# Periodiek systeem/Alkalimetalen, verbindingen

| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |

## Verbindingen van alkalimetalen

De alkali-metalen vormen met vrijwel alle gebruikelijke anionen een complete serie verbindingen, waarin heel duidelijk het verloop van eigenschappen door de groep heen te volgen is. Al deze verbindingen vallen onder het hoofdstuk: het alkalimetaal verliest een elektron aan een oxidator en vormt een één-waardig positief ion. Bovenstaande beschrijving is vooral waar voor de alkali-halogeen-verbindingen en wordt minder waar als het anion een grotere lading heeft en meer polariseerbaar wordt. Ook voor de metalen lager in de kolom is dit belangrijk. De ionogene binding die bij halogeniden overheerst krijgt meer en meer het karakter van een metaalbinding, bijvoorbeeld in de serie ${\ce {NaCl,\ Na2O,\ Na2S,\ Na3P,\ Na3As,\ Na3Sb}}$ en ${\ce {Na3Bi}}$.

### Hydroxides

Alle alkali-metalen reageren heftif tot explosief met water. Hierbij ontstaat een waterige, basische oplossing van een alkalihydroxide en komt waterstofgas vrij:
    ${\ce {2M\ +\ H2O\ ->[{\ce {H2O}}]\ 2M^{+}\ +\ 2OH^{-}\ +\ H2\uparrow \ +\ warmte}}$
Deze reactie verloopt heftiger naarmate het alkalimetaal lager in de kolom staat. Lithium reageert gestadig, natrium en kalium kunnen zoveel varmte ontwikkelen dat het waterstofgas dat ontstaat gaat branden. Bij rubidium en cesium verloopt de ontwikkeling van waterstof zo snel dat schokgolven in het water een glazen bak waarin de reactie wordt uitgevoerd kan breken. De explosieve reactie verloopt in een aantal fasen:
* Het metaal reageert met water, waarbij waterstofbruggen verbroken worden en waterstofgas ontstaat. Bij de zwaardere alkalimetalen verloopt deze reactie sneller.
* De warmte die bij de eerste stap van de reactie plaatsvindt wordt afgevoerd naar het water en naar het metaal dat nog niet gereageerd heeft. Voor het water is de hoeveelheid warmte relatief klein en de temperatuur stijgt slechts weinig. Het metaal kan de warmte niet echt kwijt en het feit dat ze een vrij kleine soortelijke warmte hebben betekent dat de temperatuur ervan snel stijgt. Als de ontstekingstemperatuur van waterstof bereikt wordt gaat dit ook, in eerste instantie explosief, branden. Het branden van het waterstofgas levert voldoende energie om de in die vlam aanwezige metaal=atomen en ionen hun karakteristieke licht te laten uitzenden.
* De stijging van de temperatuur van het metaal heeft tot gevolg dat dit, de alkalimetalen hebben lage smeltpunten, zal smelten. Verdere temperatuurstijging zal leiden tot het koken van het metaal. Daardoor komt heet, atomair metaal in contact met luchtzuurstof en zal ook een explosieve verbranding volgen.
Naast de hierboven geschetste achtergrond van de explosieve reactie is recentelijk een tweede verklaring geformuleerd in de vorm van een Coulomb-explosie. De eerste verklaring legt de nadruk op het opbouwen van voldoende thermische energie, die uiteindelijk in een explosie zijn uitlaatklep vindt. In een Coulomb-explosie wordt statische elektrische energie opgebouwd, met hetzelfde effect. De verklaring gaat ervan uit dat in de contactzone tussen metaal en water de smelttemperatuur van et metaal snel bereikt is en in eerst instantie vooral elektronen van het metaal naar het water gaan, waardoor een positief geladen metaaldruppeltje drijft op een negatief geladen waterbed. Het statisch aantrekkende effect tussen de tegengestelde ladingen heeft tot gevolg dat de twee vloeistoffen elkaar aantrekken en het contact-oppervlak groter wordt. Dit zal de reactie versnellen. Het gevolg daarvan is dat er sneller lading opgebouwd wordt. De afstotende kracht tussen gelijknamige ladingen in het metaaldruppeltje wordt op zeker moment te groot voor de oppervlaktespanning en een explosie, nu door elektrische energie gevoed, volgt.
De alkalimetaalhydroxides zijn voor zover bekend de krachtigste basische hydroxides, die in hun reactie met zuren zouten geven en met alcoholen oligomere alkoxides. Met koolstofdioxide worden carbonaten of waterstofcarbonaten gevormd, met waterstofsulfide ontstaan sulfides en waterstofsulfides. Silicimdioxide, een zuur oxide, reageert net als koolstofdioxide met de alkali-hydroxides. Glas, voornamelijk siliciumdioxide, is dan ook niet tegen deze hydroxides bestand. Met behulp van alkalimetaalhydroxides kunnen thiolen uit petroleum gewassen worden. De alkalihydroxides reageren met amfotere oxides onder vorming van zouten:
Reactieproducten van alkalihydroxides met amfotere oxides :
| Oxide | Zout | Zoutnaam |
| ${\ce {Al2O6}}$ | ${\ce {NaAlO2}}$ | Natriumaluminaat |
| ${\ce {ZnO}}$ | ${\ce {Na2[Zn(OH)4]}}$ | Natriumzinkaat |
| ${\ce {SnO4}}$ | ${\ce {Na2[Sn(OH)6]}}$ | Natriumstannaat |
| ${\ce {PbO2}}$ | ${\ce {Na2[Pb(OH)6]}}$ | Natriumplumbaat |

