Metal alcalino - Alkali metal


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Metais alcalinos
hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro argão
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio crômio Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo criptônio
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Indium Lata antimônio Telúrio Iodo xênon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio neodímio Promécio Samário európio gadolínio Térbio disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine radão
francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio amerício curandeiro Berkelium californium Einsteinium fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium dubnium seaborgium Bohrium hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium fleróvio Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
número grupo IUPAC 1
Nome por elemento grupo de lítio
nome trivial metais alcalinos
Número grupo CAS
(US, padrão ABA)
I A
número IUPAC velha
(Europa, padrão AB)
I A

↓  Período
2
Image: Metal de lítio armazenado sob parafina
De lítio (Li)
3
3
Image: Sódio metálico
De sódio (Na)
11
4
Image: Metal de potássio
O potássio (K)
19
5
metal de rubídio em uma ampola de vidro: Imagem
Rubídio (Rb)
37
6
Image: Metal de césio numa ampola de vidro
Césio (Cs)
55
7 Frâncio (Fr)
87

lenda

primordial
elemento por decaimento radioactivo
Atomic cor número:
preto = sólida

Os metais alcalinos são um grupo (coluna) na tabela periódica consistindo dos elementos químicos de lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), o rubídio (Rb), césio (Cs), e o frâncio (Fr). Este grupo está na s-bloco da tabela periódica dos elementos como todos os metais alcalinos têm a sua electrões mais exterior em uma s-orbital : esta partilhadas resultados configuração de electrões no seu ter propriedades características muito semelhantes. Com efeito, os metais alcalinos, fornecer o melhor exemplo de tendências grupo em propriedades da tabela periódica, com elementos que exibem bem caracterizado homóloga comportamento.

Os metais alcalinos são todos brilhantes, suaves , altamente reactivos metais à temperatura e pressão padrão e prontamente perder o seu electrão mais exterior para formar catiões com carga 1. Eles podem todos ser facilmente cortado com uma faca devido à sua suavidade, expondo uma superfície brilhante que mancha rapidamente no ar, devido à oxidação por humidade atmosférica e oxigénio (e no caso de lítio, azoto ). Devido à sua elevada reactividade, estes devem ser armazenados sob óleo para evitar a reacção com o ar, e é encontrado naturalmente somente em sais e nunca como os elementos livres. Césio, o quinto metal alcalino, é o mais reactivo de todos os metais. Na moderna IUPAC nomenclatura, os metais alcalinos incluem o grupo 1 elementos , com excepção de hidrogénio (H), que é nominalmente um elemento do Grupo 1, mas não é normalmente considerado como sendo um metal alcalino, uma vez que raramente apresenta um comportamento comparável ao dos metais alcalinos. Todos os metais alcalinos reagem com a água, com os metais alcalinos, mais pesados reagir mais vigorosamente do que os mais leves.

Todos os metais alcalinos descobertos ocorrem na natureza como os seus compostos, a fim de abundância , o sódio é o mais abundante, seguido de potássio, lítio, rubídio, césio e frâncio, finalmente, que é muito raro, devido ao seu extremamente elevada radioactividade ; frâncio ocorre apenas nos mínimos vestígios na natureza como um passo intermédio, em alguns ramos laterais obscuros dos naturais cadeias de desintegração . Experimentos foram realizados para tentar a síntese de ununénnio (Uue), que é susceptível de ser o próximo membro do grupo, mas todos eles têm se reuniu com o fracasso. No entanto, ununénnio não pode ser um metal alcalino, devido a efeitos relativistas , os quais são previstos para ter uma grande influência sobre as propriedades químicas dos elementos superpesados ; mesmo que não vir a ser um metal alcalino, é previsível que têm algumas diferenças nas propriedades físicas e químicas dos seus homólogos mais leves.

A maioria dos metais alcalinos têm muitas aplicações diferentes. Uma das aplicações mais conhecidas dos elementos puros é o uso de rubídio e césio em relógios atômicos , dos quais césio atômico relógios são a representação mais exata e precisa de tempo. Uma aplicação comum dos compostos de sódio é a lâmpada de vapor de sódio , que emite uma luz de forma muito eficiente. O sal de mesa , ou cloreto de sódio, tem sido utilizada desde a antiguidade. De sódio e de potássio também são elementos essenciais , que têm grandes papéis biológicos como eletrólitos , e embora os outros metais alcalinos não são essenciais, eles também têm vários efeitos no corpo, tanto positivos e negativos.

História

Uma amostra de petalita
Petalite , o mineral de lítio a partir de lítio, que foi isolado pela primeira vez

Compostos de sódio são conhecidos desde os tempos antigos; sal ( cloreto de sódio ) tem sido um produto importante nas atividades humanas, como testemunhado pela palavra Inglês salário , referindo-se salarium , o dinheiro pago aos soldados romanos para a compra de sal. Enquanto cloreto de potássio tem sido usada desde os tempos antigos, não foi compreendido por mais de sua história de ser uma substância fundamentalmente diferente de sais minerais de sódio. Georg Ernst Stahl obtida evidência experimental que o levou a sugerir a diferença fundamental dos sais de sódio e de potássio em 1702, e Henri-Louis Duhamel du Monceau foi capaz de provar que esta diferença de 1736. A composição química exacta de compostos de potássio e de sódio, e o estatuto como elemento químico de potássio e de sódio, não era conhecida, em seguida, e, assim, Antoine Lavoisier não incluem qualquer alcalino na sua lista de elementos químicos em 1789.

De potássio puro foi isolado pela primeira vez em 1807 em Inglaterra por Sir Humphry Davy , que derivada-lo a partir de potassa cáustica (KOH, hidróxido de potássio) através da utilização de electrólise do sal fundido com o recém inventado pilha voltaica . Tentativas anteriores de electrólise do sal aquosa não tiveram sucesso devido à extrema reactividade do potássio. O potássio foi o primeiro metal que foi isolado por meio de electrólise. Mais tarde nesse mesmo ano, Davy relatado extracção de sódio a partir da substância semelhante a soda cáustica (NaOH, soda cáustica) por uma técnica semelhante, demonstrando os elementos e, assim, os seus sais, para ser diferente.

Johann Wolfgang Döbereiner foi um dos primeiros a notar semelhanças entre o que agora são conhecidos como os metais alcalinos.

Petalita ( Li Al Si 4 O 10 ) foi descoberto em 1800 pelo brasileiro químico José Bonifácio de Andrada em uma mina na ilha de Utö, Suécia . No entanto, não foi até 1817 que Johan August Arfwedson , que então trabalhava no laboratório do químico Jöns Jacob Berzelius , detectou a presença de um novo elemento ao analisar petalita minério . Este novo elemento foi observado por ele para formar compostos semelhantes aos de sódio e de potássio, embora a sua carbonato e hidróxido são menos solúveis em água e mais alcalino do que os outros metais alcalinos. Berzelius deu o material desconhecido o nome " Lithion / lithina ", do grego palavra λιθoς (transliterado como lithos , que significa "pedra"), de modo a reflectir a sua descoberta em um mineral sólido, ao invés de potássio, que tinha sido descoberto em cinzas de plantas , e de sódio, a qual foi parcialmente conhecido pela sua elevada abundância no sangue dos animais. Ele nomeou o metal dentro do "material de lítio ". Lítio, sódio, potássio e fizeram parte da descoberta de periodicidade , como eles encontram-se entre uma série de tríades de elementos do mesmo grupo que foram observados por Johann Wolfgang Döbereiner em 1850 como possuindo propriedades semelhantes.

Uma amostra de lepidolita
Lepidolite , o mineral de rubídio a partir do qual foi isolado pela primeira vez rubídio

Rubídio e césio foram os primeiros elementos a ser descoberto usando o espectroscópio , inventado em 1859 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff . No ano seguinte, eles descobriram césio na água mineral de Bad Dürkheim , Alemanha. A descoberta de rubídio veio no ano seguinte, em Heidelberg , Alemanha, encontrando-o no mineral lepidolite . Os nomes de rubídio e césio vêm das linhas mais proeminentes no seu espectro de emissão : uma linha vermelha brilhante para rubídio (do latim palavra rubidus , significando vermelho escuro vermelho ou brilhante), e uma linha azul-celeste para césio (derivado do palavra latina caesius , o que significa azul-celeste).

Por volta de 1865 John Newlands produzida uma série de documentos onde ele listados os elementos, a fim de aumentar o peso atómico e as propriedades físicas e químicas semelhantes que recorreram a intervalos de oito; ele comparou tal periodicidade para as oitavas de música, onde observa uma oitava além ter funções musicais semelhantes. Sua versão colocar todos os metais alcalinos, em seguida, conhecidas (lítio para césio), bem como de cobre , prata , e tálio (que mostram o estado característico uma oxidação dos metais alcalinos), em conjunto num grupo. Sua mesa colocado hidrogénio com os átomos de halogénio .

Dmitri Mendeleev sistema periódico de proposto em 1871 mostrando hidrogénio e os metais alcalinos, como parte do seu grupo I, juntamente com cobre, prata, e de ouro

Depois de 1869, Dmitri Mendeleev proposto sua periódica lítio tabela colocação na parte superior de um grupo com sódio, potássio, rubídio, césio, e tálio. Dois anos mais tarde, Mendeleev revisto sua tabela, a colocação de hidrogénio no grupo 1 acima e lítio, e também se deslocam de tálio para o grupo de boro . Nesta versão 1871, cobre, prata, e de ouro foram colocadas duas vezes, uma vez que, como parte do grupo IB , e uma vez como parte de um "grupo VIII" engloba os grupos de hoje 8 a 11. Após a introdução da tabela de 18-coluna, o grupo elementos IB foram movidos para a sua posição actual no bloco-d , enquanto os metais alcalinos foram deixados no grupo IA . Mais tarde, o nome do grupo foi mudado para o grupo 1 em 1988. O nome trivial "metais alcalinos" vem do facto de que os hidróxidos do grupo 1 são todos fortes elementos alcalinos quando dissolvidos em água.

Havia pelo menos quatro descobertas erradas e incompletas antes Marguerite Perey do Instituto Curie , em Paris, França descobriu o frâncio em 1939 por purificação de uma amostra de actínio-227 , que havia sido relatada a ter uma energia de decaimento de 220  keV . No entanto, Perey notado partículas de decaimento com um nível de energia inferior a 80 keV. Perey pensou esta actividade decaimento pode ter sido causado por um produto de decaimento previamente não identificado, que foi separado durante a purificação, mas emergiu de novo para fora do puro actínio -227. Vários testes eliminada a possibilidade do elemento ser desconhecido tório , rádio , chumbo , bismuto , ou tálio . Os novos produtos exibiram propriedades químicas de um metal alcalino (tais como coprecipitando com sais de césio), o que levou Perey para acreditar que era elemento 87, causada pelo decaimento alfa de actínio-227. Perey depois tentativa de determinar a percentagem de decaimento beta para alfa de decaimento em actínio-227. O seu primeiro teste de colocar o alfa ramificação a 0,6%, um valor que mais tarde ela revista a 1%.

227
89
Ac
α (1,38%) 21,77 y 223
87
Pe
β -22 min 223
88
Ra
ct 11,4 d

O elemento seguinte abaixo frâncio ( EKA -francium) na tabela periódica seria ununénnio (Uue), elemento 119. A síntese de ununénnio foi tentada em primeiro lugar, em 1985 por bombardeando um alvo de einsteinium -254 com cálcio -48 iões no acelerador superHILAC em Berkeley, Califórnia. Não foram identificados quaisquer átomos, que conduz a um rendimento de limitação 300 nb .

254
99
Es
+ 48
20
Ca
302
119
Uue
* → nenhum átomo

É altamente improvável que esta reação será capaz de criar quaisquer átomos de ununénnio no futuro próximo, dada a tarefa extremamente difícil de fazer quantidades suficientes de einsteinium-254, que é favorecido para a produção de elementos ultraheavy por causa de sua grande massa, relativamente longa meia-vida de 270 dias, e disponibilidade de quantidades significativas de vários microgramas, para fazer um alvo grande o suficiente para aumentar a sensibilidade do ensaio ao nível exigido; einsteinium não foi encontrada na natureza e apenas tem sido produzido em laboratórios, e em quantidades menores do que as necessárias para a síntese eficaz de elementos superpesados. No entanto, dado que ununénnio é apenas o primeiro elemento período de 8 na tabela periódica estendida , ele pode muito bem ser descoberto no futuro próximo através de outras reações, e na verdade uma tentativa de sintetizar que está actualmente em curso no Japão. Actualmente, nenhuma das período de 8 elementos ter sido ainda descoberto, e é também possível, devido a escorrer instabilidades , que apenas o período inferior 8 elementos, até cerca de elemento 128, são fisicamente possível. Não há tentativas de síntese foram feitos por quaisquer metais alcalinos mais pesados: devido ao seu número atômico extremamente elevado, que exigiria novos métodos, mais poderoso e tecnologia para fazer.

Ocorrência

No Sistema Solar

Abundâncias estimadas dos elementos químicos no sistema solar. Hidrogênio e hélio são mais comuns, desde o Big Bang . Os próximos três elementos (lítio, berílio e boro ) são raros, porque eles são mal sintetizada no Big Bang e também em estrelas. As duas tendências gerais nos elementos estelares-produzido restantes são: (1) uma alternância de abundância em elementos como eles têm pares ou ímpares números atómicos, e (2) uma redução geral em abundância, como elementos tornam-se mais pesado. O ferro é particularmente comum pois representa o nuclido mínimo de energia que pode ser feito por meio de fusão de hélio em supernovas.

