2. Gruppeneigenschaften 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel

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1 Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer/verändert

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

3 Alkalimetalle 1807 K aus Pflanzenasche 1807 Na (ägypt.: neter = Soda)
Einstieg 1. Einstieg Alkalimetalle „al kalja“ (arabisch)=Asche 1807 K aus Pflanzenasche 1807 Na (ägypt.: neter = Soda) 1817 Li in Gesteinsmaterialien (gr.:lithos = der Stein) 1860/61 Cs u. Rb durch Spektralanalyse (lat.: rubidus = dunkelrot; caesius = himmelblau) 1939 Fr entdeckt durch die Französin M. Perey und benannt nach ihrem Vaterland

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

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

6 Erdalkalimetalle Be Ca Mg 1808 Mg, benannt nach Stadt Magnesia
1. Einstieg Einstieg Erdalkalimetalle Be 1808 Mg, benannt nach Stadt Magnesia 1808 Ca, gr. calx = Kalk 1808 Sr nach Strontian in Schottland 1808 Ba, gr.: barys = schwer. 1828 Be nach Beryll (gr.: beryllos) 1898 Ra, lat. radius = Lichtstrahl Ca Mg

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

8 Physikalische Eigenschaften
1. Einstieg 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

9 Physiologische Eigenschaften
1. Einstieg 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 

10 1. Einstieg: Klassifizierung
Li Na K Smp. °C 179 97,5 63,7 Sdp. 1336 880 760 1. Ionisie-rungs-energie 520 kJ/mol 496 419 Reduk-tions-potent. -3,05 V -2,71 -2,93 Reakti- vität Mg Ca 649 839 1107 1494 738 kJ/mol 590 -2,36 V -2,87 Nimmt zu Nimmt zu EN 1,0 0,9 1,2 1,0

11 Flammenfärbung Die Salze ergeben intensive Färbung
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel 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

12 Demo 1 Flammenfärbung

13 Emissionsspektroskopie
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel Emissionsspektroskopie Ein Molekül durchläuft den Zustand hoher Energie zu einem Zustand niedriger Energie Dabei wird überschüssige Energie in Form eines Photons emittiert: Alkalimetalle Li Na K Rb Cs karmin rot gelb violett blau Erdalkalimetalle Be Mg Ca Sr Ba - ziegel kamin grün

14 Verwendung Analytische Chemie
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel Verwendung Analytische Chemie Pyrotechnik: Feuerwerksraketen und bengalische Feuer Auswertung Reduktion: Sr(NO3) Sr(NO2)2 + O2 Oxidation: C6H12O6 + 6 O H2O + 6 CO2

15 Alkalimetalle Salze meist leicht löslich
2.2 Die Reaktion mit Wasser Alkalimetalle Salze meist leicht löslich Li, Na reagieren unter H2 –Entwicklung zum Hydroxid, ohne Entzündung des H2 K, Rb reagieren unter spontaner Entzündung des H2 Cs reagiert explosionsartig Hydroxide sind starke Basen

16 Erdalkalimetalle Spiegelt sich die Reaktivität wider:
2.2 Die Reaktion mit Wasser Erdalkalimetalle Spiegelt sich die Reaktivität wider: zunehmend von Be Ba Lösen sich unter H2 –Entwicklung zu Hydroxiden Löslichkeit der Salze abhängig von Gitterenergie und Hydrationsenthalpie

17 Die Reaktion mit Wasser
Alkalimetalle: 2 MA + 2 H2O MA+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) Erdalkalimetalle: ME + 2 H2O ME2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) (MA = Alkalimetall; ME = Erdalkalimetall) +1 +1 +1 +2

18 Die Reaktion mit Wasser
Lithium und Natrium Reagieren unter H2-Entwicklung zum Hydroxid Reaktionsfähigkeit nimmt von Li  Cs zu Magnesium Reagiert nicht mit kaltem Wasser Reaktionsfähigkeit nimmt von Be  Ba zu

19 Aluminium dient als Lokalelement
2.2 Die Reaktion mit Wasser Auswertung: Die Reaktion mit Wasser: 2 Na(s) + 2 H2O Na+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) farblos violett 2 Ag(s) + H2S(g) + 0,5 O2(g) Ag2S(s) + H2O Reinigen von angelaufenem Silber: 3 Ag2S(s) + 2 Al(s) Ag(s) + 2 Al3+(aq) + 3 S2-(aq) Aluminium dient als Lokalelement Elektrolyt: NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) +1 +1

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