Alkalimetalle

Einordnung und typische Merkmale

Alkalimetalle sind die Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr) aus der 1. Hauptgruppe des Periodensystems. Sie sind silbrig glänzende, reaktive Metalle. In ihrer Valenzschale, also der äußersten Elektronenschale, besitzen sie jeweils nur ein Elektron. Dieses schwach gebundene s-Elektron geben sie leicht ab; deshalb sind Alkalimetalle starke Reduktionsmittel, also Stoffe, die Elektronen abgeben können.

Die stabilen Alkalimetalle sind silbrig-weiße, weiche Leichtmetalle mit geringer Dichte und lassen sich mit einem Messer schneiden. Caesium erhält schon bei kleinsten Verunreinigungen einen Goldton. Sie reagieren mit Wasser, Luft und Halogenen teilweise sehr heftig und unter starker Wärmeentwicklung. Lithium, Natrium und Kalium werden daher unter Paraffin oder Petroleum aufbewahrt; Rubidium und Caesium lagert man unter Luftabschluss in Ampullen.

In Verbindungen liegen die Metalle fast immer als einwertige Kationen vor, also als positiv geladene Ionen mit der Ladung +1. Es sind jedoch auch Verbindungen mit anionischen Alkalimetallen bekannt, etwa Natride, die durch Kryptanden komplexiert sind.

Die Metalle und ihre Salze besitzen charakteristische Flammenfärbungen: Lithium rot bei 671 nm, Natrium gelb bei 589 nm, Kalium violett bei 768 und 404 nm, Rubidium rot bei 780 und 421 nm sowie Caesium blauviolett bei 458 nm. Deshalb werden Alkalimetallverbindungen in Feuerwerken verwendet. Wegen ihrer einfachen elektronischen Struktur lassen sich Alkalimetalle in der Atomphysik außerdem besonders leicht mit Lasern kühlen.

Struktur und Trends in der Gruppe

Alle Alkalimetalle kristallisieren normalerweise kubisch-raumzentriert. Bei tiefen Temperaturen bilden Lithium und Natrium stattdessen eine hexagonal-dichteste Packung. Atomradius und Kationenradius nehmen mit steigender Massenzahl zu.

Von Lithium zu Francium nehmen Härte, erste Ionisierungsenergie, Elektronegativität sowie Schmelz- und Siedepunkte ab. Gleichzeitig steigen Reaktivität, Basizität und im Allgemeinen die Dichte. Die Mohshärte sinkt beispielsweise von 0,6 bei Lithium über 0,5 bei Natrium und 0,4 bei Kalium auf 0,2 bei Caesium. Die Elektronegativität fällt von 0,98 bei Lithium auf 0,70 bei Francium.

Die Schmelzpunkte bei 1013 hPa reichen von 453,69 K (180,54 °C) für Lithium über 370,87 K (97,72 °C) für Natrium und 336,53 K (63,38 °C) für Kalium bis zu 301,59 K (28,44 °C) für Caesium und 298 K (25 °C) für Francium. Die Siedepunkte liegen bei 1603 K (1330 °C) für Lithium, 1163 K (890 °C) für Natrium, 1047 K (774 °C) für Kalium, 961,2 K (688 °C) für Rubidium, 963,2 K (690 °C) für Caesium und 950 K (677 °C) für Francium. Die makroskopischen Werte für Francium beruhen auf theoretischen Berechnungen.

Reaktionen und wichtige Verbindungen

Mit Wasserstoff bilden Alkalimetalle salzartige Alkalimetallhydride:

2 Me + H₂ → 2 MeH

Ihre thermische Beständigkeit nimmt von Lithiumhydrid zu Caesiumhydrid ab. Alkalihydride dienen als Reduktions- oder Trocknungsmittel.

