s-Block Elemente

O₂:
4 Li (s) + O₂ (g) → 2 Li₂O (s)
2 Na (s) + O₂ (g) → Na₂O₂ (s)
M (s) + O₂ (g) → MO₂ (s); M = K, Rb, Cs

N₂:
6 Li (s) + N₂ (g) → 2 Li₃N (s)

Wasserstoff wird auch bei der hydrometallurgischen Extraktion von Kupfer eingesetzt, das ist die Extraktion von Kupfer aus seinen Erzen durch Reduktion in wäßriger Lösung:

Cu²⁺(aq) + H₂(g) → Cu(s) + 2H⁺(aq)

In diesem Prozeß werden Erze, die Kupferoxid und –sulfid enthalten, in Schwefelsäure aufgelöst und dann wird Wasserstoff durch die Lösung geblasen.

Herstellung: aus Kohlenwasserstoffen mit niedriger molekularer Masse, industriell als Nebenprodukt der Verarbeitung und Raffination von Erdöl zu Kohlenwasserstoffen. So entsteht beispielsweise bei der Herstellung von Oktan, C₈H₁₈, aus kleineren Kohlenwasserstoffmolekülen gasförmiger Wasserstoff:

2C₂H₆(g) + C₄H₈(g) → C₈H₁₈(l) + H₂(g)

Das Cracken großer Kohlenwasserstoffmoleküle liefert ebenfalls Wasserstoff:

C₁₂H₂₆(g) → C₅H₁₀(g) + C₄H₈(g) + C₃H₆(g) + H₂(g)

Ein anderer Prozeß läuft über zwei katalysierte Reaktionen. Der erste ist die Reformingreaktion, eine Reaktion, bei der ein Kohlenwasserstoff und Dampf in Gegenwart eines Nickelkatalysators in Kohlenmonoxid und Wasserstoff umgewandelt werden:

CH₄(g) + H₂O(g) → (800°C, Ni) CO(g) + 3H₂(g)

Die Mischung der Produkte, die Synthesegas genannt wird, ist das Ausgangsmaterial für die Herstellung zahlreicher Verbindung inklusive Methanol. In einer zweiten Reaktion reagiert Kohlenmonoxid im Synthesegas mit noch mehr Wasser in der Schichtreaktion:

CO(g) + H₂O(g) → (400°C, Fe/Cu) CO₂(g) + H₂(g)

wobei Fe/Cu einen Katalysator aus Eisen und Kupfer bezeichnet.
Wasserstoff wird im Labor durch Reduktion der Wasserstoffionen mit einem Metall mit einem negativeren Reduktionspotential erzeugt.

Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g)

Eine andere nützliche Wasserstoffquelle ist die Oxidation eines Hydirds mit Wasser:

CaH₂(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + 2H₂(g)

Wasserstoff wird an die Kohlenstoff – Kohlenstoff – Doppelbindung addiert und die Reaktion nennt man Hydrierung:
H₂(g) + …C=C… → (230°C, 30atm, Ni oder Pt)  …CH–CH…
Diese Reaktion wandelt eine C = C Doppelbindung in eine C – C Einfachbindung um.

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften dieser Elemente werden dadurch bestimmt, daß sie ihr einzelnes Valenzelektron sehr leicht abgeben können. Sie werden als Kühlmittel in einigen Kernreaktoren verwendet, da sie als Metalle die Wärme gut leiten und durch Strahlung nicht zersetzt werden.
Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium, Francium;

Reaktand        Reaktion mit dem Alkalimetall (M)
Wasser            2M(s) + 2H₂O(l) → 2MOH(aq) + H₂(g)

Kommen meist als einfach geladene Kationen vor, niedrige Reduktionspotentiale, daher ausgezeichnete Reduktionsmittel.
Reaktion mit Wasser: Wegen ihrer niedrigen Reduktionspotentiale können die Elemente der Gruppe I Wasser reduzieren. So können wir dann anschreiben:

2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
Na(s) → Na⁺ + e^-
Gesamt: 2Na(s) + 2H₂O(l) → 2NaOH(aq) + H₂(g)

Die Heftigkeit der Reaktion nimmt gleichmäßig innerhalb der Gruppe zu. Die Reaktion zwischen Wasser und Lithium verläuft milde, die Reaktion mit Kalium ist heftig genug, daß der Wasserstoff entzündet wird, und mit Rubidium und Cäsium ist die Reaktion gefährlich explosiv.

Mischung aus Natriumhydrogenkarbonat (NaHCO₃) und einer Säure (z.B. Natriumalaun NaAl(SO₄)₂*12H₂O).

