Brontekst bekijken van Periodiek systeem/Alkalimetalen, pseudo-alkalimetalen

{{wiu3|t.vanschaik|* Met name de verwijzingen moeten even wachten tot de vertaling van "Alkali metals" klaar is.}} 
{{Paginalink
| Inhoud = Periodiek systeem/Inhoud
| Index = Periodiek systeem/Index
| VorigePagina = Periodiek systeem/Alkalimetalen, reacties
| VolgendePagina = Periodiek systeem/Alkalimetalen, productie
}}

== Pseudo-alkalimetalen<ref>Deze pagina is een vertaling van de tekst in het lemma [https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Alkali_metal&oldid=1162327902#Pseudo-alkali_metals Alkali metal op de Engelstalige Wikipedia], paragraaf Pseudo-alkali metals zoals deze op 28 juni 2023 aanwezig was.</ref> ==
Naast de echte alkalimetalen is er nog een groep stoffen die een grote neiging hebben tot de vorming van monovalente positieve ionen. Analoog aan de [[w:Pseudohalogeen|pseudohalogenen]] worden deze stoffen soms aangeduid als pseudo-alkalimetalen. Deze groep omvat een aantal elementen en een groep meer-atomige ionen. Deze laatste lijken heel sterk op de alkali-ionen in hun omvang en zwakke polariserende vermogen. <ref name=pseudo />
__TOC__
=== Waterstof ===
Het element [[w:Waterstof (element)|waterstof]], met slechts 1 elektron per atoom, wordt gewoonlijk boven aan groep 1 in het periodiek systeem geplaatst op basis van zijn elektronenconfiguratie. Anderzijds wordt ewaterstof nomraal gesproken niet tot de alkalimetalen gerekend.<ref name="iupac" /> [[w:Metallische waterstof|Metallische waterstof]], alleen bestaanbaar bij zeer hoge drukken is vooral bekend om zijn elektrische en magnetische eigenschappen, niet vanwege zijn chemie.<ref name="Folden">{{Cite web |url=https://cyclotron.tamu.edu/smp/The%20Heaviest%20Elements%20in%20the%20Universe.pdf |title=The Heaviest Elements in the Universe |last=Folden|first=Cody |date=31 January 2009 |work=Saturday Morning Physics at Texas A&M |access-date=9 March 2012 |url-status=dead |archive-url=https://web.archive.org/web/20140810213232/https://cyclotron.tamu.edu/smp/The%20Heaviest%20Elements%20in%20the%20Universe.pdf |archive-date=10 August 2014}}</ref> Onder [[w:Standaardomstandigheden|Standaardomstandigheden]] bestaat waterstof als een twee-atomig gas, twee waterstof-atomen per molecuul <chem>(H2)</chem>,<ref>{{Cite book |last=Emsley|first=J. |title= The Elements |publisher= Oxford: Clarendon Press |year= 1989 |pages= 22–23 }}</ref><!--It is uncertain if this reference (from [[diatomic molecule]]) refers to astatine usually not being considered with the other halogens or the list of elements that form diatomic molecules.--> een eigenschap die ook voorkomt bij de alkalimetalen die in de gasfase twee-atomige moleculen vormen, zoals [[w:Dilithium (scheikunde)|dilithium]] <chem>(Li2)</chem>.<ref>Winter, Mark J. (1994) ''Chemical Bonding'', Oxford University Press, {{ISBN|0-19-855694-2}}</ref>

Waterstof heeft, zoals de alkalimetalen, 1 valentie-elektron<ref name=King/> en reageert makkelijk met de [[Periodiek systeem/Halogenen|halogenen]]s,<ref name=King>{{Cite book |last=King |first=R. Bruce |date=1995 |title=Inorganic Chemistry of Main Group Elements, |publisher=Wiley-VCH |isbn=978-0-471-18602-1}}</ref> maar daar houdt de gelijkenis vrijwel meteen op ook, vooral door de kleine maat van het <chem>H^{+}</chem>-ion in vergelijking met die van de metalen.<ref name=King/><ref name="iupac">{{Cite web |url=https://old.iupac.org/reports/periodic_table/ |title=International Union of Pure and Applied Chemistry > Periodic Table of the Elements |publisher=IUPAC |access-date=1 May 2011}}</ref> Een plaatsing boven [[w:Fluor (element)|fluor]] komt ook voor, maar ook daar is de chemische overeenkomst maar matig.<ref name="hydrogen">{{Cite journal1 |last=Cronyn |first=Marshall W. |title=The Proper Place for Hydrogen in the Periodic Table |journal=Journal of Chemical Education |volume=80 |issue=8 |date=August 2003 |pages=947–951 |doi=10.1021/ed080p947 |url=https://www.reed.edu/reed_magazine/summer2009/columns/noaa/downloads/CronynHydrogen.pdf |archive-url=https://ghostarchive.org/archive/20221009/https://www.reed.edu/reed_magazine/summer2009/columns/noaa/downloads/CronynHydrogen.pdf |archive-date=2022-10-09 |url-status=live |bibcode=2003JChEd..80..947C}}</ref>

