Alkalimetalle

Eigenschaften der Elemente

Zur 1. Hauptgruppe gehören die Elemente Wasserstoff (H), Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr). Unter den Elementen der 1. Hauptgruppe besitzt Wasserstoff eine Sonderstellung, er unterscheidet sich deutlich von den übrigen Elementen dieser Gruppe und ist im Gegensatz zu ihnen ein Nichtmetall. Die Elemente Lithium bis Francium sind typische Metalle, sie werden Alkalimetalle genannt.
Gemeinsam ist allen Elementen der 1. Hauptgruppe, dass sie nur ein Außenelektron besitzen. Je weiter unten im Periodensystem die Elemente stehen, d. h. je mehr Elektronenschalen sie besitzen, desto weiter ist dieses Außenelektron vom Atomkern entfernt.

Da sich Wasserstoff in seinen Eigenschaften so deutlich von den Alkalimetallen unterscheidet, soll er im Folgenden zunächst einzeln besprochen werden.

Wasserstoff

Wasserstoff ist das Element mit dem einfachsten Atombau, er besteht aus einem Proton und einem Elektron. Durch Abgabe des Elektrons entstehen $H^{+}$-Ionen (Protonen). Die Edelgaskonfiguration des Heliums, das zwei Elektronen besitzt und auf Wasserstoff folgt, erreicht Wasserstoff durch Aufnahme eines Elektrons bzw. durch Ausbildung einer Atombindung, wodurch er sich deutlich von den Alkalimetallen unterscheidet.

Wasserstoff ist ein farbloses, geruchloses Gas, das aus zweiatomigen Molekülen besteht. Von allen Gasen hat er die geringste Dichte.

Vorkommen

Wasserstoff ist das häufigste Element im Weltall, er macht ungefähr 2/3 von dessen Gesamtmasse aus. Auf der Erde kommt er hauptsächlich gebunden, in kleinen Mengen aber auch elementar in der Atmosphäre vor. Die häufigste Wasserstoffverbindung ist Wasser (${\text{H}}_{\text{2}}\text{O}$).

Gewinnung

Wasserstoff wird großtechnisch aus unterschiedlichen Kohlenwasserstoffen, die Bestandteile von Erdöl sind, und Wasser hergestellt. So lässt sich z. B. aus Erdgas oder kurzkettigen Kohlenwasserstoffen, aber auch aus Heizöl Wasserstoff gewinnen, wobei je nach Ausgangsstoff verschiedene Verfahren angewendet werden. Außerdem entsteht Wasserstoff bei der Kohleveredelung.
Eine weitere Möglichkeit zur Erzeugung von Wasserstoff ist die elektrolytische Zersetzung von Wasser:

$\text{2}{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}\stackrel{}{\to }{\text{2 H}}_{\text{2}}\text{+}{\text{O}}_{\text{2}}$

Im Labor wird Wasserstoff durch Reaktion unedler Metalle, z. B. Zink oder Eisen, mit Säuren hergestellt.

$\text{Zn}\text{+}{\text{2H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{\text{+}}\stackrel{}{\to }{\text{Zn}}^{\text{2+}}\text{+}{\text{H}}_{\text{2}}$

Verwendung

Die Hauptmenge des großtechnisch hergestellten Wasserstoffs wird zur Synthese anderer Stoffe wie Ammoniak, Methanol oder Chlorwasserstoff genutzt, außerdem zur Fetthärtung, als Raketentreibstoff und zum autogenen Schneiden und Schweißen. In Brennstoffzellen dient er als Energieträger zur Stromerzeugung. Hierbei wird ausgenutzt, dass er in einer exothermen Reaktion mit Sauerstoff zu Wasser reagiert.

