Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 30.08.16


Vergleichende Chemie der Alkalimetalle

Vortrag von Judith Backhaus und Franziska Huttner im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - AC", WS 98/99, WS 14/15


Gliederung:

1 Vorkommen und Häufigkeit

2 Physikalische und chemische Eigenschaften
     2.1 Physikalische Eigenschaften
     2.2 Chemische Reaktivität

3 Verbindungen der Alkalimetalle
     3.1 Ionische Salze - Carbonate, Sulfate und Halogenide
     3.2 Binäre Verbindungen - Oxide und Hydroxide

4 Verwendungsmöglichkeiten der Alkalimetalle


Einstieg 1:

Wie man schon als kleines Kind lernt, löscht die Feuerwehr Brände mit Wasser. Aber dies ist nicht immer sinnvoll. Im Internet habe ich ein Video mit dem Titel "brennendes Wasser" gefunden, dabei "entzündet" Wasser Kalium, wenn es damit in Berührung kommt. Über die Inhalte dieses Beitrages kann man erfahren, wieso Wasser "brennen" kann, obwohl man es doch üblicherweise als Löschmittel benutzt.

Einstieg 2:

  
Abb. 1: arabisch "al kalja"

„Alkali" stammt vom Arabischen „al kalja" (Abb. 1) ab und meint die Asche von See- und Strandpflanzen, die beim Auslaugen Soda liefert. Das gleiche Wort wurde auch für die Asche von Landpflanzen verwendet, diese liefert jedoch beim Auslaugen Pottasche. Zum ersten mal wurden diese beiden Stoffe 1796 durch M. H. Klaproth unterschieden. Natrium und Kalium sind also die am längsten bekannten Alkalimetalle. Das Lithium (gr. lithos, der Stein) wurde erst 1817 entdeckt. Die Elemente Rubidium und Cäsium wurden 1860/61 durch Robert Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff im Dürkheimer Mineralwasser durch Spektralanalyse entdeckt (lat. rubidus = dunkelrot; lat. caesius = himmelblau). Das Francium wurde 1939 von der Französin M. Perey entdeckt und nach ihrem Vaterland benannt.


1 Vorkommen und Häufigkeit

Natrium ist mit 2,64 Prozent der Erdrinde das 6. häufigste Element. Danach folgen Kalium mit 2,4 % und Lithium. Die schwereren Alkalimetalle Rubidium, Cäsium kommen nur in Spuren vor (10-5 bzw. 7*10-7 %). Das schwerste Alkalimetall Francium kommt nur in Zerfallsreihen vor.

Natrium und Kalium kommen vor allem in großen Salzlagerstätten vor, die entstanden sind als große Meeresteile verdunsteten (Dauer ca. 100 000 Jahre). Dabei schieden sich die verschiedenen Salze gemäß ihrer Konzentration und Löslichkeit bei den verschiedenen Temperaturen des Sommers und Winters ab. Zuerst fällt das schwerlösliche Calciumcarbonat CaCO3 aus, das daher unter den eigentlichen Salzlagern liegt (Zechsteinkalk). Danach wechseln sich Schichten von NaCl (Abscheiden im Winter) mit CaSO4 Schichten (Abscheiden im Sommer ab). Danach folgen verschiedene Schichten, bis sich zuletzt die im Wasser besonders leicht löslichen Kaliumsalze abschieden, die durch Sand und Ton bedeckt wurden und so vor einer Wiederauflösung bewahrt wurden. Die wichtigsten Vorkommen befinden sich im Elsass, in Ostdeutschland, am Ural, in Kanada und New-Mexico.


2 Physikalische und chemische Eigenschaften 

2.1 Physikalische Eigenschaften

Element

Smp. [°C]

Sdp.  [°C]

Dichte [g/cm3

Atom-radius [A]

Ionen-radius [A]

Hydratations-radius [A]

1.Ionisierungs-energie [eV]

Normal-potential [V]

Li

180,54

1347

0,543

1,52

0,68

3,4

5,39

-3,045

Na

97,82

881,3

0,968

1,86

0,97

2,76

5,18

-2,714

K

63,6

775,8

0,856

2,27

1,33

2,32

4,43

-2,925

Rb

38

688

1,892

2,48

1,47

2,28

4,18

-2,925

Cs

28

670

1,522

2,65

1,67

2,28

3,89

-2,923

Fr

30

680

-

2,70

1,76

-

3,83

-

Das äußere Erscheinungsbild der Alkalimetalle hängt von ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften ab. Diese lassen innerhalb der Hauptgruppe folgende Tendenzen erkennen. Die Ionen- bzw. Atomradien, sowie die Schmelz- und Siedepunkte nehmen kontinuierlich von den leichteren zu den schwereren Homologen hin ab. Die Dichten der Alkalimetalle sind im Vergleich zu anderen Metallen sehr gering.

