Periodiek systeem/Alkalimetalen, eigenschappen, fysisch chemisch

Koppelingen toevoegen
Uit Wikibooks

Alkalimetalen, fysisch-chemische eigenschappen[1][bewerken]

De fysische en chemische eiegenschapen van de alkalimetalen laten zich eenvoudig verklaren uit hun elektronenstructuur, ns1. Het gevolg hiervan is een relatief zwakke metaalbinding. Het gevolg daarvan is dat alle alkalimetalen zacht zijn, een lage dichtheid en lage smelt- en kookpunten hebben.[2] Ook de sublimatiewarmte, Verdampingswarmte en dissociatie-energie zijn relatief laag.[3] Alle alkali-metalen hebben een kubisch kristalstelsel[4] en vertonen specifieke vlamkleuringen omdat het buitenste s-elektron makkelijk in een hogere energie-toestand te brengen is.[5]. De ns1 resulteert voor de alkalimetalen ook in een grote atoom- en ionstraal, waarbij ook de thermische en elektrische geleidbaarheid bevorderd wordt.[5]

De chemie van de alkalimetalen wordt beheerst door het verlies van het ns1 waarbij de +1 oxidatietoestand gevormd wordt. De tweed eionisatie-energie is dermate hoog dat verdere ionisatie niet optreedt.[6] Ten gevolge van de hoge radioactiviteit van francium is de chmie van de alkalimetalen vooral op die van de elementen van lithium tot cesium gebaseed.[2] Eigenschappen van francium zijn daarom vriijwel onbekend. Wat er over francium wel bekend is, geeft aan dat zijn eigenschappen, zoals verwacht, sterk op die van cesium lijken. De fysische eiegenschappen van franciumdie alleen aan een grotere hoeveelheid te bestuderen zijn. Gegevens die daarover voorkomen zullen zeker specu;atieve extrapolaties zijn.[7]

Eigenschappen van de alkalimetalen[5][8]
Name Lithium Natrium Kalium Rubidium Cesium Francium
Atoomnummer 3 11 19 37 55 87
Atoommassa[noot 1][9][10] 6.94(1)[noot 2][10] 22.98976928(2) 39.0983(1) 85.4678(3) 132.9054519(2) [223][noot 3][9][10]
Elektronenconfiguratie [He] 2s1 [Ne] 3s1 [Ar] 4s1 [Kr] 5s1 [Xe] 6s1 [Rn] 7s1
Smeltpunt (°C) 180,54 97,72 63,38 39,31 28,44 ?
Kookpunt (°C) 1342 883 759 688 671 ?
Smeltwarmte (kJ·mol−1) 3,00 2,60 2,321 2,19 2,09 ?
Soortelijke warmte (kJ·mol−1K−1)[11] 24,99 28,28 29,3 31,02 31,90 ?
Soortelijke warmte (J·kg−1K−1)[12] 3600 1330 750 363 240 ?
Vormingsenthalpie, één-atomig gas (kJ·mol−1) 162 108 89,6 82,0 78,2 ?
Soortelijke massa (g·cm−3) 0,534 0,968 0,89 1,532 1,93 ?
Soortelijke weerstand bij 25 °C (nΩ·cm) 94,7 48,8 73,9 131 208 ?
Atoomstraal (pm) 152 186 227 248 265 ?
Ionstraal 6-gecoördineerd M+ (pm) 76 102 138 152 167 ?
Eerste ionisatie-energie (kJ·mol−1) 520.2 495.8 418.8 403.0 375.7 392.8[13]
Elektronenaffiniteit (kJ·mol−1) 59,62 52,87 48,38 46,89 45,51 ?
Dissociatie=enthalpy (kJ·mol−1) 106.5 73,6 57,3 45,6 44,77 ?
Elektronegativiteit (Pauling) 0.98 0.93 0.82 0.82 0.79 ?[noot 4][13][14][15]
Elektronegativiteit (Allen) 0,91 0,87 0,73 0,71 0,66 0,67
Standaard elektrodepotentiaal (V) [16] −3,04 −2,71 −2,93 −2,98 −3,03 ?
Vlamkleur
Voornaamste emissie/absorptielijn (nm) 		Donker rood
670,8		 geel
589,2		 Violet
766,5		 Rood-violet
780,0		 Blauw
455,5		 ?

