Erdalkalimetalle. Allgemeine Eigenschaften und Vorkommen

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Sommersemester 2012 Betreuung: Dr. M. Andratschke Referentinnen: Waas, Katharina; Haimerl, Marina Erdalkalimetalle Die Erdalkalimetalle tragen zu 4,16 % zur Erdkruste bei. Als solche bezeichnet man die zweite Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente (PSE). Diese Bezeichnung leitet sich von den Alkalimetallen und den Erdmetallen ab, den Nachbarn der Erdalkalimetalle. Zu ihnen zählen Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba) und Radium (Ra) [1]. ( Strahler) wird in der Zerfallsreihe des gebildet [2]. Nach den Alkalimetallen bilden sie die Gruppe der reaktivsten Elemente, da die Erdalkalimetalle ihre zwei Valenzelektronen leicht abgeben. Sie bilden überwiegend ionische Verbindungen, die Ausnahme bildet das Beryllium, das fast ausschließlich kovalent gebunden auftritt [3]. Allgemeine Eigenschaften und Vorkommen Beryllium Das Element Beryllium tritt in der Natur vor allem als Beryll [Be 3 Al 2 Si 6 O 18 ] auf. Davon bekannt sind zum Beispiel die Edelsteine, wie der tiefgrüne Smaragd und der blaue Aquamarin. Entscheidende Faktoren des seltenen Elementes sind seine Korrosionsbeständigkeit, die geringe Dichte sowie seine Eigenschaft, nicht magnetisch zu sein. Beryllium findet Anwendung als Gyroskop und in der Röntgentechnik. Verbindungen des Elementes sind extrem toxisch und kanzerogen [2, 3]. Magnesium Magnesium ist das achthäufigste Element der Erdoberfläche und das dritthäufigste im Meer. Man findet es in Mineralien wie dem Dolomit [CaCO 3. MgCO 3 ] oder dem Magnesit [MgCO 3 ]. Das Magnesium ist das einzige Erdalkalimetall, das in großem Umfang gewonnen wird [2]. Es findet vielseitige Verwendung, wie zum Beispiel in Legierungen, als Reduktionsmittel und als Düngemittel [3, 4]. Das Element ist für den Menschen essentiell, das heißt es muss täglich mit der Nahrung aufgenommen werden, um grundlegende Stoffwechselprozesse, zum Beispiel den Muskeltonus, aufrecht zu erhalten. Magnesiummangel führt beim Menschen zu Ruhelosigkeit, Reizbarkeit, Müdigkeit, Muskelkrämpfen und dadurch schlimmstenfalls zum Herzinfarkt [5]. Calcium Dieses Element ist in ionischer Form im Meerwasser weit verbreitet. Mit einem Anteil von 3,4 % ist Calcium das dritthäufigste Metall der Erdoberfläche [2, 4]. Das Element kommt in Form von Sulfaten, Carbonaten, Silicaten, Fluoriden und Phospaten vor [4, 6]. Als Mineral ist beispielsweise Calciumcarbonat [CaCO 3 ] zu nennen, das man in Form von Kreide, Kalkstein und Marmor findet [2]. Calcium ist wesentlich am Knochenaufbau beteiligt und trägt zur Gesundheit von Muskulatur und Nervensystem bei [3]. 1

2 Strontium 4,16 % der Erdkruste besteht aus Erdalkalimetallen, davon hat Strontium ein Vorkommen von 0,7 % [1]. Wichtige Mineralien des Strontiums sind Strontianit [SrCO 3 ] und Coelestin [SrSO 4 ]. Das wichtigste Handelsprodukt bei den Strontiumverbindungen ist dagegen das Strontiumcarbonat [SrCO 3 ]. Eingesetzt wird es dabei bei der Herstellung von Spezialgläsern für Bildröhren der Monitore und Farbfernseher. Da Strontium für rote Leuchteffekte sorgt, ist der Einsatz verschiedener Strontiumsalze in der Pyrotechnik wirtschaftlich bedeutsam [3]. Barium Die Häufigkeit dieses Elementes ist wesentlich geringer als die des Magnesiums und Calciums [1]. Über 90 % des als Bariumsulfat geförderten Bariums wird gemahlen und kommt als Suspension bei Erdöl und Erdgasbohrungen zum Einsatz. Wegen der hohen Dichte werden Gesteinspartikel aus dem Bohrloch geschwemmt [3]. Radium Der Anteil des Radiums in der Erdkruste beträgt etwa 7*10 12 %. Es ist somit eines der seltensten natürlichen Elemente [7]. Das radioaktive Radium wird in der Zerfallsreihe des als gebildet. Dabei handelt es sich um einen α Strahler mit einer Halbwertszeit von 1622 Jahren [2]. Das von Marie und Pierre Curie entdeckte Element leitet seinen Namen vom lateinischen Wort radius = Strahl ab [7]. Versuch 1: Flammenfärbung [4, 8, 9, 10] Chemikalien: Calciumchlorid (CaCl 2 ), Strontriumchlorid (SrCl 2 ), Bariumchlorid (BaCl 2 ) Verdünnte HCl Gefäße und Geräte: Magnesiastäbchen Tüpfelplatte Bunsenbrenner Streichhölzer 3 Spatel CaCl 2 SrCl 2 BaCl 2 Verd. HCl Magnesiastäbchen Das Magnesiastäbchen wird zunächst in die verdünnte HCl getaucht und in der rauschenden Bunsenbrennerflamme ausgeglüht, bis die Flamme nicht mehr gefärbt ist. Daraufhin taucht man das 2

