Alcalino

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Metales alcalinos

Los metales alcalinos o simplemente alcalinos (del árabe, alqali) son los seis elementos químicos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Estos elementos, junto con el hidrógeno (que es un gas), constituyen el grupo 1 que se encuentra en el bloque-s de la tabla periódica.

Todos los metales alcalinos tienen su electrón más extremo 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 patrones de grupos semejantes en sus propiedades de la tabla periódica, con elementos que exhiben un comportamiento característico homólogo. Esta familia de elementos es también conocida con la familia del litio al ser este su primer elemento.

Los metales alcalinos son metales brillantes, blandos, 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 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 más vigorosamente 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 de potasio, litio, rubidio, cesio y finalmente francio, que es muy raro debido a su radioactividad extremadamente alta; El francio se produce solo en pequeñas huellas en la naturaleza como un paso intermedio en algunas ramas laterales oscuras de las cadenas naturales de descomposición. Se han realizado experimentos para intentar la síntesis de ununenio (Uue), que probablemente sea el próximo miembro del grupo; ninguno tuvo éxito. Sin embargo, el ununenio puede no ser un metal alcalino debido a los efectos relativistas, que se predice que tienen una gran influencia en las propiedades químicas de los elementos superpesados ; incluso si resulta ser un metal alcalino, se prevé que tenga 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 los 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 se usa como medicamento psiquiátrico y como ánodo en las baterías de litio . El sodio y el potasio también son elementos esenciales, que tienen funciones biológicas importantes como electrolitos, y aunque los otros metales alcalinos no son esenciales, también tienen varios efectos en el cuerpo, tanto beneficiosos como perjudiciales.

Historia[editar]

Petalita, el mineral del cual el litio se aisló por primera vez

Los compuestos de sodio se conocen desde la antigüedad; sal (cloruro de sodio) ha sido un producto importante en las actividades humanas, por ejemplo la palabra salario, en referencia a Salarium, el dinero pagado a los soldados romanos para la compra de sal.[1]​ Si bien la potasa se ha usado desde la antigüedad, no se entendió que la mayor parte de su historia fuera una sustancia fundamentalmente diferente de las sales minerales de sodio. Georg Ernst Stahl obtuvo evidencia experimental que lo llevó a sugerir la diferencia fundamental de las sales de sodio y potasio en 1702,[2]​ y Henri-Louis Duhamel du Monceau pudo demostrar esta diferencia en 1736.[3]​ La composición química exacta de los compuestos de potasio y sodio, y el estado como elemento químico de potasio y sodio, no se conocía en ese momento, por lo que Antoine Lavoisier no incluyó ninguno de los álcalis en su lista de elementos químicos en 1789. [4][5]

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 previos 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.[6]​ Más tarde ese mismo año, Davy informó que la extracción de sodio de la sustancia similar a la sosa cáustica (NaOH, lejía) por una técnica similar, demostrando que los elementos y, por lo tanto, las sales, son diferentes.[7][8][9][10]

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

La petalita (Li Al Si4 O10) fue descubierta en 1800 por el químico brasileño José Bonifácio de Andrada en una mina en la isla de Utö, Suecia.[11][12][13]​ Sin embargo, no fue hasta 1817 que Johan August Arfwedson, que trabajaba en el laboratorio del químico Jöns Jacob Berzelius, detectó la presencia de un nuevo elemento mientras analizaba el mineral de petalita.[14][15]​ Él notó 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.[16]​ Berzelius le dio al material desconocido el nombre de "litio/litina", de la palabra griega λιθoς (transliterada como lithos, que significa "piedra"), para reflejar su descubrimiento en un mineral sólido, a diferencia del potasio, que se había descubierto en las cenizas de las plantas. y sodio, que era conocido en parte por su alta abundancia en sangre animal. Llamó al metal dentro del material "litio".[17][12][15]​ 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 en el mismo grupo que Johann Wolfgang Döbereiner señaló en 1850 que tenían propiedades similares.[18]

Lepidolita, el mineral del cual se aisló el rubidio por primera vez

El rubidio y el cesio fueron los primeros elementos que se descubrieron utilizando el espectroscopio, inventado en 1859 por Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff.[19]​ Al año siguiente, descubrieron cesio en el agua mineral de Bad Dürkheim, Alemania. Su descubrimiento del rubidio se produjo al año siguiente en Heidelberg, Alemania, y lo encontró en el mineral lepidolita.[20]​ 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 celeste para cesio (derivado del Palabra latina caesius, que significa azul celeste).[21][22]

Alrededor de 1865, John Newlands produjo una serie de documentos donde enumeró los elementos en orden de aumento del peso atómico y propiedades físicas y químicas similares que se repetían a intervalos de ocho; comparó esa periodicidad con las octavas de la música, donde las notas separadas por una octava tienen funciones musicales similares.[23][24]​ Su versión reunió todos los metales alcalinos conocidos (litio a cesio), así como cobre, plata y talio (que muestran el estado de oxidación +1 característico de los metales alcalinos), en un grupo. Su tabla colocaba hidrógeno con los halógenos.[25]

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.[26]​ Dos años después, Mendeleev revisó su tabla, colocando hidrógeno en el grupo 1 sobre el litio, y también moviendo el talio al grupo de boro. En esta versión de 1871, el cobre, la plata y el oro se colocaron dos veces, una vez como parte del grupo IB, y una vez como parte de un "grupo VIII" que abarca los grupos actuales 8 a 11.[27][nota 1]​ Después de la introducción de la tabla de 18 columnas, 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 fue cambiado al 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. [28]

