teil einer vierten Reihe von Übergangsmetallen angesehen ; dementsprechend wurden sie in die Gruppen 3 bis 6 eingeordnet. ^{[ 113 ]}

1940 wurden Neptunium und Plutonium als erste Transurane entdeckt und in die Periode unterhalb von Rhenium bzw. Osmium eingeordnet . Vorläufige Untersuchungen ihrer Chemie deuteten jedoch auf eine größere Ähnlichkeit mit Uran als mit leichteren Übergangsmetallen hin, was ihre Position im Periodensystem in Frage stellte. ^{[ 114 ]} Während seiner Forschung im Rahmen des Manhattan-Projekts stieß der amerikanische Chemiker Glenn T. Seaborg 1943 auf unerwartete Schwierigkeiten bei der Isolierung der Elemente Americium und Curium , da man annahm, dass sie zu einer vierten Reihe von Übergangsmetallen gehörten. Seaborg fragte sich, ob diese Elemente einer anderen Reihe angehörten, was erklären würde, warum ihre chemischen Eigenschaften, insbesondere die Instabilität höherer Oxidationsstufen , von den Vorhersagen abwichen. ^{[ 114 ]} 1945 schlug er entgegen dem Rat seiner Kollegen eine bedeutende Änderung an Mendelejews Periodensystem vor: die Actinidenreihe . ^{[ 113 ] [ 115 ]}

Seaborgs Actiniden-Konzept der Elektronenstruktur schwerer Elemente postulierte, dass die Actiniden eine innere Übergangsreihe analog zur Reihe der Lanthanoide bilden – sie würden die zweite Periode des f-Blocks (die 5f-Reihe) umfassen, in der die Lanthanoide die 4f-Reihe bilden. Dies erleichterte die chemische Identifizierung von Americium und Curium ^{[ 115 ]} , und weitere Experimente bestätigten Seaborgs Hypothese. Eine spektroskopische Studie am Los Alamos National Laboratory durch eine Gruppe um den amerikanischen Physiker Edwin McMillan zeigte, dass tatsächlich 5f-Orbitale und nicht 6d- Orbitale besetzt wurden. Allerdings konnten diese Studien das erste Element mit 5f-Elektronen und damit das erste Element der Actinidenreihe nicht eindeutig bestimmen ^{[ 114 ]} . Daher wurde sie auch als „Thoriden“- oder „Uranidenreihe“ bezeichnet, bis später festgestellt wurde, dass die Reihe mit Actinium beginnt. ^{[ 113 ] [ 116 ]}

Angesichts dieser Beobachtungen und einer scheinbaren Erklärung für die Chemie der Transurane, und trotz der Befürchtung seiner Kollegen, es handele sich um eine radikale Idee, die seinen Ruf ruinieren könnte, reichte Seaborg sie dennoch bei Chemical & Engineering News ein , wo sie weite Verbreitung fand; die neuen Periodensysteme ordneten die Actiniden daraufhin unterhalb der Lanthaniden ein. ^{[ 115 ]} Nach ihrer Akzeptanz erwies sich das Actinidenkonzept als wegweisend für die Entdeckung schwererer Elemente wie Berkelium im Jahr 1949. ^{[ 117 ]} Es stützte auch experimentelle Ergebnisse, die einen Trend zu Oxidationsstufen von +3 bei den Elementen jenseits von Americium nahelegten – ein Trend, der in der analogen 4f-Reihe beobachtet wurde. ^{[ 113 ]}

Seaborgs Weiterentwicklung des Actinidenkonzepts postulierte eine Reihe superschwerer Elemente in einer Transactinidenreihe mit den Elementen 104 bis 121 und eine Superactinidenreihe mit den Elementen 122 bis 153. ^{[ 114 ]} Er schlug ein erweitertes Periodensystem mit einer zusätzlichen Periode von 50 Elementen vor (wodurch Element 168 erreicht würde); diese achte Periode basierte auf einer Extrapolation des Aufbauprinzips und ordnete die Elemente 121 bis 138 einem g-Block zu, in dem eine neue g-Unterschale aufgefüllt würde. ^{[ 118 ]} Seaborgs Modell berücksichtigte jedoch nicht die relativistischen Effekte, die sich aus der hohen Ordnungszahl und der hohen Elektronenbahngeschwindigkeit ergeben. Burkhard Fricke (1971) ^{[ 119 ]} und Pekka Pyykkö (2010) ^{[ 120 ]} berechneten mithilfe von Computermodellen die Positionen der Elemente bis Z  = 172 und stellten fest, dass die Positionen einiger Elemente von den von Seaborg vorhergesagten abwichen. Obwohl die Modelle von Pyykkö und Fricke Element 172 im Allgemeinen als nächstes Edelgas einordnen, besteht kein eindeutiger Konsens über die Elektronenkonfigurationen der Elemente jenseits von 120 und somit auch nicht über deren Einordnung in ein erweitertes Periodensystem. Aufgrund relativistischer Effekte wird eine solche Erweiterung vermutlich Elemente enthalten, die die Periodizität der bekannten Elemente durchbrechen und somit eine weitere Herausforderung für zukünftige Periodensysteme darstellen. ^{[ 120 ]}

Die Entdeckung von Tennessin im Jahr 2010 schloss die letzte verbleibende Lücke in der siebten Periode. Alle neu entdeckten Elemente werden daher in eine achte Periode eingeordnet.

Trotz der Vollendung der siebten Periode hat sich die experimentelle Chemie einiger Transactinide als nicht mit dem Periodensystem vereinbar erwiesen. In den 1990er Jahren beobachtete Ken Czerwinski an der University of California, Berkeley, Ähnlichkeiten zwischen Rutherfordium und Plutonium sowie zwischen Dubnium und Protactinium, anstatt einer klaren Fortsetzung der Periodizität in den Gruppen 4 und 5. Neuere Experimente an Copernicium und Flerovium lieferten widersprüchliche Ergebnisse, von denen einige darauf hindeuten, dass sich diese Elemente eher wie das Edelgas Radon als wie Quecksilber und Blei, ihre jeweiligen Homologen, verhalten . Daher ist die Chemie vieler superschwerer Elemente noch nicht ausreichend erforscht, und es bleibt unklar, ob das Periodensystem noch zur Extrapolation der Eigenschaften unentdeckter Elemente herangezogen werden kann. ^{[ 2 ] [ 121 ]}

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• Die Entwicklung des Periodensystems (Teil einer Sammlung von Seiten, die das Periodensystem und die Elemente erläutern) durch die Royal Society of Chemistry
• Die Webseite von Dr. Eric Scerri enthält Interviews, Vorträge und Artikel zu verschiedenen Aspekten des Periodensystems, einschließlich der Geschichte des Periodensystems.
• Die Internet-Datenbank der Periodensysteme – eine große Sammlung von Periodensystemen und Formulierungen des Periodensystems.
• Geschichte des Periodensystems der Elemente nach Mendelejew als Datenvisualisierung auf Stack Exchange