Alkalimetalle

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Gruppe	1
Periode
2	3 Li
3	11 Na
4	19 K
5	37 Rb
6	55 Cs
7	87 Fr

Die chemischen Elemente der 1. Hauptgruppe des Periodensystems (Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium, Francium) werden auch als Alkalimetalle bezeichnet. Die Atome der Alkalimetalle besitzen ein einzelnes Valenzelektron. Obwohl der Wasserstoff auch in der ersten Gruppe des Periodensystems steht und zum Teil ähnliche chemische Eigenschaften wie die Alkalimetalle hat, wird er meist nicht zu diesen gezählt, da er normalerweise gasförmig ist und von der Elektronegativität und der halb besetzten Außenschale eher dem Kohlenstoff ähnelt.

[Bearbeiten] Erklärung des Namens

Der Name der Alkalimetalle leitet sich vom arabischen Wort „al kalja“ ab, welches das in der Pflanzenasche enthaltene Kaliumcarbonat bezeichnet („Pottasche“). Dieses bildet mit Wasser eine Lauge. 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 im Französischen wird das Alkalimetall Kalium daher Potassium genannt).

[Bearbeiten] Eigenschaften

alle 5 stabilen Alkalimetalle

Alkalimetalle sind metallisch glänzende, silbrig-weiße (Ausnahme: Caesium hat bei geringster Verunreinigung einen Goldton), weiche Leichtmetalle. Alle sind mit dem Messer schneidbar. Alkalimetalle haben eine geringe Dichte. Sie reagieren mit vielen Stoffen(unter anderem auch mit Luft(-sauerstoffatomen) und Wasser) äußerst heftig.Daher werden sie unter Schutzflüssigkeiten wie Paraffin oder Petroleum aufbewahrt.

Alkalimetalle sind ätzend und leicht entzündlich.

Als Elemente der ersten Gruppe des Periodensystems besitzen sie nur ein schwach gebundenes s-Elektron, das von elektronegativeren Elementen, Gruppen und Stoffen leicht eingefangen wird. In Verbindungen kommen sie nur als 1-wertiges Kation vor.

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

Abnahme der Ionisierungsenergie
Abnahme der Elektronenaffinität
Abnahme der Elektronegativität
Zunahme der Basizität

Alkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung: Lithium(-salz) färbt Flammen rot, Natrium(-salz) färbt Flammen gelborange, Kalium(-salz) färbt Flammen violett, Rubidium(-salz) färbt Flammen rot und Caesium(-salz) färbt Flammen blauviolett. Aufgrund dieser Flammenfärbung werden Alkalimetallverbindungen für Feuerwerke benutzt.

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

[Bearbeiten] Allgemeines Reaktionsverhalten

Alkalimetalle reagieren mit Wasserstoff unter Bildung salzartiger Hydride:

$\mathrm{2 \ Me + H_2 \longrightarrow 2 \ MeH}$

Die thermische Beständigkeit der Hydride nimmt vom Lithiumhydrid (LiH) zum Caesiumhydrid (CsH) ab. Alkalihydride werden gerne als Reduktionsmittel eingesetzt (vor allem in der organischen Chemie).

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

$\mathrm{4 \ Li + O_2 \longrightarrow 2 \ Li_2O}$

$\mathrm{2 \ Na + O_2 \longrightarrow Na_2O_2}$

$\mathrm{Me + O_2 \longrightarrow MeO_2}$ , (Me = K, Rb, Cs)

Reaktion mit Wasser zu Hydroxiden unter Freisetzung von Wasserstoff:

$\mathrm{2 \ Me + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ MeOH + H_2}$

Vom Lithium zum Caesium steigt die Reaktivität stark an (ab Kalium Selbstentzündung).

Reaktion mit Halogenen zu den entsprechenden Salzen:

$\mathrm{2 \ Me + Hal_2 \longrightarrow 2 \ MeHal}$

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 sie unter Bildung von Kohlenstoff das Halogen entziehen:

$\mathrm{CCl_4 + 4 \ Na \longrightarrow 4 \ NaCl + C}$

Alkalinitrate zerfallen beim Erhitzen zu Sauerstoff und einem Alkalinitrit:

$\mathrm{2 \ Me(NO_3) \longrightarrow 2 \ Me(NO_2) + O_2}$

Alkalimetalle bilden in Verbindung mit flüssigem Ammoniak „Hohlraumkomplexe“, die sich durch eine intensive Blaufärbung auszeichnen. Die Lösung aus positiven Alkaliionen und gelösten Elektronen ist ein sehr starkes Reduktionsmittel und wird für die Birch-Reduktion eingesetzt.