Alkalimetalle. 1. Die Alkalimetalle Allgemeines [1-3]

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1 Universität Regensburg Wintersemester 2007/2008 Demonstrationsversuche in anorganischer Chemie Betreuerin: Dr. M. Andratschke Referenten: Marcus Stimming, Walter Buller Alkalimetalle 1. Die Alkalimetalle Allgemeines [1-3] 1.1 Die 1. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente [1] Die 1. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente beinhaltet die Alkalimetalle Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr). Der an erster Stelle stehende Wasserstoff nimmt hier eine Sonderstellung ein, da er ein Gas ist. Die Bezeichnung Alkalimetalle leitet sich von dem arabischen al kalja ab, was ausgelaugte Soda bedeutet. Die ausgelaugte Soda (Na 2 CO 3 ) stammt aus der Asche abgestorbener See- und Strandpflanzen. Der Name wurde jedoch auch für die in der Asche von Landpflanzen vorkommende Pottasche (K 2 CO 3 ) verwendet, welche man zu Beginn für identisch mit Soda hielt. Erst 1796 stellte der Chemiker Martin Heinrich Klaproth klar, dass es sich hierbei um zwei verschiedene Carbonate handelt, welche er Natron und Kali nannte, wodurch die Elemente Natrium und Kalium zu ihrer Namensgebung kamen. 1.2 Eigenschaften der Alkalimetalle [2] Die Alkalimetalle sind silber-glänzende, in ihrer Konsistenz sehr weiche Metalle. Eine Ausnahme bildet hier das Caesium, welches einen Goldschimmer aufweist. Sie besitzen relativ geringe Schmelz- und Siedepunkte, welche in der Gruppe mit steigender Ordnungszahl abnehmen. Die Alkalimetalle sind entsprechend ihrer Valenzelektronenkonfiguration ns 1 (n = 1-7) sehr starke Reduktionsmittel, die Ionen mit der Oxidationsstufe +I bilden. Sie gehören zu den reaktivsten Metallen, welche sehr heftig mit Wasser reagieren. Ihre Reaktivität und ihr Reduktionsvermögen nehmen in der Gruppe von oben nach unten zu. 1.3 Reaktionen der Alkalimetalle Reaktion mit Sauerstoff [2] Alle Alkalimetalle reagieren mit Sauerstoff: Lithium: 4 Li + 2 O 2 2 Li 2 O (Lithiumoxid) Natrium: 2 Na + 2 O 2 Na 2 O 2 (Natriumperoxid) Kalium, Rubidium, Caesium: 2 Me + O 2 MeO 2 (Alkalihyperoxid) Die Reaktionen laufen hierbei unterschiedlich ab. Während Lithium und Natrium an der Luft nur langsam zu oxidieren beginnen, verbrennen Kalium sehr schnell und Rubidium und Caesium unter Entzündung. 1

