Alkalimetalle - Von der Lagerstätte bis zur Verwendung

Alkalimetalle

Von der LagerstÄtte bis zur Verwendung

Beitrag zum Umweltgeochemischen Seminar „Metalle“

WS 2003/ 2004

von Daniel Klein Seminarleitung: Dr. Stefan Norra Institut fÜr Mineralogie und Geochemie Prof. Dr. Doris StÜben UniversitÄt Karlsruhe

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Inhalt:

1 Allgemeine Eigenschaften der Alkalimetalle 3

2 Lithium 4

3 Natrium 8

4 Kalium 17

5 Rubidium und CÄsium 21

6 Francium 24

7 Zahlen und Daten 24

8 Literatur 26

Bildquelle Titelseite: www.bbs-winsen.de/.../grundlagen/elemente/Natrium.htm

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1. Allgemeine Eigenschaften der Alkalimetalle

Als Alkalimetalle werden die Elemente der 1. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet.

Bedingt durch die Elektronenkonfiguration ns1 sind sie sehr reaktiv; sie bilden fast ausschlie¿lich

Ionenbindungen, in denen sie die Wertigkeit +1 annehmen. Sie sind die elektropositivsten

Elemente des „Periodensystems der Elemente“ (PSE). In der Natur kommen sie daher auch nie

gediegen vor.

Die gemeinsamen Eigenschaften der 5 Alkalimetalle Lithium, Natrium, Kalium,

Rubidium und CÄsium (und des Äu¿erst kurzlebigen, radioaktiven Franciums) sind folglich

ebenfalls durch die hohe ReaktivitÄt bedingt. Sie sind in der Metallform A0 (A = Alkalimetall)

starke Reduktionsmittel und werden auch in dieser Eigenschaft verwendet. Rb und Cs kÖnnen

selbst durch Lichteinfluss ionisiert werden, sie kÖnnen daher fÜr Photozellen verwendet werden.

Die Alkalimetalle sind, mit Ausnahme des goldfarbenen CÄsiums, silberglÄnzend und

oxidieren bei Luftkontakt; sie werden daher in Petroleum aufbewahrt. Sie sind sehr weich, haben

eine geringe Dichte und niedrige Schmelz- und Siedepunkte. Einige wichtige physikalische

Eigenschaften sind in untenstehender Tabelle zusammengefasst:

Tabelle 1: Einige Eigenschaften der Alkalimetalle

Lithium

(Li)

Natrium

(Na)

Kalium

(K)

Rubidium

(Rb)

CÄsium

(Cs)

Schmelzpunkt (Smp.)

(�C)

179 97,5 63,7 39 28,5

Siedepunkt (Sdp.)

(�C)

1336 880 760 686 670

Dichte (g/cm�) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,90

Atomradius

(Metallform; in pm)

152 186 227 248 265

erste (zweite)

Ionisierungsenergie

(kJ/mol)

520

(7296)

496

(4563)

419

(3069)

403

(2640)

376

(2258)

Normalpotential (V) - 3,05 - 2,71 - 2,93 - 2,93 - 2,92

nach: Mortimer 2001, S,485; verÄndert

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Deutlich zu erkennen ist der Zusammenhang zwischen Atomradius (also zunehmender

Ordnungszahl) und konstanter Zu- bzw. Abnahme der oben aufgefÜhrten Eigenschaften. Gerade

bei den Alkalimetallen ist dieser Zusammenhang sehr deutlich erkennbar und spiegelt die

Wichtigkeit des Faktors „AtomgrÖ¿e“ (bei ohnehin gleicher Elektronenkonfiguration) wider.

2. Lithium (Li)

2.1 Geschichte

Entdeckt wurde Lithium 1817 von Arfvedson bei der Analyse des Schichtsilikates Petalit; er wies

ebenfalls seine Existenz in dem Mineral Spodumen (LiAlSi2O6) nach, dem heute wichtigsten

Lithiummineral. Isoliert wurde das neue Alkalimetall ein Jahr spÄter von Davy. Der Name

„Lithium“ (von griechisch lithos = Stein) drÜckt den Unterschied zu den damals bereits

bekannten Elementen Na und K aus, die man aus pflanzlicher Materie isolieren konnte.

Mit deutlichem Abstand hinter Na und K ist Li (weltweit 45.000 t Li (2001) in verschiedenen

Verbindungen1) das drittwichtigste Alkalimetall.

2.2 Allgemeine Eigenschaften

Li ist mit 18 ppm in der Erdkruste2 in der HÄufigkeit vergleichbar mit den eher unbekannteren

Elementen Gallium und Niob. Auffallend ist die chemische ¤hnlichkeit zu dem Element

Magnesium der zweiten Hauptgruppe (SchrÄgbeziehung), die vor allem durch den sehr Ähnlichen

Radius der entsprechenden Ionen bedingt ist und sich zum Beispiel in der guten

Austauschbarkeit der Ionen in Mineralen Äu¿ert. Li kommt in 2 stabilen Isotopen, Li-6 und Li-7,

vor.

2.3 LagerstÄtten und Ressourcen

2.3.1 Mineralische LagerstÄtten (ohne Evaporite)

Die wichtigsten Li - Minerale3 sind Spodumen (LiAlSi2O6), Lepidolith (KLi2Al(F,OH)2Si4O10),

1 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithmyb02.pdf 2 Greenwood 1990, S.85 3 BÜchel 1999, S.221

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Petalit (LiAlSi4O10) und Amblygonit (LiAl(F,OH)PO4), die auch oft vergesellschaftet

vorkommen, wobei Spodumen das mit Abstand wichtigste Li - Mineral darstellt. Li kommt

aufgrund der erwÄhnten SchrÄgbeziehung auch oft in Mg - Mineralen vor. Der Austausch von Na

oder K ist aber aufgrund der deutlichen Unterschiede im Ionenradius (Li+: 60 pm; Na+: 95 pm;

K+: 133 pm)4 selten.

Theoretisch hat reines Spodumen einen Li2O - Gehalt von 8%, in der Natur wird dieser Wert

aber nicht erreicht. NatÜrliche Vorkommen in australischen Pegmatit - LagerstÄtten5 erreichen

Li2O - Gehalte von bis zu 4%, die Nebenminerale sind hier Quarz und K - FeldspÄte. Die

grÖ¿ten mineralischen LagerstÄtten befinden sich in Chile; weitere wichtige, wie oben schon

erwÄhnt, in Australien und Nordamerika. DarÜber hinaus gibt es kleinere LagerstÄtten in vielen

anderen LÄndern6. Die Ressourcen werden auf Über 13 • 106 t weltweit (2004) geschÄtzt7.

