Strontium

Einordnung und zentrale Eigenschaften

Strontium (Symbol Sr, Ordnungszahl 38) ist ein Erdalkalimetall der 5. Periode und der 2. Hauptgruppe beziehungsweise 2. IUPAC-Gruppe. Es ist ein weiches, sehr reaktionsfreudiges, silberweißes Metall mit der Elektronenkonfiguration [Kr] 5s². Seine Mohshärte beträgt 1,5, die Dichte 2,63 g/cm³ bei 20 °C, der Schmelzpunkt 777 °C und der Siedepunkt 1380 °C. Bei Raumtemperatur kristallisiert es kubisch-flächenzentriert. Oberhalb von 215 °C bildet es eine hexagonal-dichteste Kugelpackung, oberhalb von 605 °C eine kubisch-innenzentrierte Struktur.

Strontium besitzt in stabilen Verbindungen praktisch ausschließlich die Oxidationsstufe +2 und liegt dort als zweiwertiges Kation Sr²⁺ vor. Es ist nach Barium und Radium eines der reaktivsten Erdalkalimetalle. Das Metall reagiert direkt mit Halogenen, Sauerstoff, Stickstoff und Schwefel. Mit Wasser entstehen Strontiumhydroxid und Wasserstoff: Sr + 2 H₂O → Sr(OH)₂ + H₂. Beim Verbrennen an der Luft entstehen Strontiumoxid und Strontiumnitrid; typisch ist die karminrote Flammenfärbung. Das Normalpotential des Systems Sr²⁺/Sr beträgt −2,89 V, die Elektronegativität 0,95 nach Pauling.

Im Grundwasser ähnelt das Verhalten von Strontium dem von Calcium. Unter schwach sauren bis basischen Bedingungen sind Strontiumverbindungen meist unlöslich; bei niedrigeren pH-Werten liegt Strontium eher gelöst vor. Erhöhter Kohlenstoffdioxid-Partialdruck kann die gemeinsame Ausfällung von Strontium- und Calciumcarbonat fördern. Böden können Strontium außerdem durch ihre Kationenaustauschkapazität binden.

Geschichte, Vorkommen und Gewinnung

Adair Crawford entdeckte das Element 1790; der Name geht auf Strontian in Schottland zurück. Martin Heinrich Klaproth beschrieb 1793 die charakteristische rote Flammenfärbung und vermutete ein neues Element. Humphry Davy stellte 1808 durch elektrolytische Reduktion zunächst verunreinigtes Strontium beziehungsweise Strontiumamalgam dar. Robert Bunsen und Augustus Matthiessen gewannen 1855 reines Strontium durch Elektrolyse einer Strontiumchloridschmelze.

Strontium ist mit etwa 370 ppm in der kontinentalen Erdkruste verhältnismäßig häufig und ein lithophiles, inkompatibles Element. In magmatischen Gesteinen ersetzt es wegen ähnlicher Ionenradien vor allem Calcium in Plagioklas und Apatit sowie teilweise Kalium in Kalifeldspat. Besonders hohe Gehalte besitzen Karbonatite und Alkaligesteine. Gediegenes Strontium kommt in der Natur nicht vor. Wichtige Minerale sind Coelestin (SrSO₄) und Strontianit (SrCO₃); insgesamt waren im Mai 2026 137 strontiumhaltige Minerale bekannt.

Bei der Verwitterung wird Strontium gelöst und über Flüsse in die Ozeane transportiert. Meerwasser enthält im Mittel etwa 7,6 ppm Strontium; die Verweildauer beträgt 1–20 Millionen Jahre. Meeresorganismen bauen Strontium in Calciumcarbonat-Minerale ein, wobei Aragonit mehr Strontium aufnimmt als Calcit. Acantharia bilden ihre Skelette aus Strontiumsulfat. Unterirdische Solen können mehrere 1000 ppm enthalten.

Ausgangsstoff für die industrielle Herstellung ist meist Coelestin. Zunächst wird daraus ein über 90 %iges Konzentrat hergestellt. Bei 1100–1200 °C wird Strontiumsulfat mit Kohlenstoff zu Strontiumsulfid reduziert: SrSO₄ + 2 C → SrS + 2 CO₂. Aus der gereinigten Sulfidlösung entsteht durch Einleiten von Kohlenstoffdioxid Strontiumcarbonat: SrS + CO₂ + H₂O → SrCO₃ + H₂S. Strontiumcarbonat ist die industriell wichtigste Strontiumverbindung. Metallisches Strontium wird durch aluminothermische Reduktion von Strontiumoxid im Vakuum oder elektrolytisch aus Salzschmelzen gewonnen; hochreines Metall kann durch Vakuumdestillation erhalten werden. Die weltweite Förderung von Strontiummineralien betrug 2025 rund 400.000 Tonnen, vor allem in Iran, Spanien, China, Mexiko und Argentinien.