Die Alkalimetalle

Die Alkalimetalle sind weiche Metalle, sie lassen sich mit einem Messer schneiden. Frisch geschnitten sind Lithium, Natrium, Kalium und Rubidium silberweiß, Caesium besitzt einen Goldton.
Außerdem haben sie eine geringe Dichte, d. h. sie sind Leichtmetalle. Lithium, Natrium und Kalium sind leichter als Wasser. Lithium ist mit einer Dichte von 0,534 g/cm³; das leichteste aller Metalle.

Für die Alkalimetalle ist die Edelgaskonfiguration mit einer vollen äußeren Elektronenschale am leichtesten zu erreichen, indem sie ein Elektron an einen Bindungspartner abgeben. Deshalb sind die Alkalimetalle einwertig und treten in Verbindungen überwiegend als einfach positiv geladene Kationen auf. Da das einzelne Valenzelektron sehr leicht abgespalten werden kann, zählen die Alkalimetalle zu den reaktivsten Elementen.

Die große Reaktivität der Alkalimetalle ist der Grund dafür, dass sie nicht an der Luft aufbewahrt werden, sondern luftgeschützt unter Petroleum oder Paraffin bzw. ohne Luft eingeschweißt in Ampullen. Mit Luftfeuchtigkeit und Sauerstoff reagieren sie schnell und verlieren dabei ihren metallischen Glanz.

Die Reaktivität der Alkalimetalle nimmt mit steigender Ordnungszahl, d. h. innerhalb der Gruppe von oben nach unten zu. Die Ursache dafür ist einleuchtend, da ja mit steigender Zahl von Elektronenschalen das Außenelektron immer mehr von der Anziehungskraft des positiven Atomkerns abgeschirmt wird und daher leichter abgespalten werden kann. Die Zunahme der Reaktivität lässt sich an der Reaktion der verschiedenen Metalle mit Wasser gut erkennen: Lithium und Natrium reagieren mit Wasser zwar heftig unter Wasserstoffentwicklung, aber ohne dass es zur Entzündung des Wasserstoffs kommt. Kalium und Rubidium reagieren unter spontaner Entzündung des Wasserstoffs, Caesium reagiert explosionsartig.

Bei der Reaktion mit Wasser entstehen basische Lösungen, die Alkalimetalle sind also Basenbildner. Die gebildeten Alkalihydroxide lassen sich als Feststoffe isolieren. Insbesondere Natriumhydroxid und Kaliumhydroxid sind von großer technischer Bedeutung.

Besonders gut reagieren die Alkalimetalle mit Nichtmetallen, denen nur wenige Elektronen fehlen, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Bei der Reaktion mit Halogenen entstehen beispielsweise typische salzartige Verbindungen, die Halogenide.
Mit den meisten Säuren bilden sie Salze, z. B. mit Schwefelsäure (Sulfate), Kohlensäure (Carbonate) und Salpetersäure (Nitrate). Manche dieser Salze kommen in der Natur vor, manche haben wirtschaftliche Bedeutung.

Eine Eigenschaft, die man ausnutzen kann, um Alkalimetalle in ihren Verbindungen zu identifizieren, ist die jeweilige Flammenfärbung . Lithium färbt die Bunsenbrennerflamme tief rot, Natrium färbt sie gelb, Kalium und Rubidium violett und Caesium blau. Die typische gelb-orange Farbe von Feuer kommt durch Natrium-Ionen zustande, die überall vorhanden sind.

Vorkommen der Alkalimetalle

Die Alkalimetalle kommen, weil sie so reaktiv sind, in der Natur nur gebunden als Mineralien vor.
Die Metalle Lithium und Natrium gehören zu den zehn häufigsten Elementen in der Erdkruste.

