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Oh, hallo meine lieben Wissenschaftlerinnen und Wissenschaftler. Ich habe gar nicht mitbekommen, dass ihr schon da seid. So vertieft war ich in meinem Experiment. Na, habt ihr auch schon euren weißen Kittel und die Schutzbrille an? Wenn ihr mich jetzt sehen könntet. Ich bin auf jeden Fall top ausgerüstet hier in meinem kleinen Labor. Und das Experiment, in dem ich gerade tüftle, das verrate ich euch später noch. Heute steigen wir richtig tief in die Materie ein und schauen uns das Periodensystem genauer an. Vielleicht habt ihr das schon mal gesehen. Auf den ersten Blick könnte man auch meinen, dass es ein Brettspiel mit ganz vielen bunten Kästchen ist. Aber nein, das Periodensystem ist ein ganz essentielles Hilfsmittel in der Chemie. Man verwendet das System, um die wichtigsten Eigenschaften der Elemente wie Natrium, Chrom oder Aluminium auf einen Blick abzulesen. 1869 stellt der russische Chemiker Dimitri Mendeleev sein Periodensystem vor. Das gibt es also auch schon eine ganze Weile. Und darin ordnet er alle Elemente nach aufsteigendem Atomgewicht. Was das genau ist, erkläre ich euch gleich noch.

Im Periodensystem hat jedes Element seinen Platz. Ihr könnt euch das Periodensystem vorstellen wie ein Hochhaus, in dem jedes Element eine eigene Wohnung mit einer Hausnummer hat, der sogenannten Ordnungszahl. Nach dieser sind die Elemente Zeile für Zeile von links nach rechts sortiert. Der Wasserstoff, den man auch unter dem Buchstaben H kennt, hat beispielsweise die Hausnummer 1. Er wohnt ganz oben links. Und er ist einer der 118 Bewohner, also Elemente des Hochhauses.

Das Haus ist so konzipiert, dass Chemikerinnen und Chemiker anhand der Lage der Wohnung einschätzen können, wie die Elemente reagieren, wenn sie aufeinandertreffen. Die Wohnungen sind in Reihen und Spalten sortiert. Die Reihen heißen Perioden, die Spalten Gruppen. Es gibt Hauptgruppen und Nebengruppen. In den Nebengruppen, das sind die Gruppen 3 bis 12, wohnen die Übergangsmetalle. Eisen oder Gold zum Beispiel. Die Gruppen 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 und 18, das sind die Hauptgruppen. Elemente, die in der gleichen Hauptgruppe wohnen, haben ähnliche chemische Eigenschaften. Um zu verstehen, warum, müssen wir einen Blick ins Innere eines Atoms werfen. Die Ordnungszahl, also diese kleine Zahl oben links in jedem Türschild der Elemente, die verrät, wie viele Protonen, also positiv geladene Teilchen, in unseren Atomkernen stecken.

Und weil Atome immer elektrisch neutral sind, schwirren genauso viele Elektronen, also negative Teilchen, um die Kerne. In einem vereinfachten Modell, das ihr auch in der Schule kennenlernt, befinden sich diese Elektronen auf Schalen. Je weiter außen die Schale, desto größer ist sie und desto mehr Elektronen passen drauf. Auf die erste Schale passen zwei, auf die zweite acht, auf die dritte schon 18 Elektronen. Vor allem für die Elemente aus den ersten drei Perioden, also ersten drei Reihen, gilt, die Schalen füllen sich immer von innen nach außen, jeweils mit so vielen Elektronen, wie in die Schale hineinpassen. Ist eine voll, füllt sich die nächste. Hier mal ein konkretes Beispiel. Die Ordnungszahl vom Wasserstoff ist 1 und die verrät, dass er ein Proton im Kern hat und damit auch nur ein Elektron. Es liegt auf der ersten Schale. Chlor hat die Ordnungszahl 17, bei ihm liegen daher zwei Elektronen auf der ersten Schale, acht auf der zweiten und die restlichen sieben auf der äußersten dritten Schale. In den Hauptgruppen kann man anhand der Periode schnell ablesen, wie viele Schalen belegt sind. Chlor wohnt in Periode 3, hat also drei befüllte Schalen.

