Chemische Elemente, die gleichartige Eigenschaften besitzen und ein ähnliches Verhalten aufweisen, werden in Gruppen eingeteilt. Im Periodensystem stellen die Spalten diese Gruppen dar. Die Ähnlichkeit der Elemente ist dabei bei den Hauptgruppen am stärksten ausgeprägt. „Alkalimetalle“ ist eine Bezeichnung für solch eine Hauptgruppe.

Alkalimetalle – Grundlagen

Wasserstoff befindet sich auch in der ersten Hauptgruppe. Er wird jedoch nicht zu den Alkalimetallen gezählt, denn Wasserstoff ist ein Nichtmetall und die Alkalimetalle sind reaktive Metalle, die ein Valenzelektron aufweisen.

Eigenschaften von Alkalimetallen

Nachdem Du gelernt hast, welche Elemente zu den Alkalimetallen zählen, beschreibt dieser Abschnitt deren Eigenschaften. Die Tabelle zeigt Dir zunächst einen kurzen Überblick.

Wie bereits erwähnt, haben die Alkalimetalle ein Valenzelektron. Um genauer zu sein: Alkalimetalle weisen ein Elektron im s-Orbital auf. Da es nur schwach gebunden ist, sind diese Elemente sehr reaktiv. Mit vielen Substanzen, wie Luft oder Halogenen, reagieren Alkalimetalle sehr stark, wobei viel Wärme entsteht. Bei den schweren Alkalimetallen ist sogar eine Selbstentzündung an der Luft möglich. Deswegen werden diese Elemente unter Ausschluss von Luft gelagert.

Durch das schwach gebundene Außenelektron sind die Ionisierungsenergien und Elektronegativitäten recht niedrig. Somit können Alkalimetalle das Elektron leicht abgeben und Kationen bilden, die einfach positiv geladen sind.

Zudem kannst Du in der Tabelle erkennen, dass die Ionisierungsenergie, die Elektronegativität sowie der Schmelz- und Siedepunkt mit steigender Ordnungszahl abnehmen. Im Gegensatz dazu nehmen die Dichte und die Reaktivität zu. Mit höher werdender Ordnungszahl steigt der Atomradius, wodurch sich die Entfernung zwischen Elektron und Atomkern vergrößert. Das Elektron ist weniger stark gebunden, wodurch die Reaktivität steigt.

Die Alkalimetalle werden auch Leichtmetalle genannt, da ihre Dichte gering ist.

Flammenfärbung bei Alkalimetallen

Neben den eben beschriebenen Eigenschaften haben Alkalimetalle die Eigenschaft, dass sie in einer Flamme charakteristische Flammenfärbungen zeigen. Dieses Phänomen beruht auf der Umwandlung von Wärmeenergie in Strahlungsenergie.

Durch die Wärme in Form einer Flamme wird im jeweiligen Element das Valenzelektron in einen angeregten Zustand versetzt. Das bedeutet, dass das Außenelektron auf ein höheres Energieniveau „springt“. Wenn dieses angeregte Elektron nach kurzer Zeit wieder in sein ursprüngliches Energieniveau zurückfällt, entsendet das Alkalimetall Lichtstrahlen mit einer bestimmten Wellenlänge.

Das kannst Du dann als farbige Flamme beobachten. Beachte hierbei, dass die Energieunterschiede bei den verschiedenen Elementen unterschiedlich hoch sind. Dadurch kommen auch die verschiedenen Farben der Flammen zustande.

Die Farbe der Flamme sowie die Wellenlänge des Lichts für das jeweilige Alkalimetall siehst Du in der folgenden Tabelle. Die Flammenfärbung tritt auch bei den Salzen der Alkalimetalle auf.

Aufgrund der Flammenfärbung werden Verbindungen, die Alkalimetalle enthalten, in Feuerwerk genutzt. Zudem dient die Flammenfärbung als Nachweisreaktion für Alkalimetalle und deren Ionen.

