## 503 **A) Halbmetalle ** Halbmetalle bilden im Periodensystem eine besondere Gruppe von Elementen, die Eigenschaften sowohl von Metallen als auch von Nichtmetallen aufweisen. Sie befinden sich entlang einer Treppe zwischen den Metallen (links) und Nichtmetallen (rechts) und umfassen Elemente wie Silicium, Germanium und Arsen. Diese Elemente sind besonders wichtig für die Halbleitertechnologie, da sie unter bestimmten Bedingungen elektrisch leitend werden können. Im Gegensatz dazu sind Edelgase (B) chemisch inert, Nichtmetalle (C) elektronegativ, Metalle (D) gute elektrische Leiter und Halogene (E) hochreaktive Nichtmetalle in der vorletzten Hauptgruppe. ## 504 **C) Die Elektronegativität nimmt von oben nach unten ab.** Die Elektronegativität der Chalkogene (Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium) nimmt innerhalb der Gruppe von oben nach unten ab, da der Atomradius zunimmt und damit die Anziehungskraft des Atomkerns auf die Außenelektronen schwächer wird. Sauerstoff hat mit 3,5 die höchste Elektronegativität der Gruppe, gefolgt von Schwefel (2,5), Selen (2,4) und Tellur (2,1). Option A beschreibt den Trend genau falsch herum, B ignoriert die systematische Änderung, D beschränkt die Eigenschaft fälschlich auf nur zwei Elemente, und E verkennt den klaren Zusammenhang mit der Position im Periodensystem. ## 505 **C) Nach steigender Kernladungszahl** Das Periodensystem der Elemente (PSE) ist nach der Kernladungszahl (Ordnungszahl) geordnet, die der Anzahl der Protonen im Atomkern entspricht. Diese systematische Anordnung spiegelt die elektronische Struktur der Atome wider und erklärt ihre chemischen Eigenschaften. Die Massenzahl (D) oder Nukleonenzahl (E) wären ungeeignet, da Isotope eines Elements die gleichen chemischen Eigenschaften haben, aber unterschiedliche Massenzahlen. Der Atomdurchmesser (A) variiert nicht kontinuierlich mit der Ordnungszahl, und die Elektronenaktivität (B) ist keine eindeutig definierte physikalische Größe. Die Kernladungszahl bestimmt die Elektronenkonfiguration und damit alle chemischen Eigenschaften eines Elements. ## 506 **C) 2. und 4. sind richtig.** Valenzelektronen sind die Elektronen in der äußersten Schale eines Atoms und bestimmen maßgeblich dessen chemische Eigenschaften. Sie sind entscheidend für die Reaktivität eines Elements, da sie an chemischen Bindungen beteiligt sind. Aussage 1 ist falsch, da Beta-Strahlung aus Elektronen besteht, die aus dem Atomkern stammen, nicht aus der Elektronenhülle. Aussage 3 ist ebenfalls falsch, denn Elektronen mit der Hauptquantenzahl n=2 befinden sich in der zweiten Schale, während Valenzelektronen je nach Element in unterschiedlichen Schalen (n=1 bis n=7) liegen können. Die Aussagen 2 und 4 beschreiben korrekt die Definition und Bedeutung von Valenzelektronen für die chemischen Eigenschaften eines Elements. ## 507 **D) 4** Calcium (Ca) befindet sich an Position 4 im gezeigten Periodensystem. Calcium ist ein Erdalkalimetall und steht in der 2. Hauptgruppe (Gruppe 2) und der 4. Periode. Im Periodensystem findest du es links in der Mitte. Die anderen Positionen sind: - Position 1: Natrium (Na) - ein Alkalimetall in Gruppe 1, Periode 3 - Position 2: Magnesium (Mg) - ein Erdalkalimetall in Gruppe 2, Periode 3 - Position 3: Aluminium (Al) - ein Hauptgruppenelement in Gruppe 13, Periode 3 - Position 5: Gallium (Ga) - ein Hauptgruppenelement in Gruppe 13, Periode 4 Calcium unterscheidet sich von den anderen Elementen durch seine Position in der 4. Periode, während Na, Mg und Al alle in der 3. Periode stehen. ## 508 **A) Nichtmetalle findet man im Periodensystem hauptsächlich in den Hauptgruppen. ** Die Nichtmetalle sind tatsächlich überwiegend in den Hauptgruppen des Periodensystems zu finden, besonders konzentriert auf der rechten Seite (mit Ausnahme von Wasserstoff links oben). Die anderen Optionen enthalten mehrere Fehler: Hauptgruppenelemente können sowohl Atom- als auch Ionenbindungen ausbilden (B ist falsch), und Elemente in derselben Periode zeigen oft sehr unterschiedliche Eigenschaften (C ist falsch). Nur wenige