De eerste ionisatiepotentiaal van waterstof, {{Nowrap|1=1312,0 kJ/mol,}} is veel hoger dan die van de alkalimetalen.<ref name="huheey">Huheey, J.E.; Keiter, E.A. and Keiter, R.L. (1993) ''Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity'', 4th edition, HarperCollins, New York, USA.</ref><ref name="macmillan">James, A.M. and Lord, M.P. (1992) ''Macmillan's Chemical and Physical Data'', Macmillan, London, UK.</ref> Omdat er maar 1 elektron nodig is om de buitenste valentieschil van waterstof geheell te vullen, gedraagt waterstof zich soms als een halogeen, waarbij het negatieve [[w:Hydride|hydride-ion]] gevormd wordt. De alkalimetalen kunnen ook negatieve ionen vormen, de [[w:Alkalide|alkalides]], maar dit zijn vooral zeer instabiele laboratorium-curiositeiten. <ref name="HNa" >{{Cite journal1 |year= 2002 |title="Inverse sodium hydride": a crystalline salt that contains H<sup>+</sup> and Na<sup>−</sup> |journal= Journal of the American Chemical Society|J. Am. Chem. Soc. |volume= 124 |issue= 21 |pages= 5928–5929 |doi= 10.1021/ja025655+|pmid=12022811 |last1=Redko |first1=M. Y. |last2=Vlassa |first2=M. |last3=Jackson |first3=J. E. |last4=Misiolek |first4=A. W. |last5=Huang |first5=R. H. |last6=Dye |first6=J. L. }}</ref><ref name="HNa-theory" >{{Cite journal1 |url=https://simons.hec.utah.edu/papers/266.pdf |archive-url=https://ghostarchive.org/archive/20221009/https://simons.hec.utah.edu/papers/266.pdf |archive-date=2022-10-09 |url-status=live|title=Inverse Sodium Hydride: A Theoretical Study|journal=J. Am. Chem. Soc.|year=2003|volume=125|pages=3954–3958|doi=10.1021/ja021136v|pmid=12656631|issue=13|last1=Sawicka|first1=A.|last2=Skurski|first2=P.|last3=Simons|first3=J.}}</ref> Een argument tegen de plaatsing van waterstof als eerste halogeen is dat de vorming van een hydride-ion endotherm is, terwijl de vorming van de halide-ionen een exotherm proces is. De straal van het hydride-ion past ook niet in de trend bij de halogenen: een steeds grotere ionstraal gaande door de kolom naar beneden: het <chem>H^{-}</chem>-ion is een erg diffuus deeltje met de elektronen op relatief grote afstand van het proton.<ref name="King 15" >{{Cite book |last=King |first=R. Bruce |date=1995 |title=Inorganic Chemistry of Main Group Elements, pag.: 15 |publisher=Wiley-VCH |isbn=978-0-471-18602-1}}</ref> Enige tijd is gedacht dat vloeibaar waterstof meer metaalachtige eigenschappen zou hebben,<ref name=hydrogen /> maar dit bleek niet het geval. Alleen onder de zeer extreme omstadigheden van hoge druk zoals deze in de kern van de planeten Jupiter en Saturnus bestaat wordt waterstof metallisch en gedraagt zich als een alkalimetaal. Deze toestand staat bekend als [[w:Metallische waterstof|Metallische waterstof]].<ref>{{Cite journal1 |last1=Wigner|first1=E.|last2=Huntington|first2=H. B.|year=1935|title=On the possibility of a metallic modification of hydrogen|journal=Journal of Chemical Physics|volume=3 |page=764|doi=10.1063/1.1749590|bibcode= 1935JChPh...3..764W|issue=12}}</ref> De [[w:Soortelijke weerstand|soortelijke weerstand]] van vloeibaar metallische waterstof bij {{Nowrap|1=3000 K}} is ongeveer gelijk aan die van vleoibaar rubidium en cesium bij {{Nowrap|1=2000 K}} bij de drukken waarbij de overgang tussen niet-metaal en metaal optreedt..<ref>{{Cite journal1 |last1=Nellis |first1=W. J. |last2=Weir |first2=S. T. |last3=Mitchell |first3=A. C. |year=1999 |title=Metallization of fluid hydrogen at 140 GPa (1.4 Mbar) by shock compression |journal=Shock Waves |volume=9 |issue=5 |pages=301–305 |doi= 10.1007/s001930050189|bibcode= 1999ShWav...9..301N|s2cid=97261131 |url=https://zenodo.org/record/1232611 }}</ref>

