Elementgruppen im Periodensystem

Das Periodensystem ist so angelegt, dass die Elemente in senkrechten Spalten in 18 Gruppen aufgeteilt sind. Diese Aufteilung folgt der aktuellen IUPAC-Konvention. Je nach Bedeutung ist im Periodensystem unter dem Begriff Element ein elementarer Stoff oder ein elementares Atom gemeint.

Die früher verwendete Aufteilung in „Hauptgruppen“ und „Nebengruppen“ unter Verwendung der römischen Zahlen nach der CAS-Konvention ist seit 1986 nicht mehr gültig. Vereinzelt werden in deutschsprachigen Lehrwerken noch die römischen Zahlen I bis VIII für die „Hauptgruppen“ benutzt, international und auch in dem hier digital vorliegenden Werk werden sie nicht mehr verwendet. Aus der Endziffer der arabischen Gruppenzahl lässt sich die Hauptgruppe ermitteln: Bor steht zum Beispiel in der 13. Gruppe, das wäre nach der alten Darstellung die III. Hauptgruppe.

Die 7 waagerechten Zeilen im Periodensystem nennt man Perioden. Die Verteilung der Elektronen in ihren Atomschalen wiederholt sich bei den Elementen periodisch: Untereinander stehende Elemente sind in ihrem atomaren Aufbau mit einer ähnlichen Elektronenverteilung in den Valenzschalen ausgestattet. Dies erklärt auch, warum sie ähnliche Stoffeigenschaften haben. Das letzte Element einer Periode besitzt die Edelgaskonfiguration. Die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale führt zum Sprung in eine neue 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 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. Es treten typische Reaktionen auf, beispielsweise:

Alkalimetall  +  Wasser    Wasserstoff  +  Alkalimetallhydroxid
Alkalimetall  +  Wasserstoff    Alkalimetallhydrid
Alkalimetall  +  Sauerstoff    Alkalimetalloxid (Oxid, Peroxid, Hyperoxid)
 
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.

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.

Erdalkalimetall  +  Wasser    Wasserstoff  +  Erdalkalimetallhydroxid
Erdalkalimetall  +  Wasserstoff    Alkalimetalldihydrid
Erdalkalimetall  +  Sauerstoff   Erdalkalimetalloxid (auch Bariumperoxid)
 
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.

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 international nicht mehr üblich.    

Lanthanide, Lanthanoide 
 
Korrekte Darstellung im vorliegenden Periodensystem: IUPAC ordnet alle Lanthanide (auch Lanthanoide) der 3. Gruppe im Periodensystem zu. Die Lanthanide beginnen nach IUPAC mit Nr. 57 Lanthan, sie enden mit Nr. 71 Lutetium. Bei den 15 Lanthaniden werden überwiegend die 4f-Orbitale der Atome nach und nach mit Elektronen besetzt. Lanthan (5d¹) und Lutetium (5d¹ bei gefüllten 6s²) machen eine Ausnahme. Bei den Actinoiden gibt es ebenfalls mehrere Ausnahmen.

Als elementare Stoffe 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. Alle Lanthanide weisen paramagnetische Eigenschaften auf.

Problematische Darstellung in einem Langperiodensystem: Nach der d-Orbitalbesetzung lassen sich die elementaren Atome des Lanthans und auch des Lutetiums der 3. Gruppe zuordnen. Wenn man die Lanthanide nur nach der Besetzung der f-Orbitale definieren würde, dann würden Lanthan und Lutetium im Widerspruch zu IUPAC nicht dazu zählen. Sie würden beide der 3. Gruppe zugeordnet und das wäre in einem gedruckten Periodensystem schwer darstellbar. Bei einem zweidimensional dargestellten Langperiodensystem müsste man entweder Lanthan oder Lutetium der 3. Gruppe zuordnen. Aus diesem Grund ist die Darstellung in einem Langperiodensystem problematisch. Das gleiche Problem tritt auch bei den Actiniden auf.

   

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  Bor-Gruppe
 
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 Gruppe haben drei Valenzelektronen. Daher tritt hauptsächlich die Oxidationsstufe +3 auf, in wenigen Fällen auch +1 oder +2.

14. Gruppe  Kohlenstoff-Gruppe
 
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 bei den Atomen hauptsächlich die Oxidationsstufen +2, +4 und −4 vor.
 

15. Gruppe  Stickstoff-Gruppe 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 elementaren Atome der Stickstoff-Gruppe 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 die Selenige Säure. Die Chalkogene bilden mit Wasserstoff Chalkogenwasserstoffe mit der Summenformel H₂X.

Metall  +  Sauerstoff     Metalloxid
Metall  +  Chalkogen    Metallchalkogenid (Sulfid, Selenid, Tellurid)
Chalkogendioxid + Wasser   Chalkogenige Säure
Chalkogen  +  Wasserstoff    Chalkogenwasserstoff
 
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 sind:

17. Gruppe  Halogene

 
In der 17. Gruppe stehen die Halogene, was nach dem Griechischen so viel 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 Brönsted-Säuren in Wasser: Chlorwasserstoff löst sich zum Beispiel im Wasser zu Salzsäure. Typische Reaktionen:

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

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.  

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18. Gruppe  Edelgase
 
Die Edelgase in der 18. Gruppe bilden den Abschluss jeder Periode im Periodensystem. 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 Edelgas-Verbindungen.