3 ausgeglühte Ende wiederum kurz in die Salzsäure, nimmt eines der Salze auf und hält das Stäbchen in die Flamme. Vor der Aufnahme eines neuen Salzes lässt man das Stäbchen gut ausglühen und bricht das vorderste Ende des Magnesiastäbchens ab. Flammenfarben der Erdalkalimetalle Calcium Ziegelrot Strontium Rot Barium Blassgrün Das vorherige Ausglühen des Magnesiastäbchens dient dazu, dass mögliche Verunreinigungen durch Natriumverbindungen das Ergebnis nicht verfälschen. Als Gegenionen der Salze verwendet man Chloride, da diese leicht flüchtig sind. Durch Energiezufuhr, also die Hitze, gelangen die Valenzelektronen vom Grundzustand auf ein höheres Energieniveau, sie sind in einem angeregten Zustand. Sie fallen allerdings in Sekundenbruchteilen wieder auf das energieärmere Energieniveau zurück. Die dabei frei werdende Energie wird in Form von Licht abgegeben. Die Differenz der Energienieveaus bestimmt dabei die Wellenlänge des Lichtes und somit die Farbe des Lichtes im sichtbaren Bereich. Diese ist für jedes Element spezifisch. Beryllium und Magnesium senden bei Flammentemperatur noch kein Licht aus und besitzen daher keine Flammenfärbung, weil ihr emittiertes Licht nicht im sichtbaren Bereich liegt. Versuch 2: Verbrennen von Magnesium [3, 4, 8] Chemikalien und Geräte: Magnesiumpulver feuerfeste Unterlage Bunsenbrenner und Streichhölzer Becherglas Spatel Ein circa 2 cm hoher Kegel Magnesiumpulver wird auf einer feuerfesten Unterlage angehäuft. Daraufhin wird mit der rauschenden Bunsenbrennerflamme entzündet. Nach kurzer Zeit stülpt man ein Becherglas über das brennende Metall. Nach dem Entzünden ist eine helle, weiße Flamme beobachtbar und es entsteht ein weißes Pulver. Stülpt man ein Becherglas über das brennende Metall bildet sich auch etwas gelbliches Pulver. Magnesium verbrennt mit Hilfe des Luftsauerstoffs unter der Bildung von Magnesiumoxid. Dabei findet eine Redoxreaktion statt: 3