Groeptrends[bewerken]

Als groep zijn de alkalimetalen meer een eenheid dan welke andere groep in het periodiek systeem ook.[2] De gelijkenis is zelfs zo groot dat het behoorlijk lastig is om kalium, rubidium en cesium ten gevolge van de erg op elkaar lijkende ionstralen van elkaar te scheiden, lithium en natrium staan daarin toch meer apart. Algemene trends zijn, gaande langs de kolom van boven naar beneden dat:

  • toenemende atoomstraal[17]
  • dalende elektronegativiteit[17]
  • toenemende reactiviteit[2]
  • dalend smelt- en kookpunt[17]
  • dalende smelt- en verdampingswarmte[5]
  • met uitzondering van kalium neemt de soortelijke massa van de elementen toe[17]

Een van de weinige eigenschappen van alkali-metalen die niet regelmatig verloopt is de standaard elektrodepotentiaal. De waarde van lithium (-3,04 V) valt uit de toon in de rest van de langzaam dalende rij van -2,71 naar -3,03 V. De zeer grote hydratatie-energie van het -ion is hier debet aan. Hoewel door de sterke hydratatie het lithim-ion de water-structuur meer verstoord dan een van de andere ionen, en daardoor de entropy laat afnemen, is de energiewinst van de hydratatie voldoende om van lithium het meest elektropositieve alkalimetaal te maken.[5]

Een opvallende trend wordt gevormd door de kookpunten van de alkalimetalen. Vooral in de organische chemie is de trend bij vergelijkbare verbindingen: hoe groter, zwaarder het molecuul hoe hoger het kookpunt. Voor de alkalimetalen gaat dat duidelijk niet op.

Kleuren[bewerken]

De stabiele alkali-metalen zijn allemaal zilverkleurige metalen met uitzondering van cesium, dat een goudachtige tint heeft.[18] Het is een van de drie metalen met een duidelijkke kleur, goud en koper zijn de andere twee.[3] Daarnaast vertonen ook de zwaardere aardalkalimetalen calcium, strontium en barium, en de divalente Lanthaniden europium en ytterbium een zwakke bleek-gele kleur, hoewel minder duidelijk dan bij cesium.[3] De metaalglans verdwijnt aan de lucht snel ten gevolge van oxidatie door zuurstof uit de lucht.[2] De metallen vormen allen [[w:Kubisch kristalstelsel|ruimtelijk gecentreerd kubisch kristallen.[4]

De vlamkleuringen, mogelijk door het aanslaan van het slechts zwak gebonden ns1-elektron blijft een van de simpelste identificatiemethoden voor deze elementen. Specifieke neerslagreacties die bij de andere elementen goede scheidingsresultaten geven, werken bij de alkalimetalen niet: alle zouten met standaard anionen zijn goed oplosbaar.[5]

Reactie met water[bewerken]

Kalium reageert heftig met water bij kamertemperatuur
Cesium reageert explosief met water, zelfs bij lage temeperatuur

Alle allkalimetalen zijn zeer reactief en worden nooit in gedegen, pure toestand in de natuur aangetroffen,[19] eenmaal gemaakt moeten ze onder minerale olieolie bewaard worden.[20] Ze reageren aggressief met de halogenen waarbij alkalihalogenides gevormd worden. Zonder uitzondering vormen deze zouten witte, ionogene kristallen die met uitzondering van goed in water oplosbaar zijn.[2]

De alkalimetalen reageren ook met water waarbij sterk basische oplossingen ontstaan. De zwaardere metalen reageren heftiger dan de lichtere. Zo geeft cesium een echte explosie terwijl een zelfde aantal mol kalium slechts een goede klap geeft en de explosie die bij een grotere hoeveelheid natrium optreed niet aan de reactie van natrium met water moet worden toegeschreven, maar aan die van kokend natrium met zuurstof uit de lucht.[2][21][22]

Ionisatie-energie[bewerken]