Isotope und radioaktives Strontium-90

Insgesamt sind 34 Strontiumisotope und neun weitere Kernisomere bekannt. Natürlich vorkommende Isotope sind ⁸⁴Sr (0,56 %), ⁸⁶Sr (9,86 %), ⁸⁷Sr (7,00 %) und ⁸⁸Sr (82,58 %). Das häufigste Isotop ist damit ⁸⁸Sr. ⁸⁷Sr entsteht durch den Zerfall des sehr langlebigen Rubidiumisotops ⁸⁷Rb, dessen Halbwertszeit 48 Milliarden Jahre beträgt. Das Verhältnis verschiedener Strontiumisotope kann deshalb zur Altersbestimmung rubidium- und strontiumhaltiger Gesteine verwendet werden.

⁹⁰Sr ist ein Betastrahler mit einer Zerfallsenergie von 0,546 MeV und einer Halbwertszeit von 28,78 Jahren. Es zerfällt zu ⁹⁰Y, das mit einer Halbwertszeit von 64,1 Stunden unter energiereicher Betastrahlung und Gammastrahlung in stabiles ⁹⁰Zr übergeht. ⁹⁰Sr entsteht als häufiges sekundäres Spaltprodukt bei der Kernspaltung, unter anderem aus Spaltprodukten der Massenzahl 90. Bei der Spaltung von ²³⁵U entstehen solche Produkte bei etwa 5,7 % aller Kernspaltungen; thermische Neutronen erzeugen etwas mehr ⁹⁰Sr als schnelle Neutronen.

Bei der Katastrophe von Tschernobyl wurden 800 TBq ⁹⁰Sr freigesetzt, entsprechend etwa 153 g. Beim Windscale-Brand waren es 0,07 TBq beziehungsweise etwa 13,4 mg. Nach oberirdischen Kernwaffentests, besonders 1955–58 und 1961–63, stieg die atmosphärische Belastung stark an. Die gesamte durch Kernwaffen freigesetzte Aktivität an ⁹⁰Sr betrug etwa 6 · 10¹⁷ Bq beziehungsweise rund 115 kg.

Da Strontium Calcium chemisch ähnelt, wird ⁹⁰Sr in Knochen eingebaut. Die energiereiche Betastrahlung kann Knochenzellen und Knochenmark schädigen und Knochentumoren oder Leukämien auslösen. Die biologische Halbwertszeit in Knochen beträgt 49 Jahre, die effektive Halbwertszeit 18,1 Jahre. ⁹⁰Sr kann außerdem in Radionuklidbatterien, zur Dickenmessung, als Isotopenmarkierung und zum Kalibrieren von Geigerzählern eingesetzt werden. Reines ⁹⁰Sr liefert etwa 0,9 W thermische Leistung pro Gramm; als stabileres Strontiumtitanat ⁹⁰SrTiO₃ beträgt die Leistungsdichte 0,45 W thermisch/g.

Isotopenanalyse und biologische Bedeutung

Das Verhältnis der Isotope ⁸⁶Sr und ⁸⁷Sr hängt von den Gesteinen der Umgebung ab. Da Strontium unter unterschiedlichen Bedingungen in Knochen und Zähne eingelagert wird, können Isotopenverhältnisse Hinweise auf Wanderungsbewegungen prähistorischer Menschen geben. Die geringe, aber messbare Belastung der Bevölkerung mit ⁹⁰Sr wurde unter anderem anhand von Milchzähnen amerikanischer Kinder in den 1950er und 1960er Jahren nachgewiesen. Nach dem Ende der atmosphärischen Kernwaffentests sanken die Werte; unterirdische Tests setzten deutlich weniger ⁹⁰Sr frei.

Strontium ist für den Menschen nicht essentiell und besitzt keine bekannte notwendige biologische Funktion. Nur wenige Lebewesen nutzen es gezielt. Acantharia, einzellige Meerestiere aus dem Zooplankton, bilden ihr Skelett als einzige Protisten aus Strontiumsulfat. Zieralgen wie Micrasterias und Closterium lagern Strontium und Barium in inneren Kristallen ab und vermindern dadurch deren schädliche Wirkung.

