2.1. Überblick

Die Alkalimetalle (!nicht Alkalien!), d.h. die Elemente der 1. Hauptgruppe, haben alle die Elektronenkonfiguration s¹p⁰:

Li (Lithium): 2 s¹
Na (Natrium, im Englischen Sodium): 3 s¹
K (Kalium, im Englischen Potassium): 4 s¹
Rb (Rubidium): 5 s¹
Cs (Caesium): 6 s¹
Fr (Francium): 7 s¹

Sie sind chemisch sehr ähnlich, die Existenz des einzelnen s-Elektrons bestimmt die Chemie in der Weise, dass fast ausschließlich einwertige Ionen M⁺ gebildet werden. Die folgende Tabelle gibt eine Übersicht über die wichtigsten Eigenschaften und wichtige Verbindungen der Alkalimetalle:

Li Na K Rb Cs

Tendenzen ⟹ Atom-/Ionen-Radien, Reaktionsfähigkeit ⟹

⟸ Hydratationsradius, Hydratationswärme, Ionisierungsenergie ⟸

⟸ Siedepunkt, Schmelzpunkt, EN ⟸

EN 1.0 1.0 0.9 0.9 0.9

E₀ [V] -3.04 -2.71 -2.92 -2.92 -2.92

r^[6]_M⁺ [pm] 90 116 152 166 181

r^[12]_Atom [pm] 157 191 235 250 272

Elemente (Kap. 2.2.) weiße, weiche sehr luftempfindliche Metalle mit b.c.c.-Struktur

Mp. [^oC] 181 98 64 39 28

ρ [gcm^-3] 0.531 0.971 0.862 1.532 1.873

Darstellung elektrochemisch chemisch

Oxide (Kap. 2.4.) Li₂O Na₂O K₂O auch Suboxide

. Na₂O₂ auch MO₂, MO₃ usw.

Carbonate Li₂CO₃ ⇓ Na₂CO₃ . 10 H₂O (Soda) K₂CO₃ (Pottasche) . .

Nitrate NaNO₃ (Chilesalpeter) KNO₃ (Salpeter) . .

Sulfate . Na₂SO₄ . 10 H₂O (Glaubersalz) . . .

Halogenide (Kap. 2.3.) alle leicht löslich

sonst. Verb. M[Sb(OH)₆]⇓ KClO₄⇓, K₂[PtCl₆]⇓ . .

Flammenfarbe karminrot gelb violett rot blaßblau

Linienlagen [nm] (ns ⟶ np) 670 589 768 780/794 (850/894, IR)

ns ⟶ (n+1)p - - 404 420 460

	Li	Na	K	Rb	Cs
Tendenzen	⟹ Atom-/Ionen-Radien, Reaktionsfähigkeit ⟹
⟸ Hydratationsradius, Hydratationswärme, Ionisierungsenergie ⟸
⟸ Siedepunkt, Schmelzpunkt, EN ⟸
EN	1.0	1.0	0.9	0.9	0.9
E₀ [V]	-3.04	-2.71	-2.92	-2.92	-2.92
r^[6]_M⁺ [pm]	90	116	152	166	181
r^[12]_Atom [pm]	157	191	235	250	272
Elemente (Kap. 2.2.)	weiße, weiche sehr luftempfindliche Metalle mit b.c.c.-Struktur
Mp. [^oC]	181	98	64	39	28
ρ [gcm^-3]	0.531	0.971	0.862	1.532	1.873
Darstellung	elektrochemisch	chemisch
Oxide (Kap. 2.4.)	Li₂O	Na₂O	K₂O	auch Suboxide
.	Na₂O₂	auch MO₂, MO₃ usw.
Carbonate	Li₂CO₃ ⇓	Na₂CO₃ . 10 H₂O (Soda)	K₂CO₃ (Pottasche)	.	.
Nitrate		NaNO₃ (Chilesalpeter)	KNO₃ (Salpeter)	.	.
Sulfate	.	Na₂SO₄ . 10 H₂O (Glaubersalz)	.	.	.
Halogenide (Kap. 2.3.)	alle leicht löslich
sonst. Verb.	M[Sb(OH)₆]⇓	KClO₄⇓, K₂[PtCl₆]⇓	.	.
Flammenfarbe	karminrot	gelb	violett	rot	blaßblau
Linienlagen [nm] (ns ⟶ np)	670	589	768	780/794	(850/894, IR)
ns ⟶ (n+1)p	-	-	404	420	460

Tab. 2.1.1. Übersicht über die Alkalimetalle und wichtige Verbindungen ↪ VL 2.1.