De alkalimetalen vertonen in hun periode de laagste eerste ionisatie-energie,[7] ten gevolge van de lage effectieve kernlading en de mogelijkheid een edelgasconfiguratie te bereiken door slechts één elektron af te staan.[2] De alkalimetalen reageren niet alleen met water, ook andere stoffen die makkelijk een proton afstaan reageren met ze: alcoholen, fenolen, gasvormige en vloeibare ammoniak en zelfs alkynen. De laatste groep stoffen maakt het grote reducerend vermogen van de alkalimetalen extra duidelijk. Het reducerend vermogen van de alkalimetalen wordt ook ingezet om andere matalen vrij te maken uit hun oxides of halogenides.[6]

De tweede ionisatie-energieligt voor alle alkalimetalen erg hoog:[2][7] uit een volle schil, die bovendien dichter bij de kern ligt moet dan een elektron verwijderd worden.[2] Het gevolg is dat de ionistaie beperkt blijft tot 1 elektron en er monovalente kationen ontstaan.[23]

Solvatatie[bewerken]

Tetraeder
Octaeder
Vierkant antiprisma

In waterige oplossingen vormen de ionen van de alkalimetalen gesolvateerde ionen met als algemene formule , waarbij n het solvatatiegetal is. Hun coördinatiegetallen en vorm komen goed overeen met wat op grand van de ionstralen verwacht wordt voor deze waarden. In de oplossing worden de watermoleculen die direct via een donor-acceptorbinding tussen zuurstof (dat de elektronen voor de binding levert) in het watermolecuul en het metaal-ion gebonden zijn de eerste coördinatielaag genoemd. Elk op deze manier gebonden watermolecuul kan via waterstofbruggen aan een of meer andere watermoleculen gebonden zijn, de tweede of secondaire coördinatielaag. Voor de alkali-ionen is de tweede laag niet scherp gedefineerd: de +1 lading is niet sterk genoeg om de watermoleculen in de eerste laag zo sterk te polariseren dat sterke waterstofbruggen met de tweedelaag gevormd kunnen worden.[24][25]Sjabloon:Rp

Voor lithium is het solvatatiegetal experimenteel vastgesteld op 4, gerangschikt in een tetraëder: . Daarnaast zijn er ook getallen van 3 tot 6 gepubliceerd. De lagere waarden zijn waardschijnlijk te wijten aan ion-associatie, de hogere door een zwakke interactie door een of meer vlakken van de tetraëder met een watermolecuul uit de tweede coördinatielaag, al wordt een octahedron met zes coördinerende watermoleculen nog niet definitief uitgwesloten.

Natrium heeft waarschijnlijk ook 6 watermoleculen in zijn primaire coördinatielaag, gerangschikt in een octaeder: .[8][25]Sjabloon:Rp In het verleden werd aangenomen dat de zwaardere alkaliionen ook een octaedrische omringing met zes watermoleculen zouden hebben, tegenwoordig worden voor kalium en rubidium waarden van 8 aangenomen: en in een vierkante antiprismatische schikking. Het grote cesium-ion heeft zelfs ruimte voor 12 watermoleculen in zijn eerste coördinatielaag: .[26]

Alkalides[bewerken]

Een uitzondering op de regel vormen de alkalides, ionen waar het alkalimetaal een elektron heeft opgenomen en als negatief ion in de verbinding aanwezig is met een lading en oxidatiegetal van (-1). Voor de zeventiger jaren van de 20e eeuw werd dit soort verbindingen niet eens bestaanbaar gedacht. De alkalides hebben met hun ns2 een geheel gevulde ns-orbitaal wat blijkbaar voldoende stabiliteit levert om te kunnen bestaan. Van alle alkalimetalen, behalve lithium en francium zijn inmiddels (2023) van alle elementen alkalides beschreven.[27][28][29] Alkalides zijn theoretisch interessant ten gevolge van hun ongebruikelijke stoichiometrie en lage ionisatiepotentiaal. Alkalides zijn chemisch verwant aan elektrides, zouten waarin ingevangen elektronen de plaats innemen van anionen.[30] Een mooi voorbeeld wordt gevormd naast "gewoon" natriumhydride, , door "invers natriumhydride, , waarbij beide ionen voor complexvorming worden gestabiliseerd.[31] In zuivere vorm is het niet stabiel door de hoge energie inhoud vanwege de overdracht van twee elektronen van waterstof naar natrium. Van een aantal derivaten wordt op theoretische gronden voorspeld dat ze metastabiliteit of zelfs echt stabiel zijn.[31][32]


