13, Borgruppe

Alte Bezeichnung: Erdmetalle (Gruppe 3a)
Gemeinsame Elektronenkonfiguration: ns2 np1
<< Zinkgruppe Kohlenstoffgruppe >>
Allgemeines: Die Elemente der Borgruppe (früher auch "Erdmetalle") sind eine heterogene Gruppe; das Startglied Bor fällt aus der Reihe, Aluminium, Gallium, Indium und Thallium stehen sich chemisch näher. Die Elemente dieser Gruppe haben 3 freie Elektronen in ihrer äußersten Schale, von welchen eines ein p-Elektron, und zwei s-Elektronen sind. Entsprechend zunehmender Stabilität von ns2-Zuständen mit höheren Hauptquantenzahlen und der damit einhergehenden Stabilisierung der Oxidationsstufe +1, nimmt die Beständigkeit der Oxidationsstufe +3 von Bor zu Thallium hin ab, während umgekehrt die Oxidationsstufe +1 von Bor zum Thallium hin immer stabiler wird.

Bor: Das Bor zeigt eine sehr deutlich ausgeprägte Schrägbeziehung zum Silicium. Wie dieses ist es nicht in der Lage, Kationen zu bilden, da die hierbei vorliegende Ladung bei gleichzeitig geringem Ionenradius (0.25 Å für Bor; 0.43 Å für Silicium) unweigerlich zu einer Polarisierung durch bereits kleinste Anionen (etwa Fluorid-Ionen) führt. Daher umfasst die Stoffchemie des Bors ausschließlich kovalente Verbindungen. Das Element kommt in mehreren Modifikationen vor, von denen eine graue Halbleitereigenschaften besitzt. Das Bortrioxid reagiert analog dem Siliciumdioxid, und im Gegensatz zum Aluminiumoxid nur sauer; es löst sich mäßig in kaltem, besser in heißem Wasser unter schwach saurer Reaktion. Bor(I)-Verbindungen existieren nur in der Gasphase bei hohen Temperaturen und sind nicht isolierbar.

Aluminium ist ein metallisches Element, welches in wässriger Lösung hydratisierte Kationen bildet, die allerdings dank Hydrolyse deutlich sauer reagieren. Nur mit den am Stärksten elektronegativen Elementen werden echte Ionenverbindungen gebildet (Aluminiumfluorid, Aluminiumoxid, Aluminiumnitrid), das Aluminiumchlorid steht genau auf der Grenze zwischen ionischem und kovalentem Verbindungstyp: Bis 183C verhält sich die Substanz wie ein Salz, oberhalb dieser Sprungtemperatur schmilzt sie unter Bildung von Al2Cl6-Molekülen. Al2Br6 stellt bereits bei Raumtemperatur eine Molekülverbindung dar. Aluminium(hydr)oxid reagiert amphoter, d.h. es ist sowohl in Säuren als auch in Laugen löslich. Typisch für das Aluminium ist auch die Bereitschaft zur Komplexbildung, etwa mit Fluorid-Ionen zum sehr stabilen Hexafluoroaluminat-Komplex ([AlF6]3-). Aluminium(I)-Verbindungen können in der Gasphase gebildet werden, etwa auf dem Wege über verdampfte Aluminium(III)-Verbindungen, die im Vakuum über elementares, erhitztes Aluminium geleitet werden. Wie beim Bor sind auch diese Verbindungen bei Raumtemperatur nicht isolierbar, sondern nur auf dem Weg über ablaufende Transportreaktionen (2 Al + AlX3 ↔ 3 AlX) nachweisbar.

Gallium ist in seiner Chemie dem Aluminium ähnlich. Aufgrund der höheren Elektronegativität sind seine Verbindungen jedoch stärker kovalent als die analogen des Aluminiums. Diese EN-Erhöhung kommt durch den Einschub der d-Elektronen in die zweitäußerste Schale zustande, welche beim Aluminium noch unbesetzt sind. So stellt Galliumchlorid eine Molekülverbindung dar, und der saure Charakter von Galliumoxid ist stärker ausgeprät als jener des Aluminiumoxids. Gallium zeigt in seinem Verhalten Eigenschaften, wie man sie von den Halbleitern her kennt: So schmilzt das Metall unter Volumenverminderung; wie Silicium, Germanium, Arsen, Antimon oder auch Wasser.

Indium dagegen verhält sich diesbezüglich wieder als typischs Metall. Beim Indiumoxid, gleichsam Aluminium- und Galliumoxid amphoter, überwiegt der basische Charakter bei Weitem den sauren (In(OH)4--Ionen bzw. In(OH)63--Ionen werden nur noch mit konzentrierten Alkalien gebildet), und die Verbindungen mit auch weniger elektronegativen Nichtmetallen sind im Gegensatz zu Aluminium und Gallium eher ionisch (Indiumchlorid schmilzt bei 586°C, Galliumchlorid bei 78°C). Bei Indium wird auch die Oxidationsstufe +1 stabiler, so dass sich Festkörperverbindungen darstellen lassen, in welchen Indium in dieser Oxidationsstufe vorliegt. Sie sind allerdings so stark reduzierend, dass sie in wässriger Lösung direkt unter Wasserstoffentwicklung zu In3+ reagieren.

Thallium hebt sich wiederum deutlich von Gallium und Indium ab; der prägnanteste Unterschied zu beiden Letzgenannten ist die Stabilität der Oxidationsstufe +1. Da Thallium(I)-Ionen einen ähnlichen Radius wie Kalium-Ionen haben, in biologischen System allerdings anders als jenes reagieren, haben sie eine starke Giftwirkung. Thallium(I)salze sind hydrolytisch auch fast nicht gespalten, und sowohl Hydroxid, Carbonat und Phosphat sind unter stark alkalischer Reaktion in Wasser löslich. Thallium ist somit das einzige Schwermetall, welches mit solch basischen Anionen lösliche Salze bildet. Demgegenüber sind - ähnlich den entsprechenden Silber(I)-Salzen - die Halogenide mit Ausnahme des Fluorids, sowie die Pseudohalogenide schwerstlöslich und zeigen auch photolytische Reaktion (d.h. sie zersetzen sich mit Hilfe des Lichts in die Elemente). Die Oxidationsstufe +3 wirkt beim Thallium bereits stark oxidierend - so kann beispielsweise kein Thallium(III)iodid mehr dargestellt werden, da Iodid-Ionen Thallium(III) zu Thallium(I) reduzieren (was durch die Schwerlöslichkeit des TlI darüberhinaus auch kinetisch noch zusätzlich begünstigt wird). Thallium(III)hydroxid wirkt nur noch basisch, es wird im Alkalischen sehr leicht zu Thallium(I)hydroxid reduziert.