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1. Hauptgruppe  -  Alkalimetalle

Lithium - Natrium - Kalium - Rubidium - Cäsium - Francium

 

 

Namensherkunft:

Die Herkunft des Namens "Alkali(metalle)" ist auf das arabische Wort "al kalja" für Pottasche, die alte Bezeichnung von Kaliumcarbonat zurückzuführen. Heutzutage erinnern noch immer die englisch, französisch und italienischen Namen für Kalium, potassium und potassio, an die alte Bezeichnung für Kaliumcarbonat, Pottasche.

 

 

Eigenschaften:

Die Alkalimetalle bezeichnen die Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr). Wasserstoff gehört nicht zur Gruppe der Alkalimetalle, weil er ein typisches Nichtmetall ist. Francium ist radioaktiv und besitzt nur instabile Isotope. Bisher ist die Synthese von Francium aufgrund der kleinen HWZ unmöglich.

Die Alkalimetalle zeigen typische, vergleichbare Eigenschaften. Sie sind Leichtmetalle, die so weich sind, dass sie problemlos mit dem Messer geschnitten werden können. Die Schnittstellen zeigen einen metallischen Glanz, außerdem leiten die Metalle gut den elektrischen Strom. Sie besitzen nur ein einziges Valenzelektron, was der Hauptgrund für die hohe Reaktivität dieser Metalle ist. Des Weiteren besitzen die Alkalimetalle die geringsten Elektronegativitätswerte im Periodensystem.
 

Element Schmelzpunkt Siedepunkt Atommasse Dichte (g/cm3) Mohshärte Elektronegativität
Lithium 180,54 °C 1342 °C   6,941 u 0,534 0,6 0,98 (Pauling)
Natrium   97,72 °C   883 °C 22,990 u 0,968 0,5 0,93 (Pauling)
Kalium   63,38 °C   759 °C 39,098 u 0,89 0,4 0,82 (Pauling)
Rubidium   39,31 °C   688 °C 85,468 u 1,532 0,3 0,82 (Pauling)
Caesium   28,44 °C   671 °C 132,90 u 1,93 0,2 0,79 (Pauling)
 

Abb. 1: Schnittstellen des Lithium, Natrium und Kalium

Die Alkalimetalle sind äußerst reaktive Metalle, die heftig mit Wasser, der Luft und den Halogenen reagieren. Sie vereinen sich bei Raumtemperatur mit vielen Nichtmetallen unter starker Energieabgabe, was für eine stark exotherme Reaktion spricht. Die Reaktivität der Metalle nimmt vom Lithium zum Cäsium hin dramatisch zu. Lithium und Natrium und Kalium werden unter Paraffinöl aufbewahrt, wobei Lithium mit einem Plastikstempel unter dem Öl gehalten werden muss, da Lithium sogar auf Öl schwimmt. Rubidium und Caesium werden in Glasampullen mit Stickstoff oder Argonfüllung aufbewahrt. Beim Zerbrechen einer solchen Ampulle reagieren die Metalle mitunter heftig unter Entzünden mit der Luft.

  Abb. 2-4: Die Alkalimetalle sind vom Lithium zunehmend reaktionsfähiger

 

Abb. 5: hochreines Cäsium in einer Ampulle

Allgemeine Reaktionsgleichung bei der Reaktion von Alkalimetalle mit Wasser:

2 M              +  2 H2O    →   2 MOH                                                     +  H2

Alkalimetall  +  Wasser    Alkalimetallhydroxid  +  Wasserstoff

Mit Wasserstoff bilden die Alkalimetalle sog. salzartige Hydride:

2 M              +  H2              → 2 MH                                                                                          

Alkalimetall  +  Wasserstoff  →  Alkalimetallhydrid

  (M = hier: Alkalimetall)


Bei der Verbrennung von Alkalimetallen an der Luft entstehen Oxide, Peroxide und Hyperoxide (alt: Superoxide). Lithium reagiert als einziges der Alkalimetalle auch mit dem Stickstoff der Luft und ähnelt daher dem Magnesium. Man spricht auch von einer Schrägbeziehung im Periodensystem.

Die gesamten Alkalimetallperoxide und Hyperoxide sind starke Oxidationsmittel, die heftig mit Wasser reagieren. Dabei entsteht Wasserstoffperoxid und eine Lauge. Das Wasserstoffperoxid zerfällt aufgrund der Reaktionstemperatur schlagartig in Sauerstoff und Wasser. Streut man z.B. Natriumperoxid auf etwas Sägemehl und gibt ein paar Tropfen Wasser hinzu, so entzündet sich das Sägemehl nach kurzer Zeit.