### Intermetallische verbindingen

De alkalimetalen vormen veel intermetallische verbindingen met elkaar en met elementen uit de groepen 2 tot en met 13 van het periodiek systeem. De samenstelling kan wisselen, zoals bij de amalgamen ${\ce {Na5Hg8}}$ en ${\ce {Na3Hg}}$. Sommige intermetaalverbindingen hebben zelfs een ion-karakter. Met het meest elektronegatieve metaal, goud is er zelfs verloop in de eiegenschappen: ${\ce {NaAu}}$ en ${\ce {KAu}}$ hebben duidelijk een metaalkarakter, terwijl ${\ce {RbAu}}$ en ${\ce {CsAu}}$ halfgeleiders zijn.
${\ce {NaK}}$ is een speciale legering, omdat hij vloeibaar is bij kamertemperatuur, hoewel goede voorzorgsmaatregelen nodig zijn in verband met zijn extreme gevoeligheid voor reacties met water en lucht. Het eutectisch mengsel heeft een smeltpunt van 12,6 °C. Een mengsel van 47% natrium, 41% cesium en 12% kalium heeft het laagst bekende smeltpunt voor legeringen: −78 °C.

### Verbindingen met groep 13-elementen

De intermetallische verbindingen van de alkalimetalen met de zwaardere leden van de boorgroep, aluminium, gallium, indium en thallium zijn matige elektrische geleiders of zelfs halfgeleiders ${\ce {(NaTl)}}$, dit in tegenstelling met de eerdere genoemde metalen. Het betekend wel dat het betrokken alkalimetaal zijn valentie-elektron kwijt is, het andere metaal vormt een poly-anion waarin clusters van meerdere attomen zijn aan te wijzen tot zelfs echte polymeren toe. Een dergelijk systeem wordt een Zintl-fase genoemd. Dit soort bindingen wordt vooral aangetroffen in verbindingen tussen aardalkali- en alkali-metalen en de elementen van de boorgroep. Elementen uit de hogere groepen vormen doorgaans echte anion-clusters, maar i de boorgroep worden polymere poly-anionen met de tegen-ionen in de verhoudingsgewijs (vergeleken met de hogere groepen in het periodiek systeem) grote holten. Zo bestaat ${\ce {NaTl}}$ uit een polymeer anion ${\ce {(Tl^{-})_{n}}}$ met een covalent gebonden diamant-achtige structuur met de ${\ce {Na^{+}}}$ in de tussenruimten. De zwaardere, grotere alkalimetalen passen blijkbaar niet meer in de intramoleculaire ruimtes en forceren de zwaardere groep 13 elementen in discrete anion-clusters.
Boor is in deze groep een gevol apart. Het is het enige niet-metaal in deze groep. De alkali-biriden zijn vaak erg rijk aan boor. De wordt geweten aan een groot aantal boor-boor-bindingen met een deltahedron-structuur. Thermisch zijnn de verbindingen instabiel door de hoge dampspanning van de alkalimetalen bij verhoogde temperatuur. Dit maakt de direct synthese uit de elementen van de verbindingen een technische uitdaging omdat onder {nowrap|1=700 °C}} geen reactie optreedt tussen boor en deze metalen. De technische oplossing is een dichtgesmolten ampul met een overmaat aan het alkalimetaal. Verder vertooond de groep ten opzichte van boor een opmerkelijk gedrag: lager in de kolom wordt de reactiviteit kleiner. Lithium reageert bij de eerder genoemde {nowrap|1=700 °C}} volledig, voor natrium is {nowrap|1=900 °C}} nodig, voor kalium zelfs {nowrap|1=1200 °C}}. De reactie met lithium is bovendien momentaan, die met kalium heeft meerdere uren nodig. Van rubidium en cesium zijn zelfs nog geen boriden beschreven (juni 2023).
De eerder genoemde rijkdom aan boor blijkt ook uit de formules van een aantal van deze verbindingen: ${\ce {LiB10, NaB6, NaB15}}$ en ${\ce {KB6}}$. Onder hoge druk vormen de lithiumborides ook Zintl-anionen, net als de rest van de groep 13 elementen.

