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Die einzelnen Erdalkalimetalle

Allgemeines - Alkalimetalle - Erdalkalimetalle

Beryllium

Beryllium wurde 1798 als Bestandteil eines Minerals entdeckt und 1828 in reiner Form hergestellt. Das Erdalkalimetall ist im Vergleich zu den Alkalimetallen sehr hart und auch spröde. Alkalimetalle kann man ja mit dem Messer durchschneiden, weil sie so weich sind, bei Erdalkalimetallen geht das nicht mehr. Beryllium kann man mit dem Taschenmesser noch gerade so anritzen, aber auf keinen Fall mehr schneiden.

Zur Geschichte, zum Vorkommen und zur Herstellung von Beryllium siehe die entsprechenden Abschnitte im ausführlichen Wikipedia-Artikel.

Die beiden folgenden Abschnitte sind eine Zusammenfassung der entsprechenden Wikipedia-Abschnitte.

Physikalische Eigenschaften

  • Farbe: stahlgrau
  • Härte: 5,5 auf der Mohs-Skala
  • Dichte: 1,848 g/cm3
  • Schmelzpunkt: 1287 ºC
  • Siedepunkt: 2969 ºC

Chemische Eigenschaften

An trockener Luft bleibt metallisch glänzendes Beryllium dauerhaft blank. Zwar ist das Metall durchaus reaktiv, aber es bildet sich sofort eine luftundurchlässige Oxidschicht, die das Metall vor weiterer Oxidation schützt. Auch Säuren können diese Oxidschicht nichtangreifen. Berylliumpulver allerdings kann man leicht oxidieren, unter heller Feuererscheinung bilden sich Berylliumoxid und Berylliumnitrid.

An feuchter Luft reagiert Beryllium mit dem Wasserdampf zu Berylliumhydroxid Be(OH)2. Interessanterweise reagiert Beryllium aber nicht mit flüssigem Wasser, auch nicht bei höheren Temperaturen.

Mit Laugen reagiert Beryllium unter Bildung von Beryllaten. Auch mit Halogenen reagiert das Metall, es bilden sich dann Halogenide vom Typ BeX2.

Legierungen

Beryllium kann mit anderen Metallen Legierungen bilden. Bekannt und industriell wichtig sind vor allem Kupfer-Beryllium-Legierungen und Nickel-Beryllium-Legierungen. In der Flugzeug- und Weltraumtechnik spielen auch Aluminium-Beryllium-Legierungen eine wichtige Rolle. Vor allem die Kupfer-Beryllium-Legierung ist wirtschaftlich bedeutend; 70 bis 80% des weltweit hergestellten Berylliums wird für die Herstellung dieser Legierung eingesetzt.

Zur weiteren Verwendung von Beryllium siehe den Abschnitt in dem Wikipedia-Artikel.

Magnesium

Magnesium wurde 1755 von Joseph Black als Element erkannt und 1808 von Sir Humphry Davy durch Elektrolyse von Magnesiumhydroxid gewonnen, allerdings nicht in reiner Form. Das gelang erst 1828 Antoine Bussy, als er trockenes Magnesiumchlorid mit Kalium reagieren ließ. 1833 gelang dann Michael Faraday die Synthese reinen Magnesiums durch Elektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid.

Zur Geschichte, zum Vorkommen und zur Gewinnung von Magnesium siehe die entsprechenden Abschnitte im ausführlichen Wikipedia-Artikel.

Die beiden folgenden Abschnitte sind eine Zusammenfassung der entsprechenden Wikipedia-Abschnitte.

Physikalische Eigenschaften

  • Farbe: hellgrau
  • Härte: 2,5 auf der Mohs-Skala, damit deutlich weicher als Beryllium
  • Dichte: 1,738 g/cm3, damit etwas leichter als Beryllium
  • Schmelzpunkt: 650 ºC, das liegt deutlich unter dem Wert von Beryllium
  • Siedepunkt: 1110 ºC, ebenfalls deutlich unter dem Beryllium-Schmelzpunkt.

Chemische Eigenschaften

An trockener Luft überzieht sich glänzendes Magnesium mit einer dünnen Oxidschicht, die keinen weiteren Sauerstoff mehr durchlässt. Mit Wasser reagiert Magnesium deutlich unter Bildung von Wasserstoff, allerdings verläuft diese Reaktion wesentlich langsamer als die von Lithium mit Wasser.

