Gruppen
1.
Die (vertikalen) Spalten des Periodensystems werden Gruppen genannt. Die Elemente innerhalb einer Gruppe besitzen die gleiche Anzahl an Valenzelektronen . Dies ist der Grund dafür, dass die Elemente einer Gruppe sehr ähnliche chemische Eigenschaften besitzen, da über die Valenzelektronen die Bindungen und damit auch die Reaktivität vermittelt wird.
Innerhalb dieser Gruppen, aber auch innerhalb der Zeilen (Perioden) des Periodensystems kann man Tendenzen zu bestimmten Verhaltensweisen in chemischen Reaktionen ausmachen, die in dem Kapitel Ordnungsprinzip beschrieben sind.
2.
Das Periodensystem wird ganz allgemein in Haupt- (8) und Nebengruppen (10) eingeteilt, wobei wir uns in diesem Kapitel auf die Hauptgruppen beschränken werden. Zu den Hauptgruppen zählen die Gruppen 1 und 2, sowie die Gruppen 3-8. Nach aktuellen IUPAC Richtlinien werden die Haupt- und Nebengruppen kontinuierlich von 1 bis 18 durchgezählt. Damit wären dann die Hauptgruppen die Gruppen 1,2, sowie 13-18.
Der Vollständigkeit halber, ist in der nachstehenden Tabelle eine Übersicht über die Gruppen des PSE und deren Bezeichnung angeführt.
Abb. 1: Übersicht der PSE Gruppen
3.
Als Alkalimetalle werden die chemischen Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr) aus der 1. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet. Sie alle haben metallischen Charakter. Die Alkalimetalle sind sehr reaktive Metalle, die in ihrer Valenzschale ein einzelnes Elektron besitzen. Ihre Ionisierungsenergie ist gering, sie geben ihr Valenzelektron in ionischen Bindungen leicht ab und bilden dabei Kationen. Besonders gerne reagieren sie mit Halogenen, wie z.B. Chlor. Eine typische Verbindung mit einem Halogen ist zum Beispiel NaCl (Kochsalz).
Alkalimetalle sind bekannt für ihre Entzündlichkeit an der Luft sowie ihre heftige Reaktion mit Wasser, weshalb sie meistens in Petroleum oder Paraffin (beide sind organische Lösungsmittel) aufbewahrt werden. Darüber hinaus sind sie relativ gute elektrische Leiter, Wärmeleiter, haben eine geringe Dichte, sind weich und leicht verformbar.
Obwohl Wasserstoff auch ein Element der ersten Hauptgruppe ist und somit zum Teil ähnliche chemische Eigenschaften wie die Alkalimetalle aufweist, kann er nicht zu diesen gezählt werden, da er unter Standardbedingungen weder fest ist, noch die oben genannten metallischen Eigenschaften aufweist.
4.
Der Name Erdalkalimetalle bezeichnet die Elemente der 2. Hauptgruppe des Periodensystems. Die Bezeichnung leitet sich von den beiden benachbarten Hauptgruppen, den Alkalimetallen und den Erdmetallen, ab. Ihr gehören die stabilen Elemente Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr) und Barium (Ba) an. Das 6. Element der Gruppe, Radium (Ra), ist ein radioaktives Zwischenprodukt natürlicher Zerfallsreihen. Die Elemente dieser Gruppe sind – verglichen mit den Alkalimetallen – härter, haben eine höhere Dichte und einen höheren Schmelzpunkt. Sie besitzen aber ebenfalls eine relativ hohe Bereitschaft zur Reaktion mit Nichtmetallen. Der Hauptgruppenzahl entsprechend, weisen die Erdalkalimetalle 2 Valenzelektronen auf. Auch die Elektronen der Erdalkalimetalle lassen sich unter Aufwand geringer Ionisierungsenergie lösen, sie liegen dann als divalente (zweiwertige) Kationen, z.B. Mg2+ , oder Ca2+ vor. Nichtmetalle wie die Elemente der 6.Hauptgruppe wie Sauerstoff, nehmen diese Elektronen gerne entgegen. So entsteht zum Beispiel aus der Reaktion des Calciums mit Sauerstoff CaO, sog. „Branntkalk“.
Erdalkalimetalle zeigen unterschiedliche Flammenfärbungen (Barium = grün, Strontium = rot,...), deshalb können sie (wenn sie in ausreichenden Mengen vorliegen) meist über diese Methode qualitativ nachgewiesen werden, was man sich auch bei der Produktion von Feuerwerkskörpern zu Nutze macht.
Typische Verbindungen : CaO (Kalk), CaSO4 (Gips), CaCO3 (Außenskelett von Schalentieren)
5.
