Harry H. Binder

Harry H. Binder

Kleines Lexikon der chemischen Elemente

Mit zahlreichen Abbildungen und Tabellen

2016

Bibliografische Informationen der Deutschen Nationalbibliothek:

Die Deutsche Nationalbibliothek verzeichnet diese Publikation in der deutschen Nationalbibliografie; detaillierte bibliografische Informationen sind im Internet unter: <http://dnb.ddb.de> abrufbar. © Lehmanns Media • Berlin 2016 Helmholtzstraße 2-9 • 10587 Berlin und Harry H. Binder • E-Mail: [email protected] 2., überarbeitete Auflage ISBN: 978-3-86541-879-1 Druck und Bindung: Totem • Inowrocław • Polen www.lehmanns.de Alle Rechte vorbehalten Dieses Werk, einschließlich aller seiner Teile, ist urheberrechtlich geschützt. Jede Verwendung außerhalb der engen Grenzen des Urheberrechtsgesetzes ist ohne Zu-stimmung des Verlages unzulässig und strafbar. Das gilt insbesondere für Verviel-fältigungen, Übersetzungen, Mikroverfilmungen, Verfilmungen und die Einspei-cherung und Verbreitung auf Datenträgern und anderen elektronischen Systemen.

5

Inhaltsverzeichnis Vorwort 7

Begriffserklärung 8

Gruppierung der Elemente nach IUPAC 11

Benennung namenloser Elemente 12

Darstellung der Elemente und Isotope/Nuklide

Die elektrochemische Spannungsreihe der Metalle 13

Der radioaktive Zerfall von Nukliden

Die gesetzlichen SI-Basiseinheiten 14

Die kinetische Energie der Neutronen

Das griechische Alphabet

Verwendete Abkürzungen 15

Die chemischen Elemente von A bis Z 16 ‒ 251

Die chemischen Elemente 252

in der Reihenfolge ihrer Protonenzahlen Z

Die Häufigkeit der chemischen Elemente 254

in absteigender Reihenfolge

Die Dichte der chemischen Elemente 257

in absteigender Reihenfolge

Die Härte der chemischen Elemente nach 261

Mohs und Brinell in absteigender Reihenfolge

Die Schallgeschwindigkeit in 264

Chemischen Elementen in absteigender Reihenfolge

Die radioaktiven Zerfallsreihen 267

Literaturverzeichnis 270

6

Über den Autor

Diplom Physiker und Chemiker Harry H. Binder, OStR i.R., aus

Erlangen, war viele Jahre, in der chemischen Industrie sowie in der

physikalischen Forschung auf den Gebieten der Radiochemie, Reaktor-

technik, Teilchenphysik, Protonen-Therapie u.a. tätig.

Über zwanzig Jahre unterrichtete er im höheren Lehramt an Gym-

nasien, Fach- und Berufsoberschulen, die Fächer Mathematik, Physik

und Chemie. Der Autor hat mehrere Bücher sowie zahlreiche Beiträge

in Fachzeitschriften veröffentlicht.

7

Vorwort Die chemischen Elemente sind die Bausteine unserer Welt. Einige waren schon in der Antike bekannt, andere wurden nach und nach entdeckt, bis die Liste der 91 natürlichen Elemente vollständig war. Im ›Periodensystem der Elemente‹ PSE, in dem alle bekannten chemi-schen Elemente eingeordnet sind, galt Uran als das schwerste und letzte chemische Element. Ab der Mitte des 20. Jh. gelang es Physikern und Chemikern aus den USA der SU und später auch aus Deutschland schwerere Elemente als Uran künstlich herzustellen. Mit der Entdeckung der ›Transurane‹ begann ein Wettlauf der Wissenschaftler aus Ost und West nach neuen superschweren Elementen. Schließlich stellte man sich die Frage nach der Grenze des Periodensystems der Elemente, dem schwersten überhaut möglichem chemischem Element. Die chemischen Elemente sind heute aus den Naturwissenschaften nicht mehr wegzudenken. Kenntnisse über die chemischen Elemente und ihrer Eigenschaften sind heute für jeden Schüler, Studenten, Fach-arbeiter und Wissenschaftler unentbehrlich. In diesem Nachschlagewerk sind die wichtigsten Eigenschaften aller bis heute bekannten chemischen Elemente kurz aufgeführt, sie stellen für alle Interessierten in Schule, Studium und Beruf eine wichtige Hilfe dar. Bei alle Angaben wurde das ›SI-Einheiten System‹ sowie die von der ›International Union of Pure and Applied Chemistry‹ (IUPAC) fest-gelegten Namen aller chemischen Elemente verwendet. Harry H. Binder Erlangen, im Herbst 2010 Angesichts ständig neuer Erkenntnisse über die chemischen Elemen-te, war es notwendig, eine überarbeitete Neuauflage dieses Buches herauszugeben. Damit wird der Leser über den aktuellen Stand infor-miert. Harry H. Binder Erlangen, im Frühjahr 2016

8

Begriffserklärungen

Protonenzahl Z: Anzahl der Protonen im Atomkern. Synonyme Be-

zeichnungen: ›Ordnungszahl‹, ›Kernladungszahl‹.

Nukleonenzahl A: Anzahl der Nukleonen (Protonen und Neutronen)

im Atomkern. Frühere Bezeichnung: ›Massenzahl‹.