4 Oxidation: Mg Mg e I *2 Reduktion: O e 2 O 2 Gesamt: 2 Mg + O 2 2 MgO Unter Sauerstoffmangel bildet sich auch gelbgrünes Magnesiumnitrid: 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 Magnesium reagiert erst bei höherer Temperatur mit dem Luftsauerstoff, da es aufgrund einer dünnen Oxidschicht an Luft recht haltbar ist. Versuch 3: Reaktion von Magnesium und Calcium mit Wasser [1, 4, 5, 8] Chemikalien und Geräte: Magnesiumpulver 2 Reagenzgläser Calciumpulver Bunsenbrenner und Streichhölzer Phenolphthalein Reagenzglasklammer destilliertes Wasser (H 2 O) 2 Spatel Zu zwei mit destilliertem Wasser gefüllten Reagenzgläsern gibt man einige Tropfen Phenolphthalein. Anschließend bringt man Magnesiumspäne in eines der Reagenzgläser und beobachtet vor und nach dem Erhitzen des Wassers. In das andere Reagenzglas wird Calciumpulver ins Wasser gegeben. Die Reaktion des Magnesiums in kaltem Wasser ist kaum merklich, erst nach Erhitzen färbt sich die Lösung rot. Es ist eine Gasentwicklung beobachtbar. Calcium reagiert mit kaltem Wasser unter Gasentwicklung, außerdem färbt sich die Lösung rot. Magnesium und Calcium reagieren mit Wasser zu Magnesiumhydroxid bzw. Calciumhydroxid und Wasserstoff. Dabei findet jeweils eine Redoxreaktion statt: Oxidation: Mg Mg e Reduktion: 2 H 2 O + 2 e 2 OH + H 2 Gesamt: Mg + 2 H 2 O Mg(OH) 2 + H 2 Oxidation: Ca Ca e Reduktion: 2 H 2 O + 2 e 2 OH + H 2 Gesamt: Ca + 2 e Ca(OH) 2 + H 2 Magnesium wird in kaltem Wasser passiviert, da sich eine Mg(OH) 2 Schicht um das Metall bildet und somit die Reaktivität herabgesetzt wird. Diese Passivierung wird durch Energiezufuhr (Wärme) aufgehoben, woraufhin die oben genannte Redoxreaktion stattfindet. Calcium reagiert wie die übrigen Erdalkalimetalle heftig mit kaltem Wasser, allerdings wird durch die Bildung von Calciumhydroxid die Reaktion von Calcium mit Wasser zunehmend behindert. 4

5 Für die Gasentwicklung ist der bei der Reduktion entstehende Wasserstoff verantwortlich. Der Farbumschlag des Indikators Phenolphthalein erfolgt von farblos nach rot, wodurch eine alkalische Reaktion angezeigt wird. Für die alkalische Reaktion sind die entstehenden Hydroxidionen verantwortlich. Insgesamt ist festzustellen, dass die Reaktivität innerhalb der Erdalkalimetalle von oben nach unten zunimmt, wobei Beryllium nicht, Magnesium nur unter Wärmezufuhr und Calcium, Strontium und Barium bereits mit kaltem Wasser reagieren. Lehrplanbezug [11] Alle beschriebenen Versuche können ohne Bedenken in den schulischen Chemieunterricht integriert werden. Der bayerische Lehrplan für das naturwissenschaftlich technologische Gymnasium (NTG) sieht für die 8. Jahrgangsstufe die Einführung des Atombaus und des gekürzten Periodensystems (Themenkomplex C NTG 8.2) vor. Im Zuge dessen können die vorgestellten Versuche im Unterricht durchgeführt werden, da den Schülerinnen und Schülern unter anderem eine Vorstellung einiger alltagsrelevanter Metalle aus den Hauptgruppen des PSE in ihrer elementaren Form gegeben werden soll. Die gezeigten Versuche eignen sich besonders, um den Schülerinnen und Schülern die abstrakten Begriffe des Valenzelektrons und die verschiedenen Energieniveaus verständlich zu machen. Im Allgemeinen trägt die Durchführung der Versuche zum Grundwissen bei, das sich die Achtklässler während des ersten Jahres Chemie aneignen sollen. Dazu zählen die Grundlagen der Energetik, die Zusammenhänge zwischen dem Bau der Elektronenhülle, die Stellung des Elementes im gekürzten PSE und das Reaktionsverhalten verschiedener Atomarten. Literaturverzeichnis: [1] (Stand ) [2] C. E. Housecroft, A. G. Sharpe: Anorganische Chemie, 2., aktualisierte Auflage, Pearson Studium 2006, S. 302, 303, 305 [3] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 2. Auflage, Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2011, S. 370, , , 386 [4] Demonstrationsvortrag in Anorganischer Chemie: K. Meier, S. Rosenlehner; Erdalkalimetalle, , Sommersemester 2011, Regensburg; S. 1 4; s. auch [5] (Stand ) [6] A. F. Holleman, E. und N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter Verlag, Berlin, 2007, S [7] (Stand ) [8] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht mit einer Einführung in die Labortechnik, 2. korrigierte und verbesserte Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag, München, Düsseldorf, Stuttgart, 1995, S. 128, 129 [9] (Stand ) [10] W. Asselborn, M. Jäckel, Dr. K. Risch: Chemie heute 9 NTG, DruckA 2, Westermann Schroedel Diesterweg, Braunschweig, 2007, S. 22, 27 [11] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=26448 (Stand ) 5