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Elementgruppen
Das Periodensystem ist
so angelegt, dass Elemente mit stofflich ähnlichen Eigenschaften senkrecht
in Gruppen aufgeteilt sind. Einige der stofflichen Ähnlichkeiten ergeben
sich aus der ähnlichen Elektronenverteilung in der Valenzschale.
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 Lauge bildet. Alle Elemente der Gruppe
(Lithium, Natrium,
Kalium, Rubidium,
Caesium und Francium)
reagieren heftig mit Wasser unter Wasserstoff- und Laugenbildung. 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 auch nur wenig
Ionisierungsenergie notwendig, um dieses einzelne
Elektron zu entziehen. Bei den Alkalimetallen tritt generell die Oxidationsstufe
+1 auf.
2. Gruppe
Erdalkalimetalle
In der 2. Gruppe finden
sich die Erdalkalimetalle (Beryllium, Magnesium,
Calcium, Strontium,
Barium und Radium),
die mit Ausnahme des Berylliums ebenfalls gerne mit Wasser reagieren und
alkalische Lösungen 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.
Lanthanide
Die
Lanthanide (oder Lanthanoide) beginnen mit dem Element Nr. 57, Lanthan.
Bei ihnen werden die 4f-Orbitale der Atome mit Elektronen besetzt. Alle
Elemente sind dem Lanthan sehr ähnlich:
silberweiße, reaktionsfähige Metalle, die an feuchter Luft oxidieren
und mit Wasser oder verdünnten Mineralsäuren unter Wasserstoffentwicklung
reagieren. Manche Lanthanide sind im fein verteilten Zustand pyrophor,
sie können sich von selbst entzünden. Nach rechts nimmt tendenziell
die chemische Stabilität zu.
Actinide
Bei
den Actiniden (oder Actinoide) werden die 5f-Orbitale der Atome mit Elektronen
besetzt. Alle Elemente sind dem Element Actinium
sehr ähnlich: Es sind silberweiße, reaktionsfähige Metalle,
die hoch toxisch und radioaktiv sind. Die künstlich hergestellten
Elemente jenseits des Urans nennt man auch Transurane.
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Lantha-
nide
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La
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Ce
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Pr
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Nd
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Pm
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Sm
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Eu
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Gd
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Tb
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Dy
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Ho
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Er
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Tm
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Yb
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Lu
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Acti-
nide
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Ac
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Th
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Pa
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U
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Np
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Pu
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Am
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Cm
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Bk
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Cf
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Es
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Fm
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Md
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No
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Lr
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3.-12. Gruppe
Übergangselemente
Bei den Übergangselementen
(3. - 12. Gruppe) werden die d-Orbitale mit Elektronen besetzt.
Dies erklärt teilweise, warum eine große Anzahl an möglichen
Oxidationszahlen bei diesen Elementen vorkommt. Die Übergangselemente
hießen früher "Nebengruppenelemente". Diese Unterteilung ist
heute nicht mehr üblich.
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3
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4
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5
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6
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7
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8
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9
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10
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11
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12
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Sc
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Ti
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V
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Cr
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Mn
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Fe
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Co
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Ni
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Cu
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Zn
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Y
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Zr
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Nb
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Mo
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Tc
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Ru
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Rh
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Pd
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Ag
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Cd
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Lu
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Hf
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Ta
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W
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Re
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Os
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Ir
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Pt
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Au
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Hg
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Lr
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Rf
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Db
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Sg
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Bh
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Hs
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Mt
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Ds
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Rg
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Cn
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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 3 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
Eigenschaften stark, da die Trennungslinie zwischen Metall und Nichtmetall
durch diese Gruppe läuft. In Richtung Blei nimmt der metallische Charakter
zu. Aufgrund der vier Valenzelektronen kommen die Oxidationsstufen +2,
+4 und -4 vor.
15. Gruppe
Stickstoffgruppe
In der 15. Gruppe findet
man Stickstoff, Phosphor,
Arsen, Antimon oder
Bismut. Stickstoff ist ein Nichtmetall, während
Bismut typische, metalllische Eigenschaften aufweist. Schwarzer Phosphor
ist eine Modifikation des Nichtmetalls Phosphors, er leitet aber schon
elektrischen Strom. Die Atome der Elemente der Stickstoffgruppe haben fünf
Valenzelektronen. Zur Edelgaskonfiguration können drei Elektronen
aufgenommen oder 5 Elektronen abgegeben werden. Als Oxidationszahlen kommen
daher überwiegend -3 oder +5 vor, aber auch Zahlen von +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". Verbindungen der Chalkogene mit
Metallen sind in vielen Erzen enthalten. Zum Erreichen der Edelgaskonfiguration
können ihre Atome sechs Elektronen abgeben oder zwei aufnehmen. Daher
treten bei den Chalkogenen die Oxidationszahlen -2 und +6 auf, vereinzelt
auch -1 , +2 und +4.
17. Gruppe
Halogene
In der 17. Gruppe stehen
die Halogene, was soviel wie "Salzbildner" (griech.) bedeutet. Fluor,
Chlor, Brom, Iod
reagieren teilweise heftig mit den Metallen und bilden die entsprechenden
Salze. Die Elektronegativität
der Halogene ist relativ hoch. Daher nehmen sie gerne ein Elektron auf,
um die Edelgaskonfiguration
zu erreichen. Die Halogene treten daher gegenüber weniger elektronegativen
Elementen häufig in der Oxidationszahl -1 auf.
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.