alkali- und erdalkalimetalle experimentalvortrag (ac) marietta fischer
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Alkali-und
Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC)
Marietta Fischer
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Gliederung
1. Einstieg
2. Gruppeneigenschaften
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel
-Flammenfärbung-
2.2 Die Reaktion mit Wasser
2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte
-Reduktionspotentiale-
2.4 Da kommt etwas in Bewegung
-Ionenwanderung u. Elektrolyten-
3. Erdalkalimetalle
4. Schulrelevanz
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Alkalimetalle
1807 1807 K aus Pflanzenasche1807 1807 Na (ägypt.: neter = Soda)1817 1817 Li in Gesteinsmaterialien
(gr.:lithos = der Stein)1860/611860/61 Cs u. Rb durch Spektralanalyse
(lat.: rubidus = dunkelrot; caesius = himmelblau)
1939 1939 Fr entdeckt durch die Französin M. Perey und benannt nach ihrem Vaterland
1. Einstieg
„al kalja“ (arabisch)=Asche
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1. Einstieg
Valenzelektronenkonfiguration s1
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
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Liegen in der Natur gebunden vor (Bsp.: Minerale)
Gewicht in der Erdkruste :
Fr nur 1,5 g der gesamten Erdkruste
1. Einstieg
Vorkommen
0,002
2,72,4
0,009 0,0003
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
(%)
Li Na K Rb Cs
Abb.: Sylvin (KCl)
Abb.: Steinsalz (NaCl)
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Gewinnung
Gewinnung durch elektro-
chemische Reduktion
Keine Elektrolyse von
wässrigen Lösungen möglich,
jedoch Schmelzelektrolyse
Bsp.:
Downs – Verfahren
1. Einstieg
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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
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PhysiologischeEigenschaften
Li ist toxisch, in bestimmten Antidepressiva in der Medizin eingesetzt.
Na KRbCs
1. Einstieg
essentiell (Ionenkanäle usw.)
nicht toxisch, nicht essentiell(radioaktive Isotop 137Cs ausgenommen!)
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Erdalkalimetalle
1808 1808 Mg, benannt nach Stadt Magnesia
18081808 Ca, gr. calx = Kalk
18081808 Sr nach Strontian in Schottland
18081808 Ba, gr.: barys = schwer.
18281828 Be nach Beryll (gr.: beryllos)
18981898 Ra, lat. radius = Lichtstrahl
1. Einstieg
BeBe
MgMg
CaCa
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Gruppeneigenschaften
Valenzelektronenkonfiguration s2
Elektropositive Metalle
Ionisierungsenergie nimmt ab; Reduktionskraft steigt von
Be Ba
In stabilen Verbindungen nur mit Oxidationszahl +2
1. Einstieg
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VorkommenIn Natur nicht elementar
Ca-Verbindungen als gesteinsbildende Minerale
1. Einstieg
1,94
3,39
0,014 0,026
00,5
11,5
22,5
33,5
(%)
Mg Ca Sr Ba
Abb.: Strontianit
Abb.: Calcit
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Gewinnung
Darstellung durch Schmelzelektrolyse oder chemische Reduktion
Be durch Reduktion von BeF2 mit Mg
Mg durch Schmelzelektrolyse von MgCl2
Ca durch Elektrolyse von CaCl2
Ba durch Reduktion von BaO mit Al
1. Einstieg
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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
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PhysiologischeEigenschaften
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
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1. Einstieg: Klassifizierung
Li Na K
Smp.°C
179 97,5 63,7
Sdp.°C
1336 880 760
1. Ionisie-rungs-energie
520kJ/mol
496kJ/mol
419kJ/mol
Reduk-tions-
potent.
