Die Alkalimetalle (1. Hauptgruppe im PSE)
Lithium - Natrium - Kalium - Rubidium - Caesium - Francium
Eigenschaften
Die Alkalimetalle bezeichnen die Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr). Wasserstoff gehört nicht zur Gruppe der Alkalimetalle, weil er ein typisches Nichtmetall ist. Francium ist radioaktiv und besitzt nur instabile Isotope. Bisher ist die Synthese von Francium aufgrund der kleinen HWZ unmöglich. Die Alkalimetalle zeigen typische, vergleichbare Eigenschaften. Sie sind Leichtmetalle, die so weich sind, dass sie problemlos mit dem Messer geschnitten werden können. Die Schnittstellen zeigen einen metallischen Glanz, außerdem leiten die Metalle gut den elektrischen Strom. Sie besitzen nur ein einziges Valenzelektron, was der Hauptgrund für die hohe Reaktivität dieser Metalle ist. Des Weiteren besitzen die Alkalimetalle die geringsten Elektronegativitätswerte im Periodensystem.
| Element | Schmelzpunkt | Siedepunkt | Atommasse | Dichte | Mohshärte |
Elektronegatität |
| Lithium | 180,54 °C | 1342 °C | 6,941 u | 0,534 g/cm3 | 0,6 | 0,98 (Pauling) |
| Natrium | 97,72 °C | 883 °C | 22,990 u | 0,968 g/cm3 | 0,5 | 0,93 (Pauling) |
| Kalium | 63,38 °C | 759 °C | 39,098 u | 0,89 g/cm3 | 0,4 | 0,82 (Pauling) |
| Rubidium | 39,31 °C | 688 °C | 85,468 u | 1,532 g/cm3 | 0,3 | 0,82 (Pauling) |
| Caesium | 28,44 °C | 671 °C | 132,90 u | 1,93 g/cm3 | 0,2 | 0,79 (Pauling) |
Die Alkalimetalle sind äußerst reaktive Metalle, die heftig mit Wasser, der Luft und den Halogenen reagieren. Sie vereinen sich bei Raumtemperatur mit vielen Nichtmetallen unter starker Energieabgabe, was für eine stark exotherme Reaktion spricht. Die Reaktivität der Metalle nimmt vom Lithium zum Cäsium hin dramatisch zu. Lithium und Natrium und Kalium werden unter Paraffinöl aufbewahrt, wobei Lithium mit einem Plastikstempel unter dem Öl gehalten werden sollte, da Lithium sogar auf Öl schwimmt. Rubidium und Caesium werden in Glasampullen mit Stickstoff oder Argonfüllung aufbewahrt. Beim Zerbrechen einer solchen Ampulle reagieren die Metalle mitunter heftig unter Entzünden mit der Luft.
| 2 M | + | 2 H2O | → |
2 MOH |
+ | H2 |
| Alkalimetall |
+ |
Wasser | → | Alkalimetallhydroxid | + | Wasserstoff |
Video: Die Reaktion von Lithium mit Wasser
| 2 M | + | H2 | → |
2 MH |
| Alkalimetall |
+ |
Wasserstoff | → | Alkalimetallhydrid |
(M = hier: Alkalimetall)
Bei der Verbrennung von Alkalimetallen an der Luft entstehen Oxide, Peroxide und Hyperoxide (alt: Superoxide). Lithium reagiert als einziges der Alkalimetalle auch mit dem Stickstoff der Luft und ähnelt daher dem Magnesium. Man spricht auch von einer Schrägbeziehung im Periodensystem.
Die gesamten Alkalimetallperoxide und Hyperoxide sind starke Oxidationsmittel, die heftig mit Wasser reagieren. Dabei entsteht Wasserstoffperoxid und eine Lauge. Das Wasserstoffperoxid zerfällt aufgrund der Reaktions-temperatur schlagartig in Sauerstoff und Wasser. Streut man z.B. Natriumperoxid auf etwas Sägemehl und gibt ein paar Tropfen Wasser hinzu, so entzündet sich das Sägemehl nach kurzer Zeit.
2 Na2O2 + H2O → 4 NaOH + O2
Wird den Alkalimetallen bei der Reaktion mit Wasser die Bewegungsfreiheit durch beispielsweise ein Filterpapier entnommen, entzünden sich durch die enorme Hitze auch Metalle wie Natrium oder auch Lithium. Wird eine große Menge eines Alkalimetalls zur Reaktion mit dem Wasser gebracht tritt meist eine heftige Explosion ein.