### Verbindingen met groep 14-elementen

       Formeel valt de organometaalchemie van de alkalimetalen ook onder dit hoofdstuk, maar deze wordt apart besproken in Organometaalchemie van de alkalimetalen.
Als de alkalimetalen reageren met de zwaardere leden van de koolstofgroep, silicium, germanium, tin en lood worden kooiachtige ionstructuren gevormd, zoals de groep ${\ce {M^{+}(Si)4^{4-}}}$ waarin de vier silicium-atomen een tetrahedron vormen waarin de gezamelijke lading, -4, aanwezig is.
De alkali-germanides, waarbij het ${\ce {Ge^{4-}}}$-ion optreedt of clusters van Zintl-ionen omvatten met structuren als ${\ce {Ge4^{2-}, Ge9^{2-}, Ge9^{4-}}}$ en ${\ce {(Ge9)2^{6-}}}$ is grotendeels analoog aan de overeenkomstige silicides.
De alkali-verbindingen met tin zijn voornamelijk ionogeen soms met het stanide-ion ${\ce {(Sn^{4-})}}$, soms met een meer complexe structuur in een Zintl-ion: ${\ce {Sn9^{4-}}}$, dat onder andere voorkomt in het tetrakaliumnonastannide, ${\ce {(K4Sn9)}}$.
Het plumbide-ion, ${\ce {(Pb^{4-})}}$ is niet bekend en berekeningen geven aan dat de vorming ervan energetisch niet gunstig is. Met de alkali-metalen worden complexe Zintl-ionen gevormd zoals ${\ce {Pb9^{4-}}}$. De alkaligermanides, stannides en plumbides kunnen direct uit de elementen gevormd worden in vloeibare ammoniak.

### Verbindingen met groep 15-elementen

Lithium is het enige alkalimetaal dat onder standaardcondities met stikstofgas reageert. Lithiumnitride is bovendien het enige stabiele alkalinitride. Stikstof is, chemisch gezien, een niet reactief gas; het verbreken van de drievoudige band in het molecuul kost erg veel energie. De vorming van een alkalienitride kost de ionisatie-energie van het alkalimetaal (de voming van het ${\ce {M+}}$-ion), de bindingsenergie van het ${\ce {N2}}$-molecuul en de vormingsenergie van het ${\ce {N^{3-}}}$-ion. De energie die vrijkomt bij de vorming van deze verbindingen is alleen de rooster-energie van het alkalimetaalnitride. De rooster-energie is maximaal voor kleine en/of hooggeladen ionen. Met hun lading van +1 voldoen de alkalimetalen niet aan de eis van hoge lading. Alleen lithium is klein genoeg om een rooster-energie te leveren die hoog genoeg is om de energie vragende processen te kunnen compenseren en een exotherme reactie te geven. Voor de andere alkalimetalen levert de rooster-energie niet genoeg op, wat tot endotherme reacties aanleiding zou geven. Deze reacties treden dus niet op onder standaardcondities. Op basis van hun afmetingen zou een tetraedrische structuur verwacht worden voor ${\ce {Li3N}}$, maar dit is voor stikstof niet mogelijk. De hierbij weergegeven structuur is het resultaat: in het vlak van de stikstof-ionen wordt elk stikstof-ion door 6 lithium-ionen omringd. Elk lithium-ion in dit vlak coördineert met 3 stikstof-ionen. De vlakken zijn met elkaar verbonden door lithium-ionen die elk met twee stikstof-ionen coördineren. Sterische hindering voorkomt de vorming van rubidium- en cesiumnitride. De nitrides van natrium an kalium zijn dus niet stabiel, de azides, verbindingen met het lineaire ${\ce {N3^{-}}}$-ion, van deze metalen zijn wel thermisch zo stabiel dat ze smelten voor ze ontleden.
Met fosfor, arseen, antimoon en Bismut}bismut reageren alle alkalimetalen makkelijk onder vorming van ${\ce {M3X}}$, M is het alkalimetaal, X het groep 15-element. De grotere maat van de anionen maakt, in tegenstelling tot de ntrides deze stoffen nu wel stabiel. De fosfides en arsenides met deze formule zijn niet de enige mogelijke combinaties voor deze elementen. Van kalium zijn bijvoorbelld 9 binaire verbindingen (alleen bestaand uit kalium en fosfor) bekend:, ${\ce {KP}}$, ${\ce {KP_{10,3}}}$, ${\ce {KP15}}$, ${\ce {K3P}}$, ${\ce {K3P7}}$, ${\ce {K3P11}}$, ${\ce {K4P3}}$, ${\ce {K4P6}}$ en ${\ce {K5P4}}$
De meeste elementen vormen arsenides, maar alleen de (aard)alkalimetalen vormen vooral ionogene verbindingen met arseen. De structuur van natriumarsenide is opvallend door de ongebruikelijk korte afstand tussen natrium-ionen, 328 tot 330 nm, zelfs nog korter dan in metallisch natrium. Dit geeft aan dat, zelfs met deze extem elektropositieve metalen de binding niet recht toe recht aan ionogeen kan zijn.
De antimonides zijn instabiel en reactief. Het ${\ce {Sb^{3-}}}$-ion is een sterke reductor. Met zuren wordt het toxische, instabiele gas stibine, ${\ce {SbH3}}$ gevormd. De alkaliantimonides bezitten een aantal metaal-eigenschappen en in die met de formule ${\ce {MSb}}$ treden spiraalvormige Zintl-ionen op.
De bismutides zijn zelfs niet meer deels ioogeen. Zij vallen meer onder de intermetallische verbindingen met deels metaalbindingen, deels ionogene bindingen.