Noten in de tekst[bewerken]

  1. ↑ De getallen tussen haakjes geven de standaard deviatie of meet-onnauwkeurigheid weer. De onzekerheid heeft betrekking op het minst significate cijfer in het getal voor de haakjes, dat wil zeggen, tellend van rechts naar links. Bijvoorbeeld staat voor , de waarde ligt betrouwbaar tussen en en de notatie voor : het betrouwbaarheidsinterval loopt van tot . Zie ook: Standard Uncertainty and Relative Standard Uncertainty. CODATA reference. National Institute of Standards and Technology.
  2. ↑ De genoteerdde waarden zijn de conventionele waarden, zoals die beroepsmatig en in de handel gebruikt worden. De actuele waarden kan tussen 6,938 en 6,997 fluctueren, afhankelijk van de isotopen-samenstelling van het monster.
  3. ↑ Het element heeft geen enkel stabiel isotoop. Het getal tussen haakjes is het massagetal van het isotoop met de grootste halfwaardetijd.
  4. ↑ Linus Pauling schatte de elektronegativiteit van francium op zijn schaal in op 0,7, dezelfde waarde als voor cesium. Sindsdien is de waarde voor cesium verfijnd tot 0,79. Er bestaan echter geen experimentele gegevens die een soortgelijke verfijning voor francium mogelijk maken. Francium heeft echter een iets hogere ionisatie-energie dan cesium, 392.811(4) kJ/mol tegenover 375.7041(2) kJ/mol voor cesium. Dit verschil is toe te schrijven aan relativistische efeecten. Het gevolg is wel dat cesium waarschijnlijk de minst elektronegatieve van de twee is.

Verwijzingen in de tekst[bewerken]

