Alkalimetalle als Reduktionsmittel
Wie Alkalimetalle mit Wasser, Ethanol und flüssigem Ammoniak reagieren und warum alle drei Vorgänge Redoxreaktionen sind.
Das Wichtigste in Kürze
- Alkalimetalle sind starke Reduktionsmittel: Sie geben ihr einziges ns-Valenzelektron leicht ab und reduzieren Wasser, Ethanol und Ammoniak.
- Mit Wasser und schon an feuchter Luft entstehen Hydroxid und Wasserstoff, die Heftigkeit steigt von Lithium (am langsamsten) über Natrium zu Kalium und Rubidium.
- \(\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}\) ist eine Redoxreaktion: Na wird von 0 zu +I oxidiert, H von +I zu 0 reduziert, O bleibt bei −II, daher keine Disproportionierung.
- Natrium reagiert mit Ethanol ruhiger zu Natriumethanolat \(\ce{C2H5ONa}\) und Wasserstoff.
- In wasserfreiem flüssigem Ammoniak lösen sich Alkalimetalle blau: Die Lösung enthält solvatisierte Elektronen, leitet gut, reduziert stark und ist bei tiefer Temperatur metastabil gegen den Zerfall zu Amid und \(\ce{H2}\).
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Worum es geht
Stellung, Trends und Metalleigenschaften der Alkalimetalle stehen in Alkalimetalle: Stellung, Trends und Metalleigenschaften. Hier geht es um ihr Redoxverhalten gegenüber Wasser, Ethanol und flüssigem Ammoniak. In der Pharmazie brauchst du es etwa bei der Herstellung von Natriumethanolat und bei Reduktionen in der organischen Synthese.
Reaktion mit Wasser
Alkalimetalle besitzen nur ein Valenzelektron im ns-Orbital. Seine Ionisierungsenergie ist gering, und das entstehende Kation \(\ce{M+}\) hat Edelgaskonfiguration. Deshalb geben sie dieses Elektron bereitwillig ab und sind starke Reduktionsmittel. Ihre Standardpotenziale liegen entsprechend tief, etwa bei −2,71 V für Natrium und −3,04 V für Lithium.
Hydroxid und Wasserstoff
Mit Wasser reagieren alle Alkalimetalle nach demselben Muster. Es entstehen das Hydroxid und Wasserstoff:
\[\ce{2M + 2H2O -> 2MOH + H2 ^}\]
Schon Luftfeuchtigkeit genügt. Eine frische Schnittfläche von Natrium wird in Sekunden matt, weil sich eine Hydroxidschicht bildet. Lithium liefert entsprechend Lithiumhydroxid \(\ce{LiOH}\).
Abstufung der Heftigkeit
Die Heftigkeit nimmt in der Gruppe von oben nach unten zu. Lithium reagiert am langsamsten, Natrium weniger heftig als Kalium und Rubidium.
| Metall | Schmelzpunkt | Verhalten auf Wasser |
|---|---|---|
| Li | 181 °C | bleibt fest, gleichmäßige Gasentwicklung |
| Na | 98 °C | schmilzt zur Kugel, zischt über die Oberfläche |
| K | 63 °C | Wasserstoff entzündet sich, violette Flamme |
| Rb, Cs | 39 °C bzw. 28 °C | explosionsartig |
Auffällig ist Lithium. Es hat das negativste Standardpotenzial und reagiert trotzdem am trägsten. Das Potenzial beschreibt nur die Thermodynamik, und die hohe Hydratationsenergie des kleinen \(\ce{Li+}\) macht es so negativ. Über die Geschwindigkeit entscheiden andere Größen. Lithium hat die höchste Ionisierungsenergie der Gruppe und schmilzt auf Wasser nicht, seine Oberfläche bleibt klein. Natrium und Kalium schmelzen dagegen durch die Reaktionswärme, und die blanke Schmelze reagiert immer schneller.
Natrium und Wasser als Redoxreaktion
Natrium reagiert mit Wasser schon bei Raumtemperatur zu Natronlauge und Wasserstoff:
\[\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 ^}\]
Dass es eine Redoxreaktion ist, zeigt die Analyse der Oxidationszahlen:
- Oxidationszahlen zuordnen: Natrium startet bei 0, im Wasser hat H die Stufe +I und O die Stufe −II. Im Produkt hat Na +I, H in \(\ce{H2}\) hat 0, O bleibt in \(\ce{NaOH}\) bei −II.
