Elementfamilien

KONZEPT

Der Begriff „Familie“ wird verwendet, um Elemente zu beschreiben, die bestimmte Eigenschaften gemeinsam haben – nicht nur in Bezug auf das beobachtbare Verhalten, sondern auch in Bezug auf die Atomstruktur. So sind alle Edelgase in der Regel sehr reaktionsträge: Nur wenige von ihnen verbinden sich mit anderen Elementen, und dann auch nur mit Fluor, dem reaktivsten aller Stoffe. Fluor gehört zu einer anderen Familie, den Halogenen, die so viele gemeinsame Eigenschaften haben, dass sie in einer Gruppe zusammengefasst werden, obwohl zwei von ihnen Gase und zwei Feststoffe sind und eines – Brom – eines von nur zwei Elementen ist, das bei Raumtemperatur als Festkörper erscheint. Trotz dieser offensichtlichen Unterschiede weisen gemeinsame Elektronenkonfigurationen die Halogene als eine Familie aus. Zu den Familien im Periodensystem gehören neben den Edelgasen und den Halogenen auch die Alkalimetalle, die Erdalkalimetalle, die Übergangsmetalle, die Lanthanoide und die Actiniden. Die Nichtmetalle bilden eine lose definierte familienübergreifende Gruppierung, ebenso wie die Metalloide.

WIE ES FUNKTIONIERT

Die Grundlagen des Periodensystems

Das 1869 erstellte und seitdem mehrfach modifizierte Periodensystem der Elemente, das von dem russischen Chemiker Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (1834-1907) entwickelt wurde, ist ein äußerst nützliches Instrument zur Organisation der Elemente. Sicherlich gibt es noch andere Ordnungssysteme, aber Mendelejews Tabelle ist die am weitesten verbreitete – und das aus gutem Grund. Zum einen ermöglicht sie es, auf einen Blick Familien von Elementen zu erkennen, von denen viele entweder derselben Gruppe (Spalte) oder derselben Periode (Zeile) auf der Tabelle angehören.

Das Periodensystem wird in dem diesem Thema gewidmeten Aufsatz eingehend untersucht, und zu den Besonderheiten, die in diesem Aufsatz erörtert werden, gehören die unterschiedlichen Systeme, die in Nordamerika und im Rest der Welt für Periodensystemtafeln verwendet werden. Das nordamerikanische System nummeriert nur acht Gruppen und lässt 10 Spalten unnummeriert, während das andere System, das von der Internationalen Union für reine und angewandte Chemie (IUPAC) genehmigt wurde, alle 18 Spalten nummeriert. Beide Versionen des Periodensystems zeigen sieben Perioden.

Die Gruppen, die im nordamerikanischen System nummeriert sind, sind die beiden „hohen“ Spalten auf der linken Seite der „Senke“ im Diagramm sowie die sechs „hohen“ Spalten rechts davon. Gruppe 1 in diesem System besteht aus Wasserstoff und den Alkalimetallen, Gruppe 2 aus den Erdalkalimetallen, die Gruppen 3 bis 6 aus einer Reihe von Metallen, Nichtmetallen und Metalloiden, Gruppe 7 aus Halogenen und Gruppe 8 aus Edelgasen. Die „Senke“, die sich über 10 Spalten in den Perioden 4 bis 7 erstreckt, ist der Bereich, in dem die Übergangsmetalle aufgeführt sind. Das nordamerikanische System weist diesen und den beiden unteren Reihen, die die Lanthaniden- und Aktinidenreihen der Übergangsmetalle darstellen, keine Gruppennummern zu.

Das IUPAC-System hingegen bietet den offensichtlichen Vorteil, dass es für jede Spalte eine Nummer vorsieht. (Man beachte, dass die IUPAC-Tabelle, wie ihr nordamerikanisches Gegenstück, keine Spaltennummern für die Lanthaniden oder Aktiniden enthält.) Darüber hinaus steht hinter der IUPAC die Autorität eines 1919 gegründeten internationalen Gremiums, das eine Reihe von Angelegenheiten im Zusammenhang mit dem Periodensystem überwacht: die Benennung von Elementen, die Zuweisung von chemischen Symbolen für neue Elemente und die Zertifizierung einer bestimmten Person oder eines Forscherteams als Entdecker dieses Elements. Aus diesen Gründen erfreut sich das IUPAC-System auch unter nordamerikanischen Chemikern zunehmender Beliebtheit.

