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Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer.

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Präsentation zum Thema: "Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer."—  Präsentation transkript:

1 Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer

2 Gliederung 1.Einstieg 2.Gruppeneigenschaften 2.1Metalle bringen Farbe ins Spiel -Flammenfärbung- 2.2Die Reaktion mit Wasser 2.3Eine spannungsvolle Geschichte -Reduktionspotentiale- 2.4Da kommt etwas in Bewegung -Ionenwanderung u. Elektrolyten- 3.Erdalkalimetalle 4.Schulrelevanz

3 Alkalimetalle K aus Pflanzenasche Na (ägypt.: neter = Soda) Li in Gesteinsmaterialien (gr.:lithos = der Stein) 1860/ /61 Cs u. Rb durch Spektralanalyse (lat.: rubidus = dunkelrot; caesius = himmelblau) Fr entdeckt durch die Französin M. Perey und benannt nach ihrem Vaterland 1. Einstieg al kalja (arabisch)=Asche

4 1. Einstieg Valenzelektronenkonfiguration s 1 s-Elektron leicht abgegeben In jeder Periode größter Atom- und Ionenradius In Verbindungen fast ausschließlich Oxidationszahl +1 Unter hohem Druck verhalten sich K, Rb und Cs wie Übergangsmetalle, da s-Elektron in d-Niveau wechselt Gruppeneigenschaften

5 Liegen in der Natur gebunden vor (Bsp.: Minerale) Gewicht in der Erdkruste : Fr nur 1,5 g der gesamten Erdkruste 1. Einstieg Vorkommen Abb.: Sylvin (KCl) Abb.: Steinsalz (NaCl)

6 Gewinnung Gewinnung durch elektro- chemische Reduktion Keine Elektrolyse von wässrigen Lösungen möglich, jedoch Schmelzelektrolyse Bsp.: Downs – Verfahren 1. Einstieg

7 Physikalische Eigenschaften Weiche Metalle Li, Na, K geringere Dichte als Wasser Li geringste Dichte aller fester Elemente Li, Na, K, Rb silberweiß; Cs goldton Reduktionspotentiale stark negativ Zunahme von elektropositivem Charakter Bildung von Hydroxidschicht (Aufbewahrung: Petroleum) 1. Einstieg

8 Physiologische Eigenschaften Li ist toxisch, in bestimmten Antidepressiva in der Medizin eingesetzt. Na K Rb Cs 1. Einstieg essentiell (Ionenkanäle usw.) nicht toxisch, nicht essentiell (radioaktive Isotop 137 Cs ausgenommen!)

9 Erdalkalimetalle Mg, benannt nach Stadt Magnesia Ca, gr. calx = Kalk Sr nach Strontian in Schottland Ba, gr.: barys = schwer Be nach Beryll (gr.: beryllos) Ra, lat. radius = Lichtstrahl 1. EinstiegBe Mg Ca

10 Gruppeneigenschaften Valenzelektronenkonfiguration s 2 Elektropositive Metalle Ionisierungsenergie nimmt ab; Reduktionskraft steigt von Be Ba In stabilen Verbindungen nur mit Oxidationszahl Einstieg

11 Vorkommen In Natur nicht elementar Ca-Verbindungen als gesteinsbildende Minerale 1. Einstieg Abb.: Strontianit Abb.: Calcit

12 Gewinnung Darstellung durch Schmelzelektrolyse oder chemische Reduktion Be durch Reduktion von BeF 2 mit Mg Mg durch Schmelzelektrolyse von MgCl 2 Ca durch Elektrolyse von CaCl 2 Ba durch Reduktion von BaO mit Al 1. Einstieg

13 Physikalische Eigenschaften Leichtmetalle Be weicht in physik. Daten ab: stahlgrau, spröde und hart Mg silberglänzend, läuft mattweiß an Ca, Sr, Ba sehr ähnlich: silberweiß, laufen schnell an, weich wie Pb Elektropositive Metalle mit stark negativen Reduktionspotentialen 1. Einstieg

14 Physiologische Eigenschaften Be: extrem giftig, stark krebserzeugend Mg: Salze vor allem bei Pflanzen im Stoffwechsel ein bedeutende Rolle Ca: Verbindungen in Knochen, Zähnen, Gehäusen, sowie verschiedenen Pflanzen Sr: Strontiumbromid in der Medizin verwendetes Beruhigungsmittel Ba: giftig 1. Einstieg

15 1. Einstieg: Klassifizierung LiNaK Smp. °C 17997,563,7 Sdp. °C Ionisie- rungs- energie 520 kJ/mol 496 kJ/mol 419 kJ/mol Reduk- tions- potent. -3,05 V -2,71 V -2,93 V Reakti- vität MgCa kJ/mol 590 kJ/mol -2,36 V -2,87 V Nimmt zu EN 1,0 0,91,21,0

16 Flammenfärbung Die Salze ergeben intensive Färbung Durch hohe Temperaturen können Außenelektronen (Leuchtelektronen) ein höheres Energieniveau besetzen. Durch Rückfallen in den Grundzustand wird Energie in Form von Licht frei 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

