Mit der Ordnungszahl steigen tendenziell, aber nicht regelmäßig, die Atomradien der Elemente. Der Atomradius ist eine aus den Abständen zwischen den Atomkernen und den Elektronen abgeleitete Größe, die allerdings nur bedingt über die tatsächliche Größe eines Atoms Aufschluss gibt. Interessanter erscheinen die Gesetzmäßigkeiten im Hinblick auf die Ionisierungsenergie: Darunter versteht man die Energie, die man aufwenden muss, um ein Elektron ganz aus dem Atom zu entfernen. Bei den Edelgasen lassen sich die Elektronen nur schwer entfernen. Es muss sehr viel Energie aufgewendet werden. Die Alkalimetalle können ihr einzelnes Valenzelektron leicht abgegeben, die aufgewendete Ionisierungsenergie dafür ist relativ gering. Die aufgewendete Energie zur Ablösung des 2. Elektrons nennt man 2. Ionisierungsenergie, beim 3. Elektron 3. Ionisierungsenergie:
 

Elemente mit der höchsten Ionisierungsenergie (eV) gerundet auf zwei Stellen nach dem Komma  

Stellung	Name	1.	2.	3.
1	Helium	24,59	54,42	-
2	Neon	21,56	40,96	63,45
3	Fluor	17,42	34,97	62,71
4	Argon	15,76	27,63	40,74
5	Stickstoff	14,53	29,60	47,45
6	Krypton	14,00	24,36	36,95
7	Sauerstoff	13,62	35,12	54,94
8	Wasserstoff	13,60	-	-
9	Chlor	12,97	23,81	39,61
10	Xenon	12,13	20,98	32,12

     Elemente mit der niedrigsten Ionisierungsenergie (eV) gerundet auf zwei Stellen nach dem Komma  

Stellung	Name	1.	2.	3.
1	Caesium	3,89	23,16	-
2	Francium	4,07	-	-
3	Rubidium	4,18	27,29	40,00
4	Kalium	4,34	31,63	45,81
5	Lawrencium	4,90	-	-
6	Natrium	5,14	47,29	71,62
7	Actinium	5,17	11,75	-
8	Barium	5,21	10,00	-
9	Radium	5,28	10,15	-
10	Lithium	5,39	75,64	122,45

 
 
Bei Elementen mit steigender Ordnungszahl wird weniger Energie zur Ablösung der Elektronen benötigt, weil die Atomradien zunehmen und die äußersten Elektronen aufgrund des steigenden Abstandes vom Atomkern nicht mehr so stark vom Kern angezogen werden.
 
 
Verteilung der Elektronen in Orbitalen nach Energieniveaus
 
Ein Orbital beschreibt den wahrscheinlichen Aufenthaltsbereich von Elektronen. Ein Orbital kann mit höchstens zwei Elektronen besetzt sein. Das Orbital wird durch den Kasten, die Elektronen werden durch die Pfeile dargestellt. Jedem Orbital sind nach dem Pauli-Prinzip zwei Elektronen zugeordnet, die sich im Hinblick auf ihre Spinquantenzahl unterscheiden. Dies wird durch die unterschiedliche Richtung der Pfeile angedeutet.
 
 
    s-Orbital
 
 
Die Orbitale werden nach ihrem Energieniveau unterschieden. Sind beispielsweise drei Orbitale auf dem gleichen Energieniveau, dann nennt man sie p-Orbitale:
 
 
  p-Orbitale
 

• Ein s-Orbital hat keine anderen Orbitale auf seinem Energieniveau, es enthält maximal 2 Elektronen.
• 3 Orbitale mit gleichem Niveau nennt man p-Orbitale, sie enthalten maximal 6 Elektronen.
• 5 Orbitale mit gleichem Niveau nennt man d-Orbitale, sie enthalten maximal 10 Elektronen.
• 7 Orbitale mit gleichem Niveau nennt man f-Orbitale, sie enthalten maximal 14 Elektronen.

Je weiter man in der Tabelle nach rechts geht, umso höher ist das Energieniveau eines Orbitals:
 
 

 
 
Die Orbitale innerhalb eines Energieniveaus werden nach der Hundschen Regel normalerweise der Reihe nach zuerst nur einfach besetzt, erst dann erfolgt eine Doppelbelegung. Beim Stickstoff-Atom (7 Elektronen) sind beispielsweise die 2p-Orbitale jeweils mit nur einem Elektron besetzt:
 
 
  Stickstoff-Atom
 
 
Stehen die Energieniveaus verschiedener Orbitale sehr nahe beieinander, dann kann die Besetzung auch atypisch erfolgen, beispielsweise bei den Übergangselementen, den Lanthanoiden und den Actinoiden.
 
 
Verteilung der Elektronen in Schalen
 
Die Elektronen eines Atoms werden im Schalenmodell verschiedenen Schalen zugeordnet, die unterschiedliche Energieniveaus darstellen:

• In der 1. Schale (K-Schale) sind maximal 2 Elektronen untergebracht (1s)
• In der 2. Schale (L-Schale) sind maximal 8 Elektronen untergebracht (2s und 2p)
• In der 3. Schale (M-Schale) sind maximal 18 Elektronen untergebracht (3s, 3p und 3d)
• In der 4. Schale (N-Schale) sind maximal 32 Elektronen untergebracht (4s, 4p, 4d und 4f)
• usw.

Das Periodensystem ist in Perioden und in Gruppen eingeteilt. Eine Periode beginnt mit einem Alkalimetall (Ausnahme Wasserstoff) und endet mit einem Edelgas. Bei den Edelgas-Atomen sind innerhalb einer Periode immer die s- und p-Orbitale der Valenzschale voll besetzt (Ausnahme: Beim Helium-Atom ist das 1s-Orbital der 1. Schale voll besetzt). Beim Krypton-Atom in der 4. Periode sind beispielsweise das 4s- und die drei 4p-Orbitale (der 4. Schale) voll besetzt. Es liegt dann eine stabile Edelgaskonfiguration vor. Für einen solchen Fall muss eine sehr hohe Ionisierungsenergie aufgewendet werden, um Elektronen zu entfernen. Daher sind Edelgase chemisch sehr stabil und gehen nur sehr ungern chemische Bindungen ein.
 
Im Schalenmodell bezeichnet man das energetisch höchste besetzte Energieniveau als Valenzschale (manchmal etwas irreführend „äußerste Schale" genannt). Diese ist für chemische Bindungen maßgebend, da die dort befindlichen Elektronen an Bindungen teilnehmen können (ausgenommen sind Edelgas-Atome, bei denen dieses Energieniveau vollständig besetzt ist). Die Valenzschale des Stickstoff-Atoms enthält beispielsweise fünf Elektronen. Diese Elektronen nennt man Valenzelektronen.
 
 

 
 
Die Elektronen der Valenzschale sind für chemische Bindungen maßgebend, beispielsweise bei der Elektronenpaarbindung. Bei den IUPAC-Gruppen 1 und 2, sowie 13 bis 18 (Hauptgruppen I bis VIII) gilt: Atome, bei denen die Valenzschale gleichartig besetzt ist, stehen im Periodensystem untereinander in einer Gruppe. Dies begründet die ähnlichen chemischen Eigenschaften der Elemente, die untereinander stehen.
 
 
Weitere Infos
Das Schalenmodell als vereinfachtes didaktisches Modell (Powerpointpräsentation)