La segunda tabla periódica de Dmitri Mendeleev propuesta en 1871 que muestra hidrógeno y los metales alcalinos como parte de su grupo I, junto con cobre, plata y oro

Hubo al menos cuatro descubrimientos erróneos e incompletos[29][30][31][32]​ 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 a tener una energía de descomposición 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 surgió nuevamente del actinio puro -227. Varias pruebas eliminaron la posibilidad de que el elemento desconocido sea torio, radio, plomo, bismuto o talio. El nuevo producto exhibió propiedades químicas de un metal alcalino (como coprecipitar 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%.[33]

El siguiente elemento debajo del francio (eka- francium) en la tabla periódica sería ununenio (Uue), elemento 119.[34]:1729–1730 La síntesis de ununenio se intentó por primera vez en 1985 bombardeando un objetivo de einsteinium -254 con iones de calcio -48 en el acelerador superHILAC en Berkeley, California. No se identificaron átomos, lo que condujo a un rendimiento limitante de 300 nb.[35][36]

Es muy poco probable[37]​ que esta reacción pueda crear átomos de ununenio en el futuro cercano, dada la tarea extremadamente difícil de producir cantidades suficientes de einsteinium-254, que es favorecida para la producción de elementos ultrapesados debido a su gran tamaño. masa, vida media relativamente larga de 270 días y disponibilidad en cantidades significativas de varios microgramos,[38]​ para hacer un objetivo lo suficientemente grande como para aumentar la sensibilidad del experimento al nivel requerido; El einsteinium no se ha encontrado en la naturaleza y solo se ha producido en laboratorios, y en cantidades más pequeñas que las necesarias para la síntesis efectiva de elementos superpesados. Sin embargo, dado que el ununenio es solo el primer elemento del período 8 en la tabla periódica extendida, bien puede descubrirse en el futuro cercano a través de otras reacciones, y de hecho un intento de sintetizarlo está actualmente en curso en Japón.[39]​ Actualmente, ninguno de los elementos del período 8 se ha descubierto todavía, y también es posible, debido a la inestabilidad por goteo, que solo los elementos del período 8 inferior, hasta el elemento 128, sean físicamente posibles.[40][41]​ No se han realizado intentos de síntesis para metales alcalinos más pesados: debido a su número atómico extremadamente alto, requerirían métodos y tecnología nuevos y más potentes para fabricarlos.[42]:1737–1739

Ocurrencia[editar]

En el Sistema solar[editar]

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 se sintetizaron poco después del Big Bang y también en las estrellas. Las dos tendencias generales en los elementos producidos por estelares restantes 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 puede producirse por fusión de helio en supernovas [43]

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 argumenta que los elementos con números atómicos impares tienen un protón no apareado y es más probable que capturen otro, aumentando así su número atómico. En elementos con números atómicos pares, los protones están emparejados, con cada miembro del par compensando el giro del otro, mejorando la estabilidad.[44][45][46]​ 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 a partir 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 poco en la nucleosíntesis del Big Bang y en las estrellas: el Big Bang solo puede producir trazas de litio, berilio y boro debido a la ausencia de un núcleo estable con 5 u 8 nucleones, y la nucleosíntesis estelar solo podrían pasar este cuello de botella por el proceso triple alfa, fusionando tres núcleos de helio para formar carbono y saltando sobre esos tres elementos.[47]

En la Tierra[editar]

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 los elementos. La masa de la Tierra es aproximadamente 5.98 ×1024 kg. Se compone 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%); El 1,2% restante consiste en pequeñas cantidades de otros elementos. Debido a la diferenciación planetaria, se cree que la región central está compuesta principalmente de hierro (88.8%), con pequeñas cantidades de níquel (5.8%), azufre (4.5%) y menos de 1% de oligoelementos.[48]

Los metales alcalinos, debido a su alta reactividad, no aparecen de forma natural en estado puro. 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 el 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.[49]

El sodio y el potasio son muy abundantes en la tierra, ambos se encuentran entre los diez elementos más comunes en la corteza terrestre;[50][51]​ el sodio constituye aproximadamente el 2,6% del peso de la corteza terrestre, convirtiéndolo en el sexto elemento más abundante 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 ordinaria (cloruro de sodio), que se produce en grandes cantidades disueltas en el agua de mar. Otros depósitos sólidos incluyen halita, anfíbol, criolita, nitratina y zeolita. Muchos de estos depósitos sólidos se producen como resultado de la evaporación de los antiguos mares, que todavía se producen 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 mayor tamaño del potasio hace que sus sales sean menos solubles, como porque el potasio está ligado por silicatos en el suelo y las lixiviaciones de potasio se absorben mucho más fácilmente por vida vegetal que el sodio.