17 Demo 1 Flammenfärbung

18 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel Farbigkeit durch Vorgänge in der Elektronenhülle: Schritt 1: Elektronen nehmen Energie auf Schritt 2 : Anhebung auf ein höheres Besetzungsniveau Schritt 3: Rückkehr zum Grundzustand unter Aussendung von Licht 2s 2p thermische Anregung hν

19 Emissionsspektroskopie Ein Molekül durchläuft den Zustand hoher Energie zu einem Zustand niedriger Energie Dabei wird überschüssige Energie in Form eines Photons emittiert: 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel Alkalimetalle LiNaKRbCs kaminrotgelbviolettviolettblau Erdalkalimetalle BeMgCaSrBa --ziegelrotkaminrotgrün

20 Verwendung Analytische Chemie Pyrotechnik: Feuerwerksraketen und bengalische Feuer 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

21 Versuch 1: Bengalisches Feuer 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

22 Auswertung Reduktion: Sr(NO 3 ) 2 Sr(NO 2 ) 2 + O 2 Oxidation: C 6 H 12 O O 2 6 H 2 O + 6 CO Metalle bringen Farbe ins Spiel KClO 3(s) + H 2 SO 4(aq) HClO 3(aq) + KHSO 4(aq) 3 HClO 3(aq) 2 ClO 2(g) + HClO 4(aq) Starten der Reaktion:

23 Alkalimetalle Salze meist leicht löslich Li, Na reagieren unter H 2 –Entwicklung zum Hydroxid, ohne Entzündung des H 2 K, Rb reagieren unter spontaner Entzündung des H 2 Cs reagiert explosionsartig Hydroxide sind starke Basen 2.2 Die Reaktion mit Wasser

24 Erdalkalimetalle Spiegelt sich die Reaktivität wider: zunehmend von Be Ba Lösen sich unter H 2 –Entwicklung zu Hydroxiden Löslichkeit der Salze abhängig von Gitterenergie und Hydrationsenthalpie 2.2 Die Reaktion mit Wasser

25 Die Reaktion mit Wasser Alkalimetalle: 2 M A + 2 H 2 O 2 M A + (aq) + 2 OH - (aq) + H 2(g) Erdalkalimetalle: M E + 2 H 2 O M E 2+ (aq) + 2 OH - (aq) + H 2(g) (M A = Alkalimetall; M E = Erdalkalimetall) 2.2 Die Reaktion mit Wasser

26 Versuch 2: Li-, Na- Billard; im Vgl. mit Mg 2.2 Die Reaktion mit Wasser

27 Die Reaktion mit Wasser Lithium und Natrium Reagieren unter H 2 -Entwicklung zum Hydroxid Reaktionsfähigkeit nimmt von Li Cs zu Magnesium Reagiert nicht mit kaltem Wasser Reaktionsfähigkeit nimmt von Be Ba zu 2.2 Die Reaktion mit Wasser

28 Auswertung: Die Reaktion mit Wasser: 2 Na (s) + 2 H 2 O 2 Na + (aq) + 2 OH - (aq) + H 2(g) Die Indikatorwirkung: HInd + OH - (aq) Ind - + H 2 O (Indikatorsäure (Indikatorbase Phenolphthalein) farblos violett 2.2 Die Reaktion mit Wasser +10 0

29 Reduktionspotentiale M + + e - M Größe eines Redoxpaares ist ΔE zwischen M (s) und M + (aq) sind stark negativ; Na Cs Li negativste Reduktionspotential Gute Verwendung in Elektrochemie 2.3 Eine spannungsvolle Geschichte

30 Galvanische Elemente Energieumwandler Primär-, Sekundärelemente und Brennstoffzellen Redoxvorgang erzeugt Strom; Energie in Elektrodensubstanz gespeichert Brennstoffzelle: Brennstoff wird Elektrode laufend zugeführt Sekundärelement: Zelle kann wieder geladen werden (Akkumulator) 2.3 Eine spannungsvolle Geschichte

31 Die Lithiumbatterie Hohe Potentialdifferenz zwischen Li und edlem Metall Hohe Energiedichte Niedrige Selbstentladung Lange Lebensdauer 2.3 Eine spannungsvolle Geschichte

32 Demo 2: Lithium - Batterie 2.3 Eine spannungsvolle Geschichte

33 Auswertung Anode : 2 Li 2 Li e - - 3,05 V Kathode : Cu e - Cu + 0,44 V ____________________________________________ Gesamt: 2 Li + Cu 2+ 2 Li + + Cu + 3,49 V 2.3 eine spannungsvolle Geschichte E = E°+ lg 0,059 z c Ox c Red Nernst: E=E° Cu – E° Li

34 Elektrolytische Lösungen Elektrolyt: polare Verbindungen, die sich in Wasser zu freibeweglichen Ionen lösen leiten den Strom Träger des Stroms: Ionen Kationen(+) Kathode (-) Anionen(-) Anode (+) 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

