Unterscheidung der Elementgruppen und spezifische Atomeigenschaften

Das Periodensystem der Elemente (PSE)

Bereits im 19. Jahrhundert erkannte man, dass sich einige Elemente in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften sehr ähneln. Meyer und Mendeleev ordneten die bereits bekannten Elemente nach ihrer Atommasse, wodurch man die Periodizität besser erkennen konnte.

Trends und Periodizität der Eigenschaften im Periodensystem der Elemente

Durch die Strukturierung des PSE nach der Kernladungszahl kann man gewisse Trends in diesem ausmachen. Dabei lassen sich sowohl in den Gruppen (vertikal), als auch horizontal gewisse Eigenschaften und Trends beobachten. Grundsätzlich kann man sagen, dass sich die Gruppen des PSE nach der Elektronenkonfiguration und den Valenzelektronen ausrichten. Das bedeutet, dass Elemente, die untereinander stehen die gleiche Elektronenkonfiguration in der äußersten Schale besitzen. Da eben diese Konfiguration der äußeren Schale ausschlaggebend für die Eigenschaften des Elements ist, ähneln sich Elemente der gleichen Periode in ihren Eigenschaften.

  • Elektronegativität

    Die Elektronegativität beschreibt die Eigenschaft eines Atoms in einer Bindung die Elektronenpaare anzuziehen. Je höher die Elektronegativität, desto stärker zieht das Atom die Elektronenpaare an sich. Die Elektronegativität bezieht sich also immer auf gebundene Atome. Sie nimmt innerhalb einer Gruppe (von oben nach unten) ab und von links nach rechts zu.

  • Metallcharakter

    Metalle unterscheiden sich besonders durch deren besondere physikalische Eigenschaften, wie etwa eine gute elektrische und thermische Leitfähigkeit. Außerdem sind die Atome in Metallen durch sogenannte Atombindungen verbunden. Im Periodensystem der Elemente können die einzelnen Elemente nach deren metallischen Charakter beurteilt werden. Hierzu muss man allerding den Wasserstoff, der ÜBER der 1. Hauptgruppe steht ausschließen, da dieser ein typisches Nichtmetall ist. Grundsätzlich nimmt der metallische Charakter von Elementen innerhalb einer Gruppe zu. Von links nach rechts nimmt er ab.

  • Atom- und Ionenradien

    Die Atom- und Ionenradien nehmen innerhalb einer Gruppe zu und von rechts nach links ab. Es ist zu beachten, dass die Ionenradien vom Radius des entsprechenden Atoms abhängen. Bei positiv geladenen Ionen (Kationen) ist der Ionenradius kleiner als der des entsprechenden Atoms. Bei negativ geladenen Ionen (Anionen) ist der Ionenradius hingegen größer als der des entsprechenden Atoms.

Die einzelnen Gruppen des PSE im Kurzüberblick

  • Alkali- und Erdalkalimetalle

    Die Alkali- und Erdalkalimetalle sind in der 1. bzw. 2. Hauptgruppe des Periodensystems zu finden. Zu den Alkalimetallen gehören Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium. Sie sind silbrig glänzend und in im Vergleich zu anderen Metallen sehr weich, sodass man einige bereits mit einem stumpfen Messer schneiden kann. Da sich die Alkalimetalle in der 1. Hauptgruppe befinden, besitzen sie alle nur 1 Valenzelektron, weswegen sie auch äußerst reaktiv sind. Alkalimetalle reagieren heftig mit Wasser und bilden dabei das entsprechende Alkalimetallhydroxid und Wasserstoff. Aus diesem Grund dürfen Alkalimetalle nicht in Wasser gelagert werden. Auch mit Sauerstoff reagieren die Alkalimetalle, wobei sich ein Oxid bildet, das das glänzende Metall wie eine Kruste umgibt. Schwerere Alkalimetalle entzünden sich mit dem Sauerstoff aus der Luft, weswegen man diese unter Luftausschluss lagern sollte.