Espodumena, un importante mineral de litio

A pesar de su similitud química, el litio generalmente no se produce junto con el sodio o el potasio debido a su menor tamaño. Debido a su reactividad relativamente baja, se puede encontrar en agua de mar en grandes cantidades; su concentración estimada en el agua de mar es de aproximadamente 0,14 a 0,25 partes por millón (ppm)[52][53]​ o 25 micromolar.[54]​ Su relación diagonal con el magnesio a menudo le permite reemplazar el magnesio en 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. Se produce naturalmente en los minerales de leucita, polucita, carnalita, zinnwaldite, y lepidolita,[55]​ aunque ninguno de estos contienen solamente rubidio y no hay otros metales alcalinos. 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. [56]

El francio-223, el único isótopo natural del francio,[57][58]​ es el producto de la desintegración alfa del actinio-227 y se puede encontrar en pequeñas cantidades en los minerales de uranio.[59]​ En una muestra dada de uranio, se estima que hay solo un átomo de francio por cada 1018 átomos de uranio.[60][61]​ Se ha calculado que hay como máximo 30 g de francio en la corteza terrestre en cualquier momento, debido a su vida media extremadamente corta de 22 minutos.[62][63]

Propiedades[editar]

Físicas y químicas[editar]

Las propiedades físicas y químicas de los metales alcalinos se pueden explicar fácilmente por tener una configuración de electrones de valencia ns1, lo que da como resultado un enlace metálico débil. Por lo tanto, todos los metales alcalinos son blandos y tienen bajas densidades,[64]puntos de fusión[64]​ y ebullición,[64]​ así como también temperaturas de sublimación, vaporización y disociación. Todos cristalizan en la estructura de cristal cúbico centrada en el cuerpo, y tienen colores de llama distintivos porque su electrón externo se excita muy fácilmente. La configuración ns1 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 electrón de valencia solitario 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 para los primeros cinco miembros del grupo. La química del francio no está bien establecida debido a su radioactividad extrema;[64]​ por tanto, la presentación de sus propiedades aquí es limitada. Lo poco que se sabe sobre el francio muestra que tiene un comportamiento muy cercano al cesio, como se esperaba.

Propiedades de los metales alcalinos [65]
Nombre Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio
Número atómico 3 11 19 37 55 87
Peso atómico (u)[nota 2][67][68] 6.94(1)[nota 3] 22.98976928(2) 39.0983(1) 85.4678(3) 132.9054519(2) [223][nota 4]
Configuración electrónica [He] 2s1 [Ne] 3s1 [Ar] 4s1 [Kr] 5s1 [Xe] 6s1 [Rn] 7s1
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 ?
Entalpía de fusión (kJ·mol−1) 3.00 2.60 2.321 2.19 2.09 ?
Entalpía de vaporización (kJ·mol−1) 136 97.42 79.1 69 66.1 ?
Entalpía de formación de un gas monoatómico (kJ·mol−1) 162 108 89.6 82.0 78.2 ?
Conductividad eléctrica a 25 °C (nΩ·cm) 94.7 48.8 73.9 131 208 ?
Radio atómico (pm) 152 186 227 248 265 ?
Radio iónico de un ion M+ hexacoordinado (pm) 76 102 138 152 167 ?
Primera energía de inonización (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 del M2 (kJ·mol−1) 106.5 73.6 57.3 45.6 44.77 ?
Escala de Pauling 0.98 0.93 0.82 0.82 0.79 ?
Potencial normal de electrodo (E°(M+→M0); V) −3.04 −2.71 −2.93 −2.98 -3.03 ?
Color de llama

Longitud de onda de emisión / absorción principal (nm)

Carmesí
670.8
Amarillo
589.2
Violeta
766.5
Rojo-violáceo
780.0
Azul

455.5

?

Los metales alcalinos son más similares entre sí que los elementos de cualquier otro grupo entre sí.[69]​ De hecho, la similitud es tan grande que es bastante difícil separar el potasio, el rubidio y el cesio, debido a sus radios iónicos similares; El litio y el sodio son más distintos. Por ejemplo, al moverse hacia abajo de la tabla, todos los metales alcalinos conocidos muestran un aumento del radio atómico, disminución de la electronegatividad,[70]​ aumento de la reactividad,[69]​ y disminución de los puntos de fusión y ebullición[70]​, así como los calores de fusión y vaporización. En general, sus densidades aumentan cuando mas hacia abajo sea el grupo, con la excepción de que el potasio es menos denso que el sodio.[70]​ Una de las pocas propiedades de los metales alcalinos que no muestra una tendencia muy suave es su potencial 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 de litio altera significativamente la estructura del agua, causando un cambio mayor en la entropía, esta energía de hidratación alta es suficiente para hacer que los potenciales de reducción lo indiquen como siendo el metal alcalino más electropositivo, a pesar de la dificultad de ionizarlo en la fase gaseosa.

Los metales alcalinos estables son todos de color plateado, excepto el cesio, que tiene un tinte dorado pálido:[71]​ es uno de los tres metales que están claramente coloreados (los otros dos son cobre y 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.[72]​ Todos presentan un sistema cristalino cúbico, 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 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.[73]​ Debido a esto, generalmente se almacenan en aceite mineral o queroseno (aceite de parafina).[74]​ 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).[75]​ 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 cae al agua, el cesio produce una explosión mayor que el potasio si se usa la misma cantidad de moles de cada metal.[75][76][77]​ Los metales alcalinos tienen las primeras energías de ionización más bajas en sus respectivos períodos de la tabla periódica [78]​ debido a su baja carga nuclear efectiva[75]​ y la capacidad de lograr una configuración de gas noble al perder solo un electrón.[75]​ Los metales alcalinos no solo reaccionan con el agua, sino también con los donantes de protones como los alcoholes y fenoles, el amoníaco gaseoso y los alquinos, lo último 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 haluros.

