Haupt- und Nebengruppen im Periodensystem
Inhaltsübersicht
- Eigenschaften, Elektronenkonfiguration und Atomradius
- Hauptgruppenelemente
- Nebengruppenelemente
- Atomradius
Eigenschaften, Elektronenkonfiguration und Atomradius
Hier zum Start einige Fakten: Die Spalten im Periodensystem der Elemente (PSE) werden als Gruppen bezeichnet. Die Anordnung der Elemente erfolgte historisch aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften. Die Ähnlichkeiten in den Eigenschaften der Elemente treten periodisch auf. Tatsächlich sind die ähnlichen Eigenschaften mit der Valenzelektronenkonfiguration verknüpft, die in den Gruppen gleich ist. Außerdem ist die effektive Größe der Atome (der Atomradius) von Bedeutung.
Hauptgruppenelemente
Die Hauptgruppenelemente sind meist farblos, diamagentisch (werden von einem elektrischen Feld abgestoßen) und besitzen gepaarte Elektronen. Die Hauptgruppennummer (in einem Periodensystem ohne Nebengruppen) gibt die Zahl der Valenzelektronen wieder. Die Valenzelektronen (die Elektronen in der äußersten Schale) der Elemente in der Hauptgruppe besetzen nur s- oder p-Orbitale. Die restlichen Schalen sind vollständig aufgefüllt.
Die Elemente links im Periodensystem haben gefüllte s-Orbitale und rechts im PSE werden zusätzlich die p-Orbitale gefüllt. Die typischen Metalle sind links und die Nichtmetalle rechts zu finden.
0 Die erste Gruppe trägt den Namen der Alkalimetalle. Ihre Elektronenkonfiguration kann allgemein als ns1 beschrieben werden. Dabei steht n für die Hauptquantenzahl bzw. die Periode. Mit Ausnahme von Wasserstoff sind die Alkalimetalle sehr reaktiv und zwar aufgrund des ungepaarten Elektrons im s-Orbital. Natürlich besitzen sie das Bestreben, ihr Elektron abzugeben, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Die Reaktivität nimmt von oben nach unten in der Gruppe zu. Diese Eigenschaft wird ebenfalls bei den Erdalkalimetallen beobachtet, ist allerdings nicht so stark ausgeprägt wie bei den Alkalimetallen.
Die Erdalkalimetalle gehören zur zweiten Hauptgruppe. Ihr s-Orbital ist gefüllt (ns2) und somit sind sie weniger reaktiv als die Alkalimetalle, da zwei Elektronen entfernt werden müssen. Die Reaktivität nimmt von Mg zu Ca (in der Gruppe von oben nach unten) zu.
Die dritte Hauptgruppe, Borgruppe, besitzt ns2(n-1)d10np1 als Elektronenkonfiguration. Dies kann für die nächsten Gruppen fortgeführt werden.
Die vierte Hauptgruppe, Kohlenstoffgruppe, besitzt die Konfiguration ns2(n-1)d10 np2, die fünfte Hauptgruppe (Stickstoffgruppe) ns2(n-1)d10 np3, die sechste Gruppe (Chalkogene) ns2(n-1)(n-1)d10 np4, die siebte Gruppe (Halogene) ns2(n-1)(n-1)d10 np5 und die achte Hauptgruppe (Edelgase) ns2(n-1)d10np6. Die Edelgase besitzen ein volles p-Orbital und somit abgeschlossene Schalen. Daher sind sie besonders stabil und reaktionsträge (chemisch inert). Sie bilden praktisch keine Verbindungen.
Nebengruppenelemente
Die Nebengruppenelemente werden auch als Übergangsmetalle bezeichnet. Sie sind in Verbindungen oft farbig. Einige von ihnen sind paramagnetisch (werden in ein elektrisches Feld hineingezogen) und besitzen oft ungepaarte Elektronen.