In der Chemie sind vor allem die Elektronen auf der äußersten Schale wichtig, die sogenannten Außenelektronen. Während die Elektronen auf der inneren Schale nämlich faul abhängen, sind die Außenelektronen für chemische Reaktionen verantwortlich. Das Periodensystem ist so gebaut, dass man auch ablesen kann, welcher Bewohner wie viele Außenelektronen hat.

Wer in der ersten Gruppe wohnt, hat ein Außenelektron. In der zweiten Gruppe sind es zwei, in Gruppe 13, also sozusagen der dritten Hauptgruppe, sind es drei, in Gruppe 14, vier und so weiter. Elemente in derselben Hauptgruppe verhalten sich chemisch ähnlich, weil sie gleich viele Außenelektronen haben. Die Anzahl entscheidet darüber, wie kontaktfreudig sie sind, also wie gern sie sich mit Typen aus den anderen Wohnungen zusammentun. Die meisten der Bewohner sind nicht ganz so zufrieden mit der Zahl ihrer Außenelektronen. Alle wollen lieber so sein wie die Edelgase aus der Gruppe 18. Die sind nämlich besonders stabil, weil sie eine perfekte Anzahl an Außenelektronen haben. Entweder zwei, wie beim Helium, oder acht, wie bei allen anderen Edelgasen. Um das zu erreichen, reagieren sie miteinander. Das heißt, Das heißt, sie geben Elektronen ab, nehmen welche auf oder teilen sie sich. Natrium zum Beispiel, ein Gruppenkumpel von Wasserstoff aus der ersten Gruppe, gibt sein einzelnes Außenelektron gern an Chlor aus der Gruppe 17 ab.

Denn wenn er das los ist, liegt unter seiner äußersten dritten Schale ja die zweite Schale mit der perfekten Acht. Chlor nimmt das Geschenk gern an, denn dann werden aus seinen sieben Außenelektronen ebenfalls acht.

Gemeinsam ergeben die beiden Natriumchlorid. Das kennt ihr wohl besser unter dem Namen Kochsalz. Damit ihr die einzelnen Hauptgruppen noch ein bisschen genauer kennenlernt, dachte ich, wir statten ihnen einfach mal einen Besuch ab. Also laut meinem Plan müssten hier die Alkali-Metalle wohnen. Ich klopf einfach mal.

Gruppe 1. Die Alkalimetalle mit einem Außenelektron. Bewohner Wasserstoff, Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Phäsium und Frankium. Wow, in jeder Ecke glänzt es hier silbern. Aber als erstes muss ich etwas klarstellen. Wasserstoff gehört zwar zur Gruppe der Alkalimetalle, aber eigentlich ist er eher ein gasförmiger Sonderling. In der Gruppe 1 geht es nämlich eigentlich um die Alkalimetalle. Das sind nicht ganz so harte Typen wie viele andere Metalle, sondern eher butterweich. Sie glänzen silbrig, allerdings nur ganz kurz. Denn sobald sie mit Luft in Berührung kommen, reagieren sie blitzschnell mit dem Sauerstoff darin und ihre Haut wird stumpf. Sie sind eben sehr reaktionsfreudig. Und weil sie so schnell und gern Verbindungen eingehen, kommen sie in der Natur eigentlich gar nicht in reiner Form vor. Wenn Chemikerinnen und Chemiker sie in ihrer reinen Form haben möchten, müssen sie sie wegsperren. Sie bewahren die Alkalimetalle dann luftdicht in einer bestimmten Flüssigkeit auf. Ansonsten fackeln die nämlich nicht lang und verbinden sich sofort. Apropos Fackeln. Je nachdem, auf wen sie treffen, mutieren einige von ihnen zu echten Hitzköpfen. In Wasser zum Beispiel lassen sie es ziemlich qualmend zischen und brennen.