Die Tendenzen innerhalb der Gruppe sind von oben nach unten die Zunahme von:

Ordnungszahl, Atomradius, Ionenradius, Reaktionsfähigkeit

Von unten nach oben nehmen umgekehrt zu:

Hydratationsradius, Hydratationswärme, Sublimationswärme
Ionisierungsenergie, Siedepunkt, Schmelzpunkt, Hydratationszahl
Elektronegativität

Dagegen haben die Standardpotentiale in der Gruppe der Alkalimetalle ein Maximum beim Natrium (s. Tab. 2.1.2.). Dies ist darauf zurückzuführen, dass in E₀ auch die Hydratationswärmen der Ionen eingehen und Lithium mit seinem stark hydratisierten Kation damit wieder deutlich elektropositiver ist als Natrium.

Element	oxidiert		reduziert	E [V]
Fluor (F)	F₂	+ 2e^- ⟶	2 F^-	+2.87 V
Sauerstoff	H₂O₂ + 2 H₃O⁺	+ 2e^- ⟶	4 H₂O	+1.78
Gold (Au)	Au⁺	+ e^- ⟶	Au	+1.69 V
	Au³⁺	+ 3e^- ⟶	Au	+1.50 V
	Au³⁺	+ 2e^- ⟶	Au⁺	+1.40 V
Chlor (Cl)	Cl₂	+ 2e^- ⟶	2Cl^-	+1.36 V
Brom (Br)	Br₂	+ 2e^- ⟶	2Br^-	+1.07 V
Silber (Ag)	Ag⁺	+ e^- ⟶	Ag	+0.80 V
Eisen (Fe)	Fe³⁺	+ e^- ⟶	Fe²⁺	+0.77 V
Iod (I)	I₂	+ 2e^- ⟶	2I^-	+0.53 V
Kupfer (Cu)	Cu⁺	+ e^- ⟶	Cu	+0.52 V
	Cu²⁺	+ 2e^- ⟶	Cu	+0.34 V
	Cu²⁺	+ e^- ⟶	Cu⁺	+0.16 V
Wasserstoff (H)	2H⁺	+ 2e^- ⟶	H₂	0 V
Cadmium (Cd)	Cd²⁺	+ 2e^- ⟶	Cd	-0.40 V
Eisen (Fe)	Fe²⁺	+ 2e^- ⟶	Fe	-0.45 V
Zink (Zn)	Zn²⁺	+ 2e^- ⟶	Zn	-0.76 V
Wasserstoff (H)	2 H₂O	+ 2e^- ⟶	H₂ + 2 OH^-	-0.83 V
Aluminium (Al)	Al³⁺	+ 3e^- ⟶	Al	-1.66 V
Magnesium (Mg)	Mg²⁺	+ 2e^- ⟶	Mg	-2.37 V
Natrium (Na)	Na⁺	+ e^- ⟶	Na	-2.71 V
Calcium (Ca)	Ca²⁺	+ 2e^- ⟶	Ca	-2.82 V
Kalium (K)	K⁺	+ e^- ⟶	K	-2.92 V
Caesium (Cs)	Cs⁺	+ e^- ⟶	Cs	-2.92 V
Lithium (Li)	Li⁺	+ e^- ⟶	Li	-3.04 V

Tab. 2.1.2. Standardpotentiale ausgewählter Redoxpaare

Obwohl die Schrägbeziehung (vergleichbare Ladungsdichte, d.h. Verhältnis von Ionenradius/Ladung) zwischen Lithium und Magnesium nicht so ausgeprägt ist wie die z.B. die zwischen Beryllium und Aluminium, gibt es doch einige Gemeinsamkeiten zwischen diesen Elementen:

Sowohl Lithium als auch Magnesium bilden Nitride (s. unsere beiden Verbrennungsversuche!).
Die Carbonate beider Elemente sind schwerlöslich.
Beide Elemente bilden wichtige metallorganische Verbindungen mit ähnlichen Reaktivitäten und Eigenschaften.

