Alkalimetalle. 1. Begriff und wichtige Eigenschaften [1 3]

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Sommersemester Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Daniela Schraml, Magdalena Atzler Alkalimetalle 1. Begriff und wichtige Eigenschaften [1 3] Die Alkalimetalle Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs) und Francium (Fr) stehen in der ersten Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente. Wasserstoff (H) nimmt in dieser Gruppe eine Sonderstellung ein, da er unter Normalbedingungen ein Nichtmetall ist und somit nicht zu den Alkalimetallen gezählt wird. Der Begriff Alkali leitet sich vom arabischen Wort al kalja ab, was ausgelaugte Soda (Na 2 CO 3 ) von See und Strandpflanzenasche bedeutet. Alkalimetalle glänzen, mit Ausnahme von Cäsium, welches leicht golden schimmert, silbrig und lassen sich aufgrund ihrer Weichheit gut mit einem Messer schneiden. Sie sind die reaktionsfähigsten aller Metalle, da sie ihr einziges Valenzelektron leicht abgeben können und dadurch ein einfach positiv geladenes Kation mit Edelgaskonfiguration gebildet wird. 2. Vorkommen und Verwendung [1] 2.1 Lithium (lithos (griech.) = Stein; Entdeckung in Gesteinen) In Mineralien, zum Beispiel Spodumen (LiAl[SiO 3 ] 2 ), Amblygonit ((Li, Na)Al(F, OH)[PO 4 ]) Verwendung: Raffination von Metallschmelzen, Lithiumbatterien / akkumulatoren 2.2 Natrium (neter (ägyptisch) = Soda) In Mineralien, zum Beispiel Natronfeldspat (Na[AlSi 3 O 8 ]), Steinsalz (NaCl), Chilesalpeter (NaNO 3 ) Verwendung: Kühlmittel in Kernreaktoren, kräftiges Reduktionsmittel, Natriumdampf Entladungslampen 2.3 Kalium (= potassium (engl.); potasse (franz.) = Pottasche) In Mineralien, zum Beispiel Kalifeldspat (K[AlSi 3 O 8 ]), Sylvin (KCl) Verwendung: in Verbindungen als Düngemittel, Herstellung von Kaliumhyperoxid (KO 2 ) 2.4 Rubidium (rubidus (lat.) = dunkelrot) [4, 5] In einigen Mineralien, zum Beispiel Leucit (K[AlSi 2 O 6 ]) Verwendung: Einsatz hauptsächlich in der Forschung, zum Beispiel als Kathodenbeschichtung 1

2 2.5 Cäsium (caesius (lat.) = himmelblau) [6] In Mineralien, zum Beispiel Pollux (CsAl[SiO 3 ] 2 ) * ½ H 2 O Verwendung: Alkalifotozellen, Glühkathode zur Gewinnung freier Elektronen 2.6 Francium (france (franz.) = Frankreich) [7, 8] In der Natur: in geringsten Spuren in Uranerzen, zum Beispiel in der Pechblende (UO 2 ) Verwendung: keine technischen Anwendungen aufgrund der geringen Halbwertszeit (t 1/2 ( 223 Fr) = 21,8 min) 3. weitere Eigenschaften [3] Trends innerhalb der Gruppe von oben nach unten: o Zunahme der Reaktivität o Abnahme der Härte o Abnahme der Ionisierungsenergie o Zunahme des Atomradius Tendenzen im Periodensystem der Elemente: Alkalimetall Atommasse (relative A tommasse) Schmelzpunkt (K) Siedepunkt (K) Dichte (g/cm 3 ) Elektronegativität (Pauling) Lithium 6, ,534 0,98 Natrium 22, ,968 0,93 Kalium 39, ,89 0,82 Rubidium 85, ,532 0,82 Cäsium 132, ,93 0,79 Francium (223) ,87 0,70 Geringe Dichte Hohe Reaktivität mit Wasser, Luft oder Halogenen unter Wärmeentwicklung Leicht entzündlich an der Luft Aufbewahrung unter Schutzflüssigkeiten, wie Paraffin oder Petroleum (Lithium, Natrium und Kalium) bzw. unter Luftausschluss in Ampullen (Rubidium und Caesium) 4. Versuche 4. 1 Flammenfärbung durch Alkalimetalle [3, 9 11] Geräte: 5 Porzellanschalen, Spatel, Pipette, Stabfeuerzeug Chemikalien: Lithiumchlorid (LiCl), Natriumchlorid (NaCl), Kaliumchlorid (KCl), Rubidiumchlorid (RbCl), Cäsiumchlorid (CsCl), Ethanol (C 2 H 5 OH) Durchführung: Zunächst werden die Porzellanschalen im Abstand von circa 8 Zentimetern auf eine feuerfeste Unterlage gestellt. Dann werden die Chloride jeweils mit 2 Pipetten 2