Als Borgruppe bezeichnet man die 3. Hauptgruppe (nach neuer Nummerierung der IUPAC Gruppe 13) des Periodensystems. Sie enthält die Elemente Bor (B), Aluminium (Al), Gallium (Ga), Indium (In) und Thallium (Tl). Außer dem Halbmetall Bor, sind alle Elemente der Gruppe Vertreter der Metalle. Auch die Elemente der dritten Hauptgruppe sind eher bestrebt Elektronen abzugeben, als zusätzliche Elektronen aufzunehmen. Wegen seinen Eigenschaften als Halbmetall wird Bor vorwiegend als Dotiermaterial in der Halbleiterelektronik eingesetzt (z.B.: Dotierung von Solarzellen). Genauso aber wird Bor auch als homöopathisches Arzneimittel eingesetzt.
Typische Verbindungen : Al2 O3 („Tonerde“, Bestandteil keramischer Stoffe wie z.B.: Bremsscheiben, Keramikmesser,…), Al(OH)3 (Aluminiumhydroxid, ein beliebtes Medikament zur Erhöhung des Magen-pH-Werts, bei Sodbrennen), H3 BO3 (Borsäure), Borazon (diamantähnliche Verbindung mit sehr großer Härte), Borcarbid (Schleifmittel), ...
6.
Der Name Kohlenstoffgruppe (auch Kohlenstoff-Silicium-Gruppe) bezeichnet die 4. Hauptgruppe (nach neuer Nummerierung der IUPAC Gruppe 14) des Periodensystems. Sie umfasst die Elemente Kohlenstoff (C), Silicium (Si), Germanium (Ge), Zinn (Sn) und Blei (Pb). Kohlenstoff und Silizium gehören zu den Elementen, die prozentuell am häufigsten auf der Erde zu finden sind. Im Gegensatz zu allen anderen Hauptgruppen weisen die Elemente der 4. Hauptgruppe weitgehend unterschiedliche Eigenschaften auf. Dies ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass die Gruppe aus einem Nichtmetall (C), zwei Halbmetallen (Si, Ge) sowie zwei Metallen (Sn, Pb) besteht. Daher sind die Anwendungsbereiche der Elemente dieser Gruppe denkbar vielfältig:
Kohlenstoff: fossile Rohstoffe (Kohle, Öl, Gas), Kunststoffe aller Art, Schmuck (Diamant), Bestandteil jedes Lebewesens. Da der Kohlenstoff mit seinen 4 Valenzelektronen (wie auch die anderen in dieser Gruppe) die Oktettregel erfüllen kann, indem er 4 Elektronen aufnimmt ABER AUCH, indem er 4 Elektronen abgibt, findet man ihn in einer Vielzahl organischer und anorganischer Verbindungen. Er kann dadurch Oxidationszahlen von -4 bis +4 annehmen, sowie unter anderem einfache, Doppel-, oder Dreifachbindungen eingehen, eine Bindungsvielfalt die sonst nur Silicium aufweist. Diese Eigenschaften bilden die Grundlage für die beinahe unendliche Zahl an organischen Verbindungen, die vom Kohlenstoff ausgehen, dem Schlüsselatom jeder uns bekannten belebten Materie.
Silizium und Germanium: Elektronik (Halbleiterindustrie, Solarzellen), Glas (Quarz), Telekommunikation (Glasfasern)
Zinn und Blei: Bronze (Kupfer-Zinn Legierung), Lötmaterial, Elektronik, Verpackungen (Weißblech-Dosen mit Zinn)
Typische Verbindungen : CO2 („Abgas“), Polymere (Kunststoff), C (Diamantstruktur), Graphen C (neueste Forschung), SiO2 (Quarzglas), …
7.
Die 15. Gruppe des Periodensystems enthält die natürlich vorkommenden Elemente Stickstoff (N), Phosphor (P), Arsen (As), Antimon (Sb) und Bismut (Bi). Das äußerst instabile, in der Natur nicht vorkommende Transuran Moscovium, das sechste Element der Gruppe, konnte bereits mehrmals künstlich hergestellt werden. Stickstoff und Phosphor sind Nichtmetalle, Arsen und Antimon Halbmetalle und Bismut ein Metall. Ab der 5. Hauptgruppe können wir eine eindeutige Tendenz der Elemente feststellen, Elektronen in Bindungen eher an sich zu ziehen, als sie abzustoßen. Von denen benötigen sie gleich 3, um ihre Valenzelektronenschale zu füllen.
