Die Elemente der 1. Hauptgruppe – Eigenschaften und wichtige Verbindungen der Alkalimetalle

Zur 1. Hauptgruppe des Periodensystems gehören die Elemente Wasserstoff, Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Caesium. Wasserstoff, der in der ersten Periode steht, ist ein typisches Nichtmetall. Die übrigen Elemente der 1. Hauptgruppe werden auch Alkalimetalle genannt, sie sind weiche, reaktionsfähige Metalle.

Die Alkalimetalle geben leicht ihr Valenzelektron ab und sind daher sehr reaktiv. Sie kommen in der Natur nur in gebundener Form vor. Wasserstoff ist das häufigste Element im Universum.

Alkali- und Erdalkalimetalle

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Gruppeneigenschaften
Zur 1. Hauptgruppe gehören die Elemente Wasserstoff (H), Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Caesium (Cs) und Francium (Fr), dessen Isotope alle radioaktiv sind. Unter den Elementen der 1. Hauptgruppe besitzt Wasserstoff eine Sonderstellung, er unterscheidet sich deutlich von den übrigen Elementen dieser Gruppe und ist im Gegensatz zu ihnen ein Nichtmetall. Die Elemente Lithium bis Francium sind typische Metalle, sie werden Alkalimetalle genannt.
Gemeinsam ist allen Elementen der 1. Hauptgruppe, dass sie nur ein Valenzelektron besitzen und somit die Valenzelektronenkonfiguration $n s^{1}$ (n = 1-7) aufweisen.

Wasserstoff ist das Element mit dem einfachsten Atombau, er besteht aus einem Proton und einem Elektron. Durch Abgabe des Elektrons entstehen $H^{+}$ -Ionen (Protonen). Die Edelgaskonfiguration erreicht Wasserstoff durch Aufnahme eines Elektrons bzw. durch Ausbildung einer kovalenten Bindung, wodurch er sich deutlich von den Alkalimetallen unterscheidet.

Für die Alkalimetalle ist die Edelgaskonfiguration mit einer vollen äußeren Elektronenhülle am leichtesten zu erreichen, indem sie ein Elektron an einen Bindungspartner abgeben. Deshalb sind die Alkalimetalle einwertig und treten in Verbindungen überwiegend als einfach positiv geladene Kationen auf. Da das $s^{1} – Elektron$ sehr leicht abgespalten werden kann, zählen die Alkalimetalle zu den reaktivsten Metallen.
Da sie leicht ihr Valenzelektron abgeben, d. h. leicht oxidiert werden, sind sie in der Lage, andere Elemente zu reduzieren. Die Alkalimetalle werden daher als Reduktionsmittel verwendet.

Die Reaktivität und die Fähigkeit der Alkalimetalle, andere Elemente zu reduzieren, nehmen mit steigender Ordnungszahl zu. Die Ursache dafür ist einleuchtend, da ja mit steigender Periode das Valenzelektron durch immer mehr dazwischenliegende Schalen von der Anziehungskraft des positiven Atomkerns abgeschirmt wird und daher leichter abgespalten werden kann. Lithium und Natrium reagieren mit Wasser zwar heftig unter Wasserstoffentwicklung, aber ohne dass es zur Entzündung des Wasserstoffs kommt. Kalium und Rubidium reagieren unter spontaner Entzündung des Wasserstoffs, Caesium reagiert explosionsartig.

Die Alkalimetalle sind weiche Metalle, sie lassen sich mit einem Messer schneiden. Außerdem haben sie eine geringe Dichte. Lithium, Natrium und Kalium sind leichter als Wasser. Lithium ist mit einer Dichte von 0,534 g/cm³ das leichteste aller Metalle.
Die Schmelz- und Siedepunkte nehmen von Lithium zu Caesium ab.

Vorkommen

Wasserstoff ist das häufigste Element im Weltall, er macht ungefähr 2/3 von dessen Gesamtmasse aus. Auf der Erde kommt er hauptsächlich gebunden, in kleinen Mengen aber auch elementar in der Atmosphäre vor. Die häufigste Wasserstoffverbindung ist Wasser.

Die Alkalimetalle kommen, weil sie so reaktiv sind, in der Natur nur gebunden als Mineralien vor.
Die Metalle Lithium und Natrium gehören zu den zehn häufigsten Elementen in der Erdkruste.
Lithiummineralien sind u. a. Amblygonit $(Li, {Na)AlPO}_{4} (F, O H)$ und Spodumen, ein Silicat $(Li, A l [S i_{2} O_{6}]) .$
Die häufigsten Natriummineralien sind Silicate. Dazu gehören die Feldspate, z. B. Natronfeldspat $(Albit, Na [A l S i_{3} O_{8}]) .$
Außerdem kommt Natrium in großen unterirdischen Lagerstätten vor, z. B. als Steinsalz NaCl, Soda ${Na}_{2} {CO}_{3} \cdot 10 H_{2} O$ , als Thenardit ${Na}_{2} {SO}_{4}$ , als Chilesalpeter ${NaNO}_{3}$ und als Kryolith ${Na}_{3} {AlF}_{6}$ . Letzteres ist aber weitgehend abgebaut, da es bei der Schmelzflusselektrolyse zur Herstellung von Aluminium benötigt wird.