2.3.2 Evaporitische LagerstÄtten

Der Li - Gehalt in Salzseen macht etwa 60%8 der Weltreserven aus. Bekannte LagerstÄtten dieser

Art befinden sich in den USA (Searles Lake, Great Salt Lake) und ebenfalls in Chile9. Die USA

und Chile sind auch die HauptfÖrderlÄnder von Li - Carbonat aus Salzseen und SalzstÖcken.

Der Li - Gehalt in Meerwasser betrÄgt nur 0,17 ppm und ist somit nicht abbauwÜrdig, solange

keine Anreicherung vorliegt.

2.4 Abbau und Produktion

Die wichtigste „primÄre“ Li- Verbindung (d.h. die Ausgangsverbindung, die in den LagerstÄtten

gefÖrdert wird und aus der die anderen Li - Salze und –verbindungen hergestellt werden) ist

Lithiumcarbonat Li2CO3. Bei der Li - Gewinnung aus Mineralen entsteht Li2CO3 durch folgenden

Aufbereitungsprozess10:

Das Lithiumerz, meist Spodumen, wird calciniert und aufgeschlossen, zum Bespiel mit

SchwefelsÄure. Nach weiteren Zwischenschritten wird das Lithium durch eine Behandlung mit

Soda in Lithiumcarbonat ÜberfÜhrt, welches dann in den Handel kommt und evtl. zu anderen

Salzen weiterverarbeitet werden kann.

4 Elemente: Chemie II, 1. Auflage; Klett- Verlag Stuttgart, 1989 5 http://www.spodumene.com/ 6 BÜchel 1999, S.221 7 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithimcs04.pdf 8 ebenda 9 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450798.pdf 10 aus BÜchel 1999, S.223 f

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Folgende Abbildung zeigt den Produktionsablauf:

Abbildung 1: Schematische Darstellung der Li - Produktion aus Spodumen

aus: BÜchel 1999, S.223f

Die Li - Gewinnung aus Salzseen bzw. die Gewinnung aus unterirdischen Salzlagern erfolgt im

Prinzip Ähnlich. Im Folgenden beispielhaft ein Werk in den USA, das Lithium aus fossilen

Salzlagern gewinnt11. Hier wird das Li - haltige Salz durch Aussolung (solution mining) an die

OberflÄche geschwemmt; der Li - Gehalt betrÄgt dann 300 ppm. Durch Evaporationsprozesse

steigt der Li - Gehalt, in diesem Falle als LiCl, auf 6000 ppm an. Ist diese optimale Konzentration

erreicht, wird das Chlorid durch die Behandlung mit Soda in das Carbonat ÜberfÜhrt,

angereichert, gereinigt und in den Handel gebracht. Noch vor den USA ist Chile wichtigster Li -

Produzent; weitere sind Argentinien, China, Russland und andere.

11 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithmyb02.pdf

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2.5 Verwendung

Auf die Verwendung der Ausgangssubstanz Lithiumcarbonat und der daraus hergestellten

wichtigsten Salze und Verbindungen wird im Folgenden eingegangen.

2.5.1 Lithiumcarbonat (Li2CO3)

Lithiumcarbonat ist die wichtigste Li - Verbindung und auch Grundprodukt fÜr die Herstellung

weiterer Li - Salze. Das Carbonat selbst findet als Flussmittel in der Glas- und Keramikindustrie

Verwendung, wo es den Schmelzpunkt senkt und die thermische Ausdehnung verringert. Weitere

Verwendung findet es au¿erdem bei der Schmelzflusselektrolyse von Aluminium; hier werden

durch den Zusatz von Li ebenfalls der Schmelzpunkt und die ViskositÄt gesenkt, was die

Energieeffizienz der Elektrolyse erhÖht. Beide Anwendungen machen jeweils etwa 25% des

Gesamt- Lithiumverbrauches aus12, wobei die Verwendung in der Aluminiumindustrie, bedingt

durch den Einsatz anderer Zuschlagsstoffe, rÜcklÄufig ist. In weitaus kleineren Mengen

verwendet man Lithiumcarbonat in der Medizin, wo es manisch - depressive ZustÄnde lindern

kann.

2.5.2 Metallisches Lithium (Li0)

Die Verwendung von Li in der elementaren Form macht etwa 10% des gesamten Li -

Verbrauches aus13. Es wird grÖ¿tenteils als Zuschlagsstoff in verschiedenen Legierungen

verwendet, zum Beispiel in der Luft- und Raumfahrttechnik, wo die Zugabe von 1-3% Li zu

konventionellen Aluminium - Legierungen u.a. die KorrosionsbestÄndigkeit erhÖht, bei

gleichzeitiger Gewichtsreduktion. Ebenfalls wird Li in sehr geringen Mengen in Bahnmetall

(Gleisbau) verwendet. Au¿er in Legierungen wird Lithium auch bei der Herstellung von Li –

Ionen - Batterien bzw. – Akkus verwendet. Etwa 7% des Gesamt - Li wurden 1996 in diesem

Bereich verwendet14. Dieses Marktsegment befindet sich weiter im Aufschwung. Akkus werden

vor allem im Bereich von Elektrofahrzeugen eingesetzt, die weitere Entwicklung ist somit

deutlich an deren Akzeptanz gekoppelt. Nichtaufladbare Li - Batterien zeichnen sich gegenÜber

konventionellen Batterien durch eine bessere Leistungsausbeute bei kaum hÖheren Kosten aus;

sie finden vor allem in KleingerÄten (Uhren, Computer, Kameras...) Verwendung. Eine weitere

Verwendung findet elementares Li in der Kerntechnik (vgl. auch analoge Anwendungen von Na

und K).

12 BÜchel 1999, S.223 13 ebenda 14 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450798.pdf

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2.5.3 Weitere Lithium- Verbindungen

LiOH • H2O wird bei der Herstellung von Schmierfetten verwendet; LiOH wird zur Absorption

von CO2 eingesetzt, z.B. in abgeschlossenen RÄumen wie U- Booten.

LiCl wird als Flussmittel beim LÖten eingesetzt; au¿erdem dient das Chlorid als Quelle fÜr

metallisches Lithium. Aufgrund der hygroskopischen Eigenschaften findet man LiCl auch in

Trocknungssystemen, z.B. in Klimaanlagen.

2.6 Recycling, Umweltproblematik, ToxizitÄt

Der Anteil des Li - Recyclings wÄchst, vor allem durch die Verwendung von Li in Batterien und

Akkus (Umweltschutz). Li wirkt, im Gegensatz zu Na und K, leicht toxisch; eine

Lithiumvergiftung Äu¿ert sich unspezifisch z.B. in Muskelzucken, SprachstÖrungen und

Erbrechen15. In kleinen Dosen wird Li auch in der Medizin verwendet (siehe 2.5.1).

