Alkali-und

Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC)

Marietta Fischer

Gliederung

1. Einstieg

2. Gruppeneigenschaften

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

-Flammenfärbung-

2.2 Die Reaktion mit Wasser

2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte

-Reduktionspotentiale-

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

-Ionenwanderung u. Elektrolyten-

3. Erdalkalimetalle

4. Schulrelevanz

Alkalimetalle

1807 1807 K aus Pflanzenasche1807 1807 Na (ägypt.: neter = Soda)1817 1817 Li in Gesteinsmaterialien

(gr.:lithos = der Stein)1860/611860/61 Cs u. Rb durch Spektralanalyse

(lat.: rubidus = dunkelrot; caesius = himmelblau)

1939 1939 Fr entdeckt durch die Französin M. Perey und benannt nach ihrem Vaterland

1. Einstieg

„al kalja“ (arabisch)=Asche

1. Einstieg

Valenzelektronenkonfiguration s1

s-Elektron leicht abgegeben

In jeder Periode größter

Atom- und Ionenradius

In Verbindungen fast

ausschließlich Oxidationszahl +1

Unter hohem Druck verhalten

sich K, Rb und Cs wie Übergangsmetalle,

da s-Elektron in d-Niveau wechselt

Gruppeneigenschaften

Liegen in der Natur gebunden vor (Bsp.: Minerale)

Gewicht in der Erdkruste :

Fr nur 1,5 g der gesamten Erdkruste

1. Einstieg

Vorkommen

0,002

2,72,4

0,009 0,0003

0

0,5

1

1,5

2

2,5

3

(%)

Li Na K Rb Cs

Abb.: Sylvin (KCl)

Abb.: Steinsalz (NaCl)

Gewinnung

Gewinnung durch elektro-

chemische Reduktion

Keine Elektrolyse von

wässrigen Lösungen möglich,

jedoch Schmelzelektrolyse

Bsp.:

Downs – Verfahren

1. Einstieg

Physikalische Eigenschaften

Weiche Metalle

Li, Na, K geringere Dichte als Wasser

Li geringste Dichte aller fester Elemente

Li, Na, K, Rb silberweiß; Cs goldton

Reduktionspotentiale stark negativ Zunahme von elektropositivem Charakter

Bildung von Hydroxidschicht

(Aufbewahrung: Petroleum)

1. Einstieg

PhysiologischeEigenschaften

Li ist toxisch, in bestimmten Antidepressiva in der Medizin eingesetzt.

Na KRbCs

1. Einstieg

essentiell (Ionenkanäle usw.)

nicht toxisch, nicht essentiell(radioaktive Isotop 137Cs ausgenommen!)

Erdalkalimetalle

1808 1808 Mg, benannt nach Stadt Magnesia

18081808 Ca, gr. calx = Kalk

18081808 Sr nach Strontian in Schottland

18081808 Ba, gr.: barys = schwer.

18281828 Be nach Beryll (gr.: beryllos)

18981898 Ra, lat. radius = Lichtstrahl

1. Einstieg

BeBe

MgMg

CaCa

Gruppeneigenschaften

Valenzelektronenkonfiguration s2

Elektropositive Metalle

Ionisierungsenergie nimmt ab; Reduktionskraft steigt von

Be Ba

In stabilen Verbindungen nur mit Oxidationszahl +2

1. Einstieg

VorkommenIn Natur nicht elementar

Ca-Verbindungen als gesteinsbildende Minerale

1. Einstieg

1,94

3,39

0,014 0,026

00,5

11,5

22,5

33,5

(%)