### Verbindingen met groep 16-elementen

| The ball-and-stick diagram shows two regular octahedra which are connected to each other by one face. All nine vertices of the structure are purple spheres representing rubidium, and at the centre of each octahedron is a small red sphere representing oxygen. | ${\ce {Cs11O3}}$-cluster, composed of three regular octahedra where each octahedron is connected to both of the others by one face each. All three octahedra have one edge in common. | footer = |
Alle alkalimetalen reageren heftig met zuurstof onder standaardomstandigheden. Er kunnen meerdere typen oxides gevormd worden, variërend van simpele oxides ${\ce {(O^{2-})}}$, met oxidatiegetal (-2), peroxides ${\ce {(O2^{2-})}}$, oxidatiegetal (-1), superoxide ${\ce {(O2^{-})}}$, oxidatiegetal (- 1/2), en vele andere.
Lithium verbrandt in de lucht tot lithiumoxide ${\ce {(Li2O)}}$. De verbranding van natrium levert een mengsel van natriumoxide ${\ce {(Na2O)}}$ en natriumperoxide ${\ce {(Na2O2)}}$. Bij kalium ontstaat een mengsel van peroxide ${\ce {(K2O2)}}$ en superoxide ${\ce {(KO2)}}$ en rubidium en cesium geven alleen het superoxide ${\ce {(RbO2, CsO2)}}$. De reactiviteit wordt gaande door de groep naar beneden groter. Lithium, natrium en kalium branden vooral in lucht, rubidium en cesium zijn pyrifoor.
De kleinere alkali-ionen zijn beter in staat de grotere anionen (peroxide en superoxide) te polariseren. Dit leidt in de meer complexe anionen tot het concentreren van de elektronen op een van de samenstellende zuurstof-atomen waardoor effectief een oxide-ion en een zuurstof-atoom ontstaan. Dit leidt bij lithium tot de exclusieve vorming van het "gewone" oxide. Het effect wordt snel kleiner bij natrium en kalium, die daardoor in staat zijn ook de peroxides te vormen. Bij rubidium en cesium, onder in de groep met grote ion-stralen, is het polariserende effect zo klein geworden dat ook het minst stabiele van de zuurstof-ionen, het superoxide, stabiel blijft. De vorming van het superoxide maakt de meeste energie vrij zodat dit het reactieproduct is bij afwezigheid van de storende polarisatie. Aan de andere kant van de weegschaal zijn het juist de kleine ionstralen van zowel lithium als zuurstof die een stabiel ionrooster mogelijk maken.
Onder gecontroleerde condities zijn van alle alkalimetalen de oxides, peroxides en superoxides te synthetiseren, alleen vereist het speciale omstandigheden. De alkali-peroxides en superoxides zijn krachtige oxidatoren. Natriumperoxide en kaliumsuperoxide reageren met Koolstofdioxide onder vorming van het alkalicarbonaat en zuurstofgas. Deze reactie maakt ze geschikt als luchtzuiveraar in onderzeeërs. De aanwezigheid van water, naast koolstofdioxide ook een standaard stof in uitgeademde lucht, maakt kaliumsuperoide zelfs nog efficiënter. Lindsay, D. M.; Garland, D. A. (1987). ESR spectra of matrix-isolated lithium superoxide. The Journal of Physical Chemistry 91 (24): 6158–61. DOI: 10.1021/j100308a020.</ref>
