Alkalimetalle

Merkmale von Alkalimetallen

Atome der Alkalimetalle enthalten nur ein Elektron auf der Valenzschale, im Grundzustand auf dem s-Orbital. Aufgrund der kleinen Werte der ersten Ionisierungsenergie, die betragen jeweils:

• 520,3 [kJmol^-1] für Lithium,
• 495,8 [kJmol^-1] für Natrium,
• 418,8 [kJmol^-1] für Kalium,
• 403,0 [kJmol^-1] für Rubidium,
• 375,7 [kJmol^-1] für Cäsium,

ist das Valenzelektron ist nur sehr schwach an die Schale gebunden, also kann es leicht abgerissen werden. Demgegenüber ist es für ein anderes Element viel schwieriger, ein weiteres Elektron abzuziehen, das sich bereits in einer geschlossenen Elektronenhülle befindet. Ein solcher Vorgang erfordert bis zu einem Mehrfachen an Energie. Die zweiten Ionisierungsenergien von Alkalimetallen betragen:

• 7298,1 [kJmol^-1] für Lithium,
• 4562,4 [kJmol^-1] für Natrium,
• 3051,4 [kJmol^-1] für Kalium,
• 2632,0 [kJmol^-1] für Rubidium,
• 2230,0 [kJmol^-1] für Cäsium.

Daraus resultiert die Tatsache, dass Alkalimetalle nur einwertige Kationen bilden und nie in höheren Oxidationsstufen auftreten. Außerdem sind die von ihnen gebildeten chemischen Verbindungen fast ausschließlich ionisch. Neben ihrer charakteristischen Oxidationsstufe +I gibt es mehrere Verbindungen, in denen Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium in der Oxidationsstufe -I auftreten. Die Position der Alkalimetalle im Periodensystem, wo sie am Anfang jeder Periode stehen, lässt vermuten, dass sie die niedrigste Kernladung haben. Daraus folgt, dass die Anziehungskraft sowohl ihrer Valenzelektronen als auch der weiteren Elektronen auf der geschlossenen Hüllen am geringsten ist. Sie haben auch den größten Atomradius und den größten Ionenradius.

Die niedrigen Werte der Elektronegativität sind auf das Vorhandensein einer niedrigen Ionisierungsenergie und eines großen Atomradius zurückzuführen. Die Abfolge dieser Eigenschaften führt dazu, dass Cäsium und Francium die niedrigste Elektronegativität aller Elemente im Periodensystem haben.

Alkalimetalle gehen sehr leicht in den ionischen Zustand über, da sie leicht Elektronen abgeben können. Dies schlägt sich auch direkt in ihren stark negativen Standardpotentialen nieder. In der Spannungsreihe steht Lithium mit einem Standardpotential von -3,0401 V an erster Stelle.

Farbenfrohe Alkalimetalle

Ein sehr interessantes Phänomen ist auch die Färbung der Flamme durch Alkalimetalle. Die freien Atome der Alkalimetalle, die bei der Erhitzung ihrer flüchtigen Verbindungen entstehen, sind sehr leicht erregbar. Sie werden dann durch Abgabe überschüssiger Energie zu einer Strahlungsquelle, und ihre Spektren liegen wie die der Erdalkalimetalle teilweise im Bereich des sichtbaren Lichts. Aus diesem Grund wird in der qualitativen Analyse der Flammentest zur Prüfung von Alkalimetallen eingesetzt und dementsprechend:

• Lithium färbt die Flamme karminrot,
• Natrium färbt die Flamme gelb,
• Kalium, Rubidium und Cäsium färben die Flamme violett-rosa.

Physikalisch-chemische Eigenschaften der Alkalimetalle

Alle Elemente der 1. Gruppe des Periodensystems sind von Natur aus metallisch und haben eine silberweiße Farbe. Ihre Oberfläche hat einen metallischen Glanz, läuft aber in der Regel sehr schnell an und wird mit Oxiden überzogen.

Die Härte der Alkalimetalle nimmt in einer Reihe von Lithium bis Cäsium ab, aber jedes ist weich genug, um es mit einem Messer leicht schneiden zu können. Auch der Schmelzpunkt ändert sich in dieser Reihe mit Werten von 453,7 K für Lithium bis 306,1 K für Cäsium.

Die Dichte von Lithium ist die geringste, und sowohl sie als auch die von Natrium und Kalium haben einen Wert, der unter der Dichte von Wasser liegt. Jedes Alkalimetall ist elektrisch leitfähig, und Natrium hat bei Raumtemperatur eine nur dreimal geringere Leitfähigkeit als Silber, das den niedrigsten spezifischen Widerstand aufweist.

Im Gegensatz zu den meisten Metallen haben die Alkalimetalle einen relativ niedrigen Siedepunkt. Die meisten von ihnen, mit Ausnahme von Lithium, sieden unterhalb von 1300 K. In den gasförmigen Zustand überführt, liegen Alkalimetalle in Form einatomiger Moleküle vor.