Relative Atommasse Ar: Masse eines Atoms im Vergleich zum zwölf-

ten Teil der Masse des Kohlenstoffisotops 12C = 12,000. Es ist eine

dimensionslose Zahl. Frühere Bezeichnung: ›Atomgewicht‹.

Atomradius: Maß für die Größe eines Atoms, in Pikometer pm.

1 pm = 10–12 m.

Metallischer Radius: Hälfte des kürzesten interatomaren Abstandes in

einem Metallgitter.

Kovalenter Radius: Hälfte des Abstandes zwischen zwei Atomkernen

des gleichen Elements in einer kovalenten Bindung innerhalb eines

Moleküls.

Van-der-Waals-Radius: Hälfte des kleinstmöglichen Abstandes zwi-

schen zwei Atomkernen des gleichen Elements zweier benachbarter

Moleküle.

Ionenradius: Effektive Größe eines einatomigen Ions in einem Ionen-

gitter.

Bei ›Kationen‹, positiv geladene Ionen, ist der Ionenradius kleiner als

der Radius des zugrunde liegenden Atoms.

Bei ›Anionen‹, negativ geladene Ionen, ist der Ionenradius größer als

der Radius des zugrunde liegenden Atoms.

Elektronegativität EN: Ein relatives Maß für die Fähigkeit eines

Atoms innerhalb eines Moleküls Elektronenpaare von Nachbaratomen

anzuziehen. Dimensionslose Zahl, bezogen auf das elektronegativste

Element Fluor, mit der willkürlich zugeordneten Zahl 4 .

Angaben nach: A (Allred/Rochow); P (Pauling); a (absolut)

9

Ionisierungsenergie: Die Energie, die benötigt wird, um von einem

Atom oder Molekül ein Elektron abzutrennen, in Elektronenvolt (eV).

1 eV = 0,0103642 kJ.mol1

Elektronenaffinität EA: Die Energie, die erforderlich ist, um ein

Elektron aus einem einfach negativ geladenen Ion zu lösen, in Elektro-

nenvolt (eV):

Elektronenkonfiguration: Anordnung der Elektronen in der Atom-

hülle im Grundzustand.

Dichte : Der Quotient aus der Masse m und dem Volumen V eines

Körpers, in Kilogramm pro Kubikmeter kg.m3. Angaben bei festen

Stoffen bei 20 0C, bei Gasen bei 00C.

Härte (Mohs): Ein Maß für den Widerstand den ein Werkstoff dem

Eindringen eines härteren Körpers entgegensetzt. Ritzhärte nach Mohs, der härtere Stoff ritzt den weicheren. Dimensionslose Zahl, bezogen

auf eine Skala von Talk, Härte 1 bis Diamant, Härte 10.

Schmelztemperatur s: Temperatur, bei der ein Stoff aus dem festen

in den flüssigen Zustand übergeht. In Grad Celsius 0C und Kelvin K.

Siedetemperatur v: Temperatur, bei der ein Stoff aus dem flüssigen

in den gasförmigen Zustand übergeht. Grad Celsius 0C und Kelvin K.

Temperatur am Tripelpunkt Tt: Die Temperatur, an der drei Phasen

eines Systems im Gleichgewicht sind. Grad Celsius 0C und Kelvin K.

Kritische Temperatur Tc: Die Temperatur, unterhalb der reale Gase

verflüssigt werden können. In Grad Celsius 0C und Kelvin K.

Kritischer Druck pc: Der zur kritischen Temperatur zugehörige Druck

in MPa.

Spezifische Schmelzwärme q: Die Energie in Kilojoule, die benötigt

wird, um ein Kilogramm eines Stoffes zu schmelzen. In kJ. kg1.

Spezifische Wärmekapazität c: Die Energie, die benötigt wird, um

die Temperatur von einem Kilogramm eines Stoffes um 1 Kelvin zu

erhöhen. In Kilojoule pro Kilogramm mal Kelvin, kJ. kg1. K1.

10

Thermische Leitfähigkeit : Die Transportfähigkeit eines Stoffes für

Energie. In Watt pro Kelvin mal Meter, W.m1.K1.

Thermischer Längenausdehnungskoeffizient : Die Verlängerung

in Metern eines Stabes von 1 Meter Länge bei einer Temperaturer-

höhung von 1 Kelvin. In K1.

Spezifischer elektrischer Widerstand : Der elektrische Widerstand

eines Leiters von 1 Meter Länge und einem Quadratmeter Querschnitt.

In Ohm mal Meter, .m.

Elektrische Leitfähigkeit : Der Kehrwert des spezifischen Wider-

standes. In Siemens durch Meter, S . m–1 bzw. –1 . m–1.

Elektrochemisches Äquivalent Ä: Die Masse eines Stoffes in Kilo-

gramm die an einer Elektrode einer Elektrolysezelle durch eine elektri-

sche Ladung von einer A.s (1C) abgeschieden wird. In Kilogramm pro

Ampere mal Sekunde, kg . A–1 . s–1.

Normalpotential E0: Das Elektrodenpotential einer Standardelektrode

bezogen auf die Normal-Wasserstoffelektrode, in Volt, V.

Wirkungsquerschnitt : Ein Maß für die Wahrscheinlichkeit, dass

zwischen zwei Teilchen eine Wechselwirkung oder eine Reaktion

stattfindet. In Quadratmeter, m², oder Barn, b. 1b = 10–28 m².

