Introducción experimental al sistema periódico

Los metales alcalinos son fuertemente reductores, es decir, tienden a oxidarse con gran facilidad. En el proceso de reducción están implicados la energía de sublimación, el potencial de ionización y la energía de hidratación del catión, que disminuyen al descender en el grupo. Los valores de estos potenciales van desde -3.02V del Li hasta -2.92V del Cs.
En el caso del agua, las posibilidades de reacción redox de ésta son:
1) Oxidación:
2H2O = O2+4(H+)+4e E=1.23V
2) Reducción
2(H+)+2e = H2 (pH=0) E=0.00V
2H2O+2e = H2+2OH- (pH=7) E=-0.42V
(a pH=14; E=-0.84V)
Como el potencial de reducción del agua es mucho mayor que el potencial de oxidación del metal, se producirá la reacción de forma espontánea según indica la ley de Nernst:
E=E(cátodo)-E(ánodo)=E(reducción)-E(oxidación)=-0.84-(-3.02)=+2.18V (para el Li).
Por tanto, el líquido, en general, en el cuál almacenemos el metal no debe tener un potencial superior (más positivo) a -2.92V en el mejor de los casos, el Cs.
NOTA: hablamos desde un punto de vista termodinámico, ya que cinéticamente los valores límite de potencial pueden variar. En el caso del agua, los límites cinéticos de estabilidad de las especies se establecen sumando a los potenciales de oxidación y reducción el valor de +0.6V y -0.6V respectivamente de manera que:
a)Oxidación en agua: un oxidante es estable en agua si su potencial es : E<1.23+0.6=1.83V
b)Reducción en agua: un reductor es estable en agua si su potencial es:
E>-0.84-0.6=-1.44V a pH=14.
Para este tipo de metales suele emplearse el amoniaco, cuyo potencial de reducción es muy desfavorable (negativo) por la gran estabilidad del enlace N-H.