Den generelle trenden i reaktiviteten til gruppe 1-elementene er at den øker nedover i gruppen. Dette kan tilskrives reduksjonen i 1. ioniseringsenergi når atomradiusen øker.

Reduserende effekt kan måles med standardelektrodepotensialet E0. Dette refererer til halvcellen:

$$ M ^ + (aq) + e⇌M (s) $$

Hvis du ser på verdiene for gruppe 1 ser vi et annet mønster:

Elektrodepotensial (V) Li. -3,02 Na. -2,71 K. -2,92 Rb. -2,99 Cs. -3.02

Litium har et unormalt stort og negativt elektrodepotensial. Etter Li blir verdiene større og negative, noe som indikerer, som du med rette sier, at natrium har den laveste reduserende effekten.

Årsaken til den uvanlige verdien for litium er at E0-verdier måles i løsning mens ionisering energier måles i gassfasen.

For å gjøre et metallatom i fast tilstand til et vandig ion kan vi tenke oss en 3-trinns prosess:

Metallet forstøves. $ \ ce {Li (s) → Li (g)} $

Metallet er ionisert. $ \ ce {Li (g) → Li + (g) + e} $

Ionen er hydrert. $ \ ce {Li + (g) + (aq) → Li + (aq)} $

Trinn 1 og 2 er begge endotermiske, dvs. de krever energi. Trinn 3 er eksotermt, da det er en bindingsdannende prosess. Det blir referert til som hydratiseringsentalpi.

Den lille størrelsen på litiumionet gir den en stor ladetetthet, og vannmolekyler tiltrekkes sterkt, noe som gir en stor, negativ entalpi av hydrering.

Dette er hovedfaktoren som er ansvarlig for litiumets store, negative elektrodepotensiale.

Under vandige forhold er det like reduserende som cesium, men mye mindre reaktivt under vannfrie forhold.

Denne anomali står for at natrium har den laveste reduserende effekten, men bare under vandige forhold.