Periodensystem

Elementgruppen

Periodensystem

 
Das Periodensystem ist so angelegt, dass Elemente mit stofflich ähnlichen Eigenschaften in senkrechten Spalten in 18 Gruppen aufgeteilt sind. Die Aufteilung in 18 Gruppen folgt der aktuellen IUPAC-Konvention. Die früher verwendete Aufteilung in "Hauptgruppen" und "Nebengruppen" unter Verwendung von römischen Zahlen nach der CAS-Konvention ist seit 1986 nicht mehr gültig. Einige der stofflichen Ähnlichkeiten ergeben sich aus der ähnlichen Elektronenverteilung der senkrecht untereinander stehenden Elemente in der Valenzschale. Die Verteilung der Elektronen in den Valenzschalen wiederholt sich periodisch. Aus diesem Grund werden die Elemente waagerecht in sieben Perioden eingeteilt. Die Elemente einer waagerechten Periode füllen immer die gleiche Schale auf, bis die Edelgaskonfiguration erreicht ist, dann erst folgt die nächste Periode.
 


1. Gruppe  Alkalimetalle
 
In der 1. Gruppe stehen alle Alkalimetalle untereinander, wobei Wasserstoff nicht zu diesen Metallen zählt. Der Name leitet sich vom arabischen Wort "al kali" ab, welches das in der Pflanzenasche enthaltene Kaliumcarbonat bezeichnet, das mit Wasser eine alkalische Lösung bildet. Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium reagieren exotherm unter Zischen mit Wasser zu Wasserstoff und Alkalimetallhydroxiden. Diese bilden mit Wasser eine alkalische Lösung. Die hohe Reaktionsfähigkeit der Alkalimetalle erklärt sich in dem einzigen Valenzelektron. Dieses kann leicht abgegeben werden. Die Atome der Alkalimetalle besitzen eine sehr niedrige Elektronegativität. Es ist nur wenig Ionisierungsenergie notwendig, um dieses einzelne Elektron zu entziehen. Die Reaktionsfähigkeit nimmt innerhalb der Gruppe von oben nach unten mit abnehmender Elektronegativität noch zu, Rubidium, Caesium und Francium reagieren explosionsartig mit Wasser. Bei den Alkalimetallen tritt generell die Oxidationsstufe +1 auf.

Typische Reaktionen

Alkalimetall  +  Wasser
reagiert zu  Wasserstoff  +  Alkalimetallhydroxid
Alkalimetall  +  Wasserstoff
reagiert zu  Alkalimetallhydrid
Alkalimetall 
+  Sauerstoffreagiert zu  Alkalimetalloxid (Oxid, Peroxid, Hyperoxid)
 


2. Gruppe  Erdalkalimetalle
 
In der 2. Gruppe finden sich die Erdalkalimetalle Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium. Sie reagieren mit Ausnahme des Berylliums gerne mit Wasser. Dabei entstehen Wasserstoff und Erdalkalihydroxide, die mit Wasser eine alkalische Lösung bilden. Die Oxide dieser Elemente wurden früher als "alkalische Erden" bezeichnet. Die Atome der Erdalkalimetalle mit ihren beiden Valenzelektronen geben diese Elektronen gerne ab, damit sie die Edelgaskonfiguration erreichen. Daher tritt generell die Oxidationsstufe +2 auf.

Erdalkalimetall  +  Wasser reagiert zu   Wasserstoff  +  Erdalkalimetallhydroxid
Erdalkalimetall  +  Wasserstoff reagiert zu  Alkalimetalldihydrid
Erdalkalimetall  +  Sauerstoffreagiert zu  Erdalkalimetalloxid (auch Bariumperoxid)
 


3.-12. Gruppe  Übergangselemente
 
Bei den Übergangselementen der 3. bis zur 12. Gruppe werden die d-Orbitale mit Elektronen besetzt. Dies erklärt teilweise, warum eine große Anzahl an möglichen Oxidationsstufen bei diesen Elementen vorkommt. Die Übergangselemente hießen früher "Nebengruppenelemente". Diese Unterteilung ist heute nicht mehr üblich.
 
