Alkalimetalle: Stellung, Trends und Metalleigenschaften
Wie Stellung und Elektronenkonfiguration der Alkalimetalle ihre Ionisierungsenergie, Ionenradien, Hydratation sowie Schmelzpunkt und Dichte bestimmen.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Alkalimetalle Li, Na, K, Rb, Cs und Fr sind die s-Block-Metalle der 1. Gruppe mit der Konfiguration Edelgas plus \(ns^1\); Wasserstoff gehört nicht dazu.
- Sie bilden ausschließlich einfach positive Kationen (Oxidationsstufe +1), auch Lithium; \(\ce{Li+}\) hat Helium-, \(\ce{K+}\) Argon- und \(\ce{Cs+}\) Xenonkonfiguration.
- Die erste Ionisierungsenergie sinkt von Lithium (höchste) zu Caesium und liegt stets unter der des Erdalkalimetalls derselben Periode; die Elektronegativität nimmt ebenfalls ab.
- Der Ionenradius wächst nach unten, \(\ce{Li+}\) ist das kleinste Kation; dafür wird es am stärksten hydratisiert und hat betragsmäßig die größte Hydratationsenthalpie.
- Alkalimetalle sind weiche Leichtmetalle, deren Schmelzpunkte mit steigender Atommasse sinken; Lithium schmilzt am höchsten und hat die niedrigste Dichte.
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Gruppe 1 im Überblick
Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium bilden die 1. Gruppe des Periodensystems und sind die typischsten Metalle überhaupt. Ihre Gruppentrends erklären das Verhalten von Salzen wie Natriumchlorid, Kaliumchlorid oder Lithiumcarbonat, die in der Pharmazie als Elektrolyte und Arzneistoffe dienen.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | 1. Gruppe (s-Block), Perioden 2 bis 7; Wasserstoff gehört nicht dazu |
| Elektronenkonfiguration | Edelgasrumpf plus \(ns^1\) |
| Oxidationsstufe | ausschließlich +1 |
| Vorkommen und Gewinnung | nur gebunden, etwa als Steinsalz \(\ce{NaCl}\) und Sylvin \(\ce{KCl}\); Gewinnung durch Schmelzflusselektrolyse |
| Eigenschaften des Elements | weiche, silbrig glänzende Leichtmetalle, starke Reduktionsmittel |
| Wichtige Verbindungen | \(\ce{NaCl}\), \(\ce{KCl}\), \(\ce{NaOH}\), \(\ce{Na2CO3}\), \(\ce{NaHCO3}\), \(\ce{Li2CO3}\) |
Stellung und Elektronenkonfiguration
Die Alkalimetalle stehen in der 1. Gruppe. Jedes folgt direkt auf ein Edelgas und eröffnet eine neue Periode. Lithium steht in der 2. Periode, Natrium in der 3. Periode, Kalium in der 4., Rubidium in der 5., Caesium in der 6. und das radioaktive Francium in der 7. Periode. Wasserstoff steht zwar oben in Gruppe 1, ist aber ein Nichtmetall und zählt nicht zu den Alkalimetallen. Seine Eigenschaften behandelt die Einheit zum Wasserstoff.
Rubidium steht in der 5. Periode, ist aber kein Übergangsmetall. Übergangsmetalle füllen d-Orbitale auf. Rubidium besetzt dagegen das 5s-Orbital und gehört wie alle Alkalimetalle zum s-Block. Aus der Stellung hinter einem Edelgas folgt auch die Kernladungszahl: Natrium kommt direkt nach Neon und hat \(Z = 11\). Das ist mehr als bei Fluor mit \(Z = 9\), das vor Neon steht.
Die Elektronenkonfiguration ist immer ein Edelgasrumpf plus ein einzelnes s-Elektron: Lithium \([\mathrm{He}]\,2s^1\), Natrium \([\mathrm{Ne}]\,3s^1\), Kalium \([\mathrm{Ar}]\,4s^1\) bis Caesium \([\mathrm{Xe}]\,6s^1\). Gibt das Atom dieses Elektron ab, entsteht ein einfach positives Kation mit der Konfiguration des vorangehenden Edelgases. \(\ce{K+}\) hat damit die Konfiguration des Argons, \(\ce{Cs+}\) die des Xenons.
\[\ce{Na -> Na+ + e-}\]
Ein zweites Elektron müsste aus der abgeschlossenen Edelgasschale stammen. Die zweite Ionisierungsenergie ist deshalb gewaltig, beim Natrium rund 4560 kJ/mol statt 496 kJ/mol. Alkalimetalle treten daher nur in der Oxidationsstufe +1 auf. Auch in ihren Oxiden liegen nur einfach positive Metallkationen vor. Das gilt ebenso für Lithium, obwohl es über die Schrägbeziehung dem Magnesium ähnelt. Diese Ähnlichkeit betrifft Ionengröße und Polarisationswirkung, nicht die Ladung.