Reaktivität der Alkalimetalle

Die chemische Reaktivität der Alkalimetalle ist recht hoch und steigt in einer Reihe von Lithium bis Cäsium an. Die Reaktion von Lithium mit Sauerstoff findet nur bei höheren Temperaturen bis etwa 370 K statt, so dass Lithium unter normalen Bedingungen seinen Metallglanz nicht verliert. Bei Raumtemperatur reagieren alle übrigen Alkalimetalle sehr schnell mit Sauerstoff und verlieren daher ihren Glanz. Daher werden sie normalerweise unter Petroleum gelagert. Auch die Verbrennung von Alkalimetallen an der Luft erzeugt unterschiedliche Effekte: Lithium verbrennt zu Oxid, Natrium zu Peroxid, und Kalium, Rubidium und Cäsium bilden Hyperoxide.

Eine für Alkalimetalle charakteristische Reaktion ist das häufig beobachtete Fallenlassen eines Metallstücks in Wasser. Die Reaktion verläuft schnell und zunehmend beeindruckend, von Lithium bis Cäsium. Die dabei freigesetzte Wärme reicht bei Natrium aus, um es zu schmelzen. Kalium entzündet sich sofort, nachdem es mit Wasser in Berührung gekommen ist, während Rubidium und Cäsium Explosionen verursachen. Cäsium, das reaktionsfreudigste Alkalimetall, entzündet sich bereits bei Berührung mit Luft spontan. Lithium ähnelt in einigen seiner Eigenschaften dem Element der 2. Gruppe des Periodensystems, dem Magnesium. Im Gegensatz zu den anderen Alkalimetallen bildet es, ähnlich wie Magnesium, schwer lösliche Karbonate und Phosphate.

Verbindungen von Alkalimetallen

Unter den chemischen Verbindungen, die Alkalimetalle bilden können, lassen sich die folgenden Gruppen unterscheiden:

1. Alkalimetallhydride vom Typ MH, die durch direkte Reaktion von Wasserstoff mit Metallen bei erhöhten Temperaturen entstehen.
2. Verbindungen der Alkalimetalle mit Sauerstoff, die etwas komplizierter sind. Wie bereits erwähnt, wird nur Lithiumoxid durch die Verbrennung eines metallischen Elements an der Luft gebildet. Die übrigen verbrennen unter Bildung höherer Oxide, die bei erhöhten Temperaturen mit dem entsprechenden Metall reduziert werden können.
3. Verbindungen von Alkalimetallen mit Halogenen sind hauptsächlich ionische Verbindungen mit kristalliner Struktur. Die überwiegende Mehrheit der Alkalimetallhalogenide hat ein Raumgitter vom Typ Natriumchlorid, während CsCl, CsBr und CsI ein Gitter vom Typ Cäsiumchlorid bilden.
4. Alkalimetallhydroxide sind farblose Feststoffe mit stark hygroskopischen Eigenschaften. Sie sind ionische Verbindungen und ihre Auflösung in Wasser ist stark exotherm.
5. Die Verbindungen der Alkalimetalle mit Schwefel lassen sich in drei Typen unterteilen: Hydrosulfide MHS, Sulfide M₂S und Polysulfide MS_n, wobei n die Werte von 2 bis 6 annimmt.
6. Alkalimetalle bilden auch Salze von Sauerstoffsäuren, wie Alkalimetallnitrate, Alkalimetallcarbonate und Alkalimetallsulfate, sowie eine gesonderte Gruppe von Ammoniumsalzen.

Als interessante Einzelheit sei noch erwähnt, dass bei den Alkalimetallsalzen, wenn das Anion ebenfalls farblos ist, die Salze farblos und zumeist sehr gut wasserlöslich sind. In wässrigen Lösungen hydratisieren ihre Kationen mit zunehmender Stärke in der Reihe von Cäsium bis Lithium. Fast alle Lithiumsalze haben kristallines Wasser in ihrer Struktur. Zahlreiche Natriumsalze sind ebenfalls hydratisiert, im Gegensatz zu den Kaliumsalzen. Rubidium- und Cäsium-Salze sind immer wasserfrei.

Vorkommen von Alkalimetallen in der Natur

Die Verbreitung der Alkalimetalle in der Natur ist sehr unterschiedlich. In der Erdkruste gibt es sehr große Mengen an Natrium (2,83%) und Kalium (2,59%) sowie geringe Mengen an Lithium (2,0·10^-3%), Rubidium (9·10^-3%) und Cäsium (3·10^-3%). Das Element Francium kommt in der Natur nur in Spurenmengen in Form eines instabilen radioaktiven Isotops vor – eines Zerfallsprodukts von Actinium.