Natriumchlorid ist außerdem im Meerwasser gelöst. Die Ozeane enthalten im Mittel 3% Natriumchlorid. Das im Meerwasser gelöste Natriumchlorid entspricht etwa der zehnfachen Menge der Vorkommen an festem Natriumchlorid.
Kaliummineralien sind häufig Silicate, z. B. Kalifeldspat, $K [{AlSi}_{3} O_{8}] .$
Bedeutsam sind die großen Salzlagerstätten von Sylvin (KCl), Carnallit $(K C l \cdot M g C l_{2} \cdot 6 H_{2} O)$ oder Kainit $(K C l \cdot M g S O_{4} \cdot 3 H_{2} O) .$
Die Metalle Rubidium und Caesium kommen in der Natur nur als Begleiter der anderen Alkalimetalle vor, man sagt, sie sind mit ihnen „vergesellschaftet“.
Alle Isotope des Francium sind radioaktiv. Das langlebigste Isotop $^{223} Fr$ hat eine Halbwertszeit von 21,8 Minuten.

Gewinnung

Wasserstoff wird großtechnisch aus unterschiedlichen Kohlenwasserstoffen, die Bestandteile von Erdöl sind, und Wasser hergestellt. So lässt sich z. B. aus Erdgas oder kurzkettigen Kohlenwasserstoffen, aber auch aus Heizöl Wasserstoff gewinnen, wobei je nach Ausgangsstoff verschiedene Verfahren angewendet werden. Außerdem entsteht bei der Kohleveredelung Wasserstoff.
Eine weitere Möglichkeit zur Erzeugung von Wasserstoff ist die elektrolytische Zersetzung von Wasser:

$2 H_{2} O \overset{}{\to} {2 H}_{2} + O_{2}$

Im Labor wird Wasserstoff durch Reaktion unedler Metalle, z. B. Zink oder Eisen, mit Säuren hergestellt:

$Zn + {2H}_{3} O^{+} \overset{}{\to} {Zn}^{2+} + H_{2}$

Gewonnen werden die Alkalimetalle Lithium und Natrium durch Elektrolyse der Schmelzen ihrer Salze. Als Ausgangsstoffe werden dafür in der Regel Natriumhydroxid oder Natriumchlorid bzw. Lithiumchlorid eingesetzt.
Kalium wird durch Reduktion von geschmolzenem Kaliumchlorid mit Natrium hergestellt. Dieses Verfahren wird Metallothermie genannt.

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

Rubidium und Caesium werden ebenfalls durch Reduktion geeigneter Verbindungen wie der Chromate z. B. mit Zirconium hergestellt.

${Cs}_{2} {Cr}_{2} O_{7} + 2 Zr \overset{}{\to} 2 Cs + {2 ZrO}_{2} + {Cr}_{2} O_{3}$

Eigenschaften der Elemente und Verwendung

Wasserstoff ist ein farbloses, geruchloses Gas, das aus zweiatomigen Molekülen besteht. Von allen Gasen hat es die geringste Dichte. Es ist in Wasser schlecht löslich, löst sich aber gut in manchen Nebengruppenmetallen, wobei Wasserstoffatome in das Kristallgitter eingelagert werden. Die größte Löslichkeit besitzt Wasserstoff in Palladium - in einem Liter Palladium lösen sich bis zu 850 l Wasserstoff.
Die Hauptmenge des großtechnisch hergestellten Wasserstoffs wird zur Synthese anderer Stoffe wie Ammoniak, Methanol oder Chlorwasserstoff genutzt, außerdem zur Fetthärtung, als Raketentreibstoff und zum autogenen Schneiden und Schweißen. Zur Herstellung bestimmter Metalle, z. B. Wolfram oder Molybdän, aus ihren Oxiden wird Wasserstoff als Reduktionsmittel eingesetzt. In Brennstoffzellen dient er zur Stromerzeugung.

