Naar inhoud springen

Periodiek systeem/Alkalimetalen

Uit Wikibooks


Alkalimetalen[1][bewerken]

De alkalimetalen zijn de metalen die in het periodiek systeem in de meest linkse kolom worden weergegeven, groep 1. Waterstof neemt een bijzondere plaats in, en lithium is het bovenste element van de eigenlijke groep, zodat de groep ook wel wordt aangeduid als de lithiumgroep

Galerij[bewerken]

1
H
3
Li
11
Na
19
K
37
Rb
55
Cs
87
Fr
WaterstofLithiumNatrium
Waterstof: 2 gezichten, de Hindenburg gevuld met waterstof en natriumhydride Lithium onder parafinaolie Natrium vers gesneden
kaliumRubidiumCesiumFrancium
Pas gesneden kalium Rubidium in een ampul Cesium onder een microscoop Marguerite Perey, ontdekker van Francium
Alkalimetalen
  1                                                                                                 18
1H 2   1314151617He
2Li Be   B C N O F Ne
3Na Mg   3456789101112Al Si P S Cl Ar
4K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5Rb Sr   f - blok Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7Fr Ra g - blok Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
8119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168
9169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218

Waterstof[bewerken]

De positie van waterstof in het periodiek systeem is een lastige. Aan de ene kant is het een element met slechts één elektron in zijn valentieschil. Het ene elektron wordt bovendien relatief makkelijk afgestaan. Hierin lijkt waterstof erg op de alkalimetalen. Aan de andere kant is het een element dat nog één elektron nodig heeft om een volledig gevulde buitenste schil te krijgen. Ook in het feit dat waterstof bij gewone temperaturen een twee-atomig gas vormt lijkt het op de halogenen. In het makkelijk afstaan van zijn ene elektron lijkt het niet op de halogenen, maar met het opnemen van een elektron lijkt het zeker niet op de alkalimetalen.
Waterstof blijft daarmee een buitenbeentje dat nergens bijhoort. In de groep alkalimetalen is het een vreemde eend in de bijt, maar bij de halogenen ook. Hie is gekozen om waterstof bij de alkalimetalen te plaatsen.

De groep[bewerken]

Naast waterstof komen in dit hoofdstuk de elementen lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium en francium aan de orde. Al deze elementen hebben bij het opvullen van hun elektronenschillen als laatste elektron een elektron in een s-subschil moeten plaatsen. Deze gemeenschappelijke elektronenverdeling zorgt voor een zeer gelijksoortig en karakteristiek gedrag voor deze elementen. De alkalimetalen vormen daarmee een van de beste voorbeelden van homoloog gedrag en het verloop van groepstrend in het periodiek systeem.
Samen met de aardalkalimetalen vormen ze het s-blok.

Kenmerken[bewerken]

Alle alkalimetalen hebben als vaste stof een heldere metaalglans, zijn zacht en reageren al heftig tot zeer heftig bij kamertemperatuur waarbij het buitenste s-elektron, het valentie-elektron afgestaan wordt en een kation met lading +1. Deze metalen kunnen allemaal makkelijk met een gewoon tafelmes gesneden worden, waarbij een glimmend metaaloppervlak ontstaat. Snel na het snijden wordt het oppervlak al dof wegens oxidatie door vocht in de lucht en zuurstof. Wat lithium reageert behalve met vocht en zuurstof ook met stikstof. Vanwege hun hoge reactiviteit moeten de metalen onder olie bewaard worden en komen ze nooit vrij in de natuur voor,, maar allen in de vorm van zouten. Alle alkalimetalen reageren met vloeibaar water, de zwaardere heftiger dan de lichtere.