Insgesamt sind die Alkalimetalle untereinander so ähnlich wie in sonst keine andere Gruppe des Periodensystems.

Geschichtliches
Die Elemente Lithium, Natrium und Kalium wurden von Humphry Davy 1807 durch Elektrolyse der Hydroxide MOH bzw. von Li₂O erstmals erhalten. Rubidium und Caesium konnte Robert Bunsen 1860 spektroskopisch nachweisen. Die Benennung dieser beiden Elemente folgt den charakteristischen Flammenfarben, rubidus = dunkelrot und caesius = himmelblau.

Erinnerung Analytik
Der Nachweis (qualitativ und z.B. mit AAS auch quantitativ) der Elemente erfolgt über die Flammenfärbungen.

⚗ Flammenfarben von Li - Na - K - Rb - Cs (12MB|MP4|H264)

Die Emissionslinien in nm (s. auch Tabelle 2.1.1.) sind:

Li: karminrot (670 nm)
Na: gelb (589 nm)
K: fahlrot (768, 404 nm)
Rb: rot (780/795, 420 nm)
Cs: blassblau ((850/894), 460 nm)

Bei den blau gekennzeichneten Emissionslinien handelt es sich jeweils um die bekannten Doppellinien der ersten elektronischen Übergänge des 'Leuchtelektrons' vom ²S_1/2 in den ²P_1/2 bzw. ²P_3/2-Zustand der gleichen Hauptquantenzahl. Bei Caesium liegt dieser Übergang im Infraroten! Der zweite angegebene Wert ist der entsprechende Übergang in die p-Schale der nächsthöheren Hauptquantenzahl, der dann entsprechend auch weniger intensiv ist. Daher ist die blassblaue Flammenfarbe von Caesiumsalzen auch immer nur sehr schwer zu sehen!

HIER (als png-Bild) bzw. HIER (als svg-Datei) nochmal zum Nachsehen die Farben in verschiedenen Energieeinheiten.

Vorkommen (‣SVG zu Elementhäufigkeiten in der Erdkruste)

Alle Alkalimetalle kommen nur kationisch gebunden in Salzen wie Chloriden, Sulfaten, Nitraten, Carbonaten und Silicaten vor. Obwohl die Elemente chemisch so ähnlich sind, kommen sie nur in selteneren Fällen gemeinsam vor, was auf die sehr unterschiedlichen Ionenradien (s. Tab. 2.1.1.) zurückgeführt werden kann. Natrium und Kalium sind sehr häufig, sie stehen an der 7. bzw. 8. Stelle der Häufigkeit der Elemente in der Erdkruste. In einem Liter Meerwasser sind 30 g Natrium- und 0.18 mg Lithium-Ionen enthalten.

Die wichtigsten Vorkommen im Einzelnen:

Lithium kommt in Silicaten (z.B. Spodumen LiAl[SiO₃]₂, einem Pyroxen, zur Struktur) und Phosphaten vor. Ein weiteres wichtige Li-Mineral ist der Lepidolith, ein Lithium-haltiger Glimmer (Abb. 2.1.3., zur Struktur). Große Mengen von Lithium werden heute auch aus Salzseen (z.B. in Salar de Uyuni in Bolivien) oder als Sole (Southern Lithium Corp., Argentinien) gewonnen.

Abb. 2.1.1. klarer Spodumen-Kristall Abb. 2.1.2. Spodumen, Varietät Kunzit (leicht rosa durch Mn^II) Abb. 2.1.3. Lepidolith, ein Li-Glimmer
Natrium ist in den folgenden Mineralen enthalten:
- NaCl (Steinsalz, s. Abb. 2.1.4. und 2.1.5.)
- Na₂SO₄ (Thenardit, mit 10 Kristallwasser: Glaubersalz bzw. Mirabilit)
- Na₂CO₃ (natürliche Soda)
- Na[AlSi₃O₈] (auch Natronfeldspat oder Albit, s. Abb. 2.1.6.)
und kommt in riesigen Mengen im Meer (ca. 30 kg/m³) vor.


