Alkalimetalle. Elemente Lithium Natrium Kalium Rubidium Cäsium Relative Atommasse 6,941 23,0 39,1 85,5 132,9

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie: Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Sommersemester Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Frederik Knüttel, Stephan Wensauer, Matthias Geismar 1.1 Allgemeines [1, 2] Alkalimetalle Die Gruppe der Alkalimetalle (vom arabischen al kalja abgeleitet) ist die 1. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente. Zu den Alkalimetallen gehören die Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs), Francium (Fr). 1.2 Eigenschaften der Alkalimetalle [1] Die Alkalimetalle haben alle einen silbrig- weißen metallischen Glanz (außer Cäsium, welches einen goldenen Schimmer besitzt) und sind sehr weich, weshalb man sie leicht mit einem Messer schneiden kann. Sie besitzen eine gute elektrische Leitfähigkeit und eine hohe Wärmeleitfähigkeit. Die Schmelz- und Siedetemperaturen sind im Vergleich zu anderen Metallen sehr niedrig, innerhalb der Gruppe nehmen sie mit zunehmender Atommasse ab (siehe Tabelle 1). Die Alkalimetalle sind aufgrund eines Valenzelektrons sehr reaktiv und kommen daher nicht elementar vor, sondern vorwiegend als Kation gebunden in einem Salz. Die Reaktivität nimmt mit zunehmender Ordnungszahl zu und läuft somit parallel zur Abnahme der Ionisierungsenergie (siehe Tabelle 1). Aufgrund dieser Reaktivität müssen sie unter Paraffinöl oder Testbenzin aufbewahrt werden, um nicht vom Luftsauerstoff oxidiert zu werden. Tabelle 1: Eigenschaften der Alkalimetalle [1] Elemente Lithium Natrium Kalium Rubidium Cäsium Relative Atommasse 6,941 23,0 39,1 85,5 132,9 [2] Schmelzpunkt ( C) ,5 63,7 39,0 28,5 Siedepunkt ( C) Dichte (g/cm³) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,90 Atomradius (pm) Ionenradius M + (pm) Ionisierungsenergie (kj/mol) Ionisierungsenergie (kj/mol) Normalpotential (V) -3,05-2,71-2,93-2,93-2,92 M + M (alle relativen Atommassen (außer Lithium) werden gerundet angegeben) 1

2 2. Vorkommen und Verwendung [2] 2.1 Lithium (Li) NAME: Lithos (gr.) = Stein; entdeckt 1817 von J. A. Arfvedson Gebundenes Lithium ist häufig als Begleiter des Natriums und Kaliums zu finden, aber ist hierbei nur in geringen Konzentrationen verbreitet. Es liegt in Mineralien, wie z. B. Amblygonit (Li, Na)Al(F, OH)[PO 4 ], Spodumen LiAl[SiO 3 ] 2, Lepidolith (K,Li) {(Al 2 (OH, F) 2, [AlSi 3 O 10 ]}, Petalit LiAl[Si 2 O 5 ] 2 und Kryolithionit Li 3 Na 3 [AlF 6 ] 2, vor. Schmelzelektrolyse von Lithiumchlorid (LiCl) Lithium wird zur Raffination von Metallschmelzen benutzt. Weiter verwendet man es als Legierungsbestandteil, da es dem Grundmetall Härte und Beständigkeit verleiht, und aufgrund des hohen Reduktionsvermögens in Form von Lithiumakkumulatoren und batterien. 2.2 Natrium (Na) NAME: neter (ägyp.) = Soda (Na 2 CO 3 ); entdeckt 1807 von H. Davy Schmelzelektrolyse von Natriumchlorid (NaCl) Natrium ist mit 2,7 Gewichts-% das 6. häufigste Element der Erdoberfläche. Die meistverbreiten Mineralien dort sind: Steinsalz NaCl, Soda Na 2 CO 3, Chilesalpeter NaNO 3, Natronfeldspat Na[AlSi 3 O 8 ] und Glaubersalz Na 2 SO 4. Natrium wird zur Darstellung von Natriumperoxid (Na 2 O 2 ) z. B. für Bleich- oder Waschzwecke verwendet. Desweitern wird Natrium als Natriumcyanid (NaCN) zur Silbergewinnung, in Natriumdampflampen zur Beleuchtung und als Kühlmittel in Kernreaktoren benutzt. Ein weiteres Einsatzgebiet ist die organische Synthese z. B. in der Farbenindustrie. 2.3 Kalium (K) NAME: Pottasche (franz.) = Pottasche K 2 CO 3 Kaliumchlorid wird mit Natrium reduziert, wobei Kalium entsteht. Kalium ist mit 2,4 Gewichts-% das 7. häufigste Element der Erdoberfläche. Es kommt in Mineralien, wie z. B. Kaliumchlorid (KCl), Kalifeldspat K[AlSi 3 O 8 ] und Kaliglimmer KAl 2 (OH, F) 2 [AlSi 3 O 10 ] sowie in Doppelsalzen, wie z. B. Carnallit (KCl MgCl 2 6 H 2 O) oder Schönit (K 2 Mg(SO 4 ) 2 6 H 2 O), vor. Kaliumverbindungen werden als Düngemittel verwendet. Desweitern dient Kalium zur Synthese von Kaliumhyperoxid (KO 2 ), welches in Atemgeräten benutzt wird. Außerdem ist Kalium Bestandteil von Alkaliphotozellen. 2.4 Rubidium (Rb) NAME: Rubidius (lat.) = dunkelrot (charakteristische rote Spektrallinien), entdeckt 1860/61 von Robert Bunsen und Gustav Kirchhoff 2