Die wohl spektakulärste Reaktion ist die Verbrennung von Magnesium an der Luft, die mit extrem heller Flamme abläuft und wohl jedem Schüler bekannt sein dürfte. Magnesium verbindet sich derart "begierig" mit Sauerstoff, dass es sogar exotherm mit Kohlendioxid reagiert und diesem den Sauerstoff entreißt, wobei schwarzer Ruß übrig bleibt. Magnesiumbrände dürfen also nicht mit Kohlendioxid gelöscht werden.

Bereits mit schwachen Säuren reagiert Magnesium sehr heftig; in der Schule wird es daher gern zur Herstellung von Wasserstoff eingesetzt (Magnesium + verdünnte Salzsäure).

Legierungen

Magnesium wird für bestimmte Legierungen verwendet. Die wichtigste Eigenschaft von Magnesiumlegierungen ist die geringe Dichte bei gleichzeitig hoher Stabilität. Während Aluminium-Legierungen für den Leichtbau eine Dichte von 2,75 g/cm3 haben, zeichnen sich entsprechende Magnesium-Legierungen durch eine Dichte von nur 1,75 g/cm3 aus.

Besonderheiten

Magnesium ist ein wichtiger Bestandteil des Chlorophylls der grünen Pflanzen, des Blattgrüns also. Auch im menschlichen Körper ist Magnesium ein wichtiges Spurenelement. Ein Erwachsener enthält ca. 20 g Magnesium in seinem Körper. Das Magnesium kommt in ca. 300 Enzymen und Coenzymen vor. Freie Mg2+-Ionen spielen bei physiologischen Zellprozessen eine wichtige Rolle, zum Beispiel als second messenger.

Calcium

Calciumverbindungen sind schon seit der Antike bekannt. Kalk (Calciumcarbonat) war schon damals ein wichtiges Baumaterial. Das Element Calcium wurde allerdings erst später entdeckt. Ähnlich wie beim Magnesium spielten die beiden Forscher Joseph Black und Sir Humphry David dabei eine entscheidene Rolle. Black entdeckte 1755 den Unterschied zwischen Calcium- und Magnesium-Mineralien, und Davy konnte 1808 noch recht unreines Calcium darstellen. Dazu elektrolysierte er angefeuchteten Branntkalk. Von Davy stammt auch der Name "Calcium" nach dem lateinischen "calx" für "Kalk".

Zum Vorkommen und zur Herstellung von Calcium siehe die entsprechenden Abschnitte im ausführlichen Wikipedia-Artikel. Sehr empfehlenswert ist aber auch das "Periodensystem der Elemente online". Einen kleinen Überblick über die Geschichte des Calciums liefert die Seite auf Uniterra.de.

Die beiden folgenden Abschnitte sind eine Zusammenfassung der entsprechenden Wikipedia- und Periodensystem-online-Abschnitte.

Physikalische Eigenschaften

  • Farbe: silbrig-weiß
  • Härte: 1,75 auf der Mohs-Skala, damit deutlich weicher als Magnesium. Blei hat eine ähnliche "Härte".
  • Dichte: 1,55 g/cm3, damit leichter als Magnesium
  • Schmelzpunkt: 842 ºC, das liegt deutlich über dem Wert von Magnesium, aber unter dem Wert von Beryllium
  • Siedepunkt: 1487 ºC, ebenfalls deutlich über dem Wert von Magnesium, aber unter dem Wert von Beryllium.

Chemische Eigenschaften

Calcium ist reaktiver als Magnesium und deutlich reaktiver als Beryllium. An der Luft oxidiert Calcium langsam und vollständig unter Bildung von graublauem Calciumoxid CaO. Es bildet sich also keine schützende Oxidschicht wie beim Magnesium. Daher muss man Calcium ähnlich wie die Alkalimetalle unter Petroleum aufbewahren.

Mit Wasser reagiert Calcium lebhaft unter Bildung von Calciumhydroxid Ca(OH)2 und Freisetzung von Wasserstoff. Mit Säuren reagiert Calcium ebenfalls lebhaft. Interssant ist, dass die Flusssäure HF Calcium kaum angreift. An der Oberfläche des Calciums bildet sich zwar sofort Calciumfluorid CaF2, dieses bildet dann aber eine Schutzschicht, die das weitere Vordringen der aggressiven Flusssäure verhindert.

