Alkalimetalen

Kenmerken van alkalimetalen

De atomen van de lithiumgroepelementen bevatten slechts één elektron op de valentieschil in de basistoestand op de s- orbitaal. Vanwege de lage waarden van de eerste ionisatie-energie, namelijk:

• 3 [kJ ·mol ^-1] voor lithium,
• 8 [kJ ·mol ^-1] voor natrium,
• 8 [kJ ·mol ^-1] voor kalium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] voor rubidium,
• 7 [kJ ·mol ^-1] voor cesium,

het valentie-elektron is zeer zwak aan de schaal gebonden en kan gemakkelijk worden losgemaakt. Het is veel moeilijker voor een ander element om het volgende elektron, dat zich in de omsloten elektronenschil bevindt, af te zuigen. Dit vereist dat de energie-input zelfs meerdere malen hoger moet zijn. De tweede ionisatie-energieën voor de lithiumgroepelementen zijn als volgt:

• 1 [kJ ·mol ^-1] voor lithium,
• 4 [kJ ·mol ^-1] voor natrium,
• 4 [kJ ·mol ^-1] voor kalium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] voor rubidium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] voor cesium.

Dit impliceert dat alkalimetalen alleen eenwaardige kationen vormen en nooit voorkomen in hogere oxidatietoestanden. Bovendien zijn de chemische verbindingen die ze vormen vrijwel uitsluitend ionisch. Naast dat de +I-oxidatietoestand typerend is voor deze elementen, zijn er enkele verbindingen waarin natrium, kalium, rubidium en cesium voorkomen in de –I-oxidatietoestand. De positie van alkalimetalen in het periodiek systeem , waar ze elke periode beginnen, suggereert dat ze de laagste nucleaire lading hebben. Dit impliceert dat de aantrekkingskracht van hun valentie-elektronen en van andere elektronen die zich op de omsloten schillen bevinden, het zwakst is. Ze hebben ook de langste atoom- en ionstralen. De lage elektronegativiteitswaarden worden veroorzaakt door een lage ionisatie-energie en een lange atoomstraal. Vanwege deze kenmerken vertonen cesium en francium de laagste elektronegativiteit van alle elementen in het periodiek systeem. Alkalimetalen transformeren gemakkelijk in een ionische toestand, omdat ze gemakkelijk elektronen afgeven. Dit vertaalt zich ook direct in hun sterk negatieve standaardpotentieel. Lithium neemt de eerste positie in de elektrochemische reeks in, met een standaardpotentiaal van -3,0401 V.

Gekleurde alkalimetalen

Wat ook interessant is, is de kleuring van vlammen door de lithiumgroepelementen. Hun vrije atomen, die verschijnen als gevolg van het opwarmen van hun vluchtige verbindingen, zijn zeer gevoelig voor excitatie. Vervolgens worden ze de bron van straling doordat ze overtollige energie weggeven, en hun spectrum ligt, net als de spectra van de elementen uit de calciumgroep, gedeeltelijk in het bereik van zichtbaar licht. Daarom worden alkalimetalen bij kwalitatieve analyse onderzocht door middel van de vlamtest en respectievelijk:

• lithium kleurt de vlam karmijn,
• natrium kleurt de vlam geel,
• kalium, rubidium en cesium kleuren de vlam violet en roze.

De fysisch-chemische eigenschappen van alkalimetalen

Alle elementen uit groep 1 van het periodiek systeem hebben een metaalachtig karakter en een wit-zilveren kleur. Hun oppervlakken vertonen een metaalglans, maar worden normaal gesproken zeer snel dof en worden bedekt door oxiden. De hardheid van alkalimetalen neemt af van lithium tot cesium, maar ze zijn allemaal zacht genoeg om gemakkelijk met een mes te worden gesneden. Het smeltpunt varieert ook binnen dezelfde reeks, variërend van 453,7 K voor lithium tot 306,1 K voor cesium. Lithium heeft de laagste dichtheid en de dichtheid van lithium, natrium en kalium is lager dan die van water. Elk alkalimetaal geleidt elektrische stroom, en natrium vertoont bij kamertemperatuur een geleidbaarheid die slechts drie keer lager is dan die van zilver, dat de laagste specifieke weerstand heeft. In tegenstelling tot de meeste metalen vertonen de elementen uit de lithiumgroep relatief lage kookpunten. De meeste daarvan (behalve lithium) koken onder de 1300 K. Alkalimetalen die in de gasvormige toestand worden omgezet, nemen de vorm aan van mono-atomaire moleculen.