Lithium, Natrium und Kalium sind häufig in Silicaten, z. B. in Feldspaten enthalten.
Natrium kommt außerdem in großen unterirdischen Lagerstätten vor, z. B. als Steinsalz NaCl.
Außerdem existiert Natrium als Soda ${\text{Na}}_{\text{2}}{\text{CO}}_{\text{3 }}·{\text{10 H}}_{\text{2}}\text{O}$, als Thenardit ${\text{Na}}_{\text{2}}{\text{SO}}_{\text{4 }}$, als Chilesalpeter ${\text{NaNO}}_{\text{3 }}$ und als Kryolith ${\text{Na}}_{\text{3}}{\text{AlF}}_{\text{6 }}$. Letzteres ist aber weitgehend abgebaut, da es bei der Schmelzflusselektrolyse zur Herstellung von Aluminium benötigt wird.

Die Ozeane enthalten durchschnittlich 35 g/l gelöste Salze, zum größten Teil Natrium- und Chlorid-Ionen. Weiterhin sind insbesondere Kalium-, Magnesium- und Calcium-Ionen als Kationen sowie als Anionen Sulfat und Hydrogencarbonat gelöst. Der formale Anteil an Natriumchlorid würde etwa 28 g/l betragen. Das im Meerwasser gelöste Natriumchlorid entspricht etwa der zehnfachen Menge der Vorkommen an festem Natriumchlorid.

Die Metalle Rubidium und Caesium kommen in der Natur nur als Begleiter der anderen Alkalimetalle vor, man sagt, sie sind mit ihnen „vergesellschaftet“.
Alle Isotope des Francium sind radioaktiv. Das langlebigste Isotop ${}^{\text{223}}\text{Fr}$ hat eine Halbwertszeit von 21,8 Minuten.

Gewinnung der Alkalimetalle

Die Alkalimetalle Lithium und Natrium werden durch Elektrolyse der Schmelzen ihrer Salze gewonnen. Als Ausgangsstoffe werden dafür in der Regel Natriumhydroxid oder Natriumchlorid bzw. Lithiumchlorid eingesetzt.

Kalium wird durch Reduktion von geschmolzenem Kaliumchlorid mit Natrium hergestellt. Dieses Verfahren wird Metallothermie genannt.

$\text{KCl}\text{+}\text{Na}\stackrel{}{\to }\text{K}\text{+}\text{NaCl}$

Rubidium und Caesium werden ebenfalls durch Reduktion geeigneter Verbindungen wie der Chromate z. B. mit Zirconium hergestellt.

${\text{Cs}}_{\text{2}}{\text{Cr}}_{\text{2}}{\text{O}}_{\text{7}}\text{+}\text{2 Zr}\stackrel{}{\to }\text{2 Cs}\text{+}{\text{2 ZrO}}_{\text{2 }}\text{+}{\text{Cr}}_{\text{2}}{\text{O}}_{\text{3}}$

Verwendung der Alkalimetalle

Lithium wird als Legierungsbestandteil verwendet, um Blei, Magnesium und Aluminium zu härten. Ein weiteres Einsatzgebiet von Lithium ist die Herstellung von Batterien und Akkumulatoren, z. B. für Notebooks, Fotoapparate oder Herzschrittmacher.
Natrium dient als Ausgangsstoff z. B. zur Herstellung von Natriumamid ${\text{NaNH}}_{\text{2}}$, das zur Herstellung von Indigo, dem blauen Jeansfarbstoff, verwendet wird. Weitere nützliche Verbindungen von Natrium sind das Bleichmittel Natriumperoxid ${\text{Na}}_{\text{2}}{\text{O}}_{\text{2}}$ und Natriumcyanid NaCN, das zur Silbergewinnung benötigt wird. Zu Beleuchtungszwecken werden Natriumdampflampen eingesetzt, die ein typisches gelbes Licht ausstrahlen.
Kalium und Rubidium sind in der Technik von geringer Bedeutung. Rubidium wird in Form seiner Halogenide in manchen Arzneimitteln verwendet.
Caesium dient in der Technik u. a. zur Herstellung von Fotozellen, Gleichrichtern und Glühkatoden. Das Isotop ${}^{137}\text{Cs}$, ein $\text{β}$-Strahler mit einer Halbwertszeit von 30 Jahren, wird in der Medizin als Strahlenquelle verwendet.
Alle Isotope von Francium sind radioaktiv, weshalb seine Bedeutung gering ist.

