Chapter 8: Periodic Properties of the Elements

Back to chapter

8.6:

Alkalimetalen

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

Alkali Metals

Previous Video
8.5: Electron Affinity

Next Video
8.7: Halogens

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

Alkalimetalen zijn elementen uit groep 1, waaronder lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium en francium. Francium is radioactief en heeft geen stabiele isotopen. Alle alkalimetalen zijn ongewoon zacht en delen metallische eigenschappen, zoals een hoge elektrische en thermische geleidbaarheid.Naar beneden gaand in de groep, nemen de massa, de dichtheid en de atoomstralen toe, terwijl de smeltpunten en ionisatie-energieën afnemen. De elektronenconfiguratie van deze elementen impliceert dat de valentieschil slechts één elektron heeft. Hun lage ionisatie-energie geeft aan dat alkalimetalen gemakkelijk elektronen verliezen om kationen te worden met een edelgasconfiguratie.Dit verklaart ook waarom alkalimetalen uitstekende reductiemiddelen zijn, waarbij lithium het minst reactief is en cesium het meest. Alkalimetalen reageren heftig met niet-metalen, zoals halogenen, om zouten te vormen. De reactie van natriummetaal met chloorgas is sterk exotherm en geeft vonken en warmte vrij.De intensiteit van de reactie neemt verder omlaag in de groep toe naarmate de ionisatie-energieën van de alkalimetalen afnemen. Alkalimetalen reageren heftig met water om waterstofgas en een oplossing van alkalimetaalhydroxide zoals kaliumhydroxide te genereren, een base die vaak wordt gebruikt bij het maken van zeep. De reactie wordt heftiger voor de zwaardere alkalimetalen gezien hun lagere ionisatie-energieën.De warmte die tijdens de reactie wordt geproduceerd, kan zelfs het vrijkomende waterstofgas doen ontbranden, wat kan leiden tot brand of een explosie. Alkalimetalen kunnen ook reageren met waterstof om alkalimetaalhydriden te vormen, die vaak als sterke basen worden gebruikt. In deze reactie krijgt het waterstofatoom een elektron en is het aanwezig als het hydride-ion.Vanwege hun hoge reactiviteit oxideren alkalimetalen gemakkelijk bij blootstelling aan lucht en worden daarom opgeslagen in minerale oliën. Wanneer alkalimetaalzouten in een vlam worden geplaatst en worden gereduceerd tot hun gasvormige metaalatomen, geven ze karakteristieke kleuren af. De warmte wekt het valentie-elektron op tot een hoger energieniveau.Wanneer de aangeslagen elektronen terugkeren naar de grondtoestand, wordt energie uitgezonden in de vorm van straling in het zichtbare gebied. Het emissiespectrum van elk element is uniek en wordt gebruikt om het element kwalitatief te identificeren.

8.6:

Alkalimetalen

Group 1 elements are soft and shiny metallic solids. They are malleable, ductile, and good conductors of heat and electricity. The melting points of the alkali metals are unusually low for metals and decrease going down the group. The density also decreases in the same direction, with the exception of potassium (Table 1).

Table 1: Properties of the alkali metals

Element	Electron Configuration	Atomic Radius (pm)	IE₁(kJ/mol)	Melting Point (°C)	Density at 25 °C (g/cm³)
Li	[He] 2s¹	152	520	181	0.53
Na	[Ne] 3s¹	186	496	98	0.97
K	[Ar] 4s¹	227	420	64	0.86
Rb	[Kr] 5s¹	248	400	39	1.53
Cs	[Xe] 6s¹	265	380	29	1.93

Moving down a group, the principal quantum number, n, increases by one for each element. Thus, the outer electrons get farther from the nucleus, and the atomic radius increases from lithium to cesium.

The electron configuration of these elements shows that the valence shell has only one electron (Table 1). The loss of this electron produces a cation with the noble gas configuration. Thus, alkali metals have a great tendency to give away this electron and have low first ionization energies, which decrease down the group. Their ability to lose an electron readily makes them highly reactive and excellent reducing agents.

The alkali metals react vigorously with nonmetals, such as halogens. The reaction of sodium and chlorine to produce sodium chloride is exothermic. The alkali metals also react violently with water, also, and hydrogen gas and an alkali metal hydroxide are produced. The heat produced during the reaction can ignite the hydrogen gas released, leading to an explosion. Both of these reactions become more exothermic for the heavier alkali metals due to their lower ionization energies.

Exposure to air, as they react with oxygen to form oxides, reduces the metallic luster of the alkali metals. Lithium reacts with oxygen to give lithium oxide, while other alkali metals like sodium form oxides and peroxides. The peroxide ion has a single oxygen-oxygen covalent bond and is a powerful hydrogen ion acceptor, making the peroxides of the alkali metals strong bases. The alkali metals such as potassium, rubidium, and cesium also produce superoxides. Superoxides are characterized by the presence of O₂⁻. Potassium superoxide is a yellow solid that decomposes at 560 °C.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.