Die Nebengruppen im Periodensystem sind wie Geschwister der Hauptgruppen. In der herkömmlichen Darstellung des Kurzperiodensystems finden wir sie neben den entsprechenden Hauptgruppen, als ob sie miteinander verwandt wären. Alle Elemente in den Nebengruppen sind Metalle. In der I. Nebengruppe stoßen wir beispielsweise auf die Münzmetalle Kupfer, Silber und Gold, die sich neben der Gruppe der Alkalimetalle, der I. Hauptgruppe, befinden.
Ähnlichkeiten in den Nebengruppen
In einigen Fällen können wir gewisse verwandtschaftliche Beziehungen erkennen, insbesondere bei den Oxidationszahlen. Elemente in der I. Nebengruppe bilden häufig Verbindungen, in denen einfach positiv geladene Kationen vorkommen, ähnlich wie bei den Alkalimetallen. Ein Beispiel dafür sind Silbernitrat und Kupfer(I)-chlorid.
Auch die Elemente der II. Nebengruppe ähneln den Elementen der II. Hauptgruppe, wie Magnesium und Calcium. Zum Beispiel sind ZnSO4·7H2O und MgSO4·7H2O isomorph und bilden Mischkristalle.
Ähnlichkeiten in höheren Gruppen
Diese Ähnlichkeiten treten auch bei Vergleichen in höheren Gruppen auf. Chrom(VI)-oxid, CrO3, löst sich ähnlich wie SO3 in Wasser und bildet eine saure Lösung, die als Chromsäure, H2CrO4, bekannt ist. Sowohl Chromate als auch Sulfate bilden schwerlösliche Verbindungen mit Erdalkalimetallionen wie Ba2+ und Sr2+, während die analogen Magnesiumverbindungen (MgSO4, MgCrO4) in Wasser gut löslich sind.
Ein weiteres Beispiel ist die Bildung der entsprechenden Säuren HClO4 (Perchlorsäure, Chlor(VII)-säure) und Permangansäure, HMnO4, durch die Reaktion der flüssigen und explosiven Verbindungen Dichlorheptoxid, Cl2O7, und Dimanganheptoxid, Mn2O7, mit Wasser.
Die Valenzelektronenkonfiguration als Erklärung
Die Erklärung für diese Ähnlichkeiten liegt oft in der Valenzelektronenkonfiguration. Die Alkalimetalle haben ein Valenzelektron mit der Anordnung ns1 (n = 2, 3, 4, 5, 6, 7). Dieses Valenzelektron befindet sich mit zunehmender Hauptquantenzahl n immer weiter vom positiven Kern entfernt. Außerdem wird die positive Kernladung durch die abgeschlossenen Energieniveaus zwischen dem Valenzelektron ns1 und dem Kern gut abgeschirmt. Daher kann das Valenzelektron mit zunehmender Hauptquantenzahl leichter abgegeben werden und die Ionisierungsenergie sinkt.
In der I. Nebengruppe haben die Elemente die Valenzelektronenkonfiguration (n-1)d10 ns1, was die Existenz von Verbindungen mit E+-Kationen (E = Cu, Ag, Au) erklärt. Jedoch ist der energetische Unterschied zu den d-Niveaus gering, so dass Elektronen auch von diesen Niveaus abgespalten oder zur Bildung von Verbindungen wie CuSO4, AgF2 oder AuCl3 genutzt werden können. Entscheidend ist, dass die Radien der Elemente in der 1. Nebengruppe deutlich kleiner sind, wodurch das s-Valenzelektron fester gebunden ist. Die erste Ionisierungsenergie der Elemente ist höher, die Metalle sind edler.
Die Valenzelektronenkonfiguration der Elemente in der II. Nebengruppe ist (n-1)d10 ns2 und ähnelt damit der Konfiguration der Elemente in der II. Hauptgruppe. Das erklärt das Auftreten von Zn2+ und Cd2+-Ionen, die einige ähnliche Eigenschaften wie die Erdalkalimetallionen Mg2+ und Ca2+ haben und vergleichbar große Ionenradien aufweisen.
Unterschiede und abweichende Gruppen
Obwohl weitere Beispiele für die “Verwandtschaft von Haupt- und Nebengruppen” gefunden werden können, ist kein durchgängiges Prinzip erkennbar. Stattdessen zeigen sich auch deutliche Unterschiede, wie beim Vergleich der Metalle in der VII. Nebengruppe mit den stark elektronegativen Nichtmetallen in der VII. Hauptgruppe. Die VIII. Nebengruppe umfasst sogar 9 Elemente im Kurzperiodensystem, während in den anderen Nebengruppen nur 3 Elemente genannt werden.
Daher hat sich die Darstellung des Langperiodensystems (Bild 1) durchgesetzt, das das Aufbauprinzip des Periodensystems klarer darstellt. Nach dem Calcium mit der Elektronenkonfiguration 4s2 folgt das Scandium mit der Valenzelektronenkonfiguration 4s23d1. Das erste d-Block-Element hat insgesamt 3 Valenzelektronen und bildet zusammen mit den Elementen Yttrium, Lanthan und Actinium die 3. Gruppe. Bei Scandium sind die 1. bis 3. Ionisierungsenergie vergleichsweise niedrig, so dass Sc3+-Ionen gebildet werden können.
