Als Erdalkalimetalle werden die chemischen Elemente Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium aus der 2. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet. Sie sind glänzende, reaktive Metalle, die in ihrer Valenzschale zwei Elektronen haben. Radium ist ein radioaktives Zwischenprodukt natürlicher Zerfallsreihen. Die Bezeichnung leitet sich von den beiden benachbarten Hauptgruppen ab, den Alkalimetallen, mit denen sie die Bildung starker Basen gemeinsam haben, und den Erdmetallen, mit denen sie gemeinsam haben, schlecht wasserlöslich zu sein.

Eigenschaften

Die typischen Erdalkalimetalle sind Calcium, Strontium und Barium. Beryllium ähnelt den anderen Erdalkalimetallen nur sehr wenig, sodass man Beryllium auch der Zinkgruppe zuordnet. Die Erdalkalimetalle sind Leichtmetalle, die metallisch glänzen. Der Glanz verschwindet an der Luft rasch, weil das Metall oxidiert wird. Beryllium und Magnesium sind an trockener Luft recht stabil. Magnesium reagiert ähnlich wie Lithium mit dem Stickstoff der Luft. Daher spricht man auch von der Schrägbeziehung zum Element Lithium. Erdalkalimetalle leiten den elektrischen Strom und besitzen jeweils 2 Außenelektronen. In Verbindungen kommen sie fast nur als zweiwertige Kationen vor.

• Calcium
• Strontium
• Barium

Die typischen Erdalkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung:

• Calcium und seine Salze färben die Flamme orange-rot (622 und 553 nm).
• Strontium und seine Salze färben die Flamme rot (675 und 606 nm).
• Barium und seine Salze färben die Flamme grün (524 und 514 nm).

Aufgrund dieser Flammenfärbung werden Erdalkalimetallverbindungen für Feuerwerke benutzt.

Reaktionen

Edelgaskonfiguration erreichen die Erdalkalimetalle, indem sie ihre beiden Außenelektronen abgeben. Im Vergleich zu den Alkalimetallen sind sie jedoch weniger reaktiv, weil es eine höhere Ionisierungsenergie erfordert, zwei Außenelektronen abzuspalten als eins wie bei den Alkalimetallen. Dies lässt sich damit begründen, dass die Erdalkalimetalle eine höhere Kernladung und somit entsprechend kleinere Atomradien aufweisen als die Alkalimetalle.

Innerhalb der Gruppe der Erdalkalimetalle nimmt die Reaktivität von oben nach unten zu, weil zwischen den Außenelektronen und dem Atomkern immer mehr volle Elektronenschalen liegen und so der Abstand der Außenelektronen zum Kern immer größer wird. Daraus ergibt sich, dass diese vom Atomkern weniger stark angezogen werden und somit leichter abgespalten werden können.

Die Erdalkalimetalle geben leicht ihre beiden Außenelektronen ab, wobei zweifach positiv geladene Ionen entstehen, und sind daher unedle Metalle, die an der Luft oxidiert werden. Beryllium und Magnesium bilden aber stabile Oxidschichten aus und werden dadurch passiviert, d. h. nur ihre Oberfläche wird oxidiert. Diese Passivierung bewirkt auch, dass Wasser Beryllium und Magnesium nur langsam angreift. Calcium, Strontium und Barium hingegen reagieren mit Wasser zu den Hydroxiden, wobei Wasserstoff entsteht. Wie die Alkalimetalle, so sind also auch die Erdalkalimetalle Basenbildner. Ansonsten reagieren die Erdalkalimetalle gut mit Nichtmetallen, z. B. mit Sauerstoff oder mit den Halogenen.

In den folgenden Reaktionsgleichungen steht das Me für ein Erdalkalimetall.

• Reaktion mit Sauerstoff:

${\displaystyle {\ce {2Me + O2 -> 2MeO}}}$

Barium bildet auch Bariumperoxid.

• Reaktion mit Wasserstoff:

${\displaystyle {\ce {Me + H2 -> MeH2}}}$

Die gebildeten Hydride haben eine ionische Struktur.

• Reaktion mit Wasser:

${\displaystyle {\ce {Me + 2H2O -> Me(OH)2 + H2}}}$

• Reaktion mit Halogenen (am Beispiel Chlor):

${\displaystyle {\ce {Me + Cl2 -> MeCl2}}}$

Die mit der Ordnungszahl steigende Reaktivität ist gut am Reaktionsverhalten zu beobachten:

• Beständigkeit an Luft:
  • Beryllium ist bei Raumtemperatur an trockener Luft beständig, da es von einer passivierenden Oxidschicht überzogen wird.
  • Magnesium wird an Luft ebenfalls passiviert, dünne Bänder und Folien lassen sich jedoch leicht entzünden.
  • Calcium, Strontium, Barium und Radium laufen an trockener Luft schnell an und sind in fein verteilter Form selbstentzündlich.
• Reaktion mit Wasserstoff bei hohen Temperaturen:
  • Beryllium reagiert ohne Katalysator nicht mit Wasserstoff.
  • Magnesium reagiert nur bei hohem Druck.
  • Die weiteren Erdalkalimetalle reagieren bereits bei Atmosphärendruck mit Wasserstoff.
• Reaktion mit Wasser:
  • Beryllium wird wie Aluminium in Wasser passiviert.
  • Magnesium wird ebenfalls passiviert, die Passivierungsschicht löst sich jedoch in heißem Wasser auf.
  • Die übrigen Erdalkalimetalle reagieren bei Raumtemperatur heftig mit Wasser.