Für diesen qualitativen Nachweis gibst Du zur Probe etwas Salzsäure. So entsteht das Chlorid des Alkalimetalls, das gut zu verdampfen ist. In diese Mischung tauchst Du ein Magnesiastäbchen. Diese Stäbchen bestehen aus Magnesiumoxid und sind beständig gegenüber Hitze. Du hältst das Stäbchen mit der Probe in die Feuerflamme eines Bunsenbrenners. Anhand der auftretenden Farbe der Flamme kannst Du Rückschlüsse auf das Element ziehen, das in der Probe vorkommen muss.

Reaktionen von Alkalimetallen

Alkalimetalle sind sehr reaktionsfreudige Elemente und können mit vielen Verbindungen reagieren. Dazu zählen Wasserstoff, Wasser, Luft und die Halogene.

Reaktion mit Wasserstoff

Bei der Reaktion mit Wasserstoff bilden die Alkalimetalle Alkalimetallhydride. Die allgemeine Reaktionsgleichung beschreibt deren Bildung. Dabei ist Me ein Alkalimetall und MeH das entsprechende Alkalimetallhydrid.

$2\mathrm{Me}+{\mathrm{H}}_2\to 2\mathrm{MeH}$

Die thermische Beständigkeit der gebildeten Hydride verringert sich mit steigender Ordnungszahl. Lithiumhydrid zeigt die größte Beständigkeit und Caesiumhydrid die geringste.

Reaktion mit Sauerstoff

Alkalimetalloxide, wie Lithiumoxid, Alkalimetallperoxide, zum Beispiel Natriumperoxid, und Alkalimetallhyperoxide, beispielsweise Kaliumhyperoxid, entstehen bei der Reaktion von Alkalimetallen mit Sauerstoff. Die Bildung der eben genannten Beispiele zeigen die folgenden Reaktionsgleichungen.

$4\mathrm{Li}+{\mathrm{O}}_2\to 2{\mathrm{Li}}_2\mathrm{O}$

$2\mathrm{Na}+{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{O}}_2$

$\mathrm{K}+{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{KO}}_2$

Reaktion in Wasser

Mit Wasser können die Akalimetalle ebenso reagieren. Bei dieser Reaktion bilden sich Alkalimetallhydroxiden und es wird Wasserstoff freigesetzt. Ein Beispiel ist die Bildung von Kaliumhydroxid. Die Reaktionsgleichung zeigt die Reaktion von Kalium und Wasser zu Kaliumhydroxid und Wasserstoff.

$2\mathrm{K}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{KOH}+{\mathrm{H}}_2$

Reaktion mit Halogenen und Halogenwasserstoffe

Durch die Reaktion von Alkalimetallen mit Halogenen bilden sich Alkalimetallhalogenide. In der folgenden Reaktionsgleichung stellt das Me ein beliebiges Alkalimetall dar und das X ist ein Halogen.

$2\mathrm{Me}+{\mathrm{X}}_2\to 2\mathrm{MeX}$

Bei der Entstehung von Alkalimetallhalogeniden solltest Du beachten, dass die Reaktionskraft vom Lithium zum Caesium zunimmt und vom Fluor zum Iod abnimmt. So findet kaum eine Reaktion zwischen Natrium und Iod statt. Zwischen Natrium und Brom ist sie sehr langsam. Im Gegensatz dazu kommt es zwischen Kalium und Brom zu einer explosionsartigen Reaktion.

Außerdem können Halogenwasserstoffe mit Alkalimetalle reagieren. Dabei bildet sich Kohlenstoff. Die Reaktion verläuft explosionsartig. Die Reaktionsgleichung zeigt Dir die Reaktion von Natrium mit Tetrachlormethan zu Natriumchlorid und Kohlenstoff.