De reactiviteit van alkalimetalen

De chemische reactiviteit van alkalimetalen is vrij hoog en groeit van lithium naar cesium. Lithium reageert alleen met zuurstof als de temperatuur wordt verhoogd tot ongeveer 370 K, waardoor lithium onder normale omstandigheden zijn metaalachtige glans niet verliest. Bij kamertemperatuur reageren alle andere alkalimetalen snel met zuurstof en verliezen ze hun glans. Daarom worden ze normaal gesproken opgeslagen onder kerosine. Het verbranden van alkalimetalen in de lucht geeft ook uiteenlopende effecten: lithium verbrandt tot een oxide, natrium tot een peroxide en kalium, rubidium en cesium vormen superoxiden. Een reactie die kenmerkend is voor alkalimetalen is het vaak waargenomen gooien van een stuk metaal in water. Deze reactie vindt abrupt plaats en het proces wordt steeds spectaculairder van lithium naar cesium. De warmte die vrijkomt als we het met natrium uitvoeren, is voldoende om het te verbranden. Kalium ontbrandt vlak na aanraking met water, terwijl rubidium en cesium explosies veroorzaken. Caesium, het meest reactieve element uit de lithiumgroep, ontbrandt al bij contact met lucht. Qua eigenschappen lijkt lithium op een element uit de tweede groep van het periodiek systeem: magnesium. In tegenstelling tot andere alkalimetalen, maar vergelijkbaar met magnesium, produceert het een slecht oplosbaar carbonaat en fosfaat.

De verbindingen van lithiumgroepelementen

De verbindingen die door alkalimetalen kunnen worden gevormd, worden in de volgende groepen ingedeeld:

1. MH-type hydriden van alkalimetalen, die worden geproduceerd door een directe reactie tussen waterstof en metalen bij verhoogde temperaturen.
2. De verbindingen van alkalimetalen met zuurstof, die iets complexer zijn. Zoals hierboven vermeld, wordt alleen lithiumoxide gevormd door een metaalelement in de lucht te verbranden. Anderen branden uit bij de vorming van hogere oxiden, die kunnen worden gereduceerd met een geschikt metaal bij verhoogde temperatuur.
3. De verbindingen van alkalimetalen met halogenen zijn meestal ionische verbindingen met een kristalstructuur. Een groot deel van de alkalimetaalhalogeniden heeft een ruimterooster dat lijkt op natriumchloride, terwijl CsCl, CsBr en CsI een rooster vormen zoals cesiumchloride.
4. Alkalimetaalhydroxiden zijn kleurloze vaste stoffen met sterke hygroscopische eigenschappen. Het zijn ionische verbindingen en het oplossen ervan in water is sterk exotherm.
5. Hun verbindingen met zwavel komen in drie typen voor: MHS-waterstofsulfiden, M ₂ S-sulfiden en MS _n- polysulfiden, waarbij n varieert van 2 tot 6.
6. Alkalimetalen produceren ook oxyzuurzouten zoals nitraten, carbonaten en sulfaten van alkalimetalen, evenals een aparte groep ammoniumzouten.

Een interessant feit over de zouten van alkalimetalen is dat als het anion ook geen kleur heeft, de zouten kleurloos zijn en vaak vrij oplosbaar in water. In waterige oplossingen zijn hun kationen onderhevig aan hydratatie met een kracht die toeneemt van cesium tot lithium. Bijna alle lithiumzouten bevatten kristallijn water. Velen van hen zijn bovendien gehydrateerd, in tegenstelling tot kaliumzouten. Rubidium- en cesiumzouten zijn altijd watervrij.