Hauptgruppenelemente wie die Edelgase und Stickstoff/Sauerstoff sind bei Raumtemperatur gasförmig (D ist falsch). Die Nichtmetalle befinden sich - entgegen Option E - auf der rechten Seite des Periodensystems, während links die Metalle zu finden sind. ## 509 **D) Nur 3. und 4. sind richtig** Die Aussagen 1 und 2 sind falsch, während 3 und 4 korrekt sind. Die genannten Elemente in Aussage 1 sind fälschlicherweise die der 6. Hauptgruppe (Chalkogene), nicht der 5. Hauptgruppe. Aussage 2 ist falsch, da Tellur und Polonium Halbmetalle bzw. Metalle sind. Aussage 3 ist korrekt: Chalkogene bilden mit Alkalimetallen stabile Verbindungen wie $Na_2O$ oder $K_2S$, wobei die Alkalimetalle Elektronen an die Chalkogene abgeben. Aussage 4 stimmt ebenfalls, da Chalkogen-Mineralien wie Pyrit ($FeS_2$), Gips ($CaSO_4 \cdot 2H_2O$) oder Quarz ($SiO_2$) häufig in der Erdkruste vorkommen. ## 510 **B) Die genaue Position im PSE angeben** Die Anzahl der Protonen eines Atoms bestimmt eindeutig seine Position im Periodensystem, da sie der Ordnungszahl (= Kernladungszahl) entspricht. Mit 34 Protonen handelt es sich um das Element Selen. Die anderen Optionen sind nicht ohne weitere Messungen bestimmbar: Die Atommasse (A) hängt von der Isotopenzusammensetzung ab, die Neutronenzahl (C) variiert bei verschiedenen Isotopen, die Isotopenhäufigkeit (D) muss experimentell ermittelt werden, und die Elektronegativität (E) ist zwar charakteristisch für ein Element, muss aber durch Messungen bestimmt werden. ## 511 **A) Die Elemente haben die gleiche Anzahl an Valenzelektronen.** Elemente, die im Periodensystem direkt untereinander stehen, gehören zur selben Hauptgruppe und haben daher die gleiche Anzahl an Valenzelektronen. Dies ist ein fundamentales Ordnungsprinzip des Periodensystems. Die anderen Optionen sind falsch: Die Atomradien nehmen innerhalb einer Gruppe nach unten zu (B), Elemente untereinander gehören zu verschiedenen Perioden (C), die chemischen Eigenschaften sind aufgrund gleicher Valenzelektronenzahl ähnlich (D), und Isotope unterscheiden sich nur in der Neutronenzahl, nicht in ihrer Position im Periodensystem (E). ## 512 **A) Fluor ** Fluor ist das Element mit der höchsten Elektronegativität nicht nur in der zweiten Periode, sondern im gesamten Periodensystem. Mit einem EN-Wert von 4,0 auf der Pauling-Skala zieht es Elektronen am stärksten an. Dies liegt an seiner Position als letztes Element der zweiten Periode vor den Edelgasen: Fluor hat einen sehr kleinen Atomradius und benötigt nur noch ein Elektron für eine vollständige Außenschale. Die anderen genannten Elemente haben deutlich niedrigere EN-Werte (Sauerstoff 3,5; Stickstoff 3,0; Kohlenstoff 2,5; Lithium sogar nur 1,0), da sie entweder mehr Elektronen aufnehmen müssten oder wie Lithium als Alkalimetall sogar Elektronen abgeben. ## 513 **C) Die erste Anordnung erfolgte nach steigender Atommasse, später wurde dies zur Ordnung nach Protonenzahl korrigiert.** Die historische Entwicklung des Periodensystems begann mit Mendeleev, der die Elemente nach steigender Atommasse anordnete und dabei Regelmäßigkeiten in den chemischen Eigenschaften entdeckte. Diese Ordnung führte jedoch bei einigen Elementen zu Unstimmigkeiten (z.B. bei Tellur und Iod). Erst als Moseley 1913 die Kernladungszahl (Protonenzahl) als fundamentalere Eigenschaft erkannte, wurde das Periodensystem entsprechend umgestellt. Dies löste die früheren Widersprüche auf. Die anderen Optionen sind historisch falsch, da weder die Protonenzahl von Anfang an bekannt war (A), noch das Atomvolumen (B), die Elektronenkonfiguration (D) oder die Wertigkeit (E) als primäres Ordnungsprinzip dienten. ## 514 **C) Die Elemente in einer Gruppe zeigen ähnliche chemische Eigenschaften, da sie die gleiche Anzahl an Valenzelektronen besitzen.