De <chem>1s^{1}</chem>-elektronenconfiguratie van waterstof, hoewel analoog aan die van de alkalimetalen, is in het periodiek systeem uniek, want er hoort geen <chem>1p</chem>-subschil bij. Hierdoor is het mogelijk een elektron kwijt te raken en het [[w:Hydron|hydron]] <chem>H^{+}</chem> of er een opnemen en hydride <chem>(H^{-})</chem> vormen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 43" >Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.:     . Butterworth-Heinemann. {{ISBN|978-0-08-037941-8}}.</ref> In het eerste geval lijkt het dan oppervlakkig op de alkalimetalen, in het tweede op de halogenen. Het gemis van de 1p-schil is belangrijk genoeg om watertsof in geen van de twee groepen goed te laten passen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 43" /> Met zijn half-gevulde valentieschil en op thermodynamische gronden ([[w:Ionisatiepotentiaal|ionisatie-energie]] en [[w:Elektronenaffiniteit|elektronenaffiniteit]]) , waterstof kan niet tetravalent zijn. Geen van de drie groepen voldoet dus echt, maar moet erg gekozen worden, dan is groep 1 de meest gebruikelijke plek.<ref name=hydrogen /> Als voorbeeld van de uitzonderlijke eigenschappen van waterstof kan de, in vergelijking met de alkali-ionen, zeer kleine straal van het ion genoemd worden: {{Nowrap|1=150 [[w:Femtometer|fm]]}}, ongeveer een factor 1000 kleiner dan de meeste ionstralen. In vloeistoffen en vaste stoffen bestaat het waterstof-ion alleen in combinatie met andere deeltjes, en het uitwisselen van <chem>H^{+}</chem> tussen deeltjes is de basis van de [[w:Zuur-basereactie|zuur-base-chemie]].<ref name="Greenwood&Earnshaw 43" /> De vorming van [[w:Waterstofbrug|waterstofbruggen]] is een andere, aan de kleine afmetingen van het ion gekoppelde eigenschap.<ref name=hydrogen /> Analoge bindingen zijn ook van lithium bekend, maar op veel kleinere schaal.<ref name=hydrogen /> Ondanks zijn maat kan waterstof in een aantal kristallen toch d eplaats innemen van alkali-metalen, waarbij sterke overeenkomsten met de lichterealkali-metalen, met name lithium, op de voorgrond treden.<ref>{{Cite journal1 |last1=Cousins |first1=David M. |last2=Davidson |first2=Matthew G. |last3=García-Vivó |first3=Daniel |date=2013 |title=Unprecedented participation of a four-coordinate hydrogen atom in the cubane core of lithium and sodium phenolates |url=https://pubs.rsc.org/en/content/articlepdf/2013/cc/c3cc47393g |journal=Chem. Commun. |volume=49 |issue=100 |pages=11809–11811 |doi=10.1039/c3cc47393g |pmid=24217230 |access-date=7 August 2014|doi-access=free }}</ref>