- Oxidation: \(\ce{Na -> Na+ + e-}\). Natrium gibt ein Elektron ab.
- Reduktion: \(\ce{2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-}\). Der Wasserstoff des Wassers nimmt die Elektronen auf.
- Bilanz: Die Oxidation wird verdoppelt, damit die Elektronenzahlen übereinstimmen. Die Summe ergibt die Gesamtgleichung.
Natrium ist also das Reduktionsmittel, Wasser das Oxidationsmittel. Zwei verschiedene Elemente ändern ihre Oxidationszahl. Damit fehlt das Kennzeichen einer Disproportionierung oder Synproportionierung, bei der ein und dasselbe Element in verschiedene Stufen übergeht oder aus ihnen zusammenfindet. Auch eine Säure-Base-Reaktion liegt nicht vor. Die Lösung wird zwar alkalisch, doch die Hydroxid-Ionen entstehen durch Elektronenaufnahme und nicht durch Protonenübertragung.
Als Produkte treten nur Natronlauge und Wasserstoff auf. Sauerstoff wird nicht frei, weil der Sauerstoff bei −II bleibt. Natriumperoxid \(\ce{Na2O2}\) entsteht erst beim Verbrennen an Luft, siehe Alkalioxide, Peroxide und Hyperoxide. Eine blaue Lösung bildet sich in Wasser ebenfalls nicht. Warum, erklärt der Abschnitt über Ammoniak.
Die Reaktion \(\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}\) wird im Examen gerne gefragt. Achte darauf, dass Natrium oxidiert und der Wasserstoff des Wassers reduziert wird. Weil zwei verschiedene Elemente ihre Oxidationszahl ändern, ist es eine gewöhnliche Redoxreaktion und keine Dis- oder Synproportionierung.
Aufbewahrung
Weil Wasser und Luftfeuchtigkeit die Metalle angreifen, lagert man Natrium und Kalium unter Paraffinöl oder Petroleum. Lithium hat eine so geringe Dichte, dass es auf dem Öl schwimmt. Man bewahrt es deshalb unter Paraffin oder unter Argon auf.
Anders als weißer Phosphor kommt kein Alkalimetall unter Wasser. Auch das trägste, Lithium, reagiert damit zu \(\ce{LiOH}\) und Wasserstoff.
Reaktion mit Ethanol
Ethanol trägt wie Wasser eine O–H-Gruppe, deren Wasserstoff Natrium reduzieren kann. Die Reaktion verläuft analog, nur ruhiger, weil Ethanol eine schwächere Säure als Wasser ist:
\[\ce{2Na + 2C2H5OH -> 2C2H5ONa + H2 ^}\]
Produkte sind Natriumethanolat und Wasserstoff. Natrium geht von 0 auf +I, der Hydroxy-Wasserstoff von +I auf 0. Es ist also wieder eine Redoxreaktion zwischen zwei verschiedenen Elementen und keine Disproportionierung.
Weil kein Wasser beteiligt ist, bleibt das Ethanolat-Anion \(\ce{C2H5O-}\) erhalten, und Natronlauge kann sich nicht bilden. Auch Natriumoxid tritt nicht auf, denn der Sauerstoff bleibt an die Ethylgruppe gebunden. Diethylether wäre ein Kondensationsprodukt zweier Ethanolmoleküle und entsteht nur säurekatalysiert unter Wasserabspaltung.
Im Labor nutzt man die gemäßigte Reaktion, um Natriumreste gefahrlos zu vernichten und Natriumethanolat herzustellen. Seine Rolle als starke Base behandelt Alkohole: Eigenschaften und Acidität.
Lösungen in flüssigem Ammoniak
Flüssiges Ammoniak siedet bei −33 °C. Es ist ein polares Lösungsmittel wie Wasser, aber eine viel schwächere Säure. Gibt man Natrium in wasserfreies flüssiges Ammoniak, löst es sich mit intensiv blauer Farbe. Das gilt für alle Alkalimetalle. Das Metall gibt sein Valenzelektron ab, und das Elektron bleibt in Lösung:
\[\ce{Na ->[NH3(l)] Na+(am) + e-(am)}\]
Ein Elektron, das an kein Atom gebunden ist und in einem Hohlraum zwischen Lösungsmittelmolekülen sitzt, die es stabilisieren. Der Zusatz (am) bezeichnet die Solvatisierung durch Ammoniak.
