Alkalimetalle. 1. Alkalimetalle Die 1. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente [1-4]

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Wintersemester 2009/ Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Andreas Groß, Elisabeth Kürschner Alkalimetalle 1. Alkalimetalle Die 1. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente [1-4] Die Alkalimetalle Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs) und Francium (Fr) stehen in der 1. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente (PSE) und sind die reaktionsfähigsten aller Metalle. Der Name Alkali geht auf das arabische Wort al kalja zurück, was ausgelaugte Soda (Na 2 CO 3 ), stammend aus Pflanzenasche, bedeutet. Der im PSE über dem Lithium stehende Wasserstoff (H) zählt nicht zu den Alkalimetallen, da er als Gas eine Sonderstellung einnimmt. Die Alkalimetalle besitzen nur ein Valenzelektron, das sehr leicht abgegeben werden kann. Sie bilden somit einfach positiv geladene Kationen mit Edelgaskonfiguration. 2. Vorkommen [3, 5] Natrium und Kalium: - Häufige Elemente in der Biosphäre (2,4-2,6 %) - In der Natur nicht im elementaren Zustand vorkommend - Charakteristische Verbindungen: z. B. Steinsalz (NaCl), Sylvin (KCl), Sylvinit (KCl/NaCl), Borax (Na 2 [B 4 O 5 (OH) 4 ] 8 H 2 O) - Verwendung im Alltag: z. B. Natriumfluorid (NaF) in Zahnpasta, Natronlauge (NaOH) in Abflussreinigern, Pottasche (K 2 CO 3 ) als Backhilfsmittel Lithium, Rubidium, Cäsium: - Selten (nur in Verbindungen) vorkommende Metalle - Charakteristische Verbindungen: Silikatmineralien, z. B. Spodumen (LiAl(SiO 3 ) 2 ) 1

2 Francium: - Das Element ist extrem selten, da alle Francium-Isotope radioaktiv sind und eine sehr kurze Halbwertszeit aufweisen. 3. Eigenschaften [1, 2, 4, 5] Die Alkalimetalle sind mit Ausnahme des Cäsiums, welches einen Goldschimmer aufweist, silberglänzende Metalle und so weich, dass sie mit einem Messer geschnitten werden können. Mit zunehmender Ordnungszahl nimmt der Atomradius zu (siehe Tabelle 1), die Stärke der Metallbindung nimmt ab. Damit einher geht die Abnahme ihrer Härte, Schmelz- und Siedepunkte innerhalb der Gruppe von oben nach unten. Im Vergleich zu anderen Metallen weisen Alkalimetalle eine geringe Dichte auf (siehe Tabelle 1). Die Kernladung der Alkalimetalle ist gering, weshalb das äußerste Elektron leicht abgegeben wird. Dies geschieht umso leichter, je größer das Atom ist. Hieraus folgt die Zunahme der Elektropositivität und die Abnahme der ersten Ionisierungsenergie von oben nach unten innerhalb der ersten Hauptgruppe (siehe Tabelle 1). Tabelle 1: Einige Eigenschaften der Alkalimetalle [1] Lithium Natrium Kalium Rubidium Cäsium Schmelzpunkt / C ,5 63,7 39,0 28,5 Siedepunkt / C Dichte / (g cm -3 ) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,90 Atomradius / pm Ionenradius M + / pm Ionisierungsenergie / (kj mol -1 ) Ferner leiten alle Alkalimetalle elektrischen Strom. Die Leitfähigkeit nimmt vom Lithium zum Kalium hin zu, bis zum Cäsium hin wieder ab. 2

3 4. Reaktivität der Alkalimetalle [1, 2, 4, 5] Allgemein nimmt die Reaktivität in der ersten Hauptgruppe von oben nach unten zu, d. h. Cäsium ist in den meisten Fällen reaktiver als Lithium. Diese Tendenz ist auf den steigenden Atomradius zurückzuführen, da sich das Valenzelektron in einem kleinen Atom näher am Atomkern befindet und somit fester gebunden ist. Alle Alkalimetalle reagieren heftig mit atmosphärischem Sauerstoff. Aus diesem Grund ist auf die besondere Aufbewahrung und Lagerung in sauerstofffreier Flüssigkeit (Petroleum, Paraffinöl) zu achten. Allerdings können Lithium, Natrium und Kalium noch an Luft umgesetzt werden, während Rubidium und Cäsium nur unter Schutzatmosphäre eingesetzt werden sollen (Entzündung bei Kontakt mit Sauerstoff). Bei der Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser entstehen Wasserstoff und eine Lauge (siehe Versuch B). Die Reaktivität nimmt hierbei erwartungsgemäß vom Lithium zum Cäsium zu. 5. Versuche [4, 6] A) Flammenfärbung [4, 6] Geräte: Chemikalien: Durchführung: Beobachtung: Magnesiastäbchen, Bunsenbrenner, Tüpfelplatte, Spatel Konzentrierte Salzsäure (HCl), Lithiumchlorid (LiCl), Natriumchlorid (NaCl), Kaliumchlorid (KCl) Zu Beginn das Magnesiastäbchen sorgfältig mit konzentrierter HCl ausglühen, bis keine Flammenfärbung mehr zu erkennen ist. Dann das Magnesiastäbchen in HCl tauchen und damit anschließend etwas Alkalisalz aufnehmen und in die Bunsenbrennerflamme halten. Die Salze zeigen die für sie typischen Färbungen: LiCl: Rot NaCl: Gelb KCl: Violett 3