Typische Verbindungen : NH3 (Ammoniak), Stickstoffhaltige Düngemittel, BN (Bornitrid als Schleifmittel), Trinitrotoluol (Sprengstoff TNT), H3 PO4 (Phosphorsäure), …
8.
Die Elemente der 6. Hauptgruppe des Periodensystems werden Chalkogene („Erzbildner“)genannt. Die Gruppe wird nach dem ersten Element auch als Sauerstoff-Gruppe bezeichnet. Zu dieser Stoffgruppe gehören die Elemente Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se), Tellur (Te), Polonium (Po) sowie das künstlich hergestellte Livermorium. In der Natur kommen sie meist in Verbindungen als Mineralien oder Erze vor. Der Sauerstoff ist das häufigste Element der Erdkruste und ist ebenso Bestandteil der Luft (ca. 21%). Der überwiegende Teil der natürlich vorkommenden Verbindungen enthält Sauerstoff.
Typische Verbindungen : O3 (Ozon), NaOH (Natronlauge, starke Base), Sauerstoffsäuren z.B.: H2 SO4 , SF6 (Isoliergas in Hochspannungstechnik), Naturstoffe wie Thiophenol (Aminosäuren), …
9.
Die Halogene („Salzbildner“) bilden die 7. Hauptgruppe oder nach neuer Gruppierung des Periodensystems die Gruppe 17 im Periodensystem der Elemente, die aus folgenden sechs Elementen besteht: Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I), dem äußerst seltenen radioaktiven Astat (At) und dem 2010 erstmals künstlich erzeugten, sehr instabilen Tenness (Ts). Halogene sind Nichtmetalle, die als zweiatomige Moleküle vorkommen. Sie haben eine sehr hohe Elektronenaffinität und Elektronegativität, dementsprechend ein ausgeprägtes Verlangen, einfach negativ geladene Ionen (Anionen) auszubilden, besonders bei Reaktionen mit Metallen. Generell ist ihre Reaktionsfreudigkeit sehr groß und nimmt innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab. Fluor und Chlor sind bei Zimmertemperatur (25°C) Gase, Brom ist eine Flüssigkeit und Iod ist ein Feststoff.
Das industriell wohl bedeutendste Halogen ist das Chlor, was vor allem an den hohen Produktionszahlen dieser Chemikalie zu sehen ist: USA 2003, 12 Mio. Tonnen(Quelle Chemie- die zentrale Wissenschaft…). Chlor wird häufig Trinkwasser und Badewasser (Swimmingpool) hinzugefügt und wirkt als Desinfektionsmittel (in der Verbindung HOCl).
Typische Verbindungen : Halogenwasserstoffsäuren wie HF (Flusssäure), zweiatomige Gase in Halogenlampen, Bestrahlung von Tumoren in der Medizin, …
10.
Die Edelgase bilden eine Gruppe im Periodensystem der Elemente, die insgesamt sieben Elemente umfasst: Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe) das radioaktive Radon (Rn) und das Element mit der bisher höchsten Ordnungszahl (118) Oganesson. Die Gruppe wird systematisch auch 8. Hauptgruppe oder nach der neueren Einteilung des Periodensystems Gruppe 18 genannt und am rechten Rand des Periodensystems neben den Halogenen dargestellt. Edelgase sind Nichtmetalle, die bei Zimmertemperatur als einatomige Gase vorliegen. Ihre wichtigste Eigenschaft ist die stabile Elektronenkonfiguration, die ihren sehr reaktionsträgen Charakter bestimmt. Metaphorisch ist ein Edelgas das Element, das jedes andere Element gerne wäre. Ihre Valenzschale ist mit 8 Elektronen voll befüllt. Sie erfüllen also die Oktettregel, ohne jede weitere chemische Reaktion. Es ist nur von den schwersten Edelgasen (Kr, Xe, Rn) bekannt, dass sie Verbindungen mit sehr reaktiven Nichtmetallen, wie z.B.: Fluor oder Sauerstoff eingehen können. Wegen ihrer Reaktionsträgheit werden Edelgase bei vielen chemischen Reaktionen, die in sauerstofffreier Atmosphäre stattfinden sollen als sogenannte Inertgase verwendet. Für diese Anwendung ist es günstig, dass Edelgase - neben ihrer hohen Reaktionsträgheit - schwerer als die Atmosphärengase sind und diese somit leicht aus der Reaktionsumgebung verdrängen können.
Typische Einsatzgebiete : Inertgase (chemische Reaktionen), Kühlung (Flüssiggase zur Kühlung von supraleitenden Materialien), Optik (Xe-Scheinwerfer, Ne-Licht), Argon als Schutzgas beim Schweißen, …