* Metalle: Haben weniger als vier Außenelektronen, die sie leicht ab-

geben und positive Ionen, ›Kationen‹, bilden.

Sie sind elektropositiv und Basenbildner.

* Nichtmetalle: Haben mehr als vier Außenelektronen, sie neigen dazu

Elektronen aufzunehmen und negative Ionen, ›Anionen‹, zu bilden.

Sie sind elektronegativ und Säurebildner.

* Halbmetalle: Haben Eigenschaften, die zwischen denen der Metalle

und der Nichtmetalle stehen. Halbmetalle sind: B, Si, Ge, As, Se, Sb,

Te, Bi, Po, At. Frühere Bezeichnung ›Metalloide‹.

* Übergangselemente, Übergangsmetalle: Sind die Metalle, deren

Atome eine inkomplette d-Schale haben, oder Kationen mit inkomplet-

ten d-Schalen bilden, d-Block.

11

Gruppierung der Elemente nach IUPAC Im ›Periodensystem der Elemente‹ (PSE) werden die chemischen

Elemente in der Reihenfolge ihrer Protonenzahl bzw. Kernladungszahl

in 18. Gruppen und 7. Perioden eingeordnet. Gemäß der IUPAC wer-

den den Gruppen folgende Namen und Elemente zugeordnet:

IUPAC Gruppe

Gruppenname

Elemente

Gruppe 1 Alkalimetalle Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Gruppe 2 Erdalkalimetalle Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

Gruppe 3 Scandiumgruppe Sc, Y, La, Ac

Gruppe 4 Titangruppe Ti, Zr, Hf, Rf

Gruppe 5 Vanadiumgruppe V, Nb, Ta, Db

Gruppe 6 Chromgruppe Cr. Mo, W, Sg

Gruppe 7 Mangangruppe Mn, Tc, Re, Bh

Gruppe 8 Eisengruppe Fe, Ru, Os, Hs

Gruppe 9 Kobaltgruppe Co, Rh, Ir, Mt

Gruppe 10 Nickelgruppe Ni, Pd, Pt, Ds

Gruppe 11 Kupfergruppe Cu, Ag, Au, Rg

Gruppe 12 Zinkgruppe Zn, Cd, Hg, Cn

Gruppe 13 Borgruppe B, Al, Ga, In, Tl, Uut

Gruppe 14 Kohlenstoffgruppe C, Si, Ge, Z, Sn, Pb, Fl

Gruppe 15 Stickstoffgruppe N, P, As, Sb, Bi, Uup

Gruppe 16 Chalkogene O, S, Se, Te, Po, Lv

Gruppe 17 Halogene F, Cl, Br, I, At, Uus

Gruppe 18 Edelgase He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Uuo

Weitere verwendete Bezeichnungen:

- Lanthanoide: Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er,

Z 58 - 71 Tm, Yb, Lu

- Actinoide: Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm,

Z 90- 103 Md, No, Lr

- Seltenerdmetalle: Sc, Y, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb,

Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu

Lanthanoide und Actinoide, f-Block Elemente, sind die Elemente bei

denen die f-Orbitale bis maximal 14 Elektronen aufgefüllt sind. Alle

12

Elemente dieser Gruppe sind Metalle. Die Endung: -οειδής (-oeidis)

bedeutet ähnlich; Lanthan- bez. Actinium-ähnlich.

- Transurane: Elemente Z > 92

- Transfermium Elemente: Elemente Z > 100 - Transactinoide: Elemente 104 ≤ Z ≤ 118 - Superactinoide: Elemente 118 < Z ≤ 154

Eisengruppe

Gruppe der leichte Platinmetalle

Platinmetalle schwere Platinmetalle

↓ ↓ ↓ Osmium- Iridium- Platin-

gruppe gruppe gruppe

Benennung namenloser Elemente Nach den Regeln der IUPAC erhalten die Elemente ab Protonenzahl

112, bis zur endgültigen Namensgebung einen einheitlichen, künstli-

chen Namen. Dieser wird durch Zusammenfügen spezieller, von der

Protonenzahl abgeleiteter Silben und Anhängen der Endung „ium“

gebildet. Dabei werden folgende Silben verwendet:

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

nil un bi tri quad pent hex sept oct enn

Beispiel: Ordnungszahl: 1 1 6

Name: Un un hex + ium

Symbol: U u h

Darstellung der Elemente und Isotope/Nuklide

Chemische Elemente

Relative Atommasse

z.B.:

Protonenzahl

(Ordnungszahl)

Fe Co Ni Ru Rh Pd Os Ir Pt

Ar Symbol Z

24,3050

Mg 12

13

Isotope/Nuklide

Nukleonenzahl z.B.: 23894Pu oder

(Massenzahl)

Protonenzahl Pu 238

Die elektrochemische Spannungsreihe der Metalle Li, Cs, K, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,

Unedle Metalle; chemisch aktiv; E0 < 0

H E0 = 0 Cu, Ag, Hg, Pd, Pt, Au

Edle Metalle; chemisch passiv; E0 > 0

Jedes Metall verdrängt die in der Spannungsreihe rechts von ihm

stehenden Metalle aus ihren Lösungen.

