Chemie Das Period en System Der Elemente

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Das Periodensystem der Elemente für den Schulgebrauch

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Rund 100 Elemente – daraus besteht die ganze Welt ... Die ganze Welt, alle Stoffe dieser Erde und des Weltalls, ob Gesteine, Metalle, Wasser, Farbstoffe, Luft, der menschliche Körper, ob Sterne, Sonne oder Mond, ausnahmslos alle Stoffe sind aus den im Periodensystem aufgelisteten chemischen Elementen aufgebaut. Das Periodensystem ist also ein Verzeichnis aller chemischen Elemente, gleich ob natürlichen oder künstlichen Ursprungs. Es ist aber keine einfache Aufzählung von Elementen, es ist mehr, eben ein »System«. In den Jahren 1868/69 brachten der russische Chemiker Dimitri Iwanowitsch Mendelejew und der deutsche Lothar Meyer unabhängig voneinander die damals bekannten Elemente in eine bestimmte Ordnung. Sie begannen damit, die Elemente aufsteigend nach der Masse ihrer Atome aufzureihen. Aber diese Reihe der Elemente zerlegten sie dann in der Weise, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in Gruppen untereinander zu stehen kamen. Sie stellten dabei fest, dass die so geordneten Elemente eine sich periodisch wiederholende Ähnlichkeit von Eigenschaften zeigen. Aus der bloßen Aufzählung der Elemente entstand das »Periodensystem der Elemente«, kurz »PSE« genannt. Mendelejew war aufgrund des von ihm aufgestellten Periodensystems in der Lage, die Existenz der damals noch nicht bekannten Elemente

Gallium (»Eka-Aluminium«) und Germanium (»Eka-Silicium«) vorherzusagen. Merke: ●

● ●

●

Die nach ihren Kernladungszahlen (= Ordnungszahlen) geordneten Elemente zeigen eine sich periodisch wiederholende Ähnlichkeit von Eigenschaften. Die waagrechten Reihen des Periodensystems heißen Perioden . Die senkrechten Spalten des Periodensystems heißen Gruppen . Es wird zwischen Haupt- und Nebengruppen unterschieden. Elemente einer Gruppe zeigen Ähnlichkeiten in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften . Aus der Stellung eines Elementes im Periodensystem kann man wichtige Rückschlüsse auf seine Eigenschaften ziehen.

Dimitri I. Mendelejew( 1834 - 1907)

Lothar Meyer (1830 - 1895)

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Bitte verwenden Sie den Internet Explorer ab Version 5.5, um den vollen Funktionsumfang dieses Periodensystems nutzen zu können. Das Periodensystem, das Sie hier sehen, ist nur ein Screenshot.

Hauptgruppen

I

Hauptgruppen

III

II

Periodensystem der Elemente (PSE) Alkalimetalle

Erdalkalimetalle

1.

1H

2. 3Li

VII

VIII

BorKohlenstoff- Stickstoff- Sauerstoff- Halogene Aluminium- Silicium- Phosphor- SchwefelGruppe Gruppe Gruppe Gruppe

Edelgase

4,0

2He Helium

9,0

10,8

12,0

14,0

16,0

19,0

20,2

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

Fluor

Neon

Lithium

Beryllium

23,0

24,3

Bor

Nebengruppen

3. 11Na 12Mg Natrium Magnesium 39,1

VI

Bedeutung der Farben im Periodensystem Metalle Halbmetalle Nichtmetalle Edelgase

Wasserstoff 6,9

V

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Die Zahl über dem Symbol gibt die Atommasse an (Maßeinheit u). Für schulische Zwecke wurde die Atommasse auf eine Stelle hinter dem Komma gerundet. Die Ordnungszahl (= Kernladungszahl) steht unten links vor dem Symbol.

1,0

IV

(13) (14) (15) (16) (17) (18) _________ _________ _________ _________ _________ _________

(1) (2) _________ _________

40,1

VIII b

Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff

27,0

28,1

31,0

32,1

35,5

40,0

III b

IV b

Vb

VI b

VII b

Ib

II b

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

(3)

(4)

(5)

(6)

(7)

(8)

(9)

(10)

(11)

(12)

Aluminium

Silicium

Phosphor

Schwefel

Chlor

Argon

45,0

47,9

50,9

52,0

54,9

55,9

58,9

58,7

63,6

65,4

69,7

72,6

74,9

79,0

79,9

83,8

4. 19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

Kalium

Calcium

Scandium

Titan

Vanadium

Chrom

Mangan

Eisen

Cobalt

Nickel

Kupfer

Zink

Gallium

Germanium

Arsen

Selen

Brom

Krypton

85,5

87,6

88,9

91,2

92,9

95,9

[98,0]

101,1

102,9

106,4

107,9

112,4

114,8

118,7

121,8

127,6

126,9

131,3

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

Yttrium

Zirkonium

Niob

Palladium

Silber

Cadmium

Indium

Zinn

Antimon

Tellur

Iod

Xenon

178,5

181,0

183,8

186,2

190,2

192,2

195,1

197,0

200,6

204,4

207,2

209,0

[209,0]

[210,0]

[222,0]

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

Hafnium

Tantal

Wolfram

Rhenium

Osmium

Iridium

Platin

Gold

Blei

Bismut

Polonium

Astat

Radon

[261,1]

[262,1]

[266,1]

[259,1]

[269,1]

[268,1]

[271,2]

[272,2]

5. 37Rb

Rubidium Strontium 132,9

137,3

6. 55Cs

56Ba

Caesium

Barium

[223,0]

[226,0]

7. 87Fr

88Ra

Francium

Radium

57-71

175,0 Lan71Lu thanoide Lutetium 89102

[260,1]

Lr

Rf

Db

Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium

Sg

Bh 108Hs 109Mt

105 106 107 104 Acti- 103 Rutherfordium Lawrencium Dubnium Seaborgium Bohrium noide

Lanthanoide

Actinoide

110

Element Hassium Meitnerium 110

Quecksilber Thallium [277]

111

112

Element 111

Element 112

138,9

140,1

140,9

144,2

[145,0]

150,4

152,0

157,3

159,0

162,5

164,9

167,3

168,9

173,0

57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

Lanthan

Cer

Praseodym

Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

227,0

232,0

[231,0]

238,0

[237,1]

[244,1]

[247,1]

[251,1]

[252,1]

[257,1]

[258,1]

[259,1]

89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu 95Am 96Cm 97Bk

98Cf

99Es

Actinium

Thorium

Protactinium

Uran

[243,1]

Neptunium Plutonium Americium

[247,1]

Curium

Berkelium Californium Einsteinium

100Fm 101Md 102No Fermium Mendelevium Nobelium

nach oben _________ © wt 2000

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Elemente suchen Gültige Elementnamen Namen auswählen

Ordnungszahl (Kernladungszahl)

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Gültige Symbole Symbol auswählen

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für den Schulgebrauch Erweiterte Suche Bitte hier auswählen In dieser Suchliste finden sich veraltete Elementnamen (auch solche aus den Anfangszeiten der Wissenschaft Chemie), abgelehnte Namensvorschläge für Elemente und Symbole, nicht mehr verwendete Schreibweisen von Elementnamen, veraltete RadionuklidBezeichnungen, wie sie z.B. bei Zerfallsreihen verwendet wurden, lateinisch/griechische sowie englische und französische Elementnamen, soweit sie sich von den entsprechenden deutschen unterscheiden.

Gruppen und Perioden Gruppe bzw. Periode auswählen

Die waagrechten Reihen des Periodensystems heißen Perioden . Die senkrechten Spalten des Periodensystems heißen Gruppen . Es wird zwischen Hauptund Nebengruppen unterschieden.

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Tabellen zum Periodensystem Begriff suchen

Chemische Elemente

Name, Symbol, Ordnungszahl, Atommasse, Hauptgruppe, Außenelektronen, EN-Wert, Atomradius (PDF-Dokument)

Das "Periodensystem für den Schulgebrauch" im EXCEL-Format

Das Periodensystem als EXCELTabelle (XLS-Dokument)

Schmelz- und Siedepunkte, Dichte und PDF-Dokument Häufigkeit der chemischen Elemente Wärmeleitfähigkeit

Sortierreihenfolge veränderbar.

Elektronegativität und Bindungsarten

Berechnet Bindungsarten aufgrund der EN-Wert-Differenz.

Elektrische Leitfähigkeit

Sortierreihenfolge veränderbar.

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Begriffserklärungen

(Noch unvollständig) |A|B|C|D|E|F|G|H|I|J|K| |L|M|N|O|P|Q|R|S|T|U|V| |W|X|Y|Z|α|β |γ| Begriff suchen

α-Strahlung

α-Strahlen bestehen aus Kernen von Helium-Atomen. Sie tragen positive Ladung. Im elektrischen Feld werden αTeilchen aufgrund der größeren Masse weniger stark und in umgekehrter Richtung als β-Teilchen abgelenkt. Die Masse der α-Teilchen ist 7300-mal größer als die Masse der β-Teilchen (Elektronen). α-Strahlen lassen sich bereits durch dünne Papierschichten abschirmen.

aluminothermisch Mit Hilfe des aluminothermischen Verfahrens werden durch Umsetzung mit Aluminium schwer isolierbare Metalle wie Chrom, Mangan, Titan, Vanadium, Niob, Tantal aus den entsprechenden Metalloxiden gewonnen. Die Reaktionsprodukte werden auf diese Art und Weise frei von Kohlenstoff erhalten.

Atommasse

In der Atomphysik wurde der zwölfte Teil der absoluten Masse eines Atoms des KohlenstoffIsotops 12C als neue Maßeinheit u (Atommasseneinheit; von engl. 'atomic mass unit') eingeführt. Festlegung: 1 u = 1/12 mC-12

bzw.

mC-12 = 12 u

Gegenüber dem Gramm, der sonst in der Chemie üblichen Maßeinheit, ist die Atommasseneinheit u außerordentlich klein: 1 u = 1,660531 * 10-24 g 1 g = 6,022 * 1023 u Atomradius

Der Atomradius gibt bei gleichartigen Atomen die Hälfte der Entfernung an, bis auf die sich die Atomkerne zweier Atome nähern können. In dieser Situation halten sich die Anziehungkräfte der Kerne auf die Elektronenhülle des jeweils anderen Atoms einerseits und die Abstoßungskräfte der beiden Elektronenhüllen andererseits die Waage. ● Innerhalb einer Gruppe des Periodensystems nehmen die Atomradien von oben nach unten hin zu, da jeweils eine neue Schale hinzukommt. ● Innerhalb einer Periode bleibt die Anzahl der Schalen gleich. Infolge steigender Kernladung erfolgt stärkere Anziehung auf die Elektronen, so dass der Atomradius innerhalb einer Periode von links nach rechts abnimmt.

