Alkali- und Erdalkalimetalle

(1)

Alkali- und

Erdalkalimetalle

Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer

(2)

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

(3)

Alkalimetalle

1807

1807 K aus Pflanzenasche 1807

1807 Na (ägypt.: neter = Soda) 1817

1817 Li in Gesteinsmaterialien (gr.:lithos = der Stein)

1860/61

1860/61 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

(4)

1. Einstieg

Valenzelektronenkonfiguration s

¹

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

(5)

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

2,7

2,4

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)

(6)

Gewinnung

Gewinnung durch elektro- chemische Reduktion

Keine Elektrolyse von

wässrigen Lösungen möglich, jedoch Schmelzelektrolyse Bsp.:

Downs – Verfahren

1. Einstieg

(7)

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

(8)

Physiologische Eigenschaften

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

Na K

Rb Cs

1. Einstieg

essentiell (Ionenkanäle usw.)

nicht toxisch, nicht essentiell

(radioaktive Isotop ¹³⁷Cs ausgenommen!)

(9)

Erdalkalimetalle

1808

1808 Mg, benannt nach Stadt Magnesia 1808 1808 Ca, gr. calx = Kalk

1808 1808 Sr nach Strontian in Schottland 1808 1808 Ba, gr.: barys = schwer.

1828 1828 Be nach Beryll (gr.: beryllos) 1898 1898 Ra, lat. radius = Lichtstrahl

1. Einstieg

Be Be

Mg Mg

Ca Ca

(10)

Gruppeneigenschaften

Valenzelektronenkonfiguration s

²

Elektropositive Metalle

Ionisierungsenergie nimmt ab; Reduktionskraft steigt von

Be Ba

In stabilen Verbindungen nur mit Oxidationszahl +2

1. Einstieg

(11)

Vorkommen

In Natur nicht elementar

Ca-Verbindungen als gesteinsbildende Minerale

1. Einstieg

1,94

3,39

0,014 0,026 0

0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5

(%)

Mg Ca Sr Ba

Abb.: Strontianit Abb.: Calcit

(12)

Gewinnung

Darstellung durch Schmelzelektrolyse oder chemische Reduktion



Be durch Reduktion von BeF

₂

mit Mg



Mg durch Schmelzelektrolyse von MgCl

₂



Ca durch Elektrolyse von CaCl

₂



Ba durch Reduktion von BaO mit Al

1. Einstieg

(13)

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

(14)

Physiologische Eigenschaften

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

(15)

1. Einstieg: Klassifizierung

Li Na K

Smp.

°C

179 97,5 63,7

Sdp.

°C

1336 880 760

1.

Ionisie- rungs- energie

520

kJ/mol

496

kJ/mol

419

kJ/mol

Reduk- tions- potent.

-3,05 V

-2,71 V

-2,93 V

Reakti- vität

Mg Ca

649 839

1107 1494 738

kJ/mol

590

kJ/mol

-2,36 V

-2,87 V

Nimmt zu Nimmt zu

EN

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

(16)

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

(17)

Demo 1 Demo 1

Flammenfärbung

(18)

• 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

thermische Anregung

hν

(19)

Emissionsspektroskopie Emissionsspektroskopie

Ein Molekül durchläuft den Zustand hoher Energie zu einem Zustand niedriger Energie

Dabei wird überschüssige Energie in Form eines Photons emittiert:

Alkalimetalle

Li Na K Rb Cs

kamin kamin

rot rot

gelb gelb violett violett violett violett blau blau

Erdalkalimetalle

Be Mg Ca Sr Ba

- - ziegel ziegel rot rot

kamin kamin

rot rot

grün grün

(20)

Verwendung

Analytische Chemie

Pyrotechnik: Feuerwerksraketen und bengalische Feuer

(21)

Versuch 1:

Bengalisches Feuer Bengalisches Feuer

(22)

Auswertung

•

Reduktion:

Sr(NO

₃

)

₂

Sr(NO

₂

)

₂

+ O

₂

•

Oxidation:

C

₆

H

₁₂

O

₆

+ 6 O

₂

6 H

₂

O + 6 CO

₂

0 +4

+6 +4

KClO

_3(s)

+ H

₂

SO

_4(aq)

HClO

_3(aq)

+ KHSO

_4(aq)

3 HClO

3(aq)

2 ClO

_2(g)

+ HClO

_4(aq)

• Starten der Reaktion:

+5 +4 +7

(23)

Alkalimetalle

Salze meist leicht löslich

Li, Na reagieren unter H

₂

–Entwicklung zum Hydroxid, ohne Entzündung des H

₂

K, Rb reagieren unter spontaner Entzündung des H

₂

Cs reagiert explosionsartig

Hydroxide sind starke Basen

2.2 Die Reaktion mit Wasser

(24)

Erdalkalimetalle

Spiegelt sich die Reaktivität wider:



zunehmend von Be Ba

Lösen sich unter H

₂

–Entwicklung zu Hydroxiden

Löslichkeit der Salze abhängig von Gitterenergie und Hydrationsenthalpie

(25)

Die Reaktion mit Wasser

Alkalimetalle:

2 M_A + 2 H₂O 2 M_A⁺_(aq) + 2 OH^-_(aq) + H_2(g)

Erdalkalimetalle:

M_E + 2 H₂O M_E²⁺_(aq) + 2 OH^-_(aq) + H_2(g)

(M_A = Alkalimetall; M_E = Erdalkalimetall) 2.2 Die Reaktion mit Wasser

0 +1 +1 0

0 +1 +2 0

(26)

