Wichtige Elementgruppen im Periodensystem

Alkalimetalle

Die Alkalimetalle Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium bilden die Gruppe 1 des Periodensystems. Sie verdanken ihren Namen der Basizität (Alkalinität) ihrer Verbindungen. Sie kommen aufgrund ihrer chemischen Aktivität nicht im elementaren Zustand vor und machen fast 5 % der Zusammensetzung der Erdkruste aus (vor allem Natrium und Kalium).

Eigenschaften

• Elektronenkonfiguration: ns¹
• Niedrige erste Ionisierungsenergie
• Geringe Elektronegativität, die innerhalb der Gruppe nach unten abnimmt
• Gemeinsame Oxidationsstufe: +1
• Bilden ionische Verbindungen
• Sehr niedrige Schmelz- und Siedepunkte
• Geringe Dichte, da sie innerhalb jeder Periode die Elemente mit dem größten Atomvolumen und der niedrigsten Ordnungszahl sind
• Ausgeprägter reduzierender Charakter mit sehr negativen Standardpotentialen
• Sie kristallisieren in einer kubisch-raumzentrierten Struktur
• Die meisten Salze, mit Ausnahme einiger Lithiumsalze, sind sehr leicht in Wasser löslich

Reaktionen

Die Alkalimetalle sind aufgrund ihres ausgeprägten reduzierenden Charakters sehr reaktiv und streben ihre natürliche Oxidationsstufe (+1) an. Wichtige Reaktionen sind:

• Mit Wasser (sehr heftig): 2 M(s) + 2 H₂O(l) → 2 MOH(aq) + H₂(g)
• Mit Wasserstoff (bei hoher Temperatur) bilden sie Hydride: 2 M + H₂ → 2 MH
• Mit Halogenen bilden sie Halogenide, mit Schwefel Sulfide: 2 M + X₂ → 2 MX, 2 M + S → M₂S
• Mit Sauerstoff bilden sie Peroxide, außer Lithium, das Oxide bildet: 2 M + O₂ → M₂O₂ (M = Na, K, Rb, Cs), 4 Li + O₂ → 2 Li₂O
• Nur Lithium reagiert mit Stickstoff unter Bildung von Nitriden: 6 Li + N₂ → 2 Li₃N

Methoden der Produktion

Da sie in der Natur meist als Ionenverbindungen in der Oxidationsstufe +1 vorkommen, müssen sie zu ihrer elementaren Form reduziert werden. Da es keine geeigneten Reduktionsmittel gibt, werden sie durch Elektrolyse oder Reaktion mit anderen Alkalimetallen gewonnen. Bekannte Verfahren sind die Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid zur Gewinnung von Natrium an der Kathode, oder von geschmolzenem Kaliumhydroxid zur Gewinnung von Kalium und Wasserstoff an der Kathode, während Sauerstoff an der Anode entsteht:

• 2 NaCl(l) → 2 Na(l) + Cl₂(g)
• 2 KOH(l) → 2 K(l) + H₂(g) + O₂(g)

Die schwereren Elemente (Rb, Cs) können auch aus ihren Chloriden durch Reaktion mit Natriumdampf in Abwesenheit von Luft gewonnen werden:

• RbCl(l) + Na(g) ⇌ Rb(g) + NaCl(l)

Erdalkalimetalle

Sie sind die metallischen Elemente in Gruppe 2 des Periodensystems, nämlich Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium. Beryllium und Magnesium, die ersten Elemente der Gruppe, weisen jedoch etwas andere Eigenschaften auf.

Der Name der Gruppe kommt daher, dass sie zwischen alkalischen und erdigen Elementen liegen und viele ihrer Verbindungen (Erden) schwerlöslich sind. Sie machen mehr als 4 % der Erdkruste aus (vor allem Calcium und Magnesium).

Wie die Alkalimetalle existieren sie aufgrund ihrer chemischen Aktivität nicht im elementaren Zustand. Ihre Eigenschaften liegen zwischen denen der benachbarten Gruppen.