Man kann sich das Elektron wie ein winziges Anion ohne Atomkern vorstellen. Die Ammoniakmoleküle richten ihre positiv polarisierten H-Atome auf den Hohlraum. Das Natrium-Ion umgeben sie umgekehrt, mit den freien Elektronenpaaren der N-Atome.
Das locker gebundene Elektron absorbiert in einer breiten Bande im roten und nahen Infrarotbereich. Durchgelassen wird vor allem blaues Licht, daher die Farbe.
Leitfähigkeit, Reduktionskraft, Metastabilität
Die Eigenschaften dieser Lösungen sind besonders prüfungsrelevant: Sie sind blau, gut leitfähig, stark reduzierend und bei tiefer Temperatur metastabil.
- Leitfähigkeit: Die solvatisierten Elektronen sind sehr beweglich, die Lösungen leiten deshalb gut. Konzentrierte Lösungen glänzen bronzefarben und leiten fast wie ein Metall.
- Reduktionskraft: Freie Elektronen sind ein starkes Reduktionsmittel. Sie reduzieren sogar Aromaten, das nutzt die Birch-Reduktion.
- Metastabilität: Bei tiefer Temperatur halten sich die Lösungen lange. Sie zersetzen sich nicht sofort, obwohl der Zerfall thermodynamisch begünstigt ist.
Der langsame Zerfall liefert Natriumamid und Wasserstoff:
\[\ce{2Na + 2NH3 -> 2NaNH2 + H2 ^}\]
Spuren von Eisensalzen beschleunigen ihn stark. Das entstehende Anion ist das Amid-Ion \(\ce{NH2-}\).
Wasser ist sauer genug, um jedes freigesetzte Elektron sofort zu Wasserstoff umzusetzen, deshalb bleibt Natronlauge farblos. Erst im kaum sauren Ammoniak überleben die Elektronen lange genug für die blaue Lösung.
Quiz
Aussage 1
Neben Natronlauge entsteht bei der Reaktion von Natrium mit Wasser Natriumperoxid.
Produkte sind nur \(\ce{NaOH}\) und \(\ce{H2}\). \(\ce{Na2O2}\) entsteht beim Verbrennen von Natrium an Luft.
Aussage 2
Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak zerfallen sofort zu Alkalimetallamid und Wasserstoff.
Bei tiefer Temperatur sind sie metastabil und zerfallen nur langsam, beschleunigt etwa durch Eisensalze.
Aussage 3
Die Reaktion von Natrium mit Wasser ist eine Disproportionierung, weil Wasserstoff in zwei Oxidationsstufen vorliegt.
Zwei verschiedene Elemente ändern ihre Oxidationszahl (Na und H). Es ist eine gewöhnliche Redoxreaktion, keine Disproportionierung.
Aussage 4
Bei der Reaktion von Natrium mit Wasser wird Natrium oxidiert und der Wasserstoff des Wassers reduziert.
Na geht von 0 auf +I, H von +I auf 0. Wasser ist das Oxidationsmittel.
Aussage 5
Die blaue Farbe einer Lösung von Natrium in flüssigem Ammoniak geht auf solvatisierte Elektronen zurück.
Das Metall gibt sein Valenzelektron ab, das in einem Hohlraum zwischen \(\ce{NH3}\)-Molekülen stabilisiert wird und rotes Licht absorbiert.
Aussage 6
Lithium reagiert wegen seines besonders negativen Standardpotenzials heftiger mit Wasser als Kalium.
Lithium reagiert am langsamsten. Das Potenzial beschreibt die Thermodynamik, die Geschwindigkeit bremsen hohe Ionisierungsenergie und das Nicht-Schmelzen.
Aussage 7
Metallisches Natrium setzt sich mit Ethanol in einer Redoxreaktion zu Natriumethanolat und Wasserstoff um.
\(\ce{2Na + 2C2H5OH -> 2C2H5ONa + H2}\), Na wird oxidiert, der Hydroxy-Wasserstoff reduziert.
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