Biozide

Unter Bioziden versteht man Substanzen, die Organismen abtöten können.

Dichte

Die Dichte ist eine Stoffeigenschaft. Aus der Masse (in Gramm), die ein Würfel mit einem Volumen von einem Kubikzentimeter (1 cm3) hat, ergibt sich die Dichte des Stoffes.

Elektronegativität Die Elektronegativitaet (EN) ist ein Maß für die Anziehung, die ein Atom auf das bindende Elektronenpaar einer Atombindung ausübt. Unterschiedliche EN-Werte sind begründet in der unterschiedlichen Ladung der Atomkerne, in dem unterschiedlichen Atomradius und der unterschiedlichen Besetzung der Elektronenhülle. Der EN-Wert wird durch eine Zahl ohne Masseinheit angegeben. Aus Gründen der leichteren Verständlichkeit werden im CHEMIE-MASTERPeriodensystem EN-Werte nach Linus Pauling verwendet.

Erdkrustenhäufigkeit

Die Erdkruste ist im Mittel ca. 17 km mächtig (unter den Kontinenten ca. 40 km, unter den Ozeanen ca. 10 km). Chemische Analysen von Gesteinen, Lava, Wasser und von Luftproben aus der oberen Erdkruste (einschließlich der Wasser- und Lufthülle) liefern Durchschnittswerte für die Häufigkeit des Vorkommens der chemischen Elemente in diesem Bereich.

fototrop

Bezeichnung für Gläser, die ihre Lichtdurchlässigkeit den jeweiligen Lichtverhältnissen anpassen. Bei stärkerer Lichteinwirkung verringert sich die Lichtdurchlässigkeit, bei geringerer Einstrahlung vergrößert sie sich. Diese Eigenschaft wird durch den Zusatz von Silberhalogeniden im Glas erreicht. Fototrope Gläser werden hauptsächlich für Brillengläser verwendet.

Gruppe

Die senkrechten Spalten des Periodensystems heißen Gruppen. Es wird zwischen Haupt- und Nebengruppen unterschieden. Elemente einer Gruppe zeigen Ähnlichkeiten in ihren chemischen und physikalischen Eigenschaften.

Halbwertszeit

Erläuterung

Isotope

Isotope sind Nuclide (Atomarten, Kernarten), die die gleiche Kernladungszahl Z (Protonenzahl) besitzen und daher zum gleichen Element gehören. Isotope unterscheiden sich in der Anzahl der Neutronen (und damit auch in ihrer Masse). Jedoch haben alle Isotope eines Elements die gleichen chemischen Eigenschaften. Ihre Atomhüllen sind identisch. Vergleiche: Ordnungszahl, Radionuclide

IUPAC

Abkürzung für International Union of Pure and Applied Chemistry. Diese internationale Chemikerorganisation ist zuständig für die Erarbeitung von allgemein gültigen Regeln für die Benennung von chemischen Verbindungen. Im Jahre 1989 hat die IUPAC vorgeschlagen, im Periodensystem nicht mehr nach Haupt- und Nebengruppen zu unterscheiden. Stattdessen werden die einzelnen Gruppen von 1 bis 18 durchnummeriert.

Katalysator

Katalysatoren sind Stoffe, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion durch Herabsetzung der Aktivierungsenergie erhöhen. Die Katalysatoren werden dabei nicht verbraucht. Der von den Katalysatoren ausgelöste Vorgang wird als Katalyse bezeichnet. Katalysatoren werden in der Industrie häufig eingesetzt. Viele Lebensvorgänge sind an das Vorhandensein von Biokatalysatoren (Enzyme) geknüpft.

Kernladungszahl

Siehe: Ordnungszahl

LewisSchreibweise Modifikation

Erläuterung Erläuterung

Ordnungszahl

Jedes Atom besteht aus Protonen und Neutronen (im Kern) sowie Elektronen (in der Hülle). Die Anzahl der negativ geladenen Elektronen in der Hülle ist gleich der Anzahl der positiv geladenen Protonen im Kern. Atome sind also nach außen hin neutral. Das wichtigste Merkmal eines Atoms ist seine Kernladungszahl (Z). Kernladungszahl Z = Ordnungszahl = Anzahl der Protonen = Anzahl der Elektronen im neutralen Atom Protonen und Neutronen bilden die Kernbausteine, die Nukleonen. Die Nukleonenzahl A ergibt sich als Summe von Protonenzahl (= Kernladungszahl Z) und Neutronenzahl N. Die Neutronenzahl N kann man ermitteln, indem man die Differenz zwischen Nukleonenzahl A und der Kernladungszahl Z bildet: N = A - Z. Die Nukleonenzahl A entspricht dem Zahlenwert der gerundeten Atommasse.

Oxidationsstufe

Erläuterung

Radionuclide

Natürliche vorkommende Radionuclide sind meist durch sehr hohe Halbwertszeiten gekennzeichnet. Oft liegen die Halbwertszeiten über dem Alter des Weltalls (1,5×1010 Jahre), so dass man praktisch von stabilen Isotopen ausgehen kann. Vergleiche: Isotope

Redoxpotenzial

Bezugshalbzelle für die angegebenen Potenziale ist die Standard-Wasserstoff-Halbzelle mit einem festgelegten Potenzial von ±0,00 Volt: Ein Platinblech taucht bei 25 ºC in eine saure Lösung mit einer WasserstoffionenKonzentration [H3O+] von 1 mol pro Liter. Das Blech wird bei normalen Luftdruck (1013 hPa) von Wasserstoff-Gas umspült.

Schalenmodell

Erläuterung

Schmelztemperatur Siedetemperatur Symbol

Erläuterung Erläuterung

● ●

Kalium: K Natrium: Na

Jedes Element wird mit einem Symbol gekennzeichnet, das aus einem oder zwei lateinischen Buchstaben besteht, von denen der erste groß, der zweite klein geschrieben wird. Beispiele: ● Brom: Br

Das Symbol Br steht aber nicht nur für das Element Brom, sondern auch für ein Atom Brom. Ein Symbol bezeichnet nicht nur den Namen des Elements, sondern steht auch für ein Atom dieses Elements. Thermoelement Weichmacher

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Alkalimetalle I. Hauptgruppe 1. Gruppe (IUPAC 89) 1,00794 u

1H

6,941 u

3Li

22,989768 u

11Na

39,0983 u

19K

85,4678 u

37Rb

Wasserstoff

Lithium

Natrium

Kalium

Rubidium

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132,90543 u

55Cs

233,0197 u

87Fr

Caesium

Francium

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Erdalkalimetalle II. Hauptgruppe 2. Gruppe (IUPAC 89) 9,012182 u

4Be

24,3050 u

12Mg

40,078 u

20Ca

87,62 u

38Sr

137,327 u

56Ba

Beryllium

Magnesium

Calcium

Strontium

Barium

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226,0254 u

88Ra

Radium

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Bor-Aluminium-Gruppe III. Hauptgruppe 13. Gruppe (IUPAC 89) 10,811 u

5B

26,981539 u

13Al

69,723 u

31Ga

114,818 u

49In

204,3833 u

81Tl

Bor

Aluminium

Gallium

Indium

Thallium

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Kohlenstoff-Silicium-Gruppe IV. Hauptgruppe 14. Gruppe (IUPAC 89) 12,011 u

6C

28,0855 u

14Si

72,61 u

32Ge

118,710 u

50Sn

207,2 u

82Pb

Kohlenstoff

Silicium

Germanium

Zinn

Blei

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Stickstoff-Phosphor-Gruppe V. Hauptgruppe 15. Gruppe (IUPAC 89) 14,00674 u

7N

30,973762 u

15P

74,92159 u

33As

121,760 u

51Sb

208,98037 u

83Bi

Stickstoff

Phosphor

Arsen

Antimon

Bismut

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Sauerstoff-Schwefel-Gruppe VI. Hauptgruppe 16. Gruppe (IUPAC 89) 15,9994 u

8O

32,066 u

16S

78,96 u

34Se

127,60 u

52Te

208,9824 u

84Po

Sauerstoff

Schwefel

Selen

Tellur

Polonium

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Halogene

VII. Hauptgruppe 17. Gruppe (IUPAC 89) 18,9984032 u

9F

35,4527 u

17Cl

79.904 u

35Br

126,90447 u

53I

209.9871 u

85At

Fluor

Chlor

Brom

Iod

Astat

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Edelgase

VIII. Hauptgruppe 18. Gruppe (IUPAC 89) 4.002602 u

2He

20,1797 u

10Ne

39,948 u

18Ar

83,80 u

36Kr

131,29 u

54Xe

Helium

Neon

Argon

Krypton

Xenon

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222,0176 u

86Rn

Radon

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1. Periode: Wasserstoff (1) bis Helium (2) H

Die 1. Periode umfasst lediglich die beiden Elemente Wasserstoff und Helium. Wasserstoff besitzt ein Elektron, dieses ist zugleich das Außenelektron. Elemente mit nur einem Außenelektron (I. Hauptgruppe) stehen stets zu Anfang einer Periode. Das Helium ist ein Edelgas und muss daher zu den anderen Edelgasen in die VIII. Hauptgruppe eingeordnet werden. Mit seiner voll besetzten 1. Schale (2 Elektronen) weist auch das Helium ebenso wie die anderen Elemente der VIII. Hauptgruppe (8 Außenelektronen) Edelgaskonfiguration auf. Die waagrechten Reihen des Periodensystems heißen Perioden .

He

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Wasserstoff 1,00794 u

1

H

I. Hauptgruppe 1. Periode _______________ 1. Gruppe (IUPAC 89) ⇒ Vgl. Protium, 1H, Deuterium, Tritium

Elementart: Nichtmetall Schmelztemperatur: -259,14 °C (14 K) Siedetemperatur: -252,87 (20 K) Dichte: 0,0000899 g/cm3

Oxidationsstufe(n): -1, +1 Elektronegativität: 2,1 Atomradius: 30 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,88%

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 1 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

(Atom)

(Molekül H2) Name

Der Name »hydrogenium« (= Wasserbildner) geht auf Lavoisier zurück.

Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen Herstellung

Verwendung

Farbkennzeichnung von Stahlflaschen (DIN EN 1089-3)

Als 'brennbare Luft' bereits im 16. Jahrhundert bekannt (Einwirkung von Säuren auf Metalle). 1766 von Cavendish rein dargestellt. 1781 zeigt Cavendish, dass Wasserstoff zusammen mit Sauerstoff zu Wasser reagiert. 1783 zerlegt Lavoisier Wasserdampf. Farb-, geschmack- und geruchloses Gas. Das Gas mit der geringsten Dichte. Zeigt unter extrem hohem Druck metallische Eigenschaften. Das Gas besteht aus zweiatomigen Molekülen (H2), brennbar, im Gemisch mit Luft bzw. Sauerstoff oder Chlor explosiv (Knallgas bzw. Chlorknallgas). Optimale Mischungen für Knallgas: 2 Teile Wasserstoff + 1 Teil Sauerstoff, für Chlorknallgas: 1 Teil Chlor + 1 Teil Wasserstoff. Knallgasprobe zum Nachweis von Wasserstoff: Reagenzglas mit dem Gas füllen und an Öffnung entzünden. Schwache Verpuffung (wenig Sauerstoff) bzw. pfeifendes Geräusch (viel Sauerstoff) zeigen die Anwesenheit von Wasserstoff an. Häufigstes Element im Weltall. In Wasser, Erdöl und Erdgas. Elektrolyse von Wasser, technisch durch Reduktion von Wasser mit glühendem Koks bzw. durch Spaltung von Erdgas. Synthese von Methanol, Ammoniak und Chlorwasserstoff; zur Fetthärtung; zum autogenen Schweißen; Entschwefelung von Erdöl; Raketentreibstoff; Kraftfahrzeugantrieb. Flaschenschulter: rot Flaschenkörper: rot

Isotope

Protium (1H) 99,985 % Deuterium (2H, D) 0,015 % Tritium (3H, T) 10–10 %

Redox-Potenziale

H2 + 2 H2O ⇔ 2 H3O+ + 2 e– ±0,000 Volt H2 + 2 H2O ⇔ 2 H3O+ + 2 e– -0,42 Volt (bei pH=7) H2 + 2 OH– ⇔ 2 H2O + 2 e– -0,84 Volt 2 H– ⇔ H2 + 2 e–

-2,24 Volt

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Helium 4,002602 u

He

2

VIII. Hauptgruppe (Edelgase) 1. Periode _______________ 18. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Edelgas Schmelztemperatur: -272,2 °C (1 K) Siedetemperatur: -268,934 °C (4 K) Dichte: 0,0001785 g/cm3

Oxidationsstufe(n): 0 Elektronegativität: – Atomradius: 140 pm Erdkrustenhäufigkeit: 4×10–7 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

He:

(nur atomar)

Name

Von »helios«, griech. Sonne

6s 6p 6d ... 7s

Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen

Gewinnung Verwendung

1868 spektralanalytisch auf der Sonne nachgewiesen (Janssen, Lockyer). 1894 von Ramsay in dem bei der Auflösung von Uranmineralen in Schwefelsäure frei werdenden Gas auf der Erde entdeckt. Farb-, geruch- und geschmackloses Gas, nur atomar vorkommend, geht keine Verbindungen ein, da äußerst stabile Außenschale. Helium ist das am schwersten zu verflüssigende Gas. Flüssiges Helium in zwei Modifikationen: Helium I (gewöhnl. Flüssigkeit) und Helium II (suprawärmeleitend und suprafluid). α− Teilchen sind Kerne von Helium-Atomen. Nach Wasserstoff das häufigste Element im Weltall. Die Sonne besteht zu 15% aus Helium und 84% aus Wasserstoff. Auf der Erde nur in der Luft, in manchen Erdgasen und in radioaktiven Mineralen. 100 Liter Luft enthalten 0,5 ml Helium. Abtrennung aus der Luft bzw. aus Erdgas. Aufgrund der geringen Dichte als »Ballongas«; für Kühlzwecke (Kerntechnik); Füllgas für Leuchtröhren, in Gas-Lasern; für Taucherluft (80 Vol.-% Helium + 20 Vol.% Sauerstoff); in Leckdetektoren.

Farbkennzeichnung für technische Zwecke Taucherluft von Stahlflaschen Flaschen(DIN EN 1089-3) schulter: braun Flaschenkörper: grau Isotope

3He

(0,000138%), 4He (99,999862%)

Flaschenschulter: weiß/braun Flaschenkörper: weiß

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2. Periode: Lithium (3) bis Neon (10) Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

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Lithium 6,941 u

Li

3

I. Hauptgruppe (Alkalimetalle) 2. Periode _______________ 1. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 180,54 °C (454 K) Siedetemperatur: 1342 °C (1615 K) Dichte: 0,535 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +1 Elektronegativität: 1,0 Atomradius: 152 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,006 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 1 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

Name

Entdeckung Eigenschaften

Vorkommen Herstellung Verwendung

Isotope Redox-Potenziale

Von »lithos«, griech. der Stein. Der Name wurde von Berzelius vorgeschlagen, weil dieses Alkalimetall im »Steinreich«, d.h. in den Mineralen Spodumen bzw. Petalit, gefunden wurde. 1817 von Arfvedson entdeckt. Das freie Metall wurde erstmals von Davy und Brande hergestellt. An frischen Schnittflächen silberweißes Alkalimetall, das Metall mit der geringsten Dichte, Aufbewahrung in Benzin bzw. Petroleum, reagiert mit Wasser unter Bildung von Lithiumhydroxid und Wasserstoff: 2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2 Flammenfärbung: intensiv karminrot. In Spodumen LiAl[Si2O6] u.a. Schmelzelektrolyse von Lithiumchlorid. In Batterien; in Legierungen für die Raumfahrt und in Legierungen für Achslager (»Bahnmetall«); Lithiumfett; in Laborglas. 6Li (7,5%), 7Li (92,5%) Li ⇔ Li+ + e– -3,045 Volt

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Beryllium 9,012182 u

Be

4

II. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle) 2. Periode _______________ 2. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1278 °C (1551 K) Siedetemperatur: 2970 °C (3243 K) Dichte: 1,85 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +2 Elektronegativität: 1,5 Atomradius: 111 pm Erdkrustenhäufigkeit: 5×10–4 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 Schalenmodell Lewis-Schreibweise Beryllium gibt die beiden Außenelektronen ab und bildet Be2+-Ionen: Be → Be2+ + 2 e–

Name Entdeckung

Benannt nach dem Edelstein Beryll. 1797 erkannte Vauquelin, dass im Mineral Beryll ein neues chemisches Element enthalten sein müsse. 1828 wurde das Metall von Wöhler sowie von Bussy durch Reduktion BeCl2 mit Kalium hergestellt.

Eigenschaften

Graues, sehr hartes Leichtmetall, bei normaler Temperatur spröde. Leicht oxidierbar, löslich in verdünnten Säuren und Laugen, chemisches Verhalten ähnelt dem Aluminium. Beryllium und seine Verbindungen sind giftig! Im Beryll Be3Al2[Si6O18].

Vorkommen Herstellung Verwendung Isotope

Schmelzelektrolyse von Beryll. Legierungsbestandteil von funkenfreien Legierungen; in Uhrfedern; Kerntechnik; Fenster für Röntgenröhren. 9Be (100%) 10Be

Redox-Potenziale

(β-Strahler, Halbwertszeit 1,6×106 Jahre)

Be ⇔ Be2+ + 2 e– -1,85 Volt

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Bor 10,811 u

B

5

III. Hauptgruppe (Bor-Aluminium-Gruppe) 2. Periode ________________ 13. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Halbmetall Schmelztemperatur: 2300 °C (2573 K) Siedetemperatur: 2550 °C (2823 K) Dichte: 2,34 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +3 Elektronegativität: 2,0 Atomradius: 81 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,001 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 2 1 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

Name Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen Herstellung Verwendung Verbindungen

Isotope Redox-Potenziale

Von »boron« (lat.) bzw. »buraq« (arab.) für Salpeter. Die Verbindung Borax ist seit dem frühen Mittelalter bekannt. 1808 stellten Gay-Lussac und Thénard sowie Davy erstmals das Element Bor durch Reduktion von B2O3 mit Kalium her. Schwärzlich-graues Halbmetall; kristallines Bor ist nach Diamant das härteste aller Elemente; Halbleiter; nicht sehr reaktionsfreudig, reagiert aber bei höheren Temperaturen. Nur gebunden z.B. in Boracit, Borax, Kernit. Reduktion von B2O3 mit Magnesium. Ferrobor (Fe mit 10-20% B) als Legierungszusatz in der Stahlindustrie. Natriumperborat als Sauerstofflieferant in Waschmitteln; Natriumtetraborat (Borax) Na2B4O7 × 10 H2O zur Herstellung von Borosilicatglas, Glasuren, Emaille; Borsäure H3BO3 als Augendesinfektionsmittel; in der Kerntechnik (Moderator); Dimethylpolysiloxan mit 0,5% Bor als »Hüpfender Kitt«, in Tennisschlägern. 10B (20,0%), 11B (80,0%) B + 6 H2O ⇔ B(OH)3 + 3 H3O+ + 3 e– -0,73 Volt

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Kohlenstoff 12,0107 u

C

6

IV. Hauptgruppe (Kohlenstoff-SiliciumGruppe) 2. Periode ________________ 14. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Halbmetall Schmelztemperatur: 3550 °C (3823 K) Siedetemperatur: 4827 °C (5100 K) Dichte: 2,25 g/cm3

Oxidationsstufe(n): -4, +4 (+2) Elektronegativität: 2,5 Atomradius: 77 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,09 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 2 2 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

· · C · ·

Name

Von »kolo«, altgerm. für Kohle. Symbol von »carbo«. lat. Kohle. Entdeckung Kohlenstoff ist der Menschheit seit Urzeiten bekannt. Die Nutzung des Feuers (Oxidation kohlenstoffhaltiger Stoffe) war wohl der erste chemische Prozess, den sich die Menschen vor ca. 400 000 Jahren zunutze machten. Eigenschaften Bei gewöhnlicher Temperatur reaktionsträge, mit Metallen und Nichtmetallen bildet Kohlenstoff beim Erhitzen Carbide. Sauerstoff-Verbindungen: CO2 (Kohlenstoffdioxid), CO (Kohlenstoffmonoxid). C-Atome können sich - im Gegensatz zu anderen Elementen durch Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung mit anderen CAtomen zu Ketten oder Ringen in praktisch unbegrenztem Maße verbinden. Die dadurch entstehende Vielzahl der Kohlenstoffverbindungen bildet die Grundlage der Organischen Chemie. Die Anzahl der kohlenstofffreien Verbindungen liegt bei ca. 300.000, die der Kohlenstoffverbindungen (mit den Elementen Wasserstoff H, Sauerstoff O, Stickstoff N, Phosphor P, Schwefel S u.a.) liegt bei mehreren Millionen, täglich kommen neue hinzu. Modifikationen ● Diamant: farblos, Nichtleiter, härtestes Mineral ● Graphit: elektrischer Leiter, Schichtengitter, ebene Schichten nur lose verbunden ● Fulleren C 60 ● Fulleren C 70 è Dreidimensionale Darstellung (Zur Darstellung der dreidimensionalen Moleküle ist das CHIME-Plug-in erforderlich.)

