Mittlerweile haben wir einiges über Atome und ihren Aufbau gelernt. Wir wissen, dass sich im Kern Protonen und Neutronen befinden und die Hülle von Elektronen umgeben ist, die sich in Schalen unterteilen. Die einzelnen Schalen lassen sich wiederum in Orbitale unterteilen.
Damit ein Atom nach Außen neutral ist, braucht es ebenso viele Protonen wie Elektronen. Wasserstoff besitzt ein Proton, Helium zwei, Lithium drei, Beryllium vier und so weiter. Die Elemente unterscheiden sich somit durch ihre Kernladungszahl und folglich auch durch die Anzahl der Elektronen.
Mit diesem Wissen könnte man alle bekannten Elemente in einer Tabelle anordnen und neben der Kernladungszahl und dem Namen noch weitere Eigenschaften dazuschreiben, wie etwa die Masse. Das Periodensystem der Elemente ist etwas ähnliches, geht aber noch viel weiter.
Es wurde 1869 von den Wissenschaftlern Julius Lothar von Meyer und Dmitri Iwanowitsch Mendelejew unabhängig voneinander entwickelt und vorgestellt. Es zeigt alle chemischen Elemente mit steigender Ordnungszahl und entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften eingeteilt in Perioden, sowie Haupt- und Nebengruppen. Das erste PSE war zu dieser Zeit noch nicht vollständig, da viele Elemente damals noch nicht bekannt waren. Beispielsweise fehlten alle Edelgase. Mit der Systematik, Elemente nach chemischen Eigenschaften zu ordnen, konnte man aber Lücken entdecken und so gezielt nach ihnen suchen. Schauen wir uns dieses System genauer an.
Das Periodensystem der Elemente (PSE)
ist nach der Kernladungszahl der Elemente geordnet. Dies entspricht der Ordnungszahl. Natrium beispielsweise hat die Ordnungszahl 11, besitzt somit 11 Protonen.
besteht aus 7 Perioden (waagerechte Zeilen)
besteht aus 8 Hauptgruppen (senkrechte Einteilung in römische Ziffern)
besteht aus Nebengruppen (hier die Zahlen 1 bis 10)
Jede Periode ist eine Schale nach dem Atommodell. Die sieben Perioden entsprechen somit den Schalen K, L, M, N, O, P und Q. Dies ist im Bild ganz rechts zu sehen.
Wie in der Folge mit dem Atommodell bereits gesagt, unterteilen sich die Schalen in Orbitale. Die K-Schale hat nur ein s orbital, L ein s und ein p, M s, p und d, N hat s, p, d und f. In manchen PSEs wird bei den Elementen noch die sogenannte Elektronenkonfiguration mit angegeben. Darauf gehen wir in der Folge mit dem Pauli-Prinzip näher ein.
Bevor wir uns die Gruppen genauer anschauen, möchte ich noch die Beschriftung in den einzelnen Kästchen zeigen. Links oben befindet sich die Ordnungszahl, rechts oben die Atommasse als molare Masse. Darunter der Name des Elements, gefolgt vom Symbol. Ein Symbol besteht aus mindestens einem und höchstens zwei Buchstaben, wobei der erste Buchstabe groß- und der zweite kleingeschrieben wird. Links davon sind die häufigsten Oxidationszahlen aufgelistet. Dies ist für chemische Bindungen eine zentrale Eigenschaft. Sie besagt, wie viele Elektronen ein Element aufnehmen oder abgeben kann. Hier im Beispiel kann Gold (mit dem Symbol Au) entweder ein Elektron oder drei Elektronen abgeben. Das Gold-Ion wird positiv, weshalb auch die Oxidationszahl positiv ist. Fluor hingegen nimmt immer ein Elektron auf, hat somit eine Oxidationszahl von -1 und wird zum Fluorid.
Unterhalb der Oxidationszahl sieht man die Dichte und ganz unten das Entdeckungsjahr.
Was die unterschiedlichen Farben der Kästchen zu bedeuten hat, blende ich hier ein.
Jede Zeile im Periodensystem entspricht einer Periode, jede Spalte einer Haupt- oder Nebengruppe.