    ${\ce {2Na2O2\ +\ 2CO2\ \longrightarrow \ 2Na2CO3\ +\ O2}}$
    ${\ce {4KO2\ +\ 4CO2\ +\ 2H2O\ \longrightarrow \ 4KHCO3\ +3O2}}$
Alle stabiele alkalimetalen, behalve lithium, kunnen rode, vaste ozonides ${\ce {(MO3)}}$ vormen, via een lage-temperatuur-rectie van gepoederd watervrij hydroxide met ozon.De ozonides kunnen uit het reactiemengsel verkregen worden via extractie met vloeibare ammoniak. De ozonides ontleden onder standaardcondities langzaam in het superoxide en zuurstof. Bij contact met water wordt onmiddellijk het hydroxide gevormd.$^{:85}$
Kalium, rubidium en cesium kunne ook sesquioxides ${\ce {(M2O3)}}$, die misschien beter beschouwd kunnen worden als peroxide disuperoxides ${\ce {((M^{+})4(O2^{2-})(O2^{-})2)}}$.$^{:85}$
Rubidium en cesium kunnen een grote variateit aan suboxides vormen waarbij het metaal een formeel oxidatiegetal heeft dat kleiner is dan (+1). Van rubidium zijn ${\ce {Rb6O}}$ en ${\ce {Rb9O2}}$ beschreven als reactieproducten met lucht. Van cesium is het ozonide ${\ce {(CsO3)}}$ slechts een enkel voorbeeld uit de uitgebreide serie zuurtsofverbindingen.CsO$_3$ and several brightly coloured suboxides, Daarnaast zijn ${\ce {Cs7O}}$ (bronskleurig), ${\ce {Cs4O}}$ (rood-violet), ${\ce {Cs11O3}}$ (violet) en ${\ce {Cs3O}}$ (donker groen), ${\ce {CsO}}$, ${\ce {Cs3O2}}$ en ${\ce {Cs7O2}}$ De laatste uit deze serie geeft bij verhitten in vacuum het "klassieke" oxide ${\ce {Cs2O}}$.
De alkalimetalen reageren op analoge wijze met de zwaardere leden van de zuurstofgroep (zwavel, selenium, telluur, en polonium) en behalve van die francium zijn ook de verschillende verbindingen ook beschreven. Reactie met een overmaat aan het groep 16-element geeft aanleiding tot complexe ionen voor deze elementen. Zo reageert natrium met zwavel tot natriumsulfide en verschillende polysulfides ${\ce {Na2S_{x}}}$, waarin x waarden kan hebben van 2 tot 6. In deze zouten komen dan dus ionen ${\ce {S_{x}^{2-}}}$ voor. Ten gevolge van de sterk basische eigenschappen van ${\ce {Se^{2-}}}$ en ${\ce {Te^{2-}}}$ zijn de oplosingen van de alkalislenides en -tellurides basisch. De directe reactie tussen de elementen levert ook voor seleen en telluur polyselenides en polytellurides op met als formules voor de anionen: ${\ce {Se_{x}^{2-}}}$ en ${\ce {Te_{x}^{2-}}}$. De verbindingen kunnen bereid worden door de directe reactie tussen de elementen in vloeibare ammoniak of onder uitsleuitne van lucht. Ze vormen kleurloze, wateroplosbare zouten die aan de lucht snel naar seleen en telluur oxidrren.$^{:766}$ Tegenover de alkalimetalen is ook polonium voldoende elektronegatief om alkalipolonides te vormen met ${\ce {Po^{2-}}}$ als anion. Ze zijn chemisch opmerkelijk stabiel en kunnen via de directe reactie tussen de elementen bij temperaturen tussen 300–400 °C.$^{:766}$