-3,05V
-2,71V
-2,93V
Reakti-vität
Mg Ca
649 839
1107 1494
738kJ/mol
590kJ/mol
-2,36V
-2,87V
Nimmt zu Nimmt zu
EN 1,0 1,0 0,9 1,2 1,0
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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
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Demo 1Demo 1
FlammenfärbungFlammenfärbung
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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
thermischeAnregung
hν
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EmissionsspektroskopieEmissionsspektroskopieEin Molekül durchläuft den Zustand hoher Energie zu einem Zustand niedriger EnergieDabei wird überschüssige Energie in Form eines Photons emittiert:
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel
AlkalimetalleLi Na K Rb Cs
kaminkaminrotrot
gelbgelb violettviolett violettviolett blaublau
ErdalkalimetalleBe Mg Ca Sr Ba- - ziegelziegel
rotrotkaminkamin
rotrotgrüngrün
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VerwendungAnalytische Chemie
Pyrotechnik: Feuerwerksraketen und bengalische Feuer
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel
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Versuch 1:Versuch 1:
Bengalisches FeuerBengalisches Feuer
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel
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Auswertung
• Reduktion:
Sr(NO3)2 Sr(NO2)2 + O2
• Oxidation:
C6H12O6 + 6 O2 6 H2O + 6 CO2
2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel
+40
+6 +4
KClO3(s) + H2SO4(aq) HClO3(aq) + KHSO4(aq)
3 HClO3(aq) 2 ClO2(g) + HClO4(aq)
• Starten der Reaktion:
+5 +4 +7
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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
2.2 Die Reaktion mit Wasser
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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
2.2 Die Reaktion mit Wasser
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Die Reaktion mit Wasser
Alkalimetalle:
2 MA + 2 H2O 2 MA+
(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g)
Erdalkalimetalle:
ME + 2 H2O ME2+
(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g)
(MA = Alkalimetall; ME = Erdalkalimetall)
2.2 Die Reaktion mit Wasser
0 +1 +1 0
0 +1 +2 0
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Versuch 2:Versuch 2:
Li-, Na- Billard; im Vgl. mit MgLi-, Na- Billard; im Vgl. mit Mg
2.2 Die Reaktion mit Wasser
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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
2.2 Die Reaktion mit Wasser
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Auswertung:Die Reaktion mit Wasser:
2 Na(s) + 2 H2O 2 Na+(aq) + 2 OH-
(aq) + H2(g)
Die Indikatorwirkung:
HInd + OH-(aq) Ind- + H2O
(Indikatorsäure (Indikatorbase
Phenolphthalein) Phenolphthalein)
farblos violett
2.2 Die Reaktion mit Wasser
+10 +1 0
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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
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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
![Page 31: Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer](https://reader034.vdocuments.net/reader034/viewer/2022042523/55204d6349795902118b855a/html5/thumbnails/31.jpg)
Die Lithiumbatterie
Hohe Potentialdifferenz zwischen Li und edlem Metall
Hohe Energiedichte
Niedrige Selbstentladung
Lange Lebensdauer
2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte
![Page 32: Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer](https://reader034.vdocuments.net/reader034/viewer/2022042523/55204d6349795902118b855a/html5/thumbnails/32.jpg)
Demo 2: Demo 2:
Lithium - BatterieLithium - Batterie
2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte
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Auswertung
Anode : 2 Li 2 Li+ + 2 e- - 3,05 V
Kathode : Cu2+ + 2 e- Cu + 0,44 V
____________________________________________Gesamt: 2 Li + Cu2+ 2 Li+ + Cu + 3,49
V
2.3 eine „spannungsvolle“ Geschichte
0 +1
+2 0
E = E°+ lg 0,059
zcOx cRed
Nernst:
E=E°Cu – E°Li
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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
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Versuch 3:Versuch 3:
Reinigen von angelaufenem SilberReinigen von angelaufenem Silber
2.4 Da kommt etwas in Bewegung
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Auswertung
Wie kommt es zu angelaufenem Silber?