3 Erhitzen von Rubidiumdichromaten mit Zirconium im Hochvakuum auf 500 C. Rubidium kommt in Begleitung der anderen Alkalimetallsalze in sehr geringen Konzentrationen vor, verhältnismäßig viel in Lepidolith (K,Li) {(Al 2 (OH, F) 2, [AlSi 3 O 10 ]}. Die Isotope des Rubidiums werden in Tracerexperimenten verwendet. 2.5 Cäsium (Cs) NAME: Caesius (lat.) = Himmelsblau (charakteristische blaue Spektralfarbe), entdeckt 1860/61 von Robert Bunsen und Gustav Kirchhoff Erhitzen von Caesiumdichromaten mit Zirconium im Hochvakuum auf 500 C. Cäsium kommt in Begleitung der anderen Alkalimetallsalze in sehr geringen Konzentrationen vor. Desweitern kommt Cäsium in Pollux (CsAl[SiO 3 ] 2 0,5 H 2 O vor. Cäsium ist Bestandteil von Alkaliphotozellen. Außerdem werden die Isotope des Cäsiums in Tracerexperimenten und in der Medizin verwendet. 2.6 Francium (Fr) NAME: France (franz.) = Frankreich, entdeckt 1939 von M. Perey Francium liegt als kurzlebiges Abzweigungsprodukt in Form des Nuklids mit der Masse 223 der natürlichen Actinium Zerfallsreihe vor. Alle bisher entdeckten Francium-Isotope sind radioaktiv und kurzlebig. 3. Reaktion von Natrium mit Wasser [2, 3] Geräte: Messer, Spatel, große Kristallisierschale, Filterpapier Chemikalien: Natrium (Na), Wasser (H 2 O), Phenolphthalein, Geschirrspülmittel Versuchsdurchführung: Die Kristallisierschale wird ca. zur Hälfte mit Wasser gefüllt. Daraufhin gibt man einen Tropfen Spülmittel und einige Tropfen Phenolphthalein in das Wasser. Als Nächstes sticht man ein Stück Natrium, welches in Paraffinöl gelagert ist, mit dem Messer an. Danach legt man es auf ein Filterpapier und schneidet ein kleines Stückchen vom Natrium, ggfs. unter Zuhilfenahme eines Spatels, ab. Der Rest wird zurück in die Flasche gegeben. Nun legt man das Natriumstückchen auf die Wasseroberfläche. Wichtig: Zugabe von Spülmittel zum Wasser, um die Oberflächenspannung des Wassers herabzusetzen. Dadurch wird vermieden, dass das Natrium am Rand der Kristallisierschale 3