Vorkommen Verwendung

Isotope

In Carbonaten (z.B. CaCO3), CO2 in der Luft, in allen Lebewesen, in Kohle, Erdöl und Erdgas. Diamant für Schmuck, Bohrer, Achslager u.a.; Graphit als Schmiermittel, in Bleistiften u.a.; Kohle als Reduktionsmittel bei der Metallgewinnung; als Füllstoff (Ruß) in Reifengummi, Schuhcreme, Tusche u.a. 12C (98,90%), 13C (1,10%), 14C (radioaktiv, in Spuren vorkommend, entsteht in der Hochatmosphäre durch Wechselwirkung mit der Höhenstrahlung)

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Stickstoff 14,0067 u

7

N

V. Hauptgruppe (Stickstoff-PhosphorGruppe) 2. Periode ________________ 15. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Nichtmetall Schmelztemperatur: -209,86 °C (63 K) Siedetemperatur: -195,8 °C (77 K) Dichte: 0,001251 g/cm3

Oxidationsstufe(n): -3 (+2, +3, +4, +5) Elektronegativität: 3,0 Atomradius: 70 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,03 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 2 3 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

· · N · –

Name

Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung

Verbindungen

Nach seiner erstickenden Wirkung. Symbol von »nitrogenium« = Salpeterbildner (Chaptal 1790). 1772 Cavendish ('erstickende Ausdünstung'), 1772 Rutherford ('erstickende Luft'), etwa zur gleichen Zeit Scheele ('verdorbene Luft') Farb-, geruch- und geschmackloses Gas, unbrennbar, sehr reaktionsträg (bei gewöhnl. Temperatur Reaktion nur mit Lithium zu Lithiumnitrid Li3N), sehr stabile Moleküle N2 ( :N≡N: ). Hauptbestandteil der Luft (78,09 Volumenprozent), in Salpeter (NaNO3 bzw. KNO3), in Lebewesen (Eiweiß, Nucleinsäuren, Harnstoff, Harnsäure), in Kohle. Rein durch Erhitzen von Ammoniumnitrit NH4NO2, edelgashaltig aus der Luft (Linde-Verfahren bzw. Bindung des Luftsauerstoffs an Koks etc.). Ammoniak NH3 (Synthese aus Luftstickstoff nach dem Haber-Bosch-Verfahren: N2 + 3 H2 → 2 NH3). Oxidation von Ammoniak nach dem Ostwald-Verfahren führt zur Salpetersäure (HNO3), diese wird zur Produktion von Düngemitteln, Sprengstoffen u.a. benötigt. Stickoxide aus Abgasen sind Mitverursacher des »Sauren Regens«.

Verwendung

Flüssiger Stickstoff als Kühlmittel; Schutzgas beim Umgang mit feuergefährlichen Stoffen. Stahlflaschen, die Stickstoff enthalten, haben eine dunkelgrüne Flaschenschulter, der Flaschenkörper kann dunkelgrün oder grau sein.

Farbkennzeichnung von Stahlflaschen (DIN EN 1089-3)

Flaschenschulter: schwarz Flaschenkörper: grau, dunkelgrün oder schwarz

Isotope Redox-Potenziale

14N

(99,63%), 15N (0,37%)

N2H4 + 4 OH– ⇔ N2(g) + 4 H2O + 4 e–

-1,15 Volt

NH3(gelöst) + 9 OH– ⇔ NO3– + 6 H2O + 8 e– -0,12 Volt NO2– + 2 OH– ⇔ NO3– + H2O + 2 e–

+0,01 Volt

NO2(g) + 3 H2O ⇔ NO3– + 2 H3O+ + e–

+0,81 Volt

NH4+ + 9 H2O ⇔ HNO2 + 7 H3O+ + 6 e–

+0,86 Volt

NH4+ + 13 H2O ⇔ NO3– + 10 H3O+ + 8 e–

+0,87 Volt

HNO2 + 4 H2O ⇔ NO3– + 3 H3O+ + 2 e–

+0,94 Volt

NO(g) + 6 H2O ⇔ NO3– + 4 H3O+ + 3 e–

+0,96 Volt

NO(g) + 2 H2O ⇔ HNO2 + H3O+ + e–

+0,99 Volt

HNO2 + H2O ⇔ NO2(g) + H3O+ + e–

+1,07 Volt

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Sauerstoff 15,9994 u

O

8

VI. Hauptgruppe (Sauerstoff-SchwefelGruppe) 2. Periode ________________ 16. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Nichtmetall Schmelztemperatur: -218,4 °C (55 K) Siedetemperatur: -182,96 °C (90 K) Dichte: 0,001429 g/cm3

Oxidationsstufe(n): -2 (-1) Elektronegativität: 3,5 Atomradius: 66 pm Erdkrustenhäufigkeit: 49,4 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 2 4 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

Name

Entdeckung

Eigenschaften

Modifikationen

Namensgebung »oxygenium« (= Säurebildner) von Lavoisier, der irrtümlich annahm, dass dieses Gas für die Säurebildung verantworlich sei. 1772 erhält Scheele durch Zersetzung von HgO »Feuerluft«, teilt dies aber erst 1777 mit. 1774 erhält Priestley durch Zersetzung von Quecksilberoxid (HgO) mit Hilfe eines Brennglases ebenfalls Sauerstoff. Farb-, geruch- und geschmackloses Gas, in flüssiger und fester Form hellblau. Wenn sich ein Stoff mit Sauerstoff verbindet, spricht man von einer Oxidation (Verbrennung = rasche Oxidation mit Flammenerscheinung). Es gibt aber auch Verbrennungen ohne Sauerstoff, z.B. mit Halogenen. Verbindungen mit Sauerstoff heißen Oxide. Nachweis: Glimmspanprobe (glimmender Holzspan flammt in Gemischen mit über 30% Sauerstoff auf). è Disauerstoff O2 è Ozon, Trisauerstoff O3 (Zur Darstellung der dreidimensionalen Moleküle ist das CHIME-Plug-in erforderlich.)

Vorkommen

Herstellung Verwendung

In der Luft (20,9%), gebunden in der Erdkruste (ca. 50%), Ozon in der Stratosphäre in 10-50 km Höhe (»Ozonschicht«). Kohlenstoff-Kreislauf: Fotosynthese (Blattgrün, Sonnenlicht) erzeugt Sauerstoff: Kohlendioxid + Wasser → Organische Substanz + Sauerstoff Der Abbau organischer Substanzen (Atmung, Verwesung) verbraucht Sauerstoff: Organische Substanz + Sauerstoff → Kohlendioxid + Wasser Durch Verflüssigung der Luft. Zum Schweißen und Schneiden von Metallen; in Atemgeräten; zur Stahlerzeugung nach dem SauerstoffAufblasverfahren; zum Raketenantrieb.

Farbkennzeichnung für technische Zwecke für medizinischen Gebrauch von Stahlflaschen FlaschenFlaschen(DIN EN 1089-3) schulter: schulter: weiß weiß Flaschenkörper: blau Isotope Redox-Potenziale

16O

Flaschenkörper: weiß

(99,762%), 17O (0,038%), 18O (0,200%)

HO2– + OH– ⇔ O2 + H2O + 2 e–

-0,08 Volt

4 OH– ⇔ O2 + 2 H2O + 4 e– (bei pH=14) +0,401 Volt H2O2 + 2 H2O ⇔ O2 + 2 H3O+ + 2 e–

+0,68 Volt

6 H2O ⇔ O2 + 4 H3O+ + 4 e– (bei pH=7) +0,82 Volt 4 OH– ⇔ O2 + 2 H2O + 4 e– (bei pH=7) +0,82 Volt 3 OH– ⇔ HO2– + H2O + 2 e–

+0,87 Volt

6 H2O ⇔ O2 + 4 H3O+ + 4 e–

+1,24 Volt

4 H2O ⇔ H2O2 + 2 H3O+ + 2 e–

+1,77 Volt

O2 + 3 H2O ⇔ O3 + 2 H3O+ + 2 e–

+1,90 Volt

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Fluor 18,9984032 u

F

9

VII. Hauptgruppe (Halogene) 2. Periode ________________ 17. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Nichtmetall Schmelztemperatur: -219,61 °C (54 K) Siedetemperatur: -187,52 °C (86 K) Dichte: 0,00169 g/cm3

Oxidationsstufe(n): -1 Elektronegativität: 4,0 Atomradius: 64 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,03 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 2 5 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