Der radioaktive Zerfall von Nukliden

Zerfallsart Zerfallsgleichung

Zerfall (Z, A) [(Z2), (A4)] + (42He)

Zerfall (Z, A) [(Z+1), (A)] + (e)

Zerfall (Z, A) [(Z1), (A)] + (e+)

Elektronen-Einfang EC (Z, A) [(Z1), (A)] e

Neutronen-Zerfall n (Z, A) [(Z), (A1)] + 10n

Protonen-Zerfall p (Z, A) [(Z1), (A1)] + p (11H)

Spontan-Spaltung sf (Z, A) [(Z1, A1) + (Z2, A2)]

A Symbol Z

14

Die gesetzlichen SI-Basiseinheiten

Die kinetische Energie der Neutronen

Das griechische Alphabet

alpha

beta

gamma

delta

epsilon

zeta

eta

theta jota

kappa lambda

my

ny

xi

omikron

pi

rho

sigma

tau

ypsilon

phi

chi

psi

omega

Physik. Größe / Formelzeichen

SI- Basiseinheit Symbol

Länge l 1 Meter 1 m

Masse m 1 Kilogramm 1 kg

Zeit t 1 Sekunde 1 s

Temperatur T, 1 Kelvin 1 K

Stromstärke I 1 Ampere 1 A

Lichtstärke Iv 1 Candela 1 cd

Stoffmenge n 1 Mol 1 mol

Neutronen/Typ Ekin v (m.s-1)

ultrakalte < 0,02 meV < 44

kalte 0,02 meV - 5 meV 0 0C < 2. 103

thermische 5 meV - 0,5 eV < 7. 103

epithermische 0,5 eV - 1 keV 74600C < 4,4 .105

mittelschnelle 1 keV - 100 keV < 4,4 .106

schnelle 100keV- 50 MeV < 70 . 107

relativistische > 50 MeV > 70 . 107

15

Verwendete Abkürzungen

ANL ›Argonne National Laboratory‹, Chikago

DIN ›Deutsches Institut für Normung e.V.‹

(Deutsche Industrie-Norm)

FLNR ›Flerov Laboratory of Nuclear Reactions‹, Dubna

GSI ›Gesellschaft für Schwerionenforschung‹,

Darmstadt, seit 7. Oktober 2008 ›GSI,

Helmholtzzentrum für Schwerionenforschung‹

HFIR ›High Flux Isotope Reaktor‹

HILAC ›Heavy Ion Linear Accelerator‹

IUPAC ›International Union of Pure and Applied

Chemistry‹

IUPAP ›International Union of Pure and Applied

Physics‹

JINR ›Joint Institute for Nuclear Research‹, Dubna

LASL ›Los Alamos Scientific Laboratory‹, Santa Fe

LBL ›Lawrence Berkeley Laboratory‹, Berkeley

LLNL ›Lawrence Livermore National Laboratory‹,

Livermore, USA

ML › Metallurgical Laboratory‹, in Chikago, USA

PSI ›Paul Scherrer Institut‹, Villigen, Schweiz

RIKEN Japanisches Forschungsinstitut, Wako bei Tokio

RLB ›Radiation Laboratory Berkeley‹, in Berkeley

SHIP ›Separator for Heavy Ion Reactions Products‹

SI-System ›Systèm International d` Unités‹

SU ›Sowjet Union‹

TASCA ›Trans Actinide Separator and Chemistry

Apparatus‹ bei GSI

UNILAC ›Universal Linear Accelerator‹ bei GSI

16

Protonenzahl Z = 89

Relative Atommasse (12C=12,000) Ar = 227,027750

Actinium wurde im Jahre 1899 von dem französischen Chemi-

ker André Louis Debierne in Paris, Frankreich, in Pechblende-

Rückständen nachgewiesen. Unabhängig entdeckte Otto F. Giesel

1902 das Element. 1950 erhielt F. Hagemann am ANL, Chikago,

Actinium durch Neutronenbeschuss von Radium im Kernreak-

tor.

Griechisch: aktina) = Strahl.

Atomare Eigenschaften:

Metallatomradius (berechnet) 188 pm

Kovalenzradius 215 pm

Ionenradien Ac3+ 118 pm

Elektronegativität A: 1,0; P: 1,10

Elektronenaffinität Ac Ac

Ionisierungsenergie (1; 2) 5,171 eV, 12,126 eV

Elektronenkonfiguration [Rn] 6d1 7s2

Physikalische Eigenschaften: Metall

Dichte (bei 20 0C) * 10070 kg.m3

Schmelztemperatur s 1055 0C; 1328 K

Siedetemperatur v * 3300 0C; 3573 K

Spezifische Schmelzwärme q 62,5 kJ.kg-1

Spezifische Wärmekapazität c 0,12 kJ.kg-1.K-1

Thermische Leitfähigkeit 12 W.m1.K1

Thermischer Längen-Koeff. 15.106 K1

Spez. elektrischer Widerstand

Schallgeschwindigkeit cs (20 0C) 1300 m.s–1

Normalpotential E0 Ac / Ac3+ 2,13 V

* geschätzte Werte

Actinium (englisch actinium) Ac

17

Das Element kommt in der Natur nur in geringen Spuren in

einigen Uranerzen als Zerfallsprodukt des Urans vor. Das Metall

erhält man durch Reduktion von AcF3 mit Li-Dampf bei 1200 ⁰C.