{| style="width:250px; float:right; " 
|-
| [[bestand:Hydrochloric acid ammonia.jpg|250px]]
|-
| Oppervlakkig vergelijkbaar met de alkali-metalen, maar op een totaal andere chemische basis, reageert [[w:Ammoniak|ammoniak]] met [[w:Waterstofchloride|waterstofchloride]] en wordt het zout [[w:Ammoniumchloride|ammoniumchloride]] gevormd.
|}
=== Ammonium en zijn derivaten ===
Het ammonium-ion <chem>(NH4^{+})</chem> heeft eigenschappen die sterk overeenkomen met de zwaardere alkali-metalen en gedraagt zich als zodanig alsof het tussen kalium en rubidium in de rij past.<ref name=pseudo>{{Cite journal1 |last1=Dietzel |first1=P. D. |last2=Kremer |first2=R. K. |last3=Jansen |first3=M. |date=8 January 2007 |title=Superoxide compounds of the large pseudo-alkali-metal ions tetramethylammonium, -phosphonium, and -arsonium. |journal=Chemistry: An Asian Journal |volume=2 |issue=1 |pages=66–75 |doi=10.1002/asia.200600306 |pmid=17441140}}</ref><ref>{{Cite web |url=https://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php?PT_id=429|title=2002 Inorganic Chemist's Periodic Table|last=Leach|first=Mark R. |access-date=16 October 2012}}</ref><ref name="Holleman&Wiberg">{{Holleman&Wiberg}}</ref><ref name="Stevenson" /><ref name="Bernal&Massey" /> Zo zijn vrijwel alle alkali-zouten goed oplosbaar in water, een eigenschap die de meeste ammoniumzouten delen.<ref>{{Cite web |title=Solubility Rules!|url=https://www.chem.sc.edu/faculty/morgan/resources/solubility/|work=chem.sc.edu}}</ref> Verwacht wordt dat het ammonium-ion zich bij hoge drukken {{Nowrap|1=> 100 [[w:Pascal (eenheid)|GPa]]}} als een metaal gedraagt: positieve <chem>NH4^{+}</chem>-ionen ingebed in een  zee van elektronen, vegrelijkbaar met de [[w:Metaalbinding|metaalbinding]]. Deze situatie kan optreden in de reuzenplaneten [[w:Uranus (planeet)|uranus]] en [[w:Neptunus (planeet)|Neptunus]], daarmee een belangrijke bijdrage leverend aan het magneetveld van deze planeten.<ref name="Stevenson">{{Cite journal1 |last1=Stevenson |first1=D. J. |date=20 November 1975 |title=Does metallic ammonium exist? |journal=Nature |volume=258 |issue= 5532 |pages=222–223 |publisher=Nature Publishing Group |doi=10.1038/258222a0 |bibcode= 1975Natur.258..222S|s2cid=4199721 }}</ref><ref name="Bernal&Massey">{{Cite journal1 |last1=Bernal |first1=M. J. M. |last2=Massey |first2=H. S. W. |date=3 February 1954 |title=Metallic Ammonium |journal=Monthly Notices of the Royal Astronomical Society |volume=114 |issue=2 |pages=172–179 |publisher=Wiley-Blackwell for the Royal Astronomical Society |bibcode=1954MNRAS.114..172B  |doi=10.1093/mnras/114.2.172|doi-access=free }}</ref> Geschat wordt dat de overgang van een mengsel van [[w:Ammoniak|ammoniak]] en [[w:Diwaterstof|diwaterstof]] naar metallischa ammoniak plaatsvindt nett onder een druk van {{Nowrap|1=25 GPa.<ref name="Stevenson" />}} Onder standaardomstandigheden kan ammoniak een amalgaam vormen met kwik<ref>{{Cite journal1 |last1=Reedy |first1=J. H.|date=1 October 1929|title=Lecture demonstration of ammonium amalgam |journal=Journal of Chemical Education |volume=6 |issue=10 |page=1767|doi=10.1021/ed006p1767|bibcode=1929JChEd...6.1767R}}</ref>

Andere pseudo-alkali-metalen in deze groep zijn de alkylammonium-ionen, ionen waarin een of meer van de waterstofatomen in het ammonium-ion vervangen zijn door [[w:Alkylgroep|alkylgroepen.]]. Vooral de [[w:Quarternair ammonium ion|quarternaire ammonium-ionen <chem>(NH4^{+})</chem> zijn zeer ruikbaar omdat de lading niet afhankelijk is van een [[w:Zuur-base-evenwicht|zuur-base-evenwicht]]. Zuij worden vaak gebruikt als goedkoop alternatief voor cesium om grote, makkelijk te polariseren anionen te stabiliseren, bijvoorbeeld <chem>HI2^{-}</chem>.<ref name="Greenwood&Earnshaw 812-819" >Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.:812-819. Butterworth-Heinemann. {{ISBN|978-0-08-037941-8}}.</ref> Tetraalkylammoniumhydroxides, net als de alkalihydroxides, zijn sterke base die met atmosferische koolstofdioxidegas tot carbonaten reageren.<ref name="King 256" >{{Cite book |last=King |first=R. Bruce |date=1995 |title=Inorganic Chemistry of Main Group Elements, pag.: 256 |publisher=Wiley-VCH |isbn=978-0-471-18602-1}}</ref>