Lithium kommt in der Erdkruste in der Regel in Form von Lithium-Natrium-Kalium-Lagerstätten wie Alumosilicate, z.B. Spodumen LiAl[Si₂O₆] und Lepidolith KLi₂Al[(F,OH)₂Si₄O₁₀], und in Form von Phosphaten, z.B. Amblygonit LiAl[(PO₄)(F,OH)]. Natriumhaltige Minerale sind der am häufigsten entdeckte Albit Na[AlSi₃O₈] und seine Mischkristalle mit Kalium- und Calcium-Aluminiumsilikaten.

Sehr reiche Vorkommen, die praktisch über die ganze Welt verteilt sind, bilden auch Natriumverbindungen wie Natriumchlorid bekannt als Steinsalz oder Kochsalz und Natriumnitrat, den so genannten chilenischen Salpeter.

Große Mengen an Natrium finden sich auch in salzhaltigen Gewässern – den Meeren und Ozeanen. Schätzungen zufolge enthält das Meerwasser bis zu 2,8% Natriumchlorid. Vergleicht man die in der Erdkruste enthaltenen Natrium- und Kaliummengen, so zeigt sich, dass Kalium trotz ähnlicher Mengen ganz anders verteilt ist, da seine Verbindungen sehr selten Lagerstätten bilden.

Die am häufigsten vorkommenden Kaliummineralien befinden sich oberhalb der oberen Schichten von Steinsalzlagerstätten. Dazu gehören Sylvin KCl, Carnalit KMgCl₃·6H₂O und Kainit KMgCl(SO₄)·3H₂O. Das Element kommt auch in Form von Alumosilicaten wie Kaliumfeldspat K[AlSi₃O₈] und Glimmer KAl₂[AlSi₃O₁₀(F,OH)₂] vor. Die Kaliumverbindungen, die bei der Zersetzung dieser Minerale entstehen, sind sehr gut wasserlöslich. Das bedeutet, dass bei ihrer Bildung durch atmosphärische Einwirkung ein erheblicher Teil vom Boden aufgenommen wird und nur ein kleiner Teil mit dem abfließenden Wasser in die Meere und Ozeane gelangt. Daher ist die Menge an Kalium im Salzwasser etwa 40 Mal geringer als die des Natriums.

Da das im Boden vorhandene Kalium für die richtige Entwicklung der Pflanzen unerlässlich ist, enthält ihre Asche beträchtliche Mengen an Kaliumcarbonat, während sie an Natriumverbindungen eher arm ist.

Rubidium und Cäsium sind in der Natur nur in geringem Maße vorhanden und kommen nur in Verbindung mit anderen Alkalimetallen vor. Francium kommt hauptsächlich als radioaktive Isotope vor, die entstanden sind als:

• Zerfallsprodukt von Uran ²³⁵U,
• Zerfallsprodukt von Actinium ²²⁷Ac,

Auch Kalium ⁴⁰K und Rubidium ⁸⁷Rb kommen in Form von radioaktiven Isotopen vor.

Verwendung von Alkalimetallen

Metallisches Lithium ist ein häufig verwendeter Zusatzstoff, der Aluminium-, Zink- und Magnesiumlegierungen eine höhere Haltbarkeit und Festigkeit verleiht. Darüber hinaus wird es auch als Desoxidationsmittel in der Kupfermetallurgie und als Bestandteil elektrischer Batterien des Typs Li/FeS_x verwendet. In Form von Lithiumstearat verleiht es Schmiermitteln die richtige Dichte. Seine Schmiereigenschaften sind in einem Temperaturbereich von 250 bis 420 K stabil. Lithiumcarbonat wird bei der Porzellan- und Glasurherstellung als Flussmittel verwendet.

Natrium ist ein sehr wichtiger Rohstoff für die Herstellung vieler Produkte des täglichen Bedarfs: Bleichnatriumperoxid, Amid und Natriumcyanid. In Labors wird Natrium aufgrund seiner reduzierenden Eigenschaften gegenüber vielen organischen Verbindungen in kleinerem Umfang verwendet. Eine weitere wichtige Anwendung ist die Verwendung von Natrium in der Legierung von Blei, das bei der Herstellung von Antiklopfmitteln für Autobenzin eingesetzt wird. Metallisches Natrium wird auch in Natriumdampflampen verwendet, da es ein charakteristisches gelbes Licht abgibt, wenn es angeregt wird. In Kernreaktoren werden flüssiges Natrium und eine flüssige Natrium-Kalium-Legierung zur Kühlung des Systems verwendet.

Die Elektronen von metallischem Cäsium unterliegen dem fotoelektrischen Effekt und können daher bei Lichteinfall leicht nachgewiesen werden. Aus diesem Grund wird es für den Bau von Cäsium-Fotozellen verwendet, die eine Legierung aus Cäsium mit Aluminium und Barium enthalten.