Mit den Halogenen reagieren die Alkalimetalle unter Feuererscheinung, manchmal auch explosionsartig. Dabei entstehen die entsprechenden Alkalimetall Halogenide. Das wohl wichtigste und bekannteste Alkalimetall-Halogenid ist Natriumchlorid (Kochsalz). Des Weiteren reagieren die Alkalimetalle heftig mit konzentrierten Säuren. So erfolgt beispielsweise eine heftige Reaktion von Natrium mit konzentrierter, rauchender Salpetersäure.
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2 Na |
+ | Cl2 | → |
2 NaCl |
| Natrium |
+ |
Chlor | → | Natriumchlorid |
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2 Na |
+ | 2 HNO3 | → | 2 NaNO3 | + | H2 |
| Natrium |
+ |
Salpetersäure | → | Natriumnitrat | + | Wasserstoff |
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Die Alkalimetalle zeigen charakteristische Flammenfärbungen, die zur Qualitativen Analyse verwendet werden können. Dabei geht man von der Spektrallinie des Natriums aus. Lithium färbt die Flamme Karminrot, Natrium gelb, Kalium violett, Rubidium rotviolett und Caesium blauviolett.
Video: Die Flammenfärbung der Alkali- und Erdalkalimetalle
Vorkommen
In der Natur kommen die Alkalimetalle aufgrund ihrer Reaktionsfähigkeit nicht elementar vor. Sie sind am Aufbau der Erdrinde, einschließlich der Luft und der Wasserhülle mit 2x10^-3 (Lithium), 2,7 (Natrium), 2.4 (Kalium) 9x10^-4 (Rubidium), 3x10^-4 (Caesium) und 1.3x10^-21 (Francium) Gewichtsprozent (%) beteiligt. Meist findet man sie in Form von Salzen. Wichtige Anionen der Alkalimetallsalze hierbei sind Chloride, Sulfate, Phosphate, Silicate und Nitrate.
Herstellung
Die Herstellung der Alkalimetalle erfolgt ausschließlich durch Schmelzflusselektrolyse und Reduktion. Eine Herstellung im wässrigen Medium ist stets ausgeschlossen, da das gebildete Produkt sofort wieder zum Hydroxid reagieren würde. Eine andere Möglichkeit zur Herstellung der Alkalimetalle besteht in der Reduktion von Salzen durch ein unedleres Metall. Dieser Verfahren wird heute zur Kaliumgewinnung als Kaliumchlorid angewandt.
Beispiel: KCl + Na ⇌ NaCl + K
Die Metalle Rubidium und Caesium werden ebenfalls durch Reduktion aus ihren Hydroxiden synthetisiert. Man verwendet an dieser Stelle die Reduktion anstelle der Elektrolyse, weil 1. Rubidium und Caesium, genau wie Kalium in der Schmelze löslich sind, und 2. wäre der Aufwand für eine Schmelzflusselektrolyse enorm hoch, da die geschmolzenen Metalle extrem reaktionsfähig sind.
Verwendung
Alkalimetalle finden in der modernen Industrie eine große Verwendung. Sie dienen als Legierungsmetalle, dienen zur Herstellung von Alkalimetallbatterien, die an der Anode metallisches Lithium oder Natrium enthalten und dienen industriell - in flüssiger Form - als Kühlmittel, da sie Wärme gut abführen können. Ein weiter Teil der Jahresproduktion dient zur Synthese anderer Alkaliverbindungen (z.B. Natriumchlorid, Kaliumcyanid [Zyankali], Natriumcarbonat, Lithiumhydrid, Natriumhydrid, Natriumethanolat und vielen mehr). Natrium wird in Natrium-dampflampen verwendet, in denen das Alkalimetall nach Einschalten verdampft und für das charakteristische gelbe Licht sorgt.
Außerdem werden Sie in der Feuerwerkerei zur Erzeugung von roten, gelben und blauen Färbungen verwendet. Rubidium und Caesium finden aufgrund der hohen Reaktivität und der teuren Herstellungskosten kaum industriellen Einsatz. Rubidium wird zur Herstellung von empfindlichen Fotozellen verwendet. Ferner dient es zur Herstellung anderer Rubidiumverbindungen wie z.B. Rubidiumcarbonat. Caesium wird industriell häufiger ver-wendet als Rubidium, da die Herstellung deutlich günstiger ist.