Mg Ca Sr Ba

Abb.: Strontianit

Abb.: Calcit

Gewinnung

Darstellung durch Schmelzelektrolyse oder chemische Reduktion

Be durch Reduktion von BeF2 mit Mg

Mg durch Schmelzelektrolyse von MgCl2

Ca durch Elektrolyse von CaCl2

Ba durch Reduktion von BaO mit Al

1. Einstieg

Physikalische Eigenschaften

Leichtmetalle

Be weicht in physik. Daten ab: stahlgrau, spröde und hart

Mg silberglänzend, läuft mattweiß an

Ca, Sr, Ba sehr ähnlich: silberweiß, laufen schnell an, weich wie Pb

Elektropositive Metalle mit stark negativen Reduktionspotentialen

1. Einstieg

PhysiologischeEigenschaften

Be: extrem giftig, stark krebserzeugend

Mg: Salze vor allem bei Pflanzen im Stoffwechsel ein bedeutende Rolle

Ca: Verbindungen in Knochen, Zähnen, Gehäusen, sowie verschiedenen Pflanzen

Sr: Strontiumbromid in der Medizin verwendetes Beruhigungsmittel

Ba: giftig 

1. Einstieg

1. Einstieg: Klassifizierung

Li Na K

Smp.°C

179 97,5 63,7

Sdp.°C

1336 880 760

1. Ionisie-rungs-energie

520kJ/mol

496kJ/mol

419kJ/mol

Reduk-tions-

potent.

-3,05V

-2,71V

-2,93V

Reakti-vität

Mg Ca

649 839

1107 1494

738kJ/mol

590kJ/mol

-2,36V

-2,87V

Nimmt zu Nimmt zu

EN 1,0 1,0 0,9 1,2 1,0

Flammenfärbung

Die Salze ergeben intensive Färbung

Durch hohe Temperaturen können Außenelektronen

(„Leuchtelektronen“) ein höheres Energieniveau besetzen.

Durch Rückfallen in den Grundzustand wird

Energie in Form von Licht frei

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

Demo 1Demo 1

FlammenfärbungFlammenfärbung

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

• Farbigkeit durch Vorgänge in der Elektronenhülle:

Schritt 1: Elektronen nehmen Energie auf

Schritt 2 : Anhebung auf ein höheres Besetzungsniveau

Schritt 3: Rückkehr zum

Grundzustand unter

Aussendung von Licht

2s

2p

thermischeAnregung

hν

EmissionsspektroskopieEmissionsspektroskopieEin Molekül durchläuft den Zustand hoher Energie zu einem Zustand niedriger EnergieDabei wird überschüssige Energie in Form eines Photons emittiert:

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

AlkalimetalleLi Na K Rb Cs

kaminkaminrotrot

gelbgelb violettviolett violettviolett blaublau

ErdalkalimetalleBe Mg Ca Sr Ba- - ziegelziegel

rotrotkaminkamin

rotrotgrüngrün

VerwendungAnalytische Chemie

Pyrotechnik: Feuerwerksraketen und bengalische Feuer

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

Versuch 1:Versuch 1:

Bengalisches FeuerBengalisches Feuer

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

Auswertung

• Reduktion:

Sr(NO3)2 Sr(NO2)2 + O2

• Oxidation:

C6H12O6 + 6 O2 6 H2O + 6 CO2

2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

+40

+6 +4

KClO3(s) + H2SO4(aq) HClO3(aq) + KHSO4(aq)

3 HClO3(aq) 2 ClO2(g) + HClO4(aq)

• Starten der Reaktion:

+5 +4 +7

Alkalimetalle

Salze meist leicht löslich

Li, Na reagieren unter H2 –Entwicklung zum

Hydroxid, ohne Entzündung des H2

K, Rb reagieren unter spontaner Entzündung des H2

Cs reagiert explosionsartig

Hydroxide sind starke Basen

2.2 Die Reaktion mit Wasser

Erdalkalimetalle

Spiegelt sich die Reaktivität wider: zunehmend von Be Ba

Lösen sich unter H2 –Entwicklung zu Hydroxiden

Löslichkeit der Salze abhängig von Gitterenergie und Hydrationsenthalpie

2.2 Die Reaktion mit Wasser

Die Reaktion mit Wasser

Alkalimetalle:

2 MA + 2 H2O 2 MA+

(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g)

Erdalkalimetalle:

ME + 2 H2O ME2+

(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g)

(MA = Alkalimetall; ME = Erdalkalimetall)

2.2 Die Reaktion mit Wasser

0 +1 +1 0

0 +1 +2 0

Versuch 2:Versuch 2:

Li-, Na- Billard; im Vgl. mit MgLi-, Na- Billard; im Vgl. mit Mg

2.2 Die Reaktion mit Wasser

Die Reaktion mit Wasser

Lithium und Natrium Reagieren unter

H2-Entwicklung zum

Hydroxid

Reaktionsfähigkeit nimmt von Li Cs zu

Magnesium Reagiert nicht mit

kaltem Wasser

Reaktionsfähigkeit nimmt von Be Ba zu

2.2 Die Reaktion mit Wasser

Auswertung:Die Reaktion mit Wasser:

2 Na(s) + 2 H2O 2 Na+(aq) + 2 OH-

(aq) + H2(g)

Die Indikatorwirkung:

HInd + OH-(aq) Ind- + H2O

(Indikatorsäure (Indikatorbase

Phenolphthalein) Phenolphthalein)

farblos violett

2.2 Die Reaktion mit Wasser

+10 +1 0

Reduktionspotentiale

M+ + e- M

Größe eines Redoxpaares ist ΔE zwischen

M(s) und M+(aq)

sind stark negativ; Na Cs

Li negativste Reduktionspotential Gute Verwendung in Elektrochemie

2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte

Galvanische Elemente

Energieumwandler

Primär-, Sekundärelemente und Brennstoffzellen

Redoxvorgang erzeugt Strom; Energie in Elektrodensubstanz gespeichert

Brennstoffzelle: Brennstoff wird Elektrode laufend zugeführt

Sekundärelement: Zelle kann wieder geladen werden (Akkumulator)

2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte

Die Lithiumbatterie

Hohe Potentialdifferenz zwischen Li und edlem Metall

Hohe Energiedichte

Niedrige Selbstentladung

Lange Lebensdauer

2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte

Demo 2: Demo 2:

Lithium - BatterieLithium - Batterie

2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte

Auswertung

Anode : 2 Li 2 Li+ + 2 e- - 3,05 V

Kathode : Cu2+ + 2 e- Cu + 0,44 V

____________________________________________Gesamt: 2 Li + Cu2+ 2 Li+ + Cu + 3,49

V

2.3 eine „spannungsvolle“ Geschichte

0 +1

+2 0

E = E°+ lg 0,059

zcOx cRed

Nernst:

E=E°Cu – E°Li

Elektrolytische Lösungen

Elektrolyt: polare Verbindungen, die sich in Wasser zu freibeweglichen Ionen lösen

leiten den Strom Träger des Stroms: Ionen

Kationen(+) Kathode (-) Anionen(-) Anode (+)

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

Versuch 3:Versuch 3:

Reinigen von angelaufenem SilberReinigen von angelaufenem Silber

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

Auswertung

Wie kommt es zu angelaufenem Silber?

2 Ag(s) + H2S(g) + 0,5 O2(g) Ag2S(s) + H2O

Reinigen von angelaufenem Silber:

3 Ag2S(s) + 2 Al(s) 6 Ag(s) + 2 Al3+(aq) + 3 S2-

(aq)

Aluminium dient als LokalelementElektrolyt:

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

0 +1

0 0+1 +3

0 -2

Lokalelement

Kleines galvanisches Element

Berührungsstelle zweier Metalle

Erforderlich: Elektrolytlösung

Unedlere Metall wird oxidiert

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

Elektrolyse

Salze im elektrischen Feld

Anode (+) zieht Anionen (-) an,

Kathode (-) zieht Kationen (+) an

An den Elektroden werden Ionen reduziert oder oxidiert

Bilden sich Atome oder Moleküle, nimmt die Leitfähigkeit ab

Stromfluss: wandernde Ionen keine Elektronen

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

Demo 3:Demo 3:

IonenwanderungenIonenwanderungen

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

VerwendungBeispiel: Gelelektrophorese DNA Polyanion Wanderung im elektrischen Feld Auftrennung verschiedengroßer Fragmente Molekularsieb: 1) Agarosegel oder