2 1.3.2 Reaktion mit Wasser [2] Lithium und Natrium reagieren mit Wasser unter Wasserstoff-Entwicklung zum Hydroxid, ohne dass es zur Entzündung des Wasserstoffes kommt. Dagegen reagieren Kalium und Rubidium unter spontaner Entzündung des Wasserstoffes, Caesium reagiert sogar explosionsartig. [2] Aus diesem Grund sind Versuche, welche mit reinem Kalium, Rubidium oder Caesium durchgeführt werden, für Demonstrationsversuche verboten, da es hier zu erheblichen Unfällen kommen kann Flammenfärbung der Alkalimetalle [2, 3] Charakteristisch für die Alkalimetalle sind die Färbungen, die sie der Flamme eines Bunsenbrenners verleihen. Beim starken Erhitzen in dessen Flamme verdampfen die Lösungen der Salze der Alkalimetalle, wobei teilweise Atomisierung unter Bildung von Alkalimetallatomen eintritt. Die Elektronen der Atome werden dabei zum Teil in thermisch angeregte Zustände angehoben. Fällt das Elektron in seinen Grundzustand zurück, wird die Energie-Differenz in Form von elektromagnetischer Strahlung abgegeben. Diese liegt teilweise im Bereich des sichtbaren Lichtes. Die Alkalimetalle lassen sich durch ihre Flammenfärbung gut voneinander unterscheiden: Lithium: karminrot Natrium: gelb Kalium: violett Rubidium: violett/blau Caesium: blau 2. Betrachtung der einzelnen Alkalimetalle [3-11] 2.1 Lithium [3-4] Namensgebung: Lithos (griechisch) = Stein Entdeckung: Johan Arfvedson 1817 Vorkommen: Spodumen (LiAl[Si 2 O 6 ]), Mineralquellen, Meerwasser Verwendung: Lithiumbatterien, Legierungen, Lithiumfett, Glasherstellung Eigenschaften: Metall mit geringster Dichte Versuch 1: Flammenfärbung des Lithiums [3] Geräte: Tüpfelplatte, Bunsenbrenner Chemikalien: Lithiumchlorid (LiCl), Salzsäure (HCl), Magnesiastäbchen Durchführung: Das Magnesiastäbchen wird mit Salzsäure in die rauschende Bunsenbrennerflamme gehalten und somit ausgeglüht. Anschließend wird mit Hilfe von Salzsäure etwas Lithiumchlorid aufgenommen und erneut in die Flamme gehalten. Beobachtung: Karminrote Flammenfärbung Erklärung: siehe

3 2.2 Natrium [5, 6] Namensgebung: neter (ägyptisch) = Soda Entdeckung: Humphry Davy 1807 Vorkommen: Steinsalz (NaCl), Soda (Na 2 CO 3 10 H 2 O), Natriumcarbonat (Na 2 CO 3 ) Verwendung: Kühlmittel in Kernreaktoren, Natriumdampflampen, Reduktionsmittel in der organischen Synthese Eigenschaften: sehr weich, geringe Dichte Versuch 2: Reaktion von Natrium in Wasser The Pink Panther [6] Geräte: Große Kristallisierschale, Messer, Pinzette, Filterpapier Chemikalien: Natrium (Na), Phenolphthalein, Spülmittel, Wasser Durchführung: In die mit Wasser befüllte Kristallisierschale werden Phenolphtalein als Indikator und Spülmittel gegeben. Mit dem Messer wird ein kleines Stück Natrium abgeschnitten, mit der Pinzette aufgenommen und zuerst auf dem Filterpapier vom Paraffin befreit. Anschließend wird das Natrium ins Wasser gegeben. Beobachtung: Das Natrium tanzt zischend unter Gasentwicklung auf der Wasseroberfläche umher und hinterlässt dabei rosa Spuren im Wasser. Dieser Vorgang geht solange, bis das Natrium verbraucht ist. Erklärung: Da das Natrium eine geringere Dichte als Wasser hat, schwimmt es auf dem Wasser. Die Gasentwicklung stammt von dem gebildeten Wasserstoff, welcher das Natrium auf dem Wasser antreibt. Da sich das Wasser rosa färbt, müssen sich Hydroxidionen gebildet haben. Das Spülmittel wird zur Verminderung der Wasseroberflächenspannung verwendet. Ox: Na Na e - *2 Red: 2 H 2 O + 2e - H OH Redox: 2 Na + 2 H 2 O H Na OH Kalium [3, 7, 8] Namensgebung: al-qalja (arabisch) = Asche, aus Pflanzenasche gewinnbar Entdeckung: Humphry Davy 1807 Vorkommen: Kainit (KCl MgSO 4 3 H 2 O), Carnallit (KCl MgCl 2 6 H 2 O), Sylvinit (KCl NaCl) Verwendung (Kaliumsalze): Düngemittel, Glasherstellung, Seifenproduktion Eigenschaften: wachsweich, sehr schnell oxidierend, extrem reaktionsfreudig 3