2 Ag(s) + H2S(g) + 0,5 O2(g) Ag2S(s) + H2O
Reinigen von angelaufenem Silber:
3 Ag2S(s) + 2 Al(s) 6 Ag(s) + 2 Al3+(aq) + 3 S2-
(aq)
Aluminium dient als LokalelementElektrolyt:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
2.4 Da kommt etwas in Bewegung
0 +1
0 0+1 +3
0 -2
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Lokalelement
Kleines galvanisches Element
Berührungsstelle zweier Metalle
Erforderlich: Elektrolytlösung
Unedlere Metall wird oxidiert
2.4 Da kommt etwas in Bewegung
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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
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Demo 3:Demo 3:
IonenwanderungenIonenwanderungen
2.4 Da kommt etwas in Bewegung
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VerwendungBeispiel: Gelelektrophorese DNA Polyanion Wanderung im elektrischen Feld Auftrennung verschiedengroßer Fragmente Molekularsieb: 1) Agarosegel oder
2) Polyacrylamid
2.4 Da kommt etwas in Bewegung
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Magnesium
Gewinnung durch Schmelzflusselektrolyse von MgCl2
Mg ist ein starkes Reduktionsmittel
Mg verbrennt an der Luft zu MgO
MgO bei 1700-2000°C gebrannt: „Sintermagnesia“ (feuerfeste Laborgeräte)
Erdalkalimetalle
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Versuch 4:Versuch 4:
Verbrennung von Mg im Verbrennung von Mg im TrockeneisblockTrockeneisblock
3. Erdalkalimetalle
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Auswertung:
Verdeutlicht Reduktionsvermögen von Mg
2 Mg(s) + CO2 (s) 2 MgO(s) + C(s)
Benötigt hohe Anfangstemperatur (Oxidschicht)
Starten der Reaktion:
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
KClO4 KCl + 2 O2
Mg entzieht so gut wie allen Stoffen O2
Bildung des stabilen MgO
3. Erdalkalimetalle
+20 +4 0
400°C
500°C
+5 +7 -1
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Verläuft über mehrere Stufen
Radikalbildung:CO2 (s)
Zwischenprodukt Oxalatbildung:
Reduktion bis zum Kohlenstoff:
C2O42- + 4 Mg (s) 4 MgO (s) + 2 C (s)
3. Erdalkalimetalle
0 +2 0+3
e- CO
O-
CO
O-
CO
O-
2C
O
O-
CO
O
-
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Calcium
Sehr weich
Gewinnung durch Elektrolyse oder aluminothermisch
Verbindung für Baustoffindustrie von Bedeutung
Bsp.: Kalkstein (CaCO3), Gips (CaSO4)
Reagiert mit H2O unter H2 – Entwicklung
CaH2 : H2– Erzeugung u. als Trocken- u.
Reduktionsmittel
3. Erdalkalimetalle
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Versuch 5:Versuch 5:
3. Erdalkalimetalle
Fällung von Fällung von CaCa2+2+ -Ionen -Ionen mit Rhabarbersaftmit Rhabarbersaft
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Auswertung
Ca2+(aq) + C2O4
2-(aq) CaC2O4(s)
3. Erdalkalimetalle
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NierensteineBestandteile 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
CaC2O4
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Lehrplan ChemieLehrplan ChemieGymnasium
Themenübersicht
4. Schulrelevanz
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8.2 Die chemischen Reaktionen8.2 Die chemischen ReaktionenStd.: 24 Std.: 24 (Reaktion von Metallen und Nichtmetallen mit
Sauerstoff Verbrennungsvorgänge in Alltag und Umwelt)
9.2 Elementargruppen9.2 ElementargruppenStd.: 14Std.: 14 Verbindliche Unterrichtsinhalte:
9.2.1 Alkalimetalle
Fakultative Unterrichtsinhalte:9.2.1f Erdalkalimetalle
4. Schulrelevanz
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9.3 Elektrolyse und Ionenbegriff9.3 Elektrolyse und IonenbegriffStd.: 8 Std.: 8 (Leiter und Nichtleiter, Ionen als Ladungsträger,
Elektrolyse einer wässrigen Metallhalogenid-Lösung)
4. Schulrelevanz
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Alkalimetalle Eigenschaften und Verwendungen der Metalle und ihre Verbindungen
Chemische Reaktionen
Alkalilaugen, Systeme Alkalimetall / Wasser bzw. Alkalimetalloxid / Wasser
4. Schulrelevanz
ErdalkalimetalleSchwerpunkte liegen auf Calcium und Magnesium
Flammenfärbung
Alkalimetallverbindungen und Erdalkaliverbindungen
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Vielen Dank für ihre Aufmerksamkeit