** Die Elemente einer Gruppe im Periodensystem haben die gleiche Anzahl an Außenelektronen (Valenzelektronen), was ihr chemisches Verhalten maßgeblich bestimmt. Diese Elektronen sind für chemische Bindungen und Reaktionen verantwortlich. Zum Beispiel haben alle Alkalimetalle ein Valenzelektron, weshalb sie alle sehr reaktiv sind und leicht positive Ionen bilden. Die anderen Optionen sind falsch: Die Ordnungszahl (A) nimmt in einer Gruppe von oben nach unten zu, die Atommasse (B) steigt ebenfalls, die Kernstruktur (D) unterscheidet sich durch verschiedene Neutronenzahlen, und der Aggregatzustand (E) kann innerhalb einer Gruppe variieren (z.B. Quecksilber als flüssiges Metall bei Raumtemperatur). ## 515 **B) Zinn ** Zinn und Blei befinden sich beide in der 4. Hauptgruppe (14. Gruppe) des Periodensystems. Zinn hat die Ordnungszahl 50, während Blei die Ordnungszahl 82 besitzt - somit hat Zinn die geforderte niedrigere Ordnungszahl. Alle anderen Elemente in den Antwortoptionen gehören entweder zu anderen Hauptgruppen (Antimon und Bismut: 5. Hauptgruppe, Thallium: 3. Hauptgruppe, Polonium: 6. Hauptgruppe) oder haben keine niedrigere Ordnungszahl als Blei. Als Elemente derselben Gruppe zeigen Zinn und Blei ähnliche chemische Eigenschaften, da sie die gleiche Anzahl an Valenzelektronen besitzen. ## 516 **A) Sie besitzen in ihrer äußersten Schale maximal 2 Elektronen.** Übergangsmetalle sind dadurch charakterisiert, dass ihre d-Orbitale schrittweise mit Elektronen aufgefüllt werden, während ihre äußerste Schale (s-Orbital) tatsächlich maximal 2 Elektronen enthält. Die anderen Optionen sind falsch: Übergangsmetalle können in verschiedenen Oxidationsstufen vorliegen (B), nur wenige davon sind Edelmetalle wie Gold oder Platin (C), sie sind ausschließlich Metalle (D), und ihre Eigenschaften variieren innerhalb einer Periode weniger stark als bei Hauptgruppenelementen, da sich hauptsächlich die d-Orbital-Besetzung ändert (E). ## 517 **B) Die Differenz zwischen der Energie des Photons und der Bindungsenergie des Elektrons** Beim photoelektrischen Effekt wird die kinetische Energie des herausgeschlagenen Elektrons durch die Energieerhaltung bestimmt. Die Energie des einfallenden Photons ($E_{Photon} = h·f$) wird teilweise dafür verwendet, das Elektron aus seiner Bindung zu lösen (Bindungsenergie oder Austrittsarbeit $W_A$). Die restliche Energie wird in kinetische Energie des Elektrons umgewandelt. Die korrekte Formel lautet: $E_{kin} = h·f - W_A$ Option A ist falsch, da die Bindungsenergie allein nur angibt, wie viel Energie mindestens nötig ist, um das Elektron zu befreien, aber nicht die kinetische Energie bestimmt. Option C ist falsch, weil ein Teil der Photonenenergie für die Überwindung der Bindungsenergie verwendet wird. Option D ist falsch, da die Energien nicht addiert, sondern subtrahiert werden müssen. Option E ist falsch, da die Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale keinen direkten Einfluss auf die kinetische Energie des herausgeschlagenen Elektrons hat. ## 518 **C) Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.** Die Elektronegativität beschreibt die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen in einer chemischen Bindung an sich zu ziehen. Innerhalb einer Periode nimmt sie von links nach rechts zu, weil die Kernladung steigt, während die Elektronen in der gleichen Hauptschale bleiben. Die äußeren Elektronen werden also stärker vom Kern angezogen. In einer Hauptgruppe nimmt die Elektronegativität dagegen von oben nach unten ab (nicht zu, wie in B behauptet), da der Abstand zwischen Kern und Außenelektronen größer wird. Alkalimetalle haben als Elemente ganz links in der Periode die niedrigste (nicht höchste) Elektronegativität, während Halogene die höchsten Werte aufweisen. ## 519 **D) Die Protonenzahl, die auch als Ordnungszahl bezeichnet wird.** Die Protonenzahl ist die entscheidende Eigenschaft für die Einordnung der Elemente im Periodensystem, da sie die Kernladungszahl und damit die Ordnungszahl des Elements bestimmt. Sie legt die Anzahl der Elektronen im neutralen Atom fest, wodurch die Elektronenkonfiguration und damit die chemischen Eigenschaften des Elements bestimmt werden. Die anderen Optionen sind nicht korrekt: Die Massenzahl (A) und Nukleonenzahl (E) beinhalten auch Neutronen und sind für die chemischen Eigenschaften nicht relevant. Die Neutronenzahl (B) variiert sogar bei Isotopen desselben Elements. Die Elektronenzahl (C) ist zwar im neutralen Atom gleich der Protonenzahl, kann sich aber bei Ionen ändern, während die Protonenzahl charakteristisch für das Element bleibt. ## 520 **E) Alle Aussagen sind richtig.