\(\ce{Li+}\) hat die Heliumkonfiguration \(1s^2\), also ein Elektronenpaar statt eines Oktetts. Nur \(\ce{Na+}\) bis \(\ce{Cs+}\) erreichen die Konfiguration \(ns^2\,np^6\).
Ionisierungsenergie und Radien
Das einzelne s-Elektron sitzt weit außen und wird vom Edelgasrumpf gut abgeschirmt. Es spürt nur eine effektive Kernladung von etwa +1. Deshalb haben Alkalimetalle niedrige erste Ionisierungsenergien, die niedrigsten ihrer jeweiligen Periode. Sie geben ihr Elektron bereitwillig ab.
Von Lithium zu Caesium sinkt die erste Ionisierungsenergie stetig. Mit jeder Periode kommt eine Schale hinzu, und das Valenzelektron sitzt weiter vom Kern entfernt. Die zusätzliche Kernladung wird durch die neuen inneren Elektronen fast vollständig abgeschirmt. Lithium hat daher die höchste, Caesium die niedrigste Ionisierungsenergie der Gruppe. Natrium liegt entsprechend über Kalium. Parallel dazu nimmt die Elektronegativität ab, von 0,98 bei Lithium auf 0,79 bei Caesium.
| Element | 1. Ionisierungsenergie (kJ/mol) | Elektronegativität (Pauling) | Ionenradius \(\ce{M+}\) (pm, KZ 6) |
|---|---|---|---|
| Li | 520 | 0,98 | 76 |
| Na | 496 | 0,93 | 102 |
| K | 419 | 0,82 | 138 |
| Rb | 403 | 0,82 | 152 |
| Cs | 376 | 0,79 | 167 |
Jedes Alkalimetall liegt unter dem Erdalkalimetall derselben Periode. Natrium hat 496 kJ/mol, Magnesium dagegen 738 kJ/mol. Das Erdalkalimetall hat ein Proton mehr im Kern, aber keine neue Schale. Seine Valenzelektronen werden deshalb stärker festgehalten.
Besonders prüfungsrelevant: Die erste Ionisierungsenergie fällt von Lithium (höchster Wert) zu Caesium (niedrigster Wert) und liegt stets unter der des Erdalkalimetalls derselben Periode. Achte auf die Richtung: Oben in der Gruppe ist die Ionisierungsenergie hoch und der Ionenradius klein.
Der Ionenradius wächst in der Gruppe von oben nach unten, weil mit jeder Periode eine Schale hinzukommt. \(\ce{Li+}\) ist mit 76 pm das kleinste Alkalimetallkation. \(\ce{Na+}\) ist größer als \(\ce{Li+}\), \(\ce{K+}\) wiederum größer als \(\ce{Na+}\). Solche Vergleiche sind nur bei gleicher Koordinationszahl sauber. Ein Ion mit mehr Nachbarn im Gitter erscheint etwas größer, daher beziehen sich Tabellenwerte meist auf KZ 6.
Kationen sind deutlich kleiner als ihre Atome. Natrium schrumpft von rund 186 pm auf 102 pm, weil die gesamte äußere Schale wegfällt. Das \(\ce{Mg^2+}\)-Ion derselben Periode ist mit 72 pm noch kleiner als \(\ce{Na+}\). Seine höhere Kernladung zieht dieselbe Neonschale enger zusammen.
Hydratation
Gelöste Kationen umgeben sich mit einer Hülle aus Wassermolekülen. Diese richten ihr negativ polarisiertes Sauerstoffatom zum Ion aus. Die dabei frei werdende Energie ist die Hydratationsenthalpie. Sie ist negativ, und ihr Betrag hängt vor allem von der Ladungsdichte ab, also von Ladung im Verhältnis zur Größe.
Alle Alkalimetallkationen tragen die Ladung +1. Den Unterschied macht allein der Radius. Das winzige \(\ce{Li+}\) zieht die Wasserdipole am stärksten an. Es wird in wässriger Lösung am stärksten hydratisiert und setzt betragsmäßig die meiste Hydratationsenthalpie frei. Von \(\ce{Li+}\) zu \(\ce{Cs+}\) nehmen Hydratationsfähigkeit und Betrag der Hydratationsenthalpie ab.
| Ion | Hydratationsenthalpie (kJ/mol) |
|---|---|
| \(\ce{Li+}\) | −519 |
| \(\ce{Na+}\) | −406 |
| \(\ce{K+}\) | −322 |
| \(\ce{Rb+}\) | −301 |
| \(\ce{Cs+}\) | −276 |
Die Hydratationsenthalpie von \(\ce{Na+}\) ist also stärker negativ als die von \(\ce{K+}\). Die von \(\ce{Cs+}\) ist betragsmäßig kleiner als die von \(\ce{K+}\). Diese Reihe wird im Examen gerne gefragt. Achte dabei auf das Wort betragsmäßig: Der Wert von \(\ce{Li+}\) ist der negativste, energetisch also der größte.