Mit Kohlenstoff reagiert Calcium zu Calciumcarbid CaC2, einem Feststoff, der mit Wasser das leicht brennbare Acetylen (Ethin) bildet. Im 19. Jahrhundert hat man mit Calciumcarbid sogenannte Carbidlampen betrieben, zum Beispiel für Fahrräder.

Legierungen

Recherchiert man nach Calciumlegierungen, findet man nicht allzu viel. Ein paar Suchergebnisse weisen auf Silicium-Calcium- und Magnesium-Zink-Calcium-Legierungen hin, aber eine große Bedeutung scheinen diese Legierungen nicht zu haben. In einem Artikel von 1909 wird über "Silcium-Calciumlegierungen" geschrieben; gemeint ist damit aber keine Legierung, sondern die Verbindung CaSi2.

In dem Uniterra-Artikel über Calcium ist jedoch davon die Rede, dass Calcium "überwiegend als Legierungszusatz für Lagermetalle bzw. zum Härten von Blei" verwendet wird.

Besonderheiten

Calcium ist ein wichtiges Element für den tierischen Körper. Ein erwachsener Mensch enthält ungefähr 1 kg Calcium in seinem Körper. Vor allem in den Knochen und in den Zähnen ist viel Calcium gespeichert. Bei der Muskelkontraktion spielen Calcium-Ionen eine wichtige Rolle. Auch innerhalb der Zellen erfüllen Ca2+-Ionen wichtige Funktionen.

Strontium

Strontium wurde 1790 von Adair Crawford entdeckt. Die erste Darstellung von noch stark verunreinigtem Strontium gelang 1808 Sir Davy Humphry. 1855 konnte Robert Bunsen Strontium dann in reiner Form darstellen. Weitere Einzelheiten zur Entdeckung und Darstellung von Strontium siehe den entsprechenden Abschnitt im Wikipedia-Artikel. Auch zum Vorkommen und zur Gewinnung und Darstellung siehe Wikipedia. Die Verwendung von Strontium ist besser dargestellt auf Periodensystem-online.de.

Physikalische Eigenschaften

  • Farbe: silbrig-weiß
  • Härte: 1,5 auf der Mohs-Skala, damit noch weicher als Calcium.
  • Dichte: 2,63 g/cm3, damit deutlich schwerer als Calcium.
  • Schmelzpunkt: 777 ºC, das liegt unter dem Wert von Calcium
  • Siedepunkt: 1380 ºC, ebenfalls unter dem Calcium-Wert.

Chemische Eigenschaften

Strontium ist reaktiver als Calcium. Es reagiert direkt mit Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel und Halogenen zu Verbindungen, in denen Strontium als zweiwertiges Kation vorliegt. An der Luft bildet das blanke Metall sofort eine gelbliche Oxidschicht. Pulverförmiges Strontium neigt sogar zur Selbstenzündung. Mit Wasser reagiert Strontium heftig unter Bildung von Sr(OH)2 und Wasserstoff. Allerdings reicht die freigesetzte Reaktionswärme nicht aus, um den Wasserstoff zu entzünden, wie es beispielsweise beim Natrium oder Kalium der Fall ist. Weitere Einzelheiten siehe den informativen Beitrag auf periodensystem.online.de.

Besonderheiten

Strontium wird nur in geringen Mengen hergestellt. Jährlich werden ca. 140.000 Tonnen Strontium weltweit erzeugt. Eine größere technische oder wirtschaftliche Bedeutung hat es nicht. Oft wird es Legierungen beigesetzt, um deren mechanische Eigenschaften zu verbessern.

Bei Feuerwerken werden Strontiumsalze eingesetzt, um rote Leuchterscheinungen zu erzeugen. Diese Eigenschaft nutzt man auch gern im Chemieunterricht, wenn man Strontiumsalze in die Bunsenflamme bringt.

Die biologische Bedeutung des Strontiums ist gering. Ein paar Strahlentierchen bauen Strontiumsalze in ihre Schalen ein, das war's dann aber auch schon.