Einwirkung von hydratisierten Al³⁺ Ionen führt zu einem Freisetzen des Kohlendioxids in der Reaktion:
NaHCO₃(aq) + H₃O⁺(aq) → Na⁺(aq) + 2H₂O(l) + CO₂(g)
Die Freisetzung von Gas führt zum “Gehen” des Teiges.

Zwei Stufen: bei Raumtemperatur bilden sich kleine Hohlräume, und in der zweiten Stufe, bei Backtemperatur werden die Hohlräume vergrößert. Diese erste Freisetzung wird durch den Einsatz von etwas Weinsäure in der Mischung erreicht.

Kaliumnitrat (Salpeter) KNO₃ setzt beim Erhitzen Sauerstoff frei
2KNO₃(s) → 2 KNO₂(s) + O₂(g)
und wird daher zur Produktion von Zündhölzern verwendet. Es ist teuer, aber weniger hygroskopisch (wasserabsorbierend) als die entsprechende Natriumverbindung, da das K⁺ Kation größer ist und eine geringere Ion-Dipolwechselwirkung mit H₂O Molekülen hat. Kaliumnitrat ist auch das Oxidationsmittel im alten „Schwarzpulver“, einer Mischung aus 75% Kaliumnitrat, 15% Holzkohle und 10% Schwefel. Es reagiert folgendermaßen:

2KNO₃(s) + 4C(s) → K₂CO₃(s) + 3CO(g) + N₂(g)
2KNO₃(s) + 2S(s) → K₂SO₄(s) + SO₂(g) + N₂(g)
Schnelle Bildung von 6 Molen Gas aus 4 Molen festem KNO₃, explosiv ausdehnen.

2KClO₃(s) → 2KCl(s) + 3O₂(g)
Kaliumchlorat wird als Sauerstofflieferant in Feuerwerkskörpern und in Sicherheitszündern verwendet.

Alle Elemente dieser Gruppe sind Metalle und kommen im metallischen Zustand wegen ihrer hohen Reaktivität in der Natur nicht vor.
Beryllium, Magnesium, Kalzium, Strontium, Barium, Radium;

Metallisches Magnesium wird durch Reduktion erzeugt, entweder elektrolytisch oder mit einem chemischen Reduktionsmittel. Die elektrolytische Methode verwendet Meerwasser oder Salzsolen als wichtigstes Rohmaterial. Der erste Schritt besteht in der Fällung des Magnesiumhydroxid mit Kalziumhydroxid, das aus der thermischen Zersetzung von Kalziumkarbonat aus Muscheln gewonnen wird:
Mg²⁺(aq) + 2OH^-(aq) → Mg(OH)₂(s)
Das gefällte Magnesiumhydroxid wird abfiltriert und mit Salzsäure behandelt:
Mg(OH)₂(s) + 2HCl(aq) → MgCl₂(aq) + 2H₂O(l)
Die Säure wird aus der Einwirkung von Chlor (aus der Elektrolyse) auf Erdgas erhalten:
CH₄(g) + Cl₂(g) → CH₃Cl(g) + HCl(g)
Schließlich wird das Magnesiumchlorid getrocknet, in eine elektrolytische Zelle gebracht und geschmolzen. Bei der Elektrolyse wird Magnesium an der Kathode und Chlor an der Anode erzeugt:
MgCl₂(l)  → (Elektrolyse) Mg(s) + Cl₂(g)

Die echten Erdakalimetalle – Kalzium, Strontium, Barium – werden entweder elektrolytisch oder durch Reduktion mit Aluminium in einer Version des Thermitprozesses gewonnen. Für Barium lautet dieser beispielsweise:
3BaO(s) + 2Al(s) → Al₂O₃(s) + 3Ba(s)

Beryllium zeigt einen amphoteren Charakter (seine Fähigkeit sowohl mit Säuren als auch mit Basen zu reagieren).

Reaktand        Reaktion mit dem Erdalkalimetall (M)
Wasser             M(s) + 2H₂O(l) → M(OH)₂(aq) + H₂(g); außer Be

Alle Elemente der Gruppe II außer Beryllium reduzieren Wasser, beispielsweise:
Ca(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + H₂(g)
Beryllium reagiert nicht einmal dann mit Wasser, wenn es rot glühend ist: Es ist wie Aluminium durch einen Oxidfilm passiviert der auch bei hohen Temperaturen beständig ist. Magnesium reagiert in der Hitze und Kalzium schon mit kaltem Wasser. Die Metalle reduzieren Wasserstoffionen zu Wasserstoff.