3. Natrium (Na)

3.1 Geschichte

Na ist (wie auch K) schon seit der Antike bekannt; es konnte aber aufgrund der hohen ReaktivitÄt

erst 1807 von Davy isoliert werden (Elektrolyse einer NaOH - Schmelze). Na ist durch die

Verbindung NaCl das weitlÄufig bekannteste und auch das technisch wichtigste Alkalimetall. Die

ersten gro¿technischen Prozesse der industriellen Chemie basieren auf der Weiterverarbeitung

des (mineralisch und evaporitisch hÄufigsten) Na - Salzes NaCl (LeBlanc - Verfahren zur

Darstellung von NaOH 1796; Solvay - Prozess zur Darstellung von Na2CO3).

3.2 Allgemeines

Der Na- Gehalt in der Erdkruste betrÄgt 2,27% (22700 ppm16). Damit ist Na das siebthÄufigste

Element. Es ist darÜber hinaus mit einem Gehalt von 1,08%17 das wichtigste Kation im

Meerwasser und trÄgt ca. 30% zur Gesamtionenfracht des Ozeanwassers bei.

15 u.a. www.psychejam.com 16 Greenwood 1990, S.86 17 Ott 1996, S.36

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Na besitzt die typischen Eigenschaften eines Alkalimetalls, was seine chemischen ReaktivitÄt

betrifft. DarÜber hinaus ist Na+ es ein essentielles Ion fÜr Mensch und Tier und fÜr die meisten

Pflanzen zumindest nÜtzlich, wenn nicht auch essentiell.


3.3.1 Mineralische und evaporitische LagerstÄtten

Natrium (-chlorid) findet man in enormen Mengen in fossilen evaporitischen LagerstÄtten, die bei

der Verdampfung von Meer- und Seewasser in frÜheren Erdzeitaltern entstanden. NatÜrlich

finden solche Prozesse in ariden Gebieten auch rezent statt, so zum Beispiel am Gro¿en Salzsee

(USA) oder am Toten Meer. Na tritt in der Natur in verschiedenen Salzen auf, die wichtigsten

sind-Steinsalz/ Halit (NaCl), Natrit/ Soda (Na2CO3 • 10 H2O), Trona (Na2CO3 • NaHCO3 •

2 H2O), Na- Salpeter (NaNO3) und Mirabilit (Na2SO4 • 2 H2O). Die wichtigsten Vorkommen

sind in Abb. 2 ersichtlich, auf die genauere AufschlÜsselung einzelner LagerstÄtten soll im

Folgenden verzichtet werden.

Abbildung 2: Wichtige Na - SalzlagerstÄtten

aus: Greenwood 1990, S.87

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3.3.2 Meerwasser

Die Na - Konzentration in Meerwasser ist mit gut 1% so hoch, dass hier eine gezielte Gewinnung

lohnend ist. NÄheres dazu im nÄchsten Kapitel.

Insgesamt kÖnnen die weltweiten Na - VorrÄte, unabhÄngig vom Verbrauch, als nahezu

unendlich bezeichnet werden. Alleine der Na - Gehalt in den Weltmeeren entspricht, anschaulich

dargestellt, in etwa der HÄlfte der Landmasse Nordamerikas18 (Über dem Meeresspiegel).

Au¿erdem wird ein Gro¿teil des verwendeten Na, zum Beispiel in der Form von Streusalz,

schlussendlich wieder im Meer angereichert und befindet sich so in einem Kreislauf.


3.4.1 ¼bersicht

Natriumchlorid ist das hÄufigste natÜrliche Na - Salz und folglich die wichtigste Abbauform des

Natriums. Industriell bedeutsam ist darÜber hinaus noch die Na - Gewinnung in der Form von

Soda; Verbesserungen im Bereich der Abbautechnik lassen den Anteil des Natursodas (vor allen

in den USA19) im Vergleich zu industriell hergestelltem Soda (Solvay - Verfahren) weiter steigen,

da der Abbau von Natursoda auch kostengÜnstiger ist.

Die Gewinnung von NaCl erfolgt im Prinzip Ähnlich der Gewinnung von Li - Salzen. Etwa 70%

wurden 199920 aus LagerstÄtten gewonnen, 30% aus Meerwasser.

LagerstÄtten kÖnnen entweder bergmÄnnisch oder durch Aussolung (siehe 2.4) abgebaut

werden; das Salz muss aber fÜr viele Zwecke, vor allem fÜr chemische Synthesen (Chloralkali),

noch weiter gereinigt werden21. Beim bergmÄnnischen Abbau geschieht dies durch die

Schweretrennung, d.h. Verunreinigungen wie Quarz, Tone und andere Minerale oder Salze

werden aufgrund ihrer hÖheren Dichte vom NaCl getrennt. Bei der Aussolung werden die (Salz-)

Verunreinigungen durch FÄllung bzw. gezieltes Eindampfen entfernt. (Das Verfahren basiert auf

der unterschiedlichen LÖslichkeit verschiedener Salzverbindungen; so wird durch gezieltes

Eindampfen einer unreinen NaCl- LÖsung nur das gewÜnschte NaCl gefÄllt, wÄhrend z.B.

Na2SO4 noch in der LÖsung verbleibt). Am Ende erhÄlt man so sehr reines Siedesalz (>99,95%).

18 ebenda 19 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/soda_ash/sodamyb02n.pdf 20 BÜchel 1999, S.157 21 ebenda, S.158 f

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Bei der Salzgewinnung aus Meerwasser wird in der Regel die Verdampfungswirkung der

Sonne ausgenutzt; ist diese MÖglichkeit klimatisch (z.B. in Japan) nicht gegeben, so mÜssen

elektrodialytische Verfahren angewendet werden. Die weitere Reinigung ist vor allem von der

zukÜnftigen Verwendung des Salzes abhÄngig.

Eine ¼bersicht zu den Produktionsmengen gibt Kapitel 7.

3.4.2 Chloralkali- Synthese

Aufgrund der herausragenden Bedeutung der Chloralkali - Synthese wird im Folgenden dieses

Verfahren zur Weiterverarbeitung von NaCl genauer dargestellt; auf die Synthese der weiteren Na

- Salze aus dem Grundstoff NaCl wird im Folgenden nicht mehr eingegangen.

Der Chloralkali- Synthese liegt folgendes einfaches Reaktionsschema22 zugrunde:

2 NaCl + 2 H2O ս 2 NaOH + Cl2 + H2

Alle 3 Syntheseprodukte finden Verwendung, wobei der Ausgleich des Absatzes von Chlor und

Natronlauge oft ein Problem darstellt. Der ebenfalls entstehende Wasserstoff ist in dieser

Hinsicht weniger problematisch; Übersteigt die Produktion die Nachfrage, so kÖnnen

¼berschÜsse immer noch in Kraftwerken verfeuert werden.