Weiter geht's zur nächsten Gruppe.

Gruppe 2. Erdalkalimetalle mit zwei Außenelektronen. Bewohner Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium. Puh, ich glaube, ich muss gleich meinen weißen Mantel ausziehen. Hier ist es so warm.

Die Erdalkalimetalle, die färben Flammen wie andere Ostereier. Zumindest die meisten von ihnen. Calcium zum Beispiel lässt Feuer ziegelrot leuchten. Und Strontium und Radium schaffen tolle Rottöne, Barium ein blasses Grün.

Wenn man Magnesium ein wenig einheizt, strahlt es weiß und wohl heller als jede Glühbirne. Manche von ihnen können sich sogar an der Luft entzünden. Weil Strontium, Barium und Calcium so schön bunt brennen, dürft ihr dreimal raten, wo die wohl drinstecken. Genau, im Silvesterfeuerwerk. Auf Radium verzichtet man da lieber, das ist schließlich radioaktiv. Calcium ist außerdem ein wichtiger Bestandteil eurer Zähne und Knochen. Insgesamt sind die Bewohner dieser Gruppe etwas härter als die Matschbirnen aus Gruppe 1. Aber sie glänzen mindestens genauso schön silbrig. Und weil sie auch nur allzu gern ihre beiden Außenelektronen loswerden möchten, sind sie ebenfalls ziemlich reaktionsfreudig. Der Sonderling dieser Gruppe ist das Beryllium aus Wohnung 4. Der ist ein wenig merkwürdig. Er ist härter, zeigt keine Reaktion, wenn er nass wird. Und eine Flamme färben kann er auch nicht. Naja, können ja nicht alle alles können. Ich verabschiede mich mal von den Erdalkalimetallen und besuche die nächste Gruppe. Die Nebengruppen 3 bis 12 überspringe ich und klingel direkt bei Nummer 13.

Gruppe 13, Bohrgruppe mit drei Außenelektronen, Bewohner, Bohr, Aluminium, Gallium, Indium, Thallium und Nihonium. Puh, hier ist alles voller Metallgitter. Früher hat man die Bohrgruppe übrigens Erdmetalle genannt, weil sie vor allem in Verbindungen mit Sauerstoff ein wichtiger Teil der Erdkruste sind. Da Bohr aber ganz oben steht und kein Metall ist, sondern ein Halbmetall, heißen sie nun Bohrgruppe. Sie alle glänzen silbrig-metallisch und sind eher weich. Nur Bohr ist ein ziemlich harter Typ. Ja, mal wieder eine Ausnahme. Einige der Bewohner der Bohrgruppe sind übrigens auch bei Technik-Fans beliebt. Die stecken nämlich in Kabeln, Solarzellen oder Touchscreens, weil sie gern Metallgitter bilden, in denen sich ihre drei Außenelektronen relativ frei bewegen können. Leiten sie alle Strom ganz gut. Ach nee, einer von ihnen kann das nicht. Ratet mal wer. Das Boa natürlich. Ich sag mal Bye-Bye-Boa-Gruppe und klopfe an die nächste Haustüre. Oh, hier scheint eine Baustelle zu sein. Da ist gar keine Tür, nur ein Gerüst.

Gruppe 14. Kohlenstoffgruppe oder Tartogene mit vier Außenelektronen. Bewohner Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn, Blei und Fleeruvium. Benannt ist diese Gruppe, ihr hättet es nie geahnt, natürlich nach dem Kohlenstoff. Aber auch die anderen Bewohner sind spannend. Germanium, Zinn, Blei und Silizium können ziemlich vielseitige Bindungen eingehen. Nur der künstliche Kellerbewohner Fleurovium hält sich da eher zurück. Ihr merkt schon, jede Gruppe hat so ihre Sonderlinge. Flevorium taucht immer nur für ein paar Sekunden auf, wenn ihn jemand im Labor erzeugt und ist dann wieder verschwunden. Die anderen der Gruppe stehen bereit, ihre vier Außenelektronen mit anderen zu teilen. Darum nennt man die Gruppe auch Tatogene, Gerüstbildner. Klar, der Kohlenstoff kann das am besten, aber hey, verstecken müssen sich die anderen auch nicht. Silizium zum Beispiel steckt in Sand, Quarz oder Gestein und wird für Computerchips und Smartphones gebraucht. Ab zur nächsten Gruppe.