A regra Oddo-Harkins sustenta que os elementos com até mesmo números atômicos são mais comuns que as pessoas com números atômicos ímpares, com exceção de hidrogênio. Esta regra argumenta que os elementos com números atômicos ímpares têm um próton não pareado e são mais propensos a capturar outro, aumentando assim seu número atómico. Em elementos com números atómicos mesmo, protões são emparelhados, com cada elemento do par de compensar a rotação da outra, para aumentar a estabilidade. Todos os metais alcalinos têm números atómicos ímpares e eles não são tão comuns como os elementos com números atómicos mesmo adjacentes a eles (os gases nobres e os metais alcalino-terrosos ) do sistema solar. Os metais alcalinos são mais pesados também menos abundantes do que os mais leves, como os metais alcalinos de rubídio em diante só podem ser sintetizados em supernovas e não em nucleosynthesis estelar . Lítio também é muito menos abundante do que o de sódio e de potássio, uma vez que é pouco sintetizado em ambos nucleosíntese big bang e em estrelas: o Big Bang só poderia produzir quantidades vestigiais de lítio, berílio e boro , devido à ausência de um núcleo estável, com 5 ou 8, núcleos , e nucleosynthesis estelar só poderia passar esse gargalo pelo processo de tripla-alfa , fundindo três núcleos de hélio para formar carbono , e saltando sobre estes três elementos.

Na terra

Spodumene , um importante mineral lítio

O Terra formada a partir da mesma nuvem de matéria que formou o Sol, mas os planetas adquiriu composições diferentes durante a formação e evolução do sistema solar . Por sua vez, a história natural da Terra causado partes deste planeta para ter diferentes concentrações dos elementos. A massa da Terra é de cerca de 5,98 x 10 24 de  kg. É composto principalmente de ferro (32,1%), oxigénio (30,1%), de silício (15,1%), magnésio (13,9%), enxofre (2,9%), níquel (1,8%), de cálcio (1,5%), e de alumínio ( 1,4%); com o restante consistindo de 1,2% de vestígios de outros elementos. Devido a diferenciação planetária , acredita-se que a região de núcleo ser composto principalmente de ferro (88,8%), com quantidades mais pequenas de níquel (5,8%), enxofre (4,5%), e menos do que 1% de elementos vestigiais.

Os metais alcalinos, devido à sua elevada reactividade, não ocorrem naturalmente na forma pura na natureza. Eles são lithophiles e, por conseguinte, permanecem perto da superfície da Terra, porque eles combinam prontamente com oxigénio e assim associar fortemente com sílica , formando relativamente minerais de baixa densidade que não se afundam para dentro do núcleo da Terra. De potássio, rubídio e césio, também são elementos incompatíveis , devido à sua grande raio iónico .

Sódio e potássio são muito abundantes na Terra, sendo ambos entre os dez elementos mais comuns na crosta terrestre ; de sódio torna-se aproximadamente 2,6% da Terra crosta medido por peso, tornando-se o sexto elemento mais abundante global e o metal alcalino mais abundante. Potássio torna-se aproximadamente 1,5% de massa da Terra e é o sétimo elemento mais abundante. Sódio é encontrada em muitos minerais diferentes, das quais a mais comum é o sal comum (cloreto de sódio), o qual ocorre em grandes quantidades dissolvidos na água do mar. Outros depósitos sólidos incluem halite , anfibólio , criolite , nitratine , e zeólito . Muitos desses depósitos sólidos ocorrer como resultado de mares antigos de evaporação, que ainda ocorre hoje em lugares como Utah 's Great Salt Lake eo Mar Morto . Apesar da sua quase igual abundância na crosta terrestre, de sódio é muito mais comum do que o potássio no oceano, tanto porque o tamanho maior de potássio faz seus sais menos solúveis, e porque o potássio é obrigado por silicatos no solo e o potássio lixivia é absorvida muito mais rapidamente pela vida das plantas de sódio.

Apesar da sua semelhança química, lítio tipicamente não ocorre em conjunto com o sódio ou de potássio, devido ao seu menor tamanho. Devido à sua reactividade relativamente baixa, ele pode ser encontrado na água do mar, em grandes quantidades; estima-se que a água do mar é de cerca de 0,14 a 0,25 partes por milhão (ppm) ou 25 micromolar . A sua relação com a diagonal de magnésio, muitas vezes permite que a substituir magnésio em ferromagnesium minerais, sempre que a concentração da crosta é de cerca de 18  ppm , comparável à de gálio e nióbio . Comercialmente, o mineral de lítio mais importante é spodumene , que ocorre em grandes depósitos em todo o mundo.

Rubídio é aproximadamente tão abundantes como o zinco e mais abundante do que o cobre. Ocorre naturalmente nos minerais leucite , polucita , carnalite , zinnwaldita , e lepidolita , embora nenhum deles conter apenas rubídio e não há outros metais alcalinos. O césio é mais abundante do que alguns elementos comummente conhecidos, tais como antimónio , cádmio , estanho , e tungsténio , mas é muito menos abundante do que o rubídio.

Frâncio-223 , o isótopo ocorrendo apenas naturalmente de frâncio, é o produto do decaimento alfa de actínio-227 e pode ser encontrado em quantidades residuais em urânio minerais. Em uma dada amostra de urânio, não é estimada em apenas um átomo de frâncio para cada 10 18 átomos de urânio. Calcula-se que há, no máximo, 30 g de francium na crosta terrestre , a qualquer momento, devido a sua extremamente curta meia-vida de 22 minutos.

propriedades

Física e química

As propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos pode ser facilmente explicada pela sua tendo um ns uma valência configuração de electrões , o que resulta em fraca ligação metálica . Por isso, todos os metais alcalinos são suaves e têm baixas densidades , de fusão e pontos de ebulição , bem como calores de sublimação , vaporização , e dissociação . Todos eles cristalizam na cúbica de corpo centrado estrutura cristalina, e têm distintas cores da chama , porque a sua s eletrônica externa é muito facilmente animado. O ns uma configuração também resulta nos metais alcalinos possuindo muito grande atómica e raios iónicos , bem como muito alta térmica e a condutividade eléctrica . A química é dominada pela perda da sua electrões de valência solitária nas orbitais s-periféricas a fim de formar o estado de oxidação 1, devido à facilidade de ionização de electrões e esta a segunda energia de ionização muito elevada. A maior parte da química foi observada apenas para os cinco primeiros membros do grupo. A química de francium não está bem estabelecida, devido à sua extrema radioatividade ; Assim, a apresentação de suas propriedades aqui é limitado. O que pouco se sabe sobre francium mostra que é muito próximo no comportamento de césio, como esperado. As propriedades físicas do frâncio são ainda sketchier porque o elemento de grandes quantidades nunca foi observado; portanto, quaisquer dados que podem ser encontrados na literatura são certamente extrapolações especulativos.

Propriedades dos metais alcalinos
Nome Lítio Sódio Potássio Rubídio Césio francium
Número atômico 3 11 19 37 55 87
Padrão peso atômico  ( u ) 6,94 (1) 22.98976928 (2) 39,0983 (1) 85,4678 (3) 132.9054519 (2) [223]
configuração eletrônica [ Ele ] 2s 1 [ Ne ] 3s 1 [ Ar ] 4s 1 [ Kr ] 5s 1 [ Xe ] 6s 1 [ Rn ] 7s 1
Ponto de fusão (° C) 180,54 97.72 63,38 39.31 28.44 ?
Ponto de ebulição (° C) 1342 883 759 688 671 ?
Densidade  (g · cm -3 ) 0,534 0,968 0,89 1.532 1,93 ?
Calor de fusão  (kJ · mol -1 ) 3.00 2.60 2.321 2,19 2,09 ?
Calor de vaporização  (kJ · mol -1 ) 136 97,42 79,1 69 66,1 ?
Calor de formação  de gás monatomic (kJ · mol -1 ) 162 108 89,6 82,0 78,2 ?
Resistividade eléctrica  a 25 ° C (n Ω · cm ) 94,7 48,8 73,9 131 208 ?
Raio atómico  ( pm ) 152 186 227 248 265 ?
Raio iónico de hexacoordinate M + ião (pm) 76 102 138 152 167 ?
Primeiro energia de ionização  ( kJ · mol -1 ) 520,2 495,8 418,8 403,0 375,7 392,8
Afinidade de electrões  (kJ · mol -1 ) 59,62 52,87 48,38 46,89 45,51 ?
Entalpia de dissociação  de H 2  (kJ · mol -1 ) 106,5 73,6 57,3 45,6 44,77 ?
Pauling eletronegatividade 0,98 0,93 0,82 0,82 0,79 ?
Potencial de eléctrodo padrão ( E ° (M + → M 0 ); V ) -3,04 -2,71 -2,93 -2,98 -3,03 ?
Chama teste cor
principal de emissão / absorção de comprimento de onda ( nm )
carmesim
670,8
amarelo
589,2
violeta
766,5
Vermelho-violeta
780,0
azul
455,5
?

Os metais alcalinos são mais semelhantes entre si do que os elementos em qualquer outro grupo de uns para os outros. Na verdade, a semelhança é tão grande que é muito difícil separar potássio, rubídio, e césio, devido ao seu semelhante raios iônicos ; de lítio e de sódio são mais distinta. Por exemplo, quando se deslocam para baixo na tabela, todos os metais alcalinos conhecidas mostram aumento raio atómico , diminuição da electronegatividade , aumentando a reactividade , e diminuindo de fusão e pontos, bem como calores de fusão e de ebulição vaporização. Em geral, as suas densidades aumentar quando se deslocam para baixo da mesa, com a excepção de que o potássio é menos denso do que o sódio. Uma das poucas propriedades dos metais alcalinos que não mostrar uma tendência muito suave são os seus potenciais de redução : valor de lítio é anômalo, sendo mais negativo do que os outros. Isto é porque o Li + ião tem uma muito alta energia de hidratação em fase gasosa: embora o ião lítio rompe a estrutura de água significativamente, provocando uma mudança maior na entropia, esta energia elevada de hidratação é o suficiente para fazer os potenciais de redução indica que quanto sendo o metal alcalino mais electropositivo, apesar da dificuldade de ionizantes que na fase gasosa.

Os metais alcalinos estáveis são todos metais de cor prata, excepto para césio, que tem um matiz dourado pálido: é uma das três únicas metais que são claramente coloridos (sendo os outros dois de cobre e ouro). Além disso, a pesada metais alcalino terrosos cálcio , estrôncio , e de bário , bem como o divalente lantanídeos európio e itérbio , são de cor amarela pálida, embora a cor é muito menos importante do que é para césio. Seu brilho mancha rapidamente no ar, devido à oxidação. Todos eles cristalizam na cúbica de corpo centrado estrutura cristalina, e têm distintas cores da chama , porque a sua s eletrônica externa é muito facilmente animado. Na verdade, essas cores de teste de chama são a forma mais comum de identificá-los uma vez que todos os seus sais com íons comuns são solúveis.

De potássio reage violentamente com água à temperatura ambiente
Césio reage explosivamente com água mesmo a baixas temperaturas

Todos os metais alcalinos são altamente reativos e nunca são encontrados em formas elementares da natureza. Devido a isso, eles são normalmente armazenados em óleo mineral ou querosene (óleo de parafina). Eles reagem agressivamente com os halogéneos para formar os haletos de metais alcalinos , que são brancos cristalinos iónicos compostos que são todos solúveis em água, com excepção de fluoreto de lítio ( Li F ). Os metais alcalinos, também reage com a água para formar fortemente alcalinas hidróxidos e, portanto, devem ser manuseados com grande cuidado. Os metais alcalinos mais pesados reagir de forma mais vigorosa do que os mais leves; por exemplo, quando deixado cair na água, o césio produz uma explosão maior do potássio se o mesmo número de moles de cada metal é usado. Os metais alcalinos têm as menores primeiro energias de ionização nos respectivos períodos da tabela periódica por causa da sua baixa carga nuclear eficaz e a capacidade de atingir um gás nobre configuração por perder apenas um electrão . Não só os metais alcalinos reagem com a água, mas também com os doadores de protões como álcoois e fenóis , gasosa de amoníaco , e alcinos , a última mostrando o grau de fenomenal sua reactividade. O seu grande poder como agentes redutores os torna muito útil em libertar outros metais dos seus óxidos ou haletos.

A segunda energia de ionização de todos os metais alcalinos, é muito alta, uma vez que é em um escudo completo que é também mais perto do núcleo; assim, eles quase sempre perder um único electrão, formando catiões. Os alkalides são uma excepção: eles são compostos instáveis que contêm metais alcalinos em um estado de oxidação -1, o que é muito invulgar como antes da descoberta dos alkalides, os metais alcalinos não eram esperados serem capazes de formar aniões e foram pensados para ser capaz de aparecer em sais apenas como cátions. Os ânions alcalieto ter preenchido s-subshells , o que lhes confere estabilidade suficiente para existir. Todos os metais alcalinos estáveis, com excepção de lítio são conhecidos por serem capazes de formar alkalides, e os alkalides tem muito interesse teórico devido à sua invulgar estequiometria e baixos potenciais de ionização . Alkalides são quimicamente semelhantes às Electreto , que são sais com presos electrões na qualidade de aniões. Um exemplo particularmente notável de uma alcalieto é "inversa hidreto de sódio ", H + Na - (ambos os iões ser complexado ), em oposição ao hidreto de sódio habitual, Na + H - : é instável em isolamento, devido à sua elevada energia resultante a partir do deslocamento de dois electrões do átomo de hidrogénio a de sódio, apesar de vários derivados são previstos para ser metaestel ou estável.

Em solução aquosa, os iões de metais alcalinos formam iões de aqua da fórmula [M (H 2 O) n ] + , em que n é o número de solvatação. Seus números de coordenação e formas concordam bem com os esperados de seu raio iônico. Em solução aquosa as moléculas de água ligadas directamente para o ião de metal são referidos como pertencem à primeira esfera de coordenação , também conhecida como a primeira, ou primária, camada de solvatação. A ligação entre uma molécula de água e do ião de metal é uma ligação covalente dativo , com o átomo de oxigénio dador de electrões ambos para a ligação. Cada molécula de água coordenada pode ser ligada por ligações de hidrogénio para outras moléculas de água. Estes últimos são dito residir na segunda esfera de coordenação. No entanto, para os catiões de metais alcalinos, a segunda esfera de coordenação não está bem definida como a carga 1 do catião não é alta o suficiente para polarizar as moléculas de água na camada de solvatação primário suficiente para eles de modo a formar ligações de hidrogénio fortes com aqueles em a segunda esfera de coordenação, produzindo uma entidade mais estável. O número de solvatação para Li + foi experimentalmente determinada como sendo de 4, formando a tetraédrica [Li (H 2 O) 4 ] + : enquanto que os números de solvatação de 3 a 6, foram encontrados para os iões de aqua de lítio, números de solvatação menos do que 4 pode ser o resultado da formação de contacto pares de iões , e os números de solvatação mais elevadas podem ser interpretados em termos de moléculas de água que se aproximam [Li (H 2 o) 4 ] + através de uma face do tetraedro, embora simulações de dinâmicas moleculares pode indicar a existência de um octaedro de iões hexaaqua. Há também provavelmente seis moléculas de água de solvatação na esfera primária do ião de sódio, formando o octaédrico [Na (H 2 O) 6 ] + ião. Enquanto que anteriormente se pensava que os metais pesados alcalinos também formado iões hexaaqua octaédricos, desde que tenha sido encontrado que o potássio e rubídio provavelmente formar a [K (H 2 O) 8 ] + e [Rb (H 2 O) 8 ] + iões , que tem a antiprismatic quadrado estrutura, e que faz de césio a 12 coordenada [Cs (H 2 o) 12 ] + ião.