Es gibt 3 verbreitete Verfahren bei der Chloralkali - Synthese23; das Amalgamverfahren, das

Diaphragmaverfahren und das Membranverfahren. Dabei werden erstere Verfahren zugunsten

des umweltfreundlicheren Membranverfahrens mehr und mehr abgelÖst. FÜr das Jahr 2010

schÄtzt BÜchel (1999) einen Anteil von 50% fÜr dieses Verfahren (1990: 16%). Alle Verfahren

basieren auf elektrolytischen Prozessen; sie werden im Folgenden genauer dargestellt.

22 ebenda, S.156 23 alle aus BÜchel, S.160 ff

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3.4.2.1 Amalgamverfahren

Namensgebend fÜr dieses Verfahren ist eine Hg (Quecksilber) - Kathode; die Anode besteht aus

Titan oder Graphit. An der Anode wird Cl- zu (gasfÖrmigem) Cl2 oxidiert; an der Kathode nimmt

Hg das Na auf und bildet diverse Na - Amalgame; diese werden an Graphitkontakten mit Wasser

zu NaOH, Hg und H2 (Wasserstoff) zersetzt; das Hg wird wieder dem Kreislauf zugefÜhrt. Die

Ausgangskonzentration an gelÖstem NaCl muss etwa 310 g/l betragen; sinkt die Konzentration

auf unter 260 g/l ab, muss sie wieder erhÖht werden. Der Energieverbrauch, bezogen auf Chlor,

betrÄgt 3,1 MWh/t. In den hohen Stromkosten liegt auch, neben der Hg - Problematik, einer der

wesentlichen Nachteile des Verfahrens. Ein Vorteil jedoch ist die hohe Reinheit der Produkte.

Abbildung 3: Das Amalgamverfahren

aus: http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/echemie/index.htm (verÄndert)

NaCl (aq)

Hg

Pumpe

Cl2

H2O (“verarmte Sole”)

Hg + Na

Na + H2O Na+ (aq) + OH- (aq) + ½ H2

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3.4.2.2 Diaphragmaverfahren

Die Anoden, ebenfalls meist aus Ti, sind parallel zueinander eingebaut; dazwischen liegen

asbestbeschichtete Stahlkathoden. Nach Einleiten der NaCl - Sole entsteht an der Anode Cl2 ; an

der Kathode entstehen NaOH und H2 (entweicht), au¿erdem enthÄlt die kathodische sog.

„Zellenlauge“ (im Diagramm „Katholyt“ bezeichnet) noch erhebliche Anteile von NaCl. Durch

verschiedene Eindampfprozesse wird das NaCl gefÄllt und somit die Konzentration an NaOH

erhÖht.

Die Bedeutung der Asbestbeschichtung liegt in der selektiven DurchlÄssigkeit: Die flÜssige Sole

kann ungehindert die Schicht passieren (und damit die Elektrolyse aufrechterhalten); die

Vermischung der Gase Cl2 und H2 (und somit eine Verminderung der Effizienz des Verfahrens)

wird aber weitgehend verhindert. Der Energieverbrauch dieses Verfahrens liegt um bis zu 20%

niedriger als beim Amalgamverfahren. Nachteile liegen in der notwendigen Reinigung der

Zellenlauge und in der Asbestverwendung.

Abbildung 4: Das Diaphragmaverfahren

aus: www.chemie.uni-marburg.de/~butenuth/647/chlor.html

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3.4.2.3 Membranverfahren

Diese Elektrolysezelle basiert auf einer nur fÜr Ionen, nicht aber fÜr Wasser durchlÄssigen

Membran aus einem perfluorierten PolyethylgerÜst mit Seitenketten aus SulfonsÄure- und

CarbonsÄurengruppen. Die Notwendigkeit solcher speziellen (und teuren) Membranen liegt in

den au¿ergewÖhnlichen Belastungen in der Zelle (hohe Solenkonzentration, Entstehung von

starken Oxidationsmitten, pH- GefÄlle von Anode zu Kathode), denen die Membran standhalten

muss.

Ansonsten lÄuft die Elektrolyse Ähnlich wie in der Diaphragmazelle ab. Der Stromtransport lÄuft

Über Na+ - Ionen, die durch die Membran diffundieren. Die kathodisch entstehende Natronlauge

ist sehr rein, wenn auch nicht hoch konzentriert (bis 35%). Die Vorteile dieses Verfahrens

(geringer Stromverbrauch, Vermeidung kritischer Stoffe wie Quecksilber und Asbest) Überwiegen

die Nachteile und machen dieses Verfahren zum wirtschaftlichsten der drei vorgestellten.

Abbildung 5: Das Membranverfahren

aus: www.chemie.uni-marburg.de/~butenuth/647/chlor.html

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3.5 Verwendung

3.5.1 Metallisches Natrium

Natrium - Metall fand frÜher hauptsÄchlich bei der Herstellung von Pb (Blei) - haltigen

Antiklopfmitteln (wie z.B. Pb - Tetraethyl und Pb - Tetramethyl24) fÜr Treibstoffe Verwendung;

dieser Markt ist aber durch die Verwendung von bleifreiem Benzin stark rÜcklÄufig. Weitere

Verwendung findet Na bei der Herstellung von Herbiziden und als Grundstoff fÜr verschiedene

Na - Chemikalien wie NaH, NaBH4. Na wird darÜber hinaus als Reduktionsmittel bei der

Herstellung verschiedener Metalle verwendet.

Als KÜhlmittel in Schnellen BrÜtern25 findet Na ebenfalls Verwendung, da es einen

niedrigen Schmelzpunkt und eine geringe ViskositÄt besitzt, jedoch eine hohe WÄrmekapazitÄt

und WÄrmeleitfÄhigkeit. Beim Reaktorbetrieb wird zudem der Siedepunkt des Na nicht erreicht,

was die Problematik hoher DrÜcke im KÜhlkreislauf senkt. Die Moderations- und

Absorbtionswirkung auf Neutronen ist gering; eine wesentliche Voraussetzung fÜr die Funktion

eines Schnellen BrÜters.

3.5.2 Natriumchlorid (NaCl)

Natriumchlorid ist die technisch wichtigste Na - Verbindung und findet sehr vielfÄltige

Verwendung. Herausragend ist die Bedeutung als Synthesechemikalie (Chloralkali - Synthese, s.o.,

und andere); darÜber hinaus findet NaCl als Industriesalz z.B. in der Metallindustrie und in der

Gummiindustrie Verwendung. Bekannt ist weiterhin noch die Verwendung als Speise- und

Konservierungssalz sowie als Streusalz. Zur Streusalzproblematik siehe 3.6.

