Periodiek systeem/Alkalimetalen, reacties

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---

Kenmerkende reacties van alkalimetalen

Zuurstof

In hun reactie met zuurstof vormen de alkalimetalen oxides, peroxides, superoxides en suboxides. De eerste drie daarvan komen het meest voor. In de tabel hieronder staan de verschillende verbindingen voor de diverse alkalimetalen vermeld. De verbindingen tussen haakjes geven kleinere producten aan die bij verbranding ontstaan.

Alkali metal	Oxide	Peroxide	Superoxide
Li	${\ce {Li2O}}$	${\ce {(Li2O2)}}$
Na	${\ce {(Na2O)}}$	${\ce {Na2O2}}$
K			${\ce {NaO2}}$
Rb			${\ce {RbO2}}$
Cs			${\ce {CsO2}}$
Fr

De peroxides zijn ionogene verbindingen die instabiel zijn in water: het peroxide-ion is een sterke base en reageert met water tot waterstofperoxide.

${\ce {Na2O2\ +\ 2H2O\ \longrightarrow \ 2NaOH\ +\ H2O2}}$

De andere zuurstofverbindingen zijn ook niet stabiel in water:

${\ce {2KO2\ +\ 2H2O\ \longrightarrow \ 2KOH\ +\ K2O2\ +\ O2}}$

${\ce {Li2O\ +\ H2O\ +\longrightarrow \ 2LiOH}}$

Zwavel

Met zwavel vormen de alkalimetalen sufides en polysulfides.

${\ce {16Na\ +\ S8\ longrightarrow\ 8Na2S}}$

${\ce {8Na2S\ +\ S8\ longrightarrow\ 8Na2S2}}$

${\ce {8Na2S2\ +\ S8\ longrightarrow\ 8Na2S3}}$

.....

${\ce {8Na2S6\ +\ S8\ longrightarrow\ 8Na2S7}}$

Omdat de alkalisulfides een zout zijn van een sterke base met een zwak zuur, ontstaan bij oplossen in water basische oplossingen.

${\ce {S^{2-}\ +\ H2O\ \longrightarrow \ HS^{-}\ +\ OH^{-}}}$

${\ce {HS^{-}\ +\ H2O\ \longrightarrow \ H2S\ +\ OH^{-}}}$

Stikstof

Lithium is het enige metaal dat bij kamertemperatuur direct met stikstofgas reageert.

${\ce {6Li\ N2\ \longrightarrow \ 2Li3N}}$

Het gevormde lithiomnitride kan et water reageren onder vorming van ammonniak en lithiumhydroxide:

${\ce {Li3N\ +\ 3H2O\ \longrightarrow \ NH3\uparrow \ +\ 3LiOH}}$

Waterstof

Met waterstof worden de hydride-zouten gevormd, die met water hydrolyseren. De reactie in water verloopt explosief.

${\ce {2 Na \ + H2 \ ->[{\ce {\Delta}}] \ 2 NaH}}$

${\ce {2NaH\ +\ 2H2O\ \longrightarrow \ 2NaOH\ +\ H2\uparrow }}$

Koolstof

Lithium is het enige metaal dat direct met koolstof reageert waarbij dilithiumacetylide ontstaat. Natriumm en kalium kunnen met ethyn tot de overeenkomstige verbindingen reageren.

${\ce {2Li\ +\ 2C\ \longrightarrow \ Li2C2}}$

${\ce {2Na\ +\ 2C2H2\ ->[{\ce {150\ ^{o}C}}]\ 2NaC2H\ +\ H2}}$

${\ce {2Na\ +\ 2NaCCH\ ->[{\ce {220\ ^{o}C}}]\ 2Na2C2\ +\ H2}}$

Water

In de reactie van alkalimetalen met water ontstaan oplossingen van het metaalhydroxide en waterstof. De reactie is heftig en kan voor de metalen lichter dan rubidium explosief eindigen, voor rubidium en cesium is dat geen vraag, ze zijn explosief.

${\ce {2Na\ +\ 2H2O\ \longrightarrow \ 2NaOH\ +\ H2\uparrow }}$

Andere zouten

De alkalimetalen zijn goede reductoren. Ze zijn in staat metaal-kationen die minder elektropositief zijn te reduceren. Titanium wordt industrieel geproduceerd door titanium(IV)chloride bij 400⁰C met natrium te laten reageren (van Arkel–de Boer process).

${\ce {TiCl4\ +\ 4Na\ \longrightarrow \ Ti\ +\ 4NaCl}}$

Organische halides

In de klassieke Wurtz-reactie reageren alkali-metalen met organische halogeniden onder vorming van het op de plek van het halogeen aan elkaar gekoppelde organische resten:

${\ce {2CH3-Cl\ +\ 2Na\ \longrightarrow \ H3C-CH3\ +\ 2NaCl}}$

In vloeibare ammoniak

Alkalimetalen lossen in vloeibare ammaoniak, aliftische amines en hexamethylphosphoramide onder vorming van een blauwe oplossing waarvan aangenomen wordt dat er gesolvateerde vrije elektronen in voorkomen.

${\ce {Na\ +\ xNH3\ \longrightarrow \ Na^{+}\ +\ e_{(NH3)_{x}}^{-}}}$

De gesolvateerde vrije elektronen maken van deze oplossingen zeer sterke reductoren die veel toegepast worden in de organische synthese.

Reductie-reacties van natrium in vloeibare ammoniak.

Reactie 1) staat bekend als de Birch-reductie. Naast de hierboven genoemde voorbeelden uit de organische chemie vindt de oplossing met gesolvateerde elektronen ook toepassing in de anorgaische chemie:

${\ce {S8\ +\ 2e^{-}\ \longrightarrow \ S8^{2-}}}$

${\ce {Fe(CO)57+\ 2e^{-}\ \longrightarrow \ Fe(CO)4^{2-}\ +\ CO}}$

Referenties

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---