Hintergrund zu:

Alkalimetalle in Wasser

Eigenschaften der Alkalimetalle

Die Alkalimetalle bilden eine homogene Gruppe außerordentlich reaktiver Elemente, die beispielhaft die Ähnlichkeiten und Tendenzen illustrieren, welche durch die periodische Klassifizierung erwartet werden können. Ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften lassen sich zwanglos auf der Grundlage ihrer einfachen Elektronenkonfiguration ns¹ interpretieren. Es sind alles weiche, niedrig schmelzende, silbrig-weiße Metalle, die mit kubisch raumzentrierten Gittern kristallisieren. [1]

Element Lithium Natrium Kalium Rubidium Caesium

griech. lithos = Stein hebr. neter = Soda arab. al kalja = Pflanzen- asche lat. rubidus = dunkelrot lat. caesius = himmel- blau

Symbol Li Na K Rb Cs

relative Atommasse [u] 6,941 22,9898   39,0983 85,4678 132,905

Schmelzpunkt [°C]   179,0 97,8 63,5 39,0 28,5

Siedepunkt [C°] 1340    883 760 696 708

Härte abnehmend

Häufigkeit Erdkruste [%] 6,0*10^-3   2,63 2,41 2,9*10^-2 6,5*10^-4

Flammen-färbung     karminrot gelb violett dunkelrot hellblau

Reaktions-fähigkeit zunehmend

Stärke der Lauge zunehmend

Atomradius [pm] 152 186 227 248 265

EN nach Alfred/Rochow 0,97 1,01 0,91 0,89 0,86

1.Ionisierungs-energie [eV] 5,39 5,14 4,33 4,18 3,89

Normal-potential [V] -3,045 -2,714 -2,925 -2,925 -2,923

Hydratations-enthalpie [kJ/mol] -508 -398 -314 -289 -256

Für die chemische Reaktivität ist vor allem die Höhe der Elektronegativität und die Anzahl der Valenzelektronen ausschlaggebend. Die Alkalimetalle besitzen nur 1 Valenzelektron, durch dessen Abgabe sie die Edelgaskonfiguration erreichen können. Daher sind die Ionisierungsenergien der Alkalimetalle besonders niedrig. Mit abnehmender Elektronegativität steigt die Reaktivität der Alkalimetalle, d.h. ihre Fähigkeit Elektronen abzugeben. [3][2]

Die Reaktion mit Wasser

Entsprechend dem mit steigender Atommasse zunehmenden elektropositiven Charakter nimmt die Reaktivität der Alkalimetalle gegenüber Wasser vom Lithium zum Kalium zu. Lithium scheint bei diesem Versuch heftiger und schneller zu reagieren als Natrium. Dies liegt wahrscheinlich an der besonders hohen Hydratationsenthalpie des Lithiumions (dH_R = - 508kJ/mol), welche die Bildung von Li⁺-Ionen in wässriger Lösung und somit die Reaktion begünstigt. [4][2]

Bei dieser Reaktion kommt es zur Hydroxid- und Wasserstoffbildung, sowie teilweise zur Verbrennung der Alkalimetalle.

Bildung von Hydroxiden

	Lithium reagiert mit Wasser unter Bildung von Lithiumhydroxid, ohne zu schmelzen und ohne Entzündung des Wasserstoffs. Dies ist wahrscheinlich auf die höhere Reaktionsenthalpie von Lithium zurückzuführen:
	Natrium schmilzt bei der Reaktion (Schmelzpunkt 98°C), ohne dass der Wasserstoff verbrennt (bei freier Beweglichkeit des Metalls):
	Kalium (sowie auch die schwereren Alkalimetalle) schmilzt und reagiert so heftig, dass sich der gebildete Wasserstoff entzündet: . [4]

Nachweis der gebildeten Hydroxide

Bei der Reaktion mit Wasser bilden die Alkalimetalle die basischen Hydroxide. Diese lösen sich in Wasser unter starker Erwärmung und bilden Laugen. Mit einem Säure-Base-Indikator kann der Umschlag ins basische nachgewiesen werden. In diesem Versuch wurde der Indikator Neutralrot verwendet (siehe Abb.1). [3]

Abb.1: Neutralrot [7]

Wasserstoffentwicklung

Durch die stark negativen Normalpotentiale der Alkalimetalle wird Wasser [E(H⁺/H₂) = – 0,42V bei pH=7] unter Bildung von Wasserstoff reduziert. Der aus dem Rahmen fallende hohe negative Wert des Normalpotentials von Lithium ist wahrscheinlich auf die besonders hohe Hydratationsenthalpie des Lithiumions zurückzuführen, welche die Bildung von Li⁺-Ionen in wässriger Lösung begünstigt.