3.5.3 Natriumhydroxid (NaOH)

Natriumhydroxid ist die zweitwichtigste Na - Verbindung und ist aufgrund der kostengÜnstigen

Rohstoffe das wichtigste alkalische Reaktionsmedium. Au¿erdem wird es zur Neutralisation von

SÄuren verwendet. Ein weiterer wichtiger Einsatzbereich ist die Zellstoff- und Papierindustrie.

3.5.4 Natriumcarbonat (Soda, Na2CO3)

Natriumcarbonat wurde frÜher fast ausschlie¿lich kÜnstlich hergestellt; heute gewinnt der

bergmÄnnische Abbau (Trona) und die Gewinnung aus Salzseen mehr und mehr an Bedeutung.

24 www.seilnacht.com/lexikon/11natriu.htm 25 http://www.aurora-magazin.at/gesellschaft/atom_boeck.htm

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Natriumcarbonat ist Ähnlich bedeutend wie NaOH und ebenfalls eine Basischemikalie der

anorganischen Chemie. Etwa die HÄlfte des produzierten Na2CO3 (200226) findet als Flussmittel

in der Glas- und Keramikindustrie Verwendung. Weitere Anwendungsbereiche sind die

Waschmittel- und Papierindustrie. Die Substanz findet, in geringen Mengen, in fast jedem

Industriezweig Verwendung. Das chemisch nahestehende NaHCO3 wird unter anderem als

Triebmittel in Backpulver und in Pharmazeutika verwendet.

3.5.5 Weitere Verbindungen

Weitere industriell bedeutsame Na - Verbindungen sind Na2SO4, NaF, verschiedene Na -

Halogenderivate und unzÄhlige andere Verbindungen, auf deren Verwendung im Einzelnen

jedoch nicht weiter eingegangen werden kann.


3.6.1 Recycling

Die zwei GrÜnde, die Üblicherweise fÜr ein Recycling sprechen, treffen im Falle von Na nicht zu:

Zum Einen steht der Rohstoff leicht zugÄnglich in ausreichender Menge zur VerfÜgung; zum

Anderen kommt Na als Ion auch natÜrlich in BÖden und Wasser vor, sodass ein Recycling

aufgrund von UmweltschutzgrÜnden nicht zwingend notwendig ist. Vereinzelt wird Na sicherlich

aus Verbindungen zurÜckgewonnen; in grÖ¿erem Ma¿stab jedoch nicht.

3.6.2 Umweltproblematik

Aufgrund der herausragenden Bedeutung des Na+ - Ions fÜr fast alle Lebewesen und des hÄufigen

Auftretens im Meerwasser und in unserer Umwelt allgemein kann Na an sich nicht als

umweltgefÄhrdend bezeichnet werden.

NatÜrlich trifft das nicht fÜr alle Na - Verbindungen zu, so wirkt zum Beispiel NaOH aufgrund

des basischen Charakters umweltgefÄhrdend, ebenso wird Na0 als wassergefÄhrdend27 (Klasse 2)

eingestuft. Vieldiskutiert ist die UmweltgefÄhrdung durch die Verwendung von NaCl als

Streusalz. Aus einer Studie im Auftrag des Umweltbundesamtes28 geht jedoch hervor, dass fÜr die

gro¿flÄchige Anwendung NaCl umweltvertrÄglicher ist als die Verwendung von Splitt. Dieses

mÜsse in wesentlich grÖ¿eren Mengen angewendet werden, die abstumpfende Wirkung sei

jedoch nicht immer gegeben. Die Schwermetall- und Staubbelastung stelle ein weiteres Problem

26 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/soda_ash/sodamyb02n.pdf 27 www.sicherheitsnet.de 28 aus http://www.netzeitung.de/autoundtechnik/262441.html

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der Splittanwendung dar, ebenso die Entsorgung des nach der Anwendung zusÄtzlich

kontaminierten Splitts und die Verstopfungsgefahr fÜr AbwasserkanÄle. In Ma¿en soll NaCl

keine ernsthaft schÄdlichen Auswirkungen haben, wobei unter anderem viele

UmweltschutzverbÄnde eine andere Meinung vertreten.

Auch in der Natur kÖnnen lokal so hohe Salzkonzentrationen vorkommen, sodass sie auf die

meisten Lebewesen schÄdlich wirken. Halophyten, Salzseen und Bodenversalzung seien als

Schlagworte genannt; in „normalen“ Mengen stellt NaCl jedoch kein Problem dar. Hohe Na -

Gehalte im BÖden wirken jedoch destabilisierend auf das BodengefÜge.

Ein wesentlich grÖ¿eres Problem stellen die Abbau- und Aufbereitungstechniken dar, angefangen

vom Problem „Bergbau“ an sich bis zu der Verwendung von Hg und Asbest bei der

Weiterverarbeitung.

Nat wirkt nicht toxisch; entsprechende Grenzwerte existieren nicht. Lebensmittel wie NaCl sind

in grÖ¿eren Mengen jedoch schÄdlich; das Gleiche gilt fÜr verschiedenste Na - Verbindungen.

4. Kalium (K)

4.1 Geschichte

Kalium wurde fast zeitgleich mit Na 1807 von Davy entdeckt, als er geschmolzene Pottasche

elektrolysierte. ¤hnlich wie beim Na war die Existenz dieses Elementes aber schon seit der

Antike bekannt. K ist nach Na das zweitwichtigste Alkalimetall und neben N (Stickstoff) und P

(Phosphor) einer der 3 wichtigsten PflanzennÄhrstoffe. ¼ber 90%29 des K - Verbrauches

entfallen daher auf den DÜngemittelsektor.


K kommt mit 18400 ppm (= 1,84 %)30 in der Erdkruste vor. Es steht somit nach Natrium an 8.

Stelle der ElementhÄufigkeit. Es kann ebenfalls sowohl aus Mineralen als auch aus Salzseen

gewonnen werden. Der Gehalt im Meerwasser betrÄgt aber nur etwa 1/28 des Natrium -

29 BÜchel 1999, S.235 30 Greenwood 1990, S.86

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Gehaltes31. NatÜrliches Kalium besteht zu gut 0,01 % aus dem sehr langlebigen, radioaktiven

Isotop K- 40.

Die chemischen Eigenschaften des Elementes entsprechen denen eines „typischen“ Alkalimetalls

und mÜssen daher nicht gesondert betrachtet werden.


Die wichtigsten K - Minerale sind Sylvin (KCl), Sylvinit (KCl • NaCl) und Carnallit (KMgCl3 • 6

H2O). Es sind oft fossile, evaporitische LagerstÄtten, die mit Ähnlichen Techniken abgebaut

werden kÖnnen wie die Na - Salze. Kaliumsalze kommen in der Regel zusammen mit anderen

Salzen (vor allem NaCl, Kieserit, Anhydrit,...) vor. Weltweit gibt es zahlreiche LagerstÄtten; die

GrÖ¿ten befinden sich in Wei¿russland und Kanada; wichtige LagerstÄtten in Europa sind in

Frankreich, Spanien und Deutschland (Hannover; Werra)32.