3 Ethanol darin aufgelöst. Anschließend werden die Lösungen mit einem Stabfeuerzeug vorsichtig entzündet. Beobachtung: Nach einiger Zeit zeigen die Salze die für sie charakteristischen Flammenfärbungen: Salz Flammenfärbung Lithiumchlorid karminrot Natriumchlorid gelb (sehr intensiv) Kaliumchlorid rotviolett Rubidiumchlorid violett Cäsiumchlorid blau Erklärung: Das Valenzelektron des jeweiligen Alkalisalzes wird thermisch angeregt und auf ein höheres Energieniveau angehoben. Beim Zurückfallen in den Grundzustand wird Energie in Form von Lichtstrahlung frei. Das Licht wird für das jeweilige Element in einer bestimmten Wellenlänge emittiert, woraus die charakteristische Flammenfärbung resultiert. 4.2 Reaktion von Natrium mit Wasser [3, 10] Geräte: Kristallisierschale, Pinzette, Messer, Filterpapier, Tageslichtprojektor Chemikalien: Natrium, Wasser, Phenolphthaleinlösung, Geschirrspülmittel Durchführung: Die Kristallisierschale wird mit Wasser gefüllt, mit einigen Tropfen Phenolphthaleinlösung versetzt, am Rand der Innenseite mit Spülmittel benetzt, so dass das Natriumstück nicht am Glasrand heften bleibt, und anschließend auf dem Tageslichtprojektor platziert. Ein erbsengroßes Stück Natrium wird sorgfältig entrindet und danach mit der Pinzette in die Kristallisierschale gegeben. Beobachtung: Das Natrium reagiert mit dem Wasser unter lautem Zischen und starker Bewegung. Dabei färbt sich das Phenolphthalein rot und es entsteht ein Gas. Erklärung: Die Rotfärbung des Indikators Phenolphthalein lässt erkennen, dass eine Lauge (in diesem Fall Natronlauge) entstanden ist. Beim Gas handelt es sich um Wasserstoff. Die abgelaufene Reaktion ist eine Redoxreaktion: Oxidation: Na Na e I *2 Reduktion: 2 H 2 O + 2 e H OH Redoxreaktion: 2 Na + 2 H 2 O H Na OH 4.3 Fällen von Lithiumcarbonat [2, 12] Geräte: 2 Reagenzgläser, 2 Stopfen, Reagenzglasständer, Becherglas, Spatel Chemikalien: Lithiumchlorid (LiCl), Natriumchlorid (NaCl), Pottasche (K 2 CO 3 ) Durchführung: Zuerst löst man die Pottasche in einem Becherglas mit Wasser. In die beiden Reagenzgläser wird jeweils eine kleine Menge Lithiumchlorid und Natriumchlorid gegeben, anschließend fügt man etwas Wasser hinzu. Daraufhin versetzt man jede Lösung im 3

4 Reagenzglas mit einigen Tropfen der hergestellten Pottasche Lösung und schüttelt die mit einem Stopfen verschlossenen Reagenzgläser kräftig. Beobachtung: In dem Reagenzglas mit der Lithiumchloridlösung bildet sich ein weißer Niederschlag, dagegen fällt in der Natriumchloridlösung nichts aus. Erklärung: Der weiße Niederschlag ist Lithiumcarbonat, welches durch Reaktion von der Pottaschelösung mit der Lithiumchloridlösung gebildet wird. Das entstandene Natriumcarbonat zeigt sich nicht als Niederschlag, da es in Wasser löslich ist. Lithiumcarbonat hingegen ist in Wasser schwerlöslich. Dieses unterschiedliche Reaktionsverhalten lässt sich durch die Schrägbeziehung des Lithiums zum Magnesium der zweiten Hauptgruppe im Periodensystem der Elemente erklären. Lithium verhält sich also in einigen Eigenschaften ähnlich dem Magnesium und reagiert nicht immer wie die anderen Alkalimetalle. Reaktionsgleichung: 2 Li + + CO 3 2 Li 2 CO 3 5. Lehrplanbezug [13 15] Das Thema Alkalimetalle findet mehrmals zum Lehrplan Bezug. Bereits im ersten Jahr der Chemie lässt sich die Thematik unterrichten, zum Beispiel unter dem Gebiet Salze Ionenbindung oder Metalle Metallbindung (C NATURWISSENSCHAFTLICH TECHNOLOGISCHES GYMNASIUM (NTG) 8.3 Salze, Metalle und molekular gebaute Stoffe; C SPRACHLICHES GYMNASIUM, MUSISCHES GYMNASIUM, WIRT SCHAFTS UND SOZIALWISSENSCHAFTLICHES GYMNASIUM 9.3 Chemische Bindung). Im zweiten Jahr des Chemieunterrichts an naturwissenschaftlichen Gymnasien findet man dieses Unterrichtsthema ebenfalls im Lehrplan, beispielsweise zum Thema Flammenfärbung (C NTG 9.1 Qualitative Analysemethoden), Basen und basisch reagierende Lösungen (C NTG 9.4 Protonenübergänge) sowie Redoxreaktionen (C NTG 9.5 Elektronen übergänge). 6. Literaturverzeichnis [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 , , 1276 [2] C. Mortimer, U. Müller: Chemie, 8. Auflage, G. Thieme Verlag, Stuttgart, 2003, S. 483, 492 [3] [4] [5] (Stand: ) [6] (Stand: ) [7] [8] (Stand: ) [9] Demonstrationsvortrag in Anorganischer Chemie: Claudia Heindl, Johannes Schmidkonz; Alkalimetalle, , Sommersemester 2010, Regensburg [10] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenburg Verlag, München, 2000, S. 127, S [11] (Stand: ) 4

5 [12] H. Keune, W. Filbry: Chemische Schulexperimente, Band 2, Anorganische Chemie, Verlag Harri Deutsch Thun, Frankfurt/M., 1978, S. 60 [13] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=26448 [14] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=26258 [15] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=