Eigenschaften

• Elektronenkonfiguration: ns²
• Niedrige Ionisierungsenergien, höher als die der Alkalimetalle derselben Periode, nehmen aber innerhalb der Gruppe nach unten ab
• Positive Elektronenaffinität
• Geringe Elektronegativität, die innerhalb der Gruppe nach unten abnimmt
• Gemeinsame Oxidationsstufe: +2
• Mit Ausnahme von Beryllium bilden sie eindeutig ionische Verbindungen
• Die Wasserlöslichkeit ihrer Verbindungen ist viel geringer als die der Alkalimetalle
• Die Metalle sind dichter, aber etwas weniger dicht als die entsprechenden Alkalimetalle
• Ihre Farben reichen von grau bis weiß
• Sie sind härter als Alkalimetalle, obwohl ihre Härte variiert (Beryllium ist sehr hart und spröde, Strontium ist sehr geschmeidig)
• Sie sind sehr reaktiv, aber weniger als die Alkalimetalle derselben Periode; ihre Reaktivität nimmt innerhalb der Gruppe zu
• Sie werden leicht oxidiert und sind daher gute Reduktionsmittel, aber weniger stark als die Alkalimetalle derselben Periode. Ihre Oxide sind basisch (die Basizität nimmt mit steigender Ordnungszahl zu) und die Hydroxide (mit Ausnahme von Beryllium, das amphoter ist) sind starke Basen, ähnlich denen der Alkalimetalle

Reaktionen

• Mit Wasser bilden sie die entsprechenden Hydroxide; in vielen Fällen schützt eine unlösliche Hydroxidschicht das Metall vor weiterer Reaktion. Dabei wird Wasserstoff freigesetzt: M(s) + 2 H₂O(l) → M(OH)₂(s) + H₂(g)
• Mit Nichtmetallen bilden sie ionische Verbindungen, mit Ausnahme von Beryllium und Magnesium
• Reduzieren Wasserstoffionen (H⁺): M(s) + 2 H⁺(aq) → M²⁺(aq) + H₂(g). Beryllium und Magnesium reagieren jedoch nicht mit Salpetersäure aufgrund der Bildung einer schützenden Oxidschicht

Methoden der Produktion

Es gibt zwei grundlegende Gewinnungsmethoden:

• Elektrolyse von geschmolzenen Halogeniden: MX₂(l) → M(l) + X₂(g)
• Durch Reduktion ihrer Oxide mit Kohlenstoff: MO(s) + C(s) → M(s) + CO(g)

Anwendungsbereiche

• Beryllium wird in der Kerntechnik und in Legierungen verwendet. Magnesiumlegierungen zeichnen sich durch geringe Dichte, hohe Festigkeit und Korrosionsbeständigkeit aus

Borgruppe

Bilden die Gruppe 13 des Periodensystems. Sie umfasst die Elemente Bor, Aluminium, Gallium, Indium und Thallium. Der Name 'Erdmetalle' kommt daher, weil die Gruppe eine erhebliche Menge an Aluminium enthält, das bei weitem das häufigste Element in der Gruppe ist, da die Erdkruste 7 Masseprozent des Metalls enthält. Wie die vorangegangenen Gruppen sind sie ziemlich reaktiv, so dass sie nicht im elementaren Zustand vorkommen, aber oft als Oxide und Hydroxide.

Eigenschaften

• Elektronenkonfiguration: ns²p¹
• Bor ist eindeutig ein Nichtmetall und Halbleiter und bildet kovalente Bindungen, während die übrigen Elemente Metalle sind. Der metallische Charakter nimmt innerhalb der Gruppe nach unten zu. Aluminium bildet sowohl ionische als auch kovalente Bindungen
• Während Bor sehr hart ist, sind die Metalle viel weicher; Thallium ist so weich, dass es mit dem Fingernagel geritzt werden kann
• Die Elektronegativität ist unregelmäßig und nimmt innerhalb der Gruppe nicht monoton ab
• Übliche Oxidationsstufe: +3, obwohl Ga, In und Tl auch die Oxidationsstufe +1 aufweisen
• Die Oxide und Hydroxide von Bor sind sauer, die von Aluminium und Gallium sind amphoter, und die von Indium und Thallium sind basisch; TlOH ist eine starke Base
• Niedrige Schmelzpunkte, mit Ausnahme von Bor. Gallium ist bemerkenswert, da es bereits bei 30 °C schmilzt. Die Siedepunkte liegen im mittleren Bereich
• Die meisten Salze sind in Wasser löslich
• Sie sind gute Reduktionsmittel, insbesondere Aluminium
• Bor ist ein Halbleiter, Aluminium und Indium sind gute elektrische Leiter, während Gallium und Thallium schlechte Leiter sind

