„Alkalimetalle" – Versionsunterschied

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Als Alkalimetalle werden die chemischen Elemente Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium aus der 1. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet. Sie sind silbrig glänzende, reaktive Metalle, die in ihrer Valenzschale ein einzelnes Elektron besitzen. Obwohl Wasserstoff in den meisten Darstellungen des Periodensystems in der ersten Hauptgruppe steht und zum Teil ähnliche chemische Eigenschaften wie die Alkalimetalle aufweist, kann er nicht zu diesen gezählt werden, da er unter Standardbedingungen weder fest ist noch metallische Eigenschaften aufweist.

Der Name der Alkalimetalle leitet sich von dem arabischen Wort „al kalja" für „Pottasche", die alte Bezeichnung für aus Holzaschen gewonnenes Kaliumcarbonat, ab. Sir Humphry Davy stellte im Jahre 1807 erstmals das Element Kalium durch eine Schmelzflusselektrolyse aus Kaliumhydroxid dar. Letzteres gewann er aus Kaliumcarbonat. Im Englischen und Französischen wird Kalium daher potassium genannt.

Alkalimetalle sind metallisch glänzende, silbrig-weiße (Ausnahme: Caesium hat bei geringster Verunreinigung einen Goldton), weiche Leichtmetalle. Sie sind mit dem Messer schneidbar. Alkalimetalle haben eine geringe Dichte. Sie reagieren mit vielen Stoffen, so beispielsweise mit Wasser, Luft oder Halogenen teilweise äußerst heftig unter starker Wärmeentwicklung. Insbesondere die schwereren Alkalimetalle können sich an der Luft selbst entzünden. Daher werden sie unter Schutzflüssigkeiten wie Paraffin oder Petroleum (Lithium, Natrium und Kalium) bzw. unter Luftabschluss in Ampullen (Rubidium und Caesium) aufbewahrt.

Als Elemente der ersten Gruppe des Periodensystems besitzen sie nur ein schwach gebundenes s-Elektron, das sie bereitwillig abgeben. Ihre ersten Ionisierungsenergien und ihre Elektronegativitäten sind entsprechend klein. In Verbindungen kommen sie ganz überwiegend als einwertiges Kation vor, wenngleich sogar Verbindungen bekannt sind, in denen diese Metalle anionisch vorliegen(z. B. Natride, komplexiert mit sogenannten Kryptanden).

Der Radius der Elementatome sowie der Kationen nimmt mit steigender Massenzahl stark zu. Analog dazu verhalten sich viele andere Eigenschaften der Alkalimetalle:

• Abnahme der Ionisierungsenergie,
• Zunahme der Elektronenaffinität (wird weniger negativ),
• Abnahme der Elektronegativität,
• Zunahme der Basizität.

Alkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung:

• Lithium und seine Salze färben die Flamme rot
• Natrium und seine Salze färben die Flamme gelb
• Kalium und seine Salze färben die Flamme violett
• Rubidium und seine Salze färben die Flamme rot
• Caesium und seine Salze färben die Flamme blauviolett.

Aufgrund dieser Flammenfärbung werden Alkalimetallverbindungen für Feuerwerke benutzt.

In der Atomphysik werden Alkalimetalle eingesetzt, da sie sich aufgrund ihrer besonders einfachen elektronischen Struktur besonders einfach mit Lasern kühlen lassen.

Alkalimetalle reagieren mit Wasserstoff unter Bildung salzartiger Hydride:

${\displaystyle \mathrm {2\ Me+H_{2}\longrightarrow 2\ MeH.} }${\displaystyle \mathrm {2\ Me+H_{2}\longrightarrow 2\ MeH.} }

Die thermische Beständigkeit der Hydride nimmt vom Lithiumhydrid (LiH) zum Caesiumhydrid (CsH) ab. Alkalihydride werden u. a. als Reduktions- oder Trockenmittel eingesetzt.

Mit Sauerstoff reagieren Alkalimetalle unter Bildung fester, weißer Oxide (Lithiumoxid), Peroxide (Natriumperoxid) und Hyperoxide (Kaliumhyperoxid, Rubidiumhyperoxid, Caesiumhyperoxid):

${\displaystyle \mathrm {4\ Li+O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O,} }${\displaystyle \mathrm {4\ Li+O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O,} }

${\displaystyle \mathrm {2\ Na+O_{2}\longrightarrow Na_{2}O_{2},} }${\displaystyle \mathrm {2\ Na+O_{2}\longrightarrow Na_{2}O_{2},} }

${\displaystyle \mathrm {M+O_{2}\longrightarrow MO_{2};\ (M=K,Rb,Cs).} }${\displaystyle \mathrm {M+O_{2}\longrightarrow MO_{2};\ (M=K,Rb,Cs).} }  

Die Reaktion mit Wasser zu Hydroxiden erfolgt unter Freisetzung von Wasserstoff:

${\displaystyle \mathrm {2\ M+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ MOH+H_{2}.} }${\displaystyle \mathrm {2\ M+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ MOH+H_{2}.} }

Vom Lithium zum Caesium steigt die Reaktivität stark an; ab dem Kalium erfolgt Selbstentzündung.

Mit Halogenen reagieren die Alkalimetalle zu den entsprechenden Alkalimetallsalzen:

${\displaystyle \mathrm {2\ Me+X_{2}\longrightarrow 2\ MeX.} }${\displaystyle \mathrm {2\ Me+X_{2}\longrightarrow 2\ MeX.} }

Die Reaktivität steigt vom Lithium zum Caesium und sinkt vom Fluor zum Iod. So reagiert Natrium mit Iod kaum und mit Brom sehr langsam, während die Reaktion von Kalium mit Brom und Iod explosionsartig erfolgt.

Halogenkohlenwasserstoffen können Alkalimetalle unter Bildung von Kohlenstoff unter Explosionserscheinungen das Halogen entziehen:

${\displaystyle \mathrm {CCl_{4}+4\ Na\longrightarrow 4\ NaCl+C.} }${\displaystyle \mathrm {CCl_{4}+4\ Na\longrightarrow 4\ NaCl+C.} }

Alkalimetalle ergeben mit flüssigem Ammoniak intensiv blau gefärbte Lösungen. Diese Lösungen, die aus positiven Alkalimetall-Ionen und solvatisierten Elektronen besteht, sind ein sehr starkes Reduktionsmittel und werden beispielsweise für die Birch-Reduktion eingesetzt.

Wasserstoff, das erste Element der 1. Hauptgruppe, ist unter Normalbedingungen ein Nichtmetall. Er wird deshalb nicht zu den Alkalimetallen gezählt, hat jedoch mit ihnen einige Eigenschaften gemeinsam. Er tritt wie die Alkalimetalle stets einwertig auf und wandelt sich unter extrem hohem Druck in eine metallische Hochdruckmodifikation, den metallischen Wasserstoff, um. Andererseits haben auch einige Alkalimetalle unter bestimmten Bedingungen Eigenschaften wie Wasserstoff, z. B. besteht Lithium als Gas zu 1 % aus zweiatomigen Molekülen.

• Zintlphasen

• Pink Panther Reaktion Reaktion von Natrium mit Wasser auf Video

Sharpe, A.G. et al. , Inorganic Chemistry, second edition - ISBN 0-13-039913-2 - Kapitel 10 Group 1: the alkali metals}}

• Alkalimetall
• Stoffgruppe