4 Versuch 3: Fällung von Kalium-Ionen mit Natrimtetraphenylborat [3, 8] Geräte: Reagenzglas, Spatel Chemikalien: Kaliumchlorid (KCl), Natriumtetraphenylborat (NaPh 4 B), Wasser Durchführung: In dem Reagenzglas wird Kaliumchlorid mit Wasser gelöst. Anschließend werden einige Tropfen Natriumtetraphenylborat hinzugegeben. Beobachtung: Es bildet sich ein weißer Niederschlag Erklärung: Die in wässriger Lösung vorhandenen Kaliumionen werden als schwerlösliches Kaliumtetraphenylborat gefällt. K + + Cl - + Na + + [B(C 6 H 5 ) 4 ] - Na + + Cl - + K[B(C 6 H 5 ) 4 ] 2.4 Rubidium [3, 9] Namensgebung: rubidus (latein) = dunkelrot Entdeckung: Robert Wilhelm Bunsen / Gustav Robert Kirchhoff 1861 Vorkommen: Lepidolith (KLi 2 Al[(OH, F) 2 [Si 4 O 10 ]), Meerwasser, Mineralwässer Verwendung: Gettermetall in Vakuumröhren, Kathodenbeschichtung, Rubidiumuhren als Zeitnormale (Atomuhr) Eigenschaften: wachsweich, eines der unedelsten Metalle Versuch 4: Flammenfärbung des Rubidiums [3] Geräte: Tüpfelplatte, Bunsenbrenner Chemikalien: Rubidiumchlorid (RbCl), Salzsäure (HCl), Magnesiastäbchen Durchführung: Das Magnesiastäbchen wird mit Salzsäure in die rauschende Bunsenbrennerflamme gehalten und somit ausgeglüht. Anschließend wird mit Hilfe von Salzsäure etwas Rubidiumchlorid aufgenommen und erneut in die Flamme gehalten. Beobachtung: Violett/blaue Flammenfärbung Erklärung: siehe Caesium [10] Namensgebung: caesius (latein) = himmelblau Entdeckung: : Robert Wilhelm Bunsen / Gustav Robert Kirchhoff 1860 Vorkommen: Pollucit (CsAl[SiO 3 ] 2 0,5 H 2 O) Verwendung: Atomuhren, Photozellen, Infrarotlampen Eigenschaften: weich, leicht goldglänzend, äußerst reaktiv, schmelzen mit Körperwärme möglich. 4

5 2.6 Francium [11] Namensgebung: Benannt nach Frankreich Entdeckung: Marguerite Perey 1939 Vorkommen: Zerfallsprodukt des Actiniums Verwendung: Aufgrund zu geringer Halbwertzeit derzeit keine Verwendungsmöglichkeit Eigenschaften: Geringes Vorkommen lässt wenig über die Eigenschaften aussagen. 3. Lehrplanbezug und didaktische Methoden [12] Das Thema Alkalimetalle wird im Zweig 9/I der Realschule Bayern direkt unter dem Punkt Redoxreaktionen (Ch 9.2) angegeben. Hier könnte man didaktisch wertvoll zuerst die starke Reaktivität der Alkalimetalle anhand einiger Versuche aufzeigen und daraufhin die zugehörigen Reaktionen erarbeiten. Im Zweig 9/II/III werden die Alkalimetalle nicht eigens aufgeführt. Sie könnten lediglich als Einstieg in das Thema Periodensystem der Elemente (unter Ch 9.6 Atombau und Periodensystem) dienen. 4. Quellenangaben [1] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, W. de Gruyter-Verlag, Berlin, New York, 1995, S [2] E. Riedel, Anorganische Chemie, 6. Auflage, G. Thieme-Verlag, Stuttgart, New York, 2004, S , S [3] G. Jander, E. Blasius, Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 13. Auflage, S. Hirzel-Verlag Stuttgart, 1989, S , S. 246, S. 248, S. 450 [4] (Seite aktuell am ) [5] (Seite aktuell am ) [6] H. Keune, W. Filbry, Chemische Schulexperimente, Band 2, Anorganische Chemie, Verlag Harri Deutsch Thun, Frankfurt /M., 1978, S. 65 [7] (Seite aktuell am ) [8] (Seite aktuell am ) [9] (Seite aktuell am ) [10] (Seite aktuell am ) [11] (Seite aktuell am ) [12] (Seite aktuell am ) 5