Z

92 U

91 Pa

↑

90 Th Th

↑

89 Ac

88 Ra

↑

87 Fr

N 223 225 227 229 231 233 235

Entstehung und Zerfall des Isotops Ac 227

Das wichtigste Isotop Ac 227(;21,77a) erhält man in Kern-

reaktoren durch Bestrahlung von Ra 226 mit Neutronen gemäß:

– –

22688Ra + 10n 227

88Ra 22789Ac

Actinium ist ein silberweißes, weiches, stark radioaktives

Schwermetall, das im Dunkeln bläulich leuchtet. Es ist 150-mal

aktiver als Radium.

Es gehört im PSE zur 3. IUPAC‒Gruppe, f-Block, Scandium-

gruppe, 7. Periode. Es ist ein sehr unedles, reaktionsfähiges Über-

gangsmetall. Es reagiert mit Wasser unter H2-Entwicklung. In

Verbindungen bildet es die Oxidationsstufe AcIII wie z.B. AcX3

(X = F, Cl, Br, I), Ac2O3, Ac(OH)3 u.a.

Vom Actinium sind 29 radioaktive Isotope Ac 206 bis Ac 234

und 5 Kernisomere bekannt. Alle haben kurze Halbwertszeiten.

Das Element dient als Strahlenquelle zur Erzeugung von

Neutronen gemäß der Kernreaktion 22789AcBe(, n) sowie

für Forschungszwecke.

Actinium hat keine biologische Bedeutung für den mensch-

lichen Organismus. Es ist toxisch und kanzerogen.

18

3

Protonenzahl Z = 13


Aluminium wurde 1825 von dem dänischen Physiker Hans

Christian Øersted, in Kopenhagen, Dänemark, bei der Zerlegung

der Alaunerde entdeckt und in unreiner Form isoliert. 1827 er-

hielt Friedrich Wöhler reines Aluminium durch Reduktion von

AlCl3 mit Kalium.

Lateinisch: alumen = Alaun.


Metallatomradius 126 pm


Van-der-Waals-Radius 185 pm

Ionenradien Al3+ 51pm

Elektronegativität A: 1,47; P: 1,61; a: 3,2 eV

Elektronenaffinität Al Al 0,456 eV

Ionisierungsenergie (1; 2) 5,986 eV; 18.828 eV

Elektronenkonfiguration [Ne] 3s2 3p1


Dichte (bei 20 0C) 2707 kg.m3

Härte (Mohs) 2,75


Siedetemperatur v 2467 0C; 2740 K

Spezifische Schmelzwärme q 397 kJ.kg1

Spezifische Wärmekapazität c 0,897 kJ.kg-1.K-1



Spez. elektrischer Widerstand 2,66 .10–8 .m

Schallgeschwindigkeit cs (20 0C) 6450 m.s-1

Elektrochem. Äquivalent Ä Al3+ 0,093.106. A1.s1

Normalpotential E0 Al / Al3+ 1,67 V

Aluminium (englisch aluminium/aluminum) Al

19

Aluminium ist das häufigste Metall und dritthäufigstes Ele-

ment auf der Erde. Es kommt nur in Form oxidischer Verbin-

dungen als Bauxit in Feldspaten, Glimmer, u.a. vor. Das Metall

erhält man aus Bauxit durch Schmelzflusselektrolyse von Ton-

erde Al2O3 im Gemisch mit Kryolith bei 950 0C gemäß der Ge-

samtreaktion:

Al2O3 + 3 C 2 Al + 3 CO

Es ist ein silbrig-weißes, relativ weiches, duktiles, paramag-

netisches Leichtmetall, das durch Zusätze wie Cu oder Mg fest

und hart wird. Unterhalb 1,175 K, besteht Supraleitfähigkeit.

Aluminium gehört im PSE zur 13. IUPAC‒Gruppe, p-Block,

Borgruppe 3. Periode. Es ist ein sehr unedles Metall, das an der

Luft passiviert wird. Passivierung kann man auch nach dem

›Eloxal‹ (Elektrisch Oxidiertes Aluminium) Verfahren erhalten.

Reines Aluminium zeigt große Affinität zu Sauerstoff, es brennt

in der Luft, in CO und CO2 sowie im Beisein einiger Metalloxide

mit greller Flamme. In Verbindungen bildet es die Oxidations-

stufe AlIII, wie z.B.: Al2O3, Al(OH)3, Al2(SO4)3, AlX3 (X= F, Cl,

Br), AlH3, u.a. Kovalente Bindungen sind: AlAl, AlH, AlCl,

AlO, Al-C u.a.

Es ist ein anisotopes Element, das einzige natürliche Isotop ist

Al 27, weitere 19 künstliche, radioaktive Isotope Al 22 bis Al 41

und zwei Kernisomere sind bekannt. Sie haben alle kurze Halb-

wertszeiten. Das langlebigste Isotop Al 26 (, EC,; 7,2.105 a) er-

hält man durch Beschuss von Mg 25 mit 11H oder 21H gemäß:

2512Mg + 21H 26

13Al + 10n

Aluminium dient zur Herstellung von Alu-Folien, Haushalts-

waren, in der Technik als Profile, Rohre, Blech, Konstruktions-

material in der Bauindustrie, Maschinenbau, Luftfahrt, Fahr-

zeugbau, von Sprengstoffen und Raketentreibstoffen und zahl-

reicher Legierungen u.a.