 
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
La / Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Ac / Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Cn
 

Lanthanide
 
 
Bei den 15 Lanthaniden werden überwiegend die 4f-Orbitale der Atome nach und nach mit Elektronen besetzt. Die Lanthanide (oder Lanthanoide) beginnen nach IUPAC mit dem Element Nr. 57 Lanthan, sie enden mit dem Element Nr. 71 Lutetium. Nach der d-Orbitalbesetzung lassen sich sowohl Lanthan als auch Lutetium der 3. Gruppe zuordnen. Aufgrund dieser Mehrdeutigkeit wird hier auf ein Langperiodensystem verzichtet, bei dem die Lanthanide ja zwischen den Gruppen 2 und 3 (Lutetium in Gruppe 3) oder zwischen den Gruppen 3 und 4 (Lanthan in Gruppe 3) stehen könnten. IUPAC ordnet alle Lanthanide der 3. Gruppe zu.

Bei den Stoffeigenschaften sind alle Lanthanide dem Lanthan sehr ähnlich: Es sind silbrig glänzende und reaktionsfähige Metalle, die an feuchter Luft oxidieren und mit Wasser oder verdünnten Mineralsäuren unter Wasserstoffentwicklung und Hydroxidbildung reagieren. Manche Lanthanide sind im fein verteilten Zustand pyrophor, sie können sich von selbst entzünden. Nach rechts nimmt tendenziell die chemische Stabilität zu. Die Lanthanide weisen vom Europium bis zum Thulium ferromagnetische Eigenschaften auf.


 
  
Actinide
 
Die Actinide (oder Actinoide) beginnen mit dem Actinium und enden mit dem Lawrencium. Alle Elemente sind dem Actinium sehr ähnlich: Es sind silbrig glänzende, reaktionsfähige Metalle, die stark toxisch und radioaktiv sind. Die künstlich hergestellten Elemente jenseits des Urans nennt man auch Transurane.
 
 
Lantha-
nide
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Acti-
nide
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
 



13. Gruppe  Borgruppe
 
Die 13. Gruppe umfasst alle Elemente unterhalb von Bor wie Aluminium, Gallium, Indium oder Thallium. Im Gegensatz zu den Erdalkalimetallen reagieren diese Elemente kaum mehr mit Wasser. Reines, ungeschütztes Aluminium reagiert zwar mit Wasser, es bildet sich aber sofort eine schützende Oxidschicht. Die Atome dieser Elemente haben drei Valenzelektronen. Daher tritt hauptsächlich die Oxidationsstufe +3 auf, in wenigen Fällen auch +1 oder +2.



14. Gruppe  Kohlenstoffgruppe
 
Bei der 14. Gruppe mit den Elementen Kohlenstoff, Silicium, Germanium, Zinn oder Blei unterscheiden sich die Elemente in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften stark, da die Trennungslinie zwischen den Metallen und den Nichtmetallen durch diese Gruppe läuft. In Richtung Blei nimmt der metallische Charakter zu. Eine Gemeinsamkeit ist die Bildung eines Dioxids bei der vollständigen Reaktion mit reinem Sauerstoff. Aufgrund der vier Valenzelektronen kommen hauptsächlich die Oxidationsstufen +2, +4 und -4 vor.
 


15. Gruppe  Stickstoffgruppe oder Pnicogene
 
In der 15. Gruppe findet man Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon oder Bismut. Die von der IUPAC empfohlene Bezeichnung Pnicogene leitet sich vom griechischen Wort für Ersticken ab. Stickstoff ist ein Nichtmetall, während Bismut typische metallische Eigenschaften aufweist. Bei Phosphor, Arsen und Antimon existieren sowohl nichtmetallische als auch metallische Modifikationen. Roter und weißer Phosphor gehören zu den Nichtmetallen, schwarzer und violetter Phosphor sind metallisch, letztere kommen in kristalliner Form vor und leiten elektrischen Strom. Die Atome der Elemente der Stickstoffgruppe haben fünf Valenzelektronen. Zur Edelgaskonfiguration können drei Elektronen aufgenommen oder fünf Elektronen abgegeben werden. Als Oxidationsstufen kommen daher überwiegend -3 oder +5 vor, aber auch +2, +3 oder +4 sind vereinzelt anzutreffen.
 