Reaktionen

• Reagieren nicht mit Wasser, mit Ausnahme von Aluminium, das Wasserstoff freisetzt, aber gleichzeitig eine schützende Oxidschicht bildet, die weitere Reaktionen verhindert: 2 Al(s) + 3 H₂O(l) → Al₂O₃(s) + 3 H₂(g)
• Nur Bor und Aluminium reagieren bei hohen Temperaturen mit Stickstoff unter Bildung von Nitriden: 2 B(s) + N₂(g) → 2 BN(s)
• Reagieren mit Halogenen unter Bildung von Halogeniden: 2 E + 3 X₂ → 2 EX₃

Methoden der Produktion

• Bor wird durch Reduktion von B₂O₃ mit Magnesium gewonnen
• Aluminium wird durch Elektrolyse aus Bauxit (AlO(OH)) gewonnen
• Die anderen Metalle der Gruppe werden ebenfalls durch Elektrolyse ihrer Salze aus wässrigen Lösungen gewonnen

Anwendungen

• Reines Bor wird in der Kerntechnik, als Halbleiter (Dotierung) und in Legierungen verwendet. Aluminiumlegierungen sind leicht und korrosionsbeständig. Gallium wird in Galliumarsenid (Halbleiter) verwendet. Indium wird in Legierungen und Halbleitern verwendet. Thallium wird in Fotozellen und Spezialgläsern verwendet

Kohlenstoffgruppe

Sie umfasst die Elemente Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn und Blei und bilden die Gruppe 14 des Periodensystems.

Mehr als ein Viertel der Masse der Erdkruste besteht aus diesen Elementen, vor allem Silizium, das zweithäufigste Element nach Sauerstoff. Kohlenstoff, der grundlegende Bestandteil organischer Substanzen, ist das zweithäufigste Element der Gruppe.

In ihrem natürlichen Zustand kommen nur Kohlenstoff, Zinn und Blei elementar vor, obwohl sie meist als Oxide und Sulfide vorkommen.

Eigenschaften

• Elektronenkonfiguration: ns²p²
• Kohlenstoff ist ein Nichtmetall, Zinn und Blei sind typische Metalle, während Silizium und Germanium Halbmetalle (Metalloide) sind
• Während Kohlenstoff (als Diamant) sehr hart ist, sind die Metalle viel weicher; Blei kann mit dem Fingernagel geritzt werden. Die Halbmetalle haben eine mittlere Härte
• Kohlenstoff hat sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte, die innerhalb der Gruppe nach unten abnehmen
• Die Oxidationsstufen +2 und +4 sind üblich. Kohlenstoff tritt auch in der Oxidationsstufe -4 (z. B. in Methan) auf, während in organischen Verbindungen eine Vielzahl von Oxidationsstufen möglich ist
• Die Oxide von Kohlenstoff und Silizium sind sauer, die von Zinn und Blei sind amphoter
• Blei ist giftig

Reaktionen

• Reagieren nicht mit Wasser
• Säuren reagieren mit Germanium und Blei
• Starke Basen greifen die Elemente dieser Gruppe an, mit Ausnahme von Kohlenstoff, wobei Wasserstoff freigesetzt wird (z. B. Zinn)
• Reagieren mit Sauerstoff unter Bildung von Oxiden

Methoden der Produktion

• Silizium wird durch Reduktion von SiO₂ mit Kohlenstoff im Lichtbogenofen gewonnen
• Germanium kann durch Reduktion seines Oxids mit Wasserstoff oder Kohlenstoff gewonnen werden

Anwendungsbereiche

• Silizium und Germanium werden als Halbleiter in der Elektronik eingesetzt, insbesondere für Transistoren, wofür sie sehr rein sein müssen
• Siliziumdioxid wird bei der Herstellung von Glas verwendet
• Kohlenstoff und seine Derivate werden als Brennstoffe und in der organischen Synthese verwendet
• Zinn wird zum Löten und in Legierungen verwendet
• Blei, das traditionell für Wasserrohre verwendet wurde, wird aufgrund seiner Toxizität zunehmend durch Kupfer und PVC ersetzt