Lítio

A química de lítio mostra várias diferenças de que o resto do grupo como a pequena Li + catião polariza aniões e seus compostos dá uma mais covalente personagem. De lítio e magnésio tem uma relação diagonal devido ao seu raio atómico semelhante, de modo que eles apresentam algumas semelhanças. Por exemplo, lítio forma uma estável nitreto , uma propriedade comum entre todos os metais alcalino-terrosos (grupo de magnésio), mas única entre os metais alcalinos. Além disso, entre os seus respectivos grupos, de lítio e única forma de magnésio compostos organometálicos com carácter significativo covalente (por exemplo, Li Me e MgMe 2 ).

Fluoreto de lítio é o único halogeneto de metal alcalino que é pouco solúvel em água, e hidróxido de lítio é o único hidróxido de metal alcalino que não é deliquescente . Por outro lado, o perclorato de lítio e outros sais de lítio com aniões grandes que não podem ser polarizados são muito mais estáveis do que os compostos análogos de outros metais alcalinos, provavelmente porque Li + tem uma alta energia de solvatação . Este efeito também significa que a maioria dos sais de lítio simples são comumente encontrados em forma hidratada, porque as formas anidras são extremamente higroscópico : isto permite sais como cloreto de lítio e brometo de lítio para ser usado em desumidificadores e condicionadores de ar .

francium

Frâncio também está previsto para mostrar algumas diferenças devido ao seu elevado peso atómica , fazendo com que os seus electrões para viajar em fracções consideráveis da velocidade da luz e, assim, fazendo efeitos relativistas mais proeminente. Em contraste com a tendência de diminuição da eletronegatividades e energias de ionização de metais alcalinos, a energia de ionização da electronegatividade e frâncio são previstos para ser maior do que césio do devido à estabilização relativista dos electrões 7s; Além disso, seu raio atômico é esperado para ser anormalmente baixo. Assim, ao contrário das expectativas, o césio é o mais reactivo dos metais alcalinos, não francium. Todas as propriedades físicas conhecidas de frâncio também desviar as tendências claras que vão de lítio de césio, tal como a primeira energia de ionização, afinidade electrónica, e polarizabilidade anião, embora devido à escassez de dados conhecidos sobre o frâncio muitas fontes dão valores extrapolados, ignorando que efeitos relativísticos fazer a tendência de lítio para césio tornar inaplicável em frâncio. Algumas das poucas propriedades de frâncio que tenham sido previsto levando a relatividade em conta são a afinidade de electrões (47,2 kJ / mol) e a entalpia de dissociação do Pe 2 molécula (42,1 kJ / mol). A molécula de RFCE é polarizada como Cs + Fr - , mostrando que a subcamada de 7s frâncio é muito mais fortemente afectada por efeitos relativistas do que a subcamada 6s de césio. Além disso, o frâncio superóxido (FRO 2 é esperado) ter carácter significativo covalente, ao contrário dos outros superóxidos de metais alcalinos, porque de contribuições de ligação dos electrões de 6p frâncio.

Nuclear

isótopos primordiais dos metais alcalinos
Z
Metal alcalino
Estável
decaimentos
instáveis: itálico
isótopos ímpar-ímpar de cor rosa
3 lítio 2 - 7
Li
6
Li
 
11 sódio 1 - 23
N / D
   
19 potássio 2 1 39
K
41
K
40
K
37 rubídio 1 1 85
Rb
87
Rb
 
55 césio 1 - 133
Cs
   
87 francium - - Não isótopos primordiais
( 223
fr
é um nuclídeo radiogênico )
Radioactivos: 40 K, t 1/2 1,25 × 10 9 anos; 87 Rb, t 1/2 4,9 × 10 10 anos; 223 P., t 1/2 de 22,0 min.

Todos os metais alcalinos têm números atômicos ímpares; por isso, os seus isótopos devem ser tanto ímpar-ímpar (ambos de protões e número de neutrões são ímpar) ou par-ímpar ( número de protões é ímpar, mas o número de neutrões é mesmo). Núcleos impar-ímpares têm mesmo números de massa , enquanto que os núcleos ímpar-par têm números ímpares de massa. Ímpar-ímpar nuclídeo primordial são raros porque núcleos mais ímpares-ímpar são altamente instáveis em relação ao decaimento beta , porque os produtos de decaimento são mesmo-mesmo, e são, portanto, mais fortemente ligado, devido a efeitos de emparelhamento nucleares .

Devido à grande raridade de núcleos ímpares-estranho, quase todos os isótopos primordiais dos metais alcalinos são ímpar-par (sendo as excepções a luz estável isótopo lítio-6 e a longa duração radioisótopo de potássio-40). Para um dado número de massa estranho, pode haver apenas um único nuclídeo beta-estável , uma vez que não há uma diferença na energia de ligação entre par-ímpar e ímpar-par comparável à que existe entre par-par e ímpar-ímpar, deixando os outros nuclídeos do mesmo número de massa ( isobars ) livre para o decaimento beta para o nuclido menor massa. Um efeito da instabilidade de um número ímpar de qualquer um dos tipos de núcleos é que os elementos com números ímpares, tais como os metais alcalinos, tendem a ter menos isótopos estáveis do que os elementos de número par. Dos 26 elementos monoisotópicos que têm apenas um único isótopo estável, todos, mas uma tem um número atômico estranho e todos, mas um também tem um número par de nêutrons. Berílio é a única exceção a ambas as regras, devido ao seu número atômico baixo.

Todos os metais alcalinos, com excepção de lítio e césio têm pelo menos uma ocorrência natural radioisótopo : sódio-22 e sódio-24 são radioisótopos vestigiais produzido cosmogenically , potássio-40 e de rubídio-87 tem muito longas semi-vidas e, assim, ocorrem naturalmente, e todos isótopos de frâncio são radioactivos . Césio também foi pensado para ser radioativo no início do século 20, embora não tenha natural radioisótopos. (Francium ainda não tinha sido descoberto, nesse momento.) O radioisótopo natural de longa duração, de potássio, de potássio-40, torna-se cerca de 0,012% de potássio natural, e de potássio, assim, natural é fracamente radioactivo. Esta radioactividade natural, tornou-se uma base para um pedido errada da descoberta para o elemento 87 (o lado de metal alcalino depois de césio) em 1925. rubídio natural é semelhante ligeiramente radioactivo, com 27,83%, sendo o radioisótopo de vida longa de rubídio-87.

Césio-137 , com uma meia-vida de 30.17 anos, é um dos dois principais produtos de fissão média duração , juntamente com estrôncio-90 , que são responsáveis pela maior parte da radioatividade do combustível nuclear usado após vários anos de refrigeração, até para várias centenas de anos após o uso. Constitui a maior parte da radioatividade ainda à esquerda do acidente de Chernobyl . Césio-137 sofre decaimento beta de alta energia e, eventualmente, se torna estável de bário-137 . É um forte emissor de radiação gama. Césio-137 tem uma taxa muito baixa de captura de nêutrons e não pode ser viabilizar eliminados desta forma, mas devem ser autorizados a decair. Césio-137 tem sido utilizado como um marcador nos estudos hidrológicos, análogas à utilização de trítio . Pequenas quantidades de césio-134 e césio-137 foram liberados no meio ambiente durante quase todos os testes de armas nucleares e alguns acidentes nucleares , mais notavelmente o acidente Goiânia eo desastre de Chernobyl . A partir de 2005, o césio-137 é a principal fonte de radiação na zona de alienação ao redor da usina nuclear de Chernobyl . As suas propriedades químicas, como um dos metais alcalinos torná-lo um de mais problemática dos produtos de fissão de curto e médio tempo de vida porque ele move-se facilmente e espalha-se na natureza, devido à elevada solubilidade em água dos seus sais, e é absorvido pela corpo, que confunde com o seu congéneres essencial de sódio e de potássio.

propriedades periódicas

Os metais alcalinos são mais semelhantes entre si do que os elementos em qualquer outro grupo de uns para os outros. Por exemplo, quando se deslocam para baixo na tabela, todos os metais alcalinos conhecidas mostram aumento raio atómico , diminuição da electronegatividade , aumentando a reactividade , e diminuindo de fusão e pontos, bem como calores de fusão e de ebulição vaporização. Em geral, as suas densidades aumentar quando se deslocam para baixo da mesa, com a excepção de que o potássio é menos denso do que o sódio.

raios atômicos e iônicos

Carga nuclear efetiva em um elétron atômico

O raio atómico dos metais alcalinos aumentar a descer o grupo. Por causa do efeito de blindagem , quando um átomo possui mais do que uma concha de electrões , cada electrão sente repulsão eléctrica a partir de outros electrões bem como atracção eléctrica a partir do núcleo. Nos metais alcalinos, os electrões mais exterior só se sente uma carga líquida de um, como parte da carga nuclear (que é igual ao número atómico ) seja cancelado por os electrões interiores; o número de electrões interiores de um metal alcalino é sempre um menos do que a carga nuclear. Portanto, o único factor que afecta o raio atómico dos metais alcalinos é o número de conchas electrões. Uma vez que este número aumenta para baixo do grupo, o raio atómico também deve aumentar para baixo o grupo.

O raio iônico dos metais alcalinos são muito menores do que os seus raios atômicos. Isto é porque o electrão mais exterior dos metais alcalinos é diferente em um escudo de electrões do que os electrões interiores, e assim quando este é removido do átomo resultante tem um escudo menos de electrões e é mais pequena. Além disso, a carga nuclear eficaz aumentou, e, assim, os electrões são atraídos mais fortemente para o núcleo e as diminuições raio iónico.

energia Primeira ionização

Tendência periódica para a energia de ionização: cada período começa num mínimo para os metais alcalinos, e termina com um máximo para os gases nobres .

A primeira energia de ionização de um elemento ou molécula é a energia necessária para mover o electrão mais frouxamente realizada a partir de um mol de átomos gasosos do elemento ou moléculas para formar uma mole de iões gasosos com carga eléctrica 1. Os factores que afectam a primeira energia de ionização são a carga nuclear , a quantidade de blindagem pelos electrões interiores e a distância a partir do electrão mais frouxamente retidos no núcleo, que é sempre um electrão exterior em elementos do grupo principal . Os dois primeiros fatores mudar a carga nuclear efetiva do elétron mais vagamente realizada sente. Uma vez que o electrão mais externa de metais alcalinos sente sempre a mesma carga nuclear eficaz (1), o único factor que afecta a primeira energia de ionização é a distância entre o electrão mais exterior para o núcleo. Uma vez que esta distância aumenta para baixo o grupo, o mais exterior de electrões sente menos atracção do núcleo e, portanto, a primeira energia de ionização diminui. (Esta tendência é quebrado em frâncio devido à relativista estabilização e contracção dos 7s orbitais, trazendo electrões de valência do frâncio mais perto do núcleo do que seria esperado a partir de cálculos não-relativistas. Isto faz sentir de electrões externo de frâncio mais atracção a partir do núcleo, aumentando sua primeira energia de ionização ligeiramente além daquela de césio.)

A segunda energia de ionização dos metais alcalinos é muito mais elevado do que o primeiro como o segundo mais mantido livremente electrões é parte de uma totalmente preenchido concha de electrões e, portanto, é difícil de remover.

Reatividade

As reacções dos metais alcalinos aumentar a descer o grupo. Este é o resultado de uma combinação de dois factores: a primeira energias de ionização e energias de atomização dos metais alcalinos. Porque a primeira energia de ionização dos metais alcalinos diminui para baixo o grupo, é mais fácil para o electrão mais exterior a ser removida a partir do átomo e participar em reacções químicas , aumentando assim a reactividade do grupo para baixo. As medidas de energia de atomização a resistência da ligação metálica de um elemento, o qual cai para baixo o grupo como os átomos de aumentar em raio e, assim, a ligação metálica deve aumentar em comprimento, fazendo com que os electrões deslocalizados mais longe da atracção dos núcleos do mais pesado metais alcalinos. Adicionando a atomização e primeiros energias de ionização dá uma quantidade estreitamente relacionado (mas não igual) ao energia de activação da reacção de um metal alcalino com uma outra substância. Esta quantidade diminui a descer o grupo, e assim faz a energia de ativação; Assim, as reacções químicas podem ocorrer aumentos mais rápidos e a reactividade para baixo o grupo.

Eletro-negatividade

A variação de Pauling electronegatividade (eixo do y) que se desce os principais grupos da tabela periódica a partir da segunda para a sexta período

Electronegatividade é uma propriedade química que descreve a tendência de um átomo ou um grupo funcional para atrair electrões (ou densidade electrónica ) para si. Se a ligao entre os de sódio e de cloro em cloreto de sódio foram covalente , o par de electrões partilhados seria atraído para o cloro, pois a carga nuclear eficaz sobre os electrões exteriores é 7 em cloro, mas é apenas um teor de sódio. O par de electrões é atraído tão perto do átomo de cloro que eles são praticamente transferido para o átomo de cloro (uma ligação iónica ). No entanto, se o átomo de sódio foi substituído por um átomo de lítio, os electrões não será atraído o mais próximo do átomo de cloro como antes, porque o átomo de lítio é menor, fazendo com que o par de electrões mais fortemente atraída para a carga nuclear mais perto eficaz de lítio. Assim, os átomos de metal alcalino maiores (mais abaixo o grupo) será menos electronegativo como o par de ligação é menos fortemente atraída para elas. Como mencionado anteriormente, o frâncio está prevista para ser uma excepção.