Trotz der internationalen Akzeptanz des IUPAC-Systems und seiner Vorzüge in Bezug auf die Bequemlichkeit wird in diesem Buch im Allgemeinen das nordamerikanische System verwendet. Das liegt zum Teil daran, dass die meisten amerikanischen Schulen immer noch dieses System verwenden; außerdem gibt es einen Grund für die Zuordnung von Zahlen zu nur acht Gruppen, wie noch erläutert wird. Wo es notwendig oder angebracht ist, werden jedoch auch die Gruppennummern im IUPAC-System angegeben.

Hauptenergieniveaus

Die Gruppennummern im nordamerikanischen System geben die Anzahl der Valenzelektronen an, d. h. der Elektronen, die an der chemischen Bindung beteiligt sind.Valenzelektronen besetzen auch das höchste Energieniveau im Atom, das man sich als die vom Kern am weitesten entfernte Bahn vorstellen könnte, obwohl der Begriff „Bahn“ irreführend ist, wenn man ihn auf die Art und Weise anwendet, wie sich ein Elektron bewegt.

Elektronen bewegen sich nicht in regelmäßigen Bahnen um den Atomkern, wie Planeten um die Sonne, sondern ihre Bahnen können nur grob in Form von Orbitalen definiert werden, einem Muster von Wahrscheinlichkeiten bezüglich der Bereiche, durch die sich ein Elektron wahrscheinlich bewegt. Das Muster der Orbitale wird durch das Hauptenergieniveau des Atoms bestimmt, das angibt, wie weit sich ein Elektron vom Kern entfernen kann.

Das Hauptenergieniveau wird durch eine ganze Zahl bezeichnet, beginnend mit 1 und aufsteigend bis 7: Je höher die Zahl, desto weiter ist das Elektron vom Kern entfernt und desto größer ist somit die Energie im Atom. Die Beziehung zwischen dem Hauptenergieniveau und der Periode ist relativ einfach zu demonstrieren. Die Nummer n einer Periode im Periodensystem entspricht der Nummer des höchsten Hauptenergieniveaus der Atome in dieser Reihe, d. h. des Hauptenergieniveaus, das von den Valenzelektronen eingenommen wird. So haben Elemente der Periode 1 ein höchstes Hauptenergieniveau von 1 usw.

Valenz-Elektronenkonfigurationen

Bei der Erörterung von Elementfamilien sind die Perioden oder Zeilen des Periodensystems jedoch nicht so wichtig wie die Gruppen oder Spalten. Diese werden durch die Valenzelektronenkonfigurationen definiert, ein Thema, das komplizierter ist als die Hauptenergieniveaus – obwohl letztere etwas mehr Erklärung erfordern, um die Elektronenkonfigurationen zu erklären.

Jedes Hauptenergieniveau ist in Unterniveaus unterteilt, die der Zahl n des Hauptenergieniveaus entsprechen: So hat das Hauptenergieniveau 1 ein Unterniveau, das Hauptenergieniveau 2 zwei und so weiter. Wie zu erwarten, steigt mit der Anzahl der Hauptenergieniveaus und der Unterniveaus auch die Komplexität der Orbitale.

ORBITALE MUSTER.

Die vier Grundtypen von Orbitalmustern werden als s, p, d und f bezeichnet. Die s-Form könnte man als kugelförmig bezeichnen, aber wenn es um Elektronen geht, ist nichts so eindeutig: Orbitalmuster kennzeichnen nur die Bereiche, in denen die Wahrscheinlichkeit für ein Elektron liegt. Mit anderen Worten, in einem s-Orbital wird die gesamte Elektronenwolke wahrscheinlich mehr oder weniger kugelförmig sein.

Die p-Form ist wie eine Acht um den Kern herum, und die d-Form ist wie zwei Achter, die sich am Kern treffen. Auch diese und andere Orbitalmuster bedeuten nicht, dass das Elektron notwendigerweise dieser Bahn folgen muss. Es bedeutet, dass, wenn man Millionen von Fotos des Elektrons während eines Zeitraums von einigen Sekunden machen könnte, die resultierende Unschärfe der Bilder in einem p-Orbital in etwa die Form einer Acht beschreiben würde.