Das Metall ist in geringen Mengen im Trinkwasser und ver-

schiedenen Lebensmitteln enthalten. Es hat keine biologische

Bedeutung für den Menschen, spielt aber evtl. eine Rolle bei der

Alzheimerschen Krankheit.

20

Protonenzahl Z = 95


Americium wurde im Jahre 1944/45 von Glenn T. Seaborg und

Kollegen am ML in Chikago, USA entdeckt. Es entstand im

Kernreaktor durch 10 n-Einfang und anschließendem Zerfall:

23994Pu + 2 10n 241

95Am +

Im gleichen Jahr erhielten Seaborg und Kollegen das gleiche

Isotop beim Beschuss von Uran mit Helium-Kernen am 60-Zoll-

Zyklotron in Berkeley gemäß der Kernreaktion: 238

92U + 42He 24194 Pu (+1

0n) 24195Am + ß‒

Englisch: America (USA)


Metallatomradius 184 pm

Van-der-Waals-Radius 228,5 pm

Ionenradien Am3+ 107 pm; Am4+ 92 pm

Elektronegativität A: 1,20; P: 1,30

Ionisierungsenergie ** 5,9925 eV

Elektronenkonfiguration [Rn] 5f7 7s2


Dichte (bei 20 0C) * 13.671 kg.m3

Schmelztemperatur s ** 1174 0C ; 1447 K

Siedetemperatur v 2605 0C ; 2878 K

Spezifische Schmelzwärme q 59,5 kJ.kg1

Thermische Leitfähigkeit * 10,0 W.m1.K1

Spez. elektrischer Widerstand 68,1.10–8 .m

Normalpotential E0 Am / Am3+ – 2,32 V

* geschätzte Werte; ** extrapolierte Werte

Americium (englisch americium) Am

21

Americium kommt in der Natur nicht vor, es fällt als Neben-

produkt in den Brennelementen von Kernreaktoren an, wo es

durch mehrfachen Neutroneneinfang und Zerfall entsteht.

Die Abtrennung erfolgt durch Ionenaustauscher oder Lösungs-

mittelextraktion. Das Metall erhält man durch Reduktion von

AmF3 mit Barium bei ca. 11000 C oder durch Reduktion von

AmO4 mit Lanthan bei 12000 C und anschließender fraktionier-

ter Destillation. Das Element ist heute in Kilogramm-Mengen

verfügbar.

Es ist ein silberweißes, geschmeidiges, duktiles, paramagneti-

sches, radioaktives Schwermetall, das an der Luft schnell an-

läuft.

Americium gehört zur Gruppe der Actinoide, und befindet sich

im PSE im f-Block, 7. Periode. Es ist ein stark elektropositives

und sehr unedles Übergangsmetall. Es wird von Luft, Dampf

und Säuren angegriffen, jedoch nicht von Alkalien. In Verbin-

dungen bildet es mehrere Oxidationsstufen, wie: AmII, AmIII,

AmIV z.B.: AmO, Am2O3, AmO2, AmX2;3 (X= F,Cl,Br,I),

AmO2(OH)1;2 , AmF4, AmO2, (SO4)3 u.a.

Bekannt sind 17 Isotope des Americiums Am 232 bis Am 248

sowie 13 Kernisomere, sie sind alle radioaktiv und haben allge-

mein kurze Halbwertszeiten. Das Isotop Am 241 entsteht in

Kenreaktoren durch zweifachen Neutroneneinfang von Pu 239,

Am 242 und Am 241m durch Neutroneneinfang von Am 241.

Am 241 (; 432,2 a); Am 242m2 (; 141 a) und Am 244m1 (;

7370 a) sind spaltbar, die kritische Masse für Am 242m liegt

zwischen 9-18 kg (reflektiert 3-6 kg), für die anderen beiden bei

50-210 kg.

Einige Am-Isotope dienen zur Herstellung höherer Trans-

urane wie Cm, Bk, Es, Md, Db u.a. Wie z.B.:

24195Am + 10n 242

95Am 24296Cm +

Das Isotop Am 241 wird auch als radioaktiver Indikator in der

Medizin, Am 243 wird für NMR eingesetzt, Am 242m2 könnte

sich für Kernwaffen eignen.

Americium hat keine Bedeutung für den menschlichen Orga-

nismus, es ist aber wegen seiner Radioaktivität toxisch und

kanzerogen.

22

Protonenzahl Z = 51


Antimon war bereits in der Antike bekannt, wurde aber oft mit

Blei verwechselt. Erstmals wurde das Element im 17. Jh. von

Paracelsus beschrieben.

Griechisch: ζ (anti + monos = nicht allein.

Das Elementsymbol Sb vom lateinischen: Stibium.


Atomradius 182 pm



Ionenradien Sb3+ 89 pm; Sb5+ 62 pm


Elektronenaffinität Sb Sb 1,05 eV

Ionisierungsenergie 8,6406 eV, 16,753 eV

Elektronenkonfiguration [Kr] 4d10 5s2 5p3

Physikalische Eigenschaften: Halbmetall

Dichte (bei 20 0C) 6684 kg.m3

Härte (Mohs) 3 - 3,5


Siedetemperatur v 1635 0C ; 1908 K


Spezifische Wärmekapazität c 0,207 kJ.kg1.K1

Thermische Leitfähigkeit 24,3 W.m1.K1


Spez. elektrischer Widerstand 39 .108 .m

Schallgeschwindigkeit cs (20 0C) 3320 m.s1

Elektroch. Äquivalent Ä Sb3+ 0,42.106 kg.A1.s1

Normalpotential E0 Sb / SbO+ 0,212 V

Antimon (englisch antimony) Sb

23

Antimon ist ein relativ seltenes Element auf der Erde. Es

kommt hauptsächlich in Form von Oxiden oder Schwefelver-

bindungen vor, wie z.B.: Antimonit Sb2S3, Pyrargyrit Ag2SbS3.