16. Gruppe  Chalkogene
 
Die 16. Gruppe umfasst die Chalkogene. Zu ihnen gehören Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur oder Polonium. Der Name leitet sich vom Griechischen ab und bedeutet so viel wie "Erzbildner": Chalkogene reagieren teilweise untereinander und mit den Metallen zu Oxiden und Sulfiden, die bei den Mineralien zur Erzgewinnung den größten Anteil ausmachen. Chalkogen-Dioxide reagieren mit Wasser zu Säuren mit der Summenformel H2XO3, Schwefeldioxid bildet mit Wasser zum Beispiel Schweflige Säure, Selendioxid Selenige Säure. Die Chalkogene bilden mit Wasserstoff Chalkogenwasserstoffe mit der Summenformel H2X. Zum Erreichen der Edelgaskonfiguration können ihre Atome sechs Elektronen abgeben oder zwei aufnehmen. Daher treten bei den Chalkogenen die Oxidationsstufen -2 und +6 auf, vereinzelt kommen auch -1 , +2 und +4 und weitere vor.

Typische Reaktionen

Metall  +  Sauerstoff 
reagiert zu  Metalloxid
Metall  +  Chalkogen
reagiert zu  Metallchalkogenid (Sulfid, Selenid, Tellurid)
Chalkogendioxid  +  Wasser 
reagiert zu  Chalkogenige Säure (Schweflige Säure, Selenige Säure, Tellurige Säure)
Chalkogen  +  Wasserstoff
reagiert zu  Chalkogenwasserstoff
  


17. Gruppe  Halogene

 
In der 17. Gruppe stehen die Halogene, was nach dem Griechischen soviel wie "Salzbildner" bedeutet. Fluor, Chlor, Brom, Iod reagieren teilweise heftig mit den Metallen und bilden die entsprechenden Salze. Die Halogene sind in Wasser löslich, Fluor reagiert mit Wasser sogar unter Bildung von Fluorwasserstoff und Sauerstoff. Mit Wasserstoff reagieren die Halogene in einer exothermen Reaktion zu den Halogenwasserstoffen. Die Chlor-Knallgas-Reaktion ist ein Beispiel dafür. Die entstandenen Halogenwasserstoffe lösen sich als Brönstedt-Säuren in Wasser: Chlorwasserstoff löst sich zum Beispiel im Wasser zu Salzsäure. Die Elektronegativität der Halogene ist relativ hoch: Sie nehmen gerne ein Elektron auf, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Die Halogene treten gegenüber weniger elektronegativen Elementen häufig in der Oxidationsstufe -1 auf. Dies erklärt die extreme Reaktionsfreudigkeit und auch die hohe Toxizität der Halogene. Zwei Atome der Halogene reagieren sofort auch untereinander: Sie bilden immer zweiatomige Moleküle aus.

Typische Reaktionen


Halogen  +  Wasser reagiert zu  Halogenlösung (Ausnahme: Fluor reagiert mit Wasser)
Metall  +  Halogen
reagiert zu  Metallhalogenid
Halogen  +  Wasserstoff 
reagiert zu  Halogenwasserstoff
Halogenwasserstoff  +  Wasser
reagiert zu  Halogenwasserstofflösung
  

18. Gruppe  Edelgase

 
Die Edelgase in der 18. Gruppe wie Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon oder Radon sind gasförmige Nichtmetalle, die äußerst ungern mit anderen Stoffen reagieren, so "edel" benehmen sie sich. Die Edelgase besitzen auf der Valenzschale bereits die "ideale" Edelgaskonfiguration, so dass eine sehr hohe Ionisierungsenergie aufgewendet werden muss, um Elektronen aus der Schale zu entfernen. Aus diesem Grunde existieren nur sehr wenige Edelgasverbindungen. Die Edelgase bilden den Abschluss jeder Periode im Periodensystem.


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