4 kleben bleibt und die Glaswand erhitzt. Dies könnte sonst zum Bersten der Kristallisierschale führen. Natrium wird in Paraffinöl aufbewahrt, um eine schnelle Oxidation des Natriums zu vermeiden. Deshalb sollte das Abschneiden des Natriumstückchens und das Zurückgegeben des überschüssigen Natriums in das Paraffinöl zügig durchgeführt werden. Beobachtung: Das Natrium schwimmt schnell über die Wasseroberfläche und hinterlässt eine rosa Spur. Im Wasser entstehen kleine Gasbläschen und es zischt. Das Natriumstück wird kugelförmig und immer kleiner, bis es komplett verschwindet. Das Wasser färbt sich rosa. Erklärung: Natrium schwimmt auf der Wasseroberfläche, weil es eine geringere Dichte als Wasser hat. Dabei reagiert das Natrium mit dem Wasser und es entsteht unter einem zischenden Geräusch Wasserstoff und Natriumhydroxid, welches einen Farbumschlag des Indikators Phenolphthalein von farblos zu violett bewirkt. Es handelt sich hierbei um eine Redoxreaktion. Reaktionsgleichung: Oxidation: Na Na + + e *2 Reduktion: 2 H 2 O + 2 e H OH - Redoxreaktion: 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 4. Fällung von Lithiumcarbonat [1, 2, 4] Geräte: 3 Reagenzgläser, 3 Plastikstopfen, Reagenzglasständer, Becherglas, Spatel Chemikalien: Lithiumchlorid (LiCl), Natriumchlorid (NaCl), Magnesiumchlorid (MgCl 2 ), Kaliumcarbonat (K 2 CO 3 ), Wasser (H 2 O) Versuchsdurchführung: In 3 große Reagenzgläser werden jeweils die Salze Lithiumchlorid, Natriumchlorid und Magnesiumchlorid in gleicher Menge gegeben und durch Hinzugabe von destilliertem Wasser in Lösung gebracht. In jedes der drei Reagenzgläser wird anschließend eine Spatelspitze voll von Pottasche (K 2 CO 3 ) hinzugegeben. Man verschließt jedes Reagenzglas mit einem Gummistopfen und schüttelt die Reagenzgläser kräftig durch. Beobachtung: In den Reagenzgläsern mit Lithiumchlorid und Magnesiumchlorid bilden sich weiße Niederschläge, während im Reagenzglas mit der Kochsalzlösung kein Niederschlag entsteht. 4

5 Erklärung: Die Hinzugabe von Pottasche zu LiCl führt zur Bildung des schwerlöslichen Lithiumcarbonats (Li 2 CO 3 ), das als Niederschlag ausfällt. In der Magnesiumchloridlösung kommt es zur Bildung des schwerlöslichen Magnesiumcarbonats (Mg 2 CO 3 ). Natriumcarbonat (NaCO 3 ) ist hingegen in Wasser leicht löslich. Bei diesem Versuch wird die Schrägbeziehung zwischen Magnesium und Lithium sehr deutlich. Den Grund für diese Schrägbeziehung stellt der geringe Unterschied der Ionenradien zwischen dem Lithium und dem Magnesium dar, denn das Magnesiumkation (Mg 2+ ) besitzt bei der Koordinationszahl 6 einen Ionenradius von 0,72 x10-10 m und Lithium von 0,76 x10-10 m. Natrium hingegen weist einen Ionenradius von 1,02 x10-10 m auf und unterscheidet sich stark hiervon. Diese große Ähnlichkeit der Lithium- und Magnesiumionenradien hat zur Folge, dass das Lithium häufiger dem Magnesium in Eigenschaften ähnlicher ist, als dem Natrium. Dies ist zum Beispiel bei der Löslichkeit verschiedener Salze der Fall. Lithium bildet wie Magnesium, im Gegensatz zu Natrium, ein schwerlösliches Fluorid, Phosphat und Carbonat. Allgemein sind einige Elemente der 2. Periode [Lithium (Li), Beryllium (Be), Bor (B)] in zahlreichen Eigenschaften dem diagonal rechts auftretenden Element der benachbarten Erdalkaligruppe der 3. Periode [Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silicium (Si)] ähnlicher, als ihrem eigenen Homologen. 5. Flammenfärbung [2, 5, 6, 7] Geräte: Tüpfelplatte, Magnesiastäbchen, Spatel, Bunsenbrenner Chemikalien: Salzsäure HCl, Lithiumchlorid LiCl, Natriumchlorid NaCl, Kaliumchlorid KCl, Rubidiumchlorid RbCl, Cäsiumchlorid CsCl Versuchsdurchführung: Je ein Alkalisalz wird in eine Vertiefung der Tüpfelplatte gegeben. In eine andere Vertiefung wird noch Salzsäure gegeben. Je ein Magnesiastächen wird in der rauschenden, blauen Bunsenbrennerflamme ausgeglüht, dann in die Salzsäure getaucht und damit je ein Alkalisalz aufgenommen. Nachdem möglichst viel Salz aufgenommen wurde, wird das Magnesiastäbchen in die Flamme gehalten. Es ist darauf zu achten, dass der Bunsenbrenner schräg gehalten wird, damit die Salze nicht in den Bunsenbrenner fallen. Vor Verwendung eines anderen Salzes wird das Magnesiastäbchen abgebrochen, um Verunreinigungen zu vermeiden. Beobachtung: Die Bunsenbrennerflamme zeigt je nach verwendetem Salz eine spezifische Färbung (siehe Tabelle 2). Tabelle 2 [2] Lithium Natrium Kalium Rubidium Cäsium Flammenfärbung rot gelb Rotviolett rot blau Erklärung: Die Valenzelektronen der Alkalimetalle sind relativ schwach gebunden, daher können sie durch die Bunsenbrennerflamme leicht angeregt und auf ein höheres Energieniveau angehoben werden. 5