Außer dem leicht nichtmetallischen Charakter beim Beryllium zeigen diese Elemente alle die chemischen Charakteristika von Metallen, wie etwa die Bildung von Kationen (M²⁺) und haben basische Oxide und Hydroxide.
Die hohe Polarisationskraft des Be²⁺ Ions führt zu mäßig kovalenten Verbindungen und seine geringe Größe limitiert die Zahl der an das Ion gebundenen Gruppen auf vier. Vorherschen der tetraedrischen BeX₄ Einheit, nicht nur bei Sauerstoffanionen, sondern auch bei Chlorid und Hydrid gefunden. Das Chlorid wird durch Einwirkung von Chlor auf das Oxid in Gegenwart von Kohlenstoff hergestellt:
BeO(s) + C(s) + Cl₂(g) → (600 – 800°C) BeCl₂(g) + CO(g)
Die Berylliumatome wirken als Lewissäuren und nehmen Elektronenpaare aus den Chloratomen der benachbarten BeCl₂ Einheiten auf, wodurch eine Kette von überlappenden tetraedrischen BeCl₄ Einheiten gebildet wird.

Magnesiumhydroxid ist eine schwache Base. Es ist nicht sehr gut wasserlöslich und bildet stattdessen eine weiße kolloidale Suspension (fein verteilte kleine Teilchen in einer Flüssigkeit), die als Magnesiamilch bekannt ist und gegen Übersäuerung des Magens eingenommen wird. Da diese Base relativ unlöslich ist, wird sie vom Magen nicht absorbiert, sondern bleibt dort zur Reaktion mit allen möglichen Säuren. Der Vorteil, den Hydroxide gegenüber Hydrogenkarbonaten (die nicht zu dem Zweck verwendet werden) haben, besteht darin, daß ihre Neutralisation nicht zur Bildung von Kohlendioxid führt und daher auch nicht zum „Heraufstoßen“. Der Nachteil der Magnesiamilch ist, daß das Produkt der Neutralisation Magnesiumchlorid ist, welches als Abführmittel wirken kann.

Die wichtigste Verbindung des Magnesiums ist das Chlorophyll. Diese grüne Verbindung nimmt das Sonnenlicht auf und überträgt seine Energie in die Photosynthese:
6CO₂(g) + 6H₂O(l) →(Licht, Chlorophyll) C₆H₁₂O₆(aq) + 6O₂(g) 
Im Chlorophyllmolekül wirkt das Mg²⁺ als Lewissäure und die N Atome der großen ringförmigen Porphyringruppen als Lewisbasen. Eine Funktion des Mg²⁺ Ions scheint darin zu bestehen, daß der Porphyrinring versteift wird. Diese Steifheit hilft sicherzustellen, daß die von einem ankommenden Photon abgegebene Energie nicht als thermische Bewegung verteilt wird, bevor sie zu der chemischen Reaktion verwendet werden kann.

Kalzium kommt in der Natur als Kreide (Kalziumkarbonat, CaCO₃) und als Kalkstein (eine härtere Form des Karbonates) vor.
Zugabe von Wasser zu Branntkalk, CaO, produziert unter Freisetzung einer beträchtlichen Wärmemenge Kalkhydrat, Ca(OH)₂. Kalkhydrat ist die Form, in der Kalk normalerweise verkauft wird, da gebrannter Kalk feuchtes Papier und Holz entzünden kann.

Kalziumverbindungen werden oft in (oder als) Baukomponenten eingesetzt. Ihre Festigkeit kommt von der Stärke, mit der das kleine, hochgeladene Ca²⁺ Kation seine Nachbarn bindet. Mörtel besteht aus ca. 1 Teil gelöschtem Kalk und 3 Teilen Sand (hauptsächlich SiO₂). Er erstarrt zu einer harten Masse, wenn der Kalk mit dem Kohlendioxid der Luft unter Bildung des Karbonates reagiert.

Zahnschmelz ist Hydroxyapatit, ein Mineral mit der Zusammensetzung Ca₅(PO₄)₃OH. Die Zerstörung der Zähne kann über Säureeinwirkung laufen.
Ca₅(PO₄)₃OH(s) + 4H₃O⁺(aq) → 5Ca²⁺ + 3HPO₄^2-(aq) + 5H₂O(l)
Für den Angriff am Zahn sind hauptsächlich Karbonsäuren (Säuren mit einer –COOH-Gruppe) verantwortlich, die durch bakterielle Einwirkung auf Speisereste entstehen. Eine resistente Oberfläche kann dadurch erhalten werden, daß die OH^- Ionen im Hydroxyapatit durch F^- Ionen unter Bildung von Fluorapatit ersetzt werden:
Ca₅(PO₄)₃OH(s) + F^-(aq) → Ca₅(PO₄)₃F(s) + OH^-(aq)

Kalziumsulfat ist eine Komponente von mehreren Materialien, die in allen möglichen Arten von festen Strukturen verwendet werden können. Wenn Gips CaSO₄ * 2H₂O aufgeheizt wird, verliert er einen Teil seines Hydratwassers und wird zu CaSO₄ * 1/2H₂O. Diese Substanz wird wieder zu einer festen Masse, wenn Wasser hinzugefügt wird und die Hydratation sich wieder einstellt.