Dies macht die Alkalimetalle zu besonders weichen, niedrig schmelzenden Metallen.

2.4 Chemische Reaktivität

Für die chemische Reaktivität ist vor allem die Größe 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. Dies äußert sich in der sinkenden Elektronegativität, der fallenden Ionisierungsenergie.

Element Li Na K Rb Cs Fr

Elektronegativität nach Alfred/Rochow

0,97 1,01 0,91 0,89 0,86 0,86 

Diese Eigenschaft macht die Alkalimetalle sehr reaktiv, so dass sie in der Natur nicht gediegen, sondern nur als Ionen der Ladung +1 vorkommen.

Experiment: Flammenfärbung

Experiment Flammenfärbung
Ziel: Spezifizität der Flammenfärbung durch Alkalimetalle, Anregung und Rückfall der Valenzelektronen
Material:
  • Uhrglas
  • Brenner
Chemikalien:
  • LiCl
  • NaCl, KCl
  • VE-Wasser
  • Magnesiastäbchen
Durchführung


           Abb. 2: Versuchsaufbau

Zur Vorbereitung bereitet man eine möglichst konzentrierte Lösung des Alkalimetallsalzes (z.B. LiCl) vor.

Mit Hilfe eines Uhrglases, auf dem sich die konzentrierte Lösung des Salzes befindet, verdampft man mit einem glühenden Magnesiastäbchens die Lösung direkt durch die Luftansaugschlitze des Brenners in die rauschende Flamme (Abb. 2).

Beobachtung Die Flamme färbt sich je nach Alkalimetallsalz unterschiedlich. Folgende Farben sind zu erkennen:

Alkalimetall

Li

Na

K

Rb

Cs

Flammenfarbe

rot

gelb

fahlblau

rubinrot

himmelblau

Interpretation Das Valenzelektron der Alkalimetalle wird leicht aus seinem Grundzustand durch Energiezufuhr in einen energetisch höher liegenden Zustand gehoben. Dies geschieht zum Beispiel durch die Hitze einer Flamme. Beim Zurückfallen in den Grundzustand wird Energie in Form von Photonen wieder frei, welche die charakteristischen Farben der Alkalimetalle zeigen.

3 Verbindungen der Alkalimetalle

3.1 Ionische Salze - Carbonate, Sulfate und Halogenide

Ionische Salze der Alkalimetalle sind von nahezu allen Säuren bekannt. Hier sollen nur die Carbonate und Sulfate erwähnt werden:

Carbonate: Porzellan (Li2CO3 ); Soda (Na2CO3); Pottasche (K2CO3 )
Sulfate:  Lithiumsulfat; Glaubersalz (Na2SO4)

3.2 Binäre Verbindungen - Oxide und Hydroxide

a) Reaktion mit Luft - Oxide

Mit verschiedener O2 -Dosierung sind 26 primäre Oxide erhältlich:

 Elem. Suboxide  Oxide Perox.  Hyperoxide 
Li              Li2O Li2O2       
Na              Na2O Na2O2    NaO2 NaNO3
            K2O K2O2    KO2 KO3 
Rb   Rb6O Rb9O2        Rb2O Rb2O2  Rb2O3 RbO2 RbO3
Cs  Cs7O     Cs4O Cs11O3 Cs3O Cs2O Cs2O2  Cs2O3 CsO2 CsO3

Beim Verbrennen an der Luft unter Standardbedingungen bilden :

  • Li das Oxid Li2O
  • Na das Natriumperoxid Na2O2 (farblos)
  • K/Rb/Cs das Hyperoxid MO2 (gelb)

b) Reaktion mit Wasser - Hydroxide

Experiment: Reaktion der Metalle Li, Na, K, mit Wasser

Experiment Reaktionen der Alkalimetalle Lithium, Natrium und Kalium mit Wasser

Ziel: Eigenschaften der Alkalimetalle, Alkalimetalle als Gefahrstoff

Material
  • 3 Kristallisier-schalen (d=100 mm)
  • Pinzette
  • Messer
  • Spülmittel
Chemikalien
  • Lithium, Natrium und Kalium
  • Phenolphthalein-Lösung
  • VE-Wasser
 