Das f-Orbitalmuster ist so komplex, dass die meisten grundlegenden Chemie-Lehrbücher nicht einmal versuchen, es zu erklären, und neben f gibt es noch andere, noch kompliziertere Muster, die in alphabetischer Reihenfolge bezeichnet werden: g, h und so weiter. In der folgenden Diskussion werden wir uns nicht mit diesen befassen, da selbst bei den Lanthaniden und Aktiniden ein Atom im Grundzustand keine Orbitalmuster jenseits eines f ausfüllt.

SUBLEVELS UND ORBITALFÜLLUNG.

Das Hauptenergieniveau 1 hat nur ein s-Unterniveau; 2 hat ein s und ein p, letzteres mit drei möglichen Orientierungen im Raum; 3 hat ein s, p und d (fünf mögliche räumliche Orientierungen); und 4 hat ein s, p, d und f (sieben mögliche räumliche Orientierungen.)

Nach dem Pauli-Ausschlussprinzip können nur zwei Elektronen ein einziges Orbitalmuster besetzen, d. h. das s-Unterniveau oder eine der räumlichen Orientierungen in p, d und f, und diese beiden Elektronen müssen sich in entgegengesetzte Richtungen drehen. So können sich zwei Elektronen in einem s-Orbitalmuster oder einer Schale bewegen, sechs in einem p, 10 in einem d und 14 in einem f-Orbitalmuster oder einer Schale. Valenzschalenkonfigurationen werden daher mit hochgestellten Zahlen dargestellt, die die Anzahl der Elektronen in diesem Orbitalmuster angeben, z. B. s 1 für ein Elektron im s-Orbital oder d 10 für ein vollständig besetztes d-Orbital.

REAL-LIFE APPLICATIONS

Repräsentative Elemente

Wasserstoff (Ordnungszahl 1), mit der einfachsten aller Atomstrukturen, hat nur ein Elektron auf dem Hauptenergieniveau 1, so dass sein Valenzelektron auch ein Kernelektron ist. Die Valenzkonfiguration von Wasserstoff lautet daher 1s 1. Wie im Elektronenessay beschrieben, kann ein Wasserstoffatom (oder jedes andere Atom) in einem angeregten Zustand Energieniveaus erreichen, die über seinen normalen oder Grundzustand hinausgehen.

Wenn man im Periodensystem direkt zu Francium (Ordnungszahl 87) übergeht, das sich in derselben Spalte wie Wasserstoff befindet, stellt man fest, dass es eine Valenzelektronenkonfiguration von 7s 1 hat. Obwohl Francium also wesentlich komplexer und energiereicher ist als Wasserstoff, haben die beiden Elemente die gleiche Valenzschalenkonfiguration; lediglich die Nummer des Hauptenergieniveaus ist unterschiedlich. Alle Elemente, die in der Gruppe 1 unterhalb von Wasserstoff aufgeführt sind, werden daher als Alkalimetalle bezeichnet. Offensichtlich gehört Wasserstoff – ein Gas – nicht zur Familie der Alkalimetalle und auch zu keiner anderen Familie: Er ist der „einsame Wolf“ des Periodensystems.

Betrachten wir nun zwei Elemente der Gruppe 2: Beryllium (Ordnungszahl 4) und Radium (88) stehen an der Spitze bzw. am Ende. Beryllium hat eine Valenzschalenkonfiguration von 2s 2. Das bedeutet, dass sich seine Valenzschale auf dem Hauptenergieniveau 2 befindet, wo sich zwei Elektronen auf einer s-Orbitalstruktur befinden. Radium befindet sich zwar in der 7. Periode, hat aber dennoch die gleiche Valenzschalenkonfiguration: 7s 2. Damit ist die Familie der Erdalkalimetalle in Bezug auf die Valenzschalenkonfiguration definiert.

Lassen wir für den Moment die Gruppen 3 bis 6 außer Acht – ganz zu schweigen von den Spalten zwischen den Gruppen 2 und 3, die im nordamerikanischen System nicht nummeriert sind – und gehen wir zur Gruppe 7 über. Alle Elemente in dieser Spalte, die so genannten Halogene, haben die Valenzschalenkonfiguration ns 2np 5. Nach der Gruppe 7 folgt die Gruppe 8, die Edelgase, von denen alle bis auf eines die Valenzschalenkonfiguration ns 2np 6 haben. Die Ausnahme ist Helium, das eine s 2-Valenzschale hat. Damit scheint es zu den Erdalkalimetallen zu gehören, aber Helium ist natürlich kein Metall. In Bezug auf sein tatsächliches Verhalten gehört es eindeutig zur Familie der Edelgase.

