Alkalimetalle und Erdalkalimetalle: ein Leitfaden zu den Gruppen 1 und 2

Die beiden Spalten ganz links im Periodensystem enthalten einige der reaktionsfreudigsten Metalle überhaupt. Die Gruppe 1 – Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium – bilden die Alkalimetalle. Die Gruppe 2 – Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium – bilden die Erdalkalimetalle. Beide gehören zum s-Block, und die einfache Tatsache, dass ihre Atome nur ein oder zwei Elektronen in der äußersten Schale tragen, erklärt den größten Teil ihres Verhaltens.

Woher die Namen kommen

„Alkali“ stammt von einem arabischen Wort für Pflanzenasche. Früher laugte man die Asche verbrannten Holzes oder Seetangs mit Wasser aus, um Seife und Glas herzustellen, und diese Asche war reich an stark basischen Kalium- und Natriumcarbonaten. Die später aus solchen Stoffen gewonnenen Metalle wurden zu den Alkalimetallen.

„Erde“ war ein alter chemischer Begriff für Oxide, die starkes Erhitzen unverändert überstehen. Kalk (Calciumoxid) und Magnesia (Magnesiumoxid) waren Erden, die sich in Wasser zu basischen Lösungen lösten – daher Erdalkalien. Die Metalle selbst wurden erstmals 1808 gewonnen, als Humphry Davy in England mithilfe der Elektrolyse Calcium, Magnesium, Strontium und Barium isolierte, ein Jahr nachdem ihm dasselbe mit Natrium und Kalium gelungen war.

Gruppe 1: gemeinsame Eigenschaften

Jedes Atom eines Alkalimetalls hat ein einziges Elektron in seinem äußeren s-Orbital. Dieses Elektron ist weit vom Kern entfernt und von den inneren Elektronen abgeschirmt, daher wird es leicht abgegeben. Folglich treten diese Elemente fast immer als Ionen mit der Ladung +1 auf.

• Sie sind weich. Natrium und Kalium lassen sich mit einem Messer schneiden wie kalte Butter. Eine frische Schnittfläche glänzt silbrig, läuft an der Luft aber innerhalb von Sekunden an.
• Sie sind leicht. Lithium hat eine Dichte von etwa 0,53 g/cm³, die niedrigste aller Metalle, und schwimmt auf Wasser. Auch Natrium und Kalium sind weniger dicht als Wasser.
• Sie schmelzen leicht. Lithium schmilzt bei rund 180 °C, Natrium bei etwa 98 °C, Kalium bei etwa 63 °C und Caesium bei etwa 28 °C. Caesium würde auf einer warmen Hand schmelzen, darf aber niemals berührt werden, weil es heftig mit der Feuchtigkeit der Haut reagiert.
• Sie werden unter Öl oder Schutzgas aufbewahrt, weil sie mit Sauerstoff und Wasserdampf der Luft reagieren.

Die Reaktivität nimmt innerhalb der Gruppe nach unten zu

Alkalimetalle reagieren mit Wasser unter Bildung von Wasserstoffgas und einem Hydroxid. Für Natrium:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Dieselbe Reaktion wird weiter unten in der Gruppe viel heftiger. Lithium sprudelt sanft und löst sich langsam auf. Natrium schmilzt zu einer Kugel, die über die Oberfläche flitzt. Kalium entzündet den freigesetzten Wasserstoff, der mit fliederfarbener Flamme brennt. Rubidium und Caesium reagieren explosionsartig.

Der Trend folgt der Ionisierungsenergie. Jeder Schritt nach unten fügt eine Elektronenschale hinzu, sodass das äußere Elektron weiter vom Kern entfernt ist und sich leichter entfernen lässt. Die ersten Ionisierungsenergien sinken von etwa 5,39 eV bei Lithium über 5,14 eV bei Natrium und 4,34 eV bei Kalium auf 3,89 eV bei Caesium.

Die Reaktionen mit Sauerstoff zeigen einen weiteren Unterschied. Lithium bildet vor allem das Oxid Li₂O, Natrium bevorzugt das Peroxid Na₂O₂, und Kalium sowie die schwereren Metalle bilden Hyperoxide wie KO₂. Größere Kationen bilden mit größeren Anionen stabilere Gitter.

Francium steht am unteren Ende der Gruppe 1, doch sein langlebigstes Isotop hat eine Halbwertszeit von nur etwa 22 Minuten. Eine sichtbare Menge wurde nie gesammelt, daher sind die meisten seiner Eigenschaften Schätzungen auf Grundlage seiner Nachbarn.

Gruppe 2: gemeinsame Eigenschaften

Erdalkalimetalle haben zwei Elektronen im äußeren s-Orbital und bilden Ionen mit der Ladung +2. Die Abgabe zweier Elektronen kostet mehr Energie, weshalb sie weniger reaktionsfreudig sind als das Metall der Gruppe 1 in derselben Periode; zudem sind sie härter, dichter und haben höhere Schmelzpunkte.