Die Herstellung erfolgt meist durch Rösten von Sb2S3 in Dreh-

öfen und anschließender Reduktion von Sb2O4 mit Koks.

Sb2O4 + 4 C 2 Sb + 4 CO

Es kommt in drei Modifikationen vor: ›graues‹ oder ›metalli-

sches‹ Antimon (Form) ein zinnweißes, hellglänzendes, sehr

sprödes, diamagnetisches Schwermetall. Es dehnt sich beim

Erstarren aus dem flüssigen Zustand aus. ›Schwarzes‹ Antimon

ist eine amorphe, ›glasartiges‹ Antimon eine amorphe und ex-

plosive Substanz. Unterhalb 2,7 K besteht Supraleitfähigkeit.

Antimon gehört im PSE zur 15. IUPAC‒Gruppe, p-Block, Stick-

stoffgruppe, 5. Periode. Es ist schwach elektropositiv, wobei der

metallische Charakter überwiegt. An Luft und im Wasser ist es

beständig und wird von verdünnten Säuren und von Alkalien

nicht angegriffen. In Verbindungen bildet es mehrere Oxidati-

onsstufen SbIII, SbIII, SbV, z:B.: SbH3, SbCl3, Sb2O3, SbF5,

SbCl5, Sb4O10 u.a. Es bildet auch kovalente Bindungen SbSb,

SbH, Sb–O, Sb–Cl, SbC, SbN, Sb=N u.a.

Flammenfärbung: bläulich-weiß.

Natürliches Antimon besteht aus zwei stabilen Isotopen Sb

121 und Sb 123. Weitere 35 künstliche, radioaktive Isotope Sb 103

bis Sb 139 und 21 Kernisomere sind bekannt. Das Isotop Sb 125

(; 2,76a) entsteht in Kernreaktoren durch Neutronenbestrah-

lung von Zinn gemäß der Reaktion:

12450Sn (n, ) 125

51Sb

Das Halbmetall wird hauptsächlich als Legierungsbestandteil

zur Erhöhung der Härte weicher Metalle wie Blei, Kupfer u.a.

für Akkumulatoren und Halbleitern sowie zur Herstellung von

Pigmenten verwendet.

Antimon hat keine biologische Bedeutung für den Menschen.

Das Halbmetall und seine Verbindungen sind äußerst toxisch.

24

Protonenzahl Z = 18


Argon wurde 1894 als erstes Edelgas von den britischen Ge-

lehrten Sir William Ramsay und Lord John W. Rayleigh als Be-

standteil der atmosphärischen Luft in London, GB, entdeckt.

Angesichts seiner Reaktionsträgheit wurde es Argon genannt.

Griechisch: (aergos) = träge bzw. untätig.


Atomradius 175 pm

Kovalenter Radius 110 pm


Ionenradien Ar+ 154 pm

Elektronegativität A: 3,5; a: 7,70 eV

Elektronenaffinität Ar Ar 0,362 eV

Ionisierungsenergie 15.759 eV; 27,629 eV

Elektronenkonfiguration [Ne] 3s2 3p6

Physikalische Eigenschaften: Nichtmetall / Gas

Dichte (gasf. bei 273 K) 1,783 kg.m3


Siedetemperatur v 186 0C; 87 K

Temperatur am Tripelpunkt Tt 189,34 0C; 83,8 K

Kritische Temperatur Tc 122 0C; 151 K

Kritischer Druck pc 4,87 MPa

Spezifische Wärmekapazität c 0,31 kJ.kg1.K1

Thermische Leitfähigkeit 0,017 W.m1.K1

Schallgeschwindigkeit cs (0 0C) 319 m.s1

Löslichkeit in Wasser ( 200C) 0,06 g / Liter

* berechnet

Argon (englisch argon) Ar

25

Argon ist ein seltenes Element, es ist mit einem Volumenanteil

von 0,93 % in der Atmosphäre enthalten und ist damit das häu-

figste Edelgas auf der Erde. In der Atmosphäre ist es der dritt-

häufigste Bestandteil. Ebenso kommt Argon in der Erdkruste

vor, wo es durch Kaliumzerfall entsteht. In der Natur kommt es

nur elementar vor. Großtechnisch wird das es durch fraktionier-

te Destillation aus verflüssigter Luft gewonnen.

Es ist ein farb-, geruch- und geschmackloses einatomiges Gas,

das eine ausgeprägte Tendenz zur Bildung von ›Einschlussver-

bindungen‹, sog. ›Clathraten‹ zeigt, wie z.B.: Ar8(H2O)46.