Salzhaltige Hydride reduzieren Wasser, sobald sie damit in Kontakt kommen:
NaH (s) + H₂O (l) → NaOH (aq) + H₂ (g)
salzhaltige Hydride sind potentiell nützliche Wasserstoffspeicher, da in dieser Reaktion
Wasserstoff produziert wird.

Aufgrund der Atomradien von Natrium und Kalium packen Atome der beiden Elemente
nur sehr schlecht zusammen. → Legierung von Na und K ist deshalb flüssig

Li-Verbindungen werden in Batterien, Keramiken und Schmierstoffen eingesetzt.
Weiters in der Medizin. Lithiumseifen als Verdickungsmittel in Schmierstoffen.

Gase sind in heißem Wasser weniger löslich als in kaltem Wasser → Kohlendioxid wird
beim Erhitzen entfernt → Auswirkung der Verringerten CO₂-Konzentration auf andere
Gleichgewichte:
H₂CO₃ (aq) ↔ H₂O (l) + CO₂ (g)
HCO₃^- (aq) + HCO₃^- (aq) ↔ H₂CO₃ (aq) + CO₃^2- (aq)
Ca²⁺ (aq) + CO₃^2- (aq) → CaCO₃ (s)

Beryll (3BeO.Al₂O₃.6SiO₂)
Dolomit (CaCO₃.MgCO₃)
Baryt (BaSO₄)

Kupfer: Cu²⁺ (aq) + H₂ (g) → Cu (s) + 2 H⁺ (aq)
Silber: 2 Ag⁺ (aq) + H₂ (g) → 2 Ag (s) + 2 H⁺ (aq)

4 KO₂ (s) + 2 H₂O (g) + 4 CO₂ (g) → 4 KHCO₃ (s) + 3 O₂ (g)

CaSO₄.1/2 H₂O + 3/2 H₂O → CaSO₄.2H₂O 

C=C (Doppelbindung, flüssiges Öl) wird in eine C-C (Einfachbindung, festes Fett)
umgewandelt, in dem der Doppelbindung H₂ zugesetzt wird (bei 200°, 30 bar, Ni oder
Pt als Katalysator). Die Erhaltenen Moleküle sind flexibler, und bei Raumtemperatur
fest.
H₂ (g) + ...C=C... → ...HC-CH...

2 NaCl (l) → 2 Na (l) + Cl₂ (g)

Elektrolytische Methode:

Mg²⁺ (aq) + 2 OH^- (aq) → Mg(OH)₂ (s)
Mg(OH)₂ (s) + 2 HCl (aq) → MgCl₂ (aq) + 2 H₂O (l)
MgCl₂ (l) → (Elektrolyse) Mg (s) + Cl₂ (g)

Reduktion der Wasserstoffionen mit einem Metall, welches ein negativeres
Reduktionspotential besitzt:
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂ (aq) + H₂ (g)

Beryllium: geringe Dichte → Verwendung in Luft- und Raumfahrt
(Satellitenkonstruktion), Fenster in Röntgenröhren, Legierung mit Kupfer zur
Vermeidung von Schaltfunken.
BeCl₂ → (Elektrolyse 405°) Be + Cl₂

Salzartige Hydride: KH (s)
Kovalente Hydride: HCl (g)
Metallische Hydride: CuH (s)

Lithiumseifen: Lithiumsalze langkettiger Fettsäuren. Verwendung als Verdickungsmittel
in Schmierstoffen. Kalium- und Natriumsalze derselben Fettsäuren schmelzen bei
niedrigen Temperaturen, aber nicht die Lithiumseifen. (In einem Lager herrschen hohe
Temperaturen → Lithiumseifen)

2 NaCl (aq) + 2 H₂O (l)  → 2 NaOH (aq) + Cl₂ (g) + H₂ (g)

Die Alkalimetalle werden zu leicht oxidiert, als dass man sie elementar in der Natur
finden könnte.

CaO (s) + 3 C (s) → (2200°) CaC₂ (s) + CO (g)
Verwendung: in Karbidlampen (CaC₂ reagiert mit Wasser zu Ethin → anzünden),
Synthese von Ethin, Herstellung von Kalkstickstoff

Die kleinen Berylliumatome heften die Cu-Atome zu einer Struktur zusammen, die
fester ist als reines Kupfer (gute Leitfähigkeit bleibt bestehen). Verwendung für Geräte
in Ölraffinerien (da sie keinen Schaltfunken bilden).