### Verbindingen met groep 17-elementen

    Halides en halide-achtige ionen
De alkalimetalen vormen met de elementen uit groep 17, de halogenen de bekende alkalihalogeniden. Daarnaast is er een aantal ionen dat zich gedraagt als halogenen: de eigenschappen van hun alkaliverbindinegn laten zich goed met die van de halogenides vergelijken. Tot deze ionen worden gerekend: Hydride ${\ce {(H^{-})}}$, cyanide ${\ce {(CN^{-})}}$, cyafide ${\ce {(CP^{-})}}$, isocyanide ${\ce {(NC^{-})}}$, cyanaat ${\ce {(OCN^{-})}}$, isocyanaat ${\ce {(NCO^{-})}}$, fulminaat ${\ce {(CNO^{-})}}$, thiocyanaat ${\ce {(SCN^{-})}}$, isothiocyanaat ${\ce {(NCS^{-})}}$, azide ${\ce {(N3^{-})}}$ en auride ${\ce {(Au^{-})}}$.
De alkalimeralen zijn de meest elektropositieve elementen in het periodiek systeem en met de meest elektronegatieve elementen daaruit, de halogenen vormen zij vooral ionogene verbindingen. De reactie is heftig tot explosief. Van de stabiele alkalimetalen en halogeniden zijn alle 20 alkalihalogeniden bekend. Daranaast is ook natriumastadide beschreven. De nucleaire onstabielitiet van francium en de zeldzaamheid van astaat zijn daar de oorzaak van. Het meest bekende alkalihalogenide is [[w:Natriumchloride}natriumchloride]] dat als keukenzout over ter wereld wordt toegepast. Al deze zouten hebben de formule ${\ce {MX}}$ (M is het alkaimetaal, X het halogenide). De zouten zijn allemaal witte, kristallijne, vaste stoffen met hoge smeltpunten. Met uitzondering van lithiumfluoride, de hoge roosterenergie door de kleine ionstralen voorkomt dat, zijn alle zouten goed oplosbaar in water
Met waterstof reageren de alkalimetalen op vergelijkbare wijze tot ionogene alkalihydrides. Hte hydride-ion gedraagt zich als een pseudohalogenide. De hydrides worden vaak ingezet als sterke [[w:Reductor|reducerende reagentia, waarbij andere hydrides gevormd worden, complexe metaalhydrides of waterstofgas. Van andeere pseudohalogenen zijn ook alkalizouten bekend waarvan de cyanides de bekendste zijn. Kaliumcyanide heeft onder de naam cyaankali een erg kwalijke reputatie. De pseudohalogenides zijn isostructureel met de respectivelijke halogenides, met uitzonder in van lithiumcyandide, het cyanide-ion vertoont hier een vrije draaibaarheid. Ternaire alkalihalogenide/oxides, naast het halogenide treedt ook zuurstof op als anion, zijn ook bekend. Voorbeelden in deze groep zijn ${\ce {Na3ClO}}$, ${\ce {K3BrO}}$, ${\ce {Na4Br2O}}$, ${\ce {Na4I2O}}$ en ${\ce {K4Br2O}}$.
Polyhalides van de alkalimetalen zijn bekend, maar met uitzondering van de rubidiumen cesiumverbindingen erg instabiel. De laatste twee zijn stabieler door de grote, minder polariserende, ionen van deze elementen.
* 18-kroon-6 met gecomplexeerd kalium
* w:2.2.2-Cryptand:2.2.2-Cryptand met een ingekapseld kaliumion.

### Coördinatie verbindingen

De ionen van de alkalimetalen vormen doorgaans geen coördinatieverbindingen. Verschillende redenen zijn hier verantwoordelijk voor.
* de lage ionlading
* de grootte van de ionen
* de orbitalen die de elektronen van de lewisbase moeten opvangen hebben, ook door de voorgaande twee punten, nog een erg hoge energie.
De meeste complexen zijn daarom van lithium bekend. Gaande door de kolom van de alkalimetalen wordt de tendens tot complexvorming, uiteraard met uitzonderingen, steeds zwakker. Van lithium zijn coördinatiegetallen bekend van 1 tot 12, de octaedrische 6-omringing komt echter het meest voor. In waterige oplossingen bestaan de alkalimetalen als ${\ce {[M(H2O)6]^{+}}}$-complexen behalve lithium, dat door zijn kleine ionstraal slechts 4 watermoleculen kan complexeren: ${\ce {[Li(H2O)]^{+}}}$. De neiging om watermoleculen aan zich te binden is ook in de vaste stoffen waar alkalimetalen deel van uitmaken aanwezig, en ze worden dan ook vaak ingezet als droogmiddel.
Kroonethers en cryptanden worden ingezet om alkalimetalen te complexeren. Zo is 12-kroon-4 ingezet voor lithium, 15-kroon-5 voor natrium, 18-kroon-6 voor kalium en w:21-kroon-7 is voor rubidium ingezet.