Mit Sauerstoff entstehen feste, weiße Oxide, Peroxide oder Hyperoxide. Beispiele sind Lithiumoxid und Natriumoxid, Natriumperoxid und Kaliumperoxid sowie Kalium-, Rubidium- und Caesiumhyperoxid. Typische Gleichungen sind:

4 Li + O₂ → 2 Li₂O 2 Na + O₂ → Na₂O₂ K + O₂ → KO₂

Mit Wasser entstehen Alkalimetallhydroxide und Wasserstoff:

2 M + 2 H₂O → 2 MOH + H₂

Die Hydroxide sind farblose Feststoffe. Sie lösen sich unter starker Erwärmung leicht in Wasser, reagieren stark basisch und wirken als Lösungen sowie als Feststoffe stark ätzend. Die Reaktivität nimmt von Lithium zu Caesium stark zu, weil das Außenelektron durch zusätzliche Elektronenschalen stärker vom positiv geladenen Kern abgeschirmt und dadurch leichter abgegeben wird. Die Beschreibung nennt für Natrium sowohl eine mögliche Entzündung des Wasserstoffs an Luft als auch eine Reaktion ohne Wasserstoffentzündung; Kalium und Rubidium reagieren mit spontaner Entzündung des Wasserstoffs, Caesium explosionsartig. Selbst weniger als 0,5 g Natrium können unter Luftabschluss explosiv mit Wasser reagieren. Als mögliche Ursache wird eine anfängliche Coulomb-Explosion mit starker Oberflächenvergrößerung genannt.

Mit Halogenen entstehen salzartige Alkalimetallhalogenide:

2 Me + X₂ → 2 MeX

Die Reaktivität steigt vom Lithium zum Caesium und nimmt vom Fluor zum Iod ab. Natrium reagiert mit Iod kaum und mit Brom sehr langsam, Kalium dagegen mit Brom und Iod explosionsartig. Alkalimetalle können Halogenkohlenwasserstoffen Halogen entziehen, zum Beispiel:

CCl₄ + 4 Na → 4 NaCl + C

In flüssigem Ammoniak entstehen intensiv blaue Lösungen aus Alkalimetall-Kationen und solvatisierten Elektronen. Sie sind sehr starke Reduktionsmittel und werden etwa bei der Birch-Reduktion eingesetzt. Mit Kryptanden oder Kronenethern können daraus Salze mit Alkalimetall-Anionen, sogenannte Alkalide, entstehen.

Warum Wasserstoff kein Alkalimetall ist

Wasserstoff steht als erstes Element ebenfalls in der 1. Hauptgruppe, wird unter Normalbedingungen aber nicht zu den Alkalimetallen gezählt. Er ist ein gasförmiges Nichtmetall, besitzt eine deutlich höhere erste Ionisierungsenergie und zeigt keine typischen metallischen Eigenschaften. Anders als Alkalimetalle teilt er sein Elektron mit Nichtmetallen wie Chlor oder Sauerstoff und bildet über kovalente Bindungen Molekülverbindungen. Von Metallen kann Wasserstoff dagegen ein Elektron aufnehmen und salzartige Hydride bilden.

Eine wichtige Eigenschaft des Wasserstoffatoms ist der Verlust seines einzigen Elektrons an Wasser unter Bildung des Hydroniumkations. Dieses Kation ist für chemische Reaktionen in wässrigen Lösungen bedeutsam. Wegen seiner besonderen Stellung findet sich in Lehrbüchern auch die Auffassung: „Wasserstoff gehört im Periodensystem zu keiner bestimmten Gruppe“.

Ähnlichkeiten zu den Alkalimetallen bestehen dennoch: Wasserstoff ist ein starkes Reduktionsmittel und tritt stets einwertig auf. Unter extrem hohem Druck wird er zu metallischem Wasserstoff. Umgekehrt zeigt Lithium unter bestimmten Bedingungen eine wasserstoffähnliche Eigenschaft: Als Gas besteht es zu 1 % aus zweiatomigen Molekülen.