Devido à maior electronegatividade de lítio, alguns dos seus compostos têm um carácter mais covalente. Por exemplo, iodeto de lítio ( Li I ) irá dissolver-se em solventes orgânicos , uma propriedade da maior parte dos compostos covalentes. Fluoreto de lítio (Li F ) é o único haleto alcalino que não é solúvel em água, e hidróxido de lítio (Li OH ) é o único hidróxido de metal alcalino que não é deliquescente .

pontos de fusão e ebulição

O ponto de uma substância de fusão é o ponto onde se muda do estado de sólido para líquido , enquanto o ponto de ebulição de uma substância (no estado líquido) é o ponto em que a pressão de vapor do líquido é igual à pressão do meio ambiente circundante do líquido e todo o líquido muda de estado para o gás . Como um metal é aquecido até ao seu ponto de fusão, as ligações metálicas mantendo os átomos em lugar enfraquecer de modo que os átomos podem mover-se em torno de, e as ligações metálicas, eventualmente, quebrar completamente no ponto de ebulição do metal. Portanto, os pontos de queda dos metais alcalinos de fusão e ebulição indicam que a força das ligações metálicas de metais alcalinos diminui para baixo o grupo. Isto é porque os átomos de metal são mantidos juntos pela atracção electromagnética dos iões positivos para os electrões deslocalizados. À medida que os átomos de aumentar em tamanho que vai abaixo do grupo (porque os seus aumentos de raio atómico), os núcleos dos iões mover mais longe dos electrões deslocalizados e, consequentemente, a ligação metálica torna-se mais fraca de modo que o metal pode mais facilmente fundir e fervura, baixando assim os pontos de fusão e ebulição. (A carga nuclear aumentada não é um fator relevante devido ao efeito de blindagem.)

Densidade

Os metais alcalinos têm todos a mesma estrutura de cristal ( cúbica de corpo centrado e, portanto, os únicos factores relevantes são o número de átomos que podem caber em um determinado volume e a massa de um dos átomos, uma vez que a densidade é definida como a massa por unidade) volume. O primeiro factor depende do volume do átomo e, portanto, o raio atómico, o que aumenta a descer o grupo; assim, o volume de um alcali aumenta átomo de metal que vão para baixo o grupo. A massa de um átomo de metal alcalino aumenta também a descer o grupo. Assim, a tendência para as densidades dos metais alcalinos depende seus pesos atómicos e raios atómicos; se são conhecidos valores para estes dois factores, sendo as proporções entre as densidades dos metais alcalinos, em seguida, pode ser calculada. A tendência resultante é que as densidades dos metais alcalinos aumentar para baixo da mesa, com uma excepção no potássio. Devido a ter o menor peso atómico e o maior raio atómico de todos os elementos nos seus períodos, os metais alcalinos são os metais menos densos na tabela periódica. Lítio, sódio, potássio e são as únicas três metais da tabela periódica que são menos denso que a água: de facto, o lítio é a menos densa conhecido no estado sólido à temperatura ambiente .

compostos

Os metais alcalinos formar série completa de todos os compostos com aniões normalmente encontradas, as quais ilustram bem as tendências do grupo. Estes compostos podem ser descritos como envolvendo os metais alcalinos perder electrões para espécies aceitadores e que formam iões monopositive. Esta descrição é mais preciso para halogenetos alcalinos e torna-se cada vez menos precisas como catiónico e aumento de carga aniónica, e como o anião torna-se maior e mais polarizáveis. Por exemplo, ligação iónica , dá lugar a ligação metálica ao longo da série de NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 A, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na.

hidróxidos

vídeo externo
Reações de metais alcalinos com a água , realizada pela The Open University
Uma grande explosão de laranja-amarelo
Uma reacção de 3 libras (Å 1,4 kg) de sódio, com água

Todos os metais alcalinos reagir vigorosamente ou explosivamente com água fria, a produção de uma solução aquosa de um fortemente básico de metal alcalino hidróxido e libertando hidrogénio gasoso. Esta reacção torna-se mais vigorosa vai abaixo do grupo: lítio reage de forma constante com efervescência , mas de sódio e de potássio podem inflamar e de rubídio e césio pia em água e gerar gás de hidrogénio tão rapidamente que as ondas de choque se formam na água que possa despedaçar recipientes de vidro. Quando um metal alcalino é deixada cair na água, que produz uma explosão, de que existem duas etapas separadas. O metal reage com a água em primeiro lugar, que quebra as ligações de hidrogénio em água e a produção de hidrogénio gás; este terá lugar mais rapidamente para os metais alcalinos, mais pesadas mais reactivos. Em segundo lugar, o calor gerado pela primeira parte da reacção muitas vezes inflama o gás de hidrogénio, fazendo-a queimar explosivamente para o ar circundante. Esta explosão de gás secundário hidrogénio produz a chama visível acima da bacia de ua, lago ou outro corpo de água, e não a reacção inicial do metal com água (o que tende a acontecer na maior parte debaixo de água). Os hidróxidos de metais alcalinos são os mais hidróxidos básicos conhecidos.

Pesquisas recentes têm sugerido que o comportamento explosivo de metais alcalinos na água é accionado por um explosão de Coulomb , em vez de unicamente por geração rápida de hidrogénio em si. Todos os metais alcalinos derreter como uma parte da reacção com água. Ionizar moléculas de água na superfície metálica nua do metal líquido, deixando uma superfície de metal carregado positivamente e os iões carregados negativamente água. A atracção entre os iões de metal e de água carregadas vai aumentar rapidamente a superfície, causando um aumento exponencial de ionização. Quando as forças de repulsão no interior da superfície do metal líquido excede as forças de tensão superficial, que explode vigorosamente.

Os próprios hidróxidos são os hidróxidos mais básicas conhecidas, reagir com ácidos para dar os seus sais e com álcoois para dar oligoméricos alcóxidos . Eles facilmente reagir com dióxido de carbono para formar carbonatos ou bicarbonatos , ou com sulfureto de hidrogénio para formar sulfuretos ou bisulfides , e pode ser usado para separar os tióis a partir do petróleo. Eles reagem com os óxidos anfotéricos: por exemplo, os óxidos de alumínio , zinco , estanho e chumbo reagir com os hidróxidos de metal alcalino para se obter aluminatos, estanatos, zincatos, e plumbates. O dióxido de silício é ácida, e, assim, os hidróxidos de metais alcalinos também podem atacar vidro de silicato .

compostos intermetálicos

liga de NaK líquido à temperatura ambiente

Os metais alcalinos formar muitos compostos intermetálicos com o outro e os elementos dos grupos 2 a 13 da tabela periódica de estequiometrias diferentes, tais como as amálgamas de sódio com mercúrio , incluindo Na 5 Hg 8 e Na 3 Hg. Alguns destes têm características iônicas: Tomando as ligas com ouro , o mais electronegative de metais, como exemplo, NaAu e Kau são metálicos, mas RbAu e CSAU são semicondutores. NaK é uma liga de sódio e potássio que é muito útil porque é líquido à temperatura ambiente, embora devem ser tomadas precauções devido à sua extrema reactividade em relação à água e ao ar. A mistura eutéctica funde a -12,6 ° C. Uma liga de 41% de cio, 47% de sódio, de potássio e de 12% tem o ponto de fusão mais baixa conhecida de qualquer metal ou liga, -78 ° C.

Os compostos com os elementos do Grupo 13

Os compostos intermetálicos dos metais alcalinos com o grupo mais pesado 13 elementos ( alumínio , gálio , índio e tálio ), tais como Natl, são pobres condutores ou semicondutores , ao contrário das ligas normais com os elementos anteriores, o que implica que o metal alcalino envolvido tem perdeu um electrão para os aniões Zintl envolvidos. No entanto, enquanto que os elementos do grupo 14, e para além tendem a formar aglomerados discretos aniónicos, grupo 13 elementos tendem a formar iões poliméricos com os catiões de metais alcalinos localizados entre a estrutura iónico gigante. Por exemplo, Natl consiste de um ani polimico (-Tl - -) n com um covalente cúbico diamante estrutura com Na + iões localizada entre o reticulado aniónico. Os metais alcalinos maiores não pode encaixar de forma semelhante a uma rede aniónico e tendem a forçar o grupo mais pesado 13 elementos para formar grupos aniicos.

O boro é um caso especial, sendo a única metalóide no grupo 13. O metal alcalino boretos tendem a ser boro-rico, envolvendo apreciável de ligação boro-boro envolvendo Deltahedral estruturas, e são termicamente instáveis devido aos metais alcalinos possuindo uma muito alta pressão de vapor a temperaturas elevadas. Isso faz com que a síntese directa problemático porque os metais alcalinos que não reagem com boro abaixo de 700 ° C, e, portanto, esta deve ser realizada em recipientes selados com o metal alcalino em excesso. Além disso, excepcionalmente neste grupo, reactividade com boro diminui para baixo o grupo: lítio reage completamente a 700 ° C, mas de sódio a 900 ° C e de potássio não até 1200 ° C, e a reacção é instantânea para lítio mas leva horas para potássio. Rubídio e césio boretos ainda não foram caracterizadas. Várias fases são conhecidos, tal como LiB 10 , NaB 6 , NaB 15 , e KB 6 . Sob alta pressão, a colagem de boro-boro na lítio boretos alterações de sequência regras de Wade para formar aniões Zintl como o resto do grupo 13.

Os compostos com os elementos do Grupo 14

Side (à esquerda) e superior (à direita) vista para o composto de intercalação de grafite KC 8

De lítio e de sódio reage com o carbono para formar acetiletos , Li 2 C 2 e Na 2 C 2 , que também pode ser obtido por reacção do metal com acetileno . De potássio, rubídio, e césio reagir com grafite ; os seus átomos são intercaladas entre as camadas de grafite hexagonal, formando compostos de intercalação de grafite de fórmulas MC 60 (cinzento escuro, quase negro), MC 48 (cinzento escuro, quase negro), MC 36 (azul), MC 24 (azul de aço), e MC 8 (bronze) (M = K, Rb ou Cs). Estes compostos são mais de 200 vezes mais condutor da electricidade do que a grafite pura, o que sugere que o electrão de valência do metal alcalino é transferido para as camadas de grafite (por exemplo, M +
C -
8
). Após aquecimento da KC 8 , a eliminação dos átomos de potássio resultados na conversão em sequência para KC 24 , KC 36 , KC 48 e, finalmente, KC 60 . KC 8 é uma muito forte agente redutor e é pirofórico e explode em contacto com a água. Embora os metais alcalinos maiores (K, Rb, Cs e) formar inicialmente MC 8 , as mais pequenas inicialmente formar MC 6 , e de facto eles exigem reacção dos metais com grafite a temperaturas elevadas a cerca de 500 ° C, para formar. Para além disto, os metais alcalinos são tais agentes redutores fortes que pode mesmo reduzir buckminsterfullerene para produzir sólidos fullerides M n C 60 ; de sódio, potássio, rubídio, e césio pode formar fullerides onde n = 2, 3, 4, ou 6, e rubídio e césio, adicionalmente, pode alcançar n = 1.

Quando os metais alcalinos reagem com os elementos mais pesados do grupo de carbono ( de silício , germânio , estanho e chumbo ), substâncias iónicas com as estruturas em forma de gaiola são formados, tais como os silicietos H 4 Si 4 (M = K, Rb, ou Cs), o qual contém M + e tetraédricos Si 4-
4
iões. A química de metais alcalinos germanides , envolvendo o ião germanide Ge 4- e outro conjunto ( Zintl ) iões tais como Ge 2-
4
, Ge 4-
9
, Ge 2-
9
, e [(Ge 9 ) 2 ] 6- , é em grande parte análoga à dos silicietos correspondentes. De metais alcalinos stannides são principalmente iónico, por vezes, com o ião stannide ( Sn 4- ), e por vezes com iões mais complexas Zintl tais como Sn 4-
9
, que aparece em nonastannide tetrapotássio (K 4 Sn 9 ). O monatomic plumbide ião ( Pb 4- ) é desconhecida, e na verdade a sua formação está previsto para ser energeticamente desfavorável; plumbides de metais alcalinos têm iões Zintl complexos, tais como Pb 4-
9
. Estes germanides de metais alcalinos, stannides, e plumbides pode ser produzido através da redução de germânio, estanho e chumbo com metal de sódio em amoníaco líquido.

Nitretos e pnictides

Célula unitária modelo de bolas e varetas de nitreto de lítio . Com base tamanho de um tetrahedral estrutura seria de esperar, mas isso seria geometricamente impossível: nitreto assim lítio assume esta estrutura de cristal único.

Lítio, o mais leve dos metais alcalinos, é o único metal alcalino que reage com o azoto em condições padrão , e a sua nitreto é a única nitreto de metal alcalino estável. O azoto é um não reactiva de gás porque quebrar a forte ligação tripla na diazoto molécula (N 2 ) requer uma grande quantidade de energia. A formação de um nitreto de metal alcalino iria consumir a energia de ionização do metal alcalino (formando H + iões), a energia necessária para quebrar a ligação tripla em N 2 e a formação de N 3- iões, e toda a energia libertada a partir da formação de um nitreto de metal alcalino é a partir da energia de rede do nitreto de metal alcalino. A energia de rede é maximizada com íons pequenos, altamente carregadas; os metais alcalinos não formam iões altamente carregadas, apenas a formação de iões, com uma carga de 1, portanto, apenas o lítio, o menor de metal alcalino, pode libertar energia de rede suficiente para tornar a reacção com azoto exotérmica , formando nitreto de lítio . As reacções de outros metais alcalinos com azoto não iria libertar energia de rede suficiente e seria, portanto, endotérmico , para que eles não formam nitretos, nas condições normais. Nitreto de sódio (Na 3 N) e nitreto de potássio (K 3 N), enquanto existente, são extremamente instável, sendo propenso a decomposição de volta para os seus elementos constituintes, e não podem ser produzidos por reacção dos elementos uns com os outros, nas condições normais. O impedimento estérico proíbe a existência de rubídio ou de césio nitreto. No entanto, de sódio e de potássio incolores forma azida sais que envolvem o linear N -
3
anião; devido ao grande tamanho dos catiões de metais alcalinos, eles são termicamente estáveis suficiente para ser capaz de dissolver antes de se decompor.