Die Konfigurationen dieser Valenzschalen haben Auswirkungen auf die Art und Weise, wie Elemente Bindungen eingehen, ein Thema, das im Aufsatz über chemische Bindungen ausführlich behandelt wird. Hier wird es nur am Rande behandelt, um die Tatsache zu verdeutlichen, dass die Elektronenkonfiguration zu beobachtbaren Ergebnissen führt. Am deutlichsten wird dies bei den Edelgasen, die sich einer Bindung mit den meisten anderen Elementen eher widersetzen, weil sie bereits acht Elektronen in ihrer Valenzschale haben – dieselbe Anzahl von Valenzelektronen, die die meisten anderen Atome erst nach einer Bindung erhalten.

Von den repräsentativen Elementen zu den Übergangselementen

Die Gruppen 3 bis 6 bilden zusammen mit Wasserstoff und den vier bisher identifizierten Familien die 44 repräsentativen oder Hauptgruppenelemente. Bei 43 dieser 44 ist die Anzahl der Valenzschalenelektronen identisch mit der Gruppennummer im nordamerikanischen System. (Helium, das zur Gruppe 8 gehört, aber zwei Valenzelektronen hat, ist die einzige Ausnahme.) Im Gegensatz dazu folgen die 40 Elemente, die in der „Senke“ in der Mitte des Diagramms aufgeführt sind – die Übergangsmetalle – einem weniger klar definierten Muster. Dies ist einer der Gründe, warum das nordamerikanische System sie nicht nach Gruppennummern auflistet, und auch, warum keines der beiden Systeme die beiden anderen Familien innerhalb der Übergangselemente – die Lanthaniden und Aktiniden – auflistet.

Bevor wir uns jedoch mit den Übergangsmetallen befassen, sollten wir die Muster der Orbitalfüllung betrachten, die auch die repräsentativen Elemente von den Übergangselementen unterscheiden. Jedes nachfolgende repräsentative Element füllt alle Orbitale der ihm vorangehenden Elemente auf (mit einigen Ausnahmen, die noch erläutert werden) und fügt dann eine weitere mögliche Elektronenkonfiguration hinzu. The total number of electrons—not just valence shell electrons—is the same as the atomic number. Thus fluorine, with an atomic number of 9, has a complete configuration of 1s 22s 22p 5. Neon, directly following it with an atomic number of 10, has a total configuration of 1s 22s 22p 6. (Again, this is not the same as the valence shell configuration, which is contained in the last two sub-levels represented: for example, 2s 22p 6 for neon.)

The chart that follows shows the pattern by which orbitals are filled. Note that in several places, the pattern of filling becomes „out of order,“ something that will be explained below.

Orbital Filling by Principal Energy Level

• 1s (2)
• 2s (2)
• 2p (6)
• 3s (2)
• 3p (6)
• 4s (2)
• 3d (10)
• 4p (6)
• 5s (2)
• 4d (10)
• 5p (6)
• 6s (2)
• 4f (14)
• 5d (10)
• 6p (6)
• 7s (2)
• 5f (14)
• 6d (10)

PATTERN DER ORBITALFÜLLUNG.

Im Allgemeinen folgen die 44 repräsentativen Elemente einem regelmäßigen Muster der Orbitalbesetzung, und dies gilt insbesondere für die ersten 18 Elemente. Stellen Sie sich ein kleines Amphitheater vor, das die Form eines Kegels hat, mit kleineren Sitzreihen im vorderen Bereich. Diese Reihen sind ebenfalls nach Abschnitten benannt, wobei die Abschnittsnummer der Anzahl der Reihen in diesem Abschnitt entspricht.

Die beiden Sitze in der ersten Reihe bilden einen Abschnitt mit der Bezeichnung 1 oder 1s, der vollständig gefüllt ist, nachdem Helium (Ordnungszahl 2) den Zuschauerraum betreten hat. Nun beginnen die Elemente den Abschnitt 2 zu füllen, der zwei Reihen umfasst. Die erste Reihe des Abschnitts 2, die mit 2s bezeichnet ist, hat ebenfalls zwei Plätze und ist nach Beryllium (4) ebenfalls gefüllt. Die Reihe 2p hat 6 Plätze und wird schließlich mit dem Eintritt von Neon (10) gefüllt. Nun ist der gesamte Abschnitt 2 gefüllt; daher beginnt das elfte Element, Natrium, den Abschnitt 3 in der ersten seiner drei Reihen zu füllen. Diese Reihe ist die 3s-Reihe, die wie alle s-Reihen nur zwei Plätze hat. Wenn also das Element 13, Aluminium, das Theater betritt, nimmt es einen Platz in der Reihe 3p ein, und schließlich vervollständigt Argon (18) diese Reihe mit sechs Plätzen.