Der Trend innerhalb der Gruppe entspricht dem der Gruppe 1. Beryllium reagiert kaum mit Wasser, Magnesium reagiert mit heißem Wasser oder Wasserdampf, und Calcium, Strontium und Barium reagieren schon mit kaltem Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

Beryllium fällt aus der Reihe. Sein Atom ist so klein, dass es eher kovalente als ionische Bindungen eingeht, und sein Oxid ist amphoter, reagiert also sowohl mit Säuren als auch mit Basen. Berylliumverbindungen können zudem als eingeatmeter Staub schwere Lungenerkrankungen verursachen und werden daher mit Vorsicht gehandhabt.

Flammenfärbungen

Hält man Verbindungen der Alkalimetalle und einiger Erdalkalimetalle in eine Flamme, zeigt jedes Element eine charakteristische Farbe. Die Hitze hebt Elektronen auf höhere Energieniveaus, und wenn sie zurückfallen, senden sie Licht bestimmter Wellenlängen aus. Feuerwerk beruht auf demselben Effekt.

Das Gelb des Natriums ist so intensiv, dass es andere Farben überdecken kann. Chemiker betrachten die fliederfarbene Flamme des Kaliums durch Cobaltglas, um jegliches Natriumgelb herauszufiltern. Beryllium und Magnesium zeigen keine charakteristische Flammenfärbung; das gleißend weiße Licht brennenden Magnesiumbands stammt von der Verbrennung selbst, nicht von einer Emission wie bei der Flammenprobe.

Anwendungen in Alltag und Industrie

• Lithium: wiederaufladbare Lithium-Ionen-Akkus in Smartphones und Elektroautos, leichte Aluminium-Lithium-Legierungen und Lithiumcarbonat als stimmungsstabilisierendes Medikament.
• Natrium: Kochsalz (Natriumchlorid), Natron (Natriumhydrogencarbonat), gelbe Natriumdampf-Straßenlampen und Kühlmittel in manchen Kernreaktoren.
• Kalium: einer der drei wichtigsten Pflanzennährstoffe und ein Hauptbestandteil von Düngemitteln. Im Körper ist es unverzichtbar für Nervensignale und den Herzrhythmus.
• Rubidium und Caesium: Atomuhren. Die SI-Sekunde ist über eine bestimmte Übergangsfrequenz des Caesium-133-Atoms definiert.
• Magnesium: Leichtmetalllegierungen für Autoteile und Laptopgehäuse sowie das Zentralatom des Chlorophylls.
• Calcium: Knochen und Zähne, Kalkstein, Zement und Gips. „Hartes“ Leitungswasser ist reich an Calcium- und Magnesiumionen.
• Strontium: das Rot in Feuerwerk und Signalfackeln.
• Barium: Bariumsulfat ist so unlöslich, dass es gefahrlos als Röntgenkontrastmittel geschluckt werden kann, obwohl lösliche Bariumverbindungen giftig sind.

Wohin gehört der Wasserstoff?

Wasserstoff hat ein einziges Elektron, weshalb die meisten Tabellen ihn an die Spitze der Gruppe 1 setzen. Doch Wasserstoff ist bei Raumtemperatur ein nichtmetallisches Gas und verhält sich ganz anders als die Alkalimetalle.

Für die Gruppe 1 sprechen seine Konfiguration 1s¹ und seine Fähigkeit, H⁺ zu bilden. Andererseits kann er wie ein Halogen ein Elektron aufnehmen und das Hydridion H⁻ bilden, und er existiert als zweiatomiges Molekül H₂; deshalb meinen manche, er gehöre über die Gruppe 17. Andere weisen darauf hin, dass seine äußere Schale wie beim Kohlenstoff genau halb gefüllt ist, und schlagen die Gruppe 14 vor.

Deshalb setzen manche Tabellen Wasserstoff über die Gruppe 1, färben ihn aber als Nichtmetall, während andere ihn allein über der Mitte der Tabelle schweben lassen. Statt einer einzig richtigen Antwort zeigt die Debatte, dass Wasserstoff einzigartig ist und zu keiner Gruppe perfekt passt. Theoretiker haben zudem vorhergesagt, dass Wasserstoff unter den extremen Drücken tief im Inneren von Planeten wie Jupiter in einem metallischen Zustand vorliegen könnte.

Schrägbeziehungen

Ein Element der Periode 2 ähnelt oft dem Element der Periode 3, das schräg rechts unter ihm steht. Man spricht von einer Schrägbeziehung (diagonalen Beziehung). Lithium teilt mehrere Eigenschaften eher mit Magnesium als mit Natrium: Es bildet ein Nitrid, und sein Carbonat zersetzt sich beim Erhitzen leicht. Beryllium ähnelt dem Aluminium, am deutlichsten in seinem amphoteren Oxid. Die übliche Erklärung lautet, dass sich das Verhältnis von Ladung zu Größe entlang der Diagonale angleicht. Wer diese Ausnahmen neben den Haupttrends der Gruppen kennt, gewinnt ein viel tieferes Bild der Gruppen 1 und 2.