La segunda energía de ionización de todos los metales alcalinos es muy alta[79][80]​ ya que está en una capa completa que también está más cerca del núcleo;[79]​ tanto, casi siempre pierden un solo electrón, formando cationes. Los alcalinos 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 alcalinos, 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 alcalinos,[81][82][83]​ y los alcalinos tienen mucho interés teórico debido a su inusual estequiometría y bajos potenciales de ionización. Los alcalidos son químicamente similares a los electruros, que son sales con electrones atrapados que actúan como aniones.[84]​ Un ejemplo particularmente llamativo de un alcalino es el "hidruro de sodio inverso", H+Na- (ambos iones complejados), a diferencia del hidruro de sodio habitual, Na+H-[85]​ es inestable de forma aislada, debido a su alta energía resultante del desplazamiento de dos electrones de hidrógeno a sodio, aunque se predice que varios derivados son metaestables o estables.[85][86]

En solución acuosa, los iones de metales alcalinos forman iones aqua de la fórmula [M (H2O)n]+, donde n es el número de solvatación. Sus números de coordinación y formas concuerdan bien con los que se esperan 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 la primera capa de solvatación, o primaria. El enlace entre una molécula de agua y el ion metálico es un enlace covalente dativo, con el átomo de oxígeno que dona 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 fuertes enlaces de hidrógeno con aquellos en la segunda esfera de coordinación, produciendo una entidad más estable. [87]​ Se ha determinado experimentalmente que el número de solvatación para Li + es 4, formando el tetraédrico [Li (H2O)4]+ ; mientras que se han encontrado números de solvatación de 3 a 6 para iones de litio, los números de solvatación menores que 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 aproximan a [Li (H2O)4]+ a través de una cara del tetraedro, aunque las simulaciones dinámicas moleculares pueden indicar la existencia de un ion hexaaqua octaédrico . También hay probablemente seis moléculas de agua en la esfera de solvatación primaria del ion sodio, que forman el ion octaédrico [Na (H2O)6]+.[88][89]:126–127 Si bien anteriormente se pensaba que los metales alcalinos más pesados también formaban iones hexaaqua octaédricos, desde entonces se descubrió que el potasio y el rubidio probablemente forman los iones [K (H2O)8]+ y [Rb (H2O)8]+, que tienen la estructura antiprismática cuadrada, y que el cesio forma el ion de 12 coordenadas [Cs (H2O)12]+ .[90]

Litio[editar]

La química del litio muestra varias diferencias con respecto al resto del grupo, ya que el pequeño catión Li + polariza los aniones y le da a sus compuestos un carácter más covalente.[91]​ El litio y el magnesio tienen una relación diagonal debido a sus radios atómicos similares,[91]​ 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.[92]​ Además, entre sus respectivos grupos, solo el litio y el magnesio forman compuestos organometálicos con un carácter covalente significativo[93]

El fluoruro de litio es el único haluro de metal alcalino que es poco soluble en agua,[94]​ y el hidróxido de litio es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente.[94]​ Por el contrario, el perclorato de litio y otras sales de litio con aniones grandes que no pueden polarizarse son mucho más estables que los compuestos análogos de los otros metales alcalinos, probablemente porque 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 sales como el cloruro de litio y el bromuro de litio se utilicen en deshumidificadores y acondicionadores de aire.

Francio[editar]

Se predice que el francio muestre 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 la disminución de las electronegatividades y las energías de ionización de los metales alcalinos, se predice que la electronegatividad del francio y la energía de ionización 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, contrario a lo esperado, el cesio es el más reactivo de los metales alcalinos, no el francio.[95][96]:1729 [97]​ 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.[97]​ Algunas de las pocas propiedades del francio que se han predicho teniendo en cuenta la relatividad son la afinidad electrónica (47.2 kJ / mol)[98]​ y la entalpía de disociación de la molécula Fr 2 (42.1 kJ / mol).[99]​ La molécula CsFr está polarizada como Cs+Fr-, lo que muestra que la subcapa 7s de francio se ve mucho más afectada por los efectos relativistas que la subcapa 6s de cesio.[97]​ Además, se espera que el superóxido de francio (FrO2) 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.[97]

Nucleares[editar]

Isótopos primordiales de los metales alcalinos
Z Metal alcalino Estable Decadencia inestable: cursiva
3 litio 2 - 7Li 6Li
11 sodio 1 - 23Na
19 potasio 2 1 39K 41K 40K
37 rubidio 1 1 85Rb 87Rb
55 cesio 1 - 133Cs
87 francio - - No hay isótopos primordiales

(223Fr es un nucleido radiogénico)

Radioactivo: 40K, t1/2 1.25 × 109 años; 87Rb, t1/2 4.9 × 1010 años; 223Fr, t1/2 22.0 min.

