Der p-Block: Halbmetalle, Halogene und Edelgase

Die sechs Spalten auf der rechten Seite des Periodensystems, die Gruppen 13 bis 18, bilden den p-Block, in dem das letzte Elektron in ein p-Orbital eintritt. s-Block und d-Block enthalten nur Metalle, der p-Block dagegen Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle nebeneinander. Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff, aus denen Lebewesen bestehen, Silicium für die Elektronik und das Argon in der Luft sind hier zu Hause – das macht ihn zum vielfältigsten Teil des Periodensystems.

Das große Bild

Die Eigenschaften im p-Block ändern sich in zwei Richtungen.

• Von links nach rechts: Die Atome neigen zunehmend dazu, Elektronen aufzunehmen statt abzugeben; der metallische Charakter nimmt ab, der nichtmetallische zu.
• Von oben nach unten: Die Atome werden größer und geben ihre äußeren Elektronen leichter ab; der metallische Charakter nimmt zu.

Deshalb ist der untere linke Teil des p-Blocks (Aluminium, Zinn, Blei, Bismut) metallisch, der obere rechte (Stickstoff, Sauerstoff, Fluor) nichtmetallisch, und dazwischen verläuft ein diagonales Band von Halbmetallen von Bor hinab in Richtung Astat.

Die Zahl der Elektronen in der äußeren Schale ergibt sich aus der Gruppennummer: drei in Gruppe 13 (s²p¹), vier in Gruppe 14, fünf in Gruppe 15, sechs in Gruppe 16, sieben in Gruppe 17 und acht in Gruppe 18 (Helium hat zwei).

Gruppe 13: die Borgruppe

Bor ist ein Halbmetall; Aluminium, Gallium, Indium und Thallium sind Metalle. Aluminium ist das häufigste Metall der Erdkruste. Es ist leicht, und ein dünner, dichter Oxidfilm schützt es vor Korrosion. Gallium schmilzt bei etwa 30 °C, niedrig genug, um in der Hand zu schmelzen, und Galliumnitrid ist der Schlüsselwerkstoff blauer LEDs. Indium wird in Indiumzinnoxid verwendet, dem transparenten Leiter in Touchscreens.

Innerhalb der Gruppe 13 wird die Oxidationsstufe +1 nach unten gegenüber +3 stabiler, und Thallium bildet häufig Verbindungen der Stufe +1. Das liegt daran, dass sich in schweren Atomen das äußerste s-Elektronenpaar ungern an Bindungen beteiligt – ein Phänomen, das als Effekt des inerten Elektronenpaars bekannt ist.

Gruppe 14: die Kohlenstoffgruppe

Kohlenstoff ist ein Nichtmetall, Silicium und Germanium sind Halbmetalle, Zinn und Blei sind Metalle. Das ist eines der klarsten Beispiele dafür, dass eine einzige Gruppe die ganze Spanne vom Nichtmetall bis zum Metall abdeckt.

Kohlenstoff kann sich mit sich selbst zu langen Ketten und Ringen verbinden und bildet so das Gerüst von Millionen organischer Verbindungen. Je nachdem, wie die Atome verknüpft sind, kann reiner Kohlenstoff Diamant, Graphit, Graphen oder Fullerene sein – Modifikationen mit auffallend unterschiedlichen Eigenschaften. Silicium ist nach Sauerstoff das zweithäufigste Element der Erdkruste und kommt überwiegend als Siliciumdioxid in Sand und Gestein vor. Hochreine Siliciumkristalle sind die Grundlage von Computerchips und Solarzellen. Blei ist wegen des Effekts des inerten Elektronenpaars in der Stufe +2 stabiler.

Gruppe 15: die Stickstoffgruppe

Stickstoff macht etwa 78 Prozent des Luftvolumens aus, doch die beiden Atome eines N₂-Moleküls werden von einer Dreifachbindung zusammengehalten, die so stark ist, dass das Gas recht reaktionsträge ist. Phosphor besitzt mehrere Modifikationen, darunter weißen, roten und schwarzen Phosphor; weißer Phosphor ist so reaktionsfreudig, dass er sich an der Luft von selbst entzündet. Stickstoff und Phosphor sind für DNA und ATP unverzichtbar und die wichtigsten Nährstoffe in Düngemitteln. Arsen und Antimon sind Halbmetalle, Bismut ist ein Metall. Arsen ist als Gift berüchtigt, taucht aber auch in elektronischen Werkstoffen wie Galliumarsenid auf.

Gruppe 16: die Sauerstoffgruppe (Chalkogene)

Sauerstoff ist nach Masse das häufigste Element sowohl der Erdkruste als auch des menschlichen Körpers. Neben O₂ bildet er Ozon, O₃, das in der Stratosphäre ultraviolettes Licht absorbiert. Schwefel ist ein gelber Feststoff, der an Vulkanen vorkommt, und der Rohstoff für Schwefelsäure. Selen und Tellur zeigen halbmetallisches Verhalten, und Polonium ist ein radioaktives Metall. Der Gruppenname Chalkogene kommt von griechischen Wörtern, die „Erzbildner“ bedeuten.