Todos os metais alcalinos reagem facilmente com fósforo e de arsénio para formar fosforetos e arsenietos com a fórmula H 3 Pn (onde M representa um metal alcalino e Pn representa um grupo do nitrogênio - fósforo, arsénio, antimónio ou bismuto ). Isto é devido ao tamanho maior dos P 3- e Como 3- iões, de modo que menos energia de rede precisa de ser libertado para os sais de formar. Estas não são as únicas fosforetos e arsenietos de metais alcalinos: por exemplo, o potássio tem nove fosforetos conhecidos diferentes, com fórmulas K 3 P, K 4 P 3 , K 5 P 4 , KP, K 4 P 6 , K 3 P 7 , K 3 P 11 , KP 10,3 , e KP 15 . Enquanto a maioria dos metais formam arsenietos, apenas os metais alcalinos e alcalino terrosos formam arsenietos principalmente iónicos. A estrutura de Na 3 Como é complexo com distâncias invulgarmente curtos na-na de 328-330 pm que são mais curtos do que na de metal de sódio, e isto indica que, mesmo com estes metais electropositivos a ligação não pode ser diretamente iónico. Outros arsenietos de metal alcalino não conforme com a fórmula H 3 tal como são conhecidos, tal como Lias, que tem um brilho metálico e de condutividade eléctrica, indicando a presença de alguma ligação metálica . Os antimonides são instável e reactivo como o Sb 3- ião é um agente de redução forte; reacção deles com ácidos formar o gás tóxico e instável stibine (SBH 3 ). De facto, eles têm algumas propriedades metálicas, e os antimonides de metais alcalinos de estequiometria MSb envolvem átomos de antimónio ligados numa estrutura Zintl espiral. Bismuthides não são ainda totalmente iônica; eles são compostos intermetálicos que contêm ligações parcialmente metálicas e parcialmente iónicos.

Óxidos e chalcogenides

O diagrama de bola-e-vara mostra dois octaedros regulares que estão ligados uns aos outros por uma cara.  Todos os nove vértices da estrutura são esferas púrpura representam rubídio, e no centro de cada octaedro é uma pequena esfera vermelho que representa oxigénio.
Rb
9
ó
2
aglomerado, composto por dois regularesoctaedrosligados uns aos outros por uma cara
O diagrama de bola-e-vara mostra três octaedros regulares onde cada octaedro está ligado a ambos os outros por uma cara cada.  Todos os três octaedro tem um vértice em comum.  Todas as onze vértices da estrutura são esferas violeta representam césio, e no centro de cada octaedro é uma pequena esfera vermelho que representa oxigénio.
Cs
11
O
3
conjunto, composto por três octaedros regulares onde cada octaedro está ligado a ambos os outros por uma cara cada. Todos os três octaedro tem um vértice em comum.

Todos os metais alcalinos reagir vigorosamente com oxigénio , em condições normalizadas. Eles formam vários tipos de óxidos, tais como simples óxidos (contendo o ó 2- ião), peróxidos (contendo o ó 2-
dois
iões, onde existe uma ligação simples entre os dois átomos de oxigénio), superóxidos (contendo o ó -
2
ion), e muitos outros. Lítio queima no ar, para formar óxido de lítio , de sódio, mas reage com o oxigénio para formar uma mistura de óxido de sódio e peróxido de sódio . Potássio forma uma mistura de peróxido de potássio e superóxido de potássio , enquanto rubídio e césio formam exclusivamente o superóxido. A sua reactividade aumenta a descer o grupo: enquanto lítio, sódio e potássio meramente queimar no ar, rubídio e césio são pirofórica (espontaneamente pegar fogo ao ar).

Os metais alcalinos menores tendem a polarizar os aniões maiores (o peróxido e superóxido), devido ao seu pequeno tamanho. Isto atrai os electrões nos aniões mais complexos para com um dos seus átomos de oxigénio constituintes, formando um ião de óxido e um átomo de oxigénio. Isto faz com que de lítio para formar o óxido exclusivamente em reacção com oxigénio à temperatura ambiente. Este efeito torna-se drasticamente fraca para o maior de sódio e de potássio, o que lhes permite formar os peróxidos menos estáveis. Rubídio e césio, na parte inferior do grupo, são tão grande que mesmo os superóxidos menos estáveis podem formar. Porque o superóxido liberta a maior parte da energia quando formado, o superóxido é preferencialmente formado por metais alcalinos maiores, onde os aniões mais complexos não são polarizados. (Existem Os óxidos e os peróxidos de metais alcalinos destes, mas não formam por reacção directa do metal com o oxigénio, em condições normalizadas.) Além disso, o pequeno tamanho do Li + e O 2- iões contribui para a sua formação de um estábulo estrutura cristalina iónica. Sob condições controladas, no entanto, todos os metais alcalinos, com a excepção do frâncio, são conhecidos para formar os seus óxidos, peróxidos, superóxidos e. Os peróxidos de metais alcalinos e superóxidos são poderosos agentes oxidantes . Peróxido de sódio e superóxido de potássio reagem com dióxido de carbono para formar o carbonato de metal e oxigénio do gás alcalino, o que lhes permite ser usado em submarinos purificadores de ar; a presença de vapor de água , naturalmente presente no ar, faz com que a remoção de dióxido de carbono por superóxido de potássio ainda mais eficiente. Todos os metais alcalinos estáveis, com excepção de lítio pode formar vermelhos ozonídeos (MO 3 ) por meio de reacção de baixa temperatura do hidróxido de anidro em pó com ozono : os ozonidos pode ser, em seguida, extraiu-se usando líquido de amoníaco . Eles lentamente decompor nas condições normais para os superóxidos e oxigénio, e hidrolisar imediatamente para os hidróxidos de quando em contacto com água. De potássio, rubídio, e césio também formar sesquióxidos M 2 O 3 , o qual pode ser disuperoxides peróxido melhor consideradas, [(M +
)
4
(S 2-
2
) (O -
2
)
2
]
.

Rubídio e césio pode formar uma grande variedade de subóxidos com os metais em estados de oxidação formais abaixo +1. Rubídio pode formar Rb 6 O e Rb 9 O 2 (cor de cobre) por oxidação no ar, enquanto césio forma uma imensa variedade de óxidos, tais como os ozonido CSO três cores vivas e vários subóxidos , tal como Cs 7 O (bronze) , Cs 4 O (vermelho-violeta), Cs 11 O 3 (violeta), Cs 3 S (verde-escuro), CSO, Cs 3 O 2 , bem como Cs 7 O 2 . O último destes pode ser aquecida sob vácuo para gerar Cs 2 O.

Os metais alcalinos também pode reagir analogamente com os Calcogênios mais pesados ( enxofre , selénio , telúrio , e polônio ), e todos os calcogenetos de metais alcalinos são conhecidos (com excepção de do frâncio). Reacção com um excesso do calcogeno pode de modo semelhante resultar em calcogenetos mais baixos, com os iões calcogeno contendo cadeias de átomos calcogeno em questão. Por exemplo, o sódio pode reagir com o enxofre para formar o sulfureto ( Na 2 S ) e vários polissulfuretos com o Na fórmula 2 S x ( x de 2 a 6), contendo o S 2-
x
iões. Devido à basicidade da SE 2- e Te 2- iões, os metais alcalinos selenetos e teluretos são alcalinos em solução; quando feito reagir directamente com selénio e telúrio, polyselenides de metais alcalinos e polytellurides são formadas juntamente com os selenetos e teluretos com o SE 2-
x
e Te 2-
x
iões. Eles podem ser obtidos directamente a partir dos elementos em amoníaco líquido ou quando o ar não está presente, e são compostos incolores, solúveis em água que o ar oxida rapidamente de volta para o selénio ou telúrio. Os metais alcalinos polonides são todos os compostos iónicos que contenham o Po 2- iónica; eles são muito quimicamente estável e pode ser produzido por reacção directa dos elementos em cerca de 300-400 ° C.

Halogenetos, pseudo-halogenetos, e hidretos

Os metais alcalinos estão entre os mais electropositivos elementos da tabela periódica e, assim, tendem a ligar-se ionicamente aos mais electronegativos elementos da tabela periódica, os átomos de halogénio ( flúor , cloro , bromo , iodo , e astatine ), que formam sais conhecidos como o álcali halogenetos de metais. A reacção é muito vigorosa e, por vezes, pode resultar em explosões. Todos os vinte halogenetos de metais alcalinos estáveis são conhecidos; os instáveis não são conhecidos, com a excepção de astatide de sódio, devido à grande instabilidade e raridade de estatina e o frâncio. O mais bem conhecido dos vinte é certamente de cloreto de sódio , também conhecido como sal comum. Todos os halogenetos de metais alcalinos estáveis têm a fórmula MX, em que M é um metal alcalino e X é um halogéneo. Eles são todos os sólidos cristalinos iónicos brancos que têm pontos de fusão elevados. Todos os halogenetos de metal alcalino são solúveis em água, excepto para o fluoreto de lítio (LiF), que é insolúvel em água devido à sua muito elevada entalpia da estrutura . A entalpia elevada treliça de fluoreto de lítio é devido às pequenas dimensões das Li + e F - iões, fazendo com que as interacções electrostáticas entre eles sejam fortes: um efeito semelhante ocorre para fluoreto de magnésio , de acordo com a relação diagonal entre o lítio e magnésio.

Os metais alcalinos, também reage de modo semelhante com hidrogénio para formar os hidretos de metais alcalinos iónicos, em que os hidretos de aniões actua como um pseudo : estes são muitas vezes utilizados como agentes redutores, a produção de hidretos, hidretos metálicos complexos, ou de gás hidrogénio. Outros pseudo também são conhecidos, nomeadamente os cianetos . Estes são isoestruturais para os respectivos halogenetos, excepto para cianeto de lítio , o que indica que os iões cianeto pode rodar livremente. Óxidos de halogeneto de metal alcalino ternárias, tais como Na 3 ClO, K 3 BrO (amarelo), Na 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O e K 4 Br 2 O, também são conhecidos. Os polihalogenetos são bastante instável, embora aqueles de rubídio e césio são muito estabilizado pelo poder polarizador débil destas extremamente grandes cátions.

complexos de coordenação

18-coroa-6 de coordenação um ião de potássio
Estrutura de 2.2.2-criptando encapsulando um catião potássio (roxo). No estado cristalino, obtido com um padrão de difracção de raios-X.

Catiões de metais alcalinos não costumam formar complexos de coordenação com simples bases de Lewis , devido à sua baixa taxa de apenas uma e o seu tamanho relativamente grande; assim, as Li + formas de iões maioria dos complexos e os iões de metal alcalino mais pesados formar menos e menos (embora excepções ocorrer por complexos fracos). Lítio, em particular, tem uma química de coordenação muito rica, na qual exibe números de coordenação de 1 a 12, embora hexacoordination octaédrica é o seu modo preferido. Em solução aquosa , os iões de metais alcalinos existem complexos hexahidratados como octaédricos ([M (H 2 O) 6 )] + ), com a excepção do ião de lítio, o que devido ao seu tamanho pequeno, forma complexos de tetrahidrato tetraédrico ([Li (H 2 O) 4 )] + ); os metais alcalinos formar estes complexos, porque os seus iões são atraídos por forças electrostáticas de atracção para as moléculas polares de água. Devido a isso, anidras sais que contêm catiões de metais alcalinos são muitas vezes utilizados como dessecantes . Metais alcalinos também formar facilmente complexos com éteres coroa (por exemplo, 12-coroa-4 para Li + , 15-coroa-5 no caso de Na + , 18-coroa-6 para K + , e 21-coroa-7 para Rb + ) e criptandos devido à atracção electrostática.

soluções de amônia

Os metais alcalinos dissolvem lentamente no líquido amónia , formando soluções amoniacais de solvatada M + ee - , que reagem de modo a formar hidrogénio gasoso e a amida de metal alcalino (MNH 2 , em que M representa um metal alcalino): este foi referido pela primeira vez por Humphrey Davy em 1809 e que foi encontrado por W. Weyl em 1864. O processo pode ser acelerado por um catalisador . Soluções semelhantes são formadas pela divalente pesada metais alcalino-terrosos, cálcio , estrôncio , bário , bem como o divalente lantanídeos , európio e itérbio . O sal de amida é bastante insolúvel e prontamente precipita da solução, deixando soluções de amoníaco intensamente coloridos dos metais alcalinos. Em 1907, Charles Krause identificado a cor como sendo devida à presença de electrões solvatados , o que contribui para a condutividade eléctrica elevada destas soluções. Em baixas concentrações (abaixo de 3 M), a solução é azul escuro e tem dez vezes a condutividade da solução aquosa de cloreto de sódio ; em concentrações mais elevadas (acima de 3 M), a solução é cor de cobre e tem, aproximadamente, a condutividade dos metais líquidos como o mercúrio . Além do sal de amida de metal alcalino e os electrões solvatados, tais soluções de amoníaco também contêm o catião de metal alcalino (M + ), o átomo de metal alcalino neutro (H), diatómicas moléculas de metais alcalinos (H 2 ) e aniões de metais alcalinos (M - ). Estes são instáveis e, eventualmente, tornar-se a amida de metal alcalino e hidrogénio gás mais termodinamicamente estável. Electrões solvatados são poderosos agentes redutores e são muitas vezes utilizados em síntese química.

organometálica

organol�io

Estrutura do octaédrica n -butil-lítio hexâmero, (C 4 H 9 Li) 6 . Os agregados são mantidas juntas por ligações covalentes entre deslocalizados de lítio e o carbono terminal da cadeia butilo. Não há ligação directa lítio-lítio em qualquer composto de organolítio.
Sólidos fenillítio forma cristais monoclínicos pode ser descrito como consistindo em dimérica Li 2 ( C 6 H 5 ) 2 subunidades. Os átomos de lítio e os ipso carbonos dos anéis de fenilo formar um anel de quatro membros planares. O plano dos grupos fenilo são perpendiculares ao plano desta Li 2 C 2 anel. Forte ligações intermoleculares adicional ocorre entre estes dímeros fenil-lítio e os electrões pi dos grupos fenilo na dímeros adjacentes, resultando numa estrutura polimérica escada infinito.