Todos los metales alcalinos tienen números atómicos impares; por lo tanto, sus isótopos deben ser impares-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 tienen números de masa pares, mientras que los núcleos impares tienen números de masa impares. Los nucleidos primordiales impares e impares son raros porque la mayoría de los núcleos impares e impares son muy inestables con respecto a la desintegración beta, porque los productos de desintegración son pares e incluso, y por lo tanto están más fuertemente unidos, debido a los efectos de emparejamiento nuclear.[100]

Debido a la gran rareza de los núcleos impares e impares, casi todos los isótopos primordiales de los metales alcalinos son pares e impares (con la excepción del isótopo estable a la luz litio-6 y el radioisótopo potásico-40 de larga vida). Para un número de masa impar dado, solo puede haber un único nucleido beta estable, ya que no hay una diferencia en la energía de unión entre pares-impares e impares, incluso comparable a la de pares-pares e impares-impares, dejando otros nucleidos del mismo número de masa (isobaras) libre de desintegración beta hacia el nucleido de menor masa. Un efecto de la inestabilidad de un número impar de cualquiera de los tipos de nucleones es que los elementos con números impares, como los metales alcalinos, tienden a tener menos isótopos estables que los elementos con números 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.[101]

Todos los metales alcalinos, excepto el litio y el cesio, tienen al menos un radioisótopo natural: sodio-22 y sodio-24 son trazas de radioisótopos producidos cosmogénicamente, [102]​ potasio-40 y rubidio-87 tienen vidas medias muy largas y, por lo tanto, ocurren de forma natural, y todos los isótopos de francio son radiactivos. También se pensó que el cesio era radiactivo a principios del siglo XX,[103][104]​ aunque no tiene radioisótopos naturales. [105]​ (El francio aún no había sido descubierto en ese momento). El radioisótopo natural de larga duración del potasio, el potasio-40, constituye aproximadamente el 0.012% del potasio natural,[106]​ y por lo tanto el potasio natural es débilmente radiactivo. Esta radiactividad natural se convirtió en una base para una afirmación errónea del descubrimiento del elemento 87 (el próximo metal alcalino después del cesio) en 1925.Error en la cita: Error en la cita: existe un código de apertura <ref> sin su código de cierre </ref> El rubidio natural es similarmente ligeramente radiactivo, con un 27.83% siendo 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, hasta 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.[107]​ El cesio-137 se ha utilizado como marcador en estudios hidrológicos, análogo al uso de tritio.[108]​ Se liberaron pequeñas cantidades de cesio-134 y cesio-137 al medio ambiente durante casi todas las pruebas de armas nucleares y algunos accidentes nucleares, especialmente el accidente de Goiânia y el desastre de Chernobyl. A partir de 2005, el cesio-137 es la principal fuente de radiación en la zona de alienación alrededor de la central nuclear de Chernobyl.[109]​ Sus propiedades químicas como uno de los metales alcalinos lo convierten en uno de los productos de fisión más problemáticos de corta a media vida 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 de sodio y potasio.[110]:114

Tendencias periódicas[editar]

Los metales alcalinos son más similares entre sí que los elementos de cualquier otro grupo.[111]​ Por ejemplo, al moverse hacia abajo de la tabla, todos los metales alcalinos conocidos muestran un aumento del radio atómico,[112]​ disminución de la electronegatividad,[112]​ aumento de la reactividad,[111]​ y disminución de los puntos de fusión y ebullición[112]​, así como los calores de fusión y vaporización. En general, sus densidades aumentan cuando bajan de la mesa, con la excepción de que el potasio es menos denso que el sodio.[112]

Radios atómicos e iónicos[editar]

Carga nuclear efectiva en un electrón atómico

Los radios atómicos de los metales alcalinos aumentan bajando el grupo.[113]​ Debido al efecto de protección, 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.[114]​ En los metales alcalinos, el electrón más externo solo 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. Como este número aumenta en el grupo, el radio atómico también debe aumentar en el grupo.[113]

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 son atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo y el radio iónico disminuye.[115]

Primera energía de Ionización[editar]

Tendencia periódica de la energía de ionización: cada período comienza como mínimo para los metales alcalinos y termina como máximo para los gases nobles

La primera energía de ionización de un elemento o molécula es la energía requerida para mover el electrón más suelto 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 débilmente sostenido desde el núcleo, que siempre es un electrón externo en los elementos del grupo principal. Los primeros dos factores cambian la carga nuclear efectiva que siente el electrón más suelto. 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. Como esta distancia aumenta en el grupo, el electrón más externo siente menos atracción del núcleo y, por lo tanto, la primera energía de ionización disminuye. [116]​ (Esta tendencia se rompe en el francio debido a la estabilización relativista y la contracción del orbital 7s, lo que acerca el electrón de valencia del francio más cerca del núcleo de lo que se esperaría de los cálculos no relativistas. Esto hace que el electrón más externo del francio sienta más atracción del núcleo, aumentando su primera energía de ionización ligeramente más allá de la del cesio).[117]:1729

La segunda energía de ionización de los metales alcalinos es mucho más alta que la primera, ya que el segundo electrón más suelto es parte de una capa de electrones completamente llena y, por lo tanto, es difícil de eliminar.[118]

Reactividad[editar]

Las reactividades de los metales alcalinos aumentan bajando el 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 las reacciones químicas, aumentando así la reactividad en el grupo. La energía de atomización mide la fuerza del enlace metálico de un elemento, que cae en el grupo a medida que los átomos aumentan en radio y, por lo tanto, el enlace metálico debe aumentar en longitud, haciendo que los electrones deslocalizados se alejen más de la atracción de los núcleos de los núcleos más pesados de los metales alcalinos. Agregar las energías de atomización y primera ionización da una cantidad estrechamente relacionada (pero no igual a) la energía de activación de la reacción de un metal alcalino con otra sustancia. Esta cantidad disminuye bajando por el grupo, y también lo hace la energía de activación; por lo tanto, las reacciones químicas pueden ocurrir más rápido y la reactividad aumenta en el grupo.[119]

Electronegatividad[editar]