Het stikstof=atoom in ammoniak kan vervangen worden door [[w:Fosfor|fosfor]], [[w:Arseen|arseen]] of [[w:Antimoon|antimoon]] (de zwaardere niet-metalen uit de stikstofgroep) waarbij [[w:Fosfonium|fosfonium-]] <chem>(PH4^{+})</chem> en [[w:Arsonium|arsonium-]]ionen <chem>(AsH4^{+})</chem> gevormd worden. [[w:Stibonium|Stibonium]] <chem>(SbH4^{+})</chem> zelf is niet bekend (juni 2023), maar een aantal organische [[w:Derivaat (scheikunde)|derivaten]] is beschreven.<ref name=pseudo />

{| style="width:250px; float:right"
|- align="center"
| [[bestand:Cobaltocene-3D-balls.png|150px]]
|-
| Molecuulmodel van kobaltoceen. Kobalt gesandwiched tussen twee cyclopentadiënylringen.
|}
=== Cobaltoceen end derivaten ===
[[w:Kobaltoceen|Kobaltoceen]], <chem>Co(C5H5)2</chem>, is een [[w:Metalloceen|metalloceen]], het kobalt-analogon van het bekendste lid van die groep: [[w:Ferroceen|ferroceen]]. Kobaltoceen is een puperen vaste stof. In dit metalloceen komen 19 valentie-elektronen voor, een meer dan gewoonlijk wordt aangetroffen in metallocenen en het zeer stabiele ferroceen. Kobaltoceen voldoet hiermee niet aan de [[w:18-elektronenregel|18-elektronenregel]], en het 19e elektron bezet een antibindende Co-C-orbitaal. Veel reacties van kobaltoceen worden gekenmerkt door de neiging dit "extra" elektron af te staan waarbij een stabiele 18-elektronen situatie ontstaat, bekend onder de naam '''kobaltocenium'''.
:<chem>CoCl2 \ + \ 2 Na(C5H5) \ \longrightarrow \ Co(C5H5)2 \ + \ 2 NaCl \downarrow</chem>
:<chem>Co(C5H5)2 \ \longrightarrow \ [Co(C5H5)2]^{+} \ + \ e^{-}</chem>
Veel kobaltocenium-zouten vormen een coprecipitaat met ceriumzouten en kobaltoceniumhydroxide is een sterke base die koolstofdioxide uit de lucht absorbeert en kobaltoceniumcarbonaat vormt.<ref name="King 256" /> Net als de alkalimetalen is, zoals eerder aangegeven, kobaltoceen een serke reductor, en [[w:Decamethylkobaltoceen|decamethylcobaltoceen]] is zelfs nog sterker.<ref>{{Cite journal1|doi=10.1021/cr940053x|pmid=11848774|title=Chemical Redox Agents for Organometallic Chemistry|journal=Chemical Reviews|volume=96|issue=2|pages=877–910|year=1996|last1=Connelly|first1=Neil G.|last2=Geiger|first2=William E.}}</ref> Kobalt kan vervangen wordne door zijn zwaardere analogon [[w:Rodium|rodium]] in [[w:Rodoceen|rodoceen]], een nog sterkere reductor.<ref>{{Cite journal1 |last1= El Murr |first1= N. |last2= Sheats |first2= J. E. |last3= Geiger |first3= W. E. |last4= Holloway |first4= J. D. L. |year= 1979 |title= Electrochemical Reduction Pathways of the Rhodocenium Ion. Dimerization and Reduction of Rhodocene |journal= Inorg. Chem.]] |volume= 18 |issue= 6 |pages= 1443–1446 |doi= 10.1021/ic50196a007}}</ref> [[w:Iridoceen|Iridoceen]] (met [[w:Iridium|iridium]]) is waarschijnlijk een nog sterkere reductor, maar nog weinig bestudeerd in verband met zijn instabiliteit.<ref name="Keller_1967">{{Cite journal1 |last1= Keller |first1= H. J. |last2= Wawersik |first2= H. |year= 1967 |title= Spektroskopische Untersuchungen an Komplexverbindungen. VI. EPR-spektren von (C<sub>5</sub>H<sub>5</sub>)<sub>2</sub>Rh und (C<sub>5</sub>H<sub>5</sub>)<sub>2</sub>Ir |journal= J. Organomet. Chem. |volume= 8 |issue= 1 |pages= 185–188 |language= de |doi= 10.1016/S0022-328X(00)84718-X}}</ref>