Die Alkalimetalle sind alle Leichtmetalle. Lithium, Natrium, Kalium und Rubidium sind silberweiß, Caesium besitzt einen Goldton.
Das Metall Lithium unterscheidet sich in einigen Eigenschaften von den anderen Alkalimetallen und ähnelt dem Magnesium. Ursache dafür ist, dass Lithium einen ähnlichen Ionenradius wie Magnesium aufweist und seine Ionisierungsenergie im Vergleich zu den übrigen Alkalimetallen deutlich höher ist. Ein Beispiel ist z. B. die Löslichkeit der Salze: Sowohl Lithiumcarbonat als auch Magnesiumcarbonat sind in Wasser schwer löslich, während die übrigen Alkalicarbonate sich gut lösen. Diese Ähnlichkeit zwischen Elementen aus benachbarten Gruppen findet man auch an anderen Stellen im Periodensystem, z. B. zwischen Beryllium und Aluminium. Man nennt sie Schrägbeziehung.

Eine Eigenschaft, die man ausnutzen kann, um Alkalimetalle in ihren Verbindungen zu identifizieren, ist die jeweilige Flammenfärbung. Lithium färbt die Bunsenbrennerflamme tief rot, Natrium färbt sie gelb, Kalium und Rubidium violett und Caesium blau (Bild 5). Die typische gelb-orange Farbe von Feuer kommt durch Natrium-Ionen zustande, die überall vorhanden sind.
Lithium wird als Legierungsbestandteil verwendet, um Blei, Magnesium und Aluminium zu härten.
Natrium dient als Ausgangsstoff z. B. zur Herstellung von Natriumamid ${NaNH}_{2}$ für die Indigoherstellung, von Natriumperoxid ${Na}_{2} O_{2}$ zum Bleichen und von Natriumcyanid NaCN, das zur Silbergewinnung benötigt wird. Außerdem dient es in vielen organischen Synthesen als Reduktionsmittel. Zu Beleuchtungszwecken werden Natriumdampflampen eingesetzt, die ein typisches gelbes Licht ausstrahlen (Bild 6).
Kalium und Rubidium sind in der Technik von geringer Bedeutung. Kalium wird als Reduktionsmittel in der organischen Synthese eingesetzt. Rubidium wird in Form seiner Halogenide in manchen Arzneimitteln verwendet.
Caesium dient in der Technik u. a. zur Herstellung von Fotozellen, Gleichrichtern und Glühkatoden. Das Isotop 137Cs, ein $β$ -Strahler mit einer Halbwertszeit von 30 Jahren, wird in der Medizin als Strahlenquelle verwendet.

Chemische Reaktionen, Verbindungen und deren Verwendung

Wasserstoffverbindungen
Fast alle Elemente bilden mit Wasserstoff Verbindungen, wobei im Wesentlichen drei Arten von Wasserstoffverbindungen unterschieden werden können.
Kovalente Hydride werden die Wasserstoffverbindungen genannt, in denen Wasserstoff kovalent gebunden ist. Es handelt sich um die Wasserstoffverbindungen der Nichtmetalle und Halbmetalle. Wichtige kovalente Hydride sind beispielsweise die Kohlenwasserstoffe, Ammoniak ${(NH}_{3})$ , Wasser ${(H}_{2} O)$ und die Halogenwasserstoffe.
Salzartige Hydride bestehen aus Hydrid-Ionen $H^{-}$ und den Kationen unedler Metalle wie z. B. der Alkali- oder der Erdalkalimetalle (außer Beryllium). Sie bilden typische Ionengitter aus. Mit Wasser reagieren sie in einer Komproportionierungsreaktion zu Wasserstoff:

${CaH}_{2} + 2 HOH \overset{}{\to} {2 H}_{2} + {Ca}^{2+} + 2 OH^{–}$

Metallische Hydride entstehen, wenn Wasserstoffatome in Lücken im Metallgitter eingelagert werden. Die metallischen Eigenschaften bleiben dabei erhalten, d. h. metallische Hydride sind Feststoffe, die wie Metalle aussehen, und sie leiten den elektrischen Strom. Sie sind jedoch oft spröder als das entsprechende Metall.

Verbindungen der Alkalimetalle
Oxide
Die Alkalimetalle verbrennen an der Luft. So bildet Lithium langsam ein Oxid ${(Li}_{2} O) .$ Natrium verbrennt zum Peroxid ${(Na}_{2} O_{2}),$ Kalium, Rubidium und Caesium reagieren zu Hyperoxiden ${(KO}_{2}, {RbO}_{2} bzw . {CsO}_{2}) .$

Hydride
Alkalimetalle reagieren bei hohen Temperaturen mit Wasserstoff zu Hydriden, die das Hydrid-Ion H- enthalten:

$2 Me + H_{2} \overset{}{\to} 2 M e H$

Da sie mit Wasser noch heftiger reagieren als die Metalle selbst, verwendet man sie oft zur Beseitigung von Wasserspuren aus Reaktionsgemischen.
Natriumhydrid NaH wird als starkes Reduktionsmittel verwendet. Lithiumhydrid LiH reagiert mit Aluminiumchlorid zu Lithiumaluminiumhydrid, das ein wichtiges Reduktionsmittel in der organischen Chemie ist. Es wird gebildet aus Litiumhydrid und Aluminiumchlorid.

