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

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

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

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Presentation Transcript

  1. Alkali-undErdalkalimetalle Experimentalvortrag (AC)Marietta Fischer/verändert

  2. 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 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 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. 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. 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

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

  8. 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. 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

  10. 1. Einstieg: Klassifizierung Nimmt zu Nimmt zu

  11. 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. 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:

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

  15. 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. 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. 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

  18. 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

  19. 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) farblosviolett 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)

  20. 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

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