Das letzte eingefüllte Elektron besetzt das d-Orbital, wie bei Sc ([Ar]4s2 3d1) oder Zn ([Ar]4s2 3d10). Die restlichen Schalen sind vollständig gefüllt. Es gibt Ausnahmen bei der Reihenfolge der Auffüllung der Elektronen in den Orbitalen, hierbei kann nicht nach dem Pauli-Prinzip und der Hund’schen Regel vorgegangen werden. Die Elektronenkonfiguration dieser Elemente muss in dem Fall auswendig gelernt werden.
Die verschiedenen Oxidationsstufen von Mangan weisen unterschiedliche Farben auf. In einem Versuch wird das tief violette Kaliumpermanganat (KMnO4) in eine Küvette gefüllt. Vorsichtig wird mit Hilfe einer Pipette wenig Natriumformiat hinzugegeben. Es findet eine Reaktion statt. Die Farbe im unteren Teil der Küvette verändert sich nach ein paar Minuten hin zu grün. Mangan wurde reduziert. Zwischen der violetten und grünen Schicht befindet sich eine sehr dünne blaue Schicht. Nun wird noch einmal wenig Schwefelsäure hinzugegeben. Es bildet sich unten in der Küvette eine rosafarbene Schicht, welche über eine braune Zone in die grüne übergeht.
Lanthanoide sind ebenfalls Metalle und beginnen im PSE bei La (Lanthan) gehen über Ce (Cer) und enden bei Lu (Lutetium). Das letzte eingefüllte Elektron ist im 4f-Orbital. Die Metalle sind meist farbig, paramagnetisch und besitzen ebenfalls ungepaarte Elektronen. Diese zählen auch zu den Seltenerdmetallen, zu welchen auch Y (Yttrium) und Sc (Scandium) gehören. Die Elektronenkonfiguration ist unterschiedlich, da die energetische Abfolge der 4f- und 5d-Orbitale sich vertauschen können. Für La gilt [Xe]6s2 5d1, für Ce [Xe]6s2 4f2 und für Lu [Xe]6s2 4f14 5d1 als Elektronenkonfiguration.
Actinoide sind ebenfalls Metalle, jedoch radioaktiv. Das letzte eingefüllte Elektron besetzt das 5f-Orbital.
Atomradius
Da isolierte Atome im Prinzip unendlich groß sind, (da die Elektronen genug Platz haben, um sich frei zu bewegen) können die Atomradien von Elementen nur in Verbindungen bestimmt werden. Dabei misst man den Abstand zwischen den beiden Atomkernen der Atome in einer Verbindung und teilt ihn (bei gleichen Atomen) durch zwei. Diese Radien werden Kovalenz-Radien genannt. Hierbei wird angenommen, dass sich die Elemente wie Kugeln verhalten.
Die Atomradien der Elemente nehmen im PSE in den Gruppen von oben nach unten zu, da es mehr Schalen gibt, die den Kern umschließen (die Orbitale werden mit steigender Hauptquantenzahl immer größer). Von links nach rechts nehmen die Atomradien in einer Periode ab, da die zunehmende Kernladung auf Elektronen in den gleichen Schalen wirkt und diese stärker anzieht.
Das Kation eines Elements ist immer kleiner als das ungeladene Atom, da die positive Ladung des Kerns die negativen Ladungen der Elektronen überwiegt und die Elektronen folglich stärker vom Kern angezogen werden.
Das Anion eines Elementes ist größer als das ungeladene Atom, da die Elektronen weniger stark vom Kern angezogen werden. Daraus folgt, dass ein Kation den kleinsten Atomradius besitzt, gefolgt vom Element und anschließend einem einfach geladenen Anion. Den größten Atomradius besitzt somit ein zweifach geladenes Anion, etc.
Die Radien von negativ geladenen Ionen (Anionen) sind größer als die Radien der neutralen Elemente, denn die Elektronen werden nicht mehr stark vom Kern angezogen. Die Radien von positiv geladenen Ionen (Kationen) sind kleiner als die Radien der neutralen Elemente, denn es herrscht mehr positive Ladung, sodass der Kern nun stärker die Elektronen an sich ziehen kann.
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