 2 Na2O2           H2O          4 NaOH     +    O2       

Natriumperoxid

Abb. 6: Natriumperoxid ist in Verbindung mit Wasser fähig, Stoffe spontan zu entzünden.

Wird den Alkalimetallen bei der Reaktion mit Wasser die Bewegungsfreiheit durch beispielsweise ein Filterpapier entnommen, entzünden sich durch die enorme Hitze auch Metalle wie Natrium oder auch Lithium. Wird eine große Menge eines Alkalimetalls zur Reaktion mit dem Wasser gebracht tritt meist eine heftige Explosion ein.

Natrium auf Filterpapier Natriumexplosion

Abb. 7 & 8: Natrium auf Filterpapier und Natriumexplosion mit 10g

Mit den Halogenen reagieren die Alkalimetalle unter Feuererscheinung, manchmal auch explosionsartig. Dabei entstehen die entsprechenden Alkalimetall Halogenide. Das wohl wichtigste und bekannteste Alkalimetall Halogenid ist Natriumchlorid (Kochsalz). Des Weiteren reagieren die Alkalimetalle heftig mit konzentrierten Säuren. So erfolgt beispielsweise eine heftige Reaktion von Natrium mit konzentrierter, rauchender Salpetersäure.

2 Na          +   Cl2     → 2 NaCl

Natrium     +   Chlor   → Natriumchlorid

2 Na      +   2 HNO3             2 NaNO3       + H2

Natrium +  Salpetersäure Natriumnitrat + Wasserstoff


Abb. 9 & 10: Die Synthese von Natriumchlorid aus den Elementen
 

 

Fluoride

Chloride

Bromide

Iodide

Li

LiF

Smp. 848°/Sdp. 1676 °C

ΔHf = - 620 KJ/mol

Dichte = 2,64 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

LiCl

Smp. 610°/Sdp. 1360 °C

ΔHf = - 409 KJ/mol

Dichte = 2,068 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

LiBr

Smp. 550°/Sdp. 1265 °C

ΔHf = - 351 KJ/mol

Dichte = 3,463 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

LiI

Smp. 469°/Sdp. 1180 °C

ΔHf = - 271 KJ/mol

Dichte = 4,06 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

Na

NaF

Smp. 995°/Sdp. 1704 °C

ΔHf = - 575 KJ/mol

Dichte = 2,79 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

NaCl

Smp. 801°/Sdp. 1413 °C

ΔHf = - 411 KJ/mol

Dichte = 2,16 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

NaBr

Smp. 747°/Sdp. 1390 °C

ΔHf = - 360 KJ/mol

Dichte = 3,20 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

NaI

Smp. 681°/Sdp. 1304 °C

ΔHf = - 288 KJ/mol

Dichte = 3,66 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

K

KF

Smp. 858°/Sdp. 1505 °C

ΔHf = - 569 KJ/mol

Dichte = 2,48 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

KCl

Smp. 772°/Sdp. 1500 °C

ΔHf = - 436 KJ/mol

Dichte = 1,99 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

KBr

Smp. 734°/Sdp. 1435 °C

ΔHf = - 392 KJ/mol

Dichte = 2,75 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

KI

Smp. 677°/Sdp. 1330 °C

ΔHf = - 328 KJ/mol

Dichte = 3,12 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

Rb

RbF

Smp. 795°/Sdp. 1410 °C

ΔHf = - 558 KJ/mol

Dichte = 2,88 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

RbCl

Smp. 718°/Sdp. 1390 °C

ΔHf = - 435 KJ/mol

Dichte = 2,76 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

RbBr

Smp. 693°/Sdp. 1340 °C

ΔHf = - 395 KJ/mol

Dichte = 3,35 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

RbI

Smp. 642°/Sdp. 1304 °C

ΔHf = - 329 KJ/mol

Dichte = 3,55 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

Cs

CsF

Smp. 703°/Sdp. 1251 °C

ΔHf = - 555 KJ/mol

Dichte = 3,586 g/cm3

NaCl-Struktur; KZ = 6

CsCl

Smp. 646°/Sdp. 1290 °C

ΔHf = - 443 KJ/mol

Dichte = 3,97 g/cm3

CsCl-Struktur; KZ = 8

CsBr

Smp. 636°/Sdp. 1300 °C

ΔHf = - 406 KJ/mol

Dichte = 4,43 g/cm3

CsCl-Struktur; KZ = 8

CsI

Smp. 626°/Sdp. 1280 °C

ΔHf = - 347 KJ/mol

Dichte = 4,51 g/cm3

CsCl-Struktur; KZ = 8

 

