Chemische Eigenschaften und Reaktionen der Hauptgruppenelemente

Alkali- und Erdalkalimetalle

Alkalimetalle und Erdalkalimetalle sind Reduktionsmittel mit niedriger Ionisierungsenergie und geringer Dichte. Sie besitzen einen weichen, leicht schmelzbaren Charakter.

Physikalische Eigenschaften

Die Metalle sind weich und haben niedrige Schmelzpunkte. Sie bilden ionische Verbindungen.

Chemische Eigenschaften

• Reaktion mit O₂: Es entstehen Oxide (4 Li + O₂ = 2 Li₂O).
• Reaktion mit H₂(g): Es bilden sich ionische Hydride (2 Li + H₂ = 2 LiH).
• Reaktion der Hydride mit H₂O: Freisetzung von H₂ (LiH + H₂O = LiOH + H₂).
• Reaktion mit Säuren: Bildung von Salzen (2 K + 2 HCl = 2 KCl + H₂).
• Reaktion mit H₂O: 2 Na(s) + 2 H₂O(l) = 2 NaOH + H₂.

Gewinnung

Aufgrund des hohen Oxidationspotenzials liegen die Metalle in der Natur als Ionen vor. Die reinen Metalle werden durch Elektrolyse geschmolzener Salze gewonnen.

Verwendung

Magnesium dient zur Herstellung von Leichtbau-Legierungen, Aluminium für die Fertigung von Leichtbauteilen.

Aluminium (IIIA)

Aluminium ist ein Element der 3. Gruppe und das häufigste Metall der Erdkruste. Das wichtigste Erz ist Bauxit (Al₂O₃·2 H₂O), aus dem Aluminium gewonnen wird.

Chemische Eigenschaften

Die meisten Aluminiumsalze sind in H₂O löslich. Aluminium ist amphoter: Es reagiert sowohl mit Säuren als auch mit Basen.

• Al³⁺(aq) + 3 OH^-(aq) = Al(OH)₃(s)
• Al(OH)₃(s) + OH^- = [Al(OH)₄]^-(aq)
• [Al(OH)₄]^- + H⁺ = Al(OH)₃(s) + H₂O
• Al(OH)₃(s) + H⁺ = Al³⁺ + 3 H₂O

Halogene (VIIA)

Halogene besitzen die Elektronenkonfiguration ns²np⁵, eine hohe Ionisierungsenergie, eine hohe Elektronenaffinität und eine hohe Elektronegativität.

Physikalische Eigenschaften

F₂(g), Cl₂(g), Br₂(l), I₂(s).

Gewinnung

Die Halogene werden durch Elektrolyse geschmolzener Salze gewonnen. F₂ und Cl₂ sind gasförmig; Br₂ entsteht beispielsweise aus Meerwasser: Cl₂(g) + 2 Br^-(aq) = Br₂(l) + 2 Cl^-(aq). I₂ wird aus natürlichen Nitratlagerstätten gewonnen.

Chemische Eigenschaften

Es gibt eine große Vielfalt an Verbindungen: Mit Metallen bilden sie ionische Verbindungen, mit Nichtmetallen kovalente Verbindungen.

Sauerstoff (VIA)

Sauerstoff hat eine Elektronegativität nahe der des Chlors. Seine Elektronenkonfiguration lautet 2s²2p⁴. Mit zwei ungepaarten Elektronen im 2p-Orbital ist Sauerstoff paramagnetisch, was durch die Molekülorbitaltheorie beschrieben wird.

Ozon (O₃)

Ozon entsteht in der Atmosphäre:

• O₂(g) + hν = O(g) + O(g)
• O₂(g) + O(g) = O₃(g)

Ozon wird durch UV-Strahlung wieder zerlegt: O₃(g) + hν = O₂(g) + O(g) und O₃(g) + O(g) = 2 O₂(g).

Ozon ist ein starkes Oxidationsmittel: O₃(g) + 2 H⁺(aq) + 2 e^- = O₂(g) + H₂O.

Wasserstoffperoxid (H₂O₂)

H₂O₂ wirkt als Oxidationsmittel und als Reduktionsmittel: H₂O₂ + 2 I^- + 2 H⁺ = 2 H₂O + I₂.

Verwendung: Antiseptikum, Bleichen von Zellulose. Es zersetzt sich leicht: 2 H₂O₂ = 2 H₂O + O₂.

Oxide

Oxide lassen sich klassifizieren in:

• Ionische Oxide (normale Oxide, Peroxide, Superoxide)
• Saure Oxide, die in H₂O gelöst Oxosäuren bilden: SO₃ + H₂O = H₂SO₄
• Basische Oxide, die mit Säuren reagieren: Na₂O + H₂O = 2 NaOH
• Amphotere Oxide, z. B. Al₂O₃ + 6 HCl = 2 AlCl₃ + 3 H₂O und Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O = 2 Na[Al(OH)₄]

Schwefel

Schwefel bildet mehrere molekulare Formen (Allotropie). Seine Eigenschaften ähneln denen des Sauerstoffs. Er bildet ionische Verbindungen mit Metallen (CuS, Na₂S) und kovalente Verbindungen mit Nichtmetallen (SO₂, SO₃).

Oxide

S₂O, S₂O₃, S₂O₇, SO₂, SO₃, SO₄.

Das Rösten mineralischer Sulfide: 2 CuS + 3 O₂ = 2 CuO + 2 SO₂. Außerdem gilt: S(s) + O₂ = SO₂(g). SO₃ wird durch Oxidation von SO₂ hergestellt.

Sauerstoffsäuren

Beispiele sind H₂SO₃ (schweflige Säure) und H₂SO₄ (Schwefelsäure). Thioverbindungen entstehen, wenn ein Sauerstoffatom durch Schwefel ersetzt wird, z. B. SO₄^2- → S₂O₃^2-.

Löslichkeit der Sulfide

• In H₂O löslich: K₂S, Na₂S, CaS
• In HCl löslich: MnS, FeS, CoS, ZnS
• In HNO₃ löslich: CdS, PbS, CuS
• In KOH löslich: SnS, As₂S₃, Sb₂S₃
• In reinem H₂O unlöslich: HgS