Die Gewinnung aus Salzseen ist ebenfalls mÖglich und wird z.B. am gro¿en Salzsee (Utah/ USA)

durchgefÜhrt; die Gehalte im Meerwasser jedoch sind zu gering, um eine direkte Gewinnung (wie

beim Na) zu ermÖglichen.

Einem Verbrauch von 26,5 • 106 K2O im Jahre 200233 stehen abbauwÜrdige Weltreserven in der

GrÖ¿enordnung von 1010 t K2O (199134) gegenÜber; bei gleichbleibenden Zahlen wÜrden die

Reserven also noch fÜr Über 350 Jahre ausreichen.


Der primÄre Abbau der Kaliumsalze geschieht, Ähnlich wie der Abbau der Na - Salze, entweder

bergmÄnnisch oder durch solution mining. Das so gewonnene Salzgemisch muss aufbereitet

werden; die Verfahren35 dazu werden im Folgenden erklÄrt.

4.4.1 Flotation

Flotationsverfahren, die auch bei anderen Mineraltrennungen angewendet werden kÖnnen,

werden im Falle der Kaliumgewinnung vor allem bei grobkÖrnigen Sylviniten angewendet. Nach

der Abtrennung unlÖslicher Nebenbestandteile, wie z.B. Tone, wird das Rohsalz aus KCl und

NaCl in NaCl/ KCl - Mutterlauge eingeleitet und mit Fettaminen behandelt, die selektiv nur an

31 Ott 1996, S.36 32 BÜchel 1999, S.215 33 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/potash/potasmyb02.pdf 34 BÜchel 1999, S.215 35 aus BÜchel 1999, S.217 ff. und weiteren Quellen

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den KCl - Teichen haften und deren hydrophobe Eigenschaften noch verstÄrken. Nach

Einblasen von Luft in die Sole werden die nun wasserabweisenden KCl – Teilchen von den

Luftblasen aufgenommen und bilden einen KCl - Schaum auf der FlotationsbrÜhe, der

mechanisch abgeschÖpft werden kann.

4.4.2 Elektrostatische Trennung

Elektrostatische Verfahren nutzen die Tatsache aus, dass sich unterschiedliche Salze durch

Reibung entgegengesetzt aufladen und somit in einem elektrischen Feld getrennt werden kÖnnen.

Vorbereitend muss das zu trennende Salzgemisch gemahlen, getrocknet und speziell

„konditioniert“ werden, damit der Aufladeprozess ablaufen kann. Besonders gut mÖglich ist

dieses Trennverfahren bei einer Mischung aus Sylvin, Halit und Kieserit. Ersteres lÄdt sich

negativ auf; Letztere positiv. Das Verfahren arbeitet sehr genau und ist stromsparend, ist aber

anfÄllig gegenÜber StÖrsalzen und Fehler in der Vorbereitung36.

4.4.3 Andere Verfahren

Weitere Verfahren sind das LÖseverfahren, das die unterschiedliche LÖslichkeit der

verschiedenen Salze ausnutzt, und die Schweretrennung, bei der das Salzgemisch durch eine

TrennflÜssigkeit getrennt wird. Vor allem letzteres Verfahren besitzt aber nur eine geringe

Bedeutung.

Problematisch gestaltet sich bei fast allen Verfahren die Lagerung der RÜckstÄnde.

Das so gewonnene KCl ist die Ausgangssubstanz fÜr die weiteren Kali - Salze. So kÖnnen zum

Beispiel die vor allem als DÜngemittel verwendeten KNO3 und K2SO4 direkt aus KCl und der

entsprechenden SÄure (HNO3 bzw. H2SO4) hergestellt werden. Vor allem die Herstellung des

Nitrates ist jedoch ein relativ komplexer Vorgang; unter anderem auch deswegen ist die

Verwendung von KNO3 als DÜngemittel rÜcklÄufig. Auf die weiteren Umsetzungen zur

Gewinnung anderer K- Verbindungen soll nicht weiter eingegangen werden.

36 www.uni-kassel.de/fb19/chemdid/lit/.....

- - 20

4.5 Verwendung

4.5.1 KalidÜnger

Etwa 95 % des produzierten Kaliums (entsprechend 22,6 • 106 t im Jahre 1994, gerechnet als

K2O) gehen in den DÜngemittelsektor37, meist als KCl, seltener als K2SO4 oder KNO3, sofern die

zusÄtzliche StickstoffdÜngung durch das NO3- erwÜnscht ist. DarÜber hinaus gibt es

verschiedenste KombinationsdÜnger mit anderen NÄhrstoffen. FÜr alle KalidÜnger ist KCl die

Ausgangssubstanz.

4.5.2 Weitere Anwendungen

Au¿erhalb der DÜngemittelindustrie findet K in geringen Mengen (< 10% der Gesamtmenge)

vielfÄltige Anwendungsbereiche.

Elementares K (ca. 500t/a38) findet wie Li und Na (und oft als K/ Na - Legierung) als

WÄrmetrÄger in der Kerntechnik Verwendung, au¿erdem als Basischemikalie zur Herstellung

weiterer K - Verbindungen und als Reduktionsmittel.

Kaliumcarbonat K2CO3 (Pottasche) wird bei der Herstellung von SpezialglÄsern (Linsen,

FernsehrÖhren,...) verwendet, in der Lebensmittelindustrie und bei der Pigmentherstellung. Es ist

ferner Ausgangspunkt fÜr weitere K - Verbindungen, so z.B. fÜr KHCO3 (Treibmittel,

FeuerlÖscher).

Kaliumhydroxid (KOH) ist mit 0,78 • 106 t (1991)39 eine weitere wichtige Verbindung. Sie

findet Verwendung als Ausgangssubstanz fÜr weitere Chemikalien (z.B. Kaliumphosphat) sowie

bei der Herstellung von Farbstoffen und Seifen und als Trocknungsmittel.

Weitere Verbindungen sind KClO3 (ZÜndhÖlzer), KBr (Photographie), KMnO4 (Bleich- und

Oxidationsmittel) und viele andere.


