Gruppe 1: Die Alkalimetalle
Das Wort „Alkali“ leitet sich von einem arabischen Wort ab, das „Asche“ bedeutet. Viele Natrium- und Kaliumverbindungen wurden aus Holzasche isoliert (Na2CO3 und K2CO3 werden immer noch gelegentlich als „Soda“ und „Kali“ bezeichnet). In der Alkaligruppe haben wir beim Abstieg in die Gruppe die Elemente Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs) und Francium (Fr). Mehrere physikalische Eigenschaften dieser Elemente werden in der Tabelle \(\pageIndex{1}\) verglichen. Diese Elemente haben alle nur ein Elektron in ihren äußersten Schalen. Alle Elemente zeigen metallische Eigenschaften und haben Valenz +1, daher geben sie leicht Elektronen ab.
| Element | Electronic Configuration | Melting Point (°C) | Density (g/cm3) | Atomic Radius | Ionization Energy (kJ/mol) |
|---|---|---|---|---|---|
| Lithium | \(2s^1\) | 181 | 0.53 | 1.52 | 520 |
| Sodium | \(3s^1\) | 98 | 0.97 | 1.86 | 496 |
| Potassium | \(4s^1\) | 63 | 0.86 | 2.27 | 419 |
| Rubidium | \(5s^1\) | 39 | 1.53 | 2.47 | 403 |
| Cäsium | \(6s^1\) | 28 | 1.88 | 2.65 | 376 |
Wenn wir uns in der Gruppe nach unten bewegen (von Li nach Fr), werden die folgenden Trends beobachtet (Tabelle \(\pageIndex {1}\)):
- Alle haben ein einzelnes Elektron in einem ’s‘-Valenzorbital
- Der Schmelzpunkt nimmt ab
- Die Dichte nimmt zu
- Der Atomradius nimmt zu
- Die Ionisationsenergie nimmt ab (erste Ionisationsenergie)
Die Alkalimetalle haben die niedrigsten \(I_1\) Werte der Elemente
Dies stellt die relative Leichtigkeit dar, mit der das einzelne Elektron im äußeren ’s‘-Orbital entfernt werden kann.
Die Alkalimetalle sind sehr reaktiv und verlieren leicht 1 Elektron, um ein Ion mit einer Ladung von 1+ zu bilden:
\
Aufgrund dieser Reaktivität kommen die Alkalimetalle in der Natur nur als Verbindungen vor. Die Alkalimetalle verbinden sich direkt mit den meisten Nichtmetallen:
- Mit Wasserstoff zu festen Hydriden reagieren
\
( Hinweis: Wasserstoff ist im Metallhydrid als Hydrid-H-Ion vorhanden)
- Reagieren Sie mit Schwefel, um feste Sulfide zu bilden
\
Reagieren Sie mit Chlor, um feste Chloride zu bilden
\
Alkalimetalle reagieren mit Wasser unter Bildung von Wasserstoffgas und Alkalimetallhydroxiden; dies ist eine sehr exotherme Reaktion (Abbildung \(\pageIndex{1}\)).
\
Die Reaktion zwischen Alkalimetallen und Sauerstoff ist komplexer:
- Eine übliche Reaktion ist die Bildung von Metalloxiden, die das O2- Ion enthalten
\
Andere Alkalimetalle können Metallperoxide bilden (enthält O22- Ionen)
\
K, Rb und Cs können auch Superoxide (O2- Ionen) bilden)
\
Farben durch Absorption
Die Farbe einer Chemikalie entsteht, wenn ein Valenzelektron in einem Atom durch sichtbare Strahlung von einem Energieniveau zum anderen angeregt wird. In diesem Fall wird die bestimmte Lichtfrequenz absorbiert, die das Elektron anregt. Somit ist das verbleibende Licht, das Sie sehen, weißes Licht ohne eine oder mehrere Wellenlängen (daher farbig). Alkalimetalle, die ihre äußersten Elektronen verloren haben, haben keine Elektronen, die durch sichtbare Strahlung angeregt werden können. Alkalimetallsalze und ihre wässrige Lösung sind farblos, es sei denn, sie enthalten ein farbiges Anion.
Farben durch Emission
Wenn Alkalimetalle in eine Flamme gegeben werden, werden die Ionen im unteren Teil der Flamme reduziert (gewinnen ein Elektron). Das Elektron wird durch die hohe Temperatur der Flamme angeregt (springt auf ein höheres Orbital). Wenn das angeregte Elektron auf ein niedrigeres Orbital zurückfällt, wird ein Photon freigesetzt. Der Übergang des Valenzelektrons von Natrium von der 3p- zur 3s-Subschale führt zur Freisetzung eines Photons mit einer Wellenlänge von 589 nm (gelb)
Flamme farben:
- Lithium: purpurrot
- Natrium: gelb
- Kalium: lila