Nach dem bisher ermittelten Muster müsste das Element 19 (Kalium) damit beginnen, die Reihe 3d zu füllen, indem es den ersten der zehn Plätze einnimmt. Stattdessen geht es weiter zu Abschnitt 4, der vier Reihen hat, und nimmt den ersten Platz in der ersten dieser Reihen, 4s, ein. Calcium (20) folgt ihm und besetzt die Reihe 4s. Aber als das nächste Element, Scandium (21), in das Theater kommt, geht es in die Reihe 3d, wo Kalium „hingehört“ hätte, wenn es die Abteilungen weiterhin in der Reihenfolge gefüllt hätte. Auf Scandium folgen neun Begleiter (die erste Reihe der Übergangselemente), bevor ein weiteres repräsentatives Element, Gallium (31), ins Spiel kommt. (Aus Gründen, die hier nicht erörtert werden sollen, haben Chrom und Kupfer, die Elemente 24 bzw. 29, Valenzelektronen in 4s – was sie etwas aus dem Muster der Übergangsmetalle heraushebt.)

Nach der „richtigen“ Reihenfolge der Platzbesetzung müsste Gallium, nachdem 3d (und damit der gesamte Abschnitt 3) besetzt ist, einen Platz in 4s einnehmen. Diese Plätze sind jedoch bereits von den beiden vorhergehenden repräsentativen Elementen besetzt, so dass Gallium den ersten der sechs Plätze in 4p einnimmt. Nachdem sich diese Reihe mit Krypton (36) gefüllt hat, ist es wieder „richtig“, dass das nächste repräsentative Element, Rubidium (37), einen Platz in 4d einnimmt. Stattdessen überspringt Rubidium, genau wie Kalium 3d, 4d und eröffnet den Abschnitt 5, indem es den ersten von zwei Plätzen in 5s einnimmt.

Genauso wie zuvor beginnt das nächste Übergangselement, Yttrium (39), damit, den Abschnitt 4d zu füllen, und es folgen neun weitere Übergangselemente, bis Cadmium (48) diesen Abschnitt ausfüllt. Dann werden die repräsentativen Elemente mit Indium (49) fortgesetzt, das wie Gallium in den Abschnitt 5p überspringt. Und so geht es durch den Rest des Periodensystems, das mit zwei repräsentativen Elementen endet, gefolgt von den letzten 10 Übergangsmetallen.

Übergangsmetalle

Angesichts der Tatsache, dass es eigentlich die repräsentativen Elemente sind, die die d-Unterebenen überspringen, und die Übergangsmetalle, die zurückgehen und sie auffüllen, könnte man sich fragen, ob die Bezeichnungen „repräsentativ“ und „Übergang“ (was eine Unterbrechung impliziert) umgekehrt werden sollten. Denken Sie jedoch an die Korrelation zwischen der Anzahl der Valenzschalenelektronen und der Gruppennummer für die repräsentativen Elemente. Außerdem sind die Übergangsmetalle die einzigen Elemente, die die d-Orbitale ausfüllen.

Das bringt uns zu dem Grund, warum die Lanthaniden und Actiniden sogar von den Übergangsmetallen abgesetzt werden. In den meisten Versionen des Periodensystems folgt auf Lanthan (57) Hafnium (72) im Abschnitt der Übergangsmetalle der Tabelle. In ähnlicher Weise wird Actinium (89) von Rutherfordium (104) abgelöst. Die „fehlenden“ Metalle – Lanthanide bzw. Actinide – sind am Ende der Tabelle aufgeführt. Dafür gibt es Gründe, ebenso wie für die Namen dieser Gruppen.