Gruppe 15. Stickstoffgruppe oder Pnyktogene mit 5 Außenelektronen. Bewohner, Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Bismuth und Moscovium.

Uff, unangenehm. Hier kann ich kaum atmen. Ja, das ist dann wohl das Zeichen, dass ich hier richtig bin bei der Stickstoffgruppe. Einige kennen die Gruppe auch als Pnyktogene, was sich vom griechischen Wort für Ersticken ableitet. Diesen Namen trägt die Gruppe vor allem wegen des Stickstoffs. Denn auch wenn er eigentlich der Hauptbestandteil unserer Atemluft ist, in reiner Form wirkt er genau so. Erstickend. Ansonsten sind diese Bewohner eine bunt gemischte Truppe. Phosphor präsentiert sich in verschiedenen Formen und Farben. Arsen, der kleine Giftswerk, ist ein Halbmetall, genau wie Antimon. Ganz unten wohnt noch der schwerfällige Metallvertreter Bismuth. Ach, und nicht zu vergessen Moskovium. Den kriegt man aber kaum zu Gesicht, weil es ihn in der Natur gar nicht gibt. Man muss ihn künstlich herstellen. Und das ist erst ein paar Mal gelungen. Aber so verschieden die Bewohner dieser Gruppe auch sind, Sie haben alle fünf Außenelektronen. Mit denen gehen sie mal Bindungen ein und mal nicht. Je nachdem, was ihnen so geboten wird. Alles gern nichts muss. Aber ich glaube, ich muss jetzt echt schnell raus hier.

Endlich wieder Luft zum Atmen. Aber ich muss sagen, aus der nächsten Haustür riecht es auch nicht so angenehm, als hätte jemand gezündelt.

Gruppe 16. Kalkogene oder Sauerstoffgruppe mit sechs Außenelektronen. Bewohner Sauerstoff, Schwefel, Selin, Tellur, Polonium und Livermorium. Also einen Bewohner hier, den kennt ihr alle. Oder naja, ihr habt ihn zumindest bestimmt schon unzählige Male eingeatmet. Er ist auch das häufigste Element in der Erdkruste und das zweithäufigste auf der Welt. Zusammen mit Wasserstoff bildet er auch H2O, Wasser. Jetzt wisst ihr es auf jeden Fall, die Rede ist natürlich vom Sauerstoff. So heißt ja auch diese Gruppe. Zusammen mit Schwefel, der wohnt in der Wohnung unter dem Sauerstoff, zündelt der Sauerstoff ziemlich gern. Da kann der Schwefel schon mal lichterlob brennen. Wenn wir uns hier in den unteren Stockwerken dieser Gruppe umschauen, wird es metallischer und träger. Von Tellur und Polonium zum Beispiel kann man nicht so viele Reaktionen erwarten wie vom Sauerstoff. Aber ich würde sagen, die Chalkogene verlassen wir. Es warten ja noch zwei weitere Haustüren. Für die nächste Gruppe sollte ich auf jeden Fall eine gute Atemschutzmaske unter meinem Schutzanzug tragen.

