Alkalimetalle

Als Alkalimetalle werden die chemischen Elemente Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium aus der 1. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet. Sie sind silbrig glänzende, reaktive Metalle, die in ihrer Valenzschale ein einzelnes Elektron besitzen. Obwohl Wasserstoff in den meisten Darstellungen des Periodensystems in der ersten Hauptgruppe steht und zum Teil ähnliche chemische Eigenschaften wie die Alkalimetalle aufweist, kann er nicht zu diesen gezählt werden, da er unter Standardbedingungen weder fest ist, noch metallische Eigenschaften aufweist.

Erklärung des Namens

Der Name der Alkalimetalle leitet sich von dem arabischen Wort ‏القلية‎ / al-qalya für „Pottasche“, die alte Bezeichnung für aus Pflanzenaschen gewonnenes Kaliumcarbonat, ab. Sir Humphry Davy stellte im Jahre 1807 erstmals das Element Kalium durch eine Schmelzflusselektrolyse aus Kaliumhydroxid dar. Letzteres gewann er aus Kaliumcarbonat. In einigen Sprachen spiegelt sich dies im Namen wider. So heißt Kalium beispielsweise im Englischen und Französischen potassium und im Italienischen potassio.

Eigenschaften

Alkalimetalle sind metallisch glänzende, silbrig-weiße (Ausnahme: Caesium hat bei geringster Verunreinigung einen Goldton), weiche Leichtmetalle. Sie sind mit dem Messer schneidbar. Alkalimetalle haben eine geringe Dichte. Sie reagieren mit vielen Stoffen, so beispielsweise mit Wasser, Luft oder Halogenen teilweise äußerst heftig unter starker Wärmeentwicklung. Insbesondere die schwereren Alkalimetalle können sich an der Luft selbst entzünden. Daher werden sie unter Schutzflüssigkeiten, wie Paraffin oder Petroleum (Lithium, Natrium und Kalium) bzw. unter Luftabschluss in Ampullen (Rubidium und Caesium) aufbewahrt.

Als Elemente der ersten Gruppe des Periodensystems besitzen sie nur ein schwach gebundenes s-Elektron, das sie leicht abgeben. Ihre ersten Ionisierungsenergien und ihre Elektronegativitäten sind entsprechend klein. In Verbindungen kommen sie alle fast ausschließlich als einwertige Kationen vor, wenngleich sogar Verbindungen bekannt sind, in denen diese Metalle anionisch vorliegen (z. B. Natride, komplexiert mit sogenannten Kryptanden).

Alkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung:

• Lithium und seine Salze färben die Flamme rot
• Natrium und seine Salze färben die Flamme gelb
• Kalium und seine Salze färben die Flamme violett
• Rubidium und seine Salze färben die Flamme rot
• Caesium und seine Salze färben die Flamme blauviolett.

Aufgrund dieser Flammenfärbung werden Alkalimetallverbindungen für Feuerwerke benutzt.

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

Alle Alkalimetalle kristallisieren in der kubisch-raumzentrierten Struktur. Lediglich Lithium und Natrium kristallisieren in der hexagonal-dichtesten Packung, wenn tiefe Temperaturen vorherrschen.

Trends

Der Radius der Elementatome sowie der Kationen nimmt mit steigender Massenzahl zu. Auch viele andere Eigenschaften der Alkalimetalle zeigen einen Trend innerhalb der Gruppe von oben nach unten:

• Abnahme der Elektronegativität,
• Zunahme der Reaktivität,
• Abnahme der Schmelz- und Siedepunkte,
• Abnahme der Ionisierungsenergie,
• Zunahme der Basizität,
• Abnahme der Härte,
• Zunahme der Dichte.

Reaktionsverhalten und Verbindungen

Die Alkalimetalle reagieren mit Wasserstoff unter Bildung salzartiger Alkalimetallhydride:

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

Die thermische Beständigkeit der Hydride nimmt vom Lithiumhydrid (LiH) zum Caesiumhydrid (CsH) ab. Alkalihydride werden u. a. als Reduktions- oder Trockenmittel eingesetzt.

Mit Sauerstoff reagieren die Metalle unter Bildung fester, weißer Alkalimetalloxide (Lithiumoxid), Alkalimetallperoxide (Natriumperoxid) und Alkalimetallhyperoxide (Kaliumhyperoxid, Rubidiumhyperoxid, Caesiumhyperoxid):

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

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

$$\mathrm{4 \ Na + O_2 \longrightarrow 2 \ Na_2O}$$

$$\mathrm{M \ + O_2 \longrightarrow MO_2 \ (M = K, Rb, Cs)}$$

Die Reaktion mit Wasser zu Alkalimetallhydroxiden erfolgt unter Freisetzung von Wasserstoff:

$$\mathrm{2 \ M + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ MOH + H_2}$$

Vom Lithium zum Caesium steigt die Reaktivität stark an; ab dem Kalium erfolgt Selbstentzündung. Die Alkalimetallhydroxide sind farblose Feststoffe, die sich in Wasser unter starker Erwärmung leicht lösen und dabei stark basisch reagieren. Die Hydroxide und ihre Lösungen wirken stark ätzend.

Mit Halogenen reagieren die Alkalimetalle zu den salzartigen Alkalimetallhalogeniden:

$$\mathrm{2 \ Me + X_2 \longrightarrow 2 \ MeX}$$

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.

Alkalimetalle können Halogenkohlenwasserstoffen unter Explosionserscheinungen das Halogen unter Bildung von Kohlenstoff und dem entsprechenden Alkalimetallhalogenid entziehen:

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

Alkalimetalle ergeben mit flüssigem Ammoniak intensiv blau gefärbte Lösungen. Diese Lösungen, die aus positiven Alkalimetall-Ionen und solvatisierten Elektronen besteht, sind ein sehr starkes Reduktionsmittel und werden beispielsweise für die Birch-Reduktion eingesetzt. Wird diesen Lösungen ein geeigneter Komplexbildner zugesetzt, können sich entsprechende Salze mit Alkalimetall-Anionen, die sogenannten Alkalide, bilden.

Wasserstoff

Wasserstoff, das erste Element der 1. Hauptgruppe, ist unter Normalbedingungen ein Nichtmetall. Er wird deshalb nicht zu den Alkalimetallen gezählt, hat jedoch mit ihnen einige Eigenschaften gemeinsam. Er tritt wie die Alkalimetalle stets einwertig auf und wandelt sich unter extrem hohem Druck in eine metallische Hochdruckmodifikation, den metallischen Wasserstoff, um. Andererseits haben auch einige Alkalimetalle unter bestimmten Bedingungen Eigenschaften wie Wasserstoff, z. B. besteht Lithium als Gas zu 1 % aus zweiatomigen Molekülen.

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