Die einfachen Halogenide der Alkalimetalle

Die Alkalimetalle zeigen charakteristische Flammenfärbungen, die zur Qualitativen Analyse verwendet werden können. Dabei geht man von der Spektrallinie des Natriums aus. Lithium färbt die Flamme Karminrot, Natrium gelb, Kalium violett, Rubidium rotviolett und Caesium blauviolett.

Die Flammenfärbung der Alkalimetalle

Abb. 11: Die charakteristischen Flammenfärbungen der stabilen Alkalimetalle

 

 

Vorkommen:

In der Natur kommen die Alkalimetalle aufgrund ihrer Reaktionsfähigkeit nicht elementar vor. Sie sind am Aufbau der Erdrinde, einschließlich der Luft und der Wasserhülle mit 2.10-3 (Lithium), 2,7 (Natrium), 2.4 (Kalium) 9.10-4(Rubidium), 3.10-4 (Caesium) und 1.3.10-21 Gewichtsprozent (%) beteiligt. Meist findet man sie in Form von Salzen. Wichtige Anionen der Alkalimetallsalze hierbei sind Chloride, Sulfate, Phosphate, Silicate und Nitrate.

Natriumverbindung Nr. 1; Natriumchlorid

Abb. 12: Natriumverbindung Nr. 1; das Steinsalz (Natriumchlorid)

 

 

Herstellung:

Die Herstellung der Alkalimetalle erfolgt ausschließlich durch Schmelzflusselektrolyse und Reduktion. Eine Herstellung im wässrigen Medium ist stets ausgeschlossen, da das gebildete Produkt sofort wieder zum Hydroxid reagieren würde.

Abb. 13: Beispiel für eine Schmelzflusselektrolyse; hier an Lithiumchlorid

Eine andere Möglichkeit zur Herstellung der Alkalimetalle besteht in der Reduktion von Salzen durch ein unedleres Metall. Dieser Verfahren wird heute noch zur Kaliumgewinnung als Kaliumchlorid angewandt.

Beispiel: KCl + Na NaCl + K

Die Metalle Rubidium und Caesium werden ebenfalls durch Reduktion aus ihren Hydroxiden synthetisiert. Man verwendet an dieser Stelle die Reduktion anstelle der Elektrolyse, weil 1. Rubidium und Caesium, genau wie Kalium in der Schmelze löslich sind, und 2. wäre der Aufwand für eine Schmelzflusselektrolyse enorm hoch, da die geschmolzenen Metalle extrem reaktionsfähig sind.

 

 

Verwendung:

Alkalimetalle finden in der modernen Industrie eine große Verwendung. Sie dienen als Legierungsmetalle, dienen zur Herstellung von Alkalimetallbatterien, die an der Anode metallisches Lithium oder Natrium enthalten und dienen industriell, in flüssiger Form als Kühlmittel, da sie Wärme gut abführen können. Ein weiter Teil der Jahresproduktion dient zur Synthese anderer Alkaliverbindungen (z.B. Natriumchlorid, Kaliumcyanid [Zyankali], Natriumcarbonat, Lithiumhydrid, Natriumhydrid, Natriumethanolat und vielen mehr). Natrium wird in Natriumdampflampen verwendet, in denen das Alkalimetall nach Einschalten verdampft und für das charakteristische gelbe licht sorgt.

Außerdem werden Sie in der Feuerwerkerei zur Erzeugung von roten, gelben und blauen Färbungen verwendet.

Rubidium und Caesium finden aufgrund der hohen Reaktivität und den teuren Herstellungskosten kaum industriellen Einsatz. Rubidium wird zur Herstellung von empfindlichen Fotozellen verwendet. Ferner dient es zur Herstellung anderer Rubidiumverbindungen wie z.B. Rubidiumcarbonat. Caesium wird industriell häufiger verwendet als Rubidium, da die Herstellung deutlich billiger ist.

  Abb. 14 & 15: Natriumdampflampen senden sehr helles Licht aus und Alkalimetalle werden in der Pyrotechnik verwendet

 

 

Copyright:  Christian Firneis 2008  -  www.chemische-experimente.com