Verbindungen

Beryllium bildet als einziges Erdalkalimetall überwiegend kovalente Verbindungen. Die übrigen Elemente der 2. Hauptgruppe kommen fast nur als Me²⁺-Ionen vor. Die Tabelle stellt eine grobe Übersicht über die wichtigsten Verbindungen dar:

Sonstige

• In Zintl-Phasen bilden die zugehörigen Anionen ein bemerkenswertes Gitter.
• Grignard-Verbindungen sind Magnesiumverbindungen der Form R-MgX. R steht dabei für einen organischen Rest und X ist ein Halogen. Sie finden in der organischen Synthese Verwendung.
• Calciumcarbid (CaC₂) bildet ein Ionengitter mit Ca²⁺- und (|C≡C|)²⁻-Ionen (NaCl-Struktur). Die Verbindung wird für drei bedeutende Verfahren benötigt:
  • Ethinherstellung durch Hydrolyse:
    ${\displaystyle {\ce {CaC2 + 2H2O -> Ca(OH)2 + C2H2}}}$
  • Entschwefelung von Rohstahl
  • Azotierung zu Calciumcyanamid
• Calciumoxalat (CaC₂O₄) ist Hauptbestandteil von Nierensteinen.
• Calciumcyanamid (CaCN₂) ist ein Düngemittel, das auch in anderen Bereichen (z. B.: zur Unkraut- und Schädlingsbekämpfung) eingesetzt wird.
• Strontiumtitanat (SrTiO₃) wird unter dem Namen Fabulit als Schmuckstein gehandelt.
• Bariumperoxid (Ba²⁺(O-O)²⁻) spielte früher bei der Wasserstoffperoxid-Synthese eine wichtige Rolle:

${\displaystyle {\ce {BaO2 + H2SO4 -> BaSO4 + H2O2}}}$

Vorkommen

Am Aufbau der Erdkruste, einschließlich der Luft- und Wasserhülle sind die Erdalkalimetalle wie folgt beteiligt (Angaben in Gew.-%):

• 2,7 · 10⁻⁴ % Beryllium
• 2,0 · 10⁰ % Magnesium
• 3,4 · 10⁰ % Calcium
• 3,6 · 10⁻² % Strontium
• 4,0 · 10⁻² % Barium
• 1,0 · 10⁻¹⁰ % Radium

• Dolomit
• Kalzit
• Coelestin
• Baryt

Die Erdalkalimetalle treten niemals gediegen auf und sind meist als Silikat, Karbonat oder Sulfat gebunden.

Nachweis

Der Nachweis der Erdalkalimetalle erfolgt primär spektralanalytisch aufgrund der charakteristischen Spektrallinien. Nasschemische Methoden wie beispielsweise die Ausfällung als Carbonate, Sulfate oder Hydroxide werden mittlerweile nur noch zu Demonstrationszwecken verwendet.

Sicherheitshinweise

An Luft sind nur Beryllium und Magnesium beständig. Die weiteren Elemente dieser Hauptgruppe müssen unter Paraffinöl oder Inertgas aufbewahrt werden. Die Aufbewahrung unter Alkohol ist nur bei Beryllium, Magnesium und Calcium möglich, da bereits Barium daraus Wasserstoff abspaltet und zum Alkoholat reagiert.

${\displaystyle {\ce {Ba + 2 R-OH -> Ba2+\ (R-O^-)_2 + H2 (^)}}}$

In feinverteilter Form ist Magnesium leichtentzündlich; Calcium-, Strontium- und Bariumpulver können sich an Luft selbst entzünden. Brennende Erdalkalimetalle dürfen keinesfalls mit Wasser gelöscht werden!

Die Erdalkalimetalle sind starke Reduktionsmittel, die sogar in der Lage sind, Alkalimetalle aus ihren Verbindungen freizusetzen. Diese Reaktionen verlaufen stark exotherm; unter Umständen kann es dabei sogar zu einer Explosion kommen.

Beryllium ist ein Lungengift, wobei der Wirkungsmechanismus noch weitgehend unbekannt ist. Auch seine Verbindungen sind krebserregend.

Bariumverbindungen sind hochgiftig, wenn sie gut wasserlöslich sind. 1 Gramm kann dabei bereits tödlich wirken.

Radium ist aufgrund seiner Radioaktivität äußerst gesundheitsschädlich, doch noch bis 1931 wurde mit Radium versetztes Wasser unter dem Handelsnamen Radithor zum Trinken verkauft. Die Zahl der Geschädigten oder Umgekommenen, die wie der Stahlmagnat Eben Byers Radithor zu sich genommen hatten, ist unbekannt.

Weblinks

• Eigenschaften (Tabelle)

Literatur

• Hans Breuer: dtv-Atlas Chemie (Band 1: Allgemeine und anorganische Chemie) (2000), ISBN 3-423-03217-0, S. 94–113.
• Wolfgang Glöckner (Hrsg.): Handbuch der experimentellen Chemie. Band 2: Alkali- und Erdalkalimetalle, Halogene. Aulis-Verl. Deubner, Hallbergmoos 1996, ISBN 3-7614-1816-7. 

Einzelnachweise

1. 1 2 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1215.
2. ↑ Duden Learnattack GmbH: Flammenfärbung
3. 1 2 3 P. Häussinger, R. Glatthaar, W. Rhode, H. Kick, C. Benkmann, J. Weber, H.-J. Wunschel, V. Stenke, E. Leicht, H. Stenger: Noble Gases. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim 2006 (doi:10.1002/14356007.a17_485).
4. ↑ Duden Learnattack GmbH: Erdalkalimetalle