Durchführung Die 3 Kristallisierschalen füllt man gut zur Hälfte mit Wasser und gibt 3-5 Tropfen Phenolphthalein-Lösung und 1 Tropfen Spülmittel zu. Dann schneidet man von den Alkalimetallen jeweils ein Stück ab, dass die Größe eines Würfels mit der Kantenlänge 3 mm nicht überschreitet (möglichst jeweils die gleiche Größe) und gibt es ins Wasser. Nicht zudecken.
Beobachtung Die Alkalimetalle reagieren heftig mit Wasser, es entsteht Dampf. Phenolphthalein färbt sich pink
Interpretation Bei dieser Reaktion findet eine Redoxreaktion statt. Das Alkalimetall wird zu seinem basischen Hydroxid oxidiert und das Wasser wird zu Wasserstoff reduziert:

An dieser Reaktion lässt sich gut die Reihe der zunehmenden Reaktivität bei den Alkalimetallen aufzeigen.

c) Reaktion mit den Halogenen - Halogenide:

Die Halogenide von Li, Na und K kristallisieren in der NaCl-Struktur (Koordinationszahl 6),  können aber durch Druck in die CsCl-Struktur (Koordinationszahl 8) überführt werden, in der die Halogenide des Cäsiums kristallisieren. Ausnahme ist hier das Li-Kation. Es ist so klein, dass es nicht mehr als sechs Halogenidanionen um sich versammeln kann.

 

 

Abb. 3: NaCl-Gitter

Abb. 4: CsCl-Gitter


4 Verwendungsmöglichkeiten der Alkalimetalle

Element Verwendung 
Li 
  • 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 Batterien 
  • Darstellung von Lithiumorganylen 
  • Li als kleinstes Medikament (gegen Depressionen)
Na 
  • 50% Verwendung zur Herstellung von Bleialkylen/Antiklopfmittel 
  • Verwendung zur Herstellung von Spezialmetallen
  • Vitamin A -Herstellung und Indigoreduktion . 
  • Zerstörung halogenorganischer Verunreinigungen in Flüssigkeiten. 
  • Na/S-Hochleistungsbatterie für Elektrofahrzeuge. 
  • Wärmespeicher in Solarkraftwerken. 
  • Kernenergie: Na befindet sich in den Primär- und den Sekundärkreisläufen.
  • 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. Hauptsächlich werden daher bei intensiver Bewirtschaftung KNO3 , K2SO4 oder KCl verwendet  (aber: viele Pflanzen, wie Kartoffeln sind empfindlich gegen Chloride). 
Rb/Cs/Fr 
  • 137Cs dient wegen seiner langen Halbwertszeit (33 Jahre) zur Herstellung technischer g-Strahlenquellen.
  • Braunschweiger Cäsiumuhr (seit 1978) verwendet 133Cs (9 192 631 770 Hz Eigenschwingung bei der Anregung durch Mikrowellen) 

Abschluss 1: Alkalimetalle reagieren sehr heftig mit Wasser und entzünden sich an der Oberfläche. Also sollte die Feuerwehr nicht für jeden Brand Wasser als Löschmittel verwenden. Brennen tut allerdings nicht das Wasser, sondern das Alkali-Metall. Die Feuerwehr verwendet Löschpulver, sobald die Möglichkeit besteht, dass Alkali-Metalle bei einem Brand beteiligt sind.


Literatur :

  1. Holleman, A.; Wiberg, E.: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91.-100- Auflage, Walter de Gruyter, New York, 1985.
  2. Mortimer, Charles E.: Basiswissen der Chemie, 5. Auflage, Georg Thieme Verlag, 1987.
  3. Praxis der Naturwissenschaften-Chemie, Themenheft Alkalimetalle, 1991.
  4. Chemiedidaktik der Universität Bayreuth: Konzeption von Experimenten und ihr Einsatz, http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/experimente/standard/
    0801_alkalimetall_wasser.htm, 24.8.16.
  5. Riedel, E., Janjak, C.: Anorganische Chemie, DeGryter, Berlin, 2007.

  6. Binnewies, M.: Allgemeine und Anorganische Chemie, Spektrum; Heidelberg, 2010

  7. Naturwissenschaften im Unterricht Chemie 2007, Heft 98, Themenheft.

  8. http://www.youtube.com/watch?v=7qTAJCuUyFI, 13.11.2014.