Voorkomen[bewerken]

Alle alkalimetalen komen als hun verbindingen in de natuur voor. De volgorde naar hoeveelheid is dat natrium, gevolgd door kalium, lithium, rubidium cesium en als minst voorkomende francium. Het lage voorkomen van francium, sporen in radioactieve mineralen, is geheel te wijten aan het voorkomen ervan in radioactieve vervalreeksen. De isotopen van francium zelf hebben slechts zeer korte halveringstijden (maximaal 22 minuten).
Theoretisch zou het eerste element van de 8e periode, element 119, ook bij deze groep horen, maar experimenten om het te maken zijn tot nu toe niet geslaagd. Op theoretische basis wordt verwacht dat dit element mogelijk weinig overeenkomsten met de andere alkalimetalen zal vertonen ten gevolge van relativistische effecten. Van deze effecten wordt verwacht dat ze van grote invloed zullen zijn op de chemie van de |transactiniden. Zelfs als het zich toch een alkalimetaal blijkt te gedragen zullen er aanmerkelijke verschillen zijn met de lichtere elementen uit de reeks.

Toepassingen[bewerken]

De meeste alkalimetalen worden op een groot aantal manieren toegepast. Een van de eer bekende toepassingen als zuiver element is die waarbij ze de basis vormen voor atoomklokken. De cesium-atoomklok vormt zelfs de basis voor de definitie van de seconde. Ook de Europese centrale aansturing van tijdaansturing van radiografisch gesynchroniseerde klokken en het wereldwijd gebruikte GPS-systeem.
Van natrium als zuiver element is de toepassing in natriumlampen belangrijk, terwijl de verbinding erven met chloor als natriumchloride in de vorm van keukenzout wereldwijd de belangrijkste toepassing van alkalimetalen en hun verbindingen is.
Lithium vormt als ingrediënt van de lithium-ion-batterij een onderdeel van de energietransitie en wordt in zijn verbindingen ingezet als psychofarmacon. Biologisch zijn natrium, kalium en lithium essentiële voedingsstoffen en hoewel de andere alkalimetalen niet essentieel zijn, hebben ze wel, zowel positieve als negatieve, effecten op het lichaam.


Gebruik[bewerken]

Van de alkalimetalen vindt natrium de meeste toepassingen, meestal in een verbinding. Zo is (keukenzout) een veel gebruikte stof (210 megaton in 2000), vooral in de chlooralkali-industrie en voor het ijsvrij houden van de wegen. (natronloog) vindt veel toepassing in de synthese van organische en anorganische chemicaliën, de papierindustrie, zeepproductie, waterzuivering en aluminiumproductie. Natronloog is de meestgebruikte sterke base.

Het metaal natrium vindt onder andere toepassing in oplaadbare batterijen. Hier reageert natrium met zwavel tot . Deze zijn anno 2006 nog niet grootschalig in productie genomen, maar de resultaten in proeven zijn veelbelovend. Ook lithium wordt gebruikt in batterijen, waarvoor het zeer geschikt is door de hoge negatieve reductiepotentiaal in combinatie met een laag gewicht per ladingseenheid. Lithium wordt gebruikt in batterijen voor camera's in combinatie met ijzersulfide.

Reacties[bewerken]

Alkalimetalen reageren heftig met zuurstof, maar reageren nog heftiger met water. Bij de reactie met water ontstaat namelijk MOH (M = alkalimetaal), waterstof en warmte.

Deze reactie wordt typisch uitgevoerd door een klein stukje net gesneden natrium in een bekerglas met water te doen. Natrium heeft een kleinere dichtheid dan water en blijft dus drijven. De reactie speelt zich af aan de onderzijde van het stukje natrium en het wateroppervlak. De warmte vrijkomende reactiewarmte komt deels in het water, deels in het stukje natrium terecht. Op de temperatuur van het water heeft deze warmte weinig effect. Water heeft een grote soortelijke warmte en is meestal in ruime mate aanwezig. Op het natrium heeft de toegevoerde warmte wel effect. De soortelijke warmte en de massa zijn veel kleiner. De temperatuur van het metaal stijgt, het natrium smelt en bij verdergaande reactie bereikt het de ontstekingstemperzuur van waterstof. Het gas zal gaan branden en nog meer warmte ontwikkelen, die ook weer deels in het metaal terecht komt. Als het stukje metaal in het begin groot genoeg was zal het zijn kooktemperatuur bereiken en in de gasfase overgaan. Hierbij komt natriumdamp van 960 °C heet in contact met luchtzuurstof en zal in een explosieve reactie de laatste hoeveelheid natrium verbranden.