** Alle vier Aussagen zum Periodensystem sind korrekt: Die Elemente einer Hauptgruppe haben tatsächlich die gleiche Anzahl an Valenzelektronen, was ihre ähnlichen chemischen Eigenschaften erklärt. Gasförmige Elemente wie $H_2$, $N_2$, $O_2$ und die Edelgase finden sich hauptsächlich in den oberen Perioden, da hier die Bindungskräfte zwischen den Atomen schwächer sind. Erdalkalimetalle wie $Ca$ oder $Mg$ geben zwei Elektronen ab und erreichen so die stabile Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen. Die Elemente der 6. Hauptgruppe ($O$, $S$, $Se$, $Te$, $Po$) werden als Chalkogene (Erzbildner) bezeichnet, da sie häufig in Mineralen vorkommen. ## 521 **D) Position 4** Sauerstoff (O) befindet sich im Periodensystem in der 6. Hauptgruppe (16. Gruppe) und der 2. Periode. In der gezeigten Abbildung ist ein Ausschnitt zu sehen, der die Elemente Bor (B), Kohlenstoff (C), Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Fluor (F) zeigt. Diese Elemente bilden eine Reihe von links nach rechts, wobei Sauerstoff an Position 4 liegt. Dies entspricht seiner tatsächlichen Position im Periodensystem, wo es zwischen Stickstoff und Fluor eingeordnet ist. Die Ordnungszahl von Sauerstoff (8) und seine Position als zweites Element der 6. Hauptgruppe bestätigen diese Einordnung. ## 522 **B) Die Anzahl der Elektronenschalen eines Elements entspricht seiner Periodennummer.** Die Periodennummer im Periodensystem gibt direkt an, wie viele Elektronenschalen ein Element besitzt. Elemente in der ersten Periode (H, He) haben eine Schale, Elemente der zweiten Periode (Li bis Ne) haben zwei Schalen usw. Dies erklärt den Aufbau des Periodensystems, da neue Perioden beginnen, wenn eine neue Elektronenschale besetzt wird. Die anderen Optionen sind falsch: Die Gruppennummer (A) hängt mit der Anzahl der Valenzelektronen zusammen, nicht mit den Schalen. Elemente derselben Periode haben gleich viele Schalen (C). Die Valenzelektronenzahl (D) variiert je nach Gruppe. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Schalenzahl von oben nach unten zu, nicht ab (E). ## 523 **C) Mendelejew ordnete die Elemente nach steigender Atommasse, Moseley erkannte später die Kernladungszahl als korrektes Ordnungsprinzip.** Dmitri Mendelejew entwickelte 1869 das erste weithin anerkannte Periodensystem, indem er die damals bekannten Elemente nach steigender Atommasse anordnete und dabei Elemente mit ähnlichen Eigenschaften untereinander platzierte. Diese Anordnung führte jedoch zu einigen Unstimmigkeiten. Erst 1913 entdeckte Henry Moseley durch Röntgenspektren-Experimente, dass die Kernladungszahl (Protonenzahl) das eigentliche Ordnungsprinzip sein sollte. Diese Erkenntnis löste die Probleme in Mendelejews System und führte zum modernen Periodensystem. Die anderen Optionen enthalten falsche Behauptungen: Weder Elektronegativität noch Atomradius oder Aggregatzustände waren die ursprünglichen Ordnungsprinzipien, und die chemische Wertigkeit diente nur zur Gruppierung, nicht zur grundlegenden Anordnung. ## 524 **C) Elemente in den oberen Perioden sind häufiger gasförmig als Elemente in den unteren Perioden.** In den oberen Perioden des Periodensystems (besonders Periode 1 und 2) finden wir tatsächlich mehr gasförmige Elemente als in den unteren Perioden. Dies liegt an den schwächeren zwischenmolekularen Kräften bei leichteren Elementen mit weniger Elektronen. Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor und die leichten Edelgase sind bei Raumtemperatur gasförmig. Option A ist falsch, da Quecksilber bei Raumtemperatur flüssig ist. Option B ist falsch, weil auch andere Elemente wie Wasserstoff, Stickstoff und Sauerstoff gasförmig sind. Option D ist falsch, da viele Nichtmetalle wie Kohlenstoff, Phosphor, Schwefel und Iod fest sind. Option E ist falsch, da die Aggregatzustände ungleichmäßig verteilt sind.