Die Hauptgruppen sind:
I: Alkalimetalle (wie Natrium und Kalium)
II: Erdalkalimetalle (wie Magnesium und Calcium)
III: Borgruppe
IV: Kohlenstoffgruppe
V: Stickstoffgruppe
VI: Sauerstoffgruppe (Chalkogene, auch Erzbildner genannt)
VII: Halogene (Fluor, Chlor, Brom, Iod usw.) Halogene nennt man manchmal auch „Salzbildner“
VIII: Edelgase (Neon, Argon, Krypton, Xenon...)
Die Nummer der Hauptgruppe entspricht der Anzahl der Valenzelektronen, die ich in der letzten Folge kurz beschrieb. Die Valenzelektronen sind die Außenelektronen. Dies sind die Elektronen, die sich in den äußersten Orbitalen aufhalten und sich an Bindungen („Valenzen“) zwischen Atomen beteiligen können.
Die Nebengruppen sind:
1: Kupfergruppe
2: Zinkgruppe
3: Scandiumgruppe
4: Titangruppe
5: Vanadiumgruppe
6: Chromgruppe
7: Mangangruppe
8: Eisengruppe zusammen mit Cobalt- und Nickelgruppe
Manchmal, wie hier im Bild, werden Cobalt und Nickel in eigene Gruppen unterteilt.
Die Sortierung sieht ein wenig merkwürdig aus, ist aber den Valenzelektronen geschuldet. So hat Kupfer ein, Zink zwei, Scandium drei Valenzelektronen und so weiter.
Das Wissen um die Valenzelektronen ist wichtig um zu wissen, welche chemischen Bindungen ein Element eingehen kann. Bei der Oxidationszahl spricht man auch von einer „Wertigkeit“. In der übernächsten Folge gehe ich auf viele chemische Verbindungen ein, weshalb ich hier nur zwei bekannte Beispiele bringen möchte.
Unser alt bekanntes Natriumchlorid, das NaCl, besteht aus einem Natrium und einem Chloratom. Nach dem PSE hat Natrium eine Oxidationszahl von +1. Chlor hat viele Möglichkeiten, kommt aber am meisten als -1 vor. Natrium ist in der ersten Hauptgruppe, Chlor in der siebten. Wenn man dies zusammenzählt, wären die beiden zusammen in der achten Hauptgruppe.
Wasser ist H2O. Wasserstoff hat +1, Sauerstoff hat -2 als Oxidationszahl. Zwei Wasserstoff (HG 1) und ein Sauerstoff (HG 6) ergibt wieder acht.
In beiden Fällen „landet“ die Verbindung bei den Edelgasen, weshalb man dies auch „Edelgaskonfiguration“ nennt. Atome versuchen primär diese Edelgaskonfiguration (auch „Oktettregel“ genannt) zu erreichen, auch wenn das zu Lasten der elektrischen Neutralität geht - und streben sekundär nach Ladungsausgleich der Gesamtkonfiguration.
Werfen wir noch einen Blick auf die Orbitale.
In der vergrößerten Darstellung sieht man die Anzahl der Elektronen der Schalen und der einzelnen Orbitale sehr deutlich. Die Orbitale, und somit die Schalen, werden zwar nicht immer nacheinander gefüllt, aber dies soll uns momentan noch nicht interessieren.
Die Elemente He, Ne, Ar, Kr und Xe gehören zur Gruppe der Edelgase. Mit Ausnahme von He haben die Edelgasatome auf der äußersten Schale die Elektronenkonfiguration s2 p6, d.h. alle s- und p-Orbitale sind vollständig besetzt. Solche abgeschlossenen Elektronenkonfigurationen sind energetisch besonders stabil. Die Edelgase sind daher äußerst reaktionsträge Elemente und besitzen selbst keine Oxidationszahl. Die anderen Elemente versuchen bei chemischen Reaktionen diesen Zustand zu erreichen. Beispielsweise geht Wasserstoff gerne Verbindungen mit einem Halogen ein und bildet dadurch Flusssäure (mit Fluor) oder Salzsäure (mit Chlor).