2) Polyacrylamid

2.4 Da kommt etwas in Bewegung

Magnesium

Gewinnung durch Schmelzflusselektrolyse von MgCl2

Mg ist ein starkes Reduktionsmittel

Mg verbrennt an der Luft zu MgO

MgO bei 1700-2000°C gebrannt: „Sintermagnesia“ (feuerfeste Laborgeräte)

Erdalkalimetalle

Versuch 4:Versuch 4:

Verbrennung von Mg im Verbrennung von Mg im TrockeneisblockTrockeneisblock

3. Erdalkalimetalle

Auswertung:

Verdeutlicht Reduktionsvermögen von Mg

2 Mg(s) + CO2 (s) 2 MgO(s) + C(s)

Benötigt hohe Anfangstemperatur (Oxidschicht)

Starten der Reaktion:

4 KClO3 3 KClO4 + KCl

KClO4 KCl + 2 O2

Mg entzieht so gut wie allen Stoffen O2

Bildung des stabilen MgO

3. Erdalkalimetalle

+20 +4 0

400°C

500°C

+5 +7 -1

Verläuft über mehrere Stufen

Radikalbildung:CO2 (s)

Zwischenprodukt Oxalatbildung:

Reduktion bis zum Kohlenstoff:

C2O42- + 4 Mg (s) 4 MgO (s) + 2 C (s)

3. Erdalkalimetalle

0 +2 0+3

e- CO

O-

CO

O-

CO

O-

2C

O

O-

CO

O

-

Calcium

Sehr weich

Gewinnung durch Elektrolyse oder aluminothermisch

Verbindung für Baustoffindustrie von Bedeutung

Bsp.: Kalkstein (CaCO3), Gips (CaSO4)

Reagiert mit H2O unter H2 – Entwicklung

CaH2 : H2– Erzeugung u. als Trocken- u.

Reduktionsmittel

3. Erdalkalimetalle

Versuch 5:Versuch 5:

3. Erdalkalimetalle

Fällung von Fällung von CaCa2+2+ -Ionen -Ionen mit Rhabarbersaftmit Rhabarbersaft

Auswertung

Ca2+(aq) + C2O4

2-(aq) CaC2O4(s)

3. Erdalkalimetalle

NierensteineBestandteile des Harns, die

normalerweise über die Nieren

ausgeschieden werden

Löslichkeitsprodukt überschritten

Auskristallisieren

Ursachen: Dehydratation: Wassermangel zu viel Milchprodukte: Ca-Überschuss Spinat, Rhabarber, Roter Beete, schwarzem und

grünem Tee ist sehr viel Oxalsäure

3. Erdalkalimetalle

CaC2O4

Lehrplan ChemieLehrplan ChemieGymnasium

Themenübersicht

4. Schulrelevanz

8.2 Die chemischen Reaktionen8.2 Die chemischen ReaktionenStd.: 24 Std.: 24 (Reaktion von Metallen und Nichtmetallen mit

Sauerstoff Verbrennungsvorgänge in Alltag und Umwelt)

9.2 Elementargruppen9.2 ElementargruppenStd.: 14Std.: 14 Verbindliche Unterrichtsinhalte:

9.2.1 Alkalimetalle

Fakultative Unterrichtsinhalte:9.2.1f Erdalkalimetalle

4. Schulrelevanz

9.3 Elektrolyse und Ionenbegriff9.3 Elektrolyse und IonenbegriffStd.: 8 Std.: 8 (Leiter und Nichtleiter, Ionen als Ladungsträger,

Elektrolyse einer wässrigen Metallhalogenid-Lösung)

4. Schulrelevanz

Alkalimetalle Eigenschaften und Verwendungen der Metalle und ihre Verbindungen

Chemische Reaktionen

Alkalilaugen, Systeme Alkalimetall / Wasser bzw. Alkalimetalloxid / Wasser

4. Schulrelevanz

ErdalkalimetalleSchwerpunkte liegen auf Calcium und Magnesium

Flammenfärbung

Alkalimetallverbindungen und Erdalkaliverbindungen

Vielen Dank für ihre Aufmerksamkeit