    Achtung: Wasserstoff steht zwar über den Alkalimetallen, wird aber grundsätzlich nicht zu diesen gezählt. Dazu unterscheidet er sich in zahlreichen Eigenschaften, wie etwa dem Aggregatszustand bei Raumtemperatur, der Reaktivität und dem Metallcharakter. Somit bekommt der Wasserstoff im Periodensystem der Elemente eine Sonderstellung und ist auf keinen Fall den Alkalimetallen zuzuordnen.

    Die Erdalkalimetalle besitzen 2 Valenzelektronen. Zu den Erdalkalimetallen zählen Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium, wobei letzteres instabil ist und unter der Freisetzung radioaktiver Strahlung zerfällt.

  • Übergangsmetalle und Halbmetalle

    Die Übergangsmetalle findet man im Periodensystem der Elemente in den Gruppen 3 – 11. Die 12. Gruppe wird grundsätzlich nicht zu den Übergangsmetallen gezählt. In der technischen Chemie sind die Übergangsmetalle von großer Bedeutung, da sie sehr gut als Katalysatoren für chemische Reaktionen verwendbar sind.

    Als Halbmetalle bezeichnet man jene Elemente, die sich zwischen den Übergans- und den Nichtmetallen finden. Der Begriff „Halbmetall“ wurde deshalb gewählt, da sie aufgrund ihrer Eigenschaften weder Metallen noch Nichtmetallen zugeordnet werden können. Ein technisch besonders wichtiges Halbmetall ist das Silicium. Es weist sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen auf. Daher eignet sich das Silicium besonders gut für die Verwendung in der Halbleiter- und Photovoltaikindustrie.

  • Nichtmetalle

    Zu den Nichtmetallen zählt man Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Phosphor, Sauerstoff, Schwefel, sowie Halogene und Edelmetalle. Von den (Halb-)Metallen unterscheiden sich die Nichtmetalle vor allem in den physikalischen Eigenschaften. Beispielsweiße fehlt ihnen der metallische Glanz oder die metalltypische gute Wärmeleitfähigkeit. Besonders in der belebten Natur spielen die Nichtmetalle eine große Rolle.

  • Halogene

    Die Halogene (lat. „ Salzbildner“) sind in der 17. Gruppe (7. Hauptgruppe) des Periodensystems der Elemente zu finden. Zu ihnen zählen Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br), Iod (I) und Astat (At), wobei Fluor und Chlor bei Standardbedingungen gasförmig vorkommen. Halogene können untereinander sogenannte Interhalogenverbindungen ausbilden. Sie unterscheiden sich maßgeblich von anderen Gruppen, da die Halogene eine sehr hohe Elektronenaffinität haben. Deshalb neigen sie dazu, Elektronen sehr leicht aufzunehmen. Dadurch kommt es zur Bildung von Halogeniden. Aus diesem Grund findet man die Elemente in natürlicher Form auch nie elementar vor.

  • Edelgase

    Die Edelgase findet man im PSE in der 8. Hauptgruppe, bzw. der 18. Gruppe. Zu ihnen gehören Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Sie unterscheiden sich in besonders deutlichem Maße von anderen Stoffgruppen. Die Edelgase sind sehr reaktionsträge, bzw. inert. Das liegt daran, dass sie alle eine die sehr stabile Elektronenkonfiguration haben, in der die Valenzschale komplett gefüllt ist. Weil sie so reaktionsträge sind, nehmen nur einige von ihnen, wie etwa Xenon, an ganz speziellen Reaktionen teil. Beispielsweiße existieren die Edelgashalogenide XeF2, XeF4 und XeF6, die bei Raumtemperatur stabil sind. Die Edelgase besitzen eine sehr hohe Ionisierungsenergie. Mit steigender Größe nimmt diese jedoch ab, wodurch man auch die Existenz der Xenonfluoride erklären kann. Die Edelgase sind ungiftig und nicht brennbar. Wegen ihrer Reaktionsträgheit verwendet man Edelgase sehr häufig als Inertgase, wie etwa zum Schweißen oder bei chemischen Reaktionen.

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