Nachdem das 6s-Orbital mit dem repräsentativen Element Barium (56) gefüllt ist, tut Lanthan das, was ein Übergangsmetall tut – es beginnt, das 5d-Orbital zu füllen. Doch nach Lanthan geschieht etwas Seltsames: Cer (58) hört auf, das 5d-Orbital zu füllen, und geht dazu über, das 4f-Orbital zu füllen. Die Besetzung dieses Orbitales setzt sich in der gesamten Lanthanidenreihe fort, bis hin zu Lutetium (71). Somit können die Lanthanoide als diejenigen Metalle definiert werden, die das 4f-Orbital ausfüllen; da Lanthan jedoch ähnliche Eigenschaften aufweist, wird es gewöhnlich zu den Lanthanoiden gezählt. Manchmal wird der Begriff „Lanthanidenserie“ verwendet, um die anderen 14 Lanthanide von Lanthan selbst zu unterscheiden.

Ein ähnliches Muster findet sich bei den Actiniden. Das 7s-Orbital füllt sich mit Radium (88), danach beginnt Actinium (89) das 6d-Orbital zu füllen. Danach folgt Thorium, das erste der Actiniden, das mit der Besetzung des 5f-Orbitales beginnt. Dies wird mit dem Element 103, Lawrencium, abgeschlossen. Aktiniden können somit als Metalle definiert werden, die das 5f-Orbital ausfüllen; da Aktinium jedoch ähnliche Eigenschaften aufweist, wird es in der Regel zu den Aktiniden gezählt.

Metalle, Nichtmetalle und Metalloide

Der Leser wird feststellen, dass wir die sieben bisher identifizierten Familien im Allgemeinen nicht anhand von Eigenschaften erörtert haben, die leichter zu erkennen sind – wie Farbe, Phase der Materie, Bindungsmerkmale usw. Stattdessen wurden sie in erster Linie unter dem Gesichtspunkt der Orbitalbesetzung untersucht, die eine solide chemische Grundlage für die Identifizierung der Familien bietet. Makroskopische Eigenschaften sowie die Art und Weise, in der die verschiedenen Elemente im täglichen Leben Anwendung finden, werden in den Aufsätzen zu den einzelnen Gruppen erörtert.

Zudem ist zu beachten, dass die bisher identifizierten Familien nur 92 der insgesamt 112 im Periodensystem aufgeführten Elemente ausmachen: Wasserstoff, sechs Alkalimetalle, sechs Erdalkalimetalle, fünf Halogene, sechs Edelgase, 40 Übergangsmetalle, 14 Lanthanide und 14 Actinide. Was ist mit den anderen 20? In einigen Diskussionen über Elementfamilien werden diese Elemente, die alle zu den Gruppen 3 bis 6 gehören, eigenen Familien zugeordnet, die kurz erwähnt werden sollen. Da diese „Familien“ jedoch nicht von allen Chemikern anerkannt werden, werden die 20 Elemente der Gruppen 3 bis 6 in diesem Buch allgemein als Metalle, Nichtmetalle und Metalloide bezeichnet.

METALLE UND NICHTMETALLE.

Metalle haben ein glänzendes Aussehen und sind verformbar, d. h. sie lassen sich in verschiedene Formen bringen, ohne zu zerbrechen. Sie sind ausgezeichnete Wärme- und Stromleiter und neigen dazu, positive Ionen zu bilden, indem sie Elektronen verlieren. Im Periodensystem nehmen die Metalle die linke, die mittlere und einen Teil der rechten Seite des Diagramms ein. Es sollte daher nicht überraschen, dass die meisten Elemente (nämlich 87) Metalle sind. Diese Liste umfasst Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Übergangsmetalle, Lanthanoide und Actiniden sowie sieben Elemente der Gruppen 3 bis 6 – Aluminium, Gallium, Indium, Thallium, Zinn, Blei und Wismut.

Nichtmetalle haben ein stumpfes Aussehen, sind nicht formbar, leiten Wärme und Elektrizität schlecht und neigen dazu, Elektronen zu gewinnen und negative Ionen zu bilden. Sie sind also in vielerlei Hinsicht das Gegenteil von Metallen, wie ihr Name schon sagt. Zu den Nichtmetallen, die die obere rechte Seite des Periodensystems einnehmen, gehören die Edelgase, die Halogene und die sieben Elemente der Gruppen 3 bis 5. Diese „Waisen“ der Nichtmetalle sind Bor, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Phosphor, Schwefel und Selen. Zu diesen sieben Waisen könnte ein achtes Element aus Gruppe 1 hinzugefügt werden: Wasserstoff. Wie bei den Metallen ist den Nichtmetallen ein eigener Aufsatz gewidmet, der sich speziell mit den „Waisen“ befasst.