$4 LiH + {AlCl}_{3} \overset{}{\to} {LiAlH}_{4} + 3 LiCl$

Hydroxide
Die Hydroxide der Alkalimetalle haben die allgemeine Form MeOH. Sie sind von allen Hydroxiden die stärksten Basen. Sie entstehen unter anderem bei der Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser oder industriell bei der Elektrolyse der wässrigen Lösungen ihrer Chloride (Chlor-Alkali-Elektrolyse).

$2 NaCl + {2 H}_{2} O \overset{}{\to} 2 NaOH {+ Cl}_{2} + H_{2}$

Lithiumhydroxid wird großtechnisch auch durch Umsetzung des Carbonats mit Calciumhydroxid hergestellt.

${2LiCO}_{3} + {Ca(OH)}_{2} \overset{}{\to} 2 LiOH + {CaCO}_{3}$

Flammenfärbung bei den Alkalimetallen

Die wichtigsten und bekanntesten Alkalimetallhydroxide sind Natriumhydroxid (Ätznatron NaOH) und Kaliumhydroxid (Ätzkali KOH). In wässrigen Lösungen bezeichnet man sie als Natronlauge bzw. Kalilauge.
Natriumhydroxid bzw. Natronlauge wird in großen Mengen bei der Aluminiumherstellung zum Aufschluss von Bauxit benötigt. Außerdem wird NaOH zur Herstellung von Zellstoff, Papier und Kunstseide gebraucht.
Kaliumhydroxid dient in der Industrie zur Produktion von Schmierseifen und von Kaliumphosphaten zur Wasserenthärtung.

Halogenide

Verbindungen der Alkalimetalle mit den Halogenen führen zu farblosen, hochschmelzenden, kristallinen Feststoffen der allgemeinen Form MeX (X=F, Cl, Br, I). Die industriell wichtigste Verbindung dieser Art ist das Natriumchlorid NaCl (Kochsalz). Mit Ausnahme von Lithiumfluorid LiF lösen sich alle Alkalimetallhalogenide in Wasser.
Natriumchlorid ist industriell von großer Bedeutung zur Herstellung von Chlor, Natronlauge, Natriumcarbonat (Soda) und Salzsäure.

Sonstige Salze

Mit den meisten Säuren bilden Alkalimetalle Salze.
Die Kaliumsalze finden Verwendung als Düngemittel. Die wichtigsten Düngemittel dieser Art sind z. B. Kaliumnitrat ${KNO}_{3},$ Kaliumsulfat $K_{2} {SO}_{4}$ und Kaliumchlorid KCl. Sie werden oft als Mischungen mit Magnesium- oder Ammoniumverbindungen eingesetzt.

Industriell bedeutsame Verbindungen sind Soda ( ${Na}_{2} {CO}_{3} \cdot 10 H_{2} O$ ),Glaubersalz ( ${Na}_{2} {SO}_{4} \cdot 10 H_{2} O$ ) und Salpeter ( ${KNO}_{3}$ ).

Natriumcarbonat (Soda) dient hauptsächlich zur Herstellung von Glas und Waschmitteln. Natriumhydrogencarbonat ${NaHCO}_{3}$ (Natriumbicarbonat) wird vor allem als Backpulver verwendet, da es bei Wärmezufuhr Kohlenstoffdioxid freisetzt:

${2 NaHCO}_{3} \overset{Wärme}{\to} {Na}_{2} {CO}_{3} + {CO}_{2} + H_{2} O$

Sodawasser enthält nicht Soda, sondern in Wasser gelöstes Kohlenstoffdioxid (Kohlensäure). Seinen Namen hat es, weil das nötige $C O_{2}$ früher aus Soda gewonnen wurde.

Natriumsulfat (Glaubersalz) wird in der Glas-, Textil- und Papierindustrie verwendet. Außerdem wird es in der Medizin als Abführmittel eingesetzt.

Kaliumnitrat (Kalisalpeter) ist wie andere Kaliumsalze ein wichtiges Düngemittel. Abgesehen davon wird es in der Pyrotechnik zur Herstellung von Feuerwerkskörpern verwendet. Es ist der Hauptbestandteil des Schwarzpulvers, das neben Kaliumnitrat (75 %) Schwefel (10 %) und Holzkohle (15 %) enthält.

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