Abb. 2.1.4. NaCl (Steinsalz, rechts gefärbte Varietäten)		Abb. 2.1.6. Albit (Natronfeldspat)

Die wichtigsten Kalium-haltigen Minerale sind:
- K[AlSi₃O₈] (Kalifeldspat, Orthoklas; Foto s. Abb. 2.1.6, zur Struktur)
- KCl (Sylvin, s. Abb. 2.1.7)
- KMgCl₃ (Carnallit)
Im Meerwasser ist deutlich weniger Kalium als Natrium vorhanden, da Kalium mehr schwerlösliche Salze (Silicate, Phosphate) bildet. Die Unterschiede in den Löslichkeiten von NaCl und KCl führen dazu, dass bei oberhalb 25 ^oC eingetrockneten Seen (d.h. in typischen Salzlagerstätten) KCl oben und das oberhalb dieser Temperatur schwerer lösliche NaCl unten zu finden ist. Daher wurden früher beim Abbau von NaCl die K-Salze als Abraumsalze verworfen. Heute sind dagegen auch sie als Düngemittel begehrt. (Die Löslichkeitsprodukte von NaCl und KCl sind unterschiedlich temperaturabhängig, was zur Trennung der beiden Salze durch sehr trickreiche fraktionierte Fällungen genutzt werden kann, s. Vorlesung Technische Anorganische Chemie, z.B. Vorlage 10.).


Abb. 2.1.6. K[AlSi₃O₈] (Kalifeldspat)	Abb. 2.1.7. KCl (Sylvin)

Rubidium und Caesium kommen nur in geringen Mengen als Begleiter der anderen Alkalimetalle vor. Beispielsweise werden in Lepidolith bis zu 3 % Rubidium auf den K-Plätzen eingebaut.
Francium ist als radioaktives Element Teil der Actinium (²²⁷₈₉Ac)-Zerfallsreihe. Die Halbwertszeit des stabilsten Isotopes beträgt 22 min, so dass immer nur ca. 30 g auf der ganzen Erde vorhanden sind und man entsprechend wenig über die Chemie dieses Elementes weiss.

Von den Alkalimetallen gibt es nur sehr wenige stabile Komplexe z.B. das Na-Salicylat oder Komplexe mit verschiedenen Kronenethern (s. Kap. 2.7).

Physiologisches: Lithium ist toxisch und wird in bestimmten Antidepressiva in der Medizin eingesetzt. Natrium und Kalium sind essentiell (Ionenkanäle usw.). Rubidium und Caesium sind nicht toxisch, aber auch nicht essentiell. Das radioaktive Isotop ¹³⁷₅₅Cs ist selbstverständlich davon ausgenommen. Es ist ein ß-Strahler, der mit einer Halbwertzeit von ca. 30 Jahren zu ¹³⁷Ba zerfällt (s. Nuklidkarte (von Wikipedia)).

Links zu Web-Recourcen

Tab. 2.1.3. Links zu Web-Seiten mit weiteren Informationen zu den Elementen
Element	Wikipedia	Webelements	Britannica	RSC
Lithium	🔗	🔗	🔗	🔗
Natrium	🔗	🔗	🔗	🔗
Kalium	🔗	🔗	🔗	🔗
Rubidium	🔗	🔗	🔗	🔗
Caesium	🔗	🔗	🔗	🔗

⇦ Inhalt Kap. 1 Kap. 2 Kap. 3 Kap. 4 Kap. 5 Kap. 6 Kap. 7 Kap. 8 Kap. 9 Literatur ⇨

cr_home Nichtmetalle Strukturchemie FK-Chemie Interm. Phasen Oxide Silicate Strukturtypen


Abb. 2.1.1. klarer Spodumen-Kristall	Abb. 2.1.2. Spodumen, Varietät Kunzit (leicht rosa durch Mn^II)	Abb. 2.1.3. Lepidolith, ein Li-Glimmer