La variación de la electronegatividad de Pauling (eje y) a medida que uno desciende de 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 de atraer electrones (o densidad de electrones) hacia sí mismo.[120]​ Si el enlace entre el sodio y el cloro en el cloruro de sodio fuera covalente, el par de electrones compartidos se sentiría atraído por el cloro porque la carga nuclear efectiva en los electrones externos es +7 en cloro pero solo es +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, haciendo que el par de electrones se atraiga más fuertemente a la carga nuclear efectiva más cercana del litio. Por lo tanto, los átomos de metal alcalino más grandes (más abajo en el grupo) serán menos electronegativos ya que el par de enlace es menos atraído hacia ellos. Se espera que el francio sea una excepción.[121]

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 solventes orgánicos, una propiedad de la mayoría de los compuestos covalentes.[122]El fluoruro de litio (Li F) es el único haluro alcalino que no es soluble en agua,[123]​ y el hidróxido de litio (Li OH) es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente.[123]

Puntos de fusión y ebullición[editar]

El punto de fusión de una sustancia es el punto donde cambia de estado 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 al líquido[124][125]​ y todo el líquido cambia de estado a gas. Cuando un metal se calienta hasta su punto de fusión, los enlaces metálicos que mantienen 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.[126][127]​ Por lo tanto, la caída de los puntos de fusión y ebullición de los metales alcalinos indica que la resistencia de los enlaces metálicos de los metales alcalinos disminuye en el grupo.[126]​ Esto se debe a que los átomos de metal se mantienen unidos por la atracción electromagnética de los iones positivos a los electrones deslocalizados.[126][127]​ A medida que los átomos aumentan de tamaño bajando 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 debilita para que el metal se derrita y hierva más fácilmente, bajando así los puntos de fusión y ebullición.[126]​ (El aumento de la carga nuclear no es un factor relevante debido al efecto de blindaje).[126]

Densidad[editar]

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 determinado volumen y la masa de uno de los átomos, ya que la densidad se define como masa por unidad de volumen. El primer factor depende del volumen del átomo y, por lo tanto, del radio atómico, que aumenta al descender el grupo; así, el volumen de un átomo de metal alcalino aumenta al descender el grupo. La masa de un átomo de metal alcalino también aumenta al descender el grupo. Por lo 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 la excepción del 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.[128]​ El litio, el sodio y el potasio son los únicos tres metales en la tabla periódica que son menos densos que el agua:[129]​ de hecho, el litio es el sólido menos denso conocido a temperatura ambiente.

Compuestos[editar]

Los metales alcalinos forman una serie completa de compuestos con todos los aniones generalmente encontrados, que ilustran bien las tendencias del grupo. Se puede describir que estos compuestos involucran a los metales alcalinos que pierden electrones a las especies aceptoras y forman iones monopositivos. Esta descripción es más precisa para 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 hace más grande y más polarizable. Por ejemplo, la unión iónica da paso a la unión metálica a lo largo de las series NaCl, Na2O, Na2S, Na3P, Na3As, Na3Sb, Na3Bi

Hidróxidos[editar]

Una reacción de 3 libras (≈ 1.4 kg) de sodio con agua

Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosa o explosivamente con agua fría, produciendo una solución acuosa de un hidróxido de metal alcalino fuertemente básico y liberando gas hidrógeno.[130]​ Esta reacción se vuelve más vigorosa al descender por el grupo, el litio reacciona constantemente 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 con tanta rapidez que se forman ondas de choque en el agua que pueden romper los envases de vidrio. [131]​ Cuando un metal alcalino se cae al agua, 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 hidrógeno gaseoso; esto ocurre más rápido para los metales alcalinos más pesados más reactivos. En segundo lugar, el calor generado por la primera parte de la reacción a menudo enciende el gas hidrógeno, haciendo que se queme explosivamente en el aire circundante. Esta explosión secundaria de gas de hidrógeno produce la llama visible sobre el tazón de agua, lago u otro cuerpo de agua, no la reacción inicial del metal con agua (que tiende a ocurrir principalmente bajo el agua).[132]​ 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 es impulsado por una explosión de Coulomb y no solo por la generación rápida de hidrógeno.[133]​ Todos los metales alcalinos se funden como parte de la reacción con 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 superficial, causando un aumento exponencial de la ionización. Cuando las fuerzas repulsivas dentro de la superficie del metal líquido exceden las fuerzas de la tensión superficial, explota vigorosamente.[133]

Los hidróxidos mismos son los hidróxidos más básicos conocidos, reaccionan 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 los 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, zincatos, estannatos y plomería. El dióxido de silicio es ácido y, por lo tanto, los hidróxidos de metales alcalinos también pueden atacar al vidrio de silicato.

Compuestos intermetalicos[editar]

Aleación de NaK líquida 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, tales como las amalgamas de sodio con mercurio, incluyendo Na5Hg8 y Na3Hg.[134]​ Algunos de estos tienen características iónicas: tomar las aleaciones con oro, el metal más electronegativo, por ejemplo, NaAu y KAu son metálicos, pero RbAu y CsAu son semiconductores. El NaK es una aleación de sodio y potasio que es muy útil porque es líquido a temperatura ambiente, aunque se deben tomar precauciones debido a su extrema reactividad hacia el agua y el aire. La mezcla eutéctica se derrite a −12,6 °C.[135]​ 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.[136]

Compuestos con los elementos del grupo 13[editar]