Versuch 2:

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

(27)

Die Reaktion mit Wasser

Lithium und Natrium



Reagieren unter

H

₂

-Entwicklung zum Hydroxid



Reaktionsfähigkeit nimmt von Li  Cs zu

Magnesium



Reagiert nicht mit kaltem Wasser



Reaktionsfähigkeit nimmt von Be  Ba zu

(28)

Auswertung:

Die Reaktion mit Wasser:

2 Na_(s) + 2 H₂O 2 Na⁺_(aq)+ 2 OH^-_(aq) + H_2(g)

Die Indikatorwirkung:

HInd + OH^-_(aq) Ind^- + H₂O

(Indikatorsäure (Indikatorbase Phenolphthalein) Phenolphthalein)

farblos violett

+1

0 +1 0

(29)

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

(30)

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)

(31)

Die Lithiumbatterie

Hohe Potentialdifferenz zwischen Li und edlem Metall Hohe Energiedichte

Niedrige Selbstentladung Lange Lebensdauer

(32)

Demo 2:

Lithium - Batterie Lithium - Batterie

(33)

Auswertung

Anode : 2 Li 2 Li

⁺

+ 2 e

^-

- 3,05 V

Kathode : Cu

²⁺

+ 2 e

^-

Cu + 0,44 V ____________________________________________

Gesamt: 2 Li + Cu

²⁺

2 Li

⁺

+ Cu + 3,49 V

2.3 eine „spannungsvolle“ Geschichte

0 +1

+2 0

E = E°+ lg

^0,059_z ^c_c^Ox

Red

Nernst:

E=E°

_Cu

– E°

_Li

(34)

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

(35)

Versuch 3:

Reinigen von angelaufenem Silber Reinigen von angelaufenem Silber

(36)

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 S^2-_(aq) Aluminium dient als Lokalelement

Elektrolyt:

NaCl_(s) Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

0 +1

0 0

+1 +3

0 -2

(37)

Lokalelement

Kleines galvanisches Element Berührungsstelle zweier Metalle Erforderlich: Elektrolytlösung

Unedlere Metall wird oxidiert

(38)

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

(39)

Demo 3:

Ionenwanderungen Ionenwanderungen

(40)

Verwendung

Beispiel: Gelelektrophorese



DNA Polyanion



Wanderung im elektrischen Feld



Auftrennung verschiedengroßer Fragmente



Molekularsieb: 1) Agarosegel oder 2) Polyacrylamid

(41)

Magnesium

Gewinnung durch Schmelzflusselektrolyse von MgCl

₂

Mg ist ein starkes Reduktionsmittel

Mg verbrennt an der Luft zu MgO

MgO bei 1700-2000°C gebrannt: „Sintermagnesia“

(feuerfeste Laborgeräte)

Erdalkalimetalle

(42)

Versuch 4:

Verbrennung von Mg im Verbrennung von Mg im

Trockeneisblock Trockeneisblock

3. Erdalkalimetalle

(43)

Auswertung:

Verdeutlicht Reduktionsvermögen von Mg

2 Mg_(s) + CO_{2 (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

+2

0 +4 0

400°C 500°C

+5 +7 -1

(44)

Verläuft über mehrere Stufen Radikalbildung:

CO

_{2 (s)}

Zwischenprodukt  Oxalatbildung:

Reduktion bis zum Kohlenstoff:

C

₂

O

₄^2-

+ 4 Mg

_(s)

4 MgO

_(s)

+ 2 C

_(s)

3. Erdalkalimetalle

0 +2 0

+3

e^-

C O

O

-

C O O

-

C O O

-

2 C

O O

-

C O O

-

(45)

Calcium

Sehr weich

Gewinnung durch Elektrolyse oder aluminothermisch Verbindung für Baustoffindustrie von Bedeutung

Bsp.: Kalkstein (CaCO

₃

), Gips (CaSO

₄

) Reagiert mit H

₂

O unter H

₂

– Entwicklung CaH

₂

: H

₂

– Erzeugung u. als Trocken- u.

Reduktionsmittel

3. Erdalkalimetalle

(46)

Versuch 5:

3. Erdalkalimetalle

Fällung von

Fällung von Ca Ca

²⁺²⁺

-Ionen -Ionen mit Rhabarbersaft

mit Rhabarbersaft

(47)

Auswertung

Ca

²⁺_(aq)

+ C

₂

O

₄^2-_(aq)

CaC

₂

O

_4(s)

3. Erdalkalimetalle

(48)

Nierensteine

Bestandteile 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

CaC

₂

O

₄

(49)

Lehrplan Chemie Lehrplan Chemie

Gymnasium

Themenübersicht

4. Schulrelevanz

(50)

8.2 Die chemischen Reaktionen 8.2 Die chemischen Reaktionen

Std.: 24 Std.: 24



(Reaktion von Metallen und Nichtmetallen mit Sauerstoff Verbrennungsvorgänge in Alltag und Umwelt)

9.2 Elementargruppen 9.2 Elementargruppen

Std.: 14 Std.: 14



Verbindliche Unterrichtsinhalte:



9.2.1 Alkalimetalle



Fakultative Unterrichtsinhalte:



9.2.1f Erdalkalimetalle

4. Schulrelevanz

(51)

9.3 Elektrolyse und Ionenbegriff 9.3 Elektrolyse und Ionenbegriff

Std.: 8 Std.: 8