Sendo a menor de metal alcalino, de lítio forma o mais ampla variedade de mais estáveis e compostos organometálicos , que estão ligados de forma covalente. Organolítio compostos são electricamente não condutores sólidos ou líquidos voláteis que fundem a baixas temperaturas, e tendem a formar oligómeros com a estrutura (RLi) x em que R é o grupo orgânico. Como a natureza electropositiva de lítio coloca a maior parte da densidade de carga da ligação no átomo de carbono, criando eficazmente um carbanião , organolítio compostos são extremamente potentes bases e nucleófilos . Para uso como bases, butyllithiums são frequentemente usados e encontram-se comercialmente disponíveis. Um exemplo de um composto de organolítio é metillítio ((CH 3 Li) x ), que existe em tetramérica, ( x = 4, tetraédrico) e hexamicos ( x formas = 6, octaédricos). Compostos de organo-lítio, especialmente n -butil-litio, são reagentes úteis em síntese orgânica, como seria de esperar dado relacionamento diagonal de lítio com magnésio, que desempenha um papel importante na reacção de Grignard . Por exemplo, alquil-lítios e aryllithiums podem ser usadas para sintetizar aldeídos e cetonas mediante reacção com metais carbonilos . A reacção com tetracarbonilo de níquel , por exemplo, prossegue por meio de um complexo de níquel de carbonilo acilo instáveis que, em seguida, passa por substituição electrof para dar o aldeído desejado (utilizando H + como o electrófilo) ou cetona (usando um halogeneto de alquilo) do produto.

LiR + [Ni (CO) 4 ] -CO   Li + [RCONi (CO) 3 ] -
Li + [RCONi (CO) 3 ] - H +solvente Li + + RCHO + [(solvente), Ni (CO) 3 ]
Li + [RCONi (CO) 3 ] - R'Br solvente Li + + + R'COR [(solvente), Ni (CO) 3 ]

Alquil-lítios e aryllithiums podem também reagir com N , N -dissubstituído amidas para dar aldeídos e cetonas, e cetonas simétricas por reacção com monóxido de carbono . Eles decompor termicamente para eliminar um β-hidrogénio, a produção de alcenos e hidreto de lítio : uma outra via é a reacção de éteres com alquil- e aryllithiums que actuam como bases fortes. Em solventes não-polares, aryllithiums reagir como os carbaniões eles são eficazmente, transformando o dióxido de carbono para aromáticos ácidos carboxílicos (ARCO 2 H) e aril-cetonas para carbinóis terciárias (Ar' 2 C (Ar) OH). Finalmente, eles podem ser utilizados para sintetizar outros compostos organometálicos através de permuta metal-halogéneo.

metais alcalinos mais pesados

Ao contrário dos compostos de organolítio, compostos organometálicos de metais alcalinos mais pesados são predominantemente iónico. A aplicação de organosódio compostos em química é limitada em parte devido à competição de compostos de organo-lítio , que estão disponíveis comercialmente e apresentam reactividade mais conveniente. O principal composto organosódio de grande importância comercial é ciclopentadieneto de sódio . Tetrafenilborato de sódio também pode ser classificada como um composto de organosódio, uma vez no sio estado sólido é ligado aos grupos arilo. Os compostos organometálicos de metais alcalinos superiores são ainda mais reactivo do que os compostos de organosódio e de utilidade limitada. Um reagente notável é a base de Schlosser , uma mistura de n -butil-lítio e de potássio terc -butóxido . Este reagente reage com propeno , para formar o composto allylpotassium (KCH 2 CHCH 2 ). cis -2-buteno e trans- 2-buteno Equilibrar quando em contacto com metais alcalinos. Considerando isomerização é rápido com lítio e de sódio, que é lento, com os metais alcalinos, mais pesados. Os metais alcalinos mais pesados também favorecem o estericamente conformação congestionado. Várias estruturas cristalinas de compostos de organosódio têm sido relatados, que estabelece que, como os compostos de sódio, são poliméricos. Organosódio, organosódio, organorubidium e compostos organocaesium são todos principalmente iónico e são insolúveis (ou quase) em solventes não polares.

Alquilo e arilo derivados de sódio e de potássio tendem a reagir com o ar. Eles causam a clivagem de éteres , gerando alcóxidos. Ao contrário de compostos de alquil-lítio, e alkylsodiums alkylpotassiums não podem ser feitos por reacção dos metais com halogenetos de alquilo porque acoplamento Wurtz ocorre:

RM + R'X → R-R' + MX

Como tal, eles têm que ser produzidos por reacção de Alquilmercúrio compostos com sódio ou potássio metálico em solventes de hidrocarbonetos inertes. Enquanto methylsodium forma tetreros como metil-lítio, é mais methylpotassium iónico e tem o arsenieto de níquel estrutura com aniões metilo discretas e catiões de potássio.

Os metais alcalinos e os seus hidretos reagir com hidrocarbonetos ácidas, por exemplo, ciclopentadienos e alcinos terminais, para dar sais. Amoníaco líquido, éter, hidrocarboneto ou solventes são utilizados, o mais comum dos quais ser tetra-hidrofurano . O mais importante destes compostos é ciclopentadieneto de sódio , NaC 5 H 5 , um precursor importante para muitos derivados de ciclopentadienilo de metais de transição. Da mesma forma, os metais alcalinos reagem com ciclo-octatetraeno em tetra-hidrofurano para dar metais alcalinos cyclooctatetraenides ; por exemplo, de dipotássio cyclooctatetraenide (K 2 C 8 H 8 ) é um precursor importante para muitos derivados de metal, tais como ciclooctatetraenilo uranocene . As grandes e muito fracamente polarizadores catiões de metais alcalinos, pode estabilizar, aniões radicais aromáticos grandes polarizáveis, tais como o verde-escuro naftaleneto de sódio , Na + [C 10 H 8 •] - , um agente de redução forte.

extensões

Empírica (Na-Cs, Mg-Ra) e prevista (Fr-Uhp, NBI-Ahnn) raio atómico dos metais alcalinos e alcalinoterrosos a partir do terceiro para o nono período , medido em Angstroms

Embora frâncio é o mais pesado de metal alcalino que tem sido descoberto, tem havido algum trabalho teórico prever as características físicas e químicas dos metais alcalinos pesados hipotéticas. Sendo o primeiro elemento período de 8 , o elemento não descoberto ununénnio (elemento 119) está previsto para ser próximo de um metal alcalino, após o frâncio e comportar-se muito mais leves como os seus congéneres ; no entanto, também está previsto para ser diferente de entre os metais alcalinos, mais leves em algumas propriedades. Sua química está previsto para ser mais próximo ao de potássio ou rubídio em vez de césio ou frâncio. Isto é incomum como propriedades periódicas , ignorando os efeitos relativísticos poderia prever ununénnio ser ainda mais reativo do que de césio e frâncio. Este reduzido reactividade é devido à estabilização relativista dos electrões de valência de ununénnio, aumentando primeira energia de ionização do ununénnio e diminuindo o metálico e raios iónicos ; este efeito já é visto por frâncio. Isto assume que ununénnio irá comportar-se quimicamente como um metal alcalino, o qual, embora provavelmente, não pode ser verdade devido a efeitos relativistas. A estabilização relativista da orbital 8s também aumenta de ununénnio afinidade de electrões para além daquela de césio e frâncio; de facto, ununénnio deverá ter uma afinidade de electrões mais elevada do que todos os metais alcalinos, mais leves do que. Efeitos relativísticos também causar uma grande queda na polarizabilidade de ununénnio. Por outro lado, ununénnio está prevista para continuar a tendência de pontos de fusão decrescentes descer o grupo, a ser esperado ter um ponto de fusão entre 0 ° C e 30 ° C.

Empírica (Na-Pe) e electrões previsto (Uue) afinidade de metais alcalinos a partir do terceiro ao oitavo período , medido em electrões-volt

A estabilização de electrões de valência de ununénnio e, portanto, a contracção da causa orbital 8s seu raio atómico para ser reduzido a 240  pm , muito próxima da de rubídio (247 pm), de modo a que a química da ununénnio no estado uma oxidação deve ser mais parecida com a química do rubídio do que a de frâncio. Por outro lado, o raio iónico do Uue + ião está previsto para ser maior do que a de Rb + , porque os 7p orbitais estão desestabilizado e são, portanto, maior do que as orbitais p das conchas inferiores. Ununénnio também pode mostrar o 3 estado de oxidação , o que não é vista em qualquer outro metal alcalino, para além do estado de oxidação 1 que é característica dos outros metais alcalinos e é também o principal estado de oxidação de todos os metais alcalinos conhecidas: isso é por causa da desestabilização e expansão da 7P 3/2 spinor, fazendo com que seus elétrons ultraperiféricas ter uma energia de ionização inferior ao que de outra forma seria esperado. De fato, muitos compostos ununénnio deverão ter um grande covalente caráter, devido ao envolvimento dos 7P 3/2 elétrons na ligação.

Empírica (Na-Pe, Mg-Ra) e prevista (Uue-Uhp, NBI-Ahnn) energia de ionização dos metais alcalinos e alcalinoterrosos a partir do terceiro para o nono período, medido em electrões-volt

Não tanto trabalho tem sido feito prever as propriedades dos metais alcalinos além ununénnio. Embora uma simples extrapolação da tabela periódica poria elemento 169, unhexennium, sob ununénnio, cálculos de Dirac-Fock prever que o próximo de metal alcalino após ununénnio pode realmente ser elemento 165, unhexpentium, que está previsto para ter a configuração de electrões [Og] 5g 18 6f 14 7d 10 8s 2 8p 1/2 2 9s 1 . Além disso, este elemento seriam intermediário nas propriedades entre um metal alcalino e um elemento do grupo 11 , e ao mesmo tempo as suas propriedades físicas e atómicas estaria mais próximo da anterior, a sua química pode ser mais estreita para que deste último. Os cálculos adicionais mostram que unhexpentium se seguir a tendência crescente de energia de ionização para além de césio, com uma energia de ionização comparável à de sódio, e que também deve continuar a tendência de diminuir raios atómicos além de césio, com um raio atómico comparável à de potássio . No entanto, os electrões 7d de unhexpentium também pode ser capaz de participar em reacções químicas juntamente com o electrão 9s, possivelmente permitindo que os estados de oxidação para além 1, onde o comportamento de metal de transição susceptível de unhexpentium. Devido aos alcalinos e metais alcalino-terrosos sendo ambos s-bloco elementos, estas previsões para as tendências e propriedades de ununénnio e unhexpentium também principalmente mantenha muito semelhante para os metais alcalino-terrosos correspondentes unbinílio (NBI) e unhexhexium (Ahnn).

As propriedades prováveis de outros metais alcalinos, para além unhexpentium ainda não foram explorados a partir de 2015; na verdade, suspeita-se que eles podem não ser capaz de existir. Em períodos de 8 e acima da tabela periódica, e efeitos relativistas escudo-estrutura tornar-se tão forte que a partir de extrapolações congéneres mais leves tornam-se completamente impreciso. Além disso, os efeitos relativistas e escudo-estrutura (que estabilizam as s-orbitais e desestabilizam e expandir a d-, f-, e G-orbitais de conchas superiores) têm efeitos opostos, causando ainda maior diferença entre relativista e não relativista cálculos das propriedades dos elementos com elevadas tais números atómicos. O interesse nas propriedades químicas do ununénnio e unhexpentium deriva do facto de que ambos os elementos estão localizados perto dos locais esperados de ilhas de estabilidades , centradas em elementos 122 ( 306 Ubb) e 164 ( 482 UHQ).

metais alcalino-pseudo

Muitas outras substâncias são semelhantes aos metais alcalinos em sua tendência a formar cátions monopositive. Analogamente aos pseudo , eles têm por vezes sido chamado de "metais pseudo-alcalóide". Estas substâncias incluem alguns elementos e muitos mais iões poliatómicos ; os iões poliatómicos são especialmente semelhante para os metais alcalinos em seu grande tamanho e fraco poder de polarização.

hidrogênio

O elemento de hidrogénio , com um átomo de electrões por neutro, é normalmente colocada no topo de um grupo da tabela periódica, por conveniência, mas o hidrogénio não é normalmente considerado como sendo um metal alcalino; quando é considerado para ser um metal alcalino, é por causa das suas propriedades atómicas e não as suas propriedades químicas. Sob condições típicas, hidrogénio puro existe como um diatómico de gás constituída por dois átomos por molécula (H 2 ); no entanto, os metais alcalinos única formar moléculas diatómicas (tais como di-lítio , Li 2 ) a temperaturas elevadas, quando eles estão na gasoso estado.

Hidrogénio, como os metais alcalinos, tem um electrão de valência e reage facilmente com os átomos de halogénio , mas as semelhanças final devido ao pequeno tamanho de um protão H nu + em comparação com os catiões de metais alcalinos. O seu posicionamento acima de lítio é principalmente devido à sua configuração de electrões . Às vezes, é colocado acima de carbono devido aos seus eletronegatividades ou semelhantes flúor , devido às suas propriedades químicas semelhantes.

A primeira energia de ionização de hidrogénio (1312,0 kJ / mol ) é muito mais elevada do que a dos metais alcalinos. Como apenas um electrão adicional é necessário para preencher a camada mais externa do átomo de hidrogénio, átomo de hidrogénio muitas vezes comporta-se como um halogéneo, formando o negativo hidreto de iões, e é muito ocasionalmente considerados como um halogéneo com base nisso. (Os metais alcalinos também podem formar iões negativos, conhecidos como alkalides , mas estes são pouco mais do que curiosidades de laboratório, sendo instável.) Um argumento contra esta colocação é que a formação de hidreto a partir de hidrogénio é endotérmica, ao contrário da formação exotérmica dos halogenetos de halogéneos . O raio do H - ânion também não se encaixa na tendência crescente de tamanho descer os halogênios: na verdade, H - é muito difusa porque seu único próton não pode controlar facilmente ambos os elétrons. Esperava-se há algum tempo que o hidrogénio líquido iria mostrar propriedades metálicas; enquanto esta tem sido demonstrado que não seja o caso, sob extremamente altas pressões , tais como aqueles encontrados nos núcleos de Júpiter e Saturn , hidrogénio se torna metálico e comporta-se como um metal alcalino; nesta fase, que é conhecido como hidrogénio metálico . A resistividade eléctrica do líquido de hidrogénio metálico a 3000 K é aproximadamente igual ao do líquido rubídio e césio em 2000 K para as respectivas pressões quando eles sofrem uma transição não-metal-metal.