Noch einmal zurück zu den Nebengruppen. Von der dritten NG leiten sich Lanthanoide und Actinoide ab. Die Elemente Scandium, Yttrium und die Lanthanoide werden auch „Metalle der Seltenen Erden“ (kurz: „Seltene Erden“) genannt.
Wie bereits erwähnt, lassen sich einige Eigenschaften von Elementen voraussagen, wenn man bereits benachbarte Elemente kennt. So nimmt die Masse der Elemente von oben nach unten und von links nach rechts zu. Der Atomradius nimmt von oben nach unten zu, von links nach rechts nimmt er ab. Die Elektronegativität – eine Eigenschaft von Elementen, auf die wir in einer späteren Folge anschauen – nimmt von oben nach unten ab und von links nach rechts zu. Der Metallcharakter nimmt von oben nach unten zu und von links nach rechts ab. Auch andere Eigenschaften stehen in einer entsprechenden Beziehung zueinander. Dazu kommen noch Schrägbeziehungen, etwa Lithium und Magnesium, Beryllium und Aluminium und Bor zu Silicium.
Es ist natürlich auch kein Zufall, dass die klassischen Edelmetalle wie Gold und Silber alle nah beieinander sind. Sobald wir uns tiefer gehend mit den Elementen befassen, werden wir immer mehr Verwandtschaften zwischen ihnen feststellen.
Das Element Blei (OZ 82) ist das letzte Element, von dem stabile, also nicht radioaktive Isotope existieren. Alle nachfolgenden (Ordnungszahl 83 und höher) sind instabil und somit ausnahmslos radioaktiv! Dabei ist Bismut (OZ 83) ein Grenzfall mit einer extrem langen Halbwertszeit. Auch innerhalb der Elemente 1 bis 82 sind zwei Stoffe enthalten, die radioaktiv sind: 43 (Technetium) und 61 (Promethium).
So bleiben nur 80 stabile Elemente übrig, die in der Natur vorkommen – alle anderen sind radioaktive Elemente. Von den radioaktiven Elementen sind nur Bismut, Thorium und Uran in größeren Mengen in der Natur vorhanden, da diese Elemente Halbwertszeiten in der Größenordnung des Alters der Erde oder länger haben. Alle anderen radioaktiven Elemente sind, bis auf ein Isotop des Plutoniums, entweder wie das Radium intermediäre Zerfallsprodukte einer der drei natürlichen radioaktiven Zerfallsreihen oder entstehen bei seltenen natürlichen Kernreaktionen oder durch Spontanspaltung von Uran und Thorium. Elemente mit Ordnungszahlen über 94 können nur künstlich hergestellt werden; obwohl sie ebenfalls bei der Elementsynthese in einer Supernova entstehen, wurden aufgrund ihrer kurzen Halbwertszeiten bis heute noch keine Spuren von ihnen in der Natur gefunden.
Mit diesem Wissen können wir weit mehr tun, als mit chemischen Reaktionen zu jonglieren. Wir wissen, dass es 80 stabile Elemente gibt, von denen 5 Edelgase sehr flüchtig sind und keine Reaktionen eingehen. Damit können wir eine Werbung wunderbar entlarven. Vor einigen Jahren priesen Händler das Himalayasalz damit an, dass es 84 Elemente enthält und somit besonders gesund sei. Da wir nur 75 stabile Elemente haben, die überhaupt in diesem Gemisch vorkommen können, müsste man annehmen, dass die restlichen 9 radioaktiv sind. Wie „gut“ dies für die Gesundheit ist, kann sich jeder selbst vorstellen. Tatsächlich ist es so, dass bei Analysen nur bis zu 10 Elemente gefunden werden. 97 bis 98% davon ist Natriumchlorid. Die rötliche Färbung kommt von einer Eisenverunreinigung.
In der nächsten Folge richten wir unsere ganze Aufmerksamkeit auf das Wasser und klären, warum es eine Anomalie darstellt und deshalb das beste Lösungsmittel ist.
Ab der aktuellen Folge starte ich eine weitere Serie auf dem Kanal. Es geht dabei um die Element-Lehre und ich beleuchte in jeder Folge ein bis zwei Elemente sehr ausführlich.
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