4 Erklärung: Das Valenzelektron des Alkalimetalls wird kurzzeitig von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand angehoben. Beim Zurückfallen auf den energetischen Ausgangszustand wird Energie in Form von Lichtstrahlung frei. B) Reaktion von Natrium mit Wasser [4] Geräte: Chemikalien: Durchführung: Beobachtung: Erklärung: Pinzette, Messer, Filterpapier, große Kristallisierschale mit Wasser, Tageslichtprojektor, Schutzbrille Natrium, Phenolphthalein, Geschirrspülmittel Eine Kristallisierschale, mit Wasser und Spülmittel gefüllt, wird auf den Tageslichtprojektor gestellt. Das Spülmittel verhindert, dass das Natrium an der Glaswand haften bleibt. Außerdem werden einige Tropfen Phenolphthalein zugegeben. Ein etwa erbsengroßes Stück Natrium wird abgeschnitten, getrocknet, entrindet und in die Kristallisierschale gegeben. Das Natriumstück beginnt unter Zischen auf der Wasseroberfläche umherzuflitzen. Dabei entsteht ein Gas. Zusätzlich werden violette Spuren sichtbar, die im weiteren Verlauf das komplette Wasser färben. Das Natriumstück verkleinert sich bis zur gänzlichen Auflösung. Auf Grund seiner geringen Dichte (0,97 g cm -3 ) schwimmt Natrium auf dem Wasser. Der zugefügte Indikator Phenolphthalein zeigt wegen der Rotfärbung der Lösung die Anwesenheit einer Lauge an. Das Zischen beruht auf der Bildung von Wasserstoff. Redoxreaktion: Oxidation: Na Na e - / *2 Reduktion: 2 H 2 O + 2e - H OH - Redoxreaktion: 2 Na + 2 H 2 O H Na OH - 4

5 6. Lehrplanbezug und didaktische Methoden [7] Der Lehrplan der bayerischen Realschule (R6) beinhaltet unter dem Themenbereich Redoxreaktionen (Ch 9.2) neben den Halogenen auch die Vorstellung der Alkalimetalle (Zweig 9/I). Das Thema könnte direkt als Einstieg in die Problematik dienen (z. B. mit der Umsetzung von Natrium mit Wasser). Darauf aufbauend können mit den Schülern die Vorgänge in der Elektronenhülle erarbeitet werden. Die Alkalimetalle stellen dabei Beispiele für starke Reduktionsmittel dar. Ferner lernen die Schüler/innen wichtige Eigenschaften dieser Elemente kennen, wie etwa deren enorme Reaktivität oder deren eher weiche Konsistenz. Im Zweig 9/II (III) sind die Alkalimetalle zwar nicht konkret im Lehrplan enthalten, können aber durchaus auch in anderen Themenbereichen eingebunden werden, so z. B. bei der Einführung in das Periodensystem der Elemente (Ch 9.6). An dieser Stelle sollte auch angesprochen werden, dass sich dieses Thema sehr leicht mit der Erfahrungswelt der Schüler/innen verknüpfen lässt, wenn man bedenkt, dass die Elemente der ersten Hauptgruppe (wenn auch meist in ionischer Form) Bestandteile diverser Gegenstände (z. B. Kochsalz, Zahnpasta, Mineralwasser, Batterien etc.) sind, die uns tagtäglich im Alltag begegnen. Außerdem ermöglichen viele Reaktionen der Alkalimetalle (z. B. Flammenfärbungen) das Interesse der Schüler an der Thematik zu steigern bzw. die Freude am Chemieunterricht auch über einen längeren Zeitraum aufrechtzuerhalten, da diese Experimente meist mit einem besonders spektakulären Effekt verbunden sind. 7. Literaturverzeichnis [1] C. Mortimer, U. Müller: Chemie; 8. Auflage; G. Thieme Verlag; Stuttgart; 2003; S [2] Demonstrationsvortrag in anorganischer Chemie: Verena Köttl, Andrea Mayer; Alkalimetalle, , Wintersemester 2005/2006, Regensburg [3] Demonstrationsvortrag in anorganischer Chemie: C. Nigl, M. Tautenhahn; Alkalimetalle, , Sommersemester 2006, Regensburg [4] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der anorganischen Chemie; 101. Auflage; W. de Gruyter-Verlag; Berlin, New York; 1995; S [5] C. E. Housecroft, A. G. Sharpe: Anorgansiche Chemie; 2., aktualisierte Auflage; Pearson Studium; München; 2006; S [6] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie; 10. Auflage; S. Hirzel-Verlag; Stuttgart; 1995; S ; S [7] ach2=&lpsta=6&styp=5&lp=271 (Stand: ) 5

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