O 1s uma configuração electrónica de hidrogénio, enquanto superficialmente semelhante ao dos metais alcalinos (ns 1 ), é única porque não há subcamada 1p. Por isso, pode perder um electrão para formar o Hydron H + , ou obter um para formar o hidreto de iões de H - . No primeiro caso, que se assemelha superficialmente os metais alcalinos; neste último caso, os halogeos, mas as diferenças devido à ausência de uma subcamada 1p são suficientemente importante que nenhum dos grupos encaixa as propriedades de hidrogénio bem. Grupo 14 é também um bom ajuste em termos de propriedades termodinâmicas, tais como energia de ionização e afinidade de electrões , mas torna sem sentido química porque não hidrogénio pode ser tetravalente. Assim, nenhum dos três canais são inteiramente satisfatórios, embora o grupo 1 é a colocação mais comum (se for escolhido) porque o Hydron é de longe a mais importante de todas as espécies de hidrogénio monoatômicos, sendo a base da química ácido-base. Como um exemplo de propriedades não ortodoxos de hidrogénio que resultam da sua configuração electrónica incomum e tamanho pequeno, o ião de hidrogénio é muito pequeno (cerca de 150 raio  fm em comparação com o tamanho 50-220 pm da maioria dos outros átomos e iões) e por isso é inexistente em sistemas condensados excepto em associação com outros átomos ou moléculas. De facto, a transferência de protões entre produtos químicos é a base da química ácido-base . Também único é a capacidade do átomo de hidrogénio para formar ligações de hidrogénio , que são um efeito de transferência de carga, electrostático , e electrões fenómenos que contribuem correlativos. Enquanto que os títulos de lítio análogos também são conhecidos, eles são principalmente electrostática. No entanto, o hidrogénio pode assumir o mesmo papel estrutural como os metais alcalinos, em alguns cristais moleculares, e tem uma relação estreita com os metais alcalinos (especialmente lítio mais leves).

Amónio e derivados

De modo semelhante para os metais alcalinos, amónia reage com ácido clorídrico para formar o sal de cloreto de amónio .

O amónio ião ( NH +
4
) tem propriedades muito semelhantes às dos metais alcalinos mais pesados, agindo como um metal alcalino intermediário entre o potássio e o rubídio, e é frequentemente considerada um parente próximo. Por exemplo, de metais alcalinos mais sais são solúveis em água, uma propriedade que os sais de amónio partes. Amónio é esperado comportar-se de forma estável como um metal ( NH +
4
iões em uma mar de electrões deslocalizados) a pressões muito elevadas (embora menos do que a pressão normal, onde as transições de isolamento para o comportamento metálico ocorrer em torno de, 100  GPa ), e poderia possivelmente ocorrer dentro dos gigantes de gelo Urano e Netuno , que podem ter impactos significativos sobre seus campos magnéticos internos. Estimou-se que a transição a partir de uma mistura de amoníaco moléculas e di-hidrogenofosfatos para metálico de amónio pode ocorrer apenas a pressões inferiores a 25 GPa. Sob condições padrão, de amónio pode formar uma amálgama com o mercúrio metálico.

Outros metais "pseudo-alcalóide" incluem os alquilamónio catiões, em que alguns dos átomos de hidrogénio no catião amónio são substituídos por grupos alquilo ou arilo. Em particular, os catiões de amónio quaternário ( NR +
4
) são muito úteis uma vez que são permanentemente carregado, e eles são muitas vezes utilizados como uma alternativa para a cara Cs + para estabilizar muito grande e muito facilmente aniões polarizáveis tais como HI -
2
. Hidróxidos de tetraalquilamónio, como hidróxidos de metais alcalinos, são bases muito fortes que reagem com dióxido de carbono atmosférico para formar carbonatos. Além disso, o átomo de azoto pode ser substituído por um fósforo, arsénio, antimónio ou átomo (os mais pesados não metálicos grupo do nitrogênio ), criando uma fosfónio ( PH +
4
) ou arsónio ( AsH +
4
) catião que por si só pode ser substituído de modo semelhante; enquanto estibónio ( SbH +
4
) em si não é conhecida, alguns dos seus derivados orgânicos são caracterizados.

Cobaltocene e derivados

Cobaltocene , Co (C 5 H 5 ) 2 , é um metaloceno , o cobalto análogo de ferroceno . É um sólido púrpura escuro. Cobaltocene tem 19 electrões de valência, mais um do que o normalmente encontrado em complexos de metais de organotransition, tais como a sua relativa muito estável, ferroceno, de acordo com a regra de 18 electrões . Este electrão adicional ocupa uma orbital que é antibonding no que diz respeito às ligações Co-C. Consequentemente, muitas reacções químicas de Co (C 5 H 5 ) 2 são caracterizados pela sua tendência para perder este electrão "extra", obtendo-se um catião de 18 electrões muito estável conhecida como cobaltocenium. Muitos sais cobaltocenium coprecipitar com sais de césio, e hidróxido de cobaltocenium é uma base forte que absorve o dióxido de carbono atmosférico para formar carbonato de cobaltocenium. Tal como os metais alcalinos, cobaltocene é um agente de redução forte, e decamethylcobaltocene é ainda mais forte devido ao combinado efeito indutivo das dez grupos metilo. Cobalto pode ser substituído pelo seu congénere mais pesado ródio para dar rodoceno , um agente de redução ainda mais forte. Iridocene (envolvendo irídio ) presumivelmente seriam ainda mais potente, mas não está muito bem estudada, devido à sua instabilidade.

Tálio

Peças de tálio muito pura em um copo ampola , armazenadas sob árgon gás

Tálio é o mais pesado elemento estável em grupo 13 da tabela periódica. Na parte inferior da tabela periódica, o efeito par inerte é bastante forte, por causa da relativista estabilização dos 6s orbitais e a energia de ligação diminuindo à medida que os átomos de aumentar em tamanho de modo que a quantidade de energia libertada na formao mais duas ligações não está vale a pena as altas energias de ionização dos elétrons 6s. Ele exibe a um estado de oxidação que todo o conhecido alcalino metais de exibição, e compostos de tálio com tálio em um estado de oxidação são muito semelhantes às de potássio ou correspondentes prata compostos estequiometricamente devido ao raio iico semelhante de Tl + (164  pm ), K + (152 pm) e Ag + íons (129 pm). Foi por vezes considerada um metal alcalino na Europa continental (mas não na Inglaterra) nos anos imediatamente após a sua descoberta, e foi colocado imediatamente depois de césio como o sexto metal alcalino Dmitri Mendeleev '1869 s tabela periódica e Julius Lothar Meyer ' s 1868 tabela periódica. (1871 tabela periódica de Mendeleev e 1870 tabela periódica de Meyer colocar tálio na sua posição actual no grupo de boro e deixou o espaço abaixo em branco de césio.) No entanto, tálio exibe também o estado de oxidação três, os quais não conhecidos monitores de metais alcalinos (embora ununénnio, a sétima metal alcalino não descoberto, está previsto para, possivelmente, a indicar o estado de oxidação +3). O sexto metal alcalino é agora considerado o frâncio. Enquanto Tl + é estabilizado pelo efeito par inerte, este par inerte de 6s electrões ainda é capaz de participar quimicamente, de modo que estes electrões são estereoquimicamente activo em solução aquosa. Além disso, os halogenetos de tálio (excepto TLF ) são bastante insolúveis em água, e Tli tem uma estrutura invulgar devido à presença do par inerte estereoquimicamente activa em tálio.

Cobre, prata e ouro

Um cristal de um mineral de metal de cor de cobre de pé sobre uma superfície branca
Cobre
Um cristal de um cristal de metal prateado deitado sobre uma superfície cinzento
Prata
Um cristal de um metal amarelo deitado sobre uma superfície branca
Ouro

Os grupos de 11 metais (ou metais) cunhagem, cobre , prata , e de ouro , são tipicamente categorizadas como metais de transição dado que eles podem formar iões com incompletos d-conchas. Fisicamente, eles têm os pontos de fusão relativamente baixos e valores elevados de electronegatividade associados com metais de pós-transição . "A preenchido d subcamada e livre de electrões de Cu, Ag, e Au contribuir para a sua elevada condutividade eléctrica e térmica. Os metais de transição para a esquerda do grupo 11 interacções experiência entre s electrões e a parcialmente cheio d subcamada que a mobilidade dos electrões inferior." Quimicamente, os metais do Grupo 11 comportam-se como metais do grupo principal nos seus estados de valência +1, e são, portanto, algo relacionado com os metais alcalinos: esta é uma razão para a sua anteriormente ser rotulado como "grupo IB", em paralelo com os metais alcalinos " grupo IA". Eles são ocasionalmente classificada como metais pós-transição. Seus espectros são análogas às dos metais alcalinos. Seus íons monopositive são paramagnética e contribuir nenhuma cor aos seus sais, como os de metais alcalinos.

Em 1871 tabela periódica, cobre, prata, ouro e de Mendeleev estão listados duas vezes, uma vez sob grupo VIII (os com a tríade de ferro e metais do grupo de platina ), e uma vez no grupo IB. Grupo IB foi, no entanto parenthesised notar que era hesitante. Principal critério de Mendeleev para atribuição de grupo foi o estado máximo de oxidação de um elemento: com base nisso, o grupo 11 elementos não podem ser classificados no grupo IB, devido à existência de cobre (II) e o ouro (III) compostos são conhecidas nesse Tempo. No entanto, a eliminação do grupo IB faria grupo I o único grupo principal (grupo VIII foi marcado um grupo de transição) a falta de uma bifurcação A-B. Logo depois, a maioria dos químicos escolheu para classificar estes elementos do grupo IB e removê-los do grupo VIII para a simetria resultante: esta foi a classificação predominante até que o aumento do 18-coluna moderna tabela periódica média de comprimento, que se separou o álcali metais e metais do grupo 11.

Os metais de cunhagem foram tradicionalmente considerado como uma subdivisão do grupo de metal alcalino, devido a eles partilha a característica de uma configuração de electrões dos metais alcalinos (grupo 1: p 6 s 1 ; 11 grupo: d 10 s 1 ). No entanto, as semelhanças são largamente confinado às estequiometrias dos +1 compostos de ambos os grupos, e não as suas propriedades químicas. Isto decorre da subcamada d preenchido proporcionando um efeito de blindagem muito mais fraco em electrões a mais externa que s o p subcamada preenchido, de modo que os metais de cunhagem têm muito mais elevadas energias primeiro ionização e menor raio iónico do que os metais alcalinos correspondentes. Além disso, eles têm pontos de fusão mais elevado, dureza, e densidades, e reactividades mais baixos e solubilidades no líquido de amoníaco , bem como ter um carácter mais covalente nos seus compostos. Finalmente, os metais alcalinos são na parte superior da série electroquímica , enquanto que os metais de cunhagem são quase na parte inferior. Os metais de cunhagem, cheia concha d é muito mais facilmente rompidas do que os metais alcalinos, cheia p concha, de modo que os segundos e terceiros energias de ionização são menores, permitindo que os estados de oxidação mais elevados do que 1 e uma química de coordenação mais rico, dando, assim, o grupo 11 metais clara metal de transição de caracteres. Particularmente digno de nota é o ouro formando compostos iónicos com rubídio e césio, em que se forma o ião auride (Au - ), que também ocorre na forma solvatada em solução de amoníaco líquido: aqui ouro comporta-se como uma pseudo porque a sua 5d 10 6s uma configuração tem um electrão menos do que a casca semi-fechado 5d 10 6s duas configuração de mercúrio .

Produção e isolamento

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Salinas são ricos em lítio, tais como estes em Salar del Hombre Muerto, Argentina (à esquerda) e Uyuni , Bolívia (direita). A salmoura rica-lítio é concentrado através do bombeamento em lagoas de evaporação solar (visíveis imagem em Argentina).

A produção de metais alcalinos puro é um tanto complicado devido à sua extrema reactividade com substâncias vulgarmente utilizados, tais como água. A partir das suas silicato de minérios, todos os metais alcalinos estáveis podem ser obtidos da mesma maneira: ácido sulfúrico é primeiro utilizada para dissolver o ião de metal alcalino desejado e de alumínio (III) iões a partir do minério (lixiviação), após o que a precipitação de base remove iões de alumínio a partir da mistura por precipitando-a como o hidróxido . O metal alcalino insolúvel remanescente carbonato é depois precipitado selectivamente; o sal é, em seguida, dissolvido em ácido clorídrico para produzir o cloreto. O resultado é, em seguida, deixou-se evaporar e o metal alcalino pode, então, ser isolado. De lítio e de sódio são normalmente isolado através da electrólise dos seus cloretos de líquidos, com cloreto de cálcio tipicamente adicionado para baixar o ponto de fusão da mistura. Os metais alcalinos mais pesadas, contudo, é mais tipicamente isolado de uma maneira diferente, em que um agente de redução (tipicamente de sódio por potássio e magnésio ou cálcio para os metais alcalinos, mais pesados) é usado para reduzir o cloreto de metal alcalino. O produto líquido ou gasoso (metal alcalino), em seguida, submetido a destilação fraccionada para a purificao. A maioria das rotas para os metais alcalinos puros requerem a utilização de electrólise, devido à sua elevada reactividade; um dos poucos que não é a pirólise do metal alcalino correspondente azida , o que produz o metal para o sódio, potássio, rubídio, e césio e o nitreto de lítio.

Os sais de lítio têm de ser extraídos a partir da água de nascentes de água mineral , salmoura piscinas, e depósitos de salmoura. O metal é produzido electroliticamente a partir de uma mistura de fundido de cloreto de lítio e cloreto de potássio .

De sódio ocorre principalmente em água salgada e secou-se fundo do mar , mas agora é produzido por meio de electrólise do cloreto de sódio , baixando o ponto de fusão da substância para abaixo de 700 ° C através do uso de uma célula de Downs . Extremamente pura de sódio pode ser produzido através da decomposição térmica de azida de sódio . De potássio ocorre em muitos minerais, tais como silvite ( cloreto de potássio ). Anteriormente, potássio foi geralmente feita a partir da eletrólise de cloreto de potássio ou hidróxido de potássio , encontrado extensivamente em lugares como Canadá, Rússia, Bielorrússia, Alemanha, Israel, Estados Unidos, e Jordan, em um método semelhante à forma como sódio foi produzido no final dos anos de 1800 e 1900. Ele também pode ser produzido a partir de água do mar . No entanto, estes métodos são problemáticos porque o metal potássio tende a dissolver-se no seu cloreto de fundido e vaporiza significativamente às temperaturas operacionais, potencialmente formando o superóxido explosivo. Como resultado, o metal puro potássio é agora produzido através da redução de cloreto de potássio fundido com metal de sódio em 850 ° C.

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (L) + K (g)

Embora o sódio é menos reactivo do que o de potássio, este processo funciona porque a tais temperaturas elevadas de potássio é mais volátil do que os de sódio e pode ser facilmente removido por destilação, de modo que o equilíbrio se desloca para a direita para a produção de mais gás de potássio e prossegue quase até a conclusão.

A cinza pedaço 5 centímetros brilhante de matéria com uma superfície áspera.
Esta amostra de uraninite contém cerca de 100.000 átomos (3,3 × 10 - 20  g) de frâncio-223, em qualquer momento dado.

Durante vários anos na década de 1950 e 1960, um subproduto da produção de potássio chamado Alkarb era uma fonte principal para rubídio. Alkarb continha 21% de rubídio, enquanto o resto foi de potássio e uma pequena fracção de césio. Hoje os maiores produtores de césio, por exemplo, o Tanco Mina em Manitoba, Canadá, produzir rubídio como subproduto de polucita . Hoje em dia, um método comum para a separação de rubídio a partir de potássio e de césio é a cristalização fraccionada de um rubídio e césio alúmen ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 · 12 H 2 O , o qual produz alúmen rubídio puro após cerca de 30 recristalizações. As aplicações limitadas e à falta de um mineral rico em rubídio limitar a produção de compostos de rubídio de 2 a 4 toneladas por ano. Césio, no entanto, não é produzido a partir da reacção anterior. Em vez disso, a extracção de polucita minério é o principal método de obtenção de césio puro, extraído do minério principalmente por três métodos: digestão ácida, alcalina de decomposição, e de redução directa. Ambos os metais são produzidos como subprodutos da produção de lítio: depois de 1958, quando o interesse nas propriedades termonucleares de lítio aumentou acentuadamente, a produção de rubídio e césio também aumentou correspondentemente. Metais rubídio e césio puros são produzidos por redução dos seus cloretos de cálcio de metal a 750 ° C e baixa pressão.

Como um resultado da sua extrema raridade na natureza, a maioria frâncio é sintetizado na reacção nuclear 197 Au + 18 O210 Pe + 5 n , obtendo-se o frâncio-209 , frâncio-210 , e frâncio-211 . A maior quantidade de frâncio já montada a data é de cerca de 300.000 átomos neutros, os quais foram sintetizados utilizando a reacção nuclear dado acima. Quando o único isótopo natural, frâncio-223 é especificamente requerido, é produzido como a filha alfa de actínio-227, ela própria produzida sinteticamente a partir da irradiação de neutrões de rádio-226 natural, uma das filhas de urânio natural-238.

aplicações

FOCS 1, um relógio atômico de césio na Suíça
FOCS 1, um relógio atômico de césio na Suíça

Lítio, sódio, potássio e têm muitas aplicações, enquanto rubídio e césio são muito úteis em contextos académicos, mas não têm ainda muitas aplicações. Lítio é muitas vezes utilizado em baterias de lítio e óxido de lítio pode ajudar sílica processo. Estearato de lítio é um espessante e pode ser utilizada para fazer massas lubrificantes; que é produzido a partir de hidróxido de lítio, o qual também é utilizada para absorver dióxido de carbono em cápsulas espaciais e submarinos. Cloreto de lítio é usado como uma liga de solda forte para peças de alumínio. Lítio metálico é usado em ligas com magnésio e alumínio para dar ligas muito resistentes e leves.

Os compostos de sódio têm muitas aplicações, o mais bem conhecido o cloreto de sódio estar como o sal de mesa . Sais de sódio de ácidos gordos são utilizados como sabão. De metal de sódio puro também tem muitas aplicações, incluindo a utilização em lâmpadas de vapor de sódio , que produzem luz muito eficientes em comparação com outros tipos de iluminação, e podem ajudar a alisar a superfície de outros metais. Sendo um agente de redução forte, é frequentemente utilizado para reduzir a muitos outros metais, tais como titânio e zircónio , a partir de seus cloretos. Além disso, é muito útil como um líquido permutador de calor em reactores nucleares reprodutores rápidos devido ao seu baixo ponto de fusão, viscosidade, e de secção transversal no sentido de absorção de neutrões.

Os compostos de potássio são muitas vezes utilizados como fertilizantes como o potássio é um elemento importante para a nutrição das plantas. O hidróxido de potássio é uma base muito forte, e é usado para controlar o pH de várias substâncias. Nitrato de potássio e permanganato de potássio são frequentemente utilizados como agentes oxidantes potentes. Superóxido de potássio é utilizado em máscaras respiratórias, uma vez que reage com o dióxido de carbono para dar carbonato de potássio e gás oxigénio. Potássio metálico puro não é muitas vezes usada, mas as suas ligas com sódio pode substituir de sódio puro em reactores nucleares reprodutores rápidos.

Rubídio e césio são frequentemente utilizados em relógios atômicos . Césio relógios atômicos são extraordinariamente precisas; Se um relógio havia sido feita na época dos dinossauros, seria fora por menos de quatro segundos (após 80 milhões de anos). Por essa razão, átomos de césio são usados como a definição do segundo. Iões rubídio são muitas vezes utilizados em roxo fogos , e césio é muitas vezes usado em fluidos de perfuração na indústria do petróleo.

Francium não tem aplicações comerciais, mas por causa do relativamente simples de francium estrutura atômica , entre outras coisas, ela tem sido usada em espectroscopia experimentos, levando a mais informações sobre os níveis de energia e as constantes de acoplamento entre partículas subatômicas . Os estudos sobre a luz emitida por francium-210 íons presos por laser forneceram dados precisos sobre as transições entre níveis de energia atômica, semelhantes a aqueles previstos pela teoria quântica .

papel biológico e precauções

metais

Metais alcalinos puros são perigosamente reactivo com o ar e a água e tem de ser mantido afastado do calor, fogo, agentes oxidantes, ácidos, a maioria dos compostos orgânicos, halocarbonos , plásticos , e humidade. Eles também reagir com dióxido de carbono e tetracloreto de carbono, de modo que os extintores de incêndio são normais contraproducente quando utilizados em incêndios de metais alcalinos. Alguns pó seco Classe D extintores concebidos para incêndios de metais são eficazes, privando o fogo de oxigénio e arrefecimento do metal alcalino.

As experiências são geralmente conduzida usando apenas pequenas quantidades de alguns gramas num exaustor de fumos . Pequenas quantidades de lítio, podem ser eliminados por reacção com água fria, mas os metais alcalinos, mais pesados deve ser dissolvido em quanto menos reactivo é o isopropanol . Os metais alcalinos deve ser armazenado sob óleo mineral ou numa atmosfera inerte. A atmosfera inerte pode ser utilizado árgon gasoso ou azoto, excepto para o lítio, o qual reage com azoto. Rubídio e césio devem ser mantidos fora de ar, mesmo em óleo, porque mesmo uma pequena quantidade de ar difundido para o óleo pode provocar a formação do peróxido de perigosamente explosiva; pela mesma razão, de potássio não deve ser armazenado sob óleo em uma atmosfera contendo oxigénio por mais de 6 meses.

íons

A química bioinorgânica dos iões de metal alcalino tem sido extensivamente revisto. estruturas cristalinas no estado sólido foram determinados para muitos complexos de iões de metais alcalinos em pequenos péptidos, componentes de ácidos nucleicos, hidratos de carbono e complexos de ionóforos.

Lithium naturalmente ocorre apenas em traços em sistemas biológicos e não tem nenhum papel biológico conhecido, mas tem efeitos sobre o corpo quando ingerido. O carbonato de lítio é usado como um estabilizador do humor em psiquiatria para tratar a doença bipolar ( depressão maníaca ) em doses diárias de cerca de 0,5 a 2 gramas, embora haja efeitos secundários. Ingestão excessiva de lítio provoca sonolência, discurso pouco claro e vómitos, entre outros sintomas, e os venenos do sistema nervoso central , o que é perigoso como a dosagem requerida de lítio para tratar a doença bipolar é apenas ligeiramente menor do que a dose tóxica. A sua bioquímica, a maneira como ele é tratado pelo corpo e estudos com ratos e cabras humano sugerem que é uma essencial oligoelemento , embora a função biológica natural de lítio em seres humanos ainda não foi identificado.

De sódio e de potássio ocorrer em todos os sistemas biológicos conhecidos, geralmente funcionando como electrólitos dentro e fora da culas . Sódio é um nutriente essencial que regula o volume de sangue, a pressão sanguínea, o equilíbrio osmótico e pH ; o requisito mínimo para fisiológica de sódio é de 500 miligramas por dia. Cloreto de sódio (também conhecido como sal comum) é a principal fonte de sódio na dieta, e é usado como tempero e conservante, tal como por decapagem e espasmódico ; a maior parte vem de alimentos processados. A ingestão dietética de referência para sódio é de 1,5 gramas por dia, mas a maioria das pessoas nos Estados Unidos consumir mais do que 2,3 gramas por dia, a quantidade mínima que promove a hipertensão; este por sua vez faz com que 7,6 milhões de mortes prematuras em todo o mundo.

O potássio é o principal catião (ião positivo) dentro de células de animais , enquanto o sódio é o principal catião fora células animais. Os concentração diferenças de estas partículas carregadas provoca uma diferença de potencial eléctrico entre o interior e exterior das células, conhecidas como o potencial de membrana . O equilíbrio entre potássio e sódio é mantido pelo transportador de iões proteínas na membrana celular . O potencial de membrana celular criada por iões de potássio e de sódio permite que a célula para gerar uma acção potencial -a "pico" de descarga eléctrica. A capacidade das células para produzir uma descarga eléctrica é essencial para as funções corporais, tais como a neurotransmissão , contracção muscular, e a função do coração. Perturbação de este equilíbrio pode, assim, ser fatal: por exemplo, a ingestão de grandes quantidades de compostos de potássio pode levar a hipercalemia influenciar fortemente o sistema cardiovascular. O cloreto de potássio é utilizado no Estados Unidos para injecção letal execuções.

Um dispositivo de radioterapia tipo roda que tem uma longa colimador para focar a radiação para um feixe estreito. O cloreto de fonte radioactiva de césio-137 é o quadrado azul, raios gama e estão representados pelo feixe que emerge da abertura. Esta era a fonte de radiação envolvida no acidente Goiânia, contendo cerca de 93 gramas de cloreto de césio-137.

Devido ao seu semelhante atómica raios, rubídio e césio na potássio mímico corpo e são levados para cima de modo semelhante. Rubídio não tem conhecido papel biológico, mas pode ajudar a estimular o metabolismo , e, à semelhança de césio, substitua potássio no corpo causando deficiência de potássio . A substituição parcial é perfeitamente possível, em vez e não-tóxico: uma pessoa 70 kg contém em média 0,36 g de rubídio, e um aumento neste valor por 50 a 100 vezes não revelaram efeitos negativos nas pessoas de teste. Os ratos podem sobreviver até 50% de substituição de potássio por rubídio. Rubídio (e, em muito menor grau de césio) pode funcionar como curas temporárias para hipocalemia; enquanto rubídio pode adequadamente fisiologicamente substituir potássio em alguns sistemas, césio nunca é capaz de fazê-lo. Há apenas uma evidência muito limitada na forma de sintomas de deficiência de rubídio sendo possivelmente essencial em caprinos; mesmo se isso é verdade, o traço equivale normalmente presentes nos alimentos são mais que suficientes.

Compostos de césio são raramente encontradas pela maioria das pessoas, mas a maioria dos compostos de césio são levemente tóxico. Como rubídio, césio tende a substituir de potássio no corpo, mas é significativamente maior e, portanto, é um substituto pobre. O excesso de césio pode levar a hipocalemia , arritmia , e aguda parada cardíaca , mas esses valores não seriam normalmente encontradas em fontes naturais. Como tal, o césio não é um grande poluente ambiental química. A dose letal média (LD 50 valor) em cloreto de césio em murganhos é de 2,3 g por kg, que é comparável aos LD 50 valores de cloreto de potássio e cloreto de sódio . Cloreto de césio foi promovido como uma alternativa a terapia do cancro, mas tem sido associada à morte de mais de 50 pacientes, no qual foi utilizada como parte de um tratamento de cancro cientificamente invalidado.

Radioisótopos de césio exigem precauções especiais: a manipulação indevida de césio-137 de raios gama de fontes pode levar a liberação deste radioisótopos e radiação lesões. Talvez o caso mais conhecido é o acidente Goiânia de 1987, em que um mal-disposto-do sistema de terapia de radiação a partir de uma clínica abandonado na cidade de Goiânia , Brasil , foi eliminado a partir de um ferro-velho e a incandescência sal de césio vendido para curioso , compradores iletrados. Isso levou a quatro mortes e ferimentos graves de exposição à radiação. Juntamente com césio-134 , iodo-131 , e estrôncio-90 , césio-137 estava entre os isótopos distribuídos pela Chernobil que constituem o maior risco para a saúde. Radioisótopos de francium seria presumivelmente perigosa, bem como devido à sua alta energia de decadência e meia-vida curta, mas nenhum foi produzido em quantidades grandes o suficiente para representar qualquer risco grave.

Notas

Referências