Door de hoge reactiviteit van alkalimetalen ten opzichte van water wordt natrium nog wel eens gebruikt als droogmiddel (=wateronttrekkend middel) voor koolwaterstoffen en ethers. Wanneer het natrium immers onaangetast blijft in de koolwaterstof, bevindt er zich geen water meer in.

De metalen reageren niet alleen met water, maar ook met andere zuurstofverbindingen, zoals OH-functies die gevonden worden in stoffen als methanol en ethanol. Met eventuele resten natrium moet na een reactie dan ook zeer zorgvuldig worden omgegaan, en meestal worden deze resten dan ook afgeblust, met zuivere ethanol of propaan-2-ol:

Deze reactie verloopt minder heftig dan met ethanol en zeker in vergelijking met die van water. De reactie is dan ook een stuk veiliger.

Gegevens[bewerken]

Gegevens van alkalimetalen
NaamSmblNrMSmpntKkpntENRthRcov
WaterstofH11,0079-259,14-252,872.205325
LithiumLi36,941180,6413470,98167145
NatriumNa1122,99097,86881,50,93190180
KaliumK1939,09863,4765,60,82243220
RubidiumRb3785,46838,946880,82265235
CesiumCs55132,905428,5671,20,79298260
FranciumFr87[22327677<0,79--
Smbl: Symbool
Nr: Atoomnummer
Smbl: Symbool
Smpntl: Smeltpunt (°C)[2]
Kkpnt: Kookpunt (°C)[3]
EN: Elektronegativiteit (Pauling)[4]
Rth: Op theoretische basis berekende atoomstraal (pm)[5]
Rcov: Op basis van metingen aan covalent gebonden atomen berekende atoomstralen. (pm)[6]
  1. Deze pagina is een bewerking van de eerste paragraaf van het lemma Alkali metal op de Engelstalige Wikipedia, naar de tekst op 15 juni 2023.
  2. Smeltpunten - behalve van waterstof - zijn afkomstig van de Nederlandstalige Wikipedia (6 juni 2023), de pagina's van de elementen. De daarin opgegeven waarden zijn in Kelvin. Zij zijn omgerekend en naar hetzelfde aantal significante cijfers gezet.
  3. Kookpunten - behalve van waterstof - zijn afkomstig van de Nederlandstalige Wikipedia (6 juni 2023), de pagina's van de elementen. De daarin opgegeven waarden zijn in Kelvin. Zij zijn omgerekend en naar hetzelfde aantal significante cijfers gezet.
  4. Ontleend aan de gegevens op de Engelstalige Wikipedia (Electronegativity
  5. Overgenomen uit de Engelstalige Wikipedia (Atomic radius) op 6 juni 2023. Daarin wordt verwezen naar: Clementi, E.; Raimond, D. L.; Reinhardt, W. P. (1967). Atomic Screening Constants from SCF Functions. II. Atoms with 37 to 86 Electrons. Journal of Chemical Physics 47 (4): 1300–1307. DOI: 10.1063/1.1712084.
  6. Overgenomen uit de Engelstalige Wikipedia (Atomic radius) op 6 juni 2023. Daarin wordt verwezen naar: Slater, J. C. (1964). Atomic Radii in Crystals. Journal of Chemical Physics 41 (10): 3199–3205. DOI: 10.1063/1.1725697.


Informatie afkomstig van https://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.