  1. ↑ Deze pagina is een bewerking van de paragraaf Alkali metal, Properties op de Engelstalige Wikipedia, naar de tekst op 17 juni 2023
  2. ↑ 2,00 2,01 2,02 2,03 2,04 2,05 2,06 2,07 2,08 2,09 Royal Society of Chemistry. Visual Elements: Group 1 – The Alkali Metals. Visual Elements. Royal Society of Chemistry.
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 74. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
  4. ↑ 4,0 4,1 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 73. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
  5. ↑ 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 75. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
  6. ↑ 6,0 6,1 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 76. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2  (2003) CRC Handbook of Chemistry and Physics  (84th) Uitgever: CRC Press
  8. ↑ 8,0 8,1  (2007) Chemistry: Principles, Patterns, and Applications with Student Access Kit for Mastering General Chemistry  (1st) Uitgever: Prentice Hall ISBN 978-0-8053-3799-0
  9. ↑ 9,0 9,1 Wieser, Michael E.; Berglund, Michael (2009). Atomic weights of the elements 2007 (IUPAC Technical Report). Pure Appl. Chem. 81 (11): 2131–2156 (International Union of Pure and Applied Chemistry). DOI: 10.1351/PAC-REP-09-08-03. Gearchiveerd van origineel op 9 oktober 2022. Geraadpleegd op 7 February 2012.
  10. ↑ 10,0 10,1 10,2 Wieser, Michael E.; Coplen, Tyler B. (2011). Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). Pure Appl. Chem.]] 83 (2): 359–396 (International Union of Pure and Applied Chemistry). DOI: 10.1351/PAC-REP-10-09-14. Gearchiveerd van origineel op 9 oktober 2022. Geraadpleegd op 11 February 2012.
  11. ↑ De gegevens in deze rij zijn berekend op basis van de in de verschillende element-pagina's in de Nederlandstalige Wikipedia - Specifieke warmte en Atoommassa in de infobox - op 23 juni 2023.
  12. ↑ De gegevens in deze rij zijn ontleend aan de verschillende element-pagina's in de Nederlandstalige Wikipedia - Specifieke warmte in de infobox - op 23 juni 2023.
  13. ↑ 13,0 13,1 Andreev, S.V.; Letokhov, V.S.; Mishin, V.I. (1987). Laser resonance photoionization spectroscopy of Rydberg levels in Fr. Phys. Rev. Lett. 59 (12): 1274–76. PMID: 10035190. DOI: 10.1103/PhysRevLett.59.1274.
  14. ↑ Allred, A. L. (1961). Electronegativity values from thermochemical data. J. Inorg. Nucl. Chem. 17 (3–4): 215–221. DOI: 10.1016/0022-1902(61)80142-5.
  15. ↑ Linus Pauling: (1960) The Nature of the Chemical Bond  (Third)  p. 93 Uitgever: Cornell University Press ISBN 978-0-8014-0333-0
  16. ↑ Vanýsek, Petr (2011). “Electrochemical Series”, in Handbook of Chemistry and Physics: 92nd Edition Sjabloon:Webarchive (Chemical Rubber Company).
  17. ↑ 17,0 17,1 17,2 17,3 Clark, Jim (2005). Atomic and Physical Properties of the Group 1 Elements. chemguide.
  18. ↑ Gray, Theodore. Facts, pictures, stories about the element Cesium in the Periodic Table. The Wooden Periodic Table Table.
  19. ↑ Robert E. Krebs: (2006) The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide Uitgever: Greenwood Press ISBN 978-0-313-33438-2
  20. ↑ The OpenLearn team (2012). Alkali metals. OpenLearn. The Open University.
  21. ↑ Gray, Theodore. Alkali Metal Bangs. Theodore Gray.
  22. ↑ Mineral Commodity Profile: Cesium. United States Geological Survey (2004).
  23. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 28. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
  24. ↑ John Burgess: (1978) Metal Ions in Solution  p. 20 Uitgever: Ellis Horwood ISBN 978-0-85312-027-8
  25. ↑ 25,0 25,1 David. T. Richens: (1997) The Chemistry of Aqua Ions Uitgever: Wiley ISBN 978-0-471-97058-3
  26. ↑ Persson, Ingmar (2010). Hydrated metal ions in aqueous solution: How regular are their structures?. Pure Appl. Chem. 82 (10): 1901–1917. DOI: 10.1351/PAC-CON-09-10-22. Gearchiveerd van origineel op 9 oktober 2022. Geraadpleegd op 23 August 2014.
  27. ↑ Dye, James L.; Ceraso, Joseph M.; Lok, Mei; Barnett, B. L.; Tehan, Frederick J. (1974). Crystalline salt of the sodium anion (Na−). J. Am. Chem. Soc. 96 (2): 608–609. DOI: 10.1021/ja00809a060.
  28. ↑ Tehan, Frederick J.; Barnett, B. L.; Dye, James L. (1974). Alkali anions. Preparation and crystal structure of a compound which contains the cryptated sodium cation and the sodium anion. J. Am. Chem. Soc. 96 (23): 7203–7208. DOI: 10.1021/ja00830a005.
  29. ↑ Dye, J. L. (1979). Compounds of Alkali Metal Anions. Angew. Chem. Int. Ed. Engl. 18 (8): 587–598. DOI: 10.1002/anie.197905871.
  30. ↑ Redko, M. Y.; Huang, R. H.; Jackson, J. E.; Harrison, J. F.; Dye, J. L. (2003). Barium azacryptand sodide, the first alkalide with an alkaline Earth cation, also contains a novel dimer, (Na2)2−. Journal of the American Chemical Society 125 (8): 2259–2263. PMID: 12590555. DOI: 10.1021/ja027241m.
  31. ↑ 31,0 31,1 Redko, M. Y.; Vlassa, M.; Jackson, J. E.; Misiolek, A. W.; Huang, R. H.; Dye, J. L. (2002). "Inverse sodium hydride": a crystalline salt that contains H+ and Na−. Journal of the American Chemical Society 124 (21): 5928–5929. PMID: 12022811. DOI: 10.1021/ja025655+.
  32. ↑ Sawicka, A.; Skurski, P.; Simons, J. (2003). Inverse Sodium Hydride: A Theoretical Study. J. Am. Chem. Soc. 125 (13): 3954–3958. PMID: 12656631. DOI: 10.1021/ja021136v. Gearchiveerd van origineel op 9 oktober 2022.
Informatie afkomstig van https://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.