Kalium zersetzt Wasser mit so großer Heftigkeit, dass die entstehende Wärme genügt, um den gebildeten Wasserstoff zu entzünden. Es kann auch ein Knall entstehen, wenn sich Wasserstoff mit dem Luftsauerstoff zu Knallgas (H₂:O₂= 2:1) vermischt (Knallgasreaktion). Die starke Wasserstoffentwicklung und der Effekt des siedenden Wassers bewirken die Bewegung des Metalls. [4]

Verbrennung des Alkalimetalls

Die Alkalimetalle bilden eine faszinierende Vielfalt von binären Verbindungen mit Sauerstoff. Das vielseitigste ist Cäsium, das 9 Verbindungen mit Stöchiometrien vom CsO₇ bis zum CsO₃ bildet . Werden die Metalle unter ausreichen Luftzufuhr verbrannt, so ist das jeweilige Hauptprodukt vom eingesetzten Metall abhängig: Lithium bildet das Oxid Li₂O (und etwas Li₂O₂), Natrium gibt das Peroxid Na₂O₂ (und etwas Na₂O), wohingegen Kalium, Rubidium und Cäsium das Hyperoxid MO₂ bilden. [1]

Lithiumoxid:

Natriumperoxid:
Gegenüber getrockneten Sauerstoff ist Natrium sehr beständig. So kann es in vollkommen trockenem Sauerstoff geschmolzen werden (Smp. 98°C), ohne sich zu entzünden. Bei Anwesenheit von Spuren Feuchtigkeit verbrennt es dagegen beim Erwärmen an der Luft leicht mit intensiv gelber Flamme.

Mit oxidierbaren Stoffen kann es unter Explosion reagieren!

Kaliumhyperoxid:
K verbrennt beim Erhitzen an der Luft leicht mit intensiv violettem Licht zu Hyperoxid.:

.[5]

Genaue Informationen sowie die MO-Schemata zu den Oxiden, Peroxiden, Hyperoxiden der Alkalimetalle unter:
http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/alkalimet_overb/alkalimet_overb.htm

Peroxide und Oxide der Alkalimetalle Kalium, Rubidium und Cäsium sind ebenfalls bekannt. Sie entstehen durch "kontrollierte Verbrennung", d.h. es darf nur die stöchiometrisch exakte Sauerstoffmenge zur Verfügung gestellt werden. [6]

Verwendungsmöglichkeiten der Alkalimetalle

Element

Verwendung

	Li gibt als Legierungsbestandteil Härte und Beständigkeit ; z.B. Bahnmetall der Deutschen Bundesbahn : Pb/Ca/Na/Li (0,04%).
	Das Isotop ⁶Li wird zur Herstellung von ³H verwendet
	Verwendung als Anode in Sekundärzellen
	Darstellung von Lithiumorganylen
	Lithiumcarbonat hat in kleinen Dosen eine antidepressive Wirkung

	Verwendung zur Herstellung von Spezialmetallen, z.B. Titan
	Vitamin A -Herstellung und Indigoreduktion .
	Zerstörung halogenorganischer Verunreinigungen in Flüssigkeiten.
	Na/S-Hochleistungsbatterie für Elektrofahrzeuge.
	Flüssiges Natrium dient aufgrund seiner guten Wärmeleitfähigkeit als Kühlmittel in Kernreaktoren oder als Wärmeüberträger in Kraftwerken

	⁴⁰K ist radioaktiv und eignet sich zur Altersbestimmung von Mineralien
	Hauptsächlich Verwendung der Salze als Düngemittel. Die natürlichen Kaliumsilikate können von den Pflanzen nicht gut genutzt werden. Zur Düngung werden daher bei intensiver Bewirtschaftung KNO₃ , K₂SO₄ oder KCl verwendet.

Rb/Cs/Fr

	Rubidiumsalze wie Rubidiumchlorid oder Rubidiumbromid werden in der Medizin als Schmerz- oder Beruhigungsmittel eingesetzt.
	¹³⁷Cs dient wegen seiner kurzen Halbwertszeit (33 Jahre) zur Herstellung technischer Gamma-Strahlenquellen.
	Braunschweiger Cäsiumuhr (seit 1978) verwendet ¹³³Cs Derartige Uhren weichen in 10000 Jahren nur 0,3 Sekunden ab.

. [2][3]

Literatur:

Greenwood, N.N., Earnshaw, A.: Chemie der Elemente, 1. korrigierter Nachdr. d. 1. Aufl., VCH, Weinheim, Basel, Cambridge, New York, 1990, S. 83-111
http://www.seilnacht.com/Lexikon/19Kalium.htm, 22.02.06
http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/
umat/alkalimet/alkalimetalle.htm. 22.02.06
http://www.cci.ethz.ch/vorlesung/de/al2/node2.html, 22.02.06
Holleman, A.F., Wiberg, E.: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 81.-90. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin, New York, 1976, S. 707-740
http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/
umat/alkalimet_overb/alkalimet_overb.htm, 22.02.06
Falbe, J., Regitz, M.: Römpp Chemie Lexikon, 9. Aufl., Georg Thieme Verlag, Stuttgart, New York, 1991, S. 2979

Didaktik der Chemie
Universität Bayreuth