{| style="width:250px; float:right"
|-
| [[bestand:Thallium pieces in ampoule.jpg|250px]]
|-
| Zeer zuivere stukjes thallium in een glazen ampul onder argon
|}
=== Thallium ===
[[w:Thallium|Thallium]] is het zwaarste stabiele element in groep 13, de [[Periodiek systeem/Boorgroep|boorgroep]]. Aan de onderzijde van het periodiek systeem worden de relativistische effecten steeds sterker, wat resulteert in de vorming van een [[w:Inert-paar effect|inert elektronenpaar]], waardoor de effectieve ion-lading van het element 2 lager wordt dan het groepsnummer zou doen vermoeden. De extra energie die vrijkomt bij het vormen van twee extra (ionogene) bindingen weegt niet op tegen de ionisatie-energie van de 6s-elektronen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 226" >{{Cite book |last=King |first=R. Bruce |date=1995 |title=Inorganic Chemistry of Main Group Elements, pag.: 226 |publisher=Wiley-VCH |isbn=978-0-471-18602-1}}</ref> Het [[w:Oxidatietoestand|oxidatiegetal]] voor veel thalium-vebrindingen is (+1),<ref name="Greenwood&Earnshaw 28" >{{Cite book |last=King |first=R. Bruce |date=1995 |title=Inorganic Chemistry of Main Group Elements, pag.: 28 |publisher=Wiley-VCH |isbn=978-0-471-18602-1}}</ref> overeenkomend met dat van alle bekende alkali-metalen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 28" />Thallium(I)-verbindingen vertonen veel gelijkenis met kalium- of zilver-verbindingen grotendeels door de overeenkomende ionstralen: <chem>Tl^{+}</chem> {{Nowrap|1=(164 [[w:picometer|pm]])}}, <chem>K^{+}</chem> {{Nowrap|1=(152 pm)}} en <chem>Ag^{+}</chem> {{Nowrap|1=(129 pm)}}.<ref name=Shannon>{{Cite journal1|doi=10.1107/S0567739476001551|title=Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides|last=Shannon|first=R. D.|journal=Acta Crystallogr A|volume=32|year=1976|pages=751–767|bibcode=1976AcCrA..32..751S|issue=5|url=https://journals.iucr.org/a/issues/1976/05/00/a12967/a12967.pdf|access-date=4 September 2019|archive-date=17 March 2020|archive-url=https://web.archive.org/web/20200317120028/https://journals.iucr.org/a/issues/1976/05/00/a12967/a12967.pdf|url-status=dead}}</ref><ref name=Crookes />

Kort na zijn ontdekking en in een aantal eerdere versies van het periodiek systeem ([[w:Dmitri Mendelejev|Mendelejev]] in 1869 en [[w:Julius Lothar Meyer|Meyer]] in 1868.<ref name="meta-synthesis2">{{Cite web |url=https://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php?Button=pre-1900+Formulations |title=The Internet Database of Periodic Tables |last=Leach|first=Mark R. |date=1999–2012 |work=meta-synthesis.com |access-date=6 April 2012}}</ref>) werd thallium bij de alkalimetalen ingedeeld,<ref name=Crookes>{{Cite journal1 |last1=Crookes |first1=William |author-link=William Crookes |year=1864 |title=On Thallium |journal=Journal of the Chemical Society |volume=17 |pages=126 |publisher=Harrison & Sons |url=https://books.google.com/books?id=H58wAAAAYAAJ|doi=10.1039/js8641700112}}</ref> meteen na cesium als zesde in de groep,  Meyer in 1870 en Mendelejev in 1871 plaatsten thalium in de boorgroep en lieten de plaats onder cesium leeg.<ref name="meta-synthesis2" />