${\mathrm{CCl}}_4+4\mathrm{Na}\to 4\mathrm{NaCl}+\mathrm{C}$

Weitere Reaktionen

Des Weiteren sind Alkalimetalle in flüssigem Ammoniak löslich. Durch das Lösen entsteht eine Lösung mit einer intensiv blauen Farbe. Während dem Lösevorgang bilden sich positive Alkalimetall-Ionen und solvatisierte Elektronen. Das bedeutet, die Teilchen des Lösungsmittels lagern sich an die Elektronen an. Deswegen werden diese Lösungen als ein sehr starkes Reduktionsmittel eingesetzt. Durch Zusatz eines geeigneten Komplexbildners zu solchen Lösungen können Alkalide, Verbindungen mit einem negativ geladenen Alkalimetall-Ion, hergestellt werden.

Vorkommen und Gewinnung von Alkalimetallen

Du hast bereits gelernt, dass Alkalimetalle sehr reaktive Elemente sind. Deswegen liegen Alkalimetalle natürlicherweise nur in Form von Mineralien vor. So kommen Lithium, Natrium und Kalium in Silicaten vor. Zudem ist Natrium in Steinsalz, Soda, Thenardit, Chilesalpeter und Kryolith enthalten.

Weiterhin liegen die Alkalimetalle Natrium und Kalium zusammen mit anderen Elementen als Ionen im Wasser vor.

Rubidium und Caesium kommen nicht allein in der Natur vor, sondern liegen immer zusammen mit anderen Alkalimetallen vor. Francium ist ein radioaktives Element.

Für die Gewinnung von Natrium und Lithium wird die Elektrolyse eingesetzt. Natriumhydroxid oder Natriumchlorid dienen beispielsweise als Ausgangsmaterial.

Zur Herstellung von Kalium wird die sogenannte Metallothermie genutzt. Bei diesem Verfahren entsteht Kalium, indem geschmolzenes Kaliumchlorid mittels Natrium reduziert wird. Die Reaktionsgleichung zeigt Dir die stattfindende Redoxreaktion.

$\mathrm{KCl}+\mathrm{Na}\to \mathrm{K}+\mathrm{NaCl}$

Rubidium und Caesium werden auf eine ähnliche Weise gewonnen. Auch für diese Alkalimetalle wird die Reduktion von passenden Stoffen, wie Chromaten, angewendet. Diese Reaktion veranschaulicht die Reaktionsgleichung. Als Edukt dient hier Caesiumdichromat.

${\mathrm{Cs}}_2{\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7+2\mathrm{Zr}\to 2\mathrm{Cs}+2{\mathrm{ZrO}}_2+{\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_3$

Verwendung von Alkalimetallen

Nachdem Du Einiges über das natürliche Vorkommen und das Gewinnen von Alkalimetallen erfahren hast, beschäftigst Du Dich nun mit deren Verwendung.

Lithium wird in Legierungen eingesetzt. So werden beispielsweise Legierungen, die Magnesium, Blei und Aluminium enthalten, durch den Zusatz von Lithium härter. Des Weiteren wird Lithium zur Produktion von Batterien und Akkumulatoren genutzt.

Natrium wird in Natriumdampflampen verwendet. Diese Lampen besitzen ein charakteristisches, gelbes Licht.

In Abbildung 4 kannst Du eine Natriumdampflampe sehen.

Abbildung 4: Natriumdampflampe

Auch für die Herstellung des blauen Farbstoffs Indigo, mit dem Deine Jeans gefärbt werden, wird Natrium benötigt. Denn aus Natrium wird Natriumamid hergestellt. Natriumamid wiederum dient zur Erzeugung von Indigo. Weiterhin wird Natrium zur Herstellung von Natriumperoxid, ein Bleichmittel, verwendet. Daneben ist die Produktion Natriumcyanid, was zum Gewinnen von Silber genutzt wird, ein weiteres Einsatzgebiet von Natrium.

Caesium findet in Fotozellen, Glühkathoden und weiteren technischen Produkten Verwendung. Die Halogenide von Rubidium werden in einigen Medikamenten genutzt. Kalium und Francium spielen weniger eine Rolle.