Los compuestos intermetálicos de los metales alcalinos con los elementos más pesados del grupo 13 (aluminio, galio, indio y talio), como NaTl, son conductores pobres 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.[137]​ Sin embargo, mientras que los elementos del grupo 14 y más allá tienden a formar grupos aniónicos discretos, 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 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.[138]

El boro es un caso especial, ya que es el único no metal en el grupo 13. Los boruros de metales alcalinos tienden a ser ricos en boro, lo que implica una unión apreciable de boro-boro 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 contenedores sellados con el metal alcalino en exceso. Además, excepcionalmente en este grupo, la reactividad con boro disminuye en el grupo: el litio reacciona completamente a 700 °C, pero sodio a 900 °C y potasio no hasta 1200 °C, y la reacción es instantánea para el litio, pero lleva horas para el potasio. Los boruros de rubidio y cesio ni siquiera se han caracterizado. Se conocen varias fases, como LiB10, NaB6, NaB15 y KB6.[139][140]​ 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.[141]

Compuestos con los elementos del grupo 14[editar]

Vista del compuesto de intercalación de grafito KC8

El litio y el sodio reaccionan con el carbono para formar acetiluros, Li2C2 y Na2C2, que también se pueden obtener por reacción del metal con acetileno. El potasio, el rubidio y el cesio reaccionan con el grafito; sus átomos se intercalan entre las capas de grafito hexagonal, formando compuestos de intercalación de grafito de fórmulas MC60 (gris oscuro, casi negro), MC48 (gris oscuro, casi negro), MC36 (azul), MC24 (azul acero) y MC8 (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
).[142]​ Al calentar KC8, la eliminación de los átomos de potasio da como resultado la conversión en secuencia a KC24, KC36, KC48 y finalmente KC60 . KC8 es un agente reductor muy fuerte y es pirofórico y explota en contacto con el agua.[143][144]​ Mientras que los metales alcalinos más grandes (K, Rb y Cs) inicialmente forman MC8, los más pequeños inicialmente forman MC6, y de hecho requieren la reacción de los metales con grafito a altas temperaturas alrededor de 500 °C para formar.[145]​ Aparte de esto, los metales alcalinos son agentes reductores tan fuertes que incluso pueden reducir el buckminsterfullereno para producir fulleridos sólidos MnC60; el sodio, el potasio, el rubidio y el cesio pueden formar fulleridos donde n = 2, 3, 4 o 6, y el rubidio y el cesio adicionalmente pueden alcanzar n = 1.

Cuando los metales alcalinos reaccionan con los elementos más pesados en el grupo de carbono (silicio, germanio, estaño y plomo), se forman sustancias iónicas con estructuras en forma de jaula, como los siliciuros M4Si4 (M = K, Rb o Cs), que contiene M+ e iones tetraédricos Si4−
4
[146]​. La química de las germanidas de metales alcalinos, involucrando el ion germanida Ge4− y otros iones de racimo (Zintl) como Ge2−
4
, Ge4−
9
, Ge2−
9
, y [(Ge9)2]6−, es en gran medida análogo al de los siliciuros correspondientes. Los estannuros de metales alcalinos son en su mayoría iónicos, a veces con el ion estannuro (Sn4−),[147]​ y a veces con iones Zintl más complejos como Sn4−
9
, que aparece en el nonastanuro de tetrapotasio (K4Sn9 ).[148]​ El ion monatómico de la plomada (Pb4−) es desconocido, y de hecho se predice que su formación será energéticamente desfavorable; los plásmidos de metales alcalinos tienen iones Zintl complejos, como Pb4−
9
. Estos germanuros, estannuros y plásmidos de metales alcalinos pueden producirse reduciendo germanio, estaño y plomo con sodio metálico en amoníaco líquido.

Nitruros y pnictidos[editar]

Modelo de barras y esferas de celda de nitruro de litio. [149]​ 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 triple enlace fuerte en la molécula de dinitrógeno (N2) 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 N2 y la formación de iones N3−, y toda la energía liberada del La formación de un nitruro de metal alcalino proviene de la energía reticular del nitruro de metal alcalino. La energía de la red se maximiza con iones pequeños y altamente cargados; los metales alcalinos no forman iones altamente 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 nitrógeno no liberarían suficiente energía reticular y, por lo tanto, serían endotérmicas, por lo que no forman nitruros en condiciones estándar.[150]​ El nitruro de sodio (Na3N) y el nitruro de potasio (K3N), aunque existen, son extremadamente inestables, propensos a descomponerse nuevamente en sus elementos constituyentes, y no se pueden producir haciendo reaccionar los elementos entre sí en condiciones estándar.[151][152]​ 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 al anion N
3
lineal; que debido al gran tamaño de los cationes de metales alcalinos, son térmicamente lo suficientemente estables como para poder fundirse antes de descomponerse.