Thallium vertoont echter ook oxidatiegetal (+3),<ref name="Greenwood&Earnshaw 28" /> dat bij geen enkel alkalimetaal aangetroffen wordt,<ref name="Greenwood&Earnshaw 28" /> hoewel voor Uue, het nog niet ontdekte alkalimetaal in periode 9, deze oxidatietoestand voorspeld wordt.<ref name="Uue 1729" >{{Cite book |title= The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements |page=1729 |editor1-last= Morss|editor2-first= Norman M. |editor2-last= Edelstein |editor3-last= Fuger|editor3-first= Jean |last1= Hoffman|first1= Darleane C. |last2=Lee|first2=Diana M. |last3=Pershina|first3=Valeria |chapter= Transactinides and the future elements |publisher= Springer |year= 2006 |isbn= 978-1-4020-3555-5 |location= Dordrecht, The Netherlands |edition= 3rd }}</ref> Francium heeft de plaats van thallium overgenomen als zesde alkali-metaal.<ref name="redbook 51">{{RedBook2005|pages=51}}</ref> Terwijl <chem>Tl^{+}</chem> gestabiliseerd wordt door het inert-paar-effect, speelt dit elektronenpaar wel een rol in een aantal stereochische aspecten van thallium(I)-verbindingen in waterige oplossingen. <chem>TlF</chem> is slecht oplosbaar in water en <chem>TlI</chem> heeft een ongebruikeleijke tengevolge van het inerte elektronenpaar.<ref>{{Cite journal1 |title= Thallium Halides – New Aspects of the Stereochemical Activity of Electron Lone Pairs of Heavier Main-Group Elements |last=Mudring|first=Anja-Verena |journal= Eur. J. Inorg. Chem. |volume= 2007 |issue= 6 |pages= 882–890 |doi= 10.1002/ejic.200600975 |year= 2007}}</ref>

{| style="width:250px; float:right; "
|-
| [[bestand:NatCopper.jpg|250px]]
|- align="center"
| Koper
|-
| [[bestand:Silver crystal.jpg|250px]]
|- align="center"
| Zilver
|-
| [[bestand:Gold-crystals.jpg|250px]]
|- align="center"
| Goud
|}
=== Koper, zilver en goud ===
De elementen van groep 11, [[w:Koper (element)|koper]], [[w:Zilver|zilver]] en [[w:Goud|goud]], zijn typische elementen van de overgangsmetalen, gegeven het feit dat ze ionen vormen met incomplete d-schillen. Fysisch hebben ze de relatief lage smeltpunten en hoge elektronegativiteit die meestal geassocieerd worden met de hoofdgroep-metalen van de groepen 13 tot 17. De gevulde d-subschil en het vrije elektron in de s-subschil dragne bij aan hun hoge thrmische en elektrische geleidbaarheid. In de overgangsmetalen met lagere groepsnummers (meer naar links in het periodiek systeem) ondervinden interacties tussen de gedeeltelijk gevulde d-subschil en de s-elektrone in de buitenste schil, waardoor de elektronenmobiliteit lager wordt.<ref>Russell AM & Lee KL (2005) [https://books.google.com/books?id=fIu58uZTE-gC ''Structure-property relations in nonferrous metals'']. Wiley-Interscience, New York. p.&nbsp;302. {{ISBN|0-471-64952-X}}</ref> Chemisch gedragen de groep 11-elementen zich in hun valentie (+1) als hoofdgroep-metalen en zijn daardoor gerelateerd aan de alkali-metalen. In de versie van het periodiek systeem die een groot deel van de 20e eeuw gebruikt werd, vormden deze elementen de groep IB, paralel aan de alkali-groep IA.<ref>Deming HG (1940) ''Fundamental Chemistry,'' John Wiley & Sons, New York, pp.&nbsp;705–7</ref>

De spectra van deze elementen zijn analoog aan die van de alkalimetalen,<ref name=Jensen >{{Cite journal1 |last1=Jensen |first1=William B.|author1-link=William B. Jensen |year=2003 |title=The Place of Zinc, Cadmium, and Mercury in the Periodic Table |journal=J. Chem. Education |volume=80 |issue=8 |pages=952–961 |publisher=American Chemical Society |doi=10.1021/ed080p952 |bibcode=2003JChEd..80..952J |url=https://www.che.uc.edu/jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/091.%20Zn-Cd-Hg.pdf |access-date=2012-05-06 |url-status=dead |archive-url=https://web.archive.org/web/20100611152417/https://www.che.uc.edu/jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/091.%20Zn-Cd-Hg.pdf |archive-date=11 June 2010}}</ref> de monovalente ionen zijn [[w:Paramagnetisme|paramagnetisch]] en ze dragen niet bij aan enige kleur van hun zouten. Als het anion geen kleur levert zijn de zouten wit.<ref>Bailar, J. C. (1973) ''Comprehensive inorganic chemistry'', vol. 3, p. 16. {{ISBN|1-57215-291-5}}</ref>