Verbindungen der Alkalimetalle

Hydroxide
Die Hydroxide der Alkalimetalle haben die allgemeine Form MeOH. Sie sind von allen Hydroxiden die stärksten Basen. Sie entstehen unter anderem bei der Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser oder industriell bei der Elektrolyse der wässrigen Lösungen ihrer Chloride (Chlor-Alkali-Elektrolyse).

Die wichtigsten und bekanntesten Alkalimetallhydroxide sind Natriumhydroxid (Ätznatron NaOH) und Kaliumhydroxid (Ätzkali KOH). In wässrigen Lösungen bezeichnet man sie als Natronlauge bzw. Kalilauge.
Natriumhydroxid bzw. Natronlauge wird in großen Mengen bei der Aluminiumherstellung zum Aufschluss von Bauxit benötigt. Außerdem wird NaOH zur Herstellung von Zellstoff, Papier und Kunstseide gebraucht.
Kaliumhydroxid dient in der Industrie zur Produktion von Schmierseifen und von Kaliumphosphaten zur Wasserenthärtung.

Halogenide

Verbindungen der Alkalimetalle mit den Halogenen führen zu farblosen, hochschmelzenden, kristallinen Feststoffen der allgemeinen Form MeX (X=F, Cl, Br, I). Mit Ausnahme von Lithiumfluorid LiF lösen sich alle Alkalimetallhalogenide gut in Wasser.
Natriumchlorid ist industriell von großer Bedeutung zur Herstellung von Chlor, Natronlauge, Natriumcarbonat (Soda) und Salzsäure.

Sonstige Salze

Mit den meisten Säuren bilden Alkalimetalle Salze.
Die Kaliumsalze finden Verwendung als Düngemittel. Die wichtigsten Düngemittel dieser Art sind z. B. Kaliumnitrat ${\text{KNO}}_{\text{3}}$, Kaliumsulfat ${\text{K}}_{\text{2}}{\text{SO}}_{\text{4}}$ und Kaliumchlorid KCl. Sie werden oft als Mischungen mit Magnesium- oder Ammoniumverbindungen eingesetzt.

Natriumcarbonat (Soda) dient hauptsächlich zur Herstellung von Glas und Waschmitteln. Natriumhydrogencarbonat ${\text{NaHCO}}_{\text{3}}$ (Natriumbicarbonat) wird vor allem als Backpulver verwendet, da es bei Wärmezufuhr Kohlenstoffdioxid freisetzt:

${\text{2 NaHCO}}_{\text{3}}\stackrel{\text{Wärme}}{\to }{\text{Na}}_{\text{2}}{\text{CO}}_{\text{3}}\text{+}{\text{CO}}_{\text{2}}\text{+}{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}$

Sodawasser enthält nicht Soda, sondern in Wasser gelöstes Kohlenstoffdioxid (Kohlensäure). Seinen Namen hat es, weil das zu Herstellung nötige $C{O}_2$ früher aus Soda gewonnen wurde.

Natriumsulfat ${\text{Na}}_{\text{2}}{\text{SO}}_{\text{4 }}$ (Glaubersalz) wird in der Glas-, Textil- und Papierindustrie verwendet. Außerdem wird es in der Medizin als Abführmittel eingesetzt.

Kaliumnitrat ${\text{KNO}}_{\text{3}}$ (Kalisalpeter) dient in geringem Umfang wie andere Kaliumsalze als Düngemittel. Es wird in der Pyrotechnik zur Herstellung von Feuerwerkskörpern verwendet. Es ist der Hauptbestandteil des Schwarzpulvers, das neben Kaliumnitrat (75 %) Schwefel (10 %) und Holzkohle (15 %) enthält.