Strontium ähnelt Calcium und wird deshalb vor allem in Knochen gespeichert, aber nur in geringen Mengen über den Darm aufgenommen. Ein 70 kg schwerer Mann enthält durchschnittlich 0,32 g Strontium, gegenüber etwa 1000 g Calcium. Eine strontiumreiche und calciumarme Ernährung verursachte bei Schweinen Koordinationsstörungen, Schwäche und Lähmungserscheinungen. Eine mögliche hemmende Wirkung gegenüber Karies wird erwähnt, ist aber keine essentielle Funktion.

Verwendung und medizinische Bedeutung

Strontiumsalze erzeugen eine charakteristische rote Flammenfärbung und werden deshalb in Feuerwerk und Signalfackeln verwendet. Nach einem USGS-Bericht von 2022 entfielen in den USA jeweils 40 % des Verbrauchs auf keramische Ferritmagnete und Pyrotechnik. Weitere 20 % wurden für Bohrflüssigkeitsadditive, die elektrolytische Zinkherstellung, Legierungen, Pigmente, Füllstoffe und die Glasindustrie verwendet. Coelestin dient besonders als Bohrflüssigkeitsadditiv bei Öl- und Gasbohrungen.

Metallisches Strontium wird Aluminium-Silicium-Legierungen mit 7–12 % Silicium zugesetzt. Es verändert das Eutektikum und verhindert grobe, nadelförmige und mechanisch wenig belastbare Körner. Dadurch verbessern sich die mechanischen Eigenschaften; die Wirkung hält in Schmelzen länger an als die von Natrium. Strontium wird außerdem Ferrosilicium zugesetzt, als Gettermaterial in Elektronenröhren verwendet, zum Entfernen von Schwefel und Phosphor aus Stahl sowie zum Härten von Bleiplatten in Akkumulatoren.

Strontiumcarbonat ist die wichtigste Handelsform und dient unter anderem zur Herstellung von röntgenabsorbierendem Glas für Kathodenstrahlröhren, Strontiumferrit für Permanentmagnete und Elektrokeramiken. Strontiumnitrat wird vor allem in der Pyrotechnik eingesetzt; Strontiumchromat dient als gelbe, korrosionshemmende Grundierung für Aluminium im Flugzeug- und Schiffbau. Strontiumhalogenide besitzen die allgemeine Formel SrX₂; Fluorid ist schwerer löslich, die übrigen sind meist gut wasserlöslich. Strontiumchlorid wird unter anderem in Zahnpasta gegen schmerzempfindliche Zähne verwendet.

⁸⁹Sr wird als Chlorid unter dem Handelsnamen Metastron zur Radionuklidtherapie von Knochenmetastasen eingesetzt. Strontiumranelat war ein Arzneistoff zur Osteoporosebehandlung, wird aber nicht mehr vermarktet. Die Strontium-Einheit (S.U.) misst den Gehalt an ⁹⁰Sr im Körper.

Sicherheit und besondere Verbindungen

Strontium ist wie andere Erdalkalimetalle brennbar und reagiert mit Wasser sowie Kohlenstoffdioxid. Deshalb dürfen Wasser und Kohlenstoffdioxid nicht als Löschmittel verwendet werden. Geeignet sind Metallbrandlöscher der Klasse D sowie trockener Sand, Salz oder Löschpulver. Bei Kontakt mit Wasser entsteht Wasserstoff, der explosionsgefährlich ist. Kleine Mengen können mit Isopropanol, tert-Butanol oder Octanol umgesetzt werden.

Strontiumverbindungen sind in der Regel farblose Salze. Neben den stabilen zweiwertigen Verbindungen wurden Strontium(I)-Verbindungen wie SrOH und SrCl als instabile Zwischenstufen heißer Flammen nachgewiesen. Sie emittieren stark im roten Spektralbereich und können in lichtstarken, tiefgesättigt roten pyrotechnischen Leuchtsätzen als Farbgeber wirken.

Organische Strontiumverbindungen sind wenig bekannt, weil sie sehr reaktiv sind und mit vielen Lösungsmitteln, etwa Ethern, reagieren. In unpolaren Lösungsmitteln sind sie unlöslich. Ein bekanntes Beispiel ist ein Metallocen mit Pentamethylcyclopentadienyl-Anionen (Cp*), das in der Gasphase im Gegensatz zu anderen Metallocenen wie Ferrocen gewinkelt ist.