Ebenso wie fÜr Na gilt auch fÜr K: Das Element an sich ist nicht umweltschÄdlich; verschiedene

Verbindungen kÖnnen es durchaus sein. Ebenso sind unnatÜrlich hohe EintrÄge als schÄdlich

einzustufen, das hei¿t eine StÖrung des K - Kreislaufes. Dies ist z.B. bei ¼berdÜngung der Fall,

wobei jedoch die Kontamination durch Nitrat bzw. giftige Schwermetalle (u.a. Thallium) im

KalidÜnger die grÖ¿eren Probleme schafft. Existierende Grenzwerte fÜr K in KlÄrschlamm und

37 BÜchel 1999, S.235 38 ebenda, S.236 39 ebenda

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BÖden werden im Durchschnitt weit unterschritten40, zudem ist die DÜngemittelgabe in

Deutschland rÜcklÄufig41. Ansonsten gilt aber Ähnliches wie fÜr Natrium (siehe 3.6).

Auch beim K geht die grÖ¿te UmweltschÄdigung vielmehr von den Abbau- und

Aufbereitungsprozessen aus. So entstehen bei der Gewinnung des KCl aus dem Salzgemisch

erhebliche Mengen an nicht verwertbaren Salzresten, deren Lagerung42 ein gro¿es Problem

darstellt. FÜr die Lagerung unter Tage ist das Volumen zu gro¿; eine Aufhaldung wird durch die

WasserlÖslichkeit der Salze erschwert.

Kalium wirkt nicht toxisch.

5. Rubidium (Rb) und CÄsium (Cs)

Die Eigenschaften und die Verwendung von Rb und Cs Ähneln sich sehr, sodass sie zusammen

betrachtet werden kÖnnen.

5.1 Geschichte

Beide Metalle wurden von Bunsen und Kirchhoff mit der damals neuen Technik der

Spektroskopie entdeckt; Rubidium 1861, CÄsium 1860. Ihre Namen rÜhren ebenfalls aus ihrer

Entdeckungsgeschichte her: Im Spektroskop zeigt Rb eine tiefrote (rubidus) Linie; Cs eine

himmelblaue (caesius). Beide Metalle sind nur fÜr bestimmte Spezialanwendungen interessant

und eher von wissenschaftlichem Interesse.


Beide Elemente besitzen mehrere, teils radioaktive Isotope.

Rubidium kommt natÜrlich in den Isotopen 85 (ca. 72%, stabil) und 87 (ca. 28%) vor; Rb – 87

ist radioaktiv mit einer Halbwertszeit (HWZ) von 4,75 • 1010 a43. DarÜber hinaus gibt es von Rb -

81 bis Rb - 86 radioaktive Nuklide mit HWZen im Bereich von einigen Tagen bis Monaten.

CÄsium tritt im stabilen Isotop Cs - 133 auf; es gibt darÜber hinaus viele radioaktive Nuklide,

von denen das bei ReaktorunfÄllen freiwerdende Cs - 137 (HWZ 30,2 a) am bekanntesten ist.

40 Blume 1992, S.473 41 Scheffer/ Schachtschabel 2002, S.290 42 BÜchel 1999, S.218 f 43 www.webelements.com

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Rb ist bei Raumtemperatur gerade noch fest, Cs flÜssig. Beide Elemente Ähneln als Ion sehr dem

K+ - Ion und kÖnnen dieses in Mineralen und auch im KÖrper ersetzen; sie unterscheiden sich

aber in ihrer physiologischen Wirkung deutlich (s.u.).

Rb ist mit einem Gehalt von durchschnittlich 78 ppm in der Erdkruste (vergleichbar mit Ni und

Cu !) etwa 4x hÄufiger als das industriell wesentlich bedeutendere Lithium. Cs ist wesentlich

seltener (2,6 ppm; vergleichbar mit z.B. Uran)44.


Wegen ihrer chemischen ¤hnlichkeit kommen Rb und Cs oft vergesellschaftet vor.

Von Rubidium ist kein reines Mineral bekannt, es kommt in geringen Mengen in Li – K -

Mineralen (Lepidolith) und in Carnallit (KMgCl3 • 6 H2O) vor; oder auch als Kalium - Ersatz in

Pegmatiten45. Es ist wesentlich hÄufiger als Cs und Li, wird aber dennoch nur als Nebenprodukt

bei der Gewinnung dieser Elemente gewonnen.

CÄsium kommt zwar im Mineral Pollucit (Cs4Al4Si9O26 • H2O ; enthÄlt auch oft Anteile von Rb)

vor, jedoch wird das meiste Cs ebenfalls als Beiprodukt bei der Lithium - Gewinnung gefÖrdert.

Wichtige Pollucit - LagerstÄtten befinden sich in Manitoba, South Dakota und Elba und sind

meist pegmatitischer Art.

Die Ressourcen der beiden Elemente kÖnnen kaum geschÄtzt werden46, sondern mÜssen aus den

bekannten Lepidolith (Rb) - bzw. Pollucit (Cs) - Vorkommen abgeleitet werden. Besonders aber

im Falle von Rubidium Übersteigen die Ressourcen die Nachfrage bei weitem47.

Rubidium kommt sehr weit verbreitet, aber nur in geringen Gehalten im Meerwasser vor.


Wie erwÄhnt werden beide Elemente meist als Nebenprodukte aus Alkalimetallerzen gewonnen,

die Abtrennung von Rb bzw. Cs aus dem Metallgemisch gestaltet sich als sehr aufwendig. Dazu

werden Alaune aus dem zu trennenden Salzgemisch herauskristallisiert. Aufgrund der

unterschiedlichen SalzlÖslichkeiten kÖnnen so selektiv nur bestimmte Salze kristallisiert und

abgetrennt werden; um die Konzentration der gewÜnschten Salze zu erhÖhen muss der Vorgang

der Kristallisation (und erneuter LÖsung) oftmals wiederholt werden48. Aufgrund der geringen

44 Greenwood 1990, S.86 45 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/201397.pdf 46 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/cesiumcs04.pdf. 47 http://pubs.usgs.gov/of/2003/of03-045/of03-045.pdf 48 ebenda

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Verbrauchsmengen (1 -2 t Rb in den USA 200349, 250 t Cs weltweit50) stellen nur wenige Firmen

die Metalle her. Die Elemente kommen in Reinform oder als aufkonzentrierte Erze in den

Handel.

5.5 Verwendung

Beide Elemente finden in Ähnlichen Bereichen Verwendung. Sie sind sehr elektropositiv, sodass

sie sogar durch Licht ionisiert werden kÖnnen; sie werden daher in Fotozellen eingesetzt.

Au¿erdem werden sie in NachtsichtgerÄten verwendet. Sowohl Rb als auch Cs kÖnnen in

Atomuhren verwendet werden; Cs - Uhren gehen auf wenige hundert trillionstel Sekunden genau

und bieten somit die Referenzzeit fÜr Satelliten, GPS, Raumfahrt und MilitÄr51.

Rubidium eignet sich darÜber hinaus durch das langlebige Isotop Rb - 87 fÜr geologische

Datierungen. Rb+ kann K+ im KÖrper ersetzen und so eine stimulierende Wirkung ausÜben.