Name Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen Verbindungen

Verwendung

Isotope Redox-Potenziale

Von »fluere«, lat. fließen (Flussspat CaF2 als Flussmittel bei der Verhüttung von Metallen). Flusssäure bereits im 16. Jahrhundert bekannt. Erst 1886 gelang es Moissan, elementares Fluor durch Elektrolyse herzustellen. Schwach gelblich-grünes Gas mit chlorähnlichem Geruch. Reaktionsfähigstes Nichtmetall (reagiert mit fast allen anderen chemischen Elementen, auch einigen Edelgasen; explosionsartige Reaktion mit Wasserstoff sogar noch bei 252 °C; heißes Wasser "verbrennt" mit Fluor (blassviolette Flamme) zu Fluorwasserstoff und Sauerstoff). Magnesium und Kupfer bilden mit Fluor dichte Fluoridüberzüge, sie sind daher als Baustoffe für Apparaturen zum Umgang mit Fluor geeignet. Nur in Verbindungen, Minerale: Fluorit (Flussspat), Kryolith, Fluorapatit. Fluorwasserstoff HF: farbloses, stechend riechendes Gas, stark polare Moleküle, daher wegen Wasserstoffbrückenbindungen hoher Siedepunkt von +19,5 °C. Seine wässrige Lösung heißt Flusssäure (ätzt Glas, greift Silicate und Quarz an). Die Salze der Flusssäure heißen Fluoride. Zur Herstellung von UF6 (Isotopentrennung bei Uran), zur Herstellung fluororganischer Verbindungen (z.B. CFKW, Teflon). Fluorverbindungen in Zahnpasta (Vorbeugung gegen Karies). 19F (100%) 2 F – ⇔ F2 + 2 e– +2,870 Volt

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Neon 20,1797 u

Ne

10

VIII. Hauptgruppe (Edelgase) 2. Periode ________________ 18. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Edelgas Schmelztemperatur: -248,67 °C (24 K) Siedetemperatur: -245,9 °C (27 K) Dichte: 0,0009002 g/cm3

Oxidationsstufe(n): 0 Elektronegativität: – Atomradius: 154 pm Erdkrustenhäufigkeit: 5×10–7 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 2 2 6 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

6s 6p 6d ... 7s

Name Entdeckung

Von »to neon«, griech. das Neue. 1898, wenige Tage nach der Entdeckung von Krypton, von Ramsay und Travers durch spektroskopische Untersuchung einer argonhaltigen Probe gefunden.

Eigenschaften

Farb-, geruch- und geschmackloses Gas, nur atomar vorkommend, geht keine Verbindungen ein, da äußerst stabile Außenschale. Im Weltall eines der häufigsten Elemente; auf der Erde nur in der Luft. 100 Liter Luft enthalten 1,5 ml Neon. Aus der Luft. Füllgas für Leuchtstoffröhren (rote Leuchtreklame); in Gas-Lasern und Fernsehröhren; in Glimmlampen; flüssiges Neon in der Kältetechnik.

Vorkommen Gewinnung Verwendung

Farbkennzeichnung von Stahlflaschen (DIN EN 1089-3)

Flaschenschulter: leuchtendgrün Flaschenkörper: grau oder leuchtendgrün Xenon und Krypton haben die gleiche Farbkennzeichnung wie Neon. Mit Druckluft oder einem Gemisch aus Argon und Kohlenstoffdioxid gefüllte Flaschen werden ebenfalls mit leuchtendgrüner Flaschenschulter gekennzeichnet, der Flaschenkörper ist in diesen Fällen aber immer grau.

Isotope

20Ne

(90,51%), 21Ne (0,27%), 22Ne (9,22%)

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3. Periode: Natrium (11) bis Argon (18) Na Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

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Natrium 22,989770 u

Na

11

I. Hauptgruppe (Alkalimetalle) 3. Periode _______________ 1. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 97,81 °C (371 K) Siedetemperatur: 882,9 °C (1156 K) Dichte: 0,968 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +1 Elektronegativität: 0,9 Atomradius: 186 pm Erdkrustenhäufigkeit: 2,64 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 1 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung Eigenschaften

Vorkommen Herstellung Verwendung

Verbindungen

Isotope

Von »neter«, hebräisch: Soda. 1807 von Davy bei der Elektrolyse von festem, leicht angefeuchteten Natriumhydroxid (NaOH) entdeckt. Weiches, leicht schneidbares, an frischen Schnittflächen silbrig glänzendes Alkalimetall, läuft an der Luft sofort an. Sehr reaktionsfähig, daher Aufbewahrung in Petroleum oder Paraffinöl. Heftige Reaktion mit Wasser unter Bildung von Natriumhydroxid und Wasserstoff: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 Salze des Natriums sind meist farblos und wasserlöslich. Flammenfärbung: orange-gelb. In Silicaten und als Natriumchlorid NaCl im Meerwasser. Schmelzelektrolyse von NaCl oder NaOH. Flüssiges Natrium als Kühlmittel in Flugzeugmotoren und Kernreaktoren; im Labor zur Trocknung von wasserhaltigen Lösungsmitteln, z.B. Diethylether; zur Darstellung schwer reduzierbarer Metalle. Natriumchlorid ist Ausgangsmaterial für die Herstellung fast aller Natrium-Verbindungen. Natriumhydroxid (NaOH) löst sich in Wasser zu Natronlauge, alkalische Reaktion, ätzend. Festes NaOH zerfließt an der Luft aufgrund von Wasseraufnahme. Verwendung zur Produktion von Seife, Farb- und Kunststoffen, Cellulose. Herstellung durch Elektrolyse wässriger NaCl-Lösung. 23Na (100%)

Redox-Potenziale

Na ⇔ Na+ + e– -2,713 Volt

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Magnesium 24,3050 u

Mg

12

II. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle) 3. Periode _______________ 2. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 648,8 °C (922 K) Siedetemperatur: 1107 °C (1380 K) Dichte: 1,74 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +2 Elektronegativität: 1,2 Atomradius: 160 pm Erdkrustenhäufigkeit: 1,94 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 2 2 6 2 Schalenmodell LewisSchreibweise

6p

6d

...

7s

Magnesium gibt die beiden Außenelektronen ab und bildet Mg2+-Ionen: Mg → Mg2+ + 2 e–

Name Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung Verwendung

Isotope Redox-Potenziale

Von »Magnesia« (Stadt in Kleinasien). 1808 gewann Davy eine kleine Menge unreinen Magnesiums. 1829 wurde das Metall in reiner Form durch Bussy erhalten. Silberglänzendes, weiches Leichtmetall. Verbrennt an Luft mit hellweißer Flamme. Wird leicht, auch von schwachen Säuren, gelöst: Mg + 2 H3O+ → Mg2+ + 2 H2O + H2 Keine Flammenfärbung. In Silicaten (Serpentin, Olivin, Meerschaum, Asbest) und Salzen (Magnesit, Carnallit, Dolomit), im Meerwasser, im Blattgrün. Schmelzelektrolyse von MgCl2. Legierungsbestandteil von Leichtmetallegierungen (z.B. Elektronmetall für Flugzeugbau und Rennräder); Reduktionsmittel; Magnesiumsalze als Pflanzennährstoff. 24Mg (78,99%), 25Mg (10,00%), 26Mg (11,01%) Mg ⇔ Mg2+ + 2 e– -2,375 Volt

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Das Periodensystem der Elemente für den Schulgebrauch

Scandiumgruppe Nebengruppe III b 3. Gruppe (IUPAC 89) 44,955910 u

21Sc

88,90585 u

39Y

174,967 u

71Lu

260,1053 u

103Lr

Scandium

Yttrium

Lutetium

Lawrencium

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Das Periodensystem der Elemente für den Schulgebrauch

Titangruppe Nebengruppe IV b 4. Gruppe (IUPAC 89) 47,88 u

22Ti

91,224 u

40Zr

178,49 u

72Hf

261,1087 u

104Rf

Titan

Zirkonium

Hafnium

Rutherfordium

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Das Periodensystem der Elemente für den Schulgebrauch

Vanadiumgruppe Nebengruppe V b 5. Gruppe (IUPAC 89) 50,9415 u

23V

92,90638 u

41Nb

180,9479 u

73Ta

262,1182 u

105Db

Vanadium

Niob

Tantal

Dubnium

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Das Periodensystem der Elemente für den Schulgebrauch

Chromgruppe Nebengruppe VI b 6. Gruppe (IUPAC 89) 51,9961 u

24Cr

95,94 u

42Mo

183,84 u

74W

263,1182 u

106Sg

Chrom

Molybdän

Wolfram

Seaborgium

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Mangangruppe Nebengruppe VII b 7. Gruppe (IUPAC 89) 54,93805 u

25Mn

98,9063 u

43Tc

186,207 u

75Re

262,1229 u

107Bh

Mangan

Technetium

Rhenium

Bohrium

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Das Periodensystem der Elemente für den Schulgebrauch

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Nebengruppe VIII b 8., 9. und 10. Gruppe (IUPAC 89) siehe 8. Eisengruppe 9. Cobaltgruppe 10. Nickelgruppe sowie ● Metalle der Eisengruppe ● Platinmetalle In der Nebengruppe VIII b fasst man die Metalle Eisen, Cobalt und Nickel wegen großer chemischer und physikalischer Ähnlichkeiten (z.B. Ferromagnetismus) auch als "Metalle der Eisengruppe" zusammen. Zu den "Platinmetallen" gehören Ruthenium, Rhodium, Palladium ("leichte Platinmetalle") sowie Osmium, Iridium und Platin ("schwere Platinmetalle"). Die Platinmetalle sind allesamt Edelmetalle. Sie weisen ähnliche chemische und physikalische Eigenschaften auf (z.B. hohe Schmelztemperaturen und große Dichte).