Gruppe 17. Die Halogene mit sieben Außenelektronen. Bewohner, Fluor, Chlor, Brom, Jod, Astat, Tenes. Wisst ihr, wer eure Schwimmbäder immer so sauber und keimfrei hält? Genau, das Chlor. Aber nicht nur das Chlor, sondern alle Bewohner dieser Gruppe gelten als ätzend und aggressiv. Und das zu Recht. Schon in geringen Konzentrationen können zum Beispiel Chlor und Fluor bei Menschen Lungenschäden hervorrufen. Sie reagieren einfach mit fast allem, was uns unterkommt. Auch mit dem Wasser auf euren Schleimhäuten. Das kann zu lebensgefährlichen Verätzungen führen. Aber diese Halogene wollen eben unbedingt dieses eine Elektron, das ihnen zur Edelgasperfektion fehlt. Aber sie sind nicht nur ätzend. Sie schnappen sich gern das eine Außenelektron von jemandem aus der ersten Hauptgruppe und bilden größtenteils harmlose Salze. Daher haben sie übrigens auch ihren Namen. Halogene kommt aus dem Griechischen und bedeutet so viel wie Salzbildner. Uff, ich kann wieder atmen. Ab zur letzten Haustüre.

Gruppe 18. Edelgase mit acht Außenelektronen. Bewohner Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon, Oganesson. Hallo? Ist hier jemand? Irgendwie sind alle weg. Aber das ist halt auch typisch Edelgase. Bei denen kann man lange auf eine Reaktion warten. Mit ihrer perfekten Anzahl an Außenelektronen treten sie nämlich nur ungern in Kontakt mit anderen. Haben sie ja gar nicht nötig. Die Geruchs- und farblosen Gase sind zufrieden, wie sie sind. Helium hängt gern abgehoben in Luftballons ab. Neon und Xenon überstrahlen alle in Leuchtreklamen und Autoscheinwerfern. Nur unter sehr bestimmten Bedingungen lassen sich einige von ihnen mit anderen in Verbindung bringen. Etwa, wenn ein Fluoratom nicht aufhört zu betteln, wenn sie unter großem Druck stehen oder bei bestimmten Temperaturen. Aber ich glaube, heute erwische ich sie hier nicht mehr.

So, jetzt seid ihr auf jeden Fall richtige Periodensystem-Expertinnen und Experten. Ihr könnt nämlich eure Krupfermünzen selbst zum Glänzen bringen. Ihr braucht dafür eine 1-, 2- oder 5-Cent-Münze, Essig, Salz, ein kleines Glas und eine Pinzette. Als erstes füllt ihr Essig in das kleine Glas und rührt dann 1-2 Esslöffel Salz dazu. Dann legt ihr mit der Pinzette die Münze in das Salz-Essig-Bad. Und jetzt dauert es nicht mehr lange und ihr könnt beobachten, wie eure Münzen wieder strahlen.

Was ist da passiert? Centmünzen sind mit Kupfer ummantelt, das leicht mit dem Sauerstoff aus der Luft reagiert. Mit der Zeit bildet sich darum auf der Münze eine dunkle Schicht aus Kupferoxid. Gibt man Essig dazu, reagiert die darin enthaltene Essigsäure mit dem Kupferoxid. Dabei entstehen Wasser- und Kupferionen, die in die Flüssigkeit übergehen. Das Salz beschleunigt diesen Vorgang. So verschwindet die dunkle Oxidschicht und das glänzende Kupfer darunter wird wieder sichtbar. Viel Spaß beim Ausprobieren und jetzt natürlich viel Spaß mit dem Witz der Woche. Kommt Häschen in den Gemüseladen und fragt, hast du Granatapfel? Sagt der Verkäufer, ja den haben wir hier. Sagt Häschen, musst du unbedingt entschärfen.

Schön, dass ihr auch bei dieser Folge wieder dabei wart. Ich weiß, es ist ein bisschen komplizierter als bei so Tierfolgen oder so, aber ich finde es super spannend. Mein Name ist Ivy Hase, ich bin eure Host. Der Schnitt, der wurde diese Woche von Adonai Ikabela gemacht. Die Audioproduktion kommt von Alexandra Zebisch und das wundervolle Skript von Luisa Philipp. Ich freue mich auf die nächste Folge. Tschüss!