Das CÄsium - Isotop 137 wird in Labors gezielt als ˼ - Strahler verwendet, das es fÜr diese

Anwendung eine gÜnstige HWZ (ca. 30a) besitzt. Es kann ebenfalls K+ im KÖrper ersetzen, im

Gegensatz zu Rb wirkt Cs aber toxisch auf den Organismus.

Es gibt noch viele weitere, kleine Anwendungsbereiche fÜr die Elemente, jedoch verbieten sich

„Massenanwendungen“ aufgrund der hohen Produktionskosten und der gro¿en ReaktivitÄt.

5.6 Umweltproblematik, Recycling, ToxizitÄt

5.6.1 Rubidium

Das Element wird nicht nennenswert recycled und verhÄlt sich unkritisch in der Natur52. Es wirkt

in kleinen Mengen stimulierend auf den Organismus, da es K ersetzen kann

5.6.2 CÄsium

¤hnliches gilt auch fÜr Cs, das in seiner stabilen Form in normalen Konzentrationen kaum

problematisch ist. Probleme bereiten jedoch radioaktive Isotope, vor allem das bei

ReaktorunfÄllen austretende Cs - 137. CÄsium kann im KÖrper ebenfalls Kalium ersetzen, wirkt

aber im Gegensatz zu Rubidium toxisch. Es ist in BÖden relativ immobil53; eine Gefahr fÜr das

Grundwasser besteht daher kaum.

49 ebenda 50 www.houstonlakemining.com/properties/rare.html 51 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/ 52 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/201397.pdf

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6. Francium (Fr)

Francium wurde erst 1939 entdeckt, was auf seine extrem kurze HWZ (das stabilste Isotop Fr -

223 hat eine HWZ von 22 Minuten) zurÜckzufÜhren ist. Es ist Zwischenprodukt in der U – 235 -

Zerfallsreihe, somit kommt es sehr kleinen Mengen auch immer in der Natur vor (man schÄtzt

die zu einem beliebigen Zeitpunkt in der Erdkruste vorhandene Menge auf weniger als 50g54, es

ist somit das zweitseltenste natÜrlich vorkommende Element). KÜnstlich kann man Francium

zum Beispiel durch den Beschuss von Th mit p+ herstellen. NatÜrlich findet das Element au¿er

als Forschungsobjekt keine industrielle Verwendung.

7. Zahlen und Daten

Folgende Zusammenstellung zeigt Produktionsmengen, Ressourcen und Preise der Alkalimetalle

im Vergleich. Durch die unterschiedlichen Quellen sind nicht alle Daten auf dem gleichen Stand;

fÜr eine vergleichenden Zusammenstellung genÜgt die AktualitÄt aber vÖllig. Zu beachten ist, dass

sich die Angaben von Quelle zu Quelle teilweise unterscheiden.

Tabelle 2: Verbrauch und Ressourcen der Alkalimetalle

(alle Angaben in Tonnen; Verbrauch weltweit pro Jahr, sofern nicht anders vermerkt)

53 Scheffer/ Schachtschabel 2002, S.435 54 www.seilnacht.com/lexikon/87franc.htm

Substanz/

Anmerkungen

Verbrauch Jahr, Quelle Ressourcen Jahr, Quelle

Li gesamt (als Li0) 45 • 103 2001, (1) 1,3 • 107 2004 (2)

Na2CO3 3,71 • 107 2002, (3) „unendlich“

NaOH, (westl. Welt) 4,5 • 107 1995, (4, S.157) …

NaCl 18,62 • 107 1993, (4, S.160) …

K- DÜnger (als K2O) 2,26 • 107 1994, (4, S.215) 9,3 • 109 1991, (4, S.215)

Rubidium (USA) 1-2 2003, (5) weit ausreichend

CÄsium 250 unbekannt, (6) unbekannt

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Tabelle 3: Verkaufspreise der Alkalimetalle

Eigene Zusammenstellung aus verschiedenen Quellen

Quellen zu Kapitel 7:

1 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithmyb02.pdf

2 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithimcs04.pdf

3 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/soda_ash/sodamyb02n.pdf

4 BÜchel 1999

5 http://pubs.usgs.gov/of/2003/of03-045/of03-045.pdf

6 www.houstonlakemining.com/properties/rare.html

7 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450798.pdf

8 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/potash/potasmyb02.pdf

9 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/201397.pdf

10 http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/cesiumcs04.pdf

Element Form Preis/ Jahr/ Quelle

Lithium Li; >99,8% rein 95 $/ kg (1998; 7)

Li2CO3; Reinheit unbekannt 1,59 $/ kg (2002; 2)

Spodumen; 7,5% Konzentrat 385 $/ t (6)

Natrium Na2CO3; natÜrlich 75 $/ t (2002; 3)

Kalium DÜnger; >95% KCl + NaCl 160 $/t (2002; 8)

Rubidium Rb; >99,8% rein 571 $/ 100g (1996; 9)

CÄsium Cs; > 99,8% rein 1038 $/ 100g (2003; 10)

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8 Quellen

Alloway, Ayres (1996): Schadstoffe in der Umwelt, 1. Auflage; Spektrum Akademischer Verlag Heidelberg Blume (1992): Handbuch des Bodenschutzes, 2. Auflage; ecomed- Verlag Landsberg Blume, BrÜmmer et al. (Hrsg.) (2002): Lehrbuch der Bodenkunde, 15. Auflage; Spektrum Akademischer Verlag Heidelberg BÜchel, Moretti, Woditsch (1999): Industrielle Anorganische Chemie, 3. Auflage; WILEY- VCH- Verlag Weinheim Greenwood, Earnshaw (1990): Chemie der Elemente, 1. korrigierter Nachdruck; VCH- Verlag Weinheim Mortimer (2001): Chemie: Das Basiswissen der Chemie, 7. Auflage; Thieme- Verlag Stuttgart Ott (1996): Meereskunde, 2.Auflage; Ulmer Verlag Stuttgart Trotman/ Dickenson (Hrsg.) (1973): Comprehensive Inorganic Chemistry, 1. Auflage; Pergamon Press Wichtige Internetquellen http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithimcs04.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/lithmyb02.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/potash/potasmcs04.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/potash/potasmyb02.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/soda_ash/sodaamcs04.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/soda_ash/sodamyb02n.pdf www.webelements.com (verschiedene Seiten) http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450798.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/cesiumcs04.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/200798.pdf http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/cesium/201397.pdf http://pubs.usgs.gov/of/2003/of03-045/of03-045.pdf www.potasse.de/d/images/pdf/kaliminen_im_elsass.pdf Weitere Internetquellen in den Fu¿noten!

Alkalimetalle - Von der Lagerstätte bis zur Verwendung

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