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Schule > Chemie > Atombau und Periodensystem > Eigenschaften der Elemente in verschiedenen Hauptgruppen

Elementgruppe der Alkalimetalle

alle haben nur ein Außenelektron ( metallischer Charakter
außer Wasserstoff sind es alles Metalle
die Elektronegativitätswerte nehmen von oben nach unten ab
sie sind gegenüber Sauerstoff und Wasserstoff einwertig
niedrigste OZ: ±0
höchste OZ: +1
Ionen-Ladung ist einfach positiv
Element Härte Schmelz-temp. Siede-
temp. Dichte Flammen
-färbung Heftigkeit Reaktion mit H2O und O2 Li
Na
Rb
Cs karminrot
gelb
violett
rubinrot
himmelblau
Gasentwicklung
Gewinnung der Alkalimetalle
Herstellung durch Schmelzflusselektrolyse z.B. Natriumchlorid
Anode (Oxidation): gibt Elektronen ab
2 Na+ + 2e- ( 2 Na
Kathode (Reduktion): nimmt Elektronen auf
2 Cl- ( Cl2 + 2e-
Reaktionsgleichungen
4 Li + O2 ( 2 Li2O exotherm
2 Na + 2 H2O ( 2 NaOH + H2 exotherm
Alkalimetall + Wasser ( Base + Wasserstoff
Salze sind weiß und kristallin.
Elemente der Erdalkalimetalle
Jahrhunderte lang waren nur Oxide bekannt, die wie Erde aussahen
reagieren wie Alkalimetalle unter Einwirkung von Wasser zu Basen ( Namensableitung
in Natur nur in chemischen Verbindungen vorzufinden
mit 4,16 % am Erdaufbau beteiligt, insbesondere Calcium- und Magnesiumverbindungen
Element Atom-masse Dichte in g.cm-3 Schmelz-temp.
In °C Härte Reakt.-Heft. mit
O2 H2O Oxid-formel Hydroxid-formel Flammen-färbung Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra 9,01
24,31
40,08
87,62
137,33 1,85
1,74
1,55
2,6
3,5 1280
650
838
770
714 BeO
MgO
CaO
SrO
BaO Be(OH)2
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2 hellweiß
grellweiß
ziegelrot
karminrot
pfahlgrün
rot alle besitzen 2 Außenelektronen
Elektronegativität nimmt von oben nach unten zu
bilden zweifach positiv geladene Ionen
niedrigste OZ: ±0
höchste OZ: +2
Metalle
Wertigkeit gegenüber Sauerstoff: II-wertig
Elementgruppe der Halogene
Halogene können mit allen Metallen Salze bilden ( Halogenide
Halogen = „Salzbilder“
zu 0,26 % a Aufbau der Erdkruste beteiligt
am weitesten verbreitet sind Alkali- und Erdalkalimetalle
Gewinnung
durch Schmelzflusselektrolyse aus wässrigen Lösungen kann man Fluor und Chlor gewinnen
Brom entsteht bei der Oxidation von Bromiden
Iod erhält man durch die Reduktion von Iodaten
Reaktionsfähigkeit
( Bestreben ein Elektron aufzunehmen ( hohe Anziehungskräfte
einfach negativ geladene Halogenid-Ionen entstehen ( starke Oxidationsmittel
Metalle + Halogene ( Metallhalogeniden
2 Na + Cl2 ( 2 NaCl
Fe + Cl2 ( Fe Cl2
Cu + Cl2 ( Cu Cl2
2 Na + Fl2 ( 2 NaFl
2 Na + Cl2 ( 2 NaCl
2 Na + Br2 ( 2 NaBr
2 Na + I2 ( 2 NaI
Halogene verdrängen sich gegenseitig aus ihren Salzen

Experiment 1:
Zu Chlorwasser wird eine Bromidlösung gegeben
( farblose Lösung wird bräunlich bis rotbraun
Chlorwasser + Bromid-Ionen ( Chlorid-Ionen + Brom
Cl2 + 2 Br- ( 2 Cl- + Br2