Metalloide und andere „Familien“-Bezeichnungen

Die Diagonale zwischen den Metallen und den Nichtmetallen bilden die Metalloide, Elemente, die sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen aufweisen. Sie sind alle fest, aber nicht glänzend, und leiten Wärme und Elektrizität mäßig gut. Die sechs Metalloide sind Silizium, Germanium, Arsen, Antimon, Tellur und Polonium. Astat wird manchmal als siebtes Metalloid bezeichnet; in diesem Buch wird es jedoch als Mitglied der Halogenfamilie behandelt.

In einigen Quellen werden in den Gruppen 3 bis 6 eher „Familien“ als Sammlungen von „verwaisten“ Metallen, Metalloiden und Nichtmetallen aufgeführt. Diese Bezeichnungen werden in diesem Buch nicht verwendet; sie sollten jedoch kurz erwähnt werden. Gruppe 3 wird manchmal als die Bor-Familie bezeichnet, Gruppe 4 als die Kohlenstoff-Familie, Gruppe 5 als die Stickstoff-Familie und Gruppe 6 als die Sauerstoff-Familie. Manchmal wird die Gruppe 5 als pnictogens und die Gruppe 6 als chalcogens bezeichnet.

Wo man mehr lernen kann

Bankston, Sandy. „Explore the Periodic Table and Families of Elements“ The Rice School Science Department (Website). <http://www.ruf.rice.edu/~sandyb/Lessons/chem.html> (Mai 23, 2001).

Challoner, Jack. The Visual Dictionary of Chemistry. New York: DK Publishing, 1996.

„Elementistory“ (Website). <http://smallfry.dmu.ac.uk/chem/periodic/elementi.html> (22. Mai 2001).

„Familien der Elemente“ (Website). <http://homepages.stuy.edu/~bucherd/ch23/families.html> (May 23, 2001).

Knapp, Brian J. and David Woodroffe. The Periodic Table. Danbury, CT: Grolier Educational, 1998.

Maton, Anthea. Exploring Physical Science. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall, 1997.

Oxlade, Chris. Elements and Compounds. Chicago: Heinemann Library, 2001.

„The Pictorial Periodic Table“ (Web site). <http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/periodic.html> (May 22, 2001).

Stwertka, Albert. A Guide to the Elements. New York: Oxford University Press, 1998.

„Visual Elements“ (Web site). <http://www.chemsoc.org/viselements/> (May 22, 2001).

KEY TERMS

ACTINIDES:

Those transition metalsthat fill the 5f orbital. Da Actinium – das das 5f-Orbital nicht ausfüllt – ähnliche Eigenschaften wie die Actiniden aufweist, wird es in der Regel zur Familie der Actiniden gezählt.

ALKALI-METALLE:

Alle Mitglieder der Gruppe 1 des Periodensystems der Elemente, mit Ausnahme von Wasserstoff, mit Valenzelektronenkonfigurationen von ns 1.

ALKALINE ERDMETALLE:

Gruppe 2 im Periodensystem der Elemente, mit Valenzelektronenkonfigurationen von ns 2.

ELECTRONENWOLKE:

Ein Begriff, der das von Orbitalen gebildete Muster beschreibt.

ELEMENTENFAMILIEN:

Zugehörige Elemente, einschließlich der Edelgase, Halogene, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Übergangsmetalle, Lanthaniden und Actiniden. Darüber hinaus bilden Metalle, Nichtmetalle und Metalloide lose definierte Familien. Manchmal werden auch andere Familienbezeichnungen verwendet, wie z. B. die Kohlenstofffamilie.

Grundzustand:

Ein Begriff, der den Zustand eines Atoms auf seinem gewöhnlichen Energieniveau beschreibt.

GRUPPEN:

Säulen im Periodensystem der Elemente. Diese sind nach der Anzahl der Valenzelektronen in den Außenschalen der Atome für die dargestellten Elemente geordnet.

HALOGEN:

Gruppe 7 des Periodensystems der Elemente, mit Valenzelektronenkonfigurationen von ns 2np 5.

ION:

Ein Atom oder Atome, die ein oder mehrere Elektronen verloren oder gewonnen haben und daher eine elektrische Nettoladung besitzen.