Gruppe 17: die Halogene

Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat und Tenness bilden die Gruppe 17. „Halogen“ bedeutet „Salzbildner“, weil sich diese Elemente bereitwillig mit Metallen zu Salzen wie Natriumchlorid verbinden.

Ein Halogenatom hat sieben Außenelektronen und braucht nur eines mehr, um die stabile Anordnung eines Edelgases zu erreichen; es zieht Elektronen daher stark an. Das Erscheinungsbild der Elemente ändert sich innerhalb der Gruppe stetig.

Nach unten werden die Moleküle größer, die Kräfte zwischen ihnen nehmen zu, und Schmelz- und Siedepunkte steigen.

Die Reaktivität nimmt nach oben zu. Fluor hat die höchste Elektronegativität aller Elemente und reagiert selbst mit Glas und Wasser heftig. Verdrängungsreaktionen zeigen die Reihenfolge deutlich. Leitet man Chlor durch eine Kaliumbromidlösung, wird Brom frei, und die Lösung färbt sich orange:

Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂

Brom kann Chlorid in umgekehrter Richtung nicht verdrängen. Die Reihenfolge F > Cl > Br > I spiegelt wider, wie stark jedes Element ein zusätzliches Elektron anzieht.

Halogene umgeben uns überall: Chlor desinfiziert Leitungswasser und Schwimmbäder, Fluorid in Zahnpasta beugt Karies vor, und Iod dient als Antiseptikum und wird für Schilddrüsenhormone benötigt. Die elementaren Gase und Flüssigkeiten selbst sind jedoch giftig und ätzend.

Gruppe 18: die Edelgase

Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon und Oganesson bilden die Gruppe 18. Ihre äußeren Schalen sind voll, und lange glaubte man, sie gingen überhaupt keine Verbindungen ein; im Englischen nannte man sie oft „inert gases“.

Dieser Glaube endete 1962. Neil Bartlett, ein in Kanada arbeitender britischer Chemiker, hatte herausgefunden, dass Platinhexafluorid (PtF₆) ein so starkes Oxidationsmittel ist, dass es einem Sauerstoffmolekül ein Elektron entreißen kann. Als er bemerkte, dass die erste Ionisierungsenergie von Xenon fast gleich der von O₂ ist, ließ er Xenon mit PtF₆ reagieren und erhielt einen orangegelben Feststoff, die erste Edelgasverbindung. Im selben Jahr stellte ein anderes Team Xenontetrafluorid (XeF₄) direkt aus Xenon und Fluor her. Viele weitere Xenonverbindungen folgten, darunter XeF₂, XeF₆ und das Oxid XeO₃, und später wurde gezeigt, dass auch Krypton Verbindungen wie KrF₂ bildet.

Die schwereren Edelgase haben größere Atome, deren äußere Elektronen weiter vom Kern entfernt sind; ihre Ionisierungsenergien sind daher niedriger, und Verbindungsbildung wird möglich. Von Helium und Neon sind keine stabilen neutralen Verbindungen bekannt. Seit diesen Entdeckungen beschreibt man die Gruppe im Englischen als „noble“ (sehr reaktionsträge) statt „inert“ (völlig reaktionslos) – das entspricht dem deutschen Namen Edelgase, der schon immer auf „edel“ statt „untätig“ setzte.

Ihre Anwendungen nutzen alle diese geringe Reaktivität:

• Helium: Ballons und Luftschiffe sowie die Kühlung der supraleitenden Magnete in MRT-Geräten.
• Neon: das rot-orange Leuchten von Neonreklamen.
• Argon: Schutzgas beim Schweißen und Füllgas für Glühlampen. Mit etwa 0,93 Prozent der Luft ist es das häufigste Edelgas.
• Krypton und Xenon: Hochleistungslampen, manche Autoscheinwerfer und Treibstoff für Ionentriebwerke von Raumfahrzeugen.
• Radon: ein radioaktives Gas, das aus Böden und Gestein austritt, sich in Kellern ansammeln kann und das Lungenkrebsrisiko erhöht.

Noch einmal: die Halbmetalle

Die Halbmetalle des p-Blocks – Bor, Silicium, Germanium, Arsen, Antimon und Tellur – verbinden metallische und nichtmetallische Züge. Vor allem hängt ihre elektrische Leitfähigkeit stark von der Temperatur und von winzigen Mengen an Fremdatomen ab. Gibt man etwas Phosphor zu Silicium, entsteht ein n-Halbleiter mit überschüssigen Elektronen; gibt man Bor hinzu, entsteht ein p-Halbleiter mit Elektronenmangel. Diese Technik – ein Element der Gruppe 14 mit Atomen der Gruppe 13 oder 15 zu dotieren – liegt jedem modernen elektronischen Gerät zugrunde. Die Gruppennummern des Periodensystems lassen sich direkt auf die Konstruktionsregeln der Halbleitertechnik übertragen.