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Eisengruppe Nebengruppe VIII b 8. Gruppe (IUPAC 89) 55,845 u

26Fe

101,07 u

44Ru

190,23 u

76Os

265 u

108Hs

Eisen

Ruthenium

Osmium

Hassium

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Cobaltgruppe Nebengruppe VIII b 9. Gruppe (IUPAC 89) 58.93320 u

27Co

102,90550 u

45Rh

192,217 u

77Ir

266 u

109Mt

Cobalt

Rhodium

Iridium

Meitnerium

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Nickelgruppe Nebengruppe VIII b 10. Gruppe (IUPAC 89) 58,6934 u

28Ni

106,42 u

46Pd

195,08 u

78Pt

271 u

110Uun

Nickel

Palladium

Platin

Element 110

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Kupfergruppe Nebengruppe I b 11. Gruppe (IUPAC 89) 63,546 u

29Cu

107,8682 u

47Ag

196,96654 u

79Au

272 u

111Uuu

Kupfer

Silber

Gold

Element 111

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Zinkgruppe Nebengruppe II b 12. Gruppe (IUPAC 89) 65,39 u

30Zn

112,411 u

48Cd

200,59 u

80Hg

277 u

112Uub

Zink

Cadmium

Quecksilber

Element 112

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Aluminium 26,981538 u

Al

13

III. Hauptgruppe (Bor-Aluminium-Gruppe) 3. Periode ________________ 13. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 660,37 °C (934 K) Siedetemperatur: 2467 °C (2740 K) Dichte: 2,702 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +3 Elektronegativität: 1,5 Atomradius: 143 pm Erdkrustenhäufigkeit: 7,57 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 1 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung

Verwendung

Isotope

Von »alumen«, lat. Alaun. 1825 gewann der dänische Chemiker Hans Christian Ørsted stark verunreinigtes Aluminium durch Reduktion von AlCl3 mit Kalium. 1827 konnte Friedrich Wöhler erstmals reines pulverförmiges Aluminium auf dem gleichen Reaktionsweg herstellen. Silberglänzendes, weiches dehnbares Leichtmetall; guter elektrischer und Wärmeleiter; keine Flammenfärbung; unedles Metall, das aber durch eine sich mit Sauerstoff sofort bildende, dichte und widerstandsfähige Oxidschicht geschützt wird; löslich in verdünnten Säuren und Laugen. Dritthäufigstes Element, häufigstes Metall der Erdkruste, meist als Alumosilicat (Feldspat, Glimmer, Gneis, Granit, Ton, Kaolin), Bauxit, Korund Al2O3 (Schmirgel, Rubin, Saphir), Kryolith. Aus Bauxit durch Abtrennung von Al2O3 (Behandlung mit Natronlauge, Bildung von Aluminat, Ausfällung von Hydroxid, Glühen des Hydroxids), anschließend Schmelzelektrolyse eines Al2O3-Kryolith-Gemisches. Metallbau; Hochspannungsleitungen; Folien; Feuerwerkerei; Thermit-Gemisch; Legierungen für Raketen, Flugzeug- und Automobilbau. 27Al (100%)

Redox-Potenziale

Al + 3 OH– ⇔ Al(OH)3(s) -2,31 Volt Al ⇔ Al3+ + 3 e–

-1,706 Volt

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Silicium 28,0855 u

Si

14

IV. Hauptgruppe (Kohlenstoff-SiliciumGruppe) 3. Periode ________________ 14. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Halbmetall Schmelztemperatur: 1410 °C (1683 K) Siedetemperatur: 2355 °C (2628 K) Dichte: 2,4 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +4 Elektronegativität: 1,8 Atomradius: 117 pm Erdkrustenhäufigkeit: 25,8 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 2 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung

Von »silex«, lat. Kieselstein. Siliciumdioxid (SiO2) schon lange bekannt (Quarz, Kieselerde). Berzelius erhielt durch Reduktion von SiO2 mit Eisen zunächst die Legierung Ferrosilicium. Erst 1823 konnte er reines Silicium herstellen (Reduktion von SiF4 mit Kalium).

Eigenschaften Metallisch glänzendes, dunkelgraues hartes und sprödes Übergangselement. Leitet den elektrischen Strom, in Säuren unlöslich, in Laugen bei Erwärmen unter Bildung von Silicat löslich: Si + 2 KOH → K2SiO3 + 2 H2 Verbrennt bei großer Hitze zu SiO2, reagiert bei Erhitzen mit Stickstoff, Chlor, Brom, Iod und Metallen (Silicide), mit Fluor auch bei Zimmertemperatur. Vorkommen Zweithäufigstes Element der Erdkruste, als Siliciumdioxid SiO2 bzw. Silicat (Salze der Kieselsäuren [n H2O × m SiO2]). SiO2: Quarz, Bergkristall, Amethyst, Citrin, Kieselgur, Opal, Chalcedon, Feuerstein u.a.; Silicate: Feldspat, Glimmer, Augit, Plagioklas, Talk, Asbest, Smaragd, Olivin, Meerschaum, Topas, Granat, Ultramarin u.v.a. Herstellung Reduktion von Quarz mit Kohle oder Calciumcarbid im elektrischen Ofen.

Verwendung Herstellung von Silicon; Ferrosilicium zur Stahlherstellung; hochrein (Zonenschmelzverfahren) für elektronische Bauteile und Solarzellen; Quarz zur Glasherstellung; Siliciumcarbid (Schleif- und Poliermittel); Zement, Porzellan, Steingut und Glas sind Verbindungen des Siliciums (Silicate). 28Si (92,23%), 29Si (4,67%), 30Si (3,10%) Isotope

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Phosphor 30,973761 u

P

15

V. Hauptgruppe (Stickstoff-PhosphorGruppe) 3. Periode ________________ 15. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Halbmetall Schmelztemperatur: 44,1 °C (317 K) Siedetemperatur: 280 °C (553 K) Dichte: 1,83 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +5 (-3, +3) Elektronegativität: 2,1 Atomradius: 110 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,09 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 3 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung Verwendung

Verbindungen

Isotope Redox-Potenziale

Von »phosphoros«, griech. Lichtträger. 1669 von dem Alchimisten Henning Brand bei starkem Glühen von eingedampftem Harn entdeckt, war jedoch vielleicht schon früher bekannt. Übergangselement mit 3 Modifikationen: weiß (P4, nichtmetallisch, sehr giftig), rot (nichtmetallisch, ungiftig), schwarz (metallisch, ungif tig). Weißer Phosphor entflammt von selbst an der Luft (Aufbewahrung unter Wasser). Das Leuchten im Dunkeln beruht auf langsamer Oxidation. In der Natur in Phosphaten (Apatit, Phosphorit, Knochen, Zähne) sowie in Lebewesen in Form von Phosphorsäureestern (z.B. Lecithin, ATP, DNA, RNA). Durch Reduktion von Calciumphosphat. Herstellung von Phosphorsäure und Phosphaten (Waschund Düngemittel); roter Phosphor in Zündholzreibflächen; Phosphorsäureester (Biozide, Weichmacher u.a.); weißer Phosphor wird militärisch als Brandmittel genutzt. P2O5 (genauer: P4O10) Diphosphorpentoxid (Trockenmittel); Phosphorsäure H3PO4 (als Säuerungsmittel E 338 z.B. in Cola). 31P (100%) H2PO2– + 3 OH– ⇔ HPO32- + 2 H2O + 2 e– -1,65 Volt

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Schwefel 32,065 u

S

16

VI. Hauptgruppe (Sauerstoff-SchwefelGruppe) 3. Periode ________________ 16. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Nichtmetall Schmelztemperatur: 112,8 °C (386 K) Siedetemperatur: 444,67 °C (718 K) Dichte: 2 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +6 (-2, +2, +4) Elektronegativität: 2,5 Atomradius: 104 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,05 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 4 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name

Lateinisch: »sulfur«. Das deutsche Wort geht zurück auf »swep« (Sanskrit für schlafen, vielleicht wegen der Giftigkeit des Schwefeldioxids). Entdeckung Von alters her bekannt. Eigenschaften Viele Modifikationen (S12, S8, S6, S4, S2 u.a.). Bei gewöhnlicher Temperatur gelbe Kristalle, geruch- und geschmacklos, unlöslich in Wasser, löslich in Kohlenstoffdisulfid. Verbrennt mit blauer Flamme unter Bildung von Schwefeldioxid SO2 und Schwefeltrioxid SO3. Schwefeldioxid + Wasser → Schweflige Säure Schwefeltrioxid + Wasser → Schwefelsäure Reagiert bei höherer Temperatur mit Metallen zu Sulfiden, mit Wasserstoff zu Schwefelwasserstoff H2S (Geruch von faulen Eiern). Schwefeloxide entstehen bei der Verbrennung von Kohle und Öl und sind Mitverursacher des »Sauren Regens«. Vorkommen Gebunden als Sulfid (in Erzen) und als Sulfat (Gips, Baryt), in Kohle und Erdöl, in Lebewesen (besonders in Haaren, Federn, Haut), elementar in vulkanischen Gesteinen.

Herstellung

Entschwefelung von Erdöl.

Durch Erdgasentschwefelung gewonnener Schwefel auf einer Halde (Lacq/Frankreich).

Verwendung

Isotope RedoxPotenziale

Produktion von Schwefelsäure H2SO4; Vulkanisieren von Kautschuk (Reifenproduktion); in Zündhölzern, Bioziden, Farben und Medikamenten. 32S (95,02%), 33S (0,75%), 34S (4,21%), 36S (0,02%) SO32- + 2 OH– ⇔ SO42- + H2O + 2 e–

-0,90 Volt

S2- ⇔ S(s) + 2 (e-)

-0,510 Volt

HS– + OH– ⇔ S(s) + H2O + 2 e–

-0,48 Volt

2 S2O3– ⇔ S4O62- + 2 e–

+0,17 Volt

H2S(g) + 2 H2O ⇔ S(s) + 2 H3O+ + 2 e– +0,17 Volt H2SO3 + 5 H2O ⇔ SO42- + 4 H3O+ + 2 e– +0,17 Volt S(s) + 7 H2O ⇔ H2SO3 + 4 H3O+ + 4 e– +0,45 Volt 2 SO42- ⇔ S2O82- + 2 e–

+2,01 Volt

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Chlor 35,453 u

Cl

17

VII. Hauptgruppe (Halogene) 3. Periode ________________ 17. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Nichtmetall Schmelztemperatur: -100,98 °C (172 K) Siedetemperatur: -34,06 °C (239 K) Dichte: 0,003214 g/cm3

Oxidationsstufe(n): -1 (+1, +3, +5, +7) Elektronegativität: 3,0 Atomradius: 99 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,019 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 5 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung

Eigenschaften

Vorkommen Herstellung

Verwendung

Verbindungen

Isotope

Von »chloros«, griech. gelbgrün (Davy 1810). Natriumchlorid und Salmiak (NH4Cl) schon sehr lange bekannt. Salzsäure wird erstmals 1595 von Libavius erwähnt. Scheele entdeckte 1774 freies Chlor. Gelblich-grünes Gas von stechendem Geruch, nicht brennbar, sehr reaktionsfähig, am heftigsten mit Alkalimetallen, verdrängt Brom und Iod aus ihren Wasserstoff- und Metallverbindungen, Gemische aus Chlor und Wasserstoff sind explosiv (Chlorknallgas), Additionsbzw. Substitutionsreaktionen mit Kohlenwasserstoffen, bleichende Wirkung auf viele Farbstoffe, ätzt die Schleimhäute, zerstört Lungengewebe. Nur gebunden in Salzen (NaCl, KCl). Technisch durch Alkalichlorid-Elektrolyse, labormäßig durch Oxidation von Salzsäure mit Chlorkalk, Kaliumpermanganat u.a. Wichtige Grundchemikalie der chemischen Industrie; Bleichmittel bei der Papierherstellung; zur Produktion von Kunststoffen (z.B. PVC), von Bioziden u.a.; zur Entkeimung von Trinkwasser und Wasser in Badeanstalten. Salzsäure HCl (Lösung von Chlorwasserstoff-Gas in Wasser); Chlorate sind Salze der Chlorsäure HClO3, starke Oxidationsmittel. 35Cl (75,77%), 37Cl (24,23%)

