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Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer

Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer. 1. Einstieg 2. Gruppeneigenschaften 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel -Flammenfärbung- 2.2 Die Reaktion mit Wasser 2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte -Reduktionspotentiale-

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Alkali- und Erdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC) Marietta Fischer

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  1. Alkali-undErdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC)Marietta Fischer

  2. 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 Gliederung

  3. 1. Einstieg Alkalimetalle „al kalja“ (arabisch)=Asche • 1807 Kaus Pflanzenasche • 1807 Na(ägypt.: neter = Soda) • 1817 Liin Gesteinsmaterialien (gr.:lithos = der Stein) • 1860/61Cs u. Rbdurch Spektralanalyse (lat.: rubidus = dunkelrot; caesius = himmelblau) • 1939 Frentdeckt durchdie Französin M. Perey und benannt nach ihrem Vaterland

  4. 1. Einstieg Gruppeneigenschaften • 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

  5. 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)

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

  7. 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 • Reduktionspotentiale stark negativ  Zunahme von elektropositivem Charakter • Bildung von Hydroxidschicht (Aufbewahrung: Petroleum)

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

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

  10. 1. Einstieg Gruppeneigenschaften • Valenzelektronenkonfiguration s2 • Elektropositive Metalle • Ionisierungsenergie nimmt ab; Reduktionskraft steigt von Be Ba • In stabilen Verbindungen nur mit Oxidationszahl +2

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

  12. 1. Einstieg 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

  13. 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

  14. 1. Einstieg 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

  15. 1. Einstieg: Klassifizierung Nimmt zu Nimmt zu

  16. 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

  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 thermische Anregung 2p hν 2s

  19. 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:

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

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

  22. 2.1 Metalle bringen Farbe ins Spiel Auswertung • Starten der Reaktion: • Reduktion: Sr(NO3)2 Sr(NO2)2 + O2 • Oxidation: C6H12O6 + 6 O2 6 H2O + 6 CO2 KClO3(s) + H2SO4(aq) HClO3(aq) + KHSO4(aq) 3 HClO3(aq) 2 ClO2(g) + HClO4(aq) +5 +4 +7 +6 +4 +4 0

  23. 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

  24. 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

  25. 2.2 Die Reaktion mit Wasser Die Reaktion mit Wasser Alkalimetalle: 2 MA + 2 H2O 2 MA+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) Erdalkalimetalle: ME + 2 H2OME2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) (MA = Alkalimetall; ME = Erdalkalimetall) 0 +1 +1 0 0 0 +1 +2

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

  27. 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 Die Reaktion mit Wasser

  28. 2.2 Die Reaktion mit Wasser Auswertung: +1 0 0 +1 Die Reaktion mit Wasser: 2 Na(s) + 2 H2O2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) Die Indikatorwirkung: HInd + OH-(aq) Ind- + H2O (Indikatorsäure (Indikatorbase Phenolphthalein) Phenolphthalein) farblosviolett

  29. 2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte 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

  30. 2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte 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)

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

  32. 2.3 Eine „spannungsvolle“ Geschichte Demo 2: Lithium - Batterie

  33. 2.3 eine „spannungsvolle“ Geschichte Auswertung 0 +1 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 0 Nernst: 0,059 cOx E = E°+ lg z cRed E=E°Cu – E°Li

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

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

  36. 2.4 Da kommt etwas in Bewegung 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 Lokalelement Elektrolyt: NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) +1 0 0 -2 +1 0 0 +3

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

  38. 2.4 Da kommt etwas in Bewegung 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

  39. 2.4 Da kommt etwas in Bewegung Demo 3: Ionenwanderungen

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

  41. Erdalkalimetalle 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)

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

  43. 3. Erdalkalimetalle 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 0 +4 +2 0 +5 +7 -1 400°C 500°C

  44. 3. Erdalkalimetalle - O O e- C C Verläuft über mehrere Stufen Radikalbildung: CO2 (s) Zwischenprodukt  Oxalatbildung: Reduktion bis zum Kohlenstoff: C2O42- + 4 Mg (s) 4 MgO (s) + 2 C (s) O O - O - C O 2 O O C C O - O - +3 0 +2 0

  45. 3. Erdalkalimetalle 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

  46. 3. Erdalkalimetalle Versuch 5: Fällung von Ca2+ -Ionen mit Rhabarbersaft

  47. 3. Erdalkalimetalle Auswertung Ca2+(aq) + C2O42-(aq) CaC2O4(s)

  48. 3. Erdalkalimetalle 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 CaC2O4

  49. Lehrplan Chemie Gymnasium Themenübersicht 4. Schulrelevanz

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

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