35 Versuch 3: Reinigen von angelaufenem Silber 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

36 Auswertung Wie kommt es zu angelaufenem Silber? 2 Ag (s) + H 2 S (g) + 0,5 O 2(g) Ag 2 S (s) + H 2 O Reinigen von angelaufenem Silber: 3 Ag 2 S (s) + 2 Al (s) 6 Ag (s) + 2 Al 3+ (aq) + 3 S 2- (aq) Aluminium dient als Lokalelement Elektrolyt: NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

37 Lokalelement Kleines galvanisches Element Berührungsstelle zweier Metalle Erforderlich: Elektrolytlösung Unedlere Metall wird oxidiert 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

38 Elektrolyse Salze im elektrischen Feld Anode (+) zieht Anionen (-) an, Kathode (-) zieht Kationen (+) an An den Elektroden werden Ionen reduziert oder oxidiert Bilden sich Atome oder Moleküle, nimmt die Leitfähigkeit ab Stromfluss: wandernde Ionen keine Elektronen 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

39 Demo 3: Ionenwanderungen 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

40 Verwendung Beispiel: Gelelektrophorese DNA Polyanion Wanderung im elektrischen Feld Auftrennung verschiedengroßer Fragmente Molekularsieb: 1) Agarosegel oder 2) Polyacrylamid 2.4 Da kommt etwas in Bewegung

41 Magnesium Gewinnung durch Schmelzflusselektrolyse von MgCl 2 Mg ist ein starkes Reduktionsmittel Mg verbrennt an der Luft zu MgO MgO bei °C gebrannt: Sintermagnesia (feuerfeste Laborgeräte) Erdalkalimetalle

42 Versuch 4: Verbrennung von Mg im Trockeneisblock 3. Erdalkalimetalle

43 Auswertung: Verdeutlicht Reduktionsvermögen von Mg 2 Mg (s) + CO 2 (s) 2 MgO (s) + C (s) Benötigt hohe Anfangstemperatur (Oxidschicht) Starten der Reaktion: 4 KClO 3 3 KClO 4 + KCl KClO 4 KCl + 2 O 2 Mg entzieht so gut wie allen Stoffen O 2 Bildung des stabilen MgO 3. Erdalkalimetalle °C 500°C +5+7

44 Verläuft über mehrere Stufen Radikalbildung: CO 2 (s) Zwischenprodukt Oxalatbildung: Reduktion bis zum Kohlenstoff: C 2 O Mg (s) 4 MgO (s) + 2 C (s) 3. Erdalkalimetalle e-e- C O O - C O O - C O O - 2 C O O - C O O -

45 Calcium Sehr weich Gewinnung durch Elektrolyse oder aluminothermisch Verbindung für Baustoffindustrie von Bedeutung Bsp.: Kalkstein (CaCO 3 ), Gips (CaSO 4 ) Reagiert mit H 2 O unter H 2 – Entwicklung CaH 2 : H 2 – Erzeugung u. als Trocken- u. Reduktionsmittel 3. Erdalkalimetalle

46 Versuch 5: 3. Erdalkalimetalle Fällung von Ca 2+ -Ionen mit Rhabarbersaft

47 Auswertung Ca 2+ (aq) + C 2 O 4 2- (aq) CaC 2 O 4(s) 3. Erdalkalimetalle

48 Nierensteine Bestandteile des Harns, die normalerweise über die Nieren ausgeschieden werden Löslichkeitsprodukt überschritten Auskristallisieren Ursachen: Dehydratation: Wassermangel zu viel Milchprodukte: Ca-Überschuss Spinat, Rhabarber, Roter Beete, schwarzem und grünem Tee ist sehr viel Oxalsäure 3. Erdalkalimetalle CaC 2 O 4

49 Lehrplan Chemie Gymnasium Themenübersicht 4. Schulrelevanz

50 8.2 Die chemischen Reaktionen Std.: 24 (Reaktion von Metallen und Nichtmetallen mit Sauerstoff Verbrennungsvorgänge in Alltag und Umwelt) 9.2 Elementargruppen Std.: 14 Verbindliche Unterrichtsinhalte: Alkalimetalle Fakultative Unterrichtsinhalte: 9.2.1f Erdalkalimetalle 4. Schulrelevanz

51 9.3 Elektrolyse und Ionenbegriff Std.: 8 (Leiter und Nichtleiter, Ionen als Ladungsträger, Elektrolyse einer wässrigen Metallhalogenid- Lösung) 4. Schulrelevanz

52 Alkalimetalle Eigenschaften und Verwendungen der Metalle und ihre Verbindungen Chemische Reaktionen Alkalilaugen, Systeme Alkalimetall / Wasser bzw. Alkalimetalloxid / Wasser 4. Schulrelevanz Erdalkalimetalle Schwerpunkte liegen auf Calcium und Magnesium Flammenfärbung Alkalimetallverbindungen und Erdalkaliverbindungen

53 Vielen Dank für ihre Aufmerksamkeit


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