Man kann sich \(\ce{Li+}\) wie einen kleinen, starken Magneten vorstellen, der besonders viele Eisenspäne festhält. Das hydratisierte Lithium-Ion ist dadurch insgesamt das größte der Gruppe. Es wandert im elektrischen Feld langsamer als das hydratisierte \(\ce{Cs+}\).
Nackt klein, hydratisiert groß: \(\ce{Li+}\) hat den kleinsten Ionenradius, aber die dickste Wasserhülle.
Die Erdalkalikationen derselben Periode sind kleiner und doppelt geladen. Ihre Ladungsdichte ist viel höher. Deshalb ist die Hydratationsenthalpie eines Alkalimetallkations betragsmäßig kleiner als die des Erdalkalimetallkations derselben Periode. \(\ce{Mg^2+}\) setzt mit rund −1920 kJ/mol fast fünfmal so viel Energie frei wie \(\ce{Na+}\).
Physikalische Eigenschaften
Im Metallgitter steuert jedes Atom nur ein Elektron zum Elektronengas bei. Die Atome sind zudem groß. Die metallische Bindung ist deshalb schwach. Alkalimetalle sind so weich, dass man sie mit dem Messer schneiden kann. Die frische Schnittfläche glänzt silbrig und läuft an Luft rasch an.
Die schwache Bindung erklärt auch die relativ niedrigen Schmelzpunkte. Sie sinken mit steigender Atommasse, weil die Atome größer werden und die Bindung weiter nachlässt. Lithium hat die höchste Schmelztemperatur der Gruppe. Caesium schmilzt schon knapp über Raumtemperatur.
Alle Alkalimetalle sind Leichtmetalle. Lithium, Natrium und Kalium sind sogar leichter als Wasser. Lithium hat mit 0,53 g/cm³ die niedrigste Dichte der festen Elemente der 1. Gruppe. Nach unten steigt die Dichte grob an, Kalium ist allerdings etwas leichter als Natrium.
| Element | Schmelzpunkt (°C) | Dichte (g/cm³) |
|---|---|---|
| Li | 181 | 0,53 |
| Na | 98 | 0,97 |
| K | 63 | 0,86 |
| Rb | 39 | 1,53 |
| Cs | 28 | 1,87 |
Quiz
Aussage 1
Vergleicht man bei gleicher Koordinationszahl, ist \(\ce{Na+}\) kleiner als \(\ce{K+}\).
Der Ionenradius wächst in der Gruppe nach unten, weil eine Schale hinzukommt: \(\ce{Na+}\) 102 pm, \(\ce{K+}\) 138 pm bei KZ 6.
Aussage 2
Das Lithium-Kation erreicht wie die übrigen Alkalimetallkationen eine Konfiguration vom Typ \(ns^2\,np^6\).
\(\ce{Li+}\) hat die Heliumkonfiguration \(1s^2\). Erst \(\ce{Na+}\) bis \(\ce{Cs+}\) besitzen ein Oktett \(ns^2\,np^6\).
Aussage 3
\(\ce{Mg^2+}\) hat eine betragsmäßig größere Hydratationsenthalpie als \(\ce{Na+}\).
Das Erdalkalikation ist kleiner und doppelt geladen, seine Ladungsdichte und damit der Betrag der Hydratationsenthalpie sind viel größer.
Aussage 4
Rubidium gehört trotz seiner Stellung in der 5. Periode zum s-Block und nicht zu den Übergangsmetallen.
Rubidium besetzt das 5s-Orbital und ist ein Alkalimetall. Übergangsmetalle füllen d-Orbitale auf.
Aussage 5
Bei der Hydratation von \(\ce{Cs+}\) wird betragsmäßig mehr Energie frei als bei der von \(\ce{K+}\).
Der Betrag der Hydratationsenthalpie nimmt von \(\ce{Li+}\) zu \(\ce{Cs+}\) ab. \(\ce{Cs+}\) setzt also weniger frei als \(\ce{K+}\).
Aussage 6
Die Schmelzpunkte der Alkalimetalle steigen von Lithium zu Caesium an.
Sie sinken mit steigender Atommasse, weil die metallische Bindung schwächer wird. Lithium schmilzt am höchsten.
Aussage 7
Unter den Alkalimetallen besitzt Lithium die niedrigste erste Ionisierungsenergie.
Lithium hat die höchste erste Ionisierungsenergie der Gruppe, Caesium die niedrigste. Der Wert sinkt von oben nach unten.
Aussage 8
Die erste Ionisierungsenergie von Kalium ist kleiner als die von Calcium.
Ein Alkalimetall liegt stets unter dem Erdalkalimetall derselben Periode, weil dieses bei gleicher Schalenzahl eine höhere Kernladung hat.
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