### Akalimetalen in vloeibare ammoniak

Alkalimetalen lossen op in vloeibare ammoniak en organische oplosmiddelen die als lewisbase kunnen optreden, zoals alifatische amines of Hexamethylfosforamide. Er wordt aangenomen dat deze oplossingen naast de gesolvateerde alkali-ionen ook gesolvateerde vrije elektronen bevatten. De volgreactie is de ontwikkeling van waterstofgas en amide. Deze reactie werd voor het eerst opgemerkt in 1809 door Humphry Davy, uiteraard zonder de opmerking over ionen en vrije elektronen, en herontdekt door W. Weyl in 1884. Een katalysator kan de reactie versnellen.
Vergelijkbare oplossingen worden gevormd als de aardalkalimetalen (calcium en zwaardere) of de divalente Lanthaniden europium en ytterbium worden opgelost in ammoniak. De amides zijn slecht oplosbaar in ammoniak en slaan neer, een intens gekleurde oplossing van het alkalimetaal in ammoniak blijft over. De kleur is in 1907 door Charles Kraus gerelateerd aan de gesolvateerde elektronen, die ook bijdragen aan de hoge geleidbaarheid van de oplossing. Bij concentraties lager dan 3 mol/L is de kleur van de oplossing domker blauw en de geleidbaarheid tien keer groter dan die van een waterige natriumchloride-oplossing, bij hogere concentratie verschuift de kleur naar koperkleurig en neemt de geleidbaarheid toe tot die van vloeibare metalen als kwik. Naast het metaalamide (slecht oplosbaar is niet opnoplosbaar) en de opgeloste elektronen bevatten deze oplossingen ook de metaal-kationen ${\ce {(M^{+})}}$, het neutrale metaal ${\ce {(M)}}$, twee-atomige metaal-moleculen ${\ce {(M2)}}$ en metaal-anionen ${\ce {(M^{-})}}$. Deze componenten zijn niet stabiel en reageren uiteindelijk naar het stabiele metaalamide en waterstofgas. De gesolvateerde elektronen vormen een krachtig reductiemiddel en ze worden vaak gebruikt in de chemische synthese
* ↑ Deze pagina is een vertaling van de tekst in het lemma Alkali metal op de Engelstalige Wikipedia, paragraaf Compounds metals zoals deze op 25 juni 2023 aanwezig.
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 79, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* 1 2 3 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 81, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ Clark, Jim (2005). Reaction of the Group 1 Elements with Water. chemguide.
* 1 2 3 Royal Society of Chemistry. Visual Elements: Group 1 – The Alkali Metals. Visual Elements. Royal Society of Chemistry.
* ↑ Gray, Theodore. Alkali Metal Bangs. Theodore Gray.
* 1 2 Mason, Philip E. (26 January 2015). Coulomb explosion during the early stages of the reaction of alkali metals with water. Nature Chemistry 7 (3): 250–254. PMID: 25698335. DOI: 10.1038/nchem.2161.
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 87, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ Buszek, Keith R. (2001) "Sodium Amalgam" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, Wiley. Sjabloon:Doi
* ↑ Sodium-Potassium Alloy (NaK). BASF (December 2004).
* ↑ Kaner, Richard (2003). C&EN: It's Elemental: The Periodic Table – Cesium. American Chemical Society.
* ↑ Sevov, S.C. "Zintl Phases", pp. 113–132 in Intermetallic Compounds, Principles and Practice: Progress, Vol. 3. Westbrook, J.H.; Freisher, R.L.: Eds.; John Wiley & Sons. Ltd., Chichester, England. DOI: 10.1002/0470845856 ISBN: 978-0-470-84585-1
* 1 2 S.M. Kauzlarich, Encyclopedia of Inorganic chemistry, 1994, John Wiley & Sons, ISBN: 0-471-93620-0
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 147–8 , Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ A. P. Hagen: Inorganic Reactions and Methods, The Formation of Bonds to Group-I, -II, and -IIIB Elements Uitgever: John Wiley & Sons ISBN 978-0-470-14549-4
* ↑ V. I. Matkovich: Boron and Refractory Borides Uitgever: Springer ISBN 978-3-642-66620-9
* ↑ Hermann, Andreas; McSorley, Alexandra; N. W., Ashcroft; Hoffmann, Roald (2012). From Wade–Mingos to Zintl–Klemm at 100 GPa: Binary Compounds of Boron and Lithium. J. Amer. Chem. Soc. 2012 (134): 18606–18. PMID: 23066852. DOI: 10.1021/ja308492g. Gearchiveerd van origineel op 27 september 2020. Geraadpleegd op 21 August 2016.
* 1 2 3 4 5 6 7 8 9 (2007) Chemistry: Principles, Patterns, and Applications with Student Access Kit for Mastering General Chemistry (1st) Uitgever: Prentice Hall ISBN 978-0-8053-3799-0