Redox-Potenziale

Cl– + 8 OH– ⇔ ClO4– + 4 H2O + 8 e–

+0,51 Volt

Cl– + 6 OH– ⇔ ClO3– + 3 H2O + 6 e–

+0,62 Volt

Cl– + 2 OH– ⇔ ClO– + H2O + 2 e–

+0,94 Volt

ClO3– + 3 H2O ⇔ ClO4– + 2 H3O+ + 2 e–

+1,00 Volt

Cl– + 12 H2O ⇔ ClO4– + 8 H3O+ + 8 e–

+1,34 Volt

2 Cl– ⇔ Cl2(g) + 2 e–

+1,358 Volt

2 Cl– ⇔ Cl2(gelöst) + 2 e–

+1,40 Volt

Cl– + 9 H2O ⇔ ClO3– + 6 H3O+ + 6 e–

+1,45 Volt

Cl2(g) + 18 H2O ⇔ 2 ClO3– + 12 H3O+ + 10 e– +1,47 Volt Cl– + 3 H2O ⇔ ClO– + 2 H3O+ + 2 e–

+1,49 Volt

Cl2(g) + 4 H2O ⇔ 2 HClO + 2 H3O+ + 2 e–

+1,63 Volt

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Argon 39,948 u

18

Ar

VIII. Hauptgruppe (Edelgase) 3. Periode ________________ 18. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Edelgas Schmelztemperatur: -189,2 °C (84 K) Siedetemperatur: -185,7 °C (87 K) Dichte: 0,001784 g/cm3

Oxidationsstufe(n): 0 Elektronegativität: – Atomradius: 180 pm Erdkrustenhäufigkeit: 4×10–4 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung

Von »argos«, griech. das Träge. 1894 durch Ramsay und Rayleigh (Vergleich der Dichte von Stickstoff aus der Luft und von Stickstoff aus NH4NO2).

Eigenschaften

Farb-, geruch- und geschmackloses Gas, nur atomar vorkommend, geht keine Verbindungen ein, da äußerst stabile Außenschale. In der Luft: 100 Liter Luft enthalten 932 ml Argon. Aus der Luft oder aus dem Kreislaufgas der Ammoniaksynthese. Füllung von Glühlampen und Leuchtröhren; in Lasern und Geigerzählern; Schutzgas bei Elektroschweißungen.

Vorkommen Gewinnung Verwendung Farbkennzeichnung von Stahlflaschen (DIN EN 1089-3)

Flaschenschulter: dunkelgrün Flaschenkörper: grau oder dunkelgrün

Isotope

36Ar

(0,337%), 38Ar (0,063%), 40Ar (99,600%)

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4. Periode: Kalium (19) bis Krypton (36) K

Ca

Sc

Ti

V

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br

Kr

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Kalium 39,0983 u

K

19

I. Hauptgruppe (Alkalimetalle) 4. Periode _______________ 1. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 63,65 °C (337 K) Siedetemperatur: 774 °C (1047 K) Dichte: 0,86 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +1 Elektronegativität: 0,8 Atomradius: 227 pm Erdkrustenhäufigkeit: 2,4 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 1 Schalenmodell Lewis-Schreibweise

Name Entdeckung Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung Verwendung

Von »al kalja«, arab. Pflanzenasche. 1807 von Davy bei der Elektrolyse von festem, leicht angefeuchtetem Kaliumhydroxid (KOH) entdeckt. Wachsweiches, sehr leicht schneidbares Alkalimetall. Der metallische Glanz an frischen Schnittflächen verschwindet infolge Oxidation sofort. Sehr reaktionsfreudig. Die Aufbewahrung erfolgt in Petroleum oder Paraffinöl. Heftige Reaktion mit Wasser unter Bildung von Kaliumhydroxid und Wasserstoff: 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 Der Wasserstoff entzündet sich dabei, stark exotherme Reaktion. Flammenfärbung: hellviolett, mit Cobaltglas rotviolett. Nur in Verbindungen, in Salzlagerstätten als Chlorid bzw. Sulfat (Sylvinit, Carnallit, Kainit, Picromerit), in Meerwasser, Gesteinen, Erdboden, in Pflanzenasche. Schmelzelektrolyse von Kaliumhydroxid. Kaliumsalze finden als Düngemittel Verwendung (95% der geförderten Menge). Kaliumcarbonat zur Glasherstellung, Kalilauge zur Seifenproduktion.

Verbindungen

Isotope

Kaliumhydroxid (Kalilauge): starke Lauge, stark ätzend, Adsorptionsmittel für CO2. Kaliumnitrat (Kalisalpeter): Oxidationsmittel, Schwarzpulver. 39 K (93,2581%), 41K (6,7302%), 40K

(0,0117%, β-Strahler, Halbwertszeit

1,28×109 Jahre) Redox-Potenziale

K ⇔ K+ + e– -2,924 Volt

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Calcium 40,078 u

Ca

20

II. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle) 4. Periode _______________ 2. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 839 °C (1112 K) Siedetemperatur: 1484 °C (1757 K) Dichte: 1,54 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +2 Elektronegativität: 1 Atomradius: 197 pm Erdkrustenhäufigkeit: 3,39 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 2 Schalenmodell LewisSchreibweise

Calcium gibt die beiden Außenelektronen ab und bildet Ca2+-Ionen: Ca → Ca2+ + 2 e–

Name Entdeckung Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung Verbindungen

Von »calx«, lat. Kalkstein. 1808 wurde von Davy erstmals metallisches Calcium hergestellt (Elektrolyse mit einer Quecksilberkathode). Silberweißes Metall, das an der Luft schnell dunkel anläuft. Reagiert bei Erhitzen lebhaft mit Sauerstoff und den Halogenen, bei Erhitzen an der Luft auch mit Stickstoff. Reaktion mit Wasser unter Bildung von Hydroxid und Wasserstoff: Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2. Flammenfärbung: ziegelrot. Fünfthäufigstes Element der Erdkruste, dritthäufigstes Metall, in der Natur als Carbonat CaCO3 (Kalkstein, Marmor, Kreide), Sulfat CaSO4 (Gips, Marienglas), Silicat, Phosphat und Fluorid CaF2. Knochen und Zähne enthalten Calciumphosphat. Schmelzelektrolyse von CaCl2. Calciumcarbonat (Kalk) CaCO3: Kalkbrennen CaCO3 → CaO + CO2 Kalklöschen CaO + H2O → Ca(OH)2 Abbinden Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Verwendung

Isotope

Reduktionsmittel bei der Herstellung von Thorium, Uran, Vanadium, Thorium. Legierungszusatz zum Härten von Blei. Zur »Trocknung« von Alkoholen. Ca-Verbindungen im Bauwesen (Zement, Putz, Kalkmörtel, Gips) sowie als Düngemittel. 40Ca (96,94%), 42Ca (0,647%), 43Ca (0,135%), 44Ca (2,086%), 46Ca (0,004%), 48Ca

(0,187%, β-Strahler, Halbwertszeit

>1,1×1018 Jahre) Redox-Potenziale

Ca ⇔ Ca2+ + 2 e– -2,866 Volt

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Scandium 44,955910 u

Sc

21

Nebengruppe III b (Scandiumgruppe) 4. Periode _______________ 3. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1541 °C (1814 K) Siedetemperatur: 2831 °C (3104 K) Dichte: 3 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +3 Elektronegativität: 1,3 Atomradius: 161 pm Erdkrustenhäufigkeit: 5×10–4 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 1 2 Name Entdeckung Eigenschaften

Vorkommen Verwendung

Abgeleitet von »Skandinavien«. 1871 von Mendelejew vorhergesagt, 1879 von Nilson in den Mineralen Euxenit und Gadolinit gefunden. Hellgraues Seltenerdmetall von geringer Härte, kann zu Folien ausgewalzt werden; ähnelt in seinen chemischen Eigenschaften dem Aluminium. Gemeinsam mit anderen Seltenerdmetallen im Monazitsand (Thorium-Mineral), im Thortveitit. Im Cer-Mischmetall; Scandiumverbindungen als Keimbeschleuniger für Saatgut.

45Sc (100%) Isotope Redox-Potenziale Sc ⇔ Sc3+ + 3 e– -2,08 Volt

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Titan 47,867 u

Ti

22

Nebengruppe IV b (Titangruppe) 4. Periode _______________ 4. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1660 °C (1933 K) Siedetemperatur: 3287 °C (3560 K) Dichte: 4,51 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +4, (+3) Elektronegativität: 1,5 Atomradius: 145 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,41 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 2 2 Name Entdeckung

Benannt nach den Titanen (= Götter oder Riesen der griechischen Sage). 1791 vermutete Gregor in einen schwarzen Sand aus dem Menachine-Tal in Cornwall (Menakanit) ein neues Metall. Klaproth fand in Rutil das Oxid eines noch unbekannten Metalles, das er Titan nannte, und konnte zeigen, dass das Metall aus dem Menakanit mit dem aus dem Rutil identisch ist. Reines Titan wurde erstmals 1895 von Moissan elektrolytisch hergestellt.