Argon gehört im PSE zur 18. IUPAC‒Gruppe, p-Block. Edelga-

se, 3. Periode. Es besitzt eine abgeschlossene äußere Elektronen-

schale (M-Schale) mit 8 Elektronen 3s2 3p6 [Ar] woraus sich

seine chemische Trägheit erklärt. Von Argon sind keine chemi-

schen Verbindungen bekannt. Bis heute wurden nur einige mo-

lekulare Ionen wie z.B.: ArH+, ArCH3+, ArCO+ u.a. nachgewie-

sen.

Natürliches Argon setzt sich aus drei stabilen Isotopen zu-

sammen Ar 36, Ar 38, Ar 40 (90 %). Weitere 20 radioaktive,

künstliche Isotope sind bekannt Ar 30 bis Ar 53. Sie haben mit

zwei Ausnahmen Ar 39 und Ar 42 kurze Halbwertszeiten von

einige Sekunden, bis Tagen.

Luftargon entsteht weitgehend durch Elektronen-Einfang oder

Positronen-Zerfall des Isotops K 40.

40

19K + 01e 4018Ar

4019K 0+1e 40

18Ar

Argon wird mit Stickstoff als Füllgas für Glühlampen sowie

als Schutzgas beim Schweißen von Aluminiumlegierungen und

Stahllegierungen verwendet. Ar 40 dient zur Altersbestimmung

von Gesteinen ›Kalium-Argon-Methode‹

Das Element hat keine biologische Bedeutung für den mensch-

lichen Organismus, es ist nicht toxisch, kann aber erstickend

wirken. Bei höheren Drücken über 25 bar wirkt es narkotisie-

rend.

26

Protonenzahl Z = 33


Arsenverbindungen wurden bereits in der Antike verwendet.

Die Arsenherstellung wurde erstmals um 1250 von Albertus

Magnus beschrieben, er gilt als Entdecker des Elements. Im 16.

Jh. verwendete Paracelsus Arsenverbindungen als Heilmittel.

Griechisch: (arsenikos)= kühn, männlich.

Atomare Eigenschaften: (Arsen)

Atomradius 125 pm



Ionenradien As3+ 58 pm; As5+ 46 pm


Elektronenaffinität As As 0,65 eV

Ionisierungsenergie 9,8148 eV, 18.635 eV

Elektronenkonfiguration [Ar] 3d10 4s2 4p3

Physikalische Eigenschaften: Halbmetall

Dichte (bei 20 0C) () 5728 kg.m3

Härte (Mohs) 3,0 4,0


Siedetemperatur v (subl.) 613 0C; 886 K


Spezifische Wärmekapazität c 0,33 kJ .kg1. K1


Thermischer Längen-Koeff. 4,7.106 K1

Spez. elektrischer Widerstand 33,6.108 .m

Schallgeschwindigkeit cs (20 0C)

Normalpotential E0 As / HAsO2 0,248 V

Arsen (englisch arsenic) As

27

Arsen gehört zu den selteneren Elementen auf der Erde. Es

kommt nur in Verbindungen vor, wie z.B.: Realgar As4S4, Arse-

nik As2O3, Arsenkies FeAsS, Arsenkalkies FeAs2. Die Her-

stellung erfolgt hauptsächlich durch Erhitzen von FeAsS oder

FeAs2 unter Luftabschluss bei ca. 700 0C.

700 0C kühlen

FeAsS → FeS + As (g) → As (f)

Es tritt in mehreren Modifikationen auf:

Graues Arsen oder metallisches Arsen (Form) ist ein stahl-

graues, metallisch glänzendes, diamagnetisches Halbmetall, das

an der Luft schwarz wird. Gelbes Arsen (Form) ist eine meta-

stabile Form, schwarzes Arsen, amorphes Arsen (, , Formen).

Arsen gehört im PSE zur 15. IUPAC‒Gruppe, Stickstoffgruppe,

p-Block, 4. Periode. Es wird von Wasser, nichtoxidierenden

Säuren und Laugen nicht angegriffen, verbrennt in Sauerstoff,

Chlor u.a. In Verbindungen bildet es die Oxidationsstufen As–III, AsIII und AsV wie z.B.. AsH3, As2O3, H3AsO3, AsF3, AsF3,

AsCl5, H3AsO4, NaAsO3 u.a. Es geht aber auch kovalente Bin-

dungen ein, wie AsAs, AsH, AsO, AsC, AsF, AsCl,

AsCl u.a.

Flammenfärbung: fahlblau

Es ist ein anisotopes Element, es findet sich in der Natur in nur

Form des stabilen Isotops As 75. Weitere 28 künstliche radio-

aktive Isotope As 64 bis As 92 sowie drei Kernisomere sind be-

kannt.

Arsen dient hauptsächlich als Legierungsbestandteil für Blei-

und Kupferlegierungen, für Halbleiter u.a. Arsenverbindungen

verwendet man zur Herstellung von Pestiziden, Holzschutz-

mitteln, Rattengift u.a. Die Isotope As 73 und As 74 entstehen

durch Beschuss von Germanium mit Deuteronen, das Isotop As

76 entsteht durch Neutronenbeschuss im Kernreaktor. Alle drei

Isotope werden als radioaktive Tracer verwendet.

Die biologische Bedeutung des Arsens für den menschlichen

Organismus ist unklar. Arsen gilt als nicht giftig, es wirkt stimu-

lierend und kanzerogen. Es oxidiert jedoch an der Luft und bil-

det starke Gifte wie z.B.: Arsenik As2O3 u.a.

Harry H. Binder

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