In Mendeleev's 1871 periodieke systeem stonden koper, zilver en goud twee keer genoteerd: een keer onder groep VIII, een verzameling die nu de [[Periodiek systeem/IJzergroep|ijzer-]], [[Periodiek systeem/Kobaltgroep|kobalt-]] en [[Periodiek systeem/Nikkelgroep|nikkelgroep]] omvat en een keer als groep (IB). De laatste groep stond tussen haakjes om aan te geven dat daar nog twijfel over was. Mendeleev's voornaamste selectiekriterium was de hoogste oxidatietoestand van een element, en van koper was het tweewaardige ion bekend en van goud het driewaardige. Dat paste dus niet in een '''1'''B-groep.<ref name=Jensen /> Maar, systeem is systeem. Als de IB-groep geschrapt werd, maakte dat groep I de enige groep zonder A/B onderscheid.<ref name=Jensen /> Korte tijd later verkoos een meerderheid van de chemmici deze elementen in groep IB te plaatsen en niet in groep VIII: het resultaat was veel meer symmetrisch. De elementen van groep I werden in twee kolommen genoteerd, aan de ene zijde de alkali-metalen aan de andere zijde de kopergroep. Met de introductie van het 18-koloms periodieke systeem werd een echte visuele scheiding gerealiseerd tussen deze elementen en de alkali-metalen.<ref name=Jensen />

De elementen van de kopergroep bleven dus nog lang een soort ondergroep van de alkalimetalen. De huidige atoomtheorie geeft daar een goede verklaring voor: beide hebben een s<sup>1</sup>-elektronen configuratie. De alkalimetalen hebben dit boven een geheel bezette p-subschil, de kopergroep boven een geheel gevulde d-subschil. De overeenkomsten blijven overigens vooral beperkt tot de [[w:Stoichiometrie|stoichiometrie]] van de (+1)-verbindingen, enstrekken zich niet uit tot andere chemische eigenschappen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 1177" >Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), pag.: 1177. Butterworth-Heinemann. {{ISBN|978-0-08-037941-8}}.</ref> De oorzaak hiervan ligt bij de d-subschil, die veel minder afschermd dan de gevulde p=subschil: de metalen van de kopergroep hebben een veel hogere eerste ionisatiepotentiaal en veel kleinere ionen dan de overeenkomende alkalie-metalen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 1177" /> Daarnaast spelen uiteraard de hogere smeltpunten, hardheid, dichtheid, lagere reactiviteit en oplosbaarheid in vloeibare ammoniak en het meer covalente karakter van hun verbindingen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 1177" /> Als laatste is uiteraard ook waar dat de alkalimetalen de laagste waarden in de [[w:Tabel van standaardelektrodepotentialen|lijst van elektrodepotentialen]] vertegenwoordigen en de metalen uit groep 11 wel is waar niet de hoogste waarden hebben in die lijst, maar toch duidelijk een stuk hoger dan de alkalimetalen.<ref name="Greenwood&Earnshaw 1177" /> 

De gevulde d-subschil van groep 11 wordt makkelijker verstoord dan de volle p-subschil zodat de tweede en derde ionisatiepotentaal van deze metalen een stuk lager is dan die van de alkali-metalen. Hogere oxidatiegetallen dan (+1) zijn mogelijk, evenals een rijkere coördinatie-chemie. De groep 11 elementen krijgen daardoor duidelijk een meer overgangskarakter.<ref name="Greenwood&Earnshaw 1177" /> Vooral opmerkelijk in deze lijst met verschillen tussen groep 1 en groep 11 is de verbindingen van goud met rubidium en cesium, waarin goud als auride <chem>(Au^{-})</chem> aanwezig is. Goud gedraagt zich hier als een pseudo-halogeen dat zijn valentieschil <chem>5d^{10} \, 6s^{1}</chem> aanvult tot en gevulde schil: <chem>5d^{10} \, 6s^{2}</chem> en zo de gesloten subschil-structuur van [[w:Kwik|kwik] realiseert.<ref name="Greenwood&Earnshaw 1177" />

{{Paginalink
| Inhoud = Periodiek systeem/Inhoud
| Index = Periodiek systeem/Index
| VorigePagina = Periodiek systeem/Alkalimetalen, reacties
| VolgendePagina = Periodiek systeem/Alkalimetalen, productie
}}
{{Sub}}