LANTHANIDE:

Die Übergangsmetalle, die das 4f-Orbital ausfüllen. Da Lanthan, das das 4f-Orbital nicht ausfüllt, ähnliche Eigenschaften wie die Lanthanoide aufweist, wird es in der Regel zur Familie der Lanthanoide gezählt.

MITTELGRUPPENELEMENTE:

Die 44 Elemente der Gruppen 1 bis 8 im Periodensystem der Elemente, bei denen die Anzahl der Valenzelektronen der Gruppennummer entspricht. (Die einzige Ausnahme ist Helium.) Zu den Hauptgruppenelementen, auch repräsentative Elemente genannt, gehören die Familien der Alkalimetalle, der Erdalkalimetalle, der Halogene und der Edelgase sowie andere Metalle, Nichtmetalle und Metalloide.

METALLOIDE:

Elemente, die sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen aufweisen. Metalloide sind alle Festkörper, aber sie sind nicht glänzend und leiten Wärme und Elektrizität mäßig gut. Die sechs Metalloide befinden sich in einem diagonalen Bereich zwischen den Metallen und den Nichtmetallen auf der rechten Seite des Periodensystems. Manchmal wird Astat zu den Metalloiden gezählt, aber in diesem Buch wird es im Zusammenhang mit der Familie der Halogene behandelt.

METALLE:

Eine Sammlung von 87 Elementen, die zahlreiche Familien umfasst – Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Übergangsmetalle, Lanthaniden und Actiniden sowie sieben Elemente der Gruppen 3 bis 5. Metalle, die die linke, mittlere und einen Teil der rechten Seite des Periodensystems einnehmen, haben ein glänzendes Aussehen und sind verformbar, d. h. sie können in verschiedene Formen gebracht werden, ohne zu brechen. Sie sind ausgezeichnete Wärme- und Stromleiter und neigen dazu, positive Ionen zu bilden, indem sie Elektronen verlieren.

Noble Gase:

Gruppe 8 des Periodensystems der Elemente, die alle (mit Ausnahme von Helium) die Valenzelektronenkonfiguration ns 2np 6 haben.

NICHTMETALLE:

Elemente, die ein stumpfes Aussehen haben, nicht verformbar sind, Wärme und Elektrizität schlecht leiten und dazu neigen, Elektronen zu gewinnen und negative Ionen zu bilden. Sie sind also in den meisten Punkten das Gegenteil von Metallen, wie ihr Name schon sagt. Abgesehen von Wasserstoff nehmen die anderen 18 Nichtmetalle die obere rechte Seite des Periodensystems ein und umfassen die Edelgase, die Halogene und die sieben Elemente der Gruppen 3 bis 6.

ORBITAL:

Ein Muster von Wahrscheinlichkeiten bezüglich der Position eines Elektrons für ein Anatom in einem bestimmten Energiezustand. Je höher das Hauptenergieniveau ist, desto komplexer ist das Muster der Orbitale. Die vier Arten von Orbitalmustern werden als s, p, d und f bezeichnet, von denen jedes komplexer ist als das vorherige.

PERIODISCHE TABELLE DER ELEMENTE:

Eine Tabelle, die die Elemente in der Reihenfolge ihrer Ordnungszahl zusammen mit dem chemischen Symbol und der durchschnittlichen Atommasse (in Atommasseneinheiten) für das jeweilige Element zeigt.

PERIODEN:

Zeilen des Periodensystems der Elemente. Diese stellen aufeinanderfolgende Energieniveaus in den Atomen der betreffenden Elemente dar.

Hauptenergieniveau:

Ein Wert, der die Entfernung angibt, die ein Elektron vom Kern eines Atoms zurücklegen kann. Er wird durch eine ganze Zahl bezeichnet, beginnend mit 1 und aufsteigend. Je höher das Hauptenergieniveau ist, desto größer ist die Energie im Atom und desto komplexer ist das Muster der Orbitale.

REPRESENTATIVE ELEMENTE:

Siehe Hauptgruppenelemente.

Übergangsmetalle:

Eine Gruppe von 40 Elementen, denen in der nordamerikanischen Version des Periodensystems keine Gruppennummer zugeordnet ist. Dies sind die einzigen Elemente, die die d-Orbitale ausfüllen.

WERTELECTRONEN:

Elektronen, die die höchsten Energieniveaus im Anatom besetzen. Dies sind die Elektronen, die an der chemischen Bindung beteiligt sind.