Experiment 2:
Zu Bromwasser wird Iodit-Lösung gegeben
Br2 + 2 I- ( 2 Br- + I2

Lösung ist braun-violett.
Die Neigung zur An-Ionenbildung wächst mit der Anziehungskraft zwischen Atomrumpf und Außenhülle. Der kleinere Atomrumpf zieht ein achtes Elektron stärker an als der größere Atomrumpf.
Nachweis der Halogenid-Ionen
Nachweismittel: Silbernitratlösung
Farbe des Niederschlags: weiß (Cl-), hellgelb (Br-), tiefgelb (I-)
Reaktionsgleichung: Ag+ + Cl- ( AgCl
Silberhalogenide verändern sich unter dem Einfluss des Lichtes.
2 AgCl ( 2 Ag + Cl2
Elemente der IV.Hauptgruppe
Wertigkeit gegenüber Wasserstoff und Sauerstoff: 4-wertig
höchste OZ: +4 (CO2)
niedrigste OZ: -4 (CH4)
Metalle: Sn, Pb
Nichtmetalle: C
Ionenbildung: Sn, Pb bilden Ionen (positiv geladen = Kat-Ionen)
Sn2+, Sn4+, Pb2+, Pb4+
C, Si, Ge bilden keine Ionen
C mit 27,7 % am Aufbau der Erdkruste beteiligt
Si mit 25,0 % am Aufbau der Erdkruste beteiligt
( sind die wichtigsten Elemente
Vorkommen von Kohlenstoff
Diamant, Oxide, Pflanzen, Erdöl, Erdgas, auch reine Form
Si nur in Verbindungen
Verwendung und Bedeutung von Kohlenstoff
Bedeutung: Hauptbestandteil der lebenden Organismen, energiewirtschaftlicher Rohstoff

Oxide:
CO Kohlenstoffmonooxid (giftig, brennend, geringere Dichte als Luft)
CO2 Kohlenstoffdioxid (erstickend, nicht brennbar, höhere Dichte als Luft, gasförmig, Modifikationen: Diamant, Graphit, Fullerene)
Reaktion der Oxide mit Wasser

Experiment 1:
Magnesium mit Sauerstoff der Luft
Überprüfung der wässrigen Lösung mit Unitest

Experiment 2:
wie Experiment 1, statt Magnesium Schwefel

Beobachtung:
( helles Aufglühen, Reaktionsprodukt ist weiß, Lösung mit Unitest wird grün-blau
( brennt mit blauer Flamme, Rauchentwicklung, stechend riechend, Lösung mit Unitest wird
rot

Auswertung:
2 Mg + O2 ( 2 MgO
MgO + H2O ( Mg2+ + 2 OH-
S + O2 ( SO2 Redoxreaktion
SO2 + 3 H2O ( 2 H3 + SO32-
SO2 + H2O ( H2SO3 schweflige Säure
H2SO3 + 2 H2O ( 2 H3O+ + SO32- Protonenübergang
Reagieren Oxide mit Wasser, so bilden sich Saure oder basische Lösungen.
Basische Lösungen ( Metalle
Saure Lösungen ( Nichtmetalle
Eigenschaften der Elemente der 3.Periode
Hauptgruppe I II III IV V VI VII Element Na Mg Al Si P S Cl Oxid Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 Hydroxid NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 ----------- ----------- ----------- ----------- Säure ----------- ------------ H5AlO4 H4SiO4
Kieselsäure H2PO4 H2SO4 HClO4
Per-chlorsäure
Aluminium bildest Säuren und Basen. Diese Eigenschaft bezeichnet man als Amphoterie.
Al(OH)3 + 3 H3O+ ( Al3+ + 6 H2O
Al(OH)3 + OH- ( [Al (OH4)]- Aluminat-Ionen

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