Metal alkaliczny - Alkali metal

Metale alkaliczne
Numer grupy IUPAC 1
Nazwa według elementu grupa litowa
Nazwa trywialna metale alkaliczne
Numer grupy CAS
(USA, wzór ABA)
IA
stary numer IUPAC
(Europa, wzór AB)
IA

↓  Okres
2
Zdjęcie: Metal litowy przechowywany pod parafiną
Lit (Li)
3
3
Obraz: metaliczny sód
Sód (Na)
11
4
Obraz: metal potasowy
Potas (K)
19
5
Zdjęcie: metal rubidowy w szklanej ampułce
Rubid (Rb)
37
6
Zdjęcie: cez metaliczny w szklanej ampułce
Cez (Cs)
55
7 Frank (Fr)
87

Legenda

pierwotny
pierwiastek przez rozpad promieniotwórczy
Kolor numeru atomowego:
czarny = stały

Do metali alkalicznych składa się z chemicznej elementów litu (Li), sodu (Na), potasu (K), rubid (Rb) cezu (Cs) i frans (FR). Razem z wodorem tworzą grupę 1 , która leży w bloku s układu okresowego . Wszystkie metale alkaliczne mają swój najbardziej zewnętrzny elektron na orbicie s : ta wspólna konfiguracja elektronów powoduje, że mają bardzo podobne właściwości charakterystyczne. Rzeczywiście, metale alkaliczne stanowią najlepszy przykład trendów grupowych we właściwościach układu okresowego pierwiastków, w których pierwiastki wykazują dobrze scharakteryzowane zachowanie homologiczne . Ta rodzina pierwiastków jest również znana jako rodzina litowa po jej wiodącym elemencie.

Wszystkie metale alkaliczne są błyszczącymi, miękkimi , wysoce reaktywnymi metalami w standardowej temperaturze i ciśnieniu i łatwo tracą swój najbardziej zewnętrzny elektron, tworząc kationy o ładunku +1. Ze względu na swoją miękkość wszystkie można łatwo ciąć nożem, odsłaniając błyszczącą powierzchnię, która szybko matowieje w powietrzu z powodu utleniania przez wilgoć atmosferyczną i tlen (aw przypadku litu, azot ). Ze względu na ich wysoką reaktywność muszą być przechowywane w oleju, aby zapobiec reakcji z powietrzem, i występują naturalnie tylko w solach, a nigdy jako wolne pierwiastki. Cez, piąty metal alkaliczny, jest najbardziej reaktywny ze wszystkich metali. Wszystkie metale alkaliczne reagują z wodą, przy czym cięższe metale alkaliczne reagują silniej niż lżejsze.

Wszystkie odkryte metale alkaliczne występują w przyrodzie jako ich związki: w kolejności obfitości najliczniej występuje sód, następnie potas, lit, rubid, cez i wreszcie fran, który jest bardzo rzadki ze względu na niezwykle wysoką radioaktywność ; frans występuje w przyrodzie jedynie w niewielkich śladach jako pośredni etap w niektórych niejasnych bocznych odgałęzieniach naturalnych łańcuchów rozpadu . Przeprowadzono eksperymenty, aby spróbować syntezy ununennium (Uue), który prawdopodobnie będzie następnym członkiem grupy; żaden się nie powiódł. Jednak ununennium może nie być metalem alkalicznym ze względu na efekty relatywistyczne , które mają mieć duży wpływ na właściwości chemiczne superciężkich pierwiastków ; nawet jeśli okaże się, że jest metalem alkalicznym, przewiduje się, że będzie miał pewne różnice we właściwościach fizycznych i chemicznych od swoich lżejszych homologów.

Większość metali alkalicznych ma wiele różnych zastosowań. Jedną z najlepiej znanych zastosowań czystych pierwiastków jest stosowanie rubidu i cezu w zegarach atomów , z których zegar atomowy cezu tworzą podstawę sekundę . Powszechnym zastosowaniem związków sodu jest lampa sodowa , która bardzo wydajnie emituje światło. Sól kuchenna lub chlorek sodu była używana od starożytności. Lit znajduje zastosowanie jako lek psychiatryczny oraz jako anoda w bateriach litowych . Sód i potas są również niezbędnymi pierwiastkami , pełniącymi główną rolę biologiczną jako elektrolity i chociaż inne metale alkaliczne nie są niezbędne, mają również różny wpływ na organizm, zarówno korzystny, jak i szkodliwy.

Historia

Próbka płatków
Petalite , minerał litu, z którego po raz pierwszy wyizolowano lit

Związki sodu są znane od czasów starożytnych; sól ( chlorek sodu ) była ważnym towarem w działalności człowieka, o czym świadczy angielskie słowo salary , odnoszące się do salarium , pieniędzy płaconych rzymskim żołnierzom za zakup soli. Chociaż potaż był używany od czasów starożytnych, przez większość jego historii nie rozumiano, że jest substancją zasadniczo różniącą się od soli sodowych. Georg Ernst Stahl uzyskał eksperymentalne dowody, które doprowadziły go do zasugerowania fundamentalnej różnicy soli sodu i potasu w 1702 roku, a Henri-Louis Duhamel du Monceau był w stanie udowodnić tę różnicę w 1736 roku. Dokładny skład chemiczny związków potasu i sodu oraz status pierwiastka chemicznego potasu i sodu nie był wówczas znany, a zatem Antoine Lavoisier nie umieścił ani zasady w swojej liście pierwiastków chemicznych w 1789 roku.

Czysty potas został po raz pierwszy wyizolowany w 1807 roku w Anglii przez Humphry'ego Davy'ego , który pozyskał go z potażu żrącego (KOH, wodorotlenek potasu) poprzez zastosowanie elektrolizy stopionej soli za pomocą nowo wynalezionego stosu Volta . Poprzednie próby elektrolizy soli wodnej zakończyły się niepowodzeniem ze względu na ekstremalną reaktywność potasu. Potas był pierwszym metalem wyizolowanym przez elektrolizę. Później w tym samym roku Davy doniósł o ekstrakcji sodu z podobnej substancji sody kaustycznej (NaOH, ług) podobną techniką, wykazując, że pierwiastki, a tym samym sole, są różne.

Johann Wolfgang Döbereiner był jednym z pierwszych, którzy zauważyli podobieństwa między tak zwanymi metalami alkalicznymi.

Petalite ( Li Al Si 4 O 10 ) został odkryty w 1800 roku przez brazylijskiego chemika José Bonifácio de Andrada w kopalni na wyspie Utö w Szwecji . Jednak dopiero w 1817 roku Johan August Arfwedson , pracujący wówczas w laboratorium chemika Jönsa Jacoba Berzeliusa , podczas analizy rudy petalitu wykrył obecność nowego pierwiastka . Zauważył, że ten nowy pierwiastek tworzy związki podobne do związków sodu i potasu, chociaż jego węglan i wodorotlenek były mniej rozpuszczalne w wodzie i bardziej zasadowe niż inne metale alkaliczne. Berzelius nadał nieznanemu materiałowi nazwę „ lithion / lithina ”, od greckiego słowa λιθoς (transliterowanego jako lithos , co oznacza „kamień”), aby odzwierciedlić jego odkrycie w litym minerale, w przeciwieństwie do potasu, który został odkryty w popiołach roślinnych , oraz sód, który był częściowo znany z wysokiej zawartości we krwi zwierzęcej. Metal wewnątrz materiału nazwał „ litem ”. Lit, sód i potas były częścią odkrycia okresowości , ponieważ należą do szeregu triad pierwiastków z tej samej grupy, które Johann Wolfgang Döbereiner zauważył w 1850 r. jako mające podobne właściwości.

Próbka lepidolitu
Lepidolit , minerał rubidowy , z którego po raz pierwszy wyizolowano rubid

Rubid i cez były pierwszymi pierwiastkami odkrytymi za pomocą spektroskopu wynalezionego w 1859 roku przez Roberta Bunsena i Gustava Kirchhoffa . W następnym roku odkryli cez w wodzie mineralnej z Bad Dürkheim w Niemczech. Ich odkrycie rubidu nastąpiło w następnym roku w Heidelbergu w Niemczech, odnajdując go w minerale lepidolicie . Nazwy rubidu i cezu pochodzą od najbardziej widocznych linii w ich widmach emisyjnych : jasnoczerwona linia oznaczająca rubid (od łacińskiego słowa rubidus oznaczającego ciemnoczerwony lub jasnoczerwony) oraz niebieską linię oznaczającą cez (pochodzącą z Łacińskie słowo caesius oznaczające błękit nieba).

Około 1865 John Newlands wydał serię artykułów, w których wymienił pierwiastki w kolejności wzrastającej masy atomowej i podobnych właściwości fizycznych i chemicznych, które powtarzały się w odstępach ośmiu; przyrównał taką okresowość do oktaw muzyki, gdzie nuty oddalone o oktawę pełnią podobne funkcje muzyczne. Jego wersja umieściła wszystkie znane wówczas metale alkaliczne (od litu do cezu), a także miedź , srebro i tal (które wykazują stopień utlenienia +1 charakterystyczny dla metali alkalicznych) w jedną grupę. Jego stół umieścił wodór z halogenami .

Układ okresowy Dymitra Mendelejewa zaproponował w 1871 roku, pokazując wodór i metale alkaliczne jako część jego grupy I, wraz z miedzią, srebrem i złotem.

Po 1869 r. Dymitr Mendelejew zaproponował swój układ okresowy pierwiastków, umieszczając lit na szczycie grupy zawierającej sód, potas, rubid, cez i tal. Dwa lata później Mendelejew zrewidował swoją tabelę, umieszczając wodór w grupie 1 nad litem, a także przenosząc tal do grupy boru . W tej wersji z 1871 r. miedź, srebro i złoto zostały umieszczone dwukrotnie, raz jako część grupy IB , a raz jako część „grupy VIII” obejmującej dzisiejsze grupy od 8 do 11. Po wprowadzeniu 18-kolumnowego stołu, pierwiastki z grupy IB zostały przesunięte na ich obecną pozycję w bloku d , natomiast metale alkaliczne pozostały w grupie IA . Później nazwa grupy została zmieniona na grupę 1 w 1988 roku. Trywialna nazwa „metale alkaliczne” pochodzi od faktu, że wodorotlenki pierwiastków z grupy 1 są silnymi zasadami po rozpuszczeniu w wodzie.

Dokonano co najmniej czterech błędnych i niekompletnych odkryć, zanim Marguerite Perey z Instytutu Curie w Paryżu we Francji odkryła fran w 1939 roku, oczyszczając próbkę aktynu-227 , o którym doniesiono, że ma energię rozpadu 220  keV . Perey zauważył jednak cząstki rozpadu o poziomie energii poniżej 80 keV. Perey sądził, że ta aktywność rozpadu mogła być spowodowana przez wcześniej niezidentyfikowany produkt rozpadu, który został oddzielony podczas oczyszczania, ale wyłonił się ponownie z czystego aktynu -227. Różne testy wyeliminowały możliwość, że nieznanym pierwiastkiem jest tor , rad , ołów , bizmut lub tal . Nowy produkt wykazywał właściwości chemiczne metalu alkalicznego (takie jak współstrącanie z solami cezu), co skłoniło Pereya do sądzenia, że ​​jest to pierwiastek 87, spowodowany rozpadem alfa aktynu-227. Perey następnie spróbował określić stosunek rozpadu beta do rozpadu alfa w aktynie-227. Jej pierwszy test wykazał, że rozgałęzienie alfa wynosi 0,6%, co później poprawiła do 1%.

227
89
Ac
α (1,38%)21,77 lat 223
87
Fr
β 22 min 223
88
Ra
α11,4 dnia219
86
Rn

Następnym pierwiastkiem poniżej franu ( eka- francium) w układzie okresowym byłby ununennium (Uue), pierwiastek 119. Syntezę unennium podjęto po raz pierwszy w 1985 r. przez bombardowanie celu einsteinu -254 jonami wapnia -48 w akceleratorze superHILAC w Berkeley w Kalifornii. Nie zidentyfikowano żadnych atomów, co doprowadziło do granicznej wydajności 300 nb .

254
99
Es
+ 48
20
Ca
302
119
Uue
* → brak atomów

Jest wysoce nieprawdopodobne, że ta reakcja będzie w stanie w najbliższej przyszłości wytworzyć jakiekolwiek atomy ununennium, biorąc pod uwagę niezwykle trudne zadanie wytworzenia wystarczających ilości einsteinium-254, który jest preferowany do produkcji ultraciężkich pierwiastków ze względu na jego dużą masę, stosunkowo długi okres półtrwania wynoszący 270 dni i dostępność w znacznych ilościach kilku mikrogramów, aby stworzyć wystarczająco duży cel, aby zwiększyć czułość eksperymentu do wymaganego poziomu; einsteinium nie występuje w naturze i jest wytwarzany jedynie w laboratoriach i to w ilościach mniejszych niż te potrzebne do efektywnej syntezy pierwiastków superciężkich. Jednak biorąc pod uwagę, że ununennium jest tylko pierwszym pierwiastkiem z okresu 8 w rozszerzonym układzie okresowym , może zostać odkryte w niedalekiej przyszłości poprzez inne reakcje, a próba jego syntezy jest obecnie prowadzona w Japonii. Obecnie żaden z pierwiastków z okresu 8 nie został jeszcze odkryty, a jest również możliwe, ze względu na niestabilność kropli , że tylko pierwiastki z niższego okresu 8, do około pierwiastka 128, są fizycznie możliwe. Nie podjęto żadnych prób syntezy dla cięższych metali alkalicznych: ze względu na ich niezwykle wysoką liczbę atomową wymagałyby one nowych, potężniejszych metod i technologii.

Występowanie

W Układzie Słonecznym

Szacunkowa liczebność pierwiastków chemicznych w Układzie Słonecznym. Wodór i hel są najpowszechniejsze z Wielkiego Wybuchu . Kolejne trzy pierwiastki (lit, beryl i bor ) są rzadkie, ponieważ zostały słabo zsyntetyzowane w Wielkim Wybuchu, a także w gwiazdach. Dwa ogólne trendy w pozostałych pierwiastkach wytworzonych przez gwiazdy to: (1) zmiana liczebności pierwiastków, ponieważ mają one parzyste lub nieparzyste liczby atomowe, oraz (2) ogólny spadek liczebności, gdy pierwiastki stają się cięższe. Żelazo jest szczególnie powszechne, ponieważ stanowi nuklid o minimalnej energii, jaki można wytworzyć przez fuzję helu w supernowych.

Zasada Oddo-Harkinsa utrzymuje, że pierwiastki o parzystych liczbach atomowych są częstsze niż te o nieparzystych liczbach atomowych, z wyjątkiem wodoru. Ta zasada twierdzi, że pierwiastki o nieparzystej liczbie atomowej mają jeden niesparowany proton i są bardziej skłonne do przechwytywania innego, zwiększając w ten sposób ich liczbę atomową. W pierwiastkach o parzystej liczbie atomowej protony są sparowane, przy czym każdy element pary kompensuje spin drugiego, zwiększając stabilność. Wszystkie metale alkaliczne mają nieparzyste liczby atomowe i nie są tak powszechne jak pierwiastki o parzystej liczbie atomowej sąsiadujące z nimi ( gazy szlachetne i metale ziem alkalicznych ) w Układzie Słonecznym. Cięższe metale alkaliczne są również mniej liczne niż lżejsze, ponieważ metale alkaliczne począwszy od rubidu mogą być syntetyzowane tylko w supernowych, a nie w gwiezdnej nukleosyntezie . Lit jest również znacznie mniej obfity niż sód i potas, ponieważ jest słabo syntetyzowany zarówno w nukleosyntezie Wielkiego Wybuchu, jak iw gwiazdach: Wielki Wybuch mógł wyprodukować tylko śladowe ilości litu, berylu i boru z powodu braku stabilnego jądra z 5 lub 8 nukleony , a gwiezdna nukleosynteza może przejść przez to wąskie gardło tylko w procesie potrójnej alfa , fuzji trzech jąder helu w węgiel , pomijając te trzy pierwiastki.

Na ziemi

Spodumene , ważny minerał litu

Ziemia wykonane z tego samego obłoku materii utworzonej Słońce, planety, ale różne kompozycje nabyte podczas Powstanie i ewolucja Układu Słonecznego . Z kolei naturalna historia Ziemi spowodowała, że ​​części tej planety miały różne stężenia pierwiastków. Masa Ziemi wynosi około 5,98 × 10 24  kg. Składa się głównie z żelaza (32,1%), tlenu (30,1%), krzemu (15,1%), magnezu (13,9%), siarki (2,9%), niklu (1,8%), wapnia (1,5%) i glinu ( 1,4%); pozostałe 1,2% składa się ze śladowych ilości innych pierwiastków. Ze względu na zróżnicowanie planetarne uważa się, że rdzeń składa się głównie z żelaza (88,8%), z mniejszymi ilościami niklu (5,8%), siarki (4,5%) i mniej niż 1% pierwiastków śladowych.

Metale alkaliczne, ze względu na ich wysoką reaktywność, nie występują naturalnie w czystej postaci w przyrodzie. Są litofilami i dlatego pozostają blisko powierzchni Ziemi, ponieważ łatwo łączą się z tlenem, a więc silnie wiążą się z krzemionką , tworząc minerały o stosunkowo niskiej gęstości, które nie zapadają się w jądrze Ziemi. Potas, rubid i cez są również pierwiastkami niekompatybilnymi ze względu na ich duże promienie jonowe .

Sód i potas są bardzo obfite w Ziemi, oba są jednymi z dziesięciu najbardziej powszechnych pierwiastków w skorupie ziemskiej ; sodu stanowi około 2,6% Ziemia skorupy jest mierzony ciężar, co czyni go szóstym pierwiastkiem ogólnej i najobficiej metalu alkalicznego. Potas stanowi około 1,5% skorupy ziemskiej i jest siódmym najliczniejszym pierwiastkiem. Sód znajduje się w wielu różnych minerałach, z których najczęstszą jest zwykła sól (chlorek sodu), która występuje w ogromnych ilościach rozpuszczonych w wodzie morskiej. Inne złoża stałe to halit , amfibol , kriolit , nitratyna i zeolit . Wiele z tych stałych depozytów wystąpić w wyniku dawnych mórz odparowywanie, który nadal występuje teraz w miejscach takich jak Utah „s Great Salt Lake i Morza Martwego . Pomimo ich prawie równej liczebności w skorupie ziemskiej, sód jest znacznie bardziej powszechny niż potas w oceanie, zarówno dlatego, że większy rozmiar potasu sprawia, że ​​jego sole są mniej rozpuszczalne, jak i dlatego, że potas jest wiązany przez krzemiany w glebie, a wyługowany potas jest znacznie łatwiej wchłaniany przez życie roślinne niż sód.

Pomimo podobieństwa chemicznego lit zazwyczaj nie występuje razem z sodem lub potasem ze względu na jego mniejszy rozmiar. Ze względu na stosunkowo niską reaktywność można go znaleźć w wodzie morskiej w dużych ilościach; szacuje się, że zawartość wody morskiej wynosi około 0,14 do 0,25 części na milion (ppm) lub 25 mikromolowych . Jego diagonalny związek z magnezem często pozwala mu zastąpić magnez w minerałach żelazomagnezowych , gdzie jego stężenie w skorupie wynosi około 18  ppm , porównywalne do galu i niobu . Najważniejszym komercyjnie minerałem litu jest spodumen , który występuje w dużych złożach na całym świecie.

Rubid jest mniej więcej tak obfity jak cynk i bardziej obfity niż miedź. Występuje naturalnie w minerałach leucyt , pollucyt , karnalit , zinnwaldyt i lepidolit , chociaż żaden z nich nie zawiera tylko rubidu i nie zawiera innych metali alkalicznych. Cez występuje w większej ilości niż niektóre powszechnie znane pierwiastki, takie jak antymon , kadm , cyna i wolfram , ale występuje znacznie mniej niż rubid.

Frans-223 , jedynym naturalnie występującym izotopem francium, jest produktem o rozpad alfa o aktynu-227 i można je znaleźć w śladowych ilościach w uranu minerałów. Szacuje się, że w danej próbce uranu przypada tylko jeden atom franu na każde 10 18 atomów uranu. Obliczono, że w skorupie ziemskiej w każdej chwili znajduje się co najwyżej 30 gramów fransu , ze względu na jego niezwykle krótki okres półtrwania wynoszący 22 minuty.

Nieruchomości

Fizyczna i chemiczna

Fizyczne i chemiczne właściwości metali alkalicznych można łatwo wytłumaczyć ich konfiguracją elektronów walencyjnych ns 1 , co skutkuje słabym wiązaniem metalicznym . W związku z tym wszystkie metale alkaliczne są miękkie i mają niską gęstość , temperaturę topnienia i wrzenia , a także ciepło sublimacji , parowania i dysocjacji . Wszystkie one krystalizują w sześciennej strukturze kryształu skoncentrowanej na ciele i mają charakterystyczne kolory płomieni, ponieważ ich zewnętrzny elektron jest bardzo łatwo wzbudzany. NS 1 konfiguracja skutkuje również metali alkalicznych o bardzo dużej atomowej i jonowej promienia , jak również bardzo wysoką termiczną i przewodność elektryczną . Ich chemia jest zdominowana przez utratę ich samotnego elektronu walencyjnego na najbardziej zewnętrznym orbicie s w celu utworzenia stanu utlenienia +1, ze względu na łatwość jonizacji tego elektronu i bardzo wysoką energię drugiej jonizacji. Większość chemii zaobserwowano tylko dla pierwszych pięciu członków grupy. Chemia fransu nie jest dobrze ugruntowana ze względu na jego ekstremalną radioaktywność ; dlatego prezentacja jego właściwości jest tutaj ograniczona. Niewiele wiadomo na temat fransu pokazuje, że zgodnie z oczekiwaniami jest on bardzo zbliżony do cezu. Fizyczne właściwości fransu są jeszcze bardziej szkicowe, ponieważ nigdy nie zaobserwowano elementu masowego; stąd wszelkie dane, które można znaleźć w literaturze, są z pewnością ekstrapolacjami spekulacyjnymi.

Właściwości metali alkalicznych
Nazwa Lit Sód Potas Rubid Cez Francium
Liczba atomowa 3 11 19 37 55 87
Standardowa masa atomowa  ( u ) 6.94(1) 22.98976928(2) 39.0983(1) 85.4678(3) 132.9054519(2) [223]
Konfiguracja elektronów [ On ] 2s 1 [ Ne ] 3s 1 [ Ar ] 4s 1 [ Kr ] 5s 1 [ Xe ] 6s 1 [ Rn ] 7s 1
Temperatura topnienia (°C) 180,54 97,72 63,38 39,31 28,44 ?
Temperatura wrzenia (°C) 1342 883 759 688 671 ?
Gęstość  (g·cm -3 ) 0,534 0,968 0,89 1,532 1,93 ?
Ciepło topnienia  (kJ·mol -1 ) 3.00 2,60 2,321 2.19 2,09 ?
Ciepło parowania  (kJ·mol -1 ) 136 97,42 79,1 69 66,1 ?
Ciepło tworzenia  gazu jednoatomowego (kJ·mol- 1 ) 162 108 89,6 82,0 78,2 ?
Rezystywność elektryczna  w 25 °C (n Ω · cm ) 94,7 48,8 73,9 131 208 ?
Promień atomowy  ( pm ) 152 186 227 248 265 ?
Promień jonowy heksawspółrzędnej M + jon (pm) 76 102 138 152 167 ?
Pierwsza energia jonizacji  ( kJ·mol -1 ) 520,2 495,8 418.8 403,0 375,7 392,8
Powinowactwo elektronowe  (kJ·mol -1 ) 59,62 52,87 48,38 46,89 45,51 ?
Entalpia dysocjacji  M 2  (kJ·mol -1 ) 106,5 73,6 57,3 45,6 44,77 ?
Pauling elektroujemność 0,98 0,93 0,82 0,82 0,79 ?
Allen elektroujemność 0,91 0,87 0,73 0,71 0,66 0,67
Standardowy potencjał elektrody ( E °(M + →M 0 ); V ) -3,04 -2,71 -2,93 -2,98 -3,03 ?
Kolor testu płomienia
Podstawowa długość fali emisji/absorpcji ( nm )
Karmazynowy
670.8
Żółty
589.2
Fioletowy
766,5
Czerwono-fioletowy
780,0
Niebieski
455,5
?

Metale alkaliczne są do siebie bardziej podobne niż pierwiastki z jakiejkolwiek innej grupy . Rzeczywiście, podobieństwo jest tak duże, że dość trudno jest oddzielić potas, rubid i cez ze względu na ich podobne promienie jonowe ; lit i sód są bardziej wyraźne. Na przykład, przesuwając się w dół stołu, wszystkie znane metale alkaliczne wykazują rosnący promień atomowy , zmniejszającą się elektroujemność , zwiększającą reaktywność oraz zmniejszające się temperatury topnienia i wrzenia, a także temperatury topnienia i parowania. Ogólnie rzecz biorąc, ich gęstość wzrasta wraz z przesuwaniem się w dół tabeli, z wyjątkiem tego, że potas jest mniej gęsty niż sód. Jedną z niewielu właściwości metali alkalicznych, która nie wykazuje łagodnego trendu, jest ich potencjał redukcyjny : wartość litu jest anomalna i jest bardziej ujemna niż pozostałe. Dzieje się tak, ponieważ jon Li + ma bardzo wysoką energię hydratacji w fazie gazowej: chociaż jon litu znacząco zaburza strukturę wody, powodując większą zmianę entropii, ta wysoka energia hydratacji jest wystarczająca, aby potencjały redukcji wskazywały na to jako będąc najbardziej elektrododatnim metalem alkalicznym, pomimo trudności w jego jonizacji w fazie gazowej.

Wszystkie stabilne metale alkaliczne to srebrne metale, z wyjątkiem cezu, który ma bladozłoty odcień: jest to jeden z trzech wyraźnie zabarwionych metali (pozostałe dwa to miedź i złoto). Dodatkowo, ciężkie metale ziem alkalicznych wapń , stront i bar , a także dwuwartościowe lantanowce, europ i iterb , są bladożółte, chociaż ich kolor jest znacznie mniej wyraźny niż w przypadku cezu. Ich połysk szybko matowieje na powietrzu z powodu utleniania. Wszystkie one krystalizują w sześciennej strukturze kryształu skoncentrowanej na ciele i mają charakterystyczne kolory płomieni, ponieważ ich zewnętrzny elektron jest bardzo łatwo wzbudzany. Rzeczywiście, te kolory testu płomieniowego są najczęstszym sposobem ich identyfikacji, ponieważ wszystkie ich sole ze zwykłymi jonami są rozpuszczalne.

Potas reaguje gwałtownie z wodą w temperaturze pokojowej
Cez reaguje wybuchowo z wodą nawet w niskich temperaturach

Wszystkie metale alkaliczne są wysoce reaktywne i nigdy nie występują w przyrodzie w formach pierwiastkowych. Z tego powodu zwykle przechowuje się je w oleju mineralnym lub nafcie (oleju parafinowym). Reagują agresywnie z halogenami, tworząc halogenki metali alkalicznych , które są białymi jonowymi związkami krystalicznymi , które są rozpuszczalne w wodzie, z wyjątkiem fluorku litu ( Li F ). Metale alkaliczne reagują również z wodą tworząc silnie alkaliczne wodorotlenki i dlatego należy się z nimi obchodzić bardzo ostrożnie. Cięższe metale alkaliczne reagują silniej niż lżejsze; na przykład po wrzuceniu do wody cez powoduje większą eksplozję niż potas, jeśli użyje się tej samej liczby moli każdego metalu. Metale alkaliczne mają najniższe energie pierwszej jonizacji w odpowiednich okresach układu okresowego z powodu ich niskiego efektywnego ładunku jądrowego i zdolności do osiągnięcia konfiguracji gazu szlachetnego poprzez utratę tylko jednego elektronu . Nie tylko metale alkaliczne reagują z wodą, ale także z donorami protonów, takimi jak alkohole i fenole , gazowy amoniak i alkiny , te ostatnie wykazują fenomenalny stopień ich reaktywności. Ich wielka moc jako środków redukujących czyni je bardzo przydatnymi w uwalnianiu innych metali z ich tlenków lub halogenków.

Druga energia jonizacji wszystkich metali alkalicznych jest bardzo wysoka, ponieważ znajduje się w pełnej powłoce, która jest również bliżej jądra; w ten sposób prawie zawsze tracą pojedynczy elektron, tworząc kationy. W alkalides stanowią wyjątek: są one nietrwałe związki, które zawierają metale alkaliczne w A -1 stopniu utlenienia, który jest niezwykłe, jak przed odkryciem alkalides nie oczekiwano, że będą zdolne do formowania metali alkalicznych aniony i uważano za mogą występować w solach tylko jako kationy. Aniony alkaliczne mają wypełnione s-podpowłoki , co daje im wystarczającą stabilność, aby istnieć. Wiadomo, że wszystkie stabilne metale alkaliczne z wyjątkiem litu są zdolne do tworzenia alkaliów, a alkalia mają duże teoretyczne zainteresowanie ze względu na ich niezwykłą stechiometrię i niski potencjał jonizacyjny . Alkalidy są chemicznie podobne do elektronów , które są solami z uwięzionymi elektronami działającymi jako aniony. Szczególnie uderzającym przykładem zasady jest „odwrotny wodorek sodu ”, H + Na - (oba jony są skompleksowane ), w przeciwieństwie do zwykłego wodorku sodu, Na + H - : jest niestabilny w izolacji, ze względu na wysoką energię wynikającą z przesunięcia dwóch elektronów z wodoru na sód, chociaż przewiduje się, że kilka pochodnych jest metastabilnych lub stabilnych.

W roztworze wodnym, tworząc jony metali alkalicznych Aqua jonów o wzorze [K (H 2 O) N ] + , w którym n oznacza liczbę solwatacji. Ich liczby koordynacyjne i kształty dobrze zgadzają się z tymi, których oczekuje się od ich promieni jonowych. Mówi się, że w roztworze wodnym cząsteczki wody bezpośrednio związane z jonem metalu należą do pierwszej sfery koordynacyjnej , znanej również jako pierwsza lub pierwotna powłoka solwatacyjna. Wiązanie między cząsteczką wody a jonem metalu jest celowym wiązaniem kowalencyjnym , w którym atom tlenu przekazuje oba elektrony wiązaniu. Każda skoordynowana cząsteczka wody może być połączona wiązaniami wodorowymi z innymi cząsteczkami wody. Mówi się, że te ostatnie znajdują się w drugiej sferze koordynacji. Jednak w przypadku kationów metali alkalicznych druga sfera koordynacyjna nie jest dobrze zdefiniowana, ponieważ ładunek +1 na kationie nie jest wystarczająco wysoki, aby spolaryzować cząsteczki wody w pierwotnej powłoce solwatacyjnej na tyle, aby tworzyły silne wiązania wodorowe z tymi w druga sfera koordynacji, tworząca bardziej stabilną całość. Liczba solwatacji dla Li + została eksperymentalnie określona na 4, tworząc tetraedryczną [Li(H 2 O) 4 ] + : podczas gdy liczby solwatacji od 3 do 6 zostały znalezione dla jonów litu, liczby solwatacji mniejsze niż 4 mogą być wynik powstawania kontaktowych par jonowych i wyższe liczby solwatacji można interpretować w kategoriach cząsteczek wody, które zbliżają się [Li(H 2 O) 4 ] + przez ścianę czworościanu, chociaż symulacje dynamiki molekularnej mogą wskazywać na istnienie o oktaedrycznej hexaaqua jonów. Prawdopodobnie w pierwotnej sferze solwatacyjnej jonu sodu znajduje się również sześć cząsteczek wody, tworzących jon oktaedryczny [Na(H 2 O) 6 ] + . Podczas gdy wcześniej sądzono, że cięższe metale alkaliczne tworzy również oktaedrycznych jony hexaaqua, to ponieważ stwierdzono, że potasu, rubidu prawdopodobnie stanowią [K (H 2 O) 8 ] + [(H Rb i 2 O) 8 ] + jony , które mają kwadratową strukturę antypryzmatyczną , a cez tworzy 12-współrzędny jon [Cs(H 2 O) 12 ] + .

Lit

Chemia litu wykazuje kilka różnic w stosunku do reszty grupy, ponieważ mały kation Li + polaryzuje aniony i nadaje jego związkom charakter bardziej kowalencyjny . Lit i magnez mają związek ukośny ze względu na podobne promienie atomowe, więc wykazują pewne podobieństwa. Na przykład lit tworzy stabilny azotek , właściwość powszechną wśród wszystkich metali ziem alkalicznych (grupa magnezu), ale unikalną wśród metali alkalicznych. Ponadto spośród odpowiednich grup tylko lit i magnez tworzą związki metaloorganiczne o istotnym charakterze kowalencyjnym (np. Li Me i MgMe 2 ).

Fluorek litu jest jedynym halogenkiem metalu alkalicznego, który jest słabo rozpuszczalny w wodzie, a wodorotlenek litu jest jedynym wodorotlenkiem metalu alkalicznego, który nie rozpływa się . Odwrotnie, nadchloran litu i inne sole litu z dużymi anionami, które nie mogą być spolaryzowane, są znacznie bardziej stabilne niż analogiczne związki innych metali alkalicznych, prawdopodobnie dlatego, że Li + ma wysoką energię solwatacji . Efekt ten oznacza również, że większość prostych soli litu jest powszechnie spotykana w postaci uwodnionej, ponieważ formy bezwodne są wyjątkowo higroskopijne : pozwala to na stosowanie soli takich jak chlorek litu i bromek litu w osuszaczach i klimatyzatorach .

Francium

Przewiduje się również, że fran wykaże pewne różnice ze względu na jego dużą masę atomową , powodując, że jego elektrony przemieszczają się ze znacznymi ułamkami prędkości światła, a tym samym uwydatniają efekty relatywistyczne . W przeciwieństwie do tendencji do zmniejszania się elektroujemności i energii jonizacji metali alkalicznych, przewiduje się, że elektroujemność i energia jonizacji francu są wyższe niż cezu ze względu na relatywistyczną stabilizację 7s elektronów; oczekuje się również, że jego promień atomowy będzie nienormalnie mały. Tak więc, wbrew oczekiwaniom, cez jest najbardziej reaktywnym spośród metali alkalicznych, a nie frans. Wszystkie znane właściwości fizyczne franu również odbiegają od wyraźnych trendów przechodzących od litu do cezu, takich jak pierwsza energia jonizacji, powinowactwo elektronowe i polaryzacja anionów, chociaż ze względu na niedostatek znanych danych na temat franu wiele źródeł podaje wartości ekstrapolowane, ignorując to efekty relatywistyczne sprawiają, że trend od litu do cezu nie ma zastosowania we franku. Niektóre z nielicznych właściwości fransu, które zostały przewidziane z uwzględnieniem względności, to powinowactwo elektronowe (47,2 kJ/mol) i entalpia dysocjacji cząsteczki Fr 2 (42,1 kJ/mol). Cząsteczka CsFr jest spolaryzowana jako Cs + Fr , co pokazuje, że podpowłoka 7s fransu jest znacznie silniej dotknięta efektami relatywistycznymi niż podpowłoka 6s cezu. Dodatkowo frans ponadtlenkowej (Fro 2 Oczekuje) mają znaczący charakter kowalencyjnego, w przeciwieństwie do innych ponadtlenków metali alkalicznych, z powodu wkładu spojenia z tych 6p elektronów frans.

Jądrowy

Pierwotne izotopy metali alkalicznych
Z
Metal alkaliczny
Stabilny
Rozpady
niestabilny: kursywa
nieparzyste-nieparzyste izotopy w kolorze różowym
3 lit 2 7
Li
6
Li
 
11 sód 1 23
Na
   
19 potas 2 1 39
K
41
K
40
K
37 rubid 1 1 85
Rb
87
Rb
 
55 cez 1 133
Cs
   
87 franko Brak pierwotnych izotopów
(223
Fr
jest radiogennym nuklidem )
Radioaktywne: 40 K, t 1/2 1,25 × 10 9 lat; 87 Rb, t 1/2 4,9 × 10 10 lat; 223 Fr, t 1/2 22,0 min.

Wszystkie metale alkaliczne mają nieparzyste liczby atomowe; stąd ich izotopy muszą być albo nieparzyste-nieparzyste (zarówno liczba protonów, jak i neutronów są nieparzyste) lub nieparzyste-parzyste ( liczba protonów jest nieparzysta, ale liczba neutronów jest parzysta). Jądra nieparzyste-nieparzyste mają liczby masowe parzyste , natomiast jądra nieparzyste-parzyste mają liczby masowe nieparzyste. Pierwotne nuklidy nieparzyste-nieparzyste są rzadkie, ponieważ większość jąder nieparzystych-nieparzystych jest wysoce niestabilna w odniesieniu do rozpadu beta , ponieważ produkty rozpadu są parzysto-parzyste, a zatem są silniej związane ze względu na efekt parowania jądrowego .

Ze względu na dużą rzadkość nieparzystych jąder, prawie wszystkie pierwotne izotopy metali alkalicznych są nieparzyste – parzyste (wyjątkami są światłotrwały izotop litu-6 i długożyciowy radioizotop potasu-40). Dla danej nieparzystej liczby masowej może istnieć tylko jeden nuklid beta-stabilny , ponieważ nie ma różnicy w energii wiązania między parzystymi-nieparzystymi i nieparzystymi-parzystymi, podobnie jak między parzystymi-parzystymi i nieparzystymi-nieparzystymi, pozostawiając inne nuklidy o tej samej liczbie masowej ( izobary ) swobodnie ulegające rozpadowi beta w kierunku nuklidu o najniższej masie. Skutkiem niestabilności nieparzystej liczby obu typów nukleonów jest to, że pierwiastki o nieparzystych numerach, takie jak metale alkaliczne, mają zwykle mniej stabilnych izotopów niż pierwiastki o numerach parzystych. Spośród 26 pierwiastków monoizotopowych, które mają tylko jeden stabilny izotop, wszystkie oprócz jednego mają nieparzystą liczbę atomową, a wszystkie oprócz jednego również mają parzystą liczbę neutronów. Beryl jest jedynym wyjątkiem od obu reguł, ze względu na niską liczbę atomową.

Wszystkie metale alkaliczne z wyjątkiem litu i cezu mają co najmniej jeden naturalnie występujący radioizotop : sód-22 i sód-24radioizotopami śladowymi wytwarzanymi kosmogenicznie , potas-40 i rubid-87 mają bardzo długie okresy półtrwania, a zatem występują naturalnie, a wszystkie izotopy fransuradioaktywne . Na początku XX wieku uważano również, że cez jest radioaktywny, chociaż nie zawiera on naturalnie występujących radioizotopów. (Francjum jeszcze wtedy nie odkryto.) Naturalny długożyciowy radioizotop potasu, potas-40, stanowi około 0,012% naturalnego potasu, a zatem naturalny potas jest słabo radioaktywny. Ta naturalna radioaktywność stała się podstawą do błędnego twierdzenia o odkryciu pierwiastka 87 (następnego po cezu metalu alkalicznego) w 1925 roku. Naturalny rubid jest podobnie słabo radioaktywny, z 27,83% będącym długożyciowym radioizotopem rubidu-87.

Cezu-137 , z okresem półtrwania 30.17 lat, jest jednym z dwóch głównych produktów średnich żyjące rozszczepienia wraz z stront-90 , które są odpowiedzialne za większość radioaktywności z wypalonym paliwem jądrowym po kilku latach ochłodzeniu się do kilkuset lat po użyciu. Stanowi większość radioaktywności pozostałej po awarii w Czarnobylu . Cez-137 ulega wysokoenergetycznemu rozpadowi beta i ostatecznie staje się stabilnym barem-137 . Jest silnym emiterem promieniowania gamma. Cez-137 ma bardzo niski wskaźnik wychwytywania neutronów i nie można go w ten sposób usunąć, ale należy pozwolić na jego rozkład. Cez-137 był używany jako znacznik w badaniach hydrologicznych, analogicznie do zastosowania trytu . Niewielkie ilości cezu-134 i cezu-137 zostały uwolnione do środowiska podczas prawie wszystkich testów broni jądrowej i niektórych wypadków jądrowych , w szczególności wypadku w Goiânii i katastrofy w Czarnobylu . Od 2005 roku cez-137 jest głównym źródłem promieniowania w strefie alienacji wokół elektrowni jądrowej w Czarnobylu . Jego właściwości chemiczne jako jednego z metali alkalicznych sprawiają, że jest jednym z najbardziej problematycznych produktów rozszczepienia o krótkiej do średniej trwałości, ponieważ łatwo się przemieszcza i rozprzestrzenia w naturze ze względu na wysoką rozpuszczalność jego soli w wodzie i jest wchłaniany przez organizm, który myli go z niezbędnymi kongenerami sodu i potasu.

Trendy okresowe

Metale alkaliczne są do siebie bardziej podobne niż pierwiastki z jakiejkolwiek innej grupy . Na przykład, przesuwając się w dół stołu, wszystkie znane metale alkaliczne wykazują rosnący promień atomowy , zmniejszającą się elektroujemność , zwiększającą reaktywność oraz zmniejszające się temperatury topnienia i wrzenia, a także temperatury topnienia i parowania. Ogólnie rzecz biorąc, ich gęstość wzrasta wraz z przesuwaniem się w dół tabeli, z wyjątkiem tego, że potas jest mniej gęsty niż sód.

promienie atomowe i jonowe

Efektywny ładunek jądrowy elektronu atomowego

Promienie atomowe metali alkalicznych rosną w dół grupy. Ze względu na efekt ekranowania , gdy atom ma więcej niż jedną powłokę elektronową , każdy elektron odczuwa odpychanie elektryczne od innych elektronów, jak również przyciąganie elektryczne z jądra. W metalach alkalicznych najbardziej zewnętrzny elektron odczuwa jedynie ładunek netto +1, ponieważ część ładunku jądrowego (który jest równy liczbie atomowej ) jest anulowana przez elektrony wewnętrzne; liczba wewnętrznych elektronów metalu alkalicznego jest zawsze o jeden mniejsza niż ładunek jądrowy. Dlatego jedynym czynnikiem wpływającym na promień atomowy metali alkalicznych jest liczba powłok elektronowych. Ponieważ liczba ta rośnie w dół grupy, promień atomowy musi również rosnąć w dół grupy.

W jonowe promienie metali alkalicznych są znacznie mniejsze niż ich promieni atomowych. Dzieje się tak, ponieważ najbardziej zewnętrzny elektron metali alkalicznych znajduje się w innej powłoce elektronowej niż elektrony wewnętrzne, a zatem po usunięciu powstały atom ma o jedną powłokę elektronową mniej i jest mniejszy. Dodatkowo zwiększa się efektywny ładunek jądrowy , przez co elektrony są silniej przyciągane w kierunku jądra, a promień jonowy maleje.

Pierwsza energia jonizacji

Tendencja okresowa energii jonizacji: każdy okres rozpoczyna się od minimum dla metali alkalicznych, a kończy na maksimum dla gazów szlachetnych . Przewidywane wartości są używane dla elementów powyżej 104.

Pierwsza energia jonizacji pierwiastka lub cząsteczki to energia wymagana do przemieszczenia najbardziej luźno trzymanego elektronu z jednego mola gazowych atomów pierwiastka lub cząsteczki w celu utworzenia jednego mola jonów gazowych o ładunku elektrycznym +1. Czynnikami wpływającymi na pierwszą energię jonizacji są ładunek jądrowy , stopień ekranowania przez elektrony wewnętrzne oraz odległość najsłabiej trzymanego elektronu od jądra, które w elementach grupy głównej jest zawsze elektronem zewnętrznym . Pierwsze dwa czynniki zmieniają efektywny ładunek jądrowy, który odczuwa najbardziej luźno trzymany elektron. Ponieważ najbardziej zewnętrzny elektron metali alkalicznych zawsze odczuwa ten sam efektywny ładunek jądrowy (+1), jedynym czynnikiem wpływającym na pierwszą energię jonizacji jest odległość od najbardziej zewnętrznego elektronu do jądra. Ponieważ odległość ta zwiększa się wzdłuż grupy, najbardziej zewnętrzny elektron odczuwa mniejsze przyciąganie od jądra, a zatem zmniejsza się pierwsza energia jonizacji. (Trend ten zostaje przerwany we francu z powodu relatywistycznej stabilizacji i kurczenia się orbitalu 7s, zbliżając elektron walencyjny franu do jądra, niż można by się spodziewać po obliczeniach nierelatywistycznych. jego pierwsza energia jonizacji nieco przewyższa energię cezu.)

Druga energia jonizacji metali alkalicznych jest znacznie wyższa niż pierwsza, ponieważ drugi najbardziej luźno trzymany elektron jest częścią całkowicie wypełnionej powłoki elektronowej i dlatego jest trudny do usunięcia.

Reaktywność

Reaktywność metali alkalicznych wzrasta w dół grupy. Jest to wynik połączenia dwóch czynników: pierwszych energii jonizacji i energii atomizacji metali alkalicznych. Ponieważ pierwsza energia jonizacji metali alkalicznych zmniejsza się w dół grupy, łatwiej jest usunąć najbardziej zewnętrzny elektron z atomu i uczestniczyć w reakcjach chemicznych , zwiększając w ten sposób reaktywność w dół grupy. Energia atomizacji mierzy siłę wiązania metalicznego pierwiastka, które spada w dół grupy wraz ze wzrostem promienia atomów, a zatem wiązanie metaliczne musi zwiększyć swoją długość, co sprawia, że zdelokalizowane elektrony są dalej od przyciągania jąder cięższych metale alkaliczne. Dodanie energii atomizacji i pierwszej jonizacji daje wielkość ściśle związaną (ale nie równą) z energią aktywacji reakcji metalu alkalicznego z inną substancją. Ta ilość spada wraz z grupą, podobnie jak energia aktywacji; w ten sposób reakcje chemiczne mogą zachodzić szybciej, a reaktywność wzrasta w dół grupy.

Elektroujemność

Odmiana elektroujemności Paulinga (oś y) w miarę schodzenia głównych grup układu okresowego od drugiego do szóstego okresu

Elektroujemność to właściwość chemiczna, która opisuje tendencję atomu lub grupy funkcyjnej do przyciągania elektronów (lub gęstości elektronowej ) do siebie. Gdyby wiązanie między sodem a chlorem w chlorku sodu było kowalencyjne , para wspólnych elektronów byłaby przyciągana do chloru, ponieważ efektywny ładunek jądrowy na zewnętrznych elektronach wynosi +7 w chlorze, ale tylko +1 w sodzie. Para elektronów jest przyciągana tak blisko atomu chloru, że są praktycznie przenoszone na atom chloru ( wiązanie jonowe ). Jeśli jednak atom sodu zostanie zastąpiony atomem litu, elektrony nie będą przyciągane tak blisko atomu chloru jak poprzednio, ponieważ atom litu jest mniejszy, przez co para elektronów jest silniej przyciągana do bliższego efektywnego ładunku jądrowego z litu. W związku z tym większe atomy metali alkalicznych (w dół grupy) będą mniej elektroujemne, ponieważ para wiążąca jest do nich słabiej przyciągana. Jak wspomniano wcześniej, oczekuje się, że francium będzie wyjątkiem.

Ze względu na wyższą elektroujemność litu niektóre z jego związków mają charakter bardziej kowalencyjny. Na przykład jodek litu ( Li I ) rozpuści się w rozpuszczalnikach organicznych , co jest właściwością większości związków kowalencyjnych. Fluorek litu (Li F ) jest jedynym halogenkiem metalu alkalicznego, który nie jest rozpuszczalny w wodzie, a wodorotlenek litu (Li OH ) jest jedynym wodorotlenkiem metalu alkalicznego, który nie rozpływa się .

Temperatura topnienia i wrzenia

Temperatura topnienia substancji to punkt, w którym zmienia ona stan ze stałego na ciekły, podczas gdy temperatura wrzenia substancji (w stanie ciekłym) to punkt, w którym prężność pary cieczy jest równa ciśnieniu otoczenia otaczającego ciecz i całej cieczy zmienia stan na gaz . Gdy metal jest podgrzewany do temperatury topnienia, wiązania metaliczne utrzymujące atomy w miejscu słabną, dzięki czemu atomy mogą się poruszać, a wiązania metaliczne ostatecznie pękają całkowicie w temperaturze wrzenia metalu. Dlatego spadające temperatury topnienia i wrzenia metali alkalicznych wskazują, że siła wiązań metalicznych metali alkalicznych zmniejsza się w dół grupy. Dzieje się tak, ponieważ atomy metali są utrzymywane razem przez przyciąganie elektromagnetyczne od jonów dodatnich do zdelokalizowanych elektronów. Wraz ze wzrostem rozmiarów atomów w dół grupy (ponieważ zwiększa się ich promień atomowy), jądra jonów oddalają się od zdelokalizowanych elektronów, a zatem wiązanie metaliczne staje się słabsze, dzięki czemu metal może łatwiej topić się i wrzeć, co obniża temperatury topnienia i wrzenia. (Zwiększony ładunek jądrowy nie jest istotnym czynnikiem ze względu na efekt ekranowania).

Gęstość

Wszystkie metale alkaliczne mają tę samą strukturę krystaliczną ( sześcienny skupiony na ciele ), a zatem jedynymi istotnymi czynnikami są liczba atomów, które mogą zmieścić się w określonej objętości i masa jednego z atomów, ponieważ gęstość jest definiowana jako masa na jednostkę Tom. Pierwszy czynnik zależy od objętości atomu, a tym samym od promienia atomu, który rośnie w dół grupy; w ten sposób objętość atomu metalu alkalicznego wzrasta w dół grupy. Wraz ze wzrostem grupy wzrasta również masa atomu metalu alkalicznego. Zatem trend gęstości metali alkalicznych zależy od ich mas atomowych i promieni atomowych; jeśli znane są liczby dla tych dwóch czynników, można obliczyć stosunki między gęstościami metali alkalicznych. Wynikająca z tego tendencja jest taka, że ​​gęstości metali alkalicznych rosną w dół tabeli, z wyjątkiem potasu. Ze względu na najmniejszą masę atomową i największy promień atomowy wszystkich pierwiastków w ich okresach, metale alkaliczne są metalami o najmniejszej gęstości w układzie okresowym. Lit, sód i potas to jedyne trzy metale w układzie okresowym, które mają mniejszą gęstość niż woda: w rzeczywistości lit jest najmniej gęstym znanym ciałem stałym w temperaturze pokojowej .

Związki

Metale alkaliczne tworzą kompletne serie związków ze wszystkimi zwykle spotykanymi anionami, co dobrze ilustruje trendy grupowe. Związki te można opisać jako obejmujące metale alkaliczne tracące elektrony na rzecz akceptorów i tworzące jony monododatnie. Ten opis jest najdokładniejszy dla halogenków metali alkalicznych i staje się coraz mniej dokładny w miarę wzrostu ładunku kationowego i anionowego oraz gdy anion staje się większy i bardziej podatny na polaryzację. Na przykład wiązanie jonowe ustępuje miejsca wiązaniu metalicznemu wzdłuż serii NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 As, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na.

Wodorotlenki

Wideo zewnętrzne
ikona wideo Reakcje metali alkalicznych z wodą , prowadzone przez The Open University
Duża pomarańczowo-żółta eksplozja
Reakcja 3 funtów (≈ 1,4 kg) sodu z wodą

Wszystkie metale alkaliczne reagują energicznie lub wybuchowo z zimną wodą, tworząc wodny roztwór silnie zasadowego wodorotlenku metalu alkalicznego i uwalniając gazowy wodór. Reakcja ta staje się bardziej energiczna, przechodząc w dół grupy: lit stale reaguje musując , ale sód i potas mogą się zapalić, a rubid i cez zanurzają się w wodzie i wytwarzają wodór tak szybko, że w wodzie powstają fale uderzeniowe, które mogą rozbić szklane pojemniki. Wrzucenie metalu alkalicznego do wody powoduje eksplozję, która składa się z dwóch oddzielnych etapów. Metal najpierw reaguje z wodą, rozrywając wiązania wodorowe w wodzie i wytwarzając gazowy wodór ; dzieje się to szybciej w przypadku bardziej reaktywnych, cięższych metali alkalicznych. Po drugie, ciepło wytworzone przez pierwszą część reakcji często zapala gazowy wodór, powodując jego wybuchowe spalanie w otaczającym powietrzu. Ta wtórna eksplozja gazowego wodoru wytwarza widoczny płomień nad miską z wodą, jeziorem lub innym zbiornikiem wodnym, a nie początkową reakcję metalu z wodą (która ma tendencję do zachodzenia głównie pod wodą). Wodorotlenki metali alkalicznych są najbardziej zasadowymi znanymi wodorotlenkami.

Ostatnie badania sugerują, że wybuchowe zachowanie metali alkalicznych w wodzie jest napędzane przez eksplozję kulombowską, a nie wyłącznie przez szybkie wytwarzanie samego wodoru. Wszystkie metale alkaliczne topią się w wyniku reakcji z wodą. Cząsteczki wody jonizują gołą metaliczną powierzchnię ciekłego metalu, pozostawiając dodatnio naładowaną powierzchnię metalu i ujemnie naładowane jony wody. Przyciąganie między naładowanym metalem a jonami wody gwałtownie zwiększy powierzchnię, powodując wykładniczy wzrost jonizacji. Gdy siły odpychające w powierzchni ciekłego metalu przekraczają siły napięcia powierzchniowego, wybucha on energicznie.

Same wodorotlenki są najbardziej zasadowymi znanymi wodorotlenkami, reagującymi z kwasami do soli iz alkoholami do oligomerycznych alkoholanów . Łatwo reagują z dwutlenkiem węgla, tworząc węglany lub wodorowęglany , lub z siarkowodorem, tworząc siarczki lub dwusiarczki i mogą być stosowane do oddzielania tioli od ropy naftowej. Reagują z tlenkami amfoterycznymi: na przykład tlenki glinu , cynku , cyny i ołowiu reagują z wodorotlenkami metali alkalicznych dając gliniany, cynkany, cyniany i ołowiany. Dwutlenek krzemu jest kwaśny, a zatem wodorotlenki metali alkalicznych mogą również atakować szkło krzemianowe .

Związki międzymetaliczne

Ciekły stop NaK w temperaturze pokojowej

Metale alkaliczne formie wielu międzymetalicznych związków ze sobą oraz elementy z grup 2 do 13 układu okresowego o różnej stechiometrii, takich jak amalgamatu sodu z rtęci , w tym Na 5 tor 8 i Na 3 Hg. Niektóre z nich mają właściwości jonowe: biorąc stopy ze złotem , najbardziej elektroujemnymi metalami, na przykład NaAu i KAu są metaliczne, ale RbAu i CsAu są półprzewodnikami. NaK jest stopem sodu i potasu, który jest bardzo użyteczny, ponieważ jest płynny w temperaturze pokojowej, chociaż należy zachować ostrożność ze względu na jego ekstremalną reaktywność w stosunku do wody i powietrza. W eutektyczną topi się w temperaturze -12,6 ° C. Stop 41% cezu, 47% sodu i 12% potasu ma najniższą znaną temperaturę topnienia ze wszystkich metali lub stopów, -78°C.

Związki z grupą 13 pierwiastków

Związki międzymetaliczne metali alkalicznych z cięższymi pierwiastkami z grupy 13 ( aluminium , gal , ind i tal ), takie jak NaTl, są słabymi przewodnikami lub półprzewodnikami , w przeciwieństwie do normalnych stopów z poprzednimi pierwiastkami, co oznacza, że stracił elektron na rzecz zaangażowanych anionów Zintl . Niemniej jednak, podczas gdy pierwiastki z grupy 14 i dalej mają tendencję do tworzenia oddzielnych klastrów anionowych, pierwiastki z grupy 13 mają tendencję do tworzenia jonów polimerycznych z kationami metali alkalicznych umieszczonymi pomiędzy gigantyczną siecią jonową. Na przykład NaTl składa się z polimerycznego anionu (-Tl - -) n o kowalencyjnej strukturze sześciennego diamentu z jonami Na + znajdującymi się pomiędzy anionową siecią. Większe metale alkaliczne nie pasują podobnie do sieci anionowej i mają tendencję do zmuszania cięższych pierwiastków grupy 13 do tworzenia klastrów anionowych.

Bor jest szczególnym przypadkiem, ponieważ jest jedynym niemetalem w grupie 13. Borki metali alkalicznych mają tendencję do bycia bogatymi w bor, z udziałem znacznego wiązania bor-bor z udziałem struktur deltaedrycznych i są niestabilne termicznie ze względu na metale alkaliczne o bardzo wysokiej prężności par w podwyższonych temperaturach. To sprawia, że ​​bezpośrednia synteza staje się problematyczna, ponieważ metale alkaliczne nie reagują z borem w temperaturze poniżej 700°C, a zatem należy to przeprowadzić w szczelnie zamkniętych pojemnikach z nadmiarem metalu alkalicznego. Co więcej, wyjątkowo w tej grupie, reaktywność z borem zmniejsza się w dół grupy: lit reaguje całkowicie w 700 ° C, ale sód w 900 ° C, a potas dopiero w 1200 ° C, a reakcja jest natychmiastowa w przypadku litu, ale zajmuje godziny w przypadku potasu. Borki rubidu i cezu nie zostały nawet scharakteryzowane. Znane są różne etapy, takie jak LiB 10 nab 6 nab 15 i KB 6 . Pod wysokim ciśnieniem wiązanie bor-bor w borkach litu zmienia się z przestrzegania zasad Wade'a na tworzenie anionów Zintl, podobnie jak reszta grupy 13.

Związki z grupą 14 pierwiastków

Widok z boku (z lewej) i z góry (z prawej) związku interkalacyjnego grafitu KC 8

Lit i sód reagują z węglem tworząc acetylenki Li 2 C 2 i Na 2 C 2 , które można również otrzymać w reakcji metalu z acetylenem . Potas, rubid i cez reagują z grafitem ; ich atomy są interkalowane pomiędzy heksagonalne warstwy grafitu, tworząc związki interkalacyjne grafitu o wzorach MC 60 (ciemnoszary, prawie czarny), MC 48 (ciemnoszary, prawie czarny), MC 36 (niebieski), MC 24 (stalowoniebieski) i MC 8 (brąz) (M = K, Rb lub Cs). Związki te są ponad 200 razy bardziej przewodzące elektrycznie niż czysty grafit, co sugeruje, że elektron walencyjny metalu alkalicznego jest przenoszony na warstwy grafitu (np. M+
C
8
). Po podgrzaniu KC 8 eliminacja atomów potasu powoduje konwersję kolejno do KC 24 , KC 36 , KC 48 i ostatecznie KC 60 . KC 8 jest bardzo silnym środkiem redukującym, jest piroforyczny i eksploduje w kontakcie z wodą. Chociaż większe metali alkalicznych (K, Rb i Cs) początkowo tworzą MC 8 , mniejsze początkowo tworzą MC 6 , a w rzeczywistości wymagają reakcji tych metali z grafitu, w wysokich temperaturach około 500 ° C w celu wytworzenia. Oprócz tego, są metale alkaliczne, takie silne środki redukujące można nawet zmniejszyć Buckminsterfullerene do wytworzenia stałych fullerides M N C 60 ; sód, potas, rubid i cez mogą tworzyć fulleridy, gdzie n = 2, 3, 4 lub 6, a rubid i cez dodatkowo mogą osiągnąć n = 1.

Gdy metale alkaliczne reagują z cięższymi pierwiastkami z grupy węglowej ( krzem , german , cyna i ołów ), powstają substancje jonowe o strukturze klatkowej, takie jak krzemki M 4 Si 4 (M = K, Rb lub Cs), który zawiera M + i czworościenny Si4−
4
jony. Chemia germanidków metali alkalicznych , z udziałem jonu germanowego Ge 4- i innych jonów klastrowych ( Zintl ), takich jak Ge2-
4
, Ge4-
9
, Ge2−
9
, i [(Ge 9 ) 2 ] 6- jest w dużej mierze analogiczny do odpowiednich krzemków. Cyjanki metali alkalicznych są w większości jonowe, czasami z jonami cynowymi ( Sn 4- ), a czasami z bardziej złożonymi jonami Zintl, takimi jak Sn4-
9
, który występuje w nonastannidzie tetrapotasu (K 4 Sn 9 ). Jednoatomowej plumbide jonowego ( Pb 4 ) jest znana, a nawet jego formacji przewiduje się niekorzystny energetycznie; ołowiaki metali alkalicznych mają złożone jony Zintl, takie jak Pb4-
9
. Te germanki, cyjanki i ołowiane metale alkaliczne można wytwarzać przez redukcję germanu, cyny i ołowiu metalicznym sodem w ciekłym amoniaku.

Azotki i pniktydy

Komórka elementarna ball-and-stick modelu z azotku litu . Na podstawie wielkości można by oczekiwać struktury czworościennej , ale byłoby to geometrycznie niemożliwe: w ten sposób azotek litu przyjmuje tę wyjątkową strukturę krystaliczną.

Lit, najlżejszy z metali alkalicznych, jest jedynym metalem alkalicznym, który reaguje z azotem w standardowych warunkach , a jego azotek jest jedynym stabilnym azotkiem metalu alkalicznego. Azot jest reaktywny gaz, gdyż złamanie silne wiązanie potrójne, w tym azotu w cząsteczce (N 2 ) wymaga dużo energii. Utworzenie azotku metalu alkalicznego pochłonęłoby energię jonizacji metalu alkalicznego (tworząc jony M + ), energię wymaganą do zerwania potrójnego wiązania w N 2 i utworzenia jonów N 3- , a także całą energię uwolnioną z tworzenie azotku metalu alkalicznego wynika z energii sieciowej azotku metalu alkalicznego. Energia sieci jest maksymalizowana przez małe, wysoko naładowane jony; metale alkaliczne nie tworzą wysoko naładowanych jonów, tworzą tylko jony o ładunku +1, więc tylko lit, najmniejszy metal alkaliczny, może uwolnić wystarczającą ilość energii sieciowej, aby reakcja z azotem była egzotermiczna , tworząc azotek litu . Reakcje innych metali alkalicznych z azotem nie uwalniałyby wystarczającej energii sieciowej, a zatem byłyby endotermiczne , więc nie tworzą azotków w standardowych warunkach. Azotek sodu (Na 3 N) i azotek potasu (K 3 N), chociaż istnieją, są wyjątkowo niestabilne, podatne na rozkład z powrotem na elementy składowe i nie można ich wytworzyć w reakcji pierwiastków ze sobą w standardowych warunkach. Przeszkoda steryczna zabrania istnienia azotku rubidu lub cezu. Jednak sód i potas tworzą bezbarwne sole azydkowe z udziałem liniowego N
3
anion; ze względu na duże rozmiary kationów metali alkalicznych są one wystarczająco stabilne termicznie, aby mogły się stopić przed rozkładem.

Wszystkie metale alkaliczne reagują łatwo z fosforu i arsenu na fosforków formy i arsenides o wzorze M 3 Pn (gdzie M oznacza metal alkaliczny i Pn oznacza azotowce - fosfor, arsen, antymon , i bizmut ). Wynika to z większego rozmiaru jonów P 3- i As 3- , tak że do utworzenia soli potrzeba mniej energii sieciowej. Nie są to jedyne fosforki i arsenki metali alkalicznych: np. potas ma dziewięć różnych znanych fosforków o wzorach K 3 P, K 4 P 3 , K 5 P 4 , KP, K 4 P 6 , K 3 P 7 , K 3 P 11 , PK 10.3 i PK 15 . Podczas gdy większość metali tworzy arsenki, tylko metale alkaliczne i ziem alkalicznych tworzą głównie arsenki jonowe. Struktura Na 3 As jest złożona z niezwykle krótkimi odległościami Na–Na wynoszącymi 328–330 µm, które są krótsze niż w przypadku metalicznego sodu, co wskazuje, że nawet w przypadku tych metali elektrododatnich wiązanie nie może być bezpośrednio jonowe. Inne arsenides metali alkalicznych, które nie są zgodne ze wzorem M 3 , które są znane, jak np LIAS, który ma metaliczny połysk i wysoką przewodnością elektryczną wskazujący obecność pewnej wiązanie metaliczne . W antimonides są nietrwałe i oddziaływania jak Sb 3- jonowa jest silnym środkiem redukującym; Reakcja z nich z kwasami, tworząc toksyczne i niestabilnego gazu Wodorek antymonu (ŚBH 3 ). Rzeczywiście, mają one pewne właściwości metaliczne, a antymonki metali alkalicznych o stechiometrii MSb obejmują atomy antymonu związane w spiralną strukturę Zintl. Bizmuty nie są nawet całkowicie jonowe; są to związki międzymetaliczne zawierające częściowo wiązania metaliczne i częściowo jonowe.

Tlenki i chalkogenki

Schemat kulki i kija przedstawia dwie regularne ośmiościany, które są połączone ze sobą jedną ścianą.  Wszystkie dziewięć wierzchołków struktury to fioletowe kule reprezentujące rubid, a pośrodku każdego ośmiościanu znajduje się mała czerwona kula reprezentująca tlen.
Rb
9
O
2
gromada, złożona z dwóch regularnych oktaedrów połączonych ze sobą jedną ścianą
Schemat kulowo-kijowy przedstawia trzy regularne ośmiościany, w których każdy ośmiościan jest połączony z obydwoma innymi jedną ścianą.  Wszystkie trzy oktaedry mają jedną wspólną krawędź.  Wszystkie jedenaście wierzchołków struktury to fioletowe kule reprezentujące cez, a w centrum każdego oktaedru znajduje się mała czerwona kula reprezentująca tlen.
Cs
11
O
3
gromada, złożona z trzech regularnych oktaedrów, gdzie każdy ośmiościan jest połączony z obydwoma innymi jedną ścianą. Wszystkie trzy oktaedry mają jedną wspólną krawędź.

Wszystkie metale alkaliczne reagują energicznie z tlenem w standardowych warunkach. Tworzą różne rodzaje tlenków, takie jak proste tlenki (zawierające jon O 2− ), nadtlenki (zawierające O2−
2
jon, w którym istnieje pojedyncze wiązanie między dwoma atomami tlenu), ponadtlenki (zawierające O
2
jonów) i wiele innych. Lit spala się w powietrzu, tworząc tlenek litu , ale sód reaguje z tlenem, tworząc mieszaninę tlenku sodu i nadtlenku sodu . Potas tworzy mieszaninę nadtlenku potasu i ponadtlenku potasu , natomiast rubid i cez tworzą wyłącznie ponadtlenek. Ich reaktywność wzrasta wraz z grupą: podczas gdy lit, sód i potas palą się tylko w powietrzu, rubid i cez są piroforyczne (samoistnie zapalają się w powietrzu).

Mniejsze metale alkaliczne mają tendencję do polaryzacji większych anionów (nadtlenku i ponadtlenku) ze względu na ich mały rozmiar. Przyciąga to elektrony z bardziej złożonych anionów w kierunku jednego ze składowych atomów tlenu, tworząc jon tlenkowy i atom tlenu. Powoduje to, że lit tworzy tlenek wyłącznie w reakcji z tlenem w temperaturze pokojowej. Efekt ten staje się drastycznie słabszy dla większych ilości sodu i potasu, pozwalając im na tworzenie mniej stabilnych nadtlenków. Rubid i cez, znajdujące się na dole grupy, są tak duże, że mogą tworzyć się nawet najmniej stabilne ponadtlenki. Ponieważ nadtlenek uwalnia najwięcej energii podczas tworzenia, nadtlenek powstaje preferencyjnie dla większych metali alkalicznych, gdzie bardziej złożone aniony nie są spolaryzowane. (Tlenki i nadtlenki tych metali alkalicznych istnieją, ale nie tworzą się w bezpośredniej reakcji metalu z tlenem w standardowych warunkach.) Ponadto mały rozmiar jonów Li + i O 2− przyczynia się do ich tworzenia stabilnego jonowa struktura sieciowa. Wiadomo jednak, że w kontrolowanych warunkach wszystkie metale alkaliczne, z wyjątkiem franu, tworzą swoje tlenki, nadtlenki i ponadtlenki. Nadtlenki i ponadtlenki metali alkalicznych są silnymi utleniaczami . Nadtlenek sodu i ponadtlenek potasu reagują z dwutlenkiem węgla, tworząc węglan metalu alkalicznego i gazowy tlen, co pozwala na ich stosowanie w podwodnych oczyszczaczach powietrza; obecność pary wodnej , naturalnie występującej w wydychanym powietrzu, sprawia, że ​​usuwanie dwutlenku węgla przez ponadtlenek potasu jest jeszcze skuteczniejsze. Wszystkie trwałe metale alkaliczne z wyjątkiem litu mogą tworzyć czerwone ozonki (MO 3 ) w wyniku niskotemperaturowej reakcji sproszkowanego bezwodnego wodorotlenku z ozonem : ozonki można następnie wyekstrahować ciekłym amoniakiem . Powoli rozkładają się w standardowych warunkach do ponadtlenków i tlenu, a w kontakcie z wodą natychmiast hydrolizują do wodorotlenków. Potas, rubid i cez tworzą również półtoratlenki M 2 O 3 , które lepiej można uznać za dwunadtlenki nadtlenkowe [(M+
)
4
(O2−
2
)(O
2
)
2
]
.

Rubid i cez mogą tworzyć wiele różnych podtlenków z metalami na formalnym stopniu utlenienia poniżej +1. Rubid może tworzyć Rb 6 O i Rb 9 O 2 (w kolorze miedzi) po utlenieniu w powietrzu, podczas gdy cez tworzy ogromną różnorodność tlenków, takich jak ozonek CsO 3 i kilka jasno zabarwionych podtlenków , takich jak Cs 7 O (brąz) , Cs 4 O (czerwono-fioletowy), Cs 11 O 3 (fioletowy), Cs 3 O (ciemnozielony), CsO, Cs 3 O 2 , a także Cs 7 O 2 . Ostatni z nich można podgrzewać pod próżnią, aby wytworzyć Cs 2 O.

Metale alkaliczne mogą również reagować analogicznie z cięższymi chalkogenami ( siarka , selen , tellur i polon ), a wszystkie chalkogenki metali alkalicznych są znane (z wyjątkiem fransu). Reakcja z nadmiarem chalkogenu może podobnie skutkować niższymi chalkogenidami, z jonami chalkogenu zawierającymi łańcuchy odpowiednich atomów chalkogenu. Na przykład, sód może reagować z siarką, z wytworzeniem siarczku ( Na 2 S ) i różnych polisiarczków o wzorze Naz 2 S X ( x od 2 do 6), zawierający S2−
x
jony. Ze względu na zasadowość jonów Se 2- i Te 2- , selenki i tellurki metali alkalicznych są alkaliczne w roztworze; w bezpośredniej reakcji z selenem i tellurem powstają poliselenki i politellurydy metali alkalicznych wraz z selenkami i tellurkami z Se2−
x
i Te2−
x
jony. Mogą być otrzymywane bezpośrednio z pierwiastków w ciekłym amoniaku lub przy braku powietrza i są bezbarwnymi, rozpuszczalnymi w wodzie związkami, które powietrze szybko utlenia się z powrotem do selenu lub telluru. Polonki metali alkalicznych są związkami jonowymi zawierającymi jon Po 2- ; są bardzo stabilne chemicznie i mogą być wytwarzane przez bezpośrednią reakcję pierwiastków w temperaturze około 300–400 °C.

Halogenki, wodorki i pseudohalogenki

Metale alkaliczne są jednymi z najbardziej elektrododatnich pierwiastków w układzie okresowym i dlatego mają tendencję do wiązania jonowego z najbardziej elektroujemnymi pierwiastkami w układzie okresowym, halogenami ( fluor , chlor , brom , jod i astat ), tworząc sole znane jako zasady halogenki metali. Reakcja jest bardzo energiczna i czasami może prowadzić do eksplozji. Znanych jest wszystkie dwadzieścia stabilnych halogenków metali alkalicznych; niestabilne nie są znane, z wyjątkiem astatydu sodu, ze względu na dużą niestabilność i rzadkość astatynu i fransu. Najbardziej znanym z dwudziestu jest z pewnością chlorek sodu , inaczej znany jako sól kuchenna. Wszystkie trwałe halogenki metali alkalicznych mają wzór MX, w którym M oznacza metal alkaliczny, a X oznacza halogen. Wszystkie są białymi, jonowymi krystalicznymi ciałami stałymi, które mają wysokie temperatury topnienia. Wszystkie halogenki metali alkalicznych są rozpuszczalne w wodzie z wyjątkiem fluorku litu (LiF), który jest nierozpuszczalny w wodzie ze względu na bardzo wysoką entalpię sieciową . Wysoka entalpia sieciowa fluorku litu jest spowodowana małymi rozmiarami jonów Li + i F , co powoduje, że oddziaływania elektrostatyczne między nimi są silne: podobny efekt występuje w przypadku fluorku magnezu , co jest zgodne z relacją diagonalną między litem a magnezem.

Metale alkaliczne reagują również podobnie z wodorem, tworząc jonowe wodorki metali alkalicznych, w których anion wodorkowy działa jako pseudohalogenek : są one często stosowane jako środki redukujące, dające wodorki, złożone wodorki metali lub gazowy wodór. Znane są również inne pseudohalogenki, zwłaszcza cyjanki . Są one izostrukturalne w stosunku do odpowiednich halogenków, z wyjątkiem cyjanku litu , co wskazuje, że jony cyjankowe mogą się swobodnie obracać. Trójskładnikowe alkalicznych, tlenki metali, halogenki, takie jak Na 3 ClO K 3 bro (żółty), NA 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O i K 4 Br 2 O, są również znane. Polihalogenki są raczej niestabilne, chociaż te z rubidu i cezu są w dużym stopniu stabilizowane przez słabą polaryzację tych niezwykle dużych kationów.

Kompleksy koordynacyjne

18-korona-6 koordynujący jon potasu
Struktura 2.2.2-Cryptandu zamykającego kation potasu (fioletowy). W stanie krystalicznym, uzyskany za pomocą dyfrakcji rentgenowskiej.

Kationy metali alkalicznych zwykle nie tworzą kompleksów koordynacyjnych z prostymi zasadami Lewisa ze względu na ich niski ładunek wynoszący zaledwie +1 i ich stosunkowo duży rozmiar; w ten sposób jon Li + tworzy większość kompleksów, a cięższe jony metali alkalicznych tworzą coraz mniej (chociaż zdarzają się wyjątki dla słabych kompleksów). W szczególności lit ma bardzo bogatą chemię koordynacyjną, w której wykazuje liczby koordynacyjne od 1 do 12, chociaż jego preferowanym trybem jest heksakoordynacja oktaedryczna. W roztworze wodnym jony metali alkalicznych występują w postaci oktaedrycznych kompleksów heksahydratowych ([M(H 2 O) 6 )] + ), z wyjątkiem jonu litu, który ze względu na małe rozmiary tworzy tetraedryczne kompleksy tetrahydratowe ([Li(H 2 O) 4 )] + ); metale alkaliczne tworzą te kompleksy, ponieważ ich jony są przyciągane przez elektrostatyczne siły przyciągania do cząsteczek wody polarnej. Z tego powodu jako środki osuszające często stosuje się bezwodne sole zawierające kationy metali alkalicznych . Metale alkaliczne również łatwo tworzą kompleksy z eterami koronowymi (np. 12-korona-4 dla Li + , 15-korona-5 dla Na + , 18-korona-6 dla K + , 21-korona-7 dla Rb + ) i kryptandami ze względu na przyciąganie elektrostatyczne.

Roztwory amoniaku

Metali alkalicznych, które rozpuszczają się powoli w ciekłym amoniaku , tworząc roztworów amoniakalnych solwatowanych kationu metalu M + i solwatowanej elektronów e - , które reagują z wytworzeniem wodoru i metalu alkalicznego amidu (MNH 2 , gdzie M oznacza metal alkaliczny) był pierwszą odnotowane przez Humphry'ego Davy'ego w 1809 i ponownie odkryte przez W. Weyl w 1864. Proces można przyspieszyć za pomocą katalizatora . Podobne roztwory tworzą ciężkie dwuwartościowe metale ziem alkalicznych wapń , stront , bar , a także dwuwartościowe lantanowce , europ i iterb . Sól amidu jest dość nierozpuszczalna i łatwo wytrąca się z roztworu, pozostawiając intensywnie zabarwione roztwory amoniaku metali alkalicznych. W 1907 Charles Krause zidentyfikował kolor jako spowodowany obecnością solwatowanych elektronów , które przyczyniają się do wysokiej przewodności elektrycznej tych roztworów. Przy niskich stężeniach (poniżej 3 M) roztwór jest ciemnoniebieski i ma dziesięciokrotnie większą przewodność niż wodny roztwór chlorku sodu ; przy wyższych stężeniach (powyżej 3 M) roztwór ma kolor miedzi i ma w przybliżeniu przewodność metali ciekłych, takich jak rtęć . Oprócz soli amidowej metalu alkalicznego i solwatowanych elektronów, takie roztwory amoniaku zawierają również kation metalu alkalicznego (M + ), obojętny atom metalu alkalicznego (M), dwuatomowe cząsteczki metalu alkalicznego (M 2 ) i aniony metali alkalicznych (M - ). Są one nietrwałe i ostatecznie stają się bardziej stabilnym termodynamicznie amidem metalu alkalicznego i gazowym wodorem. Solwatowane elektrony są silnymi czynnikami redukującymi i są często wykorzystywane w syntezie chemicznej.

Metaloorganiczne

lit organoorganiczny

Struktura oktaedrycznej n -butylolitu heksamerów (C 4 H 9 Li) 6 . Agregaty są utrzymywane razem przez zdelokalizowane wiązania kowalencyjne między litem a końcowym węglem łańcucha butylu. W żadnym związku litoorganicznym nie występuje bezpośrednie wiązanie litowo-litowe.
Stałe fenylolit formy jednoskośnej kryształy mogą być opisane jako składające się z dimerycznych Li 2 ( C 6 H 5 ) 2 podjednostek. Atomy litu i węgle ipso pierścieni fenylowych tworzą płaski czteroczłonowy pierścień. Płaszczyzna grup fenylowych jest prostopadły do płaszczyzny tego Li 2 C 2 pierścienia. Pomiędzy tymi dimerami fenylolitu a elektronami π grup fenylowych w sąsiednich dimerach występuje dodatkowe silne wiązanie międzycząsteczkowe, co skutkuje nieskończoną strukturą drabiny polimerowej.

Jako najmniejszy metal alkaliczny lit tworzy najszerszą gamę i najbardziej stabilnych związków metaloorganicznych , które są związane kowalencyjnie. Związki litoorganiczne są elektrycznie nieprzewodzącymi lotnymi ciałami stałymi lub cieczami, które topią się w niskich temperaturach i mają tendencję do tworzenia oligomerów o strukturze (RLi) x, gdzie R oznacza grupę organiczną. Ponieważ elektropozytywna natura litu przenosi większość gęstości ładunku na atom węgla, skutecznie tworząc karboanion , związki litoorganiczne są niezwykle silnymi zasadami i nukleofilami . Do stosowania jako zasady często stosuje się butylolity i są one dostępne w handlu. Przykład związkiem litoorganicznym jest metylolit ((CH 3 Li) x ), która występuje w tetramerycznej ( x = 4, tetraedryczne) i heksamerycznej ( x = 6 oktaedryczne) formy. Związki litoorganiczne, zwłaszcza n- butylolit, są przydatnymi reagentami w syntezie organicznej, jak można się spodziewać, biorąc pod uwagę diagonalną relację litu z magnezem, który odgrywa ważną rolę w reakcji Grignarda . Na przykład, alkilolit i arylolit można stosować do syntezy aldehydów i ketonów w reakcji z karbonylkami metali . Reakcja z tetrakarbonylem niklu , na przykład, przebiega przez niestabilny kompleks acylo-niklowo-karbonylowy, który następnie podlega podstawieniu elektrofilowemu z wytworzeniem pożądanego produktu aldehydowego (przy użyciu H + jako elektrofila) lub ketonu (przy użyciu halogenku alkilu).

LiR + [Ni(CO) 4 ]−CO Li + [RCONi(CO) 3 ]
Li + [RCONi(CO) 3 ] H +rozpuszczalnikLi + + RCHO + [(rozpuszczalnik)Ni(CO) 3 ]
Li + [RCONi(CO) 3 ] R'BrrozpuszczalnikLi + + R'COR + [(rozpuszczalnik)Ni(CO) 3 ]

Alkilolity i arylolity mogą również reagować z N , N- dipodstawionymi amidami dając aldehydy i ketony oraz symetryczne ketony poprzez reakcję z tlenkiem węgla . Rozkładają się termicznie, aby wyeliminować β-wodór, tworząc alkeny i wodorek litu : inną drogą jest reakcja eterów z alkilo- i arylolitami, które działają jak silne zasady. W rozpuszczalnikach niepolarnych aryllithiums reagować jako karboaniony skutecznie ponownie, obracając dwutlenku węgla do aromatycznych kwasów karboksylowych (ARCO 2 H) i arylu ketony trzeciorzędowych karbinole (Ar 2 C (Ar) OH). Wreszcie mogą być wykorzystane do syntezy innych związków metaloorganicznych poprzez wymianę metal-halogen.

Cięższe metale alkaliczne

W przeciwieństwie do związków litoorganicznych, związki metaloorganiczne cięższych metali alkalicznych są głównie jonowe. Zastosowanie związków sodowych w chemii jest częściowo ograniczone ze względu na konkurencję ze związkami litoorganicznymi , które są dostępne w handlu i wykazują dogodniejszą reaktywność. Głównym związkiem sodowym o znaczeniu handlowym jest cyklopentadienid sodu . Tetrafenyloboran sodu można również zaklasyfikować jako związek sodowoorganiczny, ponieważ w stanie stałym sód jest związany z grupami arylowymi. Związki metaloorganiczne wyższych metali alkalicznych są nawet bardziej reaktywne niż związki sodoorganiczne i mają ograniczoną użyteczność. Godnym odczynnik podstawa jest Schlosser , mieszanina n -butylolit i potasowy t -butoksylan . Odczynnik ten reaguje z propenu , z wytworzeniem związku allylpotassium (KCH 2 CHCH 2 ). cis -2-buten i trans -2-buten równoważą się w kontakcie z metalami alkalicznymi. Podczas gdy izomeryzacja jest szybka w przypadku litu i sodu, jest powolna w przypadku cięższych metali alkalicznych. Cięższe metale alkaliczne również sprzyjają konformacji sterycznie przeciążonej. Doniesiono o kilku strukturach krystalicznych związków potasowych, ustalając, że są one, podobnie jak związki sodu, polimerami. Związki sodowo-organiczne, potasowe, ororubidowe i cezowe są w większości jonowe i są nierozpuszczalne (lub prawie tak) w rozpuszczalnikach niepolarnych.

Pochodne alkilowe i arylowe sodu i potasu mają tendencję do reagowania z powietrzem. Powodują rozszczepianie eterów , generując alkoholany. W przeciwieństwie do związków alkilolitu, alkilosodów i alkilopotasów nie można wytworzyć w reakcji metali z halogenkami alkilowymi, ponieważ występuje sprzężenie Wurtza :

RM + R'X → R–R' + MX

Jako takie, muszą być wykonane w reakcji związków alkilortęci z metalicznym sodem lub potasem w obojętnych rozpuszczalnikach węglowodorowych. Podczas gdy metylosód tworzy tetramery, takie jak metylolit, metylopotas jest bardziej jonowy i ma strukturę arsenku niklu z oddzielnymi anionami metylowymi i kationami potasu.

Metale alkaliczne i ich wodorki reagują z kwaśnymi węglowodorami, na przykład cyklopentadienami i terminalnymi alkinami, dając sole. Stosowane są ciekłe rozpuszczalniki amoniakalne, eterowe lub węglowodorowe, z których najpowszechniejszym jest tetrahydrofuran . Najważniejszym z tych związków jest cyklopentadienidopentakarboksylany sodu NAC 5 H 5 Ważnym prekursorem wielu metali przejściowych pochodnych cyklopentadienylowych. Podobnie, metale alkaliczne reagują z cyklooktatetraenem w tetrahydrofuranie dając cyklooktatetraenidy metali alkalicznych ; Na przykład, cyclooctatetraenide dipotasu (K 2 C 8 H 8 ) jest ważne, prekursor wielu pochodnych metali cyklooktatetraenyl, takich jak uranocene . Duże i bardzo słabo polaryzujące kationy metali alkalicznych mogą stabilizować duże, aromatyczne, polaryzujące aniony rodnikowe, takie jak ciemnozielony naftalenek sodu Na + [C 10 H 8 •] , silny czynnik redukujący.

Reprezentatywne reakcje metali alkalicznych

Reakcja z tlenem

W reakcji z tlenem metale alkaliczne tworzą tlenki , nadtlenki , ponadtlenki i podtlenki . Jednak pierwsze trzy są bardziej powszechne. Poniższa tabela przedstawia rodzaje związków powstających w reakcji z tlenem. Związek w nawiasie oznacza uboczny produkt spalania.

Metal alkaliczny Tlenek Nadtlenek Nadtlenek
Li Li 2 O (Li 2 O 2 )
Na (N 2 O) Na 2 O 2
K KO 2
Rb RbO 2
Cs CsO 2

Nadtlenki metali alkalicznych są związkami jonowymi, które są nietrwałe w wodzie. Anion nadtlenkowy jest słabo związany z kationem i ulega hydrolizie, tworząc silniejsze wiązania kowalencyjne.

Na 2 O 2 + 2H 2 o → 2NaOH + H 2 O 2

Inne związki tlenu są również niestabilne w wodzie.

2KO 2 + 2H 2 o → 2KOH + H 2 O 2 + O 2
Li 2 O + H 2 O → 2LiOH

Reakcja z siarką

Z siarką tworzą siarczki i wielosiarczki.

2Na + 1/8S 8 → Na 2 S + 1/8S 8 → Na 2 S 2 ...Na 2 S 7

Ponieważ siarczki metali alkalicznych są zasadniczo solami słabego kwasu i mocnej zasady, tworzą roztwory zasadowe.

S 2- + H 2 O → HS + HO
HS + H 2 O → H 2 S + HO

Reakcja z azotem

Lit jest jedynym metalem, który łączy się bezpośrednio z azotem w temperaturze pokojowej.

3Li + 1/3N 2 → Li 3 N

Li 3 N może reagować z wodą, uwalniając amoniak.

Li 3 N + 3 H 2 O → 3LiOH + NH 3

Reakcja z wodorem

Z wodorem metale alkaliczne tworzą wodorki soli, które hydrolizują w wodzie.

Na + H 2 → NaH (w wysokich temperaturach)
NaH + H 2 O → NaOH + H 2

Reakcja z węglem

Lit jest jedynym metalem, który reaguje bezpośrednio z węglem, dając acetylenek dilitu. Na i K mogą reagować z acetylenem dając acetylenki.

2Li + 2C → Li 2 C 2
Na + C 2 H 2 → Nac 2 H + 1/2 H 2 (przy 150 0 C)
Na + NaC 2 H → Na 2 C 2 (w 220 0 C)

Reakcja z wodą

W reakcji z wodą wytwarzają jony wodorotlenkowe i gazowy wodór . Reakcja ta jest energiczna i silnie egzotermiczna, a powstały wodór może zapalić się w powietrzu lub nawet wybuchnąć w przypadku Rb i Cs.

Na + H 2 O → NaOH + 1/2H 2

Reakcja z innymi solami

Metale alkaliczne są bardzo dobrymi środkami redukującymi. Mogą redukować kationy metali, które są mniej elektrododatnie. Tytan jest wytwarzany przemysłowo przez redukcję czterochlorku tytanu za pomocą Na w temperaturze 400 ° C ( proces van Arkela-de Boera ).

TiCl 4 + 4Na → 4NaCl + Ti

Reakcja ze związkami halogenoorganicznymi

Metale alkaliczne reagują z pochodnymi halogenowymi, tworząc węglowodór w reakcji Wurtza .

2CH 3 -Cl + 2Na → H 3 C-CH 3 + 2NaCl

Metale alkaliczne w ciekłym amoniaku

Metale alkaliczne rozpuszczają się w ciekłym amoniaku lub innych rozpuszczalnikach donorowych, takich jak aminy alifatyczne lub heksametylofosforamid, dając niebieskie roztwory. Uważa się, że te roztwory zawierają wolne elektrony.

Na + xNH 3 → Na + + e(NH 3 ) x

Ze względu na obecność solwatowanych elektronów roztwory te są bardzo silnymi reduktorami stosowanymi w syntezie organicznej.

Reakcje redukcji z użyciem sodu w ciekłym amoniaku

Reakcja 1) jest znana jako redukcja brzozy . Inne redukcje, które mogą być przenoszone przez te rozwiązania to:

S 8 + 2e → S 8 2-
Fe(CO) 5 + 2e → Fe(CO) 4 2- + CO

Rozszerzenia

Empiryczny (Na-Cs, Mg-Ra) i przewidywany (Fr-Uhp, Ubn-Uhh) promień atomowy metali alkalicznych i ziem alkalicznych od trzeciego do dziewiątego okresu , mierzony w angstremach

Chociaż fran jest najcięższym odkrytym metalem alkalicznym, przeprowadzono pewne prace teoretyczne przewidujące właściwości fizyczne i chemiczne hipotetycznych cięższych metali alkalicznych. Przewiduje się , że jako pierwiastek pierwszego okresu 8 , nieodkryty pierwiastek ununennium (pierwiastek 119) będzie następnym metalem alkalicznym po francu i będzie zachowywał się podobnie jak ich lżejsze kongenery ; jednak przewiduje się również, że różni się on niektórymi właściwościami od lżejszych metali alkalicznych. Przewiduje się, że jego chemia będzie bliższa potasowi lub rubidowi zamiast cezu lub fransu. Jest to niezwykłe, ponieważ okresowe trendy , ignorowanie efektów relatywistycznych przewidywałoby, że unennium będzie jeszcze bardziej reaktywne niż cez i frans. Ta obniżona reaktywność wynika z relatywistycznej stabilizacji elektronu walencyjnego ununennium, zwiększając pierwszą energię jonizacji ununennium i zmniejszając promienie metaliczne i jonowe ; efekt ten jest już widoczny dla franka. Zakłada to, że ununennium będzie zachowywać się chemicznie jak metal alkaliczny, co, choć prawdopodobne, może nie być prawdą ze względu na efekty relatywistyczne. Relatywistyczna stabilizacja orbitalu 8s zwiększa również powinowactwo elektronowe ununennium daleko poza powinowactwo cezu i fransu; rzeczywiście oczekuje się, że ununennium ma powinowactwo elektronowe wyższe niż wszystkie lżejsze metale alkaliczne. Efekty relatywistyczne powodują również bardzo duży spadek polaryzacji ununennium. Z drugiej strony przewiduje się, że ununennium będzie kontynuował tendencję spadkową temperatur topnienia w dół grupy, przy czym oczekuje się, że temperatura topnienia będzie wynosić od 0 °C do 30 °C.

Empiryczne (Na-Fr) i przewidywane (Uue) powinowactwo elektronowe metali alkalicznych od trzeciego do ósmego okresu , mierzone w elektronowoltach

Stabilizacja elektronu walencyjnego ununennium, a tym samym skrócenie orbitalu 8s, powoduje obniżenie jego promienia atomowego do 240 μm , bardzo bliskiego promieniowi  rubidu (247 μm), tak że chemia ununennium na stopniu utlenienia +1 powinna być bardziej podobny do chemii rubidu niż do fransu. Z drugiej strony przewiduje się , że promień jonowy jonu Uue + będzie większy niż promienia Rb + , ponieważ orbitale 7p są zdestabilizowane, a zatem są większe niż orbitale p niższych powłok. Ununennium może również wykazywać stopień utlenienia +3 , który nie występuje w żadnym innym metalu alkalicznym, oprócz stanu utlenienia +1, który jest charakterystyczny dla innych metali alkalicznych i jest również głównym stopniem utlenienia wszystkich znanych metali alkalicznych: dzieje się tak z powodu destabilizacji i ekspansji spinora 7p 3/2 , powodującego, że jego najbardziej zewnętrzne elektrony mają niższą energię jonizacji, niż można by się tego spodziewać. Rzeczywiście, oczekuje się, że wiele związków ununennium będzie miało duży charakter kowalencyjny , ze względu na udział elektronów 7p 3/2 w wiązaniu.

Empiryczna (Na–Fr, Mg–Ra) i przewidywana (Uue–Uhp, Ubn–Uhh) energia jonizacji metali alkalicznych i ziem alkalicznych od trzeciego do dziewiątego okresu, mierzona w elektronowoltach

Nie wykonano tak wiele pracy, aby przewidzieć właściwości metali alkalicznych poza unennium. Chociaż prosta ekstrapolacja układu okresowego pierwiastków (zgodnie z zasadą aufbau ) umieściłaby pierwiastek 169, unheksen, pod ununennium, obliczenia Diraca-Focka przewidują, że następnym pierwiastkiem po ununennium o właściwościach podobnych do metali alkalicznych może być pierwiastek 165, unhekspentium, który przewiduje się, że ma konfigurację elektronową [Og] 5g 18 6f 14 7d 10 8s 2 8p 1/2 2 9s 1 . Ten pierwiastek miałby pośrednie właściwości między metalem alkalicznym a pierwiastkiem z grupy 11 i chociaż jego właściwości fizyczne i atomowe byłyby bliższe temu pierwszemu, jego chemia może być bliższa temu drugiemu. Dalsze obliczenia pokazują, że unhekspentium będzie podążać za trendem zwiększania energii jonizacji poza cez, mając energię jonizacji porównywalną do energii sodu, i że powinien również kontynuować trend zmniejszania promieni atomowych poza cez, mając promień atomowy porównywalny do promienia potasu. . Jednak elektrony 7d unhekpentium mogą również brać udział w reakcjach chemicznych wraz z elektronem 9s, prawdopodobnie umożliwiając stany utlenienia powyżej +1, skąd prawdopodobne jest zachowanie metalu przejściowego unhekspentium. W związku z metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, przy czym oba są bloku s elementy te prognozy tendencji i właściwości ununennium i unhexpentium także przeważnie posiadają bardzo podobne do odpowiednich metali ziem alkalicznych unbinilium (UBN) i unhexhexium (UHH). Unsepttrium, pierwiastek 173, może być jeszcze lepszym, cięższym homologiem ununennium; z przewidywaną konfiguracją elektronów [Usb] 6g 1 , powraca do sytuacji podobnej do metalu alkalicznego, w której jeden łatwo usuwany elektron znajduje się znacznie powyżej zamkniętej powłoki p w energii i oczekuje się, że będzie jeszcze bardziej reaktywny niż cez.

Prawdopodobne właściwości innych metali alkalicznych poza unseptrium nie zostały jeszcze zbadane do 2019 roku i mogą, ale nie muszą, istnieć. W okresach 8 i wyższych układu okresowego, efekty relatywistyczne i struktury powłoki stają się tak silne, że ekstrapolacje z lżejszych kongenerów stają się całkowicie niedokładne. Ponadto efekty relatywistyczne i struktury powłoki (które stabilizują orbitale s oraz destabilizują i rozszerzają orbitale d-, f- i g wyższych powłok) mają przeciwne skutki, powodując jeszcze większą różnicę między relatywistycznymi i nierelatywistycznymi. obliczenia właściwości pierwiastków o tak dużej liczbie atomowej. Zainteresowanie właściwościami chemicznymi ununennium, unhexpentium i unsepttrium wynika z faktu, że znajdują się one blisko spodziewanych lokalizacji wysp stabilności , skupionych wokół pierwiastków 122 ( 306 Ubb) i 164 ( 482 Uhq).

Metale pseudoalkaliczne

Wiele innych substancji jest podobnych do metali alkalicznych pod względem tendencji do tworzenia kationów monododatnich. Analogicznie do pseudohalogenów bywają nazywane „pseudometalami alkalicznymi”. Substancje te zawierają pewne pierwiastki i znacznie więcej jonów wieloatomowych ; Jony wieloatomowe są szczególnie podobne do metali alkalicznych pod względem dużego rozmiaru i słabej mocy polaryzacyjnej.

Wodór

Dla wygody pierwiastek wodór , z jednym elektronem na obojętny atom, jest zwykle umieszczany na szczycie grupy 1 układu okresowego, ale wodór nie jest zwykle uważany za metal alkaliczny; kiedy uważa się go za metal alkaliczny, dzieje się tak ze względu na jego właściwości atomowe, a nie właściwości chemiczne. W typowych warunkach czysty wodór występuje jako dwuatomowy gaz składający się z dwóch atomów na cząsteczkę (H 2 ); jednak metale alkaliczne tworzą cząsteczki dwuatomowe (takie jak dilit , Li 2 ) tylko w wysokich temperaturach, gdy są w stanie gazowym .

Wodór, podobnie jak metale alkaliczne, ma jeden elektron walencyjny i łatwo reaguje z halogenami , ale na tym podobieństwa najczęściej się kończą ze względu na mały rozmiar nagiego protonu H + w porównaniu z kationami metali alkalicznych. Jego umieszczenie nad litem wynika przede wszystkim z jego konfiguracji elektronowej . Czasami jest umieszczany powyżej fluoru ze względu na ich podobne właściwości chemiczne, chociaż podobieństwo nie jest również absolutne.

Pierwsza energia jonizacji wodoru (1312.0 kJ/mol ) jest znacznie wyższa niż energii metali alkalicznych. Ponieważ do wypełnienia zewnętrznej powłoki atomu wodoru potrzebny jest tylko jeden dodatkowy elektron, wodór często zachowuje się jak halogen, tworząc ujemny jon wodorkowy i bardzo rzadko na tej podstawie jest uważany za halogen. (Metale alkaliczne mogą również tworzyć jony ujemne, znane jako alkalia , ale są to niewiele więcej niż ciekawostki laboratoryjne, ponieważ są niestabilne.) Argumentem przeciwko temu umiejscowieniu jest to, że tworzenie się wodorku z wodoru jest endotermiczne, w przeciwieństwie do egzotermicznego tworzenia halogenków z halogenów . Promień anionu H również nie pasuje do trendu zwiększania rozmiaru w dół od halogenów: rzeczywiście, H jest bardzo rozproszony, ponieważ jego pojedynczy proton nie może łatwo kontrolować obu elektronów. Przez pewien czas oczekiwano, że ciekły wodór będzie miał właściwości metaliczne; chociaż wykazano, że tak nie jest, pod ekstremalnie wysokimi ciśnieniami , takimi jak te występujące w jądrach Jowisza i Saturna , wodór staje się metaliczny i zachowuje się jak metal alkaliczny; w tej fazie jest znany jako metaliczny wodór . Oporność ciekłego metalicznego wodoru przy 3000 K jest w przybliżeniu równa tej cieczy rubidu i cezu w temperaturze 2000 K w odpowiednich ciśnień, kiedy ulegają przemianie niemetalu-metal.

Konfiguracja elektronowa wodoru 1s 1 , analogiczna do konfiguracji metali alkalicznych (ns 1 ), jest wyjątkowa, ponieważ nie ma podpowłoki 1p. W związku z tym może stracić elektron, tworząc hydron H + , lub zyskać go, tworząc jon wodorkowy H . W pierwszym przypadku przypomina powierzchownie metale alkaliczne; w tym drugim przypadku halogeny, ale różnice wynikające z braku podpowłoki 1p są na tyle ważne, że żadna z grup nie pasuje dobrze do właściwości wodoru. Grupa 14 jest również dobrze dopasowana pod względem właściwości termodynamicznych, takich jak energia jonizacji i powinowactwo elektronowe , ale wodór nie może być czterowartościowy. Tak więc żadne z trzech rozmieszczeń nie jest w pełni zadowalające, chociaż grupa 1 jest najczęstszym rozmieszczeniem (jeśli zostanie wybrana), ponieważ hydron jest zdecydowanie najważniejszą ze wszystkich jednoatomowych form wodoru, stanowiąc podstawę chemii kwasowo-zasadowej. Jako przykład niekonwencjonalnych właściwości wodoru wynikających z jego niezwykłej konfiguracji elektronowej i małych rozmiarów, jon wodorowy jest bardzo mały (promień około 150  fm w porównaniu z rozmiarem 50-220 pm większości innych atomów i jonów) i dlatego nie występuje w układach skondensowanych inny niż w połączeniu z innymi atomami lub cząsteczkami. Rzeczywiście, przenoszenie protonów między chemikaliami jest podstawą chemii kwasowo-zasadowej . Unikalna jest również zdolność wodoru do tworzenia wiązań wodorowych , które są efektem przenoszenia ładunków, zjawisk elektrostatycznych i korelacyjnych elektronów. Chociaż znane są również analogiczne wiązania litu, są one w większości elektrostatyczne. Niemniej jednak wodór może pełnić taką samą rolę strukturalną jak metale alkaliczne w niektórych kryształach molekularnych i ma ścisły związek z najlżejszymi metalami alkalicznymi (zwłaszcza litem).

Amon i pochodne

Podobnie jak w przypadku metali alkalicznych, amoniak reaguje z kwasem solnym tworząc sól chlorek amonu .

Amonu jonowego ( NH+
4
) ma bardzo podobne właściwości do cięższych metali alkalicznych, działając jako metal alkaliczny pośredniczący między potasem a rubidem i jest często uważany za blisko spokrewniony. Na przykład większość soli metali alkalicznych jest rozpuszczalna w wodzie, co jest cechą wspólną dla soli amonowych. Oczekuje się, że amon będzie zachowywał się stabilnie jak metal ( NH+
4
jony w morzu zdelokalizowanych elektronów) pod bardzo wysokim ciśnieniem (chociaż niższym niż typowe ciśnienie, w którym następuje przejście od zachowania izolacyjnego do metalicznego około 100  GPa ) i mogą ewentualnie wystąpić wewnątrz lodowych olbrzymów Urana i Neptuna , co może mieć znaczący wpływ na ich wewnętrznych polach magnetycznych. Szacuje się, że przejście z mieszaniny cząsteczek amoniaku i diwodoru do metalicznego amonu może nastąpić przy ciśnieniach tuż poniżej 25 GPa. W standardowych warunkach amon może tworzyć metaliczny amalgamat z rtęcią.

Inne „pseudometale alkaliczne” obejmują kationy alkiloamoniowe , w których niektóre atomy wodoru w kationie amonowym są zastąpione grupami alkilowymi lub arylowymi. W szczególności czwartorzędowe kationy amoniowe ( NR+
4
) są bardzo przydatne, ponieważ są naładowane na stałe i są często stosowane jako alternatywa dla drogich Cs + do stabilizacji bardzo dużych i bardzo łatwo polaryzujących anionów takich jak HI
2
. Wodorotlenki tetraalkiloamoniowe, podobnie jak wodorotlenki metali alkalicznych, są bardzo silnymi zasadami, które reagują z atmosferycznym dwutlenkiem węgla, tworząc węglany. Ponadto, atom azotu może być zastąpiony przez fosforu, arsenu lub antymonu, atomem (cięższe niemetaliczne azotowce ), tworząc fosfoniowy ( PH+
4
) Lub arsoniowy ( AsH+
4
) kation, który sam może być podobnie podstawiony; podczas stibonium ( SBH+
4
) nie jest znana, scharakteryzowano niektóre z jego organicznych pochodnych.

Kobaltocen i pochodne

Kobaltocen , Co(C 5 H 5 ) 2 , jest metalocenem , kobaltowym analogiem ferrocenu . Jest to ciemnofioletowe ciało stałe. Kobaltocen ma 19 elektronów walencyjnych, o jeden więcej niż zwykle występuje w kompleksach organoorganicznych metali przejściowych, takich jak jego bardzo stabilny krewny, ferrocen, zgodnie z regułą 18 elektronów . Ten dodatkowy elektron zajmuje orbitę, która jest antywiążąca w stosunku do wiązań Co-C. W konsekwencji, wiele reakcji chemicznych Co (C 5 H 5 ) 2 charakteryzują się tendencja do utraty to „dodatkowy” elektronów, dając bardzo stabilną kation 18 elektronów zwany cobaltocenium. Wiele soli kobaltocenu współstrąca z solami cezu, a wodorotlenek kobaltocenu jest silną zasadą, która absorbuje atmosferyczny dwutlenek węgla, tworząc węglan kobaltocenu. Podobnie jak metale alkaliczne, kobaltocen jest silnym środkiem redukującym, a dekametylokobaltocen jest jeszcze silniejszy ze względu na połączone działanie indukcyjne dziesięciu grup metylowych. Kobalt można zastąpić jego cięższym kongenerem rodem, aby otrzymać rodocen , jeszcze silniejszy środek redukujący. Iridocen (z udziałem irydu ) prawdopodobnie byłby jeszcze silniejszy, ale nie jest zbyt dobrze zbadany ze względu na jego niestabilność.

Tal

Bardzo czyste kawałki talu w szklanej ampułce , przechowywany w argonu gazu

Tal jest najcięższym stabilnym pierwiastkiem w grupie 13 układu okresowego. Na dole układu okresowego, efekt pary obojętnej jest dość silny, ze względu na relatywistyczną stabilizację orbitalu 6s i zmniejszającą się energię wiązania wraz ze wzrostem rozmiarów atomów, tak że ilość energii uwolnionej podczas tworzenia dwóch kolejnych wiązań nie jest warte wysokich energii jonizacji 6s elektronów. Pokazuje stopień utlenienia +1, który wykazują wszystkie znane metale alkaliczne, a związki talu z talem na stopniu utlenienia +1 bardzo przypominają stechiometrycznie odpowiednie związki potasu lub srebra ze względu na podobne promienie jonowe Tl + (164  pm ), Jony K + (152 pm) i Ag + (129 pm). Czasami był uważany za metal alkaliczny w kontynentalnej Europie (ale nie w Anglii) w latach bezpośrednio po jego odkryciu i był umieszczany zaraz po cezu jako szósty metal alkaliczny w układzie okresowym pierwiastków Dmitri Mendelejewa z 1869 roku i Juliusa Lothara Meyera z 1868 roku. układ okresowy pierwiastków. (Układ okresowy Mendelejewa z 1871 r. i układ okresowy pierwiastków Meyera z 1870 r. umieściły tal na jego obecnej pozycji w grupie boru i pozostawiły przestrzeń pod cezową pustą). Jednak tal wykazuje również stopień utlenienia +3, którego nie wykazuje żaden znany metal alkaliczny (chociaż nie przewiduje się, że nieodkryty siódmy metal alkaliczny będzie prawdopodobnie wykazywał stopień utlenienia +3). Szósty metal alkaliczny jest obecnie uważany za frans. Podczas gdy Tl + jest stabilizowany przez efekt pary obojętnej, ta obojętna para elektronów 6s nadal może uczestniczyć chemicznie, tak że elektrony te są stereochemicznie aktywne w roztworze wodnym. Dodatkowo halogenki talu (z wyjątkiem TlF ) są dość nierozpuszczalne w wodzie, a TlI ma niezwykłą strukturę ze względu na obecność stereochemicznie aktywnej pary obojętnej w talu.

Miedź, srebro i złoto

Kryształ miedzianego minerału metalu stojącego na białej powierzchni
Miedź
Kryształ srebrzystego kryształu metalu leżącego na szarej powierzchni
Srebro
Kryształ żółtego metalu leżący na białej powierzchni
Złoto

Te grupy 11 metale (lub metali Coinage), miedź , srebro i złoto , są zwykle podzielone na metalach przejściowych danych mogą tworzyć jony niecałkowicie d muszli. Fizycznie mają stosunkowo niskie temperatury topnienia i wysokie wartości elektroujemności związane z metalami poprzejściowymi . „Wypełniona podpowłoka d i swobodny elektron s Cu, Ag i Au przyczyniają się do ich wysokiej przewodności elektrycznej i cieplnej. Metale przejściowe na lewo od grupy 11 doświadczają interakcji między elektronami s a częściowo wypełnioną podpowłoką d, które zmniejszają ruchliwość elektronów”. Chemicznie metale z grupy 11 zachowują się jak metale z grupy głównej w ich stanach walencyjnych +1, a zatem są nieco spokrewnione z metalami alkalicznymi: jest to jeden z powodów, dla których zostały one wcześniej oznaczone jako „grupa IB”, analogicznie do metali alkalicznych „ grupa IA". Są one czasami klasyfikowane jako metale potransformacyjne. Ich widma są analogiczne do widm metali alkalicznych. Ich monododatnie jony są paramagnetyczne i nie nadają barwom ich soli, tak jak w przypadku metali alkalicznych.

W układzie okresowym Mendelejewa z 1871 r. miedź, srebro i złoto są wymienione dwukrotnie, raz w grupie VIII (z triadą żelaza i metalami z grupy platynowców ), a raz w grupie IB. Grupa IB została jednak w nawiasie, aby zauważyć, że była to próba wstępna. Głównym kryterium przypisania grupy Mendelejewa był maksymalny stopień utlenienia pierwiastka: na tej podstawie pierwiastki z grupy 11 nie mogły zostać zaklasyfikowane do grupy IB, ze względu na istnienie związków miedzi(II) i złota(III) czas. Jednak wyeliminowanie grupy IB spowodowałoby, że grupa I byłaby jedyną główną grupą (grupa VIII została oznaczona jako grupa przejściowa) bez bifurkacji A–B. Niedługo potem większość chemików zdecydowała się zaklasyfikować te pierwiastki do grupy IB i usunąć je z grupy VIII ze względu na uzyskaną symetrię: była to dominująca klasyfikacja aż do powstania nowoczesnego średnio-długiego, 18-kolumnowego układu okresowego metale i metale z grupy 11.

Metale monetarne tradycyjnie uważano za podpodział grupy metali alkalicznych, ponieważ mają one charakterystyczną konfigurację elektronową s 1 metali alkalicznych (grupa 1: p 6 s 1 ; grupa 11: d 10 s 1 ). Jednak podobieństwa są w dużej mierze ograniczone do stechiometrii związków +1 obu grup, a nie ich właściwości chemicznych. Wynika to z tego, że wypełniona podpowłoka d zapewnia znacznie słabszy efekt ekranowania najbardziej zewnętrznego elektronu s niż wypełniona podpowłoka p, tak że metale monet mają znacznie wyższe energie pierwszej jonizacji i mniejsze promienie jonowe niż odpowiednie metale alkaliczne. Ponadto mają wyższe temperatury topnienia, twardości i gęstości oraz niższą reaktywność i rozpuszczalność w ciekłym amoniaku , a także mają bardziej kowalencyjny charakter w swoich związkach. Wreszcie metale alkaliczne znajdują się na szczycie szeregu elektrochemicznego , podczas gdy metale monetowe znajdują się prawie na samym dole. Powłoka d wypełniona metalami monetarnymi jest znacznie łatwiej rozerwana niż powłoka p wypełniona metalami alkalicznymi, tak że druga i trzecia energia jonizacji są niższe, umożliwiając wyższe stany utlenienia niż +1 i bogatszą chemię koordynacyjną, co daje grupie 11 metale mają wyraźny charakter metalu przejściowego . Na szczególną uwagę zasługują związki jonowe tworzące złoto z rubidem i cezem, w których tworzy jon aurydowy (Au ), który występuje również w postaci solwatowanej w ciekłym roztworze amoniaku: tutaj złoto zachowuje się jak pseudohalogen, ponieważ jego konfiguracja 5d 10 6s 1 ma jeden elektron mniej niż quasi-zamknięta powłoka 5d 10 6s 2 konfiguracja rtęci .

Produkcja i izolacja

alt1
alt2
Solniska są bogate w lit, takie jak te w Salar del Hombre Muerto w Argentynie (po lewej) i Uyuni w Boliwii (po prawej). Solanka bogata w lit jest zagęszczana poprzez pompowanie jej do solarnych stawów odparowujących (widoczne na zdjęciu Argentyny).

Produkcja czystych metali alkalicznych jest nieco skomplikowana ze względu na ich ekstremalną reaktywność z powszechnie stosowanymi substancjami, takimi jak woda. Z ich rud krzemianowych wszystkie trwałe metale alkaliczne można otrzymać w ten sam sposób: najpierw stosuje się kwas siarkowy do rozpuszczenia pożądanego jonu metalu alkalicznego i jonów glinu (III) z rudy (ługowanie), po czym zasadowe wytrącanie usuwa jony glinu z rudy. mieszaninę przez wytrącanie go w postaci wodorotlenku . Pozostały nierozpuszczalny węglan metalu alkalicznego jest następnie wytrącany selektywnie; sól jest następnie rozpuszczana w kwasie solnym w celu wytworzenia chlorku. Następnie pozostawia się wynik do odparowania, a następnie można wyizolować metal alkaliczny. Lit i sód są zazwyczaj izolowane przez elektrolizę z ich ciekłych chlorków, przy czym chlorek wapnia zazwyczaj dodaje się w celu obniżenia temperatury topnienia mieszaniny. Jednak cięższe metale alkaliczne są częściej izolowane w inny sposób, gdzie środek redukujący (zwykle sód w przypadku potasu i magnezu lub wapń w przypadku najcięższych metali alkalicznych) jest stosowany do redukcji chlorku metalu alkalicznego. Ciekły lub gazowy produkt (metal alkaliczny) poddaje się następnie destylacji frakcyjnej w celu oczyszczenia. Większość dróg do czystych metali alkalicznych wymaga zastosowania elektrolizy ze względu na ich wysoką reaktywność; jednym z niewielu, który tego nie robi, jest piroliza odpowiedniego azydku metalu alkalicznego , w wyniku której otrzymuje się sód, potas, rubid i cez oraz azotek litu.

Sole litowe do ekstrakcji z wody wód mineralnych , solanki basenów i osadów solanką. Metal jest wytwarzany elektrolitycznie z mieszaniny stopionego chlorku litu i chlorku potasu .

Sodu występuje głównie w wodzie morskiej i suszy dnie , ale obecnie produkowane przez elektrolizę z roztworu chlorku sodu przez obniżenie temperatury topnienia substancji do temperatury poniżej 700 ° C dzięki zastosowaniu komórek Downs . Ekstremalnie czysty sód może być wytwarzany przez termiczny rozkład azydku sodu . Potas występuje w wielu minerałach, takich jak sylwit ( chlorek potasu ). Wcześniej potas był na ogół wytwarzany w wyniku elektrolizy chlorku potasu lub wodorotlenku potasu , które można było znaleźć w wielu miejscach, takich jak Kanada, Rosja, Białoruś, Niemcy, Izrael, Stany Zjednoczone i Jordania, w sposób podobny do tego, jak sód był produkowany pod koniec XIX i początek XX wieku. Może być również wytwarzany z wody morskiej . Jednak metody te są problematyczne, ponieważ metaliczny potas ma tendencję do rozpuszczania się w stopionym chlorku i znacznie odparowuje w temperaturach roboczych, potencjalnie tworząc wybuchowy nadtlenek. W rezultacie czysty metaliczny potas jest teraz wytwarzany przez redukcję stopionego chlorku potasu metalicznym sodem w temperaturze 850°C.

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)

Chociaż sód jest mniej reaktywny niż potas, proces ten działa, ponieważ w tak wysokich temperaturach potas jest bardziej lotny niż sód i można go łatwo oddestylować, tak że równowaga przesuwa się w prawo, aby wytworzyć więcej gazowego potasu i przebiega prawie do końca.

Błyszczący szary 5-centymetrowy kawałek materii o szorstkiej powierzchni.
Ta próbka uraninit zawiera około 100000 węgla (3,3 × 10 - 20  g) frans-223 w danym momencie.

Przez kilka lat w latach 50. i 60. głównym źródłem rubidu był produkt uboczny produkcji potasu o nazwie Alkarb. Alkarb zawierał 21% rubidu, a resztę stanowił potas i niewielką część cezu. Dziś najwięksi producenci cezu, na przykład kopalnia Tanco w Manitobie w Kanadzie, produkują rubid jako produkt uboczny z pollucytu . Obecnie, powszechną metodą rozdzielania z potas rubid i cez jest krystalizacja frakcyjna z rubidu i cezu ałun ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 · 12 H 2 O , co daje czysty rubidu ałun po około 30 rekrystalizacji. Ograniczone zastosowania i brak minerału bogatego w rubid ograniczają produkcję związków rubidu do 2 do 4 ton rocznie. W wyniku powyższej reakcji nie powstaje jednak cez. Zamiast tego wydobycie rudy pollucytu jest główną metodą pozyskiwania czystego cezu, wydobywanego z rudy głównie trzema metodami: fermentacji kwasowej, rozkładu alkalicznego i bezpośredniej redukcji. Oba metale powstają jako produkty uboczne produkcji litu: po 1958 r., kiedy gwałtownie wzrosło zainteresowanie termojądrowymi właściwościami litu, odpowiednio wzrosła również produkcja rubidu i cezu. Czysty rubid i cez są wytwarzane przez redukcję ich chlorków metalicznym wapniem w temperaturze 750 °C i pod niskim ciśnieniem.

W wyniku jego ekstremalnej rzadkości w naturze, większość fransu jest syntetyzowana w reakcji jądrowej 197 Au + 18 O210 Fr + 5 n , dając fran-209 , fran-210 i fran-211 . Największa ilość fransu kiedykolwiek zgromadzona do tej pory to około 300 000 neutralnych atomów, które zostały zsyntetyzowane za pomocą reakcji jądrowej podanej powyżej. Gdy jedyny naturalny izotop fransu-223 jest szczególnie wymagany, jest on wytwarzany jako alfa córka aktynu-227, sam wytwarzany syntetycznie z napromieniowania neutronami naturalnego radu-226, jednej z pochodnych naturalnego uranu-238.

Aplikacje

FOCS 1, zegar atomowy cezu w Szwajcarii
FOCS 1, zegar atomowy cezu w Szwajcarii

Lit, sód i potas mają wiele zastosowań, podczas gdy rubid i cez są bardzo przydatne w kontekście akademickim, ale nie mają jeszcze wielu zastosowań. Lit jest często używany w akumulatorach litowo-jonowych , a tlenek litu może pomóc w przetwarzaniu krzemionki. Stearynian litu jest zagęszczaczem i może być używany do produkcji smarów; jest produkowany z wodorotlenku litu, który jest również używany do pochłaniania dwutlenku węgla w kapsułach kosmicznych i okrętach podwodnych. Chlorek litu jest używany jako lut do lutowania części aluminiowych. Metaliczny lit jest stosowany w stopach z magnezem i aluminium, dając bardzo wytrzymałe i lekkie stopy.

Związki sodu mają wiele zastosowań, z których najbardziej znanym jest chlorek sodu jako sól kuchenna . Sole sodowe kwasów tłuszczowych są używane jako mydło. Czysty metaliczny sód ma również wiele zastosowań, w tym zastosowanie w lampach sodowych , które wytwarzają bardzo wydajne światło w porównaniu z innymi rodzajami oświetlenia i mogą pomóc w wygładzeniu powierzchni innych metali. Będąc silnym środkiem redukującym, jest często stosowany do redukcji wielu innych metali, takich jak tytan i cyrkon , z ich chlorków. Ponadto jest bardzo przydatny jako ciecz wymiany ciepła w reaktorach jądrowych prędko powielających się ze względu na niską temperaturę topnienia, lepkość i przekrój w kierunku absorpcji neutronów.

Związki potasu są często stosowane jako nawozy, ponieważ potas jest ważnym elementem odżywiania roślin. Wodorotlenek potasu jest bardzo silną zasadą i służy do kontrolowania pH różnych substancji. Azotan potasu i nadmanganian potasu są często używane jako silne środki utleniające. Nadtlenek potasu jest używany w maskach oddechowych, ponieważ reaguje z dwutlenkiem węgla, dając węglan potasu i tlen. Czysty potas metaliczny nie jest często używany, ale jego stopy z sodem mogą zastąpić czysty sód w reaktorach jądrowych prędkich powielających.

Rubid i cez są często używane w zegarach atomowych . Zegary atomowe cezowe są niezwykle dokładne; gdyby zegar został zrobiony w czasach dinozaurów, przesunąłby się o mniej niż cztery sekundy (po 80 milionach lat). Z tego powodu atomy cezu są używane jako definicja drugiego. Jony rubidu są często używane w fioletowych fajerwerkach , a cez jest często używany w płuczkach wiertniczych w przemyśle naftowym.

Francium nie ma zastosowań komercyjnych, ale ze względu na stosunkowo prostą strukturę atomową fransu , między innymi, był używany w eksperymentach spektroskopowych , co prowadzi do uzyskania większej ilości informacji dotyczących poziomów energii i stałych sprzężenia między cząstkami subatomowymi . Badania nad światłem emitowanym przez uwięzione laserowo jony francu-210 dostarczyły dokładnych danych na temat przejść między poziomami energii atomowej, podobnych do przewidywanych przez teorię kwantową .

Rola biologiczna i środki ostrożności

Metale

Czyste metale alkaliczne niebezpiecznie reagują z powietrzem i wodą i muszą być trzymane z dala od ciepła, ognia, utleniaczy, kwasów, większości związków organicznych, halowęglowodorów , tworzyw sztucznych i wilgoci. Reagują również z dwutlenkiem węgla i czterochlorkiem węgla, dzięki czemu zwykłe gaśnice przeciwpożarowe stosowane w przypadku pożarów zawierających metale alkaliczne są szkodliwe. Niektóre gaśnice proszkowe klasy D przeznaczone do pożarów metali są skuteczne, pozbawiając ogień tlenu i chłodząc metal alkaliczny.

Eksperymenty są zwykle przeprowadzane przy użyciu tylko niewielkich ilości kilku gramów w dygestorium . Małe ilości litu można usunąć w reakcji z zimną wodą, ale cięższe metale alkaliczne należy rozpuścić w mniej reaktywnym izopropanolu . Metale alkaliczne należy przechowywać w oleju mineralnym lub w atmosferze obojętnej. Stosowaną atmosferą obojętną może być gazowy argon lub azot, z wyjątkiem litu, który reaguje z azotem. Rubid i cez muszą być trzymane z dala od powietrza, nawet pod olejem, ponieważ nawet niewielka ilość powietrza dyfundowanego do oleju może spowodować powstanie niebezpiecznie wybuchowego nadtlenku; z tego samego powodu potas nie powinien być przechowywany w oleju w atmosferze zawierającej tlen dłużej niż 6 miesięcy.

Jony

Chemia bionieorganiczna jonów metali alkalicznych została obszernie przejrzana. Struktury krystaliczne w stanie stałym zostały określone dla wielu kompleksów jonów metali alkalicznych w małych peptydach, składnikach kwasów nukleinowych, węglowodanach i kompleksach jonoforowych.

Lit naturalnie występuje tylko w ilościach śladowych w układach biologicznych i nie ma znanej roli biologicznej, ale po spożyciu wywiera wpływ na organizm. Węglan litu jest stosowany jako stabilizator nastroju w psychiatrii w leczeniu zaburzeń afektywnych dwubiegunowych ( depresji maniakalnej ) w dziennych dawkach około 0,5 do 2 gramów, chociaż występują skutki uboczne. Nadmierne spożycie litu powodują senność, niewyraźną mowę, wymioty, między innymi, objawów i trucizny na ośrodkowy układ nerwowy , który jest niebezpieczny, ponieważ wymaga dawkowania litu w leczeniu choroby afektywnej dwubiegunowej jest tylko nieznacznie niższy niż toksyczne dawki. Jego biochemia, sposób, w jaki jest traktowany przez organizm ludzki oraz badania na szczurach i kozach sugerują, że jest to niezbędny pierwiastek śladowy , chociaż naturalna biologiczna funkcja litu u ludzi nie została jeszcze zidentyfikowana.

Sód i potas występują we wszystkich znanych układach biologicznych, na ogół funkcjonując jako elektrolity wewnątrz i na zewnątrz komórek . Sód jest niezbędnym składnikiem odżywczym, który reguluje objętość krwi, ciśnienie krwi, równowagę osmotyczną i pH ; minimalne fizjologiczne zapotrzebowanie na sód to 500 miligramów dziennie. Chlorek sodu (znany również jako sól kuchenna) jest głównym źródłem sodu w diecie i jest używany jako przyprawa i konserwant, np. do marynowania i suszonych mięs ; większość pochodzi z przetworzonej żywności. Spożycie odniesienia dla sodu wynosi 1,5 g dziennie, ale większość ludzi w Stanach Zjednoczonych zużywa więcej niż 2,3 g dziennie, kwoty minimalnej, która promuje nadciśnienie; to z kolei powoduje 7,6 miliona przedwczesnych zgonów na całym świecie.

Potas jest głównym kationem (jonem dodatnim) wewnątrz komórek zwierzęcych , podczas gdy sód jest głównym kationem poza komórkami zwierzęcymi. Te stężenia różnice te naładowane cząstki powoduje różnicę potencjału elektrycznego pomiędzy wnętrzem i na zewnątrz komórek, znanego jako potencjału błonowego . Równowagę pomiędzy potasem i sodem utrzymują białka transportujące jony w błonie komórkowej . Potencjał błony komórkowej wytworzony przez jony potasu i sodu pozwala komórce wytworzyć potencjał czynnościowy — „skok” wyładowania elektrycznego. Zdolność komórek do wytwarzania wyładowań elektrycznych ma kluczowe znaczenie dla funkcji organizmu, takich jak neuroprzekaźnictwo , skurcze mięśni i czynność serca. Zakłócenie tej równowagi może zatem być śmiertelne: na przykład spożycie dużych ilości związków potasu może prowadzić do hiperkaliemii silnie wpływającej na układ sercowo-naczyniowy. Chlorek potasu jest używany w Stanach Zjednoczonych do wykonywania śmiertelnych zastrzyków .

Urządzenie do radioterapii typu kołowego, które ma długi kolimator, który skupia promieniowanie w wąską wiązkę. Źródłem radioaktywności chlorku cezu-137 jest niebieski kwadrat, a promienie gamma są reprezentowane przez wiązkę wychodzącą z apertury. Było to źródło promieniowania zaangażowane w wypadek w Goiânia, zawierające około 93 gramy chlorku cezu-137.

Rubid i cez ze względu na podobne promienie atomowe naśladują w organizmie potas i są podobnie wchłaniane. Rubid nie pełni żadnej znanej roli biologicznej, ale może wspomagać stymulację metabolizmu i podobnie jak cez uzupełniać potas w organizmie powodując niedobór potasu . Częściowa substytucja jest całkiem możliwa i raczej nietoksyczna: osoba o wadze 70 kg zawiera średnio 0,36 g rubidu, a wzrost tej wartości od 50 do 100 razy nie wykazał negatywnych skutków u osób testowanych. Szczury mogą przetrwać do 50% podstawienia potasu przez rubid. Rubid (iw znacznie mniejszym stopniu cez) może działać jako tymczasowe lekarstwo na hipokaliemię; podczas gdy rubid może odpowiednio fizjologicznie zastępować potas w niektórych układach, cez nigdy nie jest w stanie tego zrobić. Istnieją tylko bardzo ograniczone dowody w postaci objawów niedoboru rubidu, który może być niezbędny u kóz; nawet jeśli to prawda, śladowe ilości zwykle obecne w żywności są więcej niż wystarczające.

Związki cezu są rzadko spotykane przez większość ludzi, ale większość związków cezu jest umiarkowanie toksyczna. Podobnie jak rubid, cez ma tendencję do zastępowania potasu w organizmie, ale jest znacznie większy i dlatego jest gorszym substytutem. Nadmiar cezu może prowadzić do hipokaliemii , arytmii i ostrego zatrzymania akcji serca , ale takie ilości zwykle nie występują w naturalnych źródłach. Jako taki, cez nie jest głównym chemicznym zanieczyszczeniem środowiska. Średnia dawka śmiertelna (LD 50 ) wartość chlorku cezu u myszy wynosi 2,3 g na kg, co jest porównywalne do ld 50 wartości chlorek potasu i chlorek sodu . Chlorek cezu był promowany jako alternatywna terapia przeciwnowotworowa, ale został powiązany ze śmiercią ponad 50 pacjentów, u których był stosowany jako część naukowo niepotwierdzonej terapii przeciwnowotworowej.

Radioizotopy cezu wymagają szczególnych środków ostrożności: niewłaściwe obchodzenie się ze źródłami promieniowania gamma cez-137 może prowadzić do uwolnienia tego radioizotopu i obrażeń popromiennych. Być może najbardziej znanym przypadkiem jest wypadek w Goiânia z 1987 roku, w którym niewłaściwie zużyty system radioterapii z opuszczonej kliniki w mieście Goiânia w Brazylii został wygrzebany ze złomowiska, a świecąca sól cezu sprzedana ciekawskim , niewykształceni nabywcy. Doprowadziło to do czterech zgonów i poważnych obrażeń w wyniku narażenia na promieniowanie. Wraz z cezem-134 , jodem-131 i strontem-90 cez-137 był jednym z izotopów rozprzestrzenionych przez katastrofę w Czarnobylu, które stanowią największe zagrożenie dla zdrowia. Radioizotopy franu prawdopodobnie byłyby również niebezpieczne ze względu na ich wysoką energię rozpadu i krótki okres półtrwania, ale żaden nie został wyprodukowany w wystarczająco dużych ilościach, aby stanowić poważne zagrożenie.

Uwagi

Bibliografia