Barium

Bariumhaltige Minerale wurden bereits 1602 durch Vincenzo Casciarolo untersucht, einem italienischen Schuhmacher und Alchemisten. Ihm fiel auf, dass diese Minerale nach dem Erhitzen im Dunkeln leuchten. 1774 wurde durch Carl Wilhelm Scheele bei der Untersuchung von Gips (Calciumsulfat) Bariumoxid BaO identifiziert. Metallisches Barium in unreiner Form wurde wieder einmal von Sir Davy Humphry 1808 hergestellt, und zwar durch Elektrolyse eines Gemisches aus Bariumoxid und Quecksilberoxid. Eine Reindarstellung des Elementes Barum gelangt erst Robert Bunsen im Jahre 1855 durch Schmelzelektrolyse eines Bariumchlorid-Aluminiumchlorid-Gemisches.

Vorkommen sowie Gewinnung und Darstellung siehe die entsprechenden Wikipedia-Artikel.

Physikalische Eigenschaften

  • Farbe: silbrig-weiß
  • Härte: 1,25 auf der Mohs-Skala, damit noch weicher als Strontium.
  • Dichte: 3,62 g/cm3, damit deutlich schwerer als Strontium.
  • Schmelzpunkt: 727 ºC, das liegt unter dem Wert von Strontium
  • Siedepunkt: 1637 ºC, deutlich über dem Strontium-Wert.

Chemische Eigenschaften

Barium ist reaktiver als Strontium und kann in seiner Reaktivität durchaus mit den Alkalimetallen mithalten. An feuchter Luft kann sich Barium von selbst entzünden, und mit Wasser reagiert es sehr heftig unter Bildung von Ba(OH)2 und Wasserstoff. Die Reaktionswärme reicht aus, um den Wasserstoff zu entzünden. Mit Säuren reagiert Barium lebhaft, außer mit Schwefelsäure. Hier bildet sich eine dünne Schicht aus Bariumsulfat, die undurchlässig für Wasser und Säuren ist und das Metall somit nach außen hin schützt (Passivierung).

Mit Halogenen, Schwefel und Phosphor reagiert das Barium ebenfalls sehr heftig und unter Feuererscheinungen.

Besonderheiten

Barum färbt die Flamme grün, daher wird es gern in Feuerwerken oder im Chemieunterricht zur Demonstration eingesetzt. Bariumsulfat ist eine beliebte weiße Malerfarbe, die nicht nachdunkelt. Außerdem wird Bariumsulfat als Kontrastmittel bei Darmuntersuchungen eingesetzt. Bariumcarbonat wird als Rattengift verwendet, allerdings führt dieses Gift zu einem sehr langsamen und qualvollen Tod und sollte daher nicht mehr verwendet werden.

Radium

Radium wurde 1898 von Marie Curie und Pierre Curie in der Pechblende entdeckt. Zunächst hielt man die von Radium ausgehende radioaktive Strahlung für harmlos. In Europa und den USA wurden sogar Heilbäder gegründet, in denen bestimmte Krankheiten durch Bestrahlung mit Radioaktivität behandelt wurden. Vor dem ersten Weltkrieg warb Bad Kreuznach damit, das stärkste Radiumsolbad Deutschlands zu sein. Erst ab 1920 erkannte man die schädliche Wirkung radioaktiver Strahlung. Eine sehr schöne und ausführliche Darstellung der Geschichte der Radium-Entdeckung findet sich auf der Seite von Thomas Seilnacht.

Physikalische Eigenschaften

  • Farbe: silberglänzend
  • Härte: ?
  • Dichte: 5,5 g/cm3, damit deutlich schwerer als Barium.
  • Schmelzpunkt: 700 ºC, das liegt unter dem Wert von Barium
  • Siedepunkt: 1737 ºC, deutlich über dem Barium-Wert.

Chemische Eigenschaften

Radium ist reaktiver als Barium und kann in seiner Reaktivität durchaus mit den Alkalimetallen mithalten.

Besonderheiten

Das Radium radioaktiv ist, wurde bereits gesagt. Bei der Behandlung bestimmter Krebsarten wie zum Beispiel Prostatakrebs werden heute noch Radiumpräparate eingesetzt. Im Physikunterricht werden Radiumpräparate zur Darstellung der Alphastrahlung verwendet. Paranüsse enthalten geringe Mengen an Radium.