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 393, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ Hoch, Constantin; Wendorff, Marco; Röhr, Caroline (2002). Tetrapotassium nonastannide, K4Sn9. Acta Crystallographica Section C 58 (4): I45–I46. PMID: 11932511. DOI: 10.1107/S0108270102002032.
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 394, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ Gregory, Duncan H.; O'Meara, Paul M.; Gordon, Alexandra G.; Hodges, Jason P.; Short, Simine; Jorgensen, James D. (2002). Structure of Lithium Nitride and Transition-Metal-Doped Derivatives, Li$_{3−x−y}$M$_x$N (M= Ni, Cu): A Powder Neutron Diffraction Study. Chem. Mater. 14 (5): 2063–2070. DOI: 10.1021/cm010718t.
* 1 2 3 4 Clark, Jim (2005). Reaction of the Group 1 Elements with Oxygen and Chlorine. chemguide.
* 1 2 3 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 76, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ Fischer, D.; Jansen, M. (2002). Synthesis and structure of Na$_3$N. Angew Chem 41 (10): 1755–1756. PMID: 19750706. DOI: <1755::AID-ANIE1755>3.0.CO;2-C 10.1002/1521-3773(20020517)41:10<1755::AID-ANIE1755>3.0.CO;2-C.
* ↑ Fischer, D.; Cancarevic, Z.; Schön, J. C.; Jansen, M. Z. (2004). Synthesis and structure of K$_3$N. Z. Anorg. Allg. Chem. 630 (1): 156–160. DOI: 10.1002/zaac.200300280.. 'Elusive Binary Compound Prepared' Chemical & Engineering News 80 No. 20 (20 May 2002)
* 1 2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) pag. 417, Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ H.G. Von Schnering, W. Hönle Phosphides – Solid-state Chemistry Encyclopedia of Inorganic Chemistry Ed. R. Bruce King (1994) John Wiley & Sons ISBN: 0-471-93620-0
* 1 2 3 4 5 6 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8
* ↑ Louis Kahlenberg: (2008) Outlines of Chemistry – A Textbook for College Students Uitgever: READ BOOKS ISBN 978-1-4097-6995-8
* ↑ R. Bruce King: Inorganic Chemistry of Main Group Elements Uitgever: Wiley-VCH ISBN 978-0-471-18602-1
* ↑ Welcome to Arthur Mar's Research Group. University of Alberta. University of Alberta (1999–2013).
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 85. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
* 1 2 Vol'nov, I. I.; Matveev, V. V. (1963). Synthesis of cesium ozonide through cesium superoxide. Bulletin of the Academy of Sciences, USSR Division of Chemical Science 12 (6): 1040–1043. DOI: 10.1007/BF00845494.
* ↑ Tokareva, S. A. (1971). Alkali and Alkaline Earth Metal Ozonides. Russian Chemical Reviews 40 (2): 165–174. DOI: 10.1070/RC1971v040n02ABEH001903.
* ↑ Simon, A. (1997). Group 1 and 2 Suboxides and Subnitrides – Metals with Atomic Size Holes and Tunnels. Coordination Chemistry Reviews 163: 253–270. DOI: 10.1016/S0010-8545(97)00013-1.
* ↑ Tsai, Khi-Ruey; Harris, P. M.; Lassettre, E. N. (1956). The Crystal Structure of Tricesium Monoxide. Journal of Physical Chemistry 60 (3): 345–347. DOI: 10.1021/j150537a023.
* ↑ Okamoto, H. (2009). Cs-O (Cesium-Oxygen). Journal of Phase Equilibria and Diffusion 31: 86–87. DOI: 10.1007/s11669-009-9636-5.
* ↑ Band, A.; Albu-Yaron, A.; Livneh, T.; Cohen, H.; Feldman, Y.; Shimon, L.; Popovitz-Biro, R.; Lyahovitskaya, V.; Tenne, R. (2004). Characterization of Oxides of Cesium. The Journal of Physical Chemistry B 108 (33): 12360–12367. DOI: 10.1021/jp036432o.
* ↑ Brauer, G. (1947). Untersuchungen über das System Cäsium-Sauerstoff. Zeitschrift für Anorganische Chemie 255 (1–3): 101–124. DOI: 10.1002/zaac.19472550110.
* ↑ Mineral Commodity Profile: Cesium. United States Geological Survey (2004).
* ↑ James E. House: (2008) Inorganic chemistry p. 524 Uitgever: Academic Press ISBN 978-0-12-356786-4
* ↑ Harvey V. Moyer: (1956) Polonium Uitgever: United States Atomic Energy Commission
* ↑ Bagnall, K. W. (1962). The Chemistry of Polonium. Adv. Inorg. Chem. Radiochem. Advances in Inorganic Chemistry and Radiochemistry 4: 197–229. DOI: 10.1016/S0065-2792(08)60268-X.. ISBN: 978-0-12-023604-6.
* 1 2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 83. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 322. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
* ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 835. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
* 1 2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 90. Butterworth-Heinemann. ISBN: 978-0-08-037941-8.
* ↑ "Inorganic Chemistry" by Gary L. Miessler and Donald A. Tar, 6th edition, Pearson
* ↑ (1972) Advanced Inorganic Chemistry Uitgever: John Wiley and Sons Inc ISBN 978-0-471-17560-5
| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |