Metal alcalino - Alkali metal

Metales alcalinos
Hidrógeno Helio
Litio Berilio Boro Carbón Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón
Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Cloro Argón
Potasio Calcio Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Planchar Cobalto Níquel Cobre Zinc Galio Germanio Arsénico Selenio Bromo Criptón
Rubidio Estroncio Itrio Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Telurio Yodo Xenón
Cesio Bario Lantano Cerio Praseodimio Neodimio Prometeo Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio Hafnio Tantalio Tungsteno Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio (elemento) Talio Dirigir Bismuto Polonio Astatine Radón
Francio Radio Actinio Torio Protactinio Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelio Lawrencio Rutherfordio Dubnium Seaborgio Bohrium Hassium Meitnerio Darmstadtium Roentgenio Copérnico Nihonium Flerovio Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
Número de grupo IUPAC 1
Nombre por elemento grupo de litio
Nombre trivial Metales alcalinos
Número de grupo CAS
(EE. UU., Patrón ABA)
I A
antiguo número IUPAC
(Europa, patrón AB)
I A

↓  Periodo
2
Imagen: Litio metálico almacenado bajo parafina.
Litio (Li)
3
3
Imagen: metal de sodio
Sodio (Na)
11
4
Imagen: Potasio metálico
Potasio (K)
19
5
Imagen: Rubidio metálico en una ampolla de vidrio.
Rubidio (Rb)
37
6
Imagen: Cesio metálico en una ampolla de vidrio.
Cesio (Cs)
55
7 Francio (Fr)
87

Leyenda

primordial
elemento por desintegración radiactiva
Color del número atómico:
negro = sólido

Los metales alcalinos consisten en los elementos químicos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Junto con el hidrógeno , constituyen el grupo 1 , que se encuentra en el bloque s de la tabla periódica . Todos los metales alcalinos tienen su electrón más externo en un orbital s : esta configuración electrónica compartida da como resultado que tengan propiedades características muy similares. De hecho, los metales alcalinos proporcionan el mejor ejemplo de tendencias de grupo en propiedades en la tabla periódica, con elementos que exhiben un comportamiento homólogo bien caracterizado . Esta familia de elementos también se conoce como la familia del litio por su elemento principal.

Los metales alcalinos son todos metales brillantes, suaves y altamente reactivos a temperatura y presión estándar y pierden fácilmente su electrón más externo para formar cationes con carga +1. Todos se pueden cortar fácilmente con un cuchillo debido a su suavidad, exponiendo una superficie brillante que se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación por la humedad atmosférica y el oxígeno (y en el caso del litio, nitrógeno ). Debido a su alta reactividad, deben almacenarse bajo aceite para evitar la reacción con el aire, y se encuentran naturalmente solo en las sales y nunca como elementos libres. El cesio, el quinto metal alcalino, es el más reactivo de todos los metales. Todos los metales alcalinos reaccionan con el agua, y los metales alcalinos más pesados ​​reaccionan con más fuerza que los más ligeros.

Todos los metales alcalinos descubiertos se encuentran en la naturaleza como sus compuestos: en orden de abundancia , el sodio es el más abundante, seguido del potasio, litio, rubidio, cesio y finalmente francio, que es muy raro debido a su extremadamente alta radiactividad ; el francio se encuentra en la naturaleza sólo en vestigios diminutos como un paso intermedio en algunas ramas laterales oscuras de las cadenas de desintegración natural . Se han realizado experimentos para intentar la síntesis de ununennio (Uue), que probablemente sea el próximo miembro del grupo; ninguno tuvo éxito. Sin embargo, el ununennio puede no ser un metal alcalino debido a los efectos relativistas , que se prevé que tengan una gran influencia en las propiedades químicas de los elementos superpesados ; incluso si resulta ser un metal alcalino, se predice que tendrá algunas diferencias en las propiedades físicas y químicas de sus homólogos más ligeros.

La mayoría de los metales alcalinos tienen muchas aplicaciones diferentes. Una de las aplicaciones más conocidas de los elementos puros es el uso de rubidio y cesio en relojes atómicos , de los cuales los relojes atómicos de cesio forman la base del segundo . Una aplicación común de los compuestos de sodio es la lámpara de vapor de sodio , que emite luz de manera muy eficiente. La sal de mesa o cloruro de sodio se ha utilizado desde la antigüedad. El litio encuentra uso como medicamento psiquiátrico y como ánodo en baterías de litio . El sodio y el potasio también son elementos esenciales , con importantes funciones biológicas como electrolitos , y aunque los otros metales alcalinos no son esenciales, también tienen varios efectos sobre el organismo, tanto beneficiosos como perjudiciales.

Historia

Una muestra de petalita
Petalita , el mineral de litio del que se aisló por primera vez el litio

Los compuestos de sodio se conocen desde la antigüedad; la sal ( cloruro de sodio ) ha sido un bien importante en las actividades humanas, como lo atestigua la palabra inglesa salario , que se refiere al salarium , dinero que se paga a los soldados romanos por la compra de sal. Si bien la potasa se ha utilizado desde la antigüedad, no se entendió durante la mayor parte de su historia como una sustancia fundamentalmente diferente de las sales minerales de sodio. Georg Ernst Stahl obtuvo pruebas experimentales que lo llevaron a sugerir la diferencia fundamental de las sales de sodio y potasio en 1702, y Henri-Louis Duhamel du Monceau pudo probar esta diferencia en 1736. La composición química exacta de los compuestos de potasio y sodio, y la El estado como elemento químico del potasio y del sodio, no se conocía entonces, por lo que Antoine Lavoisier no incluyó ninguno de los álcalis en su lista de elementos químicos en 1789.

El potasio puro fue aislado por primera vez en 1807 en Inglaterra por Humphry Davy , quien lo derivó de la potasa cáustica (KOH, hidróxido de potasio) mediante el uso de electrólisis de la sal fundida con la pila voltaica recién inventada . Los intentos anteriores de electrólisis de la sal acuosa no tuvieron éxito debido a la extrema reactividad del potasio. El potasio fue el primer metal que se aisló por electrólisis. Más tarde, ese mismo año, Davy informó sobre la extracción de sodio de la sustancia similar sosa cáustica (NaOH, lejía) mediante una técnica similar, demostrando que los elementos, y por lo tanto las sales, eran diferentes.

Johann Wolfgang Döbereiner fue uno de los primeros en notar similitudes entre lo que ahora se conoce como metales alcalinos.

La petalita ( Li Al Si 4 O 10 ) fue descubierta en 1800 por el químico brasileño José Bonifácio de Andrada en una mina en la isla de Utö, Suecia . Sin embargo, no fue hasta 1817 que Johan August Arfwedson , que entonces trabajaba en el laboratorio del químico Jöns Jacob Berzelius , detectó la presencia de un nuevo elemento mientras analizaba el mineral de petalita . Observó que este nuevo elemento formaba compuestos similares a los del sodio y el potasio, aunque su carbonato e hidróxido eran menos solubles en agua y más alcalinos que los otros metales alcalinos. Berzelius le dio al material desconocido el nombre " lithion / lithina ", de la palabra griega λιθoς (transcrito como lithos , que significa "piedra"), para reflejar su descubrimiento en un mineral sólido, a diferencia del potasio, que había sido descubierto en cenizas de plantas. y sodio, conocido en parte por su gran abundancia en sangre animal. Llamó al metal dentro del material " litio ". El litio, el sodio y el potasio fueron parte del descubrimiento de la periodicidad , ya que se encuentran entre una serie de tríadas de elementos del mismo grupo que Johann Wolfgang Döbereiner señaló en 1850 con propiedades similares.

Una muestra de lepidolita
Lepidolita , el mineral de rubidio del que se aisló por primera vez el rubidio.

El rubidio y el cesio fueron los primeros elementos que se descubrieron utilizando el espectroscopio , inventado en 1859 por Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff . Al año siguiente, descubrieron cesio en el agua mineral de Bad Dürkheim , Alemania. Su descubrimiento de rubidio se produjo al año siguiente en Heidelberg , Alemania, encontrándolo en el mineral lepidolita . Los nombres de rubidio y cesio provienen de las líneas más prominentes en sus espectros de emisión : una línea roja brillante para rubidio (de la palabra latina rubidus , que significa rojo oscuro o rojo brillante), y una línea azul cielo para cesio (derivada del Palabra latina caesius , que significa celeste).

Alrededor de 1865, John Newlands produjo una serie de artículos en los que enumeraba los elementos en orden de peso atómico creciente y propiedades físicas y químicas similares que se repetían a intervalos de ocho; comparó tal periodicidad con las octavas de la música, donde las notas separadas por una octava tienen funciones musicales similares. Su versión puso todos los metales alcalinos conocidos en ese momento (litio a cesio), así como el cobre , la plata y el talio (que muestran el estado de oxidación +1 característico de los metales alcalinos), juntos en un grupo. Su mesa colocó hidrógeno con los halógenos .

El sistema periódico de Dmitri Mendeleev propuesto en 1871 que muestra el hidrógeno y los metales alcalinos como parte de su grupo I, junto con el cobre, la plata y el oro.

Después de 1869, Dmitri Mendeleev propuso su tabla periódica colocando el litio en la parte superior de un grupo con sodio, potasio, rubidio, cesio y talio. Dos años más tarde, Mendeleev revisó su tabla, colocando el hidrógeno en el grupo 1 por encima del litio y también moviendo el talio al grupo del boro . En esta versión de 1871, el cobre, la plata y el oro se colocaron dos veces, una como parte del grupo IB y otra como parte de un "grupo VIII" que abarca los grupos actuales del 8 al 11. Después de la introducción de la tabla de 18 columnas, el los elementos del grupo IB se movieron a su posición actual en el bloque d , mientras que los metales alcalinos se dejaron en el grupo IA . Más tarde, el nombre del grupo se cambió a grupo 1 en 1988. El nombre trivial "metales alcalinos" proviene del hecho de que los hidróxidos de los elementos del grupo 1 son todos álcalis fuertes cuando se disuelven en agua.

Hubo al menos cuatro descubrimientos erróneos e incompletos antes de que Marguerite Perey del Instituto Curie en París, Francia, descubriera el francio en 1939 al purificar una muestra de actinio-227 , que se había informado que tenía una energía de desintegración de 220  keV . Sin embargo, Perey notó partículas de descomposición con un nivel de energía por debajo de 80 keV. Perey pensó que esta actividad de descomposición podría haber sido causada por un producto de descomposición no identificado previamente, uno que se separó durante la purificación, pero que emergió nuevamente del actinio -227 puro . Varias pruebas eliminaron la posibilidad de que el elemento desconocido fuera torio , radio , plomo , bismuto o talio . El nuevo producto exhibía propiedades químicas de un metal alcalino (como la coprecipitación con sales de cesio), lo que llevó a Perey a creer que era el elemento 87, causado por la desintegración alfa del actinio-227. Luego, Perey intentó determinar la proporción de desintegración beta a desintegración alfa en actinio-227. Su primera prueba puso la ramificación alfa en 0,6%, una cifra que luego revisó al 1%.

227
89
C.A
α (1,38%)21,77 años 223
87
P.
β -22 min 223
88
Real academia de bellas artes
α11,4 días219
86
Rn

El siguiente elemento por debajo del francio ( eka -francio) en la tabla periódica sería ununennio (Uue), elemento 119. La síntesis de ununennio se intentó por primera vez en 1985 bombardeando un objetivo de einstenio -254 con iones de calcio -48 en el acelerador superHILAC. en Berkeley, California. No se identificaron átomos, lo que condujo a un rendimiento límite de 300 nb .

254
99
Es
+ 48
20
California
302
119
Uue
* → sin átomos

Es muy poco probable que esta reacción pueda crear átomos de ununennio en un futuro próximo, dada la tarea extremadamente difícil de producir cantidades suficientes de einstenio-254, que se favorece para la producción de elementos ultrapesados debido a su gran masa, relativamente vida media larga de 270 días y disponibilidad en cantidades significativas de varios microgramos, para hacer un objetivo lo suficientemente grande como para aumentar la sensibilidad del experimento al nivel requerido; El einstenio no se ha encontrado en la naturaleza y solo se ha producido en laboratorios, y en cantidades inferiores a las necesarias para la síntesis eficaz de elementos superpesados. Sin embargo, dado que el ununennio es solo el primer elemento del período 8 en la tabla periódica ampliada , es muy posible que se descubra en un futuro próximo a través de otras reacciones y, de hecho, en Japón se está realizando un intento de sintetizarlo. Actualmente, ninguno de los elementos del período 8 se ha descubierto todavía, y también es posible, debido a las inestabilidades del goteo , que solo los elementos del período inferior 8, hasta alrededor del elemento 128, sean físicamente posibles. No se han hecho intentos de síntesis para ningún metal alcalino más pesado: debido a su número atómico extremadamente alto, se requerirían métodos y tecnología nuevos y más poderosos para su fabricación.

Ocurrencia

En el sistema solar

Abundancias estimadas de los elementos químicos en el sistema solar. El hidrógeno y el helio son los más comunes, del Big Bang . Los siguientes tres elementos (litio, berilio y boro ) son raros porque están mal sintetizados en el Big Bang y también en las estrellas. Las dos tendencias generales en los elementos restantes producidos por las estrellas son: (1) una alternancia de abundancia en los elementos, ya que tienen números atómicos pares o impares, y (2) una disminución general de la abundancia, a medida que los elementos se vuelven más pesados. El hierro es especialmente común porque representa el nucleido de energía mínima que se puede producir por fusión de helio en supernovas.

La regla de Oddo-Harkins sostiene que los elementos con números atómicos pares son más comunes que aquellos con números atómicos impares, con la excepción del hidrógeno. Esta regla sostiene que los elementos con números atómicos impares tienen un protón desapareado y es más probable que capturen otro, aumentando así su número atómico. En elementos con números atómicos pares, los protones están emparejados, y cada miembro del par compensa el giro del otro, lo que mejora la estabilidad. Todos los metales alcalinos tienen números atómicos impares y no son tan comunes como los elementos con números atómicos pares adyacentes (los gases nobles y los metales alcalinotérreos ) en el Sistema Solar. Los metales alcalinos más pesados ​​también son menos abundantes que los más ligeros, ya que los metales alcalinos del rubidio en adelante solo pueden sintetizarse en supernovas y no en nucleosíntesis estelar . El litio también es mucho menos abundante que el sodio y el potasio, ya que se sintetiza mal tanto en la nucleosíntesis del Big Bang como en las estrellas: el Big Bang solo pudo producir trazas de litio, berilio y boro debido a la ausencia de un núcleo estable con 5 u 8 Los nucleones y la nucleosíntesis estelar solo podían superar este cuello de botella mediante el proceso triple alfa , fusionando tres núcleos de helio para formar carbono y omitiendo esos tres elementos.

En la tierra

Espodumena , un importante mineral de litio

La Tierra se formó a partir de la misma nube de materia que formó el Sol, pero los planetas adquirieron diferentes composiciones durante la formación y evolución del sistema solar . A su vez, la historia natural de la Tierra provocó que partes de este planeta tuvieran diferentes concentraciones de elementos. La masa de la Tierra es de aproximadamente 5,98 × 10 24  kg. Está compuesto principalmente de hierro (32,1%), oxígeno (30,1%), silicio (15,1%), magnesio (13,9%), azufre (2,9%), níquel (1,8%), calcio (1,5%) y aluminio ( 1,4%); y el 1,2% restante consiste en trazas de otros elementos. Debido a la diferenciación planetaria , se cree que la región central está compuesta principalmente de hierro (88,8%), con cantidades más pequeñas de níquel (5,8%), azufre (4,5%) y menos del 1% de oligoelementos.

Los metales alcalinos, debido a su alta reactividad, no se encuentran naturalmente en forma pura en la naturaleza. Son litófilos y, por lo tanto, permanecen cerca de la superficie de la Tierra porque se combinan fácilmente con el oxígeno y, por lo tanto, se asocian fuertemente con la sílice , formando minerales de densidad relativamente baja que no se hunden en el núcleo de la Tierra. El potasio, el rubidio y el cesio también son elementos incompatibles debido a sus grandes radios iónicos .

El sodio y el potasio son muy abundantes en la tierra, y ambos se encuentran entre los diez elementos más comunes en la corteza terrestre ; de sodio constituye aproximadamente el 2,6% de la Tierra corteza 's medido en peso, lo que es el elemento más abundante sexto general y el metal alcalino más abundante. El potasio constituye aproximadamente el 1,5% de la corteza terrestre y es el séptimo elemento más abundante. El sodio se encuentra en muchos minerales diferentes, de los cuales el más común es la sal común (cloruro de sodio), que se encuentra en grandes cantidades disuelto en el agua de mar. Otros depósitos sólidos incluyen halita , anfíbol , criolita , nitratina y zeolita . Muchos de estos depósitos sólidos ocurren como resultado de la evaporación de mares antiguos, que todavía ocurre ahora en lugares como el Gran Lago Salado de Utah y el Mar Muerto . A pesar de su abundancia casi igual en la corteza terrestre, el sodio es mucho más común que el potasio en el océano, tanto porque el tamaño más grande del potasio hace que sus sales sean menos solubles como porque el potasio está ligado a los silicatos en el suelo y el potasio que se filtra se absorbe mucho más fácilmente. por vida vegetal que el sodio.

A pesar de su similitud química, el litio generalmente no se encuentra junto con el sodio o el potasio debido a su tamaño más pequeño. Debido a su reactividad relativamente baja, se puede encontrar en el agua de mar en grandes cantidades; se estima que el agua de mar es aproximadamente de 0,14 a 0,25 partes por millón (ppm) o 25 micromolar . Su relación diagonal con el magnesio a menudo le permite reemplazar al magnesio en los minerales de ferromagnesio , donde su concentración en la corteza es de aproximadamente 18  ppm , comparable a la del galio y el niobio . Comercialmente, el mineral de litio más importante es la espodumena , que se encuentra en grandes depósitos en todo el mundo.

El rubidio es aproximadamente tan abundante como el zinc y más abundante que el cobre. Ocurre naturalmente en los minerales leucita , polucita , carnalita , zinnwaldita y lepidolita , aunque ninguno de estos contiene solo rubidio y ningún otro metal alcalino. El cesio es más abundante que algunos elementos comúnmente conocidos, como el antimonio , el cadmio , el estaño y el tungsteno , pero es mucho menos abundante que el rubidio.

El francio-223 , el único isótopo natural del francio, es el producto de la desintegración alfa del actinio-227 y se puede encontrar en cantidades mínimas en los minerales de uranio . En una muestra dada de uranio, se estima que hay solo un átomo de francio por cada 10 18 átomos de uranio. Se ha calculado que hay como máximo 30 gramos de francio en la corteza terrestre en cualquier momento, debido a su extremadamente corta vida media de 22 minutos.

Propiedades

Fisico y quimico

Las propiedades físicas y químicas de los metales alcalinos se pueden explicar fácilmente porque tienen una configuración electrónica de valencia ns 1 , lo que da como resultado un enlace metálico débil . Por lo tanto, todos los metales alcalinos son blandos y tienen bajas densidades , puntos de fusión y ebullición , así como calores de sublimación , vaporización y disociación . Todos ellos cristalizan en la estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo y tienen colores de llama distintivos porque su electrón externo se excita muy fácilmente. La configuración ns 1 también da como resultado que los metales alcalinos tengan radios atómicos e iónicos muy grandes , así como una conductividad térmica y eléctrica muy alta . Su química está dominada por la pérdida de su único electrón de valencia en el orbital s más externo para formar el estado de oxidación +1, debido a la facilidad de ionización de este electrón y la muy alta energía de segunda ionización. La mayor parte de la química se ha observado solo en los primeros cinco miembros del grupo. La química del francio no está bien establecida debido a su extrema radiactividad ; por tanto, la presentación de sus propiedades aquí es limitada. Lo poco que se sabe sobre el francio muestra que tiene un comportamiento muy parecido al cesio, como se esperaba. Las propiedades físicas del francio son aún más esquemáticas porque nunca se ha observado el elemento a granel; de ahí que cualquier dato que pueda encontrarse en la literatura son ciertamente extrapolaciones especulativas.

Propiedades de los metales alcalinos
Nombre Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio
Número atómico 3 11 19 37 55 87
Peso atómico estándar  ( u ) 6,94 (1) 22.98976928 (2) 39.0983 (1) 85.4678 (3) 132.9054519 (2) [223]
Configuración electronica [ Él ] 2 s 1 [ Ne ] 3 s 1 [ Ar ] 4 s 1 [ Kr ] 5 s 1 [ Xe ] 6 s 1 [ Rn ] 7 s 1
Punto de fusión (° C) 180,54 97,72 63,38 39,31 28,44 ?
Punto de ebullición (° C) 1342 883 759 688 671 ?
Densidad  (g · cm −3 ) 0.534 0,968 0,89 1.532 1,93 ?
Calor de fusión  (kJ · mol −1 ) 3,00 2,60 2.321 2.19 2,09 ?
Calor de vaporización  (kJ · mol −1 ) 136 97,42 79,1 69 66,1 ?
Calor de formación  de gas monoatómico (kJ · mol −1 ) 162 108 89,6 82,0 78,2 ?
Resistividad eléctrica  a 25 ° C (n Ω · cm ) 94,7 48,8 73,9 131 208 ?
Radio atómico  ( pm ) 152 186 227 248 265 ?
Radio iónico del ion hexacoordinado M + (pm) 76 102 138 152 167 ?
Primera energía de ionización  ( kJ · mol −1 ) 520,2 495,8 418,8 403,0 375,7 392,8
Afinidad electrónica  (kJ · mol −1 ) 59,62 52,87 48,38 46,89 45,51 ?
Entalpía de disociación  de M 2  (kJ · mol −1 ) 106,5 73,6 57,3 45,6 44,77 ?
Electronegatividad de Pauling 0,98 0,93 0,82 0,82 0,79 ?
Electronegatividad de Allen 0,91 0,87 0,73 0,71 0,66 0,67
Potencial de electrodo estándar ( E ° (M + → M 0 ); V ) −3,04 −2,71 −2,93 −2,98 −3,03 ?
Color de prueba de llama
Longitud de onda de emisión / absorción principal ( nm )
Carmesí
670.8
Amarillo
589.2
Violeta
766.5
Rojo violeta
780.0
Azul
455.5
?

Los metales alcalinos son más similares entre sí que los elementos de cualquier otro grupo . De hecho, la similitud es tan grande que es bastante difícil separar potasio, rubidio y cesio, debido a sus radios iónicos similares ; el litio y el sodio son más distintos. Por ejemplo, al moverse hacia abajo en la tabla, todos los metales alcalinos conocidos muestran un radio atómico creciente , electronegatividad decreciente , reactividad creciente y puntos de fusión y ebullición decrecientes, así como calores de fusión y vaporización. En general, sus densidades aumentan al moverse hacia abajo en la mesa, con la excepción de que el potasio es menos denso que el sodio. Una de las pocas propiedades de los metales alcalinos que no muestra una tendencia muy suave son sus potenciales de reducción : el valor del litio es anómalo, siendo más negativo que los demás. Esto se debe a que el ion Li + tiene una energía de hidratación muy alta en la fase gaseosa: aunque el ion litio altera la estructura del agua significativamente, provocando un mayor cambio en la entropía, esta alta energía de hidratación es suficiente para que los potenciales de reducción lo indiquen como siendo el metal alcalino más electropositivo, a pesar de la dificultad de ionizarlo en fase gaseosa.

Los metales alcalinos estables son todos los metales de color plateado, excepto el cesio, que tiene un tinte dorado pálido: es uno de los tres metales que tienen un color claro (los otros dos son el cobre y el oro). Además, los metales alcalinotérreos pesados calcio , estroncio y bario , así como los lantánidos divalentes europio e iterbio , son de color amarillo pálido, aunque el color es mucho menos prominente que el del cesio. Su brillo se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación. Todos ellos cristalizan en la estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo y tienen colores de llama distintivos porque su electrón externo se excita muy fácilmente. De hecho, estos colores de prueba de llama son la forma más común de identificarlos, ya que todas sus sales con iones comunes son solubles.

El potasio reacciona violentamente con el agua a temperatura ambiente.
El cesio reacciona explosivamente con el agua incluso a bajas temperaturas.

Todos los metales alcalinos son altamente reactivos y nunca se encuentran en formas elementales en la naturaleza. Debido a esto, generalmente se almacenan en aceite mineral o queroseno (aceite de parafina). Reaccionan agresivamente con los halógenos para formar los haluros de metales alcalinos , que son compuestos cristalinos iónicos blancos que son todos solubles en agua excepto el fluoruro de litio ( Li F ). Los metales alcalinos también reaccionan con el agua para formar hidróxidos fuertemente alcalinos y, por lo tanto, deben manipularse con mucho cuidado. Los metales alcalinos más pesados ​​reaccionan más vigorosamente que los más ligeros; por ejemplo, cuando se cae al agua, el cesio produce una explosión mayor que el potasio si se usa la misma cantidad de moles de cada metal. Los metales alcalinos tienen las energías de primera ionización más bajas en sus períodos respectivos de la tabla periódica debido a su baja carga nuclear efectiva y la capacidad de lograr una configuración de gas noble perdiendo solo un electrón . Los metales alcalinos no solo reaccionan con el agua, sino también con donantes de protones como alcoholes y fenoles , amoníaco gaseoso y alquinos , lo que demuestra el grado fenomenal de su reactividad. Su gran poder como agentes reductores los hace muy útiles para liberar otros metales de sus óxidos o halogenuros.

La segunda energía de ionización de todos los metales alcalinos es muy alta ya que está en una capa completa que también está más cerca del núcleo; por tanto, casi siempre pierden un solo electrón, formando cationes. Los álcalis son una excepción: son compuestos inestables que contienen metales alcalinos en un estado de oxidación -1, lo cual es muy inusual ya que antes del descubrimiento de los álcalis, no se esperaba que los metales alcalinos pudieran formar aniones y se pensaba que eran capaz de aparecer en sales solo como cationes. Los aniones alcalinos tienen subcapas S llenas , lo que les da suficiente estabilidad para existir. Se sabe que todos los metales alcalinos estables excepto el litio pueden formar álcalis, y los álcalis tienen mucho interés teórico debido a su estequiometría inusual y sus bajos potenciales de ionización . Los alcaluros son químicamente similares a los electruros , que son sales con electrones atrapados que actúan como aniones. Un ejemplo particularmente sorprendente de un álcalido es el " hidruro de sodio inverso ", H + Na - (ambos iones forman complejos ), a diferencia del hidruro de sodio habitual, Na + H - : es inestable en aislamiento, debido a su alta energía resultante del desplazamiento de dos electrones del hidrógeno al sodio, aunque se predice que varios derivados serán metaestables o estables.

En solución acuosa, los iones de metales alcalinos forman iones de agua de fórmula [M (H 2 O) n ] + , donde n es el número de solvatación. Sus números y formas de coordinación concuerdan bien con los esperados de sus radios iónicos. En solución acuosa, se dice que las moléculas de agua unidas directamente al ion metálico pertenecen a la primera esfera de coordinación , también conocida como primera capa de solvatación o capa primaria. El enlace entre una molécula de agua y el ion metálico es un enlace covalente dativo , con el átomo de oxígeno donando ambos electrones al enlace. Cada molécula de agua coordinada puede estar unida por enlaces de hidrógeno a otras moléculas de agua. Se dice que estos últimos residen en la segunda esfera de coordinación. Sin embargo, para los cationes de metales alcalinos, la segunda esfera de coordinación no está bien definida ya que la carga +1 en el catión no es lo suficientemente alta como para polarizar las moléculas de agua en la capa de solvatación primaria lo suficiente como para que formen enlaces de hidrógeno fuertes con los de la segunda esfera de coordinación, produciendo una entidad más estable. Se ha determinado experimentalmente que el número de solvatación de Li + es 4, formando el tetraédrico [Li (H 2 O) 4 ] + : mientras que se han encontrado números de solvatación de 3 a 6 para los iones de agua de litio, los números de solvatación inferiores a 4 pueden ser el resultado de la formación de pares de iones de contacto , y los números de solvatación más altos pueden interpretarse en términos de moléculas de agua que se acercan a [Li (H 2 O) 4 ] + a través de una cara del tetraedro, aunque las simulaciones de dinámica molecular pueden indicar la existencia de un ion octaédrico hexaaqua. También hay probablemente seis moléculas de agua en la esfera de solvatación primaria del ion sodio, que forman el ion octaédrico [Na (H 2 O) 6 ] + . Aunque se pensaba previamente que los metales alcalinos más pesados también forman iones hexaaqua octaédricos, que desde entonces ha sido encontrado que el potasio y rubidio probablemente forman el [K (H 2 O) 8 ] + y [(H Rb 2 O) 8 ] + iones , que tienen la estructura antiprismática cuadrada , y que el cesio forma el ion [Cs (H 2 O) 12 ] + de 12 coordenadas .

Litio

La química del litio muestra varias diferencias con la del resto del grupo, ya que el pequeño catión Li + polariza los aniones y da a sus compuestos un carácter más covalente . El litio y el magnesio tienen una relación diagonal debido a sus radios atómicos similares, por lo que muestran algunas similitudes. Por ejemplo, el litio forma un nitruro estable , una propiedad común entre todos los metales alcalinotérreos (grupo del magnesio) pero única entre los metales alcalinos. Además, entre sus respectivos grupos, solo el litio y el magnesio forman compuestos organometálicos con un carácter covalente significativo (por ejemplo, Li Me y MgMe 2 ).

El fluoruro de litio es el único haluro de metal alcalino que es poco soluble en agua, y el hidróxido de litio es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente . Por el contrario, el perclorato de litio y otras sales de litio con aniones grandes que no se pueden polarizar son mucho más estables que los compuestos análogos de los otros metales alcalinos, probablemente porque el Li + tiene una alta energía de solvatación . Este efecto también significa que la mayoría de las sales de litio simples se encuentran comúnmente en forma hidratada, porque las formas anhidras son extremadamente higroscópicas : esto permite que las sales como el cloruro de litio y el bromuro de litio se utilicen en deshumidificadores y acondicionadores de aire .

Francio

También se predice que el francio muestra algunas diferencias debido a su alto peso atómico , lo que hace que sus electrones viajen a fracciones considerables de la velocidad de la luz y, por lo tanto, hacen que los efectos relativistas sean más prominentes. En contraste con la tendencia a disminuir las electronegatividades y las energías de ionización de los metales alcalinos, se predice que la electronegatividad y la energía de ionización del francio serán más altas que las del cesio debido a la estabilización relativista de los electrones 7s; además, se espera que su radio atómico sea ​​anormalmente bajo. Por lo tanto, contrariamente a lo esperado, el cesio es el más reactivo de los metales alcalinos, no el francio. Todas las propiedades físicas conocidas del francio también se desvían de las tendencias claras que van del litio al cesio, como la primera energía de ionización, la afinidad electrónica y la polarización del anión, aunque debido a la escasez de datos conocidos sobre el francio, muchas fuentes dan valores extrapolados, ignorando que Los efectos relativistas hacen que la tendencia del litio al cesio se vuelva inaplicable en el francio. Algunas de las pocas propiedades del francio que se han predicho teniendo en cuenta la relatividad son la afinidad electrónica (47,2 kJ / mol) y la entalpía de disociación de la molécula Fr 2 (42,1 kJ / mol). La molécula de CsFr está polarizada como Cs + Fr - , lo que muestra que la subcapa 7s del francio se ve mucho más afectada por los efectos relativistas que la subcapa 6s del cesio. Además, se espera que el superóxido de francio (FrO 2 ) tenga un carácter covalente significativo, a diferencia de los otros superóxidos de metales alcalinos, debido a las contribuciones de enlace de los electrones 6p del francio.

Nuclear

Isótopos primordiales de los metales alcalinos
Z
Metal alcalino
Estable
Decae
inestable: cursiva
isótopos impares de color rosa
3 litio 2 - 7
Li
6
Li
 
11 sodio 1 - 23
N / A
   
19 potasio 2 1 39
K
41
K
40
K
37 rubidio 1 1 85
Rb
87
Rb
 
55 cesio 1 - 133
Cs
   
87 francio - - Sin isótopos primordiales
(223
P.
es un nucleido radiogénico )
Radiactivo: 40 K, t 1/2 1,25 × 10 9 años; 87 Rb, t 1/2 4,9 × 10 10 años; 223 Fr, t 1/2 22,0 min.

Todos los metales alcalinos tienen números atómicos impares; por lo tanto, sus isótopos deben ser impares (tanto el número de protones como el de neutrones son impares) o impares-pares (el número de protones es impar, pero el número de neutrones es par). Los núcleos impares-impares tienen números de masa pares , mientras que los núcleos impares-pares tienen números de masa impares. Los núclidos primordiales impares son raros porque la mayoría de los núcleos impares son muy inestables con respecto a la desintegración beta , porque los productos de la desintegración son pares-pares y, por lo tanto, están más fuertemente unidos debido a los efectos de emparejamiento nuclear .

Debido a la gran rareza de los núcleos impares, casi todos los isótopos primordiales de los metales alcalinos son pares e impares (las excepciones son el isótopo estable a la luz litio-6 y el radioisótopo de vida larga potasio-40). Para un número de masa impar dado, solo puede haber un único núclido beta estable , ya que no hay una diferencia en la energía de enlace entre par-impar e impar-par comparable a la que existe entre par-par e impar-impar, dejando otros núclidos del mismo número de masa ( isobaras ) libre de desintegración beta hacia el nucleido de masa más baja. Un efecto de la inestabilidad de un número impar de cualquier tipo de nucleones es que los elementos impares, como los metales alcalinos, tienden a tener menos isótopos estables que los elementos pares. De los 26 elementos monoisotópicos que tienen un solo isótopo estable, todos menos uno tienen un número atómico impar y todos menos uno también tienen un número par de neutrones. El berilio es la única excepción a ambas reglas, debido a su bajo número atómico.

Todos los metales alcalinos, excepto el litio y el cesio, tienen al menos un radioisótopo natural : el sodio-22 y el sodio-24 son trazas de radioisótopos producidos cosmogénicamente , el potasio-40 y el rubidio-87 tienen vidas medias muy largas y, por lo tanto, ocurren naturalmente, y todos los isótopos del francio son radiactivos . También se pensaba que el cesio era radiactivo a principios del siglo XX, aunque no tiene radioisótopos naturales. (El francio aún no se había descubierto en ese momento). El radioisótopo natural de larga duración del potasio, el potasio-40, constituye aproximadamente el 0,012% del potasio natural y, por lo tanto, el potasio natural es débilmente radiactivo. Esta radiactividad natural se convirtió en la base de una afirmación errónea del descubrimiento del elemento 87 (el siguiente metal alcalino después del cesio) en 1925. El rubidio natural es igualmente ligeramente radiactivo, siendo el 27,83% el radioisótopo de larga duración rubidio-87.

El cesio-137 , con una vida media de 30,17 años, es uno de los dos principales productos de fisión de vida media , junto con el estroncio-90 , que son responsables de la mayor parte de la radiactividad del combustible nuclear gastado después de varios años de enfriamiento. a varios cientos de años después de su uso. Constituye la mayor parte de la radiactividad que aún queda del accidente de Chernobyl . El cesio-137 sufre una desintegración beta de alta energía y finalmente se convierte en bario-137 estable . Es un fuerte emisor de radiación gamma. El cesio-137 tiene una tasa muy baja de captura de neutrones y no se puede eliminar de esta manera, pero se debe permitir que se descomponga. El cesio-137 se ha utilizado como marcador en estudios hidrológicos, de forma análoga al uso de tritio . Pequeñas cantidades de cesio-134 y cesio-137 se liberaron al medio ambiente durante casi todas las pruebas de armas nucleares y algunos accidentes nucleares , sobre todo el accidente de Goiânia y el desastre de Chernobyl . Desde 2005, el cesio-137 es la principal fuente de radiación en la zona de alienación alrededor de la central nuclear de Chernobyl . Sus propiedades químicas como uno de los metales alcalinos lo convierten en uno de los productos de fisión de vida corta a media más problemáticos porque se mueve y se propaga fácilmente en la naturaleza debido a la alta solubilidad en agua de sus sales, y es absorbido por el cuerpo, que lo confunde con sus congéneres esenciales sodio y potasio.

Tendencias periódicas

Los metales alcalinos son más similares entre sí que los elementos de cualquier otro grupo . Por ejemplo, al moverse hacia abajo en la tabla, todos los metales alcalinos conocidos muestran un radio atómico creciente , electronegatividad decreciente , reactividad creciente y puntos de fusión y ebullición decrecientes, así como calores de fusión y vaporización. En general, sus densidades aumentan al moverse hacia abajo en la mesa, con la excepción de que el potasio es menos denso que el sodio.

Radios atómicos e iónicos

Carga nuclear efectiva en un electrón atómico

Los radios atómicos de los metales alcalinos aumentan al descender por el grupo. Debido al efecto de blindaje , cuando un átomo tiene más de una capa de electrones , cada electrón siente repulsión eléctrica de los otros electrones, así como atracción eléctrica del núcleo. En los metales alcalinos, el electrón más externo sólo siente una carga neta de +1, ya que parte de la carga nuclear (que es igual al número atómico ) es cancelada por los electrones internos; el número de electrones internos de un metal alcalino es siempre uno menos que la carga nuclear. Por lo tanto, el único factor que afecta el radio atómico de los metales alcalinos es el número de capas de electrones. Dado que este número aumenta en el grupo, el radio atómico también debe aumentar en el grupo.

Los radios iónicos de los metales alcalinos son mucho más pequeños que sus radios atómicos. Esto se debe a que el electrón más externo de los metales alcalinos está en una capa de electrones diferente a la de los electrones internos y, por lo tanto, cuando se elimina, el átomo resultante tiene una capa de electrones menos y es más pequeño. Además, la carga nuclear efectiva ha aumentado y, por lo tanto, los electrones se atraen con más fuerza hacia el núcleo y el radio iónico disminuye.

Primera energía de ionización

Tendencia periódica de la energía de ionización: cada período comienza en un mínimo para los metales alcalinos y termina en un máximo para los gases nobles . Los valores predichos se utilizan para elementos más allá de 104.

La primera energía de ionización de un elemento o molécula es la energía requerida para mover el electrón más flojo de un mol de átomos gaseosos del elemento o moléculas para formar un mol de iones gaseosos con carga eléctrica +1. Los factores que afectan la primera energía de ionización son la carga nuclear , la cantidad de blindaje de los electrones internos y la distancia desde el electrón más flojo del núcleo, que siempre es un electrón externo en los elementos del grupo principal . Los dos primeros factores cambian la carga nuclear efectiva que siente el electrón más flojo. Dado que el electrón más externo de los metales alcalinos siempre siente la misma carga nuclear efectiva (+1), el único factor que afecta la primera energía de ionización es la distancia desde el electrón más externo al núcleo. Dado que esta distancia aumenta hacia abajo en el grupo, el electrón más externo siente menos atracción desde el núcleo y, por lo tanto, la primera energía de ionización disminuye. (Esta tendencia se rompe en el francio debido a la estabilización relativista y la contracción del orbital 7s, lo que hace que el electrón de valencia del francio esté más cerca del núcleo de lo que se esperaría de los cálculos no relativistas. Esto hace que el electrón más externo del francio se sienta más atraído por el núcleo, aumentando su primera energía de ionización ligeramente superior a la del cesio).

La segunda energía de ionización de los metales alcalinos es mucho mayor que la primera, ya que el segundo electrón más suelto forma parte de una capa de electrones completamente llena y, por lo tanto, es difícil de eliminar.

Reactividad

Las reactividades de los metales alcalinos aumentan bajando del grupo. Este es el resultado de una combinación de dos factores: las primeras energías de ionización y las energías de atomización de los metales alcalinos. Debido a que la primera energía de ionización de los metales alcalinos disminuye en el grupo, es más fácil que el electrón más externo se elimine del átomo y participe en reacciones químicas , aumentando así la reactividad en el grupo. La energía de atomización mide la fuerza del enlace metálico de un elemento, que cae del grupo a medida que los átomos aumentan de radio y, por lo tanto, el enlace metálico debe aumentar de longitud, alejando los electrones deslocalizados de la atracción de los núcleos del más pesado. Metales alcalinos. Añadiendo las energías de atomización y primera ionización se obtiene una cantidad estrechamente relacionada con (pero no igual) la energía de activación de la reacción de un metal alcalino con otra sustancia. Esta cantidad disminuye al descender por el grupo, al igual que la energía de activación; por lo tanto, las reacciones químicas pueden ocurrir más rápidamente y la reactividad aumenta en el grupo.

Electronegatividad

La variación de la electronegatividad de Pauling (eje y) a medida que se descienden los grupos principales de la tabla periódica del segundo al sexto período.

La electronegatividad es una propiedad química que describe la tendencia de un átomo o un grupo funcional a atraer electrones (o densidad de electrones ) hacia sí mismo. Si el enlace entre el sodio y el cloro en el cloruro de sodio fuera covalente , el par de electrones compartidos se vería atraído por el cloro porque la carga nuclear efectiva en los electrones externos es +7 en cloro pero solo +1 en sodio. El par de electrones se atrae tan cerca del átomo de cloro que prácticamente se transfieren al átomo de cloro (un enlace iónico ). Sin embargo, si el átomo de sodio fue reemplazado por un átomo de litio, los electrones no serán atraídos tan cerca del átomo de cloro como antes porque el átomo de litio es más pequeño, lo que hace que el par de electrones se sienta más atraído por la carga nuclear efectiva más cercana del litio. Por lo tanto, los átomos de metal alcalino más grandes (más abajo del grupo) serán menos electronegativos ya que el par de enlaces se atrae menos fuertemente hacia ellos. Como se mencionó anteriormente, se espera que el francio sea una excepción.

Debido a la mayor electronegatividad del litio, algunos de sus compuestos tienen un carácter más covalente. Por ejemplo, el yoduro de litio ( Li I ) se disolverá en disolventes orgánicos , una propiedad de la mayoría de los compuestos covalentes. El fluoruro de litio (Li F ) es el único haluro alcalino que no es soluble en agua, y el hidróxido de litio (Li OH ) es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente .

Puntos de fusión y ebullición.

El punto de fusión de una sustancia es el punto donde cambia de estado de sólido a líquido, mientras que el punto de ebullición de una sustancia (en estado líquido) es el punto donde la presión de vapor del líquido es igual a la presión ambiental que rodea el líquido y todo el líquido. cambia de estado a gas . A medida que un metal se calienta hasta su punto de fusión, los enlaces metálicos que mantienen a los átomos en su lugar se debilitan para que los átomos puedan moverse y los enlaces metálicos finalmente se rompen por completo en el punto de ebullición del metal. Por lo tanto, la caída de los puntos de fusión y ebullición de los metales alcalinos indican que la fuerza de los enlaces metálicos de los metales alcalinos disminuye en el grupo. Esto se debe a que los átomos de metal se mantienen unidos por la atracción electromagnética de los iones positivos a los electrones deslocalizados. A medida que los átomos aumentan de tamaño al descender por el grupo (debido a que aumenta su radio atómico), los núcleos de los iones se alejan más de los electrones deslocalizados y, por lo tanto, el enlace metálico se vuelve más débil para que el metal pueda fundirse y hervir más fácilmente, disminuyendo así los puntos de fusión y ebullición. (El aumento de la carga nuclear no es un factor relevante debido al efecto de blindaje).

Densidad

Todos los metales alcalinos tienen la misma estructura cristalina ( cúbica centrada en el cuerpo ) y, por lo tanto, los únicos factores relevantes son el número de átomos que pueden caber en un cierto volumen y la masa de uno de los átomos, ya que la densidad se define como masa por unidad. volumen. El primer factor depende del volumen del átomo y, por tanto, del radio atómico, que aumenta al descender por el grupo; por tanto, el volumen de un átomo de metal alcalino aumenta al descender por el grupo. La masa de un átomo de metal alcalino también aumenta al descender por el grupo. Por tanto, la tendencia de las densidades de los metales alcalinos depende de sus pesos atómicos y radios atómicos; Si se conocen las cifras de estos dos factores, se pueden calcular las relaciones entre las densidades de los metales alcalinos. La tendencia resultante es que las densidades de los metales alcalinos aumentan en la tabla, con una excepción en el potasio. Debido a que tienen el peso atómico más bajo y el radio atómico más grande de todos los elementos en sus períodos, los metales alcalinos son los metales menos densos en la tabla periódica. El litio, el sodio y el potasio son los únicos tres metales de la tabla periódica que son menos densos que el agua: de hecho, el litio es el sólido conocido menos denso a temperatura ambiente .

Compuestos

Los metales alcalinos forman una serie completa de compuestos con todos los aniones que se encuentran habitualmente, lo que ilustra bien las tendencias del grupo. Estos compuestos pueden describirse como implicando metales alcalinos que pierden electrones a especies aceptoras y forman iones monopositivos. Esta descripción es más precisa para los haluros alcalinos y se vuelve cada vez menos precisa a medida que aumenta la carga catiónica y aniónica, y a medida que el anión se vuelve más grande y más polarizable. Por ejemplo, la unión iónica da paso a la unión metálica a lo largo de la serie NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 As, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na.

Hidróxidos

Video externo
icono de video Reacciones de los metales alcalinos con agua , realizado por The Open University
Una gran explosión de color amarillo anaranjado.
Una reacción de 1,4 kg ( 3 libras ) de sodio con agua

Todos los metales alcalinos reaccionan de forma vigorosa o explosiva con agua fría, produciendo una solución acuosa de un hidróxido de metal alcalino fuertemente básico y liberando hidrógeno gaseoso. Esta reacción se vuelve más vigorosa al descender del grupo: el litio reacciona de manera constante con efervescencia , pero el sodio y el potasio pueden encenderse y el rubidio y el cesio se hunden en el agua y generan gas hidrógeno tan rápidamente que se forman ondas de choque en el agua que pueden romper los recipientes de vidrio. Cuando se deja caer un metal alcalino en el agua, se produce una explosión, de las cuales hay dos etapas separadas. El metal reacciona primero con el agua, rompiendo los enlaces de hidrógeno en el agua y produciendo gas hidrógeno ; esto ocurre más rápidamente para los metales alcalinos más pesados ​​y reactivos. En segundo lugar, el calor generado por la primera parte de la reacción a menudo enciende el gas hidrógeno, lo que hace que se queme explosivamente en el aire circundante. Esta explosión secundaria de gas hidrógeno produce la llama visible sobre el recipiente de agua, lago u otro cuerpo de agua, no la reacción inicial del metal con el agua (que tiende a ocurrir principalmente bajo el agua). Los hidróxidos de metales alcalinos son los hidróxidos más básicos conocidos.

Investigaciones recientes han sugerido que el comportamiento explosivo de los metales alcalinos en el agua se debe a una explosión de Coulomb y no únicamente a la rápida generación de hidrógeno. Todos los metales alcalinos se funden como parte de la reacción con el agua. Las moléculas de agua ionizan la superficie metálica desnuda del metal líquido, dejando una superficie metálica cargada positivamente e iones de agua cargados negativamente. La atracción entre el metal cargado y los iones de agua aumentará rápidamente el área de la superficie, provocando un aumento exponencial de la ionización. Cuando las fuerzas repulsivas dentro de la superficie del metal líquido exceden las fuerzas de la tensión superficial, estalla vigorosamente.

Los propios hidróxidos son los hidróxidos más básicos conocidos, reaccionando con ácidos para dar sales y con alcoholes para dar alcóxidos oligoméricos . Reaccionan fácilmente con dióxido de carbono para formar carbonatos o bicarbonatos , o con sulfuro de hidrógeno para formar sulfuros o bisulfuros , y pueden usarse para separar tioles del petróleo. Reaccionan con óxidos anfóteros: por ejemplo, los óxidos de aluminio , zinc , estaño y plomo reaccionan con los hidróxidos de metales alcalinos para dar aluminatos, cincatos, estannatos y plumbatos. El dióxido de silicio es ácido y, por tanto, los hidróxidos de metales alcalinos también pueden atacar el vidrio de silicato .

Compuestos intermetálicos

Aleación líquida de NaK a temperatura ambiente

Los metales alcalinos forman muchos compuestos intermetálicos entre sí y los elementos de los grupos 2 a 13 en la tabla periódica de estequiometrías variables, como las amalgamas de sodio con mercurio , que incluyen Na 5 Hg 8 y Na 3 Hg. Algunos de estos tienen características iónicas: tomando como ejemplo las aleaciones con oro , el metal más electronegativo, NaAu y KAu son metálicos, pero RbAu y CsAu son semiconductores. El NaK es una aleación de sodio y potasio de gran utilidad por ser líquido a temperatura ambiente, aunque se deben tomar precauciones por su extrema reactividad hacia el agua y el aire. La mezcla eutéctica se funde a -12,6 ° C. Una aleación de 41% de cesio, 47% de sodio y 12% de potasio tiene el punto de fusión más bajo conocido de cualquier metal o aleación, -78 ° C.

Compuestos con los elementos del grupo 13

Los compuestos intermetálicos de los metales alcalinos con los elementos más pesados ​​del grupo 13 ( aluminio , galio , indio y talio ), como el NaTl, son malos conductores o semiconductores , a diferencia de las aleaciones normales con los elementos anteriores, lo que implica que el metal alcalino involucrado tiene perdió un electrón a los aniones Zintl involucrados. No obstante, mientras que los elementos del grupo 14 y posteriores tienden a formar agrupaciones aniónicas discretas, los elementos del grupo 13 tienden a formar iones poliméricos con los cationes de metales alcalinos ubicados entre la red iónica gigante. Por ejemplo, NaTl consiste en un anión polimérico (-Tl - -) n con una estructura cúbica de diamante covalente con iones de Na + ubicados entre la red aniónica. Los metales alcalinos más grandes no pueden encajar de manera similar en una red aniónica y tienden a forzar a los elementos más pesados ​​del grupo 13 a formar grupos aniónicos.

El boro es un caso especial, ya que es el único no metal del grupo 13. Los boruros de metales alcalinos tienden a ser ricos en boro, lo que implica un enlace boro-boro apreciable que involucra estructuras deltaédricas , y son térmicamente inestables debido a que los metales alcalinos tienen una presión de vapor muy alta. a temperaturas elevadas. Esto hace que la síntesis directa sea problemática porque los metales alcalinos no reaccionan con el boro por debajo de 700 ° C y, por lo tanto, esto debe lograrse en recipientes sellados con el metal alcalino en exceso. Además, excepcionalmente en este grupo, la reactividad con el boro disminuye en el grupo: el litio reacciona completamente a 700 ° C, pero el sodio a 900 ° C y el potasio no hasta los 1200 ° C, y la reacción es instantánea para el litio pero toma horas para el potasio. Los boruros de rubidio y cesio ni siquiera se han caracterizado. Se conocen varias fases, como LiB 10 , NaB 6 , NaB 15 y KB 6 . Bajo alta presión, la unión boro-boro en los boruros de litio cambia de seguir las reglas de Wade a formar aniones Zintl como el resto del grupo 13.

Compuestos con los elementos del grupo 14

Vistas lateral (izquierda) y superior (derecha) del compuesto de intercalación de grafito KC 8

El litio y el sodio reaccionan con el carbono para formar acetiluros , Li 2 C 2 y Na 2 C 2 , que también se pueden obtener por reacción del metal con acetileno . El potasio, el rubidio y el cesio reaccionan con el grafito ; sus átomos están intercalados entre las capas de grafito hexagonal, formando compuestos de intercalación de grafito de fórmulas MC 60 (gris oscuro, casi negro), MC 48 (gris oscuro, casi negro), MC 36 (azul), MC 24 (azul acero) y MC 8 (bronce) (M = K, Rb o Cs). Estos compuestos son más de 200 veces más conductores de electricidad que el grafito puro, lo que sugiere que el electrón de valencia del metal alcalino se transfiere a las capas de grafito (p. Ej., M+
C-
8
). Al calentar KC 8 , la eliminación de átomos de potasio da como resultado la conversión en secuencia a KC 24 , KC 36 , KC 48 y finalmente KC 60 . KC 8 es un agente reductor muy fuerte y es pirofórico y explota al contacto con el agua. Mientras que los metales alcalinos más grandes (K, Rb y Cs) inicialmente forman MC 8 , los más pequeños inicialmente forman MC 6 y, de hecho, requieren la reacción de los metales con grafito a altas temperaturas alrededor de 500 ° C para formarse. Aparte de esto, los metales alcalinos son agentes reductores tan fuertes que incluso pueden reducir el buckminsterfullereno para producir fulleruros sólidos M n C 60 ; el sodio, el potasio, el rubidio y el cesio pueden formar fulleruros donde n = 2, 3, 4 o 6, y el rubidio y el cesio, además, pueden alcanzar n = 1.

Cuando los metales alcalinos reaccionan con los elementos más pesados ​​del grupo del carbono ( silicio , germanio , estaño y plomo ), se forman sustancias iónicas con estructuras enjauladas, como los siliciuros M 4 Si 4 (M = K, Rb o Cs), que contiene M + y Si tetraédrico4−
4
iones. La química de los germanuros de metales alcalinos , que involucra el ion germanuro Ge 4− y otros iones de racimo ( Zintl ) como Ge2−
4
, Ge4−
9
, Ge2−
9
, y [(Ge 9 ) 2 ] 6− , es en gran parte análogo al de los siliciuros correspondientes. Los estannuros de metales
alcalinos son en su mayoría iónicos, a veces con el ion estannuro ( Sn 4− ), y a veces con iones Zintl más complejos como Sn4−
9
, que aparece en nonastannide tetrapotásico (K 4 Sn 9 ). Se desconoce el ion monoatómico
plomuro ( Pb 4− ) y, de hecho, se predice que su formación será energéticamente desfavorable; plomuros de metales alcalinos tienen iones Zintl complejos, como Pb4−
9
. Estos germanuros, estannuros y plomuros de metales alcalinos pueden producirse reduciendo el germanio, el estaño y el plomo con sodio metálico en amoníaco líquido.

Nitruros y pnictidos

Modelo de bola y palo de celda unitaria de nitruro de litio . Sobre la base del tamaño , se esperaría una estructura tetraédrica , pero eso sería geométricamente imposible: por lo tanto, el nitruro de litio adquiere esta estructura cristalina única.

El litio, el más ligero de los metales alcalinos, es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno en condiciones estándar , y su nitruro es el único nitruro de metal alcalino estable. El nitrógeno es un gas no reactivo porque romper el fuerte triple enlace en la molécula de dinitrógeno (N 2 ) requiere mucha energía. La formación de un nitruro de metal alcalino consumiría la energía de ionización del metal alcalino (formando iones M + ), la energía requerida para romper el triple enlace en N 2 y la formación de iones N 3− , y toda la energía liberada por el La formación de un nitruro de metal alcalino es a partir de la energía reticular del nitruro de metal alcalino. La energía de la red se maximiza con iones pequeños y muy cargados; los metales alcalinos no forman iones muy cargados, solo forman iones con una carga de +1, por lo que solo el litio, el metal alcalino más pequeño, puede liberar suficiente energía reticular para hacer que la reacción con nitrógeno sea exotérmica , formando nitruro de litio . Las reacciones de los otros metales alcalinos con el nitrógeno no liberarían suficiente energía reticular y, por tanto, serían endotérmicas , por lo que no forman nitruros en condiciones estándar. El nitruro de sodio (Na 3 N) y el nitruro de potasio (K 3 N), aunque existen, son extremadamente inestables, son propensos a descomponerse nuevamente en sus elementos constituyentes y no pueden producirse haciendo reaccionar los elementos entre sí en condiciones estándar. El impedimento estérico prohíbe la existencia de rubidio o nitruro de cesio. Sin embargo, el sodio y el potasio forman sales de azida incoloras que involucran el N lineal-
3
anión; debido al gran tamaño de los cationes de metales alcalinos, son lo suficientemente estables térmicamente como para poder fundirse antes de descomponerse.

Todos los metales alcalinos reaccionan fácilmente con el fósforo y el arsénico para formar fosfuros y arseniuros con la fórmula M 3 Pn (donde M representa un metal alcalino y Pn representa un pictógeno : fósforo, arsénico, antimonio o bismuto ). Esto se debe al mayor tamaño de los iones P 3− y As 3− , por lo que se necesita liberar menos energía de red para que se formen las sales. Estos no son los únicos fosfuros y arseniuros de los metales alcalinos: por ejemplo, el potasio tiene nueve fosfuros conocidos diferentes, con fórmulas K 3 P, K 4 P 3 , K 5 P 4 , KP, K 4 P 6 , K 3 P 7 , K 3 P 11 , KP 10.3 y KP 15 . Si bien la mayoría de los metales forman arseniuros, solo los metales alcalinos y alcalinotérreos forman principalmente arseniuros iónicos. La estructura del Na 3 As es compleja con distancias Na-Na inusualmente cortas de 328-330 pm que son más cortas que en el sodio metálico, y esto indica que incluso con estos metales electropositivos, la unión no puede ser directamente iónica. Se conocen otros arseniuros de metales alcalinos que no se ajustan a la fórmula M 3 , como los LiAs, que tienen un brillo metálico y conductividad eléctrica que indican la presencia de algún enlace metálico . Los antimónidos son inestables y reactivos ya que el ion Sb 3− es un fuerte agente reductor; la reacción de ellos con ácidos forman el gas tóxico e inestable estibina (SbH 3 ). De hecho, tienen algunas propiedades metálicas y los antimónidos de metales alcalinos de la estequiometría MSb involucran átomos de antimonio unidos en una estructura de Zintl en espiral. Los bismutidos ni siquiera son completamente iónicos; son compuestos intermetálicos que contienen enlaces parcialmente metálicos y parcialmente iónicos.

Óxidos y calcogenuros

El diagrama de bola y palo muestra dos octaedros regulares que están conectados entre sí por una cara.  Los nueve vértices de la estructura son esferas púrpuras que representan el rubidio, y en el centro de cada octaedro hay una pequeña esfera roja que representa el oxígeno.
Rb
9
O
2
cúmulo, compuesto por dos octaedros regulares conectados entre sí por una cara
El diagrama de bola y palo muestra tres octaedros regulares donde cada octaedro está conectado a los dos por una cara cada uno.  Los tres octaedros tienen un borde en común.  Los once vértices de la estructura son esferas violetas que representan al cesio, y en el centro de cada octaedro hay una pequeña esfera roja que representa el oxígeno.
Cs
11
O
3
cúmulo, compuesto de tres octaedros regulares donde cada octaedro está conectado a los dos por una cara cada uno. Los tres octaedros tienen un borde en común.

Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el oxígeno en condiciones estándar. Forman varios tipos de óxidos, como óxidos simples (que contienen el ión O 2− ), peróxidos (que contienen el O2−
2
ion, donde hay un enlace simple entre los dos átomos de oxígeno), superóxidos (que contienen el O-
2
ion), y muchos otros. El litio se quema en el aire para formar óxido de litio , pero el sodio reacciona con el oxígeno para formar una mezcla de óxido de sodio y peróxido de sodio . El potasio forma una mezcla de peróxido de potasio y superóxido de potasio , mientras que el rubidio y el cesio forman el superóxido exclusivamente. Su reactividad aumenta bajando del grupo: mientras que el litio, el sodio y el potasio simplemente se queman en el aire, el rubidio y el cesio son pirofóricos (se incendian espontáneamente en el aire).

Los metales alcalinos más pequeños tienden a polarizar los aniones más grandes (el peróxido y el superóxido) debido a su pequeño tamaño. Esto atrae los electrones en los aniones más complejos hacia uno de sus átomos de oxígeno constituyentes, formando un ion óxido y un átomo de oxígeno. Esto hace que el litio forme el óxido exclusivamente al reaccionar con oxígeno a temperatura ambiente. Este efecto se vuelve drásticamente más débil para el sodio y el potasio más grandes, lo que les permite formar los peróxidos menos estables. El rubidio y el cesio, en la parte inferior del grupo, son tan grandes que pueden formarse incluso los superóxidos menos estables. Debido a que el superóxido libera la mayor cantidad de energía cuando se forma, el superóxido se forma preferentemente para los metales alcalinos más grandes donde los aniones más complejos no están polarizados. (Los óxidos y peróxidos de estos metales alcalinos existen, pero no se forman tras la reacción directa del metal con oxígeno en condiciones estándar). Además, el pequeño tamaño de los iones Li + y O 2− contribuye a que formen una estructura estable. estructura de celosía iónica. Sin embargo, en condiciones controladas, se sabe que todos los metales alcalinos, con la excepción del francio, forman sus óxidos, peróxidos y superóxidos. Los peróxidos y superóxidos de metales alcalinos son poderosos agentes oxidantes . El peróxido de sodio y el superóxido de potasio reaccionan con el dióxido de carbono para formar el carbonato de metal alcalino y el gas oxígeno, lo que permite su uso en purificadores de aire submarinos ; la presencia de vapor de agua , presente de forma natural en la respiración, hace que la eliminación del dióxido de carbono por el superóxido de potasio sea aún más eficaz. Todos los metales alcalinos estables, excepto el litio, pueden formar ozónidos rojos (MO 3 ) mediante la reacción a baja temperatura del hidróxido anhidro en polvo con el ozono : los ozónidos pueden extraerse luego usando amoníaco líquido . Se descomponen lentamente en condiciones estándar a los superóxidos y oxígeno, y se hidrolizan inmediatamente a los hidróxidos cuando entran en contacto con el agua. El potasio, el rubidio y el cesio también forman sesquióxidos M 2 O 3 , que pueden ser mejor considerados disuperóxidos de peróxido, [(M+
)
4
(O2−
2
) (O-
2
)
2
]
.

El rubidio y el cesio pueden formar una gran variedad de subóxidos con los metales en estados formales de oxidación por debajo de +1. El rubidio puede formar Rb 6 O y Rb 9 O 2 (de color cobre) al oxidarse en el aire, mientras que el cesio forma una inmensa variedad de óxidos, como el ozonido CsO 3 y varios subóxidos de colores brillantes , como el Cs 7 O (bronce). , Cs 4 O (rojo violeta), Cs 11 O 3 (violeta), Cs 3 O (verde oscuro), CsO, Cs 3 O 2 , así como Cs 7 O 2 . El último de estos se puede calentar al vacío para generar Cs 2 O.

Los metales alcalinos también pueden reaccionar de forma análoga con los calcógenos más pesados ​​( azufre , selenio , telurio y polonio ), y se conocen todos los calcogenuros de metales alcalinos (a excepción del francio). La reacción con un exceso de calcógeno puede resultar de manera similar en calcogenuros inferiores, con iones de calcógeno que contienen cadenas de los átomos de calcógeno en cuestión. Por ejemplo, el sodio puede reaccionar con el azufre para formar el sulfuro ( Na 2 S ) y varios polisulfuros con la fórmula Na 2 S x ( x de 2 a 6), que contienen el S2−
x
iones. Debido a la basicidad de los iones Se 2− y Te 2− , los seleniuros y telururos de metales alcalinos son alcalinos en solución; cuando reaccionan directamente con selenio y telurio, se forman poliselenuros y politelururos de metales alcalinos junto con los seleniuros y telururos con el Se2−
x
y te2−
x
iones. Pueden obtenerse directamente de los elementos en el amoníaco líquido o cuando no hay aire, y son compuestos incoloros solubles en agua que el aire oxida rápidamente de nuevo a selenio o telurio. Los polónidos de metales alcalinos son todos compuestos iónicos que contienen el ión Po 2− ; son muy estables químicamente y pueden producirse por reacción directa de los elementos a alrededor de 300–400 ° C.

Haluros, hidruros y pseudohaluros

Los metales alcalinos se encuentran entre los elementos más electropositivos de la tabla periódica y, por lo tanto, tienden a unirse iónicamente a los elementos más electronegativos de la tabla periódica, los halógenos ( flúor , cloro , bromo , yodo y astato ), formando sales conocidas como álcalis. halogenuros metálicos. La reacción es muy vigorosa y, a veces, puede provocar explosiones. Se conocen los veinte haluros de metales alcalinos estables; los inestables no se conocen, a excepción del astato de sodio, debido a la gran inestabilidad y rareza del astato y el francio. El más conocido de los veinte es sin duda el cloruro de sodio , también conocido como sal común. Todos los haluros de metales alcalinos estables tienen la fórmula MX donde M es un metal alcalino y X es un halógeno. Todos son sólidos cristalinos iónicos blancos que tienen altos puntos de fusión. Todos los haluros de metales alcalinos son solubles en agua excepto el fluoruro de litio (LiF), que es insoluble en agua debido a su muy alta entalpía de red . La alta entalpía de celosía del fluoruro de litio se debe a los pequeños tamaños de los iones Li + y F - , lo que hace que las interacciones electrostáticas entre ellos sean fuertes: un efecto similar ocurre con el fluoruro de magnesio , consistente con la relación diagonal entre el litio y el magnesio.

Los metales alcalinos también reaccionan de manera similar con el hidrógeno para formar hidruros iónicos de metales alcalinos, donde el anión hidruro actúa como un pseudohaluro : estos se utilizan a menudo como agentes reductores, produciendo hidruros, hidruros metálicos complejos o hidrógeno gaseoso. También se conocen otros pseudohaluros, en particular los cianuros . Estos son isoestructurales para los haluros respectivos, excepto el cianuro de litio , lo que indica que los iones de cianuro pueden girar libremente. También se conocen óxidos de haluros de metales alcalinos ternarios, tales como Na 3 ClO, K 3 BrO (amarillo), Na 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O y K 4 Br 2 O. Los polihaluros son bastante inestables, aunque los del rubidio y el cesio están muy estabilizados por el débil poder polarizador de estos cationes extremadamente grandes.

Complejos de coordinación

18-corona-6 coordinando un ion potasio
Estructura de 2.2.2-Cryptand encapsulando un catión de potasio (violeta). En estado cristalino, obtenido con difracción de rayos X.

Los cationes de metales alcalinos no suelen formar complejos de coordinación con bases de Lewis simples debido a su baja carga de solo +1 y su tamaño relativamente grande; así, el ion Li + forma la mayoría de los complejos y los iones de metales alcalinos más pesados ​​forman cada vez menos (aunque se producen excepciones para los complejos débiles). El litio en particular tiene una química de coordinación muy rica en la que exhibe números de coordinación del 1 al 12, aunque la hexacoordinación octaédrica es su modo preferido. En solución acuosa , los iones de metales alcalinos existen como complejos octaédricos hexahidratados ([M (H 2 O) 6 )] + ), con la excepción del ión litio, que debido a su pequeño tamaño forma complejos tetraédricos tetrahidratados ([Li (H 2 O) 4 )] + ); los metales alcalinos forman estos complejos porque sus iones son atraídos por fuerzas electrostáticas de atracción a las moléculas de agua polares. Debido a esto, las sales anhidras que contienen cationes de metales alcalinos se utilizan a menudo como desecantes . Los metales alcalinos también forman fácilmente complejos con éteres corona (por ejemplo, 12-corona-4 para Li + , 15-corona-5 para Na + , 18-corona-6 para K + y 21-corona-7 para Rb + ) y criptandos debido a la atracción electrostática.

Soluciones de amoniaco

Los metales alcalinos se disuelven lentamente en amoníaco líquido , formando soluciones amoniacales de catión metálico solvatado M + y electrón solvatado e - , que reaccionan para formar gas hidrógeno y la amida de metal alcalino (MNH 2 , donde M representa un metal alcalino): esto fue primero observado por Humphry Davy en 1809 y redescubierto por W. Weyl en 1864. El proceso puede acelerarse mediante un catalizador . Soluciones similares están formadas por los metales alcalinotérreos divalentes pesados calcio , estroncio , bario , así como por los lantánidos divalentes , europio e iterbio . La sal de amida es bastante insoluble y precipita fácilmente fuera de la solución, dejando soluciones de amoníaco intensamente coloreadas de los metales alcalinos. En 1907, Charles Krause identificó el color debido a la presencia de electrones solvatados , que contribuyen a la alta conductividad eléctrica de estas soluciones. A bajas concentraciones (por debajo de 3 M), la solución es azul oscuro y tiene diez veces la conductividad del cloruro de sodio acuoso ; a concentraciones más altas (por encima de 3 M), la solución es de color cobre y tiene aproximadamente la conductividad de los metales líquidos como el mercurio . Además de la sal de amida de metal alcalino y los electrones solvatados, tales soluciones de amoníaco también contienen el catión de metal alcalino (M + ), el átomo neutro de metal alcalino (M), moléculas diatómicas de metal alcalino (M 2 ) y aniones de metal alcalino (M - ). Estos son inestables y eventualmente se convierten en la amida de metal alcalino y el gas hidrógeno más termodinámicamente estables. Los electrones solvatados son poderosos agentes reductores y se utilizan a menudo en síntesis química.

Organometálico

Organolitio

Estructura del hexámero de n- butillitio octaédrico , (C 4 H 9 Li) 6 . Los agregados se mantienen unidos por enlaces covalentes deslocalizados entre el litio y el carbono terminal de la cadena de butilo. No hay enlace directo litio-litio en ningún compuesto de organolitio.
El fenil-litio sólido forma cristales monoclínicos que pueden describirse como compuestos de subunidades diméricas de Li 2 ( C 6 H 5 ) 2 . Los átomos de litio y los ipso carbonos de los anillos de fenilo forman un anillo plano de cuatro miembros. El plano de los grupos fenilo es perpendicular al plano de este anillo Li 2 C 2 . Se produce un enlace intermolecular fuerte adicional entre estos dímeros de fenil-litio y los electrones π de los grupos fenilo en los dímeros adyacentes, lo que da como resultado una estructura de escalera polimérica infinita.

Al ser el metal alcalino más pequeño, el litio forma la variedad más amplia y más estable de compuestos organometálicos , que están unidos covalentemente. Los compuestos de organolitio son sólidos o líquidos volátiles eléctricamente no conductores que se funden a bajas temperaturas y tienden a formar oligómeros con la estructura (RLi) x donde R es el grupo orgánico. Como la naturaleza electropositiva del litio coloca la mayor parte de la densidad de carga del enlace en el átomo de carbono, creando efectivamente un carbanión , los compuestos de organolitio son bases y nucleófilos extremadamente poderosos . Para su uso como bases, a menudo se usan butillitios y están disponibles comercialmente. Un ejemplo de un compuesto de organolitio es el metillitio ((CH 3 Li) x ), que existe en forma tetramérica ( x = 4, tetraédrica) y hexamérica ( x = 6, octaédrica). Los compuestos de organolitio, especialmente el n- butil-litio, son reactivos útiles en la síntesis orgánica, como podría esperarse dada la relación diagonal del litio con el magnesio, que juega un papel importante en la reacción de Grignard . Por ejemplo, se pueden usar alquil-litio y aril-litio para sintetizar aldehídos y cetonas mediante reacción con carbonilos metálicos . La reacción con tetracarbonilo de níquel , por ejemplo, procede a través de un complejo de acil-níquel-carbonilo inestable que luego sufre una sustitución electrofílica para dar el producto aldehído deseado (usando H + como electrófilo) o cetona (usando un haluro de alquilo).

LiR + [Ni (CO) 4 ]−CO Li + [RCONi (CO) 3 ] -
Li + [RCONi (CO) 3 ] - H +solventeLi + + RCHO + [(disolvente) Ni (CO) 3 ]
Li + [RCONi (CO) 3 ] - R'BrsolventeLi + + R'COR + [(disolvente) Ni (CO) 3 ]

Los alquil-litio y aril-litio también pueden reaccionar con amidas N , N- disustituidas para dar aldehídos y cetonas, y cetonas simétricas al reaccionar con monóxido de carbono . Se descomponen térmicamente para eliminar un β-hidrógeno, produciendo alquenos e hidruro de litio : otra ruta es la reacción de éteres con alquil- y aril-litio que actúan como bases fuertes. En los disolventes no polares, los aril-litio reaccionan como los carbaniones que efectivamente son, convirtiendo el dióxido de carbono en ácidos carboxílicos aromáticos (ArCO 2 H) y las aril cetonas en carbinoles terciarios (Ar ' 2 C (Ar) OH). Finalmente, pueden usarse para sintetizar otros compuestos organometálicos mediante intercambio metal-halógeno.

Metales alcalinos más pesados

A diferencia de los compuestos de organolitio, los compuestos organometálicos de los metales alcalinos más pesados ​​son predominantemente iónicos. La aplicación de compuestos de organosodio en química está limitada en parte debido a la competencia de los compuestos de organolitio , que están disponibles comercialmente y exhiben una reactividad más conveniente. El principal compuesto orgánico de sodio de importancia comercial es el ciclopentadienida de sodio . El tetrafenilborato de sodio también se puede clasificar como un compuesto organosódico ya que en el estado sólido el sodio se une a los grupos arilo. Los compuestos organometálicos de los metales alcalinos superiores son incluso más reactivos que los compuestos organosódicos y de utilidad limitada. Un reactivo notable es la base de Schlosser , una mezcla de n- butil - litio y terc- butóxido de potasio . Este reactivo reacciona con propeno para formar el compuesto alilpotasio (KCH 2 CHCH 2 ). El cis -2-buteno y el trans -2-buteno se equilibran cuando entran en contacto con metales alcalinos. Mientras que la isomerización es rápida con litio y sodio, es lenta con los metales alcalinos más pesados. Los metales alcalinos más pesados ​​también favorecen la conformación congestionada estéricamente . Se han reportado varias estructuras cristalinas de compuestos organopotásicos, estableciendo que, al igual que los compuestos de sodio, son poliméricos. Los compuestos de organosodio, organopotasio, organorubidio y organocésio son todos en su mayoría iónicos y son insolubles (o casi) en disolventes no polares.

Los derivados de alquilo y arilo de sodio y potasio tienden a reaccionar con el aire. Provocan la escisión de los éteres , generando alcóxidos. A diferencia de los compuestos de alquil-litio, los alquilsodios y los alquil-potasios no se pueden producir haciendo reaccionar los metales con haluros de alquilo porque el acoplamiento de Wurtz ocurre:

RM + R'X → R – R '+ MX

Como tales, deben prepararse haciendo reaccionar compuestos de alquilmercurio con sodio o potasio metálico en disolventes de hidrocarburos inertes. Mientras que el metilsodio forma tetrámeros como el metil-litio, el metil-potasio es más iónico y tiene la estructura de arseniuro de níquel con aniones de metilo y cationes de potasio discretos.

Los metales alcalinos y sus hidruros reaccionan con hidrocarburos ácidos, por ejemplo ciclopentadienos y alquinos terminales, para dar sales. Se utilizan disolventes líquidos de amoníaco, éter o hidrocarburos, siendo el más común el tetrahidrofurano . El más importante de estos compuestos es el ciclopentadienuro de sodio , NaC 5 H 5 , un precursor importante de muchos derivados de ciclopentadienilo de metales de transición. De manera similar, los metales alcalinos reaccionan con ciclooctatetraeno en tetrahidrofurano para dar ciclooctatetraenuros de metales alcalinos ; por ejemplo, el ciclooctatetraenuro de dipotasio (K 2 C 8 H 8 ) es un precursor importante de muchos derivados de ciclooctatetraenilo metálico, como el uranoceno . Los cationes de metales alcalinos grandes y de polarización muy débil pueden estabilizar aniones radicales grandes, aromáticos y polarizables, como el naftalenuro de sodio de color verde oscuro , Na + [C 10 H 8 •] - , un agente reductor fuerte.

Reacciones representativas de metales alcalinos.

Reacción con oxígeno

Al reaccionar con el oxígeno, los metales alcalinos forman óxidos , peróxidos , superóxidos y subóxidos . Sin embargo, los tres primeros son más comunes. La siguiente tabla muestra los tipos de compuestos que se forman en reacción con el oxígeno. El compuesto entre paréntesis representa el producto menor de la combustión.

Metal alcalino Óxido Peróxido Superóxido
Li Li 2 O (Li 2 O 2 )
N / A (Na 2 O) Na 2 O 2
K KO 2
Rb RbO 2
Cs CsO 2

Los peróxidos de metales alcalinos son compuestos iónicos que son inestables en agua. El anión peróxido se une débilmente al catión y se hidroliza, formando enlaces covalentes más fuertes.

Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 O 2

Los otros compuestos de oxígeno también son inestables en agua.

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

Reacción con azufre

Con azufre, forman sulfuros y polisulfuros.

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

Debido a que los sulfuros de metales alcalinos son esencialmente sales de un ácido débil y una base fuerte, forman soluciones básicas.

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

Reacción con nitrógeno

El litio es el único metal que se combina directamente con el nitrógeno a temperatura ambiente.

3Li + 1 / 3N 2 → Li 3 N

Li 3 N puede reaccionar con agua para liberar amoniaco.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

Reacción con hidrógeno

Con hidrógeno, los metales alcalinos forman hidruros salinos que se hidrolizan en agua.

Na + H 2 → NaH (a altas temperaturas)
NaH + H 2 O → NaOH + H 2

Reacción con carbono

El litio es el único metal que reacciona directamente con el carbono para dar acetiluro de dilitio. Na y K pueden reaccionar con acetileno para dar acetiluros.

2Li + 2C → Li 2 C 2
Na + C 2 H 2 → NaC 2 H + 1 / 2H 2 (a 150 0 C)
Na + NaC 2 H → Na 2 C 2 (a 220 0 C)

Reacción con agua

Al reaccionar con el agua, generan iones de hidróxido y gas hidrógeno . Esta reacción es vigorosa y altamente exotérmica y el hidrógeno resultante puede arder en el aire o incluso explotar en el caso de Rb y Cs.

Na + H 2 O → NaOH + 1 / 2H 2

Reacción con otras sales

Los metales alcalinos son muy buenos agentes reductores. Pueden reducir los cationes metálicos que son menos electropositivos. El titanio se produce industrialmente mediante la reducción de tetracloruro de titanio con Na a 400 0 C ( proceso de van Arkel-de Boer ).

TiCl 4 + 4Na → 4NaCl + Ti

Reacción con compuestos organohaluros

Los metales alcalinos reaccionan con los derivados de halógeno para generar hidrocarburos a través de la reacción de Wurtz .

2CH 3 -Cl + 2Na → H 3 C-CH 3 + 2NaCl

Metales alcalinos en amoníaco líquido.

Los metales alcalinos se disuelven en amoníaco líquido u otros disolventes donantes como aminas alifáticas o hexametilfosforamida para dar soluciones azules. Se cree que estas soluciones contienen electrones libres.

Na + xNH 3 → Na + + e (NH 3 ) x -

Debido a la presencia de electrones solvatados , estas soluciones son agentes reductores muy potentes utilizados en síntesis orgánica.

Reacciones de reducción usando sodio en amoníaco líquido.

La reacción 1) se conoce como reducción de abedul . Otras reducciones que pueden llevarse a cabo con estas soluciones son:

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

Extensiones

Radio atómico empírico (Na – Cs, Mg – Ra) y pronosticado (Fr – Uhp, Ubn – Uhh) de los metales alcalinos y alcalinotérreos del tercer al noveno período , medido en angstroms

Aunque el francio es el metal alcalino más pesado que se ha descubierto, se han realizado algunos trabajos teóricos que predicen las características físicas y químicas de los hipotéticos metales alcalinos más pesados. Siendo el primer elemento del período 8 , se predice que el elemento no descubierto ununennio (elemento 119) será el siguiente metal alcalino después del francio y se comportará de manera muy similar a sus congéneres más ligeros ; sin embargo, también se prevé que difiera de los metales alcalinos más ligeros en algunas propiedades. Se predice que su química será más cercana a la del potasio o rubidio en lugar de cesio o francio. Esto es inusual ya que las tendencias periódicas , ignorar los efectos relativistas predeciría que el ununennio sería aún más reactivo que el cesio y el francio. Esta menor reactividad se debe a la estabilización relativista del electrón de valencia del ununennio, aumentando la primera energía de ionización del ununennio y disminuyendo los radios metálico e iónico ; este efecto ya se ve en el francio. Esto supone que el ununennio se comportará químicamente como un metal alcalino, lo que, aunque probablemente, puede no ser cierto debido a los efectos relativistas. La estabilización relativista del orbital 8s también aumenta la afinidad electrónica del ununennio mucho más allá de la del cesio y el francio; de hecho, se espera que el ununenio tenga una afinidad electrónica mayor que todos los metales alcalinos más ligeros que él. Los efectos relativistas también provocan una caída muy grande en la polarización del ununennio. Por otro lado, se predice que el ununennio continuará la tendencia de puntos de fusión decrecientes bajando por el grupo, y se espera que tenga un punto de fusión entre 0 ° C y 30 ° C.

Afinidad electrónica empírica (Na-Fr) y predicha (Uue) de los metales alcalinos del tercer al octavo período , medida en electronvoltios

La estabilización del electrón de valencia del ununennio y, por tanto, la contracción del orbital 8s hacen que su radio atómico se reduzca a 240  pm , muy cercano al del rubidio (247 pm), por lo que la química del ununennio en el estado de oxidación +1 debería ser más similar a la química del rubidio que a la del francio. Por otro lado, se predice que el radio iónico del ion Uue + será mayor que el de Rb + , porque los orbitales 7p están desestabilizados y, por lo tanto, son más grandes que los orbitales p de las capas inferiores. El ununenio también puede mostrar el estado de oxidación +3 , que no se ve en ningún otro metal alcalino, además del estado de oxidación +1 que es característico de los otros metales alcalinos y es también el estado de oxidación principal de todos los metales alcalinos conocidos: esto se debe a la desestabilización y expansión del espinor 7p 3/2 , lo que hace que sus electrones más externos tengan una energía de ionización menor de la que se esperaría de otro modo. De hecho, se espera que muchos compuestos de ununennio tengan un gran carácter covalente , debido a la participación de los electrones 7p 3/2 en el enlace.

Energía de ionización empírica (Na – Fr, Mg – Ra) y predicha (Uue – Uhp, Ubn – Uhh) de los metales alcalinos y alcalinotérreos del tercer al noveno período, medida en electronvoltios

No se ha realizado tanto trabajo para predecir las propiedades de los metales alcalinos más allá del ununennio. Aunque una simple extrapolación de la tabla periódica (por el principio de aufbau ) colocaría el elemento 169, unhexennium, bajo ununennium, los cálculos de Dirac-Fock predicen que el siguiente elemento después del ununennium con propiedades similares a los metales alcalinos puede ser el elemento 165, unhexpentium, que se predice que tiene la configuración electrónica [Og] 5g 18 6f 14 7d 10 8s 2 8p 1/2 2 9s 1 . Este elemento tendría propiedades intermedias entre un metal alcalino y un elemento del grupo 11 , y aunque sus propiedades físicas y atómicas estarían más cerca de las del primero, su química podría estar más cerca de la del último. Otros cálculos muestran que el unhexpentio seguiría la tendencia de aumentar la energía de ionización más allá del cesio, con una energía de ionización comparable a la del sodio, y que también debería continuar la tendencia de disminuir los radios atómicos más allá del cesio, con un radio atómico comparable al del potasio. . Sin embargo, los electrones 7d del nohexpentio también pueden participar en reacciones químicas junto con el electrón 9s, posiblemente permitiendo estados de oxidación más allá de +1, de ahí el probable comportamiento del metal de transición del nohexpentio. Debido a que los metales alcalinos y alcalinotérreos son elementos del bloque s , estas predicciones para las tendencias y propiedades del ununennio y unhexpentio también se mantienen en su mayoría de manera bastante similar para los metales alcalinotérreos correspondientes unbinilio (Ubn) y unhexhexio (Uhh). Unsepttrium, elemento 173, puede ser un homólogo aún mejor y más pesado del ununennium; con una configuración electrónica prevista de [Usb] 6g 1 , vuelve a la situación similar a un metal alcalino de tener un electrón fácilmente extraído muy por encima de una capa p cerrada en energía, y se espera que sea incluso más reactivo que el cesio.

Las propiedades probables de otros metales alcalinos más allá del septtrio aún no se han explorado a partir de 2019, y es posible que existan o no. En los períodos 8 y superiores de la tabla periódica, los efectos relativistas y de estructura de caparazón se vuelven tan fuertes que las extrapolaciones de congéneres más ligeros se vuelven completamente inexactas. Además, los efectos relativistas y de estructura de capa (que estabilizan los orbitales s y desestabilizan y expanden los orbitales d, f y g de capas superiores) tienen efectos opuestos, causando una diferencia aún mayor entre relativistas y no relativistas. cálculos de las propiedades de elementos con números atómicos tan altos. El interés en las propiedades químicas del ununennio, unhexpentio y unsepttrio se debe al hecho de que están ubicados cerca de las ubicaciones esperadas de islas de estabilidad , centradas en los elementos 122 ( 306 Ubb) y 164 ( 482 Uhq).

Metales pseudoalcalinos

Muchas otras sustancias son similares a los metales alcalinos en su tendencia a formar cationes monopositivos. De manera análoga a los pseudohalógenos , a veces se les ha llamado "pseudo-metales alcalinos". Estas sustancias incluyen algunos elementos y muchos más iones poliatómicos ; los iones poliatómicos son especialmente similares a los metales alcalinos en su gran tamaño y débil poder de polarización.

Hidrógeno

El elemento hidrógeno , con un electrón por átomo neutro, generalmente se coloca en la parte superior del Grupo 1 de la tabla periódica por conveniencia, pero el hidrógeno normalmente no se considera un metal alcalino; cuando se considera un metal alcalino, es por sus propiedades atómicas y no por sus propiedades químicas. En condiciones típicas, existe hidrógeno puro como un diatómico gas que consta de dos átomos por molécula (H 2 ); sin embargo, los metales alcalinos forman moléculas diatómicas (como dilitio , Li 2 ) sólo a altas temperaturas, cuando están en estado gaseoso .

El hidrógeno, como los metales alcalinos, tiene un electrón de valencia y reacciona fácilmente con los halógenos , pero las similitudes en su mayoría terminan ahí debido al pequeño tamaño de un protón H + desnudo en comparación con los cationes de metales alcalinos. Su ubicación por encima del litio se debe principalmente a su configuración electrónica . A veces se coloca por encima del flúor debido a sus propiedades químicas similares, aunque la semejanza tampoco es absoluta.

La primera energía de ionización del hidrógeno (1312,0 kJ / mol ) es mucho mayor que la de los metales alcalinos. Como solo se requiere un electrón adicional para llenar la capa más externa del átomo de hidrógeno, el hidrógeno a menudo se comporta como un halógeno, formando el ion hidruro negativo , y muy ocasionalmente se considera que es un halógeno sobre esa base. (Los metales alcalinos también pueden formar iones negativos, conocidos como álcalis , pero estos son poco más que curiosidades de laboratorio, ya que son inestables). Un argumento en contra de esta ubicación es que la formación de hidruro a partir de hidrógeno es endotérmica, a diferencia de la formación exotérmica de haluros a partir de halógenos. . El radio del anión H - tampoco se ajusta a la tendencia de aumento de tamaño al bajar los halógenos: de hecho, H - es muy difuso porque su único protón no puede controlar fácilmente ambos electrones. Durante algún tiempo se esperaba que el hidrógeno líquido mostrara propiedades metálicas; aunque se ha demostrado que este no es el caso, bajo presiones extremadamente altas , como las que se encuentran en los núcleos de Júpiter y Saturno , el hidrógeno se vuelve metálico y se comporta como un metal alcalino; en esta fase se le conoce como hidrógeno metálico . La resistividad eléctrica del hidrógeno metálico líquido a 3000 K es aproximadamente igual a la del rubidio y el cesio líquidos a 2000 K a las respectivas presiones cuando experimentan una transición de no metal a metal.

La configuración electrónica 1s 1 del hidrógeno, aunque análoga a la de los metales alcalinos (ns 1 ), es única porque no hay una subcapa 1p. Por tanto, puede perder un electrón para formar el hidrón H + , o ganar uno para formar el ion hidruro H - . En el primer caso se parece superficialmente a los metales alcalinos; en el último caso, los halógenos, pero las diferencias debidas a la falta de una subcapa 1p son lo suficientemente importantes como para que ninguno de los grupos se ajuste bien a las propiedades del hidrógeno. El grupo 14 también encaja bien en términos de propiedades termodinámicas como la energía de ionización y la afinidad electrónica , pero el hidrógeno no puede ser tetravalente. Por lo tanto, ninguna de las tres ubicaciones es completamente satisfactoria, aunque el grupo 1 es la ubicación más común (si se elige una) porque el hidrón es, con mucho, la más importante de todas las especies de hidrógeno monoatómico, siendo la base de la química ácido-base. Como ejemplo de las propiedades poco ortodoxas del hidrógeno derivadas de su configuración electrónica inusual y su pequeño tamaño, el ión de hidrógeno es muy pequeño (radio de alrededor de 150  fm en comparación con el tamaño de 50-220 pm de la mayoría de los demás átomos e iones) y, por lo tanto, no existe en los sistemas condensados. que no sea en asociación con otros átomos o moléculas. De hecho, la transferencia de protones entre productos químicos es la base de la química ácido-base . También es única la capacidad del hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno , que son un efecto de los fenómenos de transferencia de carga, electrostáticos y correlativos de electrones. Si bien también se conocen enlaces de litio análogos, en su mayoría son electrostáticos. Sin embargo, el hidrógeno puede asumir el mismo papel estructural que los metales alcalinos en algunos cristales moleculares y tiene una estrecha relación con los metales alcalinos más ligeros (especialmente el litio).

Amonio y derivados

De manera similar a los metales alcalinos, el amoníaco reacciona con el ácido clorhídrico para formar la sal cloruro de amonio .

El ion amonio ( NH+
4
) tiene propiedades muy similares a las de los metales alcalinos más pesados, actuando como un metal alcalino intermedio entre el potasio y el rubidio, y a menudo se considera un pariente cercano. Por ejemplo, la mayoría de las sales de metales alcalinos son solubles en agua, una propiedad que comparten las sales de amonio. Se espera que el amonio se comporte de manera estable como un metal ( NH+
4
iones en un mar de electrones deslocalizados) a presiones muy altas (aunque menos que la presión típica donde ocurren las transiciones del comportamiento aislante al metálico alrededor de 100  GPa ), y posiblemente podría ocurrir dentro de los gigantes de hielo Urano y Neptuno , que pueden tener impactos significativos en sus campos magnéticos interiores. Se ha estimado que la transición de una mezcla de moléculas de amoníaco y dihidrógeno a amonio metálico puede ocurrir a presiones justo por debajo de 25 GPa. En condiciones estándar, el amonio puede formar una amalgama metálica con mercurio.

Otros "pseudo-metales alcalinos" incluyen los cationes alquilamonio , en los que algunos de los átomos de hidrógeno en el catión amonio están reemplazados por grupos alquilo o arilo. En particular, los cationes de amonio cuaternario ( NR+
4
) son muy útiles ya que están cargados permanentemente, y a menudo se usan como una alternativa al costoso Cs + para estabilizar aniones muy grandes y muy fácilmente polarizables como HI-
2
. Los hidróxidos de tetraalquilamonio, como los hidróxidos de metales alcalinos, son bases muy fuertes que reaccionan con el dióxido de carbono atmosférico para formar carbonatos. Además, el átomo de nitrógeno puede ser reemplazado por un átomo de fósforo, arsénico o antimonio (los pnictógenos no metálicos más pesados ), creando un fosfonio ( PH+
4
) o arsonio ( AsH+
4
) catión que en sí mismo puede ser sustituido de forma similar; mientras que el estibonio ( SbH+
4
) en sí mismo no se conoce, se caracterizan algunos de sus derivados orgánicos.

Cobaltoceno y derivados

El cobaltoceno , Co (C 5 H 5 ) 2 , es un metaloceno , el cobalto análogo del ferroceno . Es un sólido de color púrpura oscuro. El cobaltoceno tiene 19 electrones de valencia, uno más de los que se encuentran habitualmente en los complejos metálicos de organotransición, como su pariente muy estable, el ferroceno, de acuerdo con la regla de los 18 electrones . Este electrón adicional ocupa un orbital que se antienlaza con respecto a los enlaces Co-C. En consecuencia, muchas reacciones químicas del Co (C 5 H 5 ) 2 se caracterizan por su tendencia a perder este electrón "extra", produciendo un catión de 18 electrones muy estable conocido como cobaltocenio. Muchas sales de cobaltocenio coprecipitan con sales de cesio y el hidróxido de cobaltocenio es una base fuerte que absorbe el dióxido de carbono atmosférico para formar carbonato de cobaltocenio. Como los metales alcalinos, el cobaltoceno es un agente reductor fuerte y el decametilcobaltoceno es aún más fuerte debido al efecto inductivo combinado de los diez grupos metilo. El cobalto puede sustituirse por su congénere más pesado, el rodio, para dar rodoceno , un agente reductor aún más fuerte. El iridoceno (que involucra al iridio ) presumiblemente sería aún más potente, pero no está muy bien estudiado debido a su inestabilidad.

Talio

Trozos de talio muy puro en una ampolla de vidrio , almacenados bajo gas argón

El talio es el elemento estable más pesado del grupo 13 de la tabla periódica. En la parte inferior de la tabla periódica, el efecto de par inerte es bastante fuerte, debido a la estabilización relativista del orbital 6s y la energía de enlace decreciente a medida que los átomos aumentan de tamaño, de modo que la cantidad de energía liberada al formar dos enlaces más no es vale la pena las altas energías de ionización de los electrones 6s. Muestra el estado de oxidación +1 que muestran todos los metales alcalinos conocidos, y los compuestos de talio con talio en su estado de oxidación +1 se parecen mucho a los correspondientes compuestos de potasio o plata estequiométricamente debido a los radios iónicos similares de Tl + (164  pm ), Iones K + (152 pm) y Ag + (129 pm). A veces se consideró un metal alcalino en Europa continental (pero no en Inglaterra) en los años inmediatamente posteriores a su descubrimiento, y se colocó justo después del cesio como el sexto metal alcalino en la tabla periódica de 1869 de Dmitri Mendeleev y en la de 1868 de Julius Lothar Meyer . tabla periódica. (La tabla periódica de Mendeleev de 1871 y la tabla periódica de Meyer de 1870 colocaron el talio en su posición actual en el grupo del boro y dejaron el espacio debajo del cesio en blanco). Se predice que el séptimo metal alcalino no descubierto posiblemente muestre el estado de oxidación +3). Ahora se considera que el sexto metal alcalino es el francio. Mientras que T1 + se estabiliza por el efecto del par inerte, este par inerte de electrones 6s todavía puede participar químicamente, de modo que estos electrones son estereoquímicamente activos en solución acuosa. Además, los haluros de talio (excepto TlF ) son bastante insolubles en agua, y TlI tiene una estructura inusual debido a la presencia del par inerte estereoquímicamente activo en el talio.

Cobre, plata y oro

Un cristal de un mineral metálico de color cobrizo de pie sobre una superficie blanca
Cobre
Un cristal de un cristal de metal plateado sobre una superficie gris
Plata
Un cristal de metal amarillo sobre una superficie blanca
Oro

Los metales del grupo 11 (o metales de acuñación), cobre , plata y oro , se clasifican típicamente como metales de transición dado que pueden formar iones con capas D incompletas. Físicamente, tienen puntos de fusión relativamente bajos y valores de electronegatividad altos asociados con los metales posteriores a la transición . "La subcapa d llena y el electrón s libre de Cu, Ag y Au contribuyen a su alta conductividad eléctrica y térmica. Los metales de transición a la izquierda del grupo 11 experimentan interacciones entre los electrones sy la subcapa d parcialmente llena que reducen la movilidad de los electrones". Químicamente, los metales del grupo 11 se comportan como metales del grupo principal en sus estados de valencia +1 y, por lo tanto, están algo relacionados con los metales alcalinos: esta es una de las razones por las que anteriormente estaban etiquetados como "grupo IB", en paralelo con los metales alcalinos ". grupo IA ". Ocasionalmente se clasifican como metales posteriores a la transición. Sus espectros son análogos a los de los metales alcalinos. Sus iones monopositivos son paramagnéticos y no aportan color a sus sales, como las de los metales alcalinos.

En la tabla periódica de Mendeleev de 1871, el cobre, la plata y el oro se enumeran dos veces, una en el grupo VIII (con la tríada de hierro y los metales del grupo del platino ) y una vez en el grupo IB. No obstante, el grupo IB se puso entre paréntesis para señalar que era provisional. El principal criterio de Mendeleev para la asignación de grupo era el estado de oxidación máximo de un elemento: sobre esa base, los elementos del grupo 11 no podían clasificarse en el grupo IB, debido a la existencia de compuestos de cobre (II) y oro (III) que se conocían en ese momento. tiempo. Sin embargo, la eliminación del grupo IB haría que el grupo I fuera el único grupo principal (el grupo VIII se denominó grupo de transición) que carecía de una bifurcación A – B. Poco después, la mayoría de los químicos optó por clasificar estos elementos en el grupo IB y eliminarlos del grupo VIII por la simetría resultante: esta fue la clasificación predominante hasta el surgimiento de la tabla periódica de 18 columnas de longitud media moderna, que separaba los álcalis. metales y metales del grupo 11.

Los metales de acuñación se consideraban tradicionalmente como una subdivisión del grupo de los metales alcalinos, debido a que compartían la configuración electrónica s 1 característica de los metales alcalinos (grupo 1: p 6 s 1 ; grupo 11: d 10 s 1 ). Sin embargo, las similitudes se limitan en gran medida a las estequiometrías de los compuestos +1 de ambos grupos, y no a sus propiedades químicas. Esto se debe a que la subcapa d llena proporciona un efecto de protección mucho más débil en el electrón s más externo que la subcapa p llena, de modo que los metales de acuñación tienen energías de primera ionización mucho más altas y radios iónicos más pequeños que los metales alcalinos correspondientes. Además, tienen puntos de fusión, durezas y densidades más altos, y reactividades y solubilidades más bajas en amoníaco líquido , además de tener un carácter más covalente en sus compuestos. Finalmente, los metales alcalinos están en la parte superior de la serie electroquímica , mientras que los metales de acuñación están casi en la parte inferior. La capa d llena de los metales de acuñación se rompe mucho más fácilmente que la capa p llena de los metales alcalinos, por lo que las energías de ionización segunda y tercera son más bajas, lo que permite estados de oxidación más altos que +1 y una química de coordinación más rica, dando así al grupo 11 metales claros carácter de metal de transición . Particularmente digno de mención es el oro que forma compuestos iónicos con rubidio y cesio, en los que forma el ion aururo (Au - ) que también se encuentra en forma solvatada en solución líquida de amoníaco: aquí el oro se comporta como un pseudohalógeno porque su configuración 5d 10 6s 1 tiene un electrón. menos que la configuración de cáscara casi cerrada 5d 10 6s 2 de mercurio .

Producción y aislamiento

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Los salares son ricos en litio, como los del Salar del Hombre Muerto, Argentina (izquierda) y Uyuni , Bolivia (derecha). La salmuera rica en litio se concentra bombeándola a estanques de evaporación solar (visible en la imagen de Argentina).

La producción de metales alcalinos puros es algo complicada debido a su extrema reactividad con sustancias de uso común, como el agua. A partir de sus minerales de silicato , todos los metales alcalinos estables pueden obtenerse de la misma manera: primero se usa ácido sulfúrico para disolver el ión de metal alcalino deseado y los iones de aluminio (III) del mineral (lixiviación), después de lo cual la precipitación básica elimina los iones de aluminio del mezcla precipitándola como hidróxido . El carbonato de metal alcalino insoluble restante se precipita luego selectivamente; luego, la sal se disuelve en ácido clorhídrico para producir el cloruro. A continuación, se deja evaporar el resultado y luego se puede aislar el metal alcalino. El litio y el sodio se aíslan típicamente mediante electrólisis de sus cloruros líquidos, y normalmente se añade cloruro de calcio para reducir el punto de fusión de la mezcla. Sin embargo, los metales alcalinos más pesados ​​se aíslan más típicamente de una manera diferente, donde se usa un agente reductor (típicamente sodio para potasio y magnesio o calcio para los metales alcalinos más pesados) para reducir el cloruro de metal alcalino. El producto líquido o gaseoso (el metal alcalino) luego se somete a destilación fraccionada para su purificación. La mayoría de las rutas hacia los metales alcalinos puros requieren el uso de electrólisis debido a su alta reactividad; una de las pocas que no lo hace es la pirólisis de la correspondiente azida de metal alcalino , que produce el metal para sodio, potasio, rubidio y cesio y el nitruro para litio.

Las sales de litio tienen que ser extraída del agua de fuentes minerales , salmuera piscinas, y depósitos de salmuera. El metal se produce electrolíticamente a partir de una mezcla de cloruro de litio fundido y cloruro de potasio .

El sodio se encuentra principalmente en el agua de mar y en el lecho marino seco , pero ahora se produce mediante la electrólisis del cloruro de sodio al reducir el punto de fusión de la sustancia a menos de 700 ° C mediante el uso de una celda Downs . Se puede producir sodio extremadamente puro mediante la descomposición térmica de la azida de sodio . El potasio se encuentra en muchos minerales, como la silvita ( cloruro de potasio ). Anteriormente, el potasio se producía generalmente a partir de la electrólisis de cloruro de potasio o hidróxido de potasio , que se encuentra ampliamente en lugares como Canadá, Rusia, Bielorrusia, Alemania, Israel, Estados Unidos y Jordania, en un método similar a cómo se producía el sodio en los últimos tiempos. 1800 y principios de 1900. También se puede producir a partir de agua de mar . Sin embargo, estos métodos son problemáticos porque el metal potasio tiende a disolverse en su cloruro fundido y se vaporiza significativamente a las temperaturas de funcionamiento, formando potencialmente el superóxido explosivo. Como resultado, ahora se produce potasio metálico puro reduciendo el cloruro de potasio fundido con sodio metálico a 850 ° C.

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)

Aunque el sodio es menos reactivo que el potasio, este proceso funciona porque a temperaturas tan altas el potasio es más volátil que el sodio y se puede destilar fácilmente, por lo que el equilibrio se desplaza hacia la derecha para producir más gas potasio y casi se completa.

Una pieza de materia gris brillante de 5 centímetros con una superficie rugosa.
Esta muestra de uraninita contiene aproximadamente 100.000 átomos (3,3 × 10 - 20  g) de francio-223 en un momento dado.

Durante varios años en las décadas de 1950 y 1960, un subproducto de la producción de potasio llamado Alkarb fue una fuente principal de rubidio. Alkarb contenía un 21% de rubidio, mientras que el resto era potasio y una pequeña fracción de cesio. En la actualidad, los mayores productores de cesio, por ejemplo, la mina Tanco en Manitoba, Canadá, producen rubidio como subproducto de pollucite . Hoy en día, un método común para separar el rubidio del potasio y el cesio es la cristalización fraccionada de un rubidio y un alumbre de cesio ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 · 12 H 2 O , que produce alumbre de rubidio puro después de aproximadamente 30 recristalizaciones. Las aplicaciones limitadas y la falta de un mineral rico en rubidio limitan la producción de compuestos de rubidio a 2 a 4 toneladas por año. Sin embargo, el cesio no se produce a partir de la reacción anterior. En cambio, la extracción de mineral contaminado es el método principal para obtener cesio puro, extraído del mineral principalmente por tres métodos: digestión ácida, descomposición alcalina y reducción directa. Ambos metales se producen como subproductos de la producción de litio: después de 1958, cuando el interés por las propiedades termonucleares del litio aumentó considerablemente, la producción de rubidio y cesio también aumentó en consecuencia. Los metales puros de rubidio y cesio se producen reduciendo sus cloruros con calcio metálico a 750 ° C y baja presión.

Como resultado de su extrema rareza en la naturaleza, la mayor parte del francio se sintetiza en la reacción nuclear 197 Au + 18 O210 Fr + 5 n , produciendo francio-209 , francio-210 y francio-211 . La mayor cantidad de francio jamás ensamblada hasta la fecha es de unos 300.000 átomos neutros, que se sintetizaron utilizando la reacción nuclear dada anteriormente. Cuando se requiere específicamente el único isótopo natural francio-223, se produce como la hija alfa del actinio-227, que a su vez se produce sintéticamente a partir de la irradiación de neutrones del radio natural-226, una de las hijas del uranio-238 natural.

Aplicaciones

FOCS 1, un reloj atómico de cesio en Suiza
FOCS 1, un reloj atómico de cesio en Suiza

El litio, el sodio y el potasio tienen muchas aplicaciones, mientras que el rubidio y el cesio son muy útiles en contextos académicos pero aún no tienen muchas aplicaciones. El litio se usa a menudo en baterías de iones de litio y el óxido de litio puede ayudar a procesar la sílice. El estearato de litio es un espesante y se puede utilizar para hacer grasas lubricantes; se produce a partir de hidróxido de litio, que también se utiliza para absorber dióxido de carbono en cápsulas espaciales y submarinos. El cloruro de litio se utiliza como aleación de soldadura fuerte para piezas de aluminio. El litio metálico se utiliza en aleaciones con magnesio y aluminio para obtener aleaciones muy tenaces y ligeras.

Los compuestos de sodio tienen muchas aplicaciones, siendo la más conocida el cloruro de sodio como sal de mesa . Las sales de sodio de ácidos grasos se utilizan como jabón. El metal de sodio puro también tiene muchas aplicaciones, incluido el uso en lámparas de vapor de sodio , que producen una luz muy eficiente en comparación con otros tipos de iluminación y pueden ayudar a suavizar la superficie de otros metales. Al ser un agente reductor fuerte, a menudo se usa para reducir muchos otros metales, como el titanio y el circonio , de sus cloruros. Además, es muy útil como líquido de intercambio de calor en reactores nucleares reproductores rápidos debido a su bajo punto de fusión, viscosidad y sección transversal hacia la absorción de neutrones.

Los compuestos de potasio se utilizan a menudo como fertilizantes, ya que el potasio es un elemento importante para la nutrición de las plantas. El hidróxido de potasio es una base muy fuerte y se usa para controlar el pH de varias sustancias. El nitrato de potasio y el permanganato de potasio se utilizan a menudo como poderosos agentes oxidantes. El superóxido de potasio se utiliza en mascarillas respiratorias, ya que reacciona con el dióxido de carbono para dar carbonato de potasio y gas oxígeno. El metal de potasio puro no se utiliza a menudo, pero sus aleaciones con sodio pueden sustituir al sodio puro en los reactores nucleares reproductores rápidos.

El rubidio y el cesio se utilizan a menudo en relojes atómicos . Los relojes atómicos de cesio son extraordinariamente precisos; si se hubiera fabricado un reloj en la época de los dinosaurios, estaría atrasado en menos de cuatro segundos (después de 80 millones de años). Por esa razón, los átomos de cesio se utilizan como definición del segundo. Los iones de rubidio se utilizan a menudo en los fuegos artificiales de color púrpura , y el cesio se utiliza a menudo en los fluidos de perforación en la industria del petróleo.

El francio no tiene aplicaciones comerciales, pero debido a la estructura atómica relativamente simple del francio , entre otras cosas, se ha utilizado en experimentos de espectroscopía , lo que permite obtener más información sobre los niveles de energía y las constantes de acoplamiento entre partículas subatómicas . Los estudios sobre la luz emitida por los iones de francio 210 atrapados por láser han proporcionado datos precisos sobre las transiciones entre niveles de energía atómica, similares a los predichos por la teoría cuántica .

Papel biológico y precauciones

Rieles

Los metales alcalinos puros son peligrosamente reactivos con el aire y el agua y deben mantenerse alejados del calor, el fuego, los agentes oxidantes, los ácidos, la mayoría de los compuestos orgánicos, los halocarbonos , los plásticos y la humedad. También reaccionan con el dióxido de carbono y el tetracloruro de carbono, por lo que los extintores de incendios normales son contraproducentes cuando se utilizan en incendios de metales alcalinos. Algunos extintores de polvo seco Clase D diseñados para incendios de metales son efectivos, privando al fuego de oxígeno y enfriando el metal alcalino.

Los experimentos se realizan generalmente usando solo pequeñas cantidades de unos pocos gramos en una campana extractora . Se pueden eliminar pequeñas cantidades de litio por reacción con agua fría, pero los metales alcalinos más pesados ​​deben disolverse en el isopropanol menos reactivo . Los metales alcalinos deben almacenarse en aceite mineral o en una atmósfera inerte. La atmósfera inerte utilizada puede ser argón o nitrógeno gaseoso, excepto el litio, que reacciona con el nitrógeno. El rubidio y el cesio deben mantenerse alejados del aire, incluso bajo aceite, porque incluso una pequeña cantidad de aire difundida en el aceite puede desencadenar la formación del peróxido peligrosamente explosivo; por la misma razón, el potasio no debe almacenarse bajo aceite en una atmósfera que contenga oxígeno durante más de 6 meses.

Iones

La química bioinorgánica de los iones de metales alcalinos se ha revisado ampliamente. Se han determinado estructuras cristalinas en estado sólido para muchos complejos de iones de metales alcalinos en péptidos pequeños, constituyentes de ácidos nucleicos, carbohidratos y complejos de ionóforos.

El litio naturalmente solo se encuentra en trazas en sistemas biológicos y no tiene ningún papel biológico conocido, pero tiene efectos en el cuerpo cuando se ingiere. El carbonato de litio se utiliza como estabilizador del estado de ánimo en psiquiatría para tratar el trastorno bipolar ( maníaco-depresión ) en dosis diarias de aproximadamente 0,5 a 2 gramos, aunque existen efectos secundarios. La ingestión excesiva de litio causa somnolencia, dificultad para hablar y vómitos, entre otros síntomas, y envenena el sistema nervioso central , que es peligroso ya que la dosis requerida de litio para tratar el trastorno bipolar es solo un poco más baja que la dosis tóxica. Su bioquímica, la forma en que lo maneja el cuerpo humano y los estudios con ratas y cabras sugieren que es un oligoelemento esencial , aunque aún no se ha identificado la función biológica natural del litio en los seres humanos.

El sodio y el potasio se encuentran en todos los sistemas biológicos conocidos, y generalmente funcionan como electrolitos dentro y fuera de las células . El sodio es un nutriente esencial que regula el volumen sanguíneo, la presión arterial, el equilibrio osmótico y el pH ; el requerimiento fisiológico mínimo de sodio es de 500 miligramos por día. El cloruro de sodio (también conocido como sal común) es la principal fuente de sodio en la dieta y se usa como condimento y conservante, como para encurtidos y cecina ; la mayor parte proviene de alimentos procesados. La ingesta dietética de referencia de sodio es de 1,5 gramos por día, pero la mayoría de las personas en los Estados Unidos consumen más de 2,3 gramos por día, la cantidad mínima que promueve la hipertensión; esto, a su vez, causa 7,6 millones de muertes prematuras en todo el mundo.

El potasio es el catión principal (ion positivo) dentro de las células animales , mientras que el sodio es el catión principal fuera de las células animales. Las diferencias de concentración de estas partículas cargadas provocan una diferencia en el potencial eléctrico entre el interior y el exterior de las células, conocido como potencial de membrana . El equilibrio entre potasio y sodio se mantiene mediante proteínas transportadoras de iones en la membrana celular . El potencial de la membrana celular creado por los iones de potasio y sodio permite que la célula genere un potencial de acción, un "pico" de descarga eléctrica. La capacidad de las células para producir descargas eléctricas es fundamental para funciones corporales como la neurotransmisión , la contracción muscular y la función cardíaca. La alteración de este equilibrio puede ser fatal: por ejemplo, la ingestión de grandes cantidades de compuestos de potasio puede provocar una hiperpotasemia que influya fuertemente en el sistema cardiovascular. El cloruro de potasio se utiliza en los Estados Unidos para ejecuciones por inyección letal .

Un dispositivo de radioterapia tipo rueda que tiene un colimador largo para enfocar la radiación en un haz estrecho. La fuente radiactiva de cloruro de cesio 137 es el cuadrado azul y los rayos gamma están representados por el haz que emerge de la abertura. Esta fue la fuente de radiación involucrada en el accidente de Goiânia, que contenía alrededor de 93 gramos de cloruro de cesio-137.

Debido a sus radios atómicos similares, el rubidio y el cesio en el cuerpo imitan al potasio y se absorben de manera similar. El rubidio no tiene ningún papel biológico conocido, pero puede ayudar a estimular el metabolismo y, de manera similar al cesio, reemplazar el potasio en el cuerpo causando deficiencia de potasio . La sustitución parcial es bastante posible y bastante no tóxica: una persona de 70 kg contiene en promedio 0,36 g de rubidio, y un aumento de este valor de 50 a 100 veces no mostró efectos negativos en las personas de prueba. Las ratas pueden sobrevivir hasta un 50% de sustitución de potasio por rubidio. El rubidio (y en mucho menor grado el cesio) pueden funcionar como curas temporales para la hipopotasemia; mientras que el rubidio puede sustituir fisiológicamente de manera adecuada al potasio en algunos sistemas, el cesio nunca puede hacerlo. Sólo hay pruebas muy limitadas en forma de síntomas de deficiencia de que el rubidio sea posiblemente esencial en las cabras; incluso si esto es cierto, las trazas que suelen estar presentes en los alimentos son más que suficientes.

La mayoría de las personas rara vez encuentran compuestos de cesio, pero la mayoría de los compuestos de cesio son levemente tóxicos. Al igual que el rubidio, el cesio tiende a sustituir al potasio en el cuerpo, pero es significativamente más grande y, por lo tanto, es un sustituto más pobre. El exceso de cesio puede provocar hipopotasemia , arritmia y paro cardíaco agudo , pero estas cantidades no se encontrarían normalmente en fuentes naturales. Como tal, el cesio no es un contaminante químico ambiental importante. El valor de la dosis letal mediana (DL 50 ) de cloruro de cesio en ratones es de 2,3 g por kilogramo, que es comparable a los valores de DL 50 de cloruro de potasio y cloruro de sodio . El cloruro de cesio se ha promocionado como una terapia alternativa contra el cáncer, pero se ha relacionado con la muerte de más de 50 pacientes, en quienes se utilizó como parte de un tratamiento contra el cáncer no validado científicamente.

Los radioisótopos de cesio requieren precauciones especiales: el manejo inadecuado de las fuentes de rayos gamma de cesio-137 puede provocar la liberación de este radioisótopo y lesiones por radiación. Quizás el caso más conocido es el accidente de Goiânia de 1987, en el que un sistema de radioterapia desechado incorrectamente de una clínica abandonada en la ciudad de Goiânia , Brasil , fue rescatado de un depósito de chatarra, y la sal de cesio incandescente se vendió a curiosos. , compradores sin educación. Esto provocó cuatro muertes y lesiones graves por exposición a la radiación. Junto con el cesio-134 , el yodo-131 y el estroncio-90 , el cesio-137 fue uno de los isótopos distribuidos por el desastre de Chernobyl que constituyen el mayor riesgo para la salud. Presumiblemente, los radioisótopos de francio también serían peligrosos debido a su alta energía de desintegración y su corta vida media, pero ninguno se ha producido en cantidades lo suficientemente grandes como para representar un riesgo grave.

Notas

Referencias