Het natuurlijke voorkomen van alkalimetalen

De verdeling van alkalimetalen in de natuur is gevarieerd. De aardkorst bevat extreem hoge hoeveelheden natrium (2,83%) en kalium (2,59%), evenals kleine hoeveelheden lithium (2,0,10 ^-3 %), rubidium (9,10 ^-3 %) en cesium (3,10%). ^-3 %). Francium komt van nature slechts in verwaarloosbare hoeveelheden voor in de vorm van een onstabiele radioactieve isotoop, een afbraakproduct van actinium. Lithium komt normaal gesproken voor in de aardkorst als lithium-natrium-kaliumbedden zoals aluminosilicaten, bijv. spodumeen LiAl[Si ₂ O ₆] en lepidoliet KLi ₂ Al[ (F,OH) ₂ Si ₄ O ₁₀], en als fosfaten, bijvoorbeeld amblygoniet LiAl[ (PO ₄ )(F,OH)]. Mineralen die natrium bevatten, zijn onder meer de meest voorkomende albiet Na[AlSi ₃ O ₈] en de vaste oplossingen ervan met kalium- en calciumaluminosilicaten. Extreem rijke afzettingen, vrijwel over de hele wereld verspreid, worden ook gevormd door natriumverbindingen als natriumchloride (steenzout) en natriumnitraat, de zogenaamde Chili-salpeter. Grote hoeveelheden natrium zijn ook te vinden in zout water: zeeën en oceanen. Er wordt geschat dat natriumchloride zelfs 2,8%van het oceaanwater vertegenwoordigt. Als we het natrium en kalium in de aardkorst vergelijken, wordt kalium, ondanks hun vergelijkbare hoeveelheden, op een heel andere manier verdeeld, omdat de verbindingen ervan zeer schaars afzettingen vormen. De meest voorkomende zijn op kalium gebaseerde mineralen die voorkomen in de bovenste lagen van steenzoutbedden. Deze omvatten: sylvine KCl, carnalliet KMgCl ₃ ·6H ₂ O en kainiet KMgCl(SO ₄ )·3H ₂ O. Dit chemische element komt ook voor in de vorm van aluminosilicaten zoals kaliumveldspaat K[AlSi ₃ O ₈] en mica KAl ₂ [AlSi ₃ O ₁₀ (F,OH) ₂]. Kaliumverbindingen die ontstaan ​​bij de afbraak van deze mineralen zijn zeer goed oplosbaar in water. Als gevolg hiervan wordt een groot deel ervan tijdens de vorming ervan door de weersomstandigheden door de bodem opgenomen en wordt slechts een klein deel samen met het stromende water naar de zeeën en oceanen overgebracht. Daarom is de hoeveelheid kalium in zout water ongeveer 40 keer lager dan het natriumgehalte. Omdat de aanwezigheid van kalium in de bodem vereist is voor een goede groei van planten, bevat hun as aanzienlijke hoeveelheden kaliumcarbonaat, terwijl deze tamelijk arm is aan natriumverbindingen. De natuurlijke aanwezigheid van rubidium en cesium is laag; ze worden alleen aangetroffen in combinatie met andere alkalimetalen. Francium komt voornamelijk voor als radioactieve isotopen gevormd als:

• een product van de afbraak van ²³⁵ U uranium,
• een product van de afbraak van ^227Ac -actinium.

We kunnen ook ⁴⁰ K kalium en ⁸⁷ Rb rubidium vinden in de vorm van radioactieve isotopen.

Toepassingen van alkalimetalen

Metallisch lithium wordt vaak gebruikt als additief om de stabiliteit en sterkte van aluminium-, zink- en magnesiumlegeringen te verbeteren. Het wordt ook toegepast als deoxidant in de kopermetallurgie en als component in Li/FeS _x elektrische batterijen. Als lithiumstearaat zorgt het voor de juiste dichtheid van smeermiddelen. De smerende eigenschappen zijn stabiel bij temperaturen van 250 tot 420 K. Lithiumcarbonaat wordt gebruikt voor de productie van porselein en glazuur in de vorm van vloeimiddel. Natrium is een zeer belangrijk materiaal dat wordt gebruikt om veel producten voor dagelijks gebruik te verkrijgen, zoals het witmakende natriumperoxide, amide en natriumcyanide. In laboratoria wordt natrium op kleinere schaal toegepast vanwege de reducerende eigenschappen van veel organische verbindingen. Een andere belangrijke toepassing van natrium is het gebruik ervan als bestanddeel in de loodlegering die wordt gebruikt voor de productie van antiklopmiddelen die aan benzine worden toegevoegd. Metallisch natrium wordt ook gebruikt in natriumdamplampen vanwege het karakteristieke gele licht dat we kunnen waarnemen als we het opwekken. Kernreactoren bevatten vloeibaar natrium en een vloeibare natrium-kaliumlegering die het hele systeem moeten afkoelen. De elektronen van metallisch cesium zijn onderhevig aan het foto-elektrische effect, zodat ze gemakkelijk kunnen worden gedetecteerd met behulp van licht. Dit is de reden waarom cesium wordt gebruikt voor het bouwen van op cesium gebaseerde fotocellen die een legering van cesium met aluminium en barium bevatten.