Edelgase: Gruppe 18 im Periodensystem und ihre besondere Stabilität

Am rechten Rand des Periodensystems, in Gruppe 18, befinden sich die Edelgase. Sie sind die chemisch stabilsten Elemente, die wir kennen. Während alle anderen Elemente unter geeigneten Bedingungen Verbindungen eingehen, verweigern sich Edelgase chemischen Reaktionen fast vollständig. Diese Besonderheit hat sie jahrzehntelang als Mitglieder einer scheinbar völlig reaktionsträgen Gruppe gelten lassen. Heute wissen wir, dass diese Inertheit ihre Grenzen hat.

Welche Elemente gehören zu den Edelgasen?

Gruppe 18 umfasst sechs natürlich vorkommende Edelgase: Helium (He, Ordnungszahl 2), Neon (Ne, 10), Argon (Ar, 18), Krypton (Kr, 36), Xenon (Xe, 54) und Radon (Rn, 86). Als siebtes Mitglied gilt Oganesson (Og, 118), das 2002 erstmals synthetisiert wurde und nur für Millisekunden existiert. Ob Oganesson tatsächlich wie ein klassisches Edelgas reagiert, ist noch Gegenstand der Forschung.

Alle natürlich vorkommenden Edelgase sind bei Raumtemperatur farblos und geruchlos. Sie liegen als einatomige Gase vor, was sie von allen anderen Gasen unterscheidet: Wasserstoff, Sauerstoff und Stickstoff existieren als zweiatomige Moleküle (H2, O2, N2), Edelgase aber nicht.

Warum sind Edelgase so stabil?

Der Grund liegt in der Elektronenkonfiguration. Edelgase haben eine vollständig besetzte äußere Elektronenschale. Helium hat zwei Elektronen und damit eine vollständige erste Schale. Alle anderen Edelgase haben acht Elektronen in der äußersten Schale, eine vollständige s- und p-Unterschale.

Diese Konfiguration ist energetisch besonders günstig. Es gibt keine Tendenz, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, weil das den Energiezustand verschlechtern würde. Chemische Bindungen beruhen auf dem Streben der Atome nach einer edelgasähnlichen Elektronenkonfiguration. Die Edelgase selbst haben diesen Zustand bereits und brauchen keine Bindungen einzugehen.

Die Ionisierungsenergie der Edelgase ist die höchste aller Elemente in ihrer jeweiligen Periode. Das bedeutet, es ist sehr viel Energie nötig, um ihnen ein Elektron zu entreißen. Gleichzeitig haben sie eine sehr geringe Elektronenaffinität: Sie ziehen auch keine Elektronen an.

Edelgasverbindungen: Nicht ganz so inert

Lange galt es als Naturgesetz, dass Edelgase keine Verbindungen bilden. Das änderte sich 1962, als Neil Bartlett Xenon mit Platinfluorid zur Reaktion brachte und XePtF6 herstellte. Seitdem wurden zahlreiche Xenonverbindungen synthetisiert, darunter XeF2, XeF4, XeO3 und XeOF4.

Der Schlüssel liegt in der Größe und der Polarisierbarkeit. Xenon ist das schwerste stabile Edelgas und hat die größte Elektronenhülle. In dieser losen, weiten Hülle können Elektronen leichter verschoben werden, was unter extremem Oxidationsdruck Bindungen ermöglicht. Krypton bildet in seiner einzigen stabilen Verbindung KrF2 ebenfalls Fluorverbindungen. Argon bildet unter normalen Bedingungen keine Verbindungen, unter extremem Druck wurden aber instabile Verbindungen beobachtet.

Helium und Neon sind tatsächlich chemisch inert: Keine stabile Verbindung ist bekannt, und die Elektronenhülle ist zu klein und zu eng, um polarisiert zu werden.

Vorkommen und Gewinnung

Helium entsteht hauptsächlich durch radioaktiven Alphazerfall in der Erdkruste und reichert sich in Erdgasfeldern an. Es ist das zweithäufigste Element im Universum, in der Erdatmosphäre aber extrem selten (etwa 5 ppm), weil es leicht genug ist, um der Erdgravitation zu entkommen.

Argon ist das häufigste Edelgas der Erdatmosphäre. Es macht knapp ein Prozent der Luft aus und entsteht fortlaufend durch den radioaktiven Zerfall von Kalium-40. Argon wird großtechnisch durch Luftverflüssigung und fraktionierte Destillation gewonnen.

Neon, Krypton und Xenon kommen ebenfalls in der Luft vor, allerdings in sehr geringen Konzentrationen. Sie werden ebenfalls durch Luftzerlegung gewonnen, sind aber entsprechend teuer.

Radon ist radioaktiv und entsteht durch den Zerfall von Radium in der Erdkruste. Es kann aus Kellern und Baugesteinen in Häuser eindringen und gilt in hohen Konzentrationen als Gesundheitsrisiko. In Deutschland werden Radonrisikogebiete kartiert und Empfehlungen zur Lüftung ausgegeben.

Technische Anwendungen

Helium wird in der Tieftemperaturphysik als Kühlmittel eingesetzt. Flüssiges Helium erreicht bei Normaldruck minus 269 Grad Celsius und ist das kälteste verfügbare Kühlmittel. Supraleitende Magnete in MRT-Geräten, Teilchenbeschleunigern und Forschungsanlagen werden mit flüssigem Helium gekühlt. Da Heliumvorkommen begrenzt sind, wird über Recycling und sparsameren Einsatz diskutiert.

Neon leuchtet rot-orange in Entladungsröhren. Der Begriff “Neonlicht” bezeichnet im Volksmund alle Gasentladungsröhren, auch wenn nur echtes Neon das charakteristische Rot erzeugt. Andere Farben entstehen durch den Einsatz von Argon, Krypton oder Leuchtpulver.

Argon wird als Schutzgas beim Schweißen eingesetzt, weil es Oxidationsreaktionen verhindert. Es füllt den Raum zwischen den Scheiben von Mehrscheibenverglasung, weil es schlechter Wärme leitet als Luft. Glühlampen wurden früher mit Argon gefüllt, um den Wolframfaden zu schützen.

Xenon findet Verwendung in Hochdrucklampen, die ein dem Tageslicht ähnliches Spektrum erzeugen. Es wird in der Anästhesie erprobt, weil es narkotische Eigenschaften hat, ohne den Organismus zu belasten. Außerdem werden Xenonionen in Ionentriebwerken von Satelliten beschleunigt.

Edelgase im Periodensystem und der Vergleich der Gruppen

Auf interaktives-periodensystem.de lässt sich gut beobachten, wie sich die Ionisierungsenergien innerhalb der Gruppe 18 von oben nach unten verringern. Helium hat die höchste Ionisierungsenergie aller Elemente, Radon hat die niedrigste unter den stabilen Edelgasen. Das erklärt, warum ausgerechnet Xenon und Krypton Verbindungen eingehen können, Helium und Neon aber nicht.

Die Edelgase zeigen in ihrer Gruppe auch eine klare Zunahme der Atommasse, des Atomradius und der Polarisierbarkeit. Diese Tendenz zieht sich durch alle Gruppen im Periodensystem und ist ein gutes Beispiel für die Periodizität, die das Periodensystem so nützlich macht.