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung

Verwendung

Isotope Redox-Potenziale

Stahlähnlich aussehendes, gut schmiedbares Leichtmetall; guter elektrischer Leiter; bei gewöhnlicher Temperatur an der Luft und gegen feuchtes Chlor beständig; bei höherer Temperatur Reaktion mit Sauerstoff und Stickstoff sowie den Halogen; muss im Vakuum geschmolzen werden. Löslich in verdünnter Salz- und in Flusssäure, beständig gegenüber konz. Salpetersäure (bis 190 °C); Ti(III)Verbindungen sind meist violett. Sehr verbreitet, doch nur selten in größeren Lagerstätten; fast jeder Ackerboden enthält ca. 0,5% Titan. Minerale: Ilmenit FeTiO3, Rutil TiO2, Perowskit CaTiO3. Wegen der Reaktion des Titans mit den üblichen Reduktionsmitteln ist die Herstellung nicht durch Reduktion des Oxids möglich, daher zunächst Herstellung von Titan(IV)-chlorid TiCl4, anschließend Reduktion mit Magnesium in Schutzgasatmosphäre. In Legierungen mit Eisen, Aluminium, Molybdän und Mangan Bestandteil hochfester, leichter und hitzebeständiger Werkstoffe für den Schiffs- und Reaktorbau; Reintitan in chemischen Anlagen; in Knochennägeln; Titandioxid TiO2 als weißes Farbpigment. 46Ti

(8,2%), 47Ti (7,4%), 48Ti (73,8%), 49Ti (5,4%), 50Ti (5,2%) Ti ⇔ Ti2+ + 2 e–

-1,75 Volt

Ti3+ + 3 H2O ⇔ TiO2+ + 2 H3O+ + e– +0,10 Volt

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Vanadium 50,9415 u

V

23

Nebengruppe V b (Vanadiumgruppe) 4. Periode _______________ 5. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1890 °C (2163 K) Siedetemperatur: 3380 °C (3653 K) Dichte: 6,1 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +5 (+2, +3, +4) Elektronegativität: 1,6 Atomradius: 131 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,01 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 3 2 Name Entdeckung

Benannt nach »Vanadis« (Name der Göttin Freya). Dieses Element wurde zweimal entdeckt: 1801 von del Rio in Mexiko (»Panchromium« bzw. »Erytronium«) in Bleierzen gefunden. Nach Anzweiflung seiner Mitteilung wiederholte del Rio seine Versuche und kam dann zu dem falschen - Schluss, dass das Erytronium nur unreines Chrom sei. 1830 fand dann Sefström das Vanadium in Gusseisen aus schwedischem Erz.

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung Verwendung

Isotope

Stahlgraues, in verunreinigter Form sehr hartes und sprödes Metall, reinst jedoch dehnbar und geschmeidig. An der Luft beständig. Wird nur von Salpetersäure, Flusssäure und Königswasser angegriffen. Farbe der wässrigen Lösungen: V(+5) farblos, V(+4) blau, V(+3) grün, V(+2) schwach violett, Peroxovanadate rotbraun. Alle Vanadiumverbindungen sind giftig. In geringen Mengen in Eisen-, Chrom-, Zink-, Blei- und Kupfererzen. Minerale: Patronit, Vanadinit, Carnotit. Großtechnisch als Ferrovanadin (Vanadium-EisenLegierung) aus Eisenerz bzw. Thomasschlacke. Legierungsbestandteil für wertvolle, hitzebeständige, harte und zähe Stähle (z.B. in Werkzeugen); Vanadium(V)oxid V2O5 als Katalysator bei der Herstellung von Schwefelsäure. 51V (99,750%), 50V

(0,250%, β-Strahler, Halbwertszeit

>1,2×1016 Jahre) Redox-Potenziale

V2+ ⇔ V3+ + e–

-0,20 Volt

VO2+ + 3 H2O ⇔ VO2+ + 2 H3O+ + 2 e– +1,00 Volt

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Chrom 51,9961 u

Cr

24

Nebengruppe VI b (Chromgruppe) 4. Periode _______________ 6. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1875 °C (2148 K) Siedetemperatur: 2672 °C (2945 K) Dichte: 7,14 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +3 (+1, +2, +4, +6) Elektronegativität: 1,6 Atomradius: 124 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,02 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 5 1 Name Entdeckung

Von »chroma«, griech. Farbe (wegen der Vielfarbigkeit der Verbindungen). 1797 von Vauquelin im Krokoit (Rotbleierz) entdeckt.

Eigenschaften

Vorkommen

Silberglänzendes, hartes und zähes Metall. Behält seinen Glanz auch an feuchter Luft. Bei hoher Temperatur Reaktion mit Sauerstoff, Halogenen, Stickstoff, Phosphor, Bor u.a. Löslich in Salzsäure. Salpetersäure und Königswasser wirken in der Kälte nicht, beim Sieden nur schwache Reaktion. Farbe der Verbindungen: Cr(II) blau, Cr(III) grün, Cr(VI) gelb bis rot. Lösliche Chromverbindungen sind giftig. Chromate wirken Allergie auslösend und Krebs erregend. Im Chromit FeCr2O4, im Krokoit (Rotbleierz) PbCrO4.

Herstellung

»Ferrochrom« durch Reduktion von Chromit (Chromeisenerz) mit Koks (für Legierungen); reines Chrom aluminothermisch aus Cr2O3.

Verwendung

Als Überzug auf Metallen (Hartverchromung bis 500 µm Dicke, Dekorverchromung (0,3 µm) mit Nickel als Zwischenschicht; korrosionsbeständige Edelstähle (z.B. V2A-, V4A-Stahl); Malerfarben: Chromgelb PbCrO4, Chromrot PbO × PbCrO4, Chromoxidgrün Cr2O3 u.a.; Chrom(VI)-oxid CrO3 als starkes Oxidationsmittel; CrO2 in Ton- und Videobändern. 50Cr (4,35%), 52Cr (83,79%), 53Cr (9,50%), 54Cr (2,36%)

Isotope Redox-Potenziale

Cr ⇔ Cr3+ + 3 e–

-0,744 Volt

Cr ⇔ Cr2+ + 2 e–

-0,557 Volt

Cr2+ ⇔ Cr3+ + e–

-0,41 Volt

Cr3+ + 12 H2O ⇔ CrO42- + 8 H3O+ + 3 e–

+1,34 Volt

2 Cr3+ + 21 H2O ⇔ Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 e– +1,36 Volt:

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Mangan 54,938049 u

Mn

25

Nebengruppe VII b (Mangangruppe) 4. Periode _______________ 7. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1244 °C (1517 K) Siedetemperatur: 2032 °C (2305 K) Dichte: 7,44 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +2 (+3, +4, +6, +7) Elektronegativität: 1,5 Atomradius: 137 pm Erdkrustenhäufigkeit: 0,09 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 5 2 Name

Von »magnesia nigra«, einer schwarzen bei Magnesia in Kleinasien gefundenen Erde (Braunstein MnO2).

Entdeckung

1774 von Gahn und Scheele in unreiner Form durch Reduktion von Braunstein (MnO2) mit Kohlenstoff erhalten und »Manganesium« genannt. Reines Mangan erstmals 1808 von John hergestellt.

Eigenschaften

Vorkommen

Herstellung

Verbindungen Verwendung

Isotope Redox-Potenziale

Eisenfarbenes, hartes, sprödes Metall. Läuft an der Luft unter Bildung einer schützenden Deckschicht grau-bunt an. Löst sich leicht in verdünnten Säuren zu Mn(II)-Salzen, wird bereits von Wasser angegriffen. Bildet zusammen mit Kupfer und Aluminium ferromagnetische Legierungen. Farbe der Verbindungen: Mn(II) meist rosa, Mn(VI) grün, Mn(VII) rotviolett. Begleiter in Eisenerzen; Braunstein MnO2, Manganit MnO(OH), Hausmannit Mn3O4, Rhodochrosit MnCO3; Spurenelement in Pflanzen. Reines Mangan aluminothermisch aus MnO2; technisch als »Ferromangan« durch Reduktion eisenhaltiger Manganerze mit Koks. Mangandioxid (Braunstein) MnO2; Kaliumpermanganat KMnO4 Als Legierungsbestandteil (Sonderstähle, z.B. in Pflugscharen und Safes); Mangan(IV)-oxid MnO2 in Taschenlampenbatterien und als dunkelbraunes Farbpigment in Dachziegeln; KMnO4 als starkes Oxidationsmittel. 55Mn (100%) Mn ⇔ Mn2+ + 2 e–

-1,029 Volt

Mn(OH)2(s) + OH– ⇔ Mn(OH)3(s) + e–

-0,40 Volt

MnO42- ⇔ MnO4– + e– (in saurem Medium) +0,56 Volt Mn3+/MnO2 (in saurem Medium)

+0,95 Volt

Mn2+ + 6 H2O ⇔ MnO2 + 4 H3O+ + 2 e–

+1,35 Volt

Mn2+/Mn3+

+1,51 Volt

Mn2+ + 12 H2O ⇔ MnO4– + 8 H3O+ + 5 e–

+1,51 Volt

MnO2(s) + 6 H2O ⇔ MnO4– + 4 H3O+ + 3 e– +1,63 Volt MnO2/MnO42- (in saurem Medium)

+2,26 Volt

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Eisen 55,845 u

Fe

26

Nebengruppe VIII b 4. Periode _______________ 8. Gruppe (IUPAC 89)

Elementart: Metall Schmelztemperatur: 1539 °C (1812 K) Siedetemperatur: 3070 °C (3343 K) Dichte: 7,873 g/cm3

Oxidationsstufe(n): +3 (+2, +6) Elektronegativität: 1,8 Atomradius: 124 pm Erdkrustenhäufigkeit: 4,7 %

Anordnung der Elektronen 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s 2 2 6 2 6 6 2 Name Entdeckung

Evtl. von »isara«, keltisch stark, fest. Symbol von lat. »ferrum«. Erzeugnisse aus Meteoriteneisen wurden in ca. 7000 Jahre alten Grabstätten in Ägypten und Mesopotamien gefunden.

Eigenschaften

Bläulichweißes, zähes, ziemlich weiches Metall. Erweicht bei Rotglut. Ferromagnetisch. In trockener Luft und in sauerstoff- und kohlendioxidfreiem Wasser wegen dichter Oxidhaut beständig. Feuchte Luft oder kohlendioxidhaltiges Wasser greifen Eisen unter Rostbildung an. Rost (Eisenoxidhydrat) schützt das Grundmetall infolge Porösität nicht. Löslich in verdünnten Säuren. Beim Glühen an der Luft entsteht Fe3O4.

Vorkommen

Vierthäufigstes Element; Eisenerze: Magnetit Fe3O4, Roteisenerz Fe2O3, Brauneisenerz FeO(OH), Pyrit FeS2. Im roten Blutfarbstoff. Im Hochofen durch Reduktion des Eisenerzes mit Koks. Roheisen: Kohlenstoffgehalt >1,7%, sehr hart und spröde, bricht beim Biegen; Stahl: Kohlenstoffgehalt