6 Beim Zurückfallen vom höheren Energieniveau in den energieärmeren Grundzustand wird die freiwerdende Energie in Form von Licht emittiert, welches vom menschlichen Auge wahrgenommen werden kann, da es im sichtbaren Wellenlängenbereich liegt. Somit können die einzelnen Alkalimetallsalze auf Grund ihrer charakteristischen Flammenfärbung gut voneinander unterschieden werden. 6. Lehrplanbezug [8, 9] Das Thema Alkalimetalle wird im Naturwissenschaftlich technologischen Gymnasium (NTG) in der 8. Jahrgangsstufe im Themenbereich 8.3 Salze, Metalle und molekular gebaute Stoffe mit dem Thema Salze - Ionenbindung aufgegriffen. Hierbei werden der Aufbau der Salze sowie deren Eigenschaften, wie beispielsweise ihre elektrische Leitfähigkeit, Kristallinität und die Löslichkeit, behandelt. Der Fällungsversuch von Lithiumcarbonat wäre ein geeignetes Beispiel für die unterschiedliche Löslichkeit der Salze in Wasser. In der Jahrgangsstufe 9 (NTG) werden im Themenbereich 9.1 Qualitative Analysemethoden die Alkalimetalle mittels Flammenfärbung und Spektralanalyse nachgewiesen. Darüber hinaus werden Alkalimetalle in der Unterrichtseinheit 9.4 Protonenübergänge ausführlich angesprochen. Zum Thema Herstellung basischer Lösungen und Indikatoren, wäre die Reaktion von Natrium und Wasser ein passendes Experiment. Des Weiteren könnte diese ablaufende Reaktion als eine Redoxreaktion angesehen werden und ist somit ebenso im Themenbereich 9.5 Elektronenübergänge zu behandeln. Im musischen oder sprachlichen Gymnasium werden die einzelnen Themenbereiche im darauffolgenden Schuljahr besprochen. Jedoch findet sich hier keine qualitative Analytik, wie Flammenfärbung, wieder. 7. Quellenverzeichnis [1] Ch. E. Mortimer, U. Müller, Chemie, 8. Auflage, Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart, 2001, S. 483, 484, 485 [2] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, W. de Guyter- Verlag, Berlin, New York, 2007, S. 1259, 1260, 1261, 1270, 1271, 1272, 1273, 1274, 1275, 1276, 2146, 2147 [3] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenburg Verlag, München, 2000, S [4] (vom ) R. D. Shannon, Acta Crystallogr. A32 (1976) [5] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner Canham, Allgemeine und Anorganische Chemie, 102. Auflage, Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2011, S [6] (vom ) [7] (vom ) [8] (vom ) [9] (vom ) 6

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