Todos los metales alcalinos reaccionan fácilmente con fósforo y arsénico para formar fosfuros y arseniuros con la fórmula M3Pn (donde M representa un metal alcalino y Pn representa un picnógeno: fósforo, arsénico, antimonio o bismuto). Esto se debe al mayor tamaño de los iones P3- y As3-, por lo que se necesita liberar menos energía reticular para que se formen las sales.[153]​ Estos no son los únicos fosfuros y arseniuros de los metales alcalinos; por ejemplo, el potasio tiene nueve fosfuros conocidos diferentes, con fórmulas K3P, K4P3, K5P4, KP, K4P6, K3P7, K3P11, KP10.3 y KP15.[154]​ Mientras que la mayoría de los metales forman arseniuros, solo los metales alcalinos y alcalinotérreos forman principalmente arseniuros iónicos. La estructura del Na3As es compleja con distancias inusualmente cortas de Na-Na de 328-330 pm, que son más cortas que en el metal de sodio, 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 M3As, como LiAs, que tiene un brillo metálico y conductividad eléctrica que indica la presencia de algún enlace metálico. Los antimonuros son inestables y reactivos ya que el ion Sb3 es un agente reductor fuerte; La reacción de los mismos con ácidos forma la estibina gaseosa tóxica e inestable (SbH3).[155]​ De hecho, tienen algunas propiedades metálicas, y los antimoniuros de metales alcalinos de la estequiometría MSb involucran átomos de antimonio unidos en una estructura en espiral de Zintl.[156]​ Los bismutidos ni siquiera son totalmente iónicos; son compuestos intermetálicos que contienen enlaces parcialmente metálicos y parcialmente iónicos.[157]

Óxidos[editar]

Rb9O2, compuesto por dos octaedros regulares conectados entre sí por una cara

Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con oxígeno en condiciones estándar. Forman varios tipos de óxidos, tales como óxidos simples (que contienen el ion O2−), peróxidos (que contienen el ion O2−
2
, donde hay un enlace simple entre los dos átomos de oxígeno), superóxidos (que contienen el ion O
2
), 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 superóxidos exclusivamente. Su reactividad aumenta al descender el 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).[158]

Los metales alcalinos más pequeños tienden a polarizar los aniones más grandes (peróxido y 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 un óxido exclusivamente en reacción 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 incluso se pueden formar 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 para estos metales alcalinos existen, pero no se forman por reacción directa del metal con oxígeno en condiciones estándar).[159]​ Además, el pequeño tamaño de los iones Li+ y O2− contribuye a que formen una estructura reticular iónica estable. Sin embargo, bajo 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 agentes oxidantes poderosos. El peróxido de sodio y el superóxido de potasio reaccionan con el dióxido de carbono para formar un carbonato de metal alcalino y el gas oxígeno, lo que les permite ser utilizados en purificadores de aire para submarinos; La presencia de vapor de agua, naturalmente presente en el aliento, hace que la eliminación de dióxido de carbono por el superóxido de potasio sea aún más eficiente.[160][161]​ Todos los metales alcalinos estables, excepto el litio, pueden formar ozónidos rojos (MO3) a través de la reacción a baja temperatura del hidróxido anhidro en polvo con ozono: los ozónidos se pueden extraer con amoníaco líquido.

El rubidio y el cesio pueden formar una gran variedad de suboxidos con los metales en estados de oxidación formales por debajo de +1. El rubidio puede formar Rb6O y Rb9O2 (color cobre) tras la oxidación en el aire, mientras que las formas de cesio una variedad inmensa de óxidos, tales como el ozónido OSC3[162][163]​ y varios colores brillantes subóxidos,[164]​ como Cs7O (bronce), Cs4O (rojo-violeta), Cs11O3 (violeta), Cs3O (verde oscuro),[165]​ CsO, Cs3O2,[166]​ también como Cs7O2.[167][168]​ El último de estos puede calentarse al vacío para generar Cs2O.[169]

Haluros, hidruros[editar]

Los metales alcalinos se encuentran entre los elementos más electropositivos en la tabla periódica y, por lo tanto, tienden a unirse iónicamente a los elementos más electronegativos en la tabla periódica, los halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo y astatina), formando sales conocidas como haluros de metales alcalinos. La reacción es muy enérgica y a veces puede provocar explosiones. Se conocen los veinte haluros de metales alcalinos estables; Se desconocen los inestables, 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.[170][171]​ Todos los haluros de metales alcalinos son solubles en agua, excepto el fluoruro de litio (LiF), que es insoluble en agua debido a su alta entalpía reticular. La alta entalpía reticular 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;[170]​ ocurre un efecto similar para el fluoruro de magnesio, consistente con la relación diagonal entre el litio y magnesio.

Complejos de coordinación[editar]

18-corona-6 coordinando con un ion de potasio

Los cationes de los metales alcalinos generalmente no forman complejos de coordinación con bases simples de Lewis 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 los metales alcalinos más pesados se forman en menor medida (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 hexahidratados octaédricos [M (H2O)6 )]+, con la excepción del ion litio, que debido a su pequeño tamaño forma complejos tetrahidratados tetraédricos [Li(H2O)4)]+; los metales alcalinos forman estos complejos porque sus iones son atraídos por las fuerzas electrostáticas de atracción hacia las moléculas polares de agua. Debido a esto, las sales anhidras que contienen cationes de metales alcalinos a menudo se usan como desecantes.[172]​ Los metales alcalinos también forman fácilmente complejos con éteres corona.

Reacciones representativas de metales alcalinos[editar]

Reacción con oxígeno[editar]

Al reaccionar con el oxígeno, los metales alcalinos forman óxidos, peróxidos, superóxidos y suboxidos . Sin embargo, los tres primeros son más comunes. La siguiente tabla[173]​ muestra los tipos de compuestos formados en reacción con el oxígeno. El compuesto entre paréntesis representa el producto menor de la combustión.

Metal alcalino Óxido Peróxido Superóxido
Li Li2O (Li2O2)
Na (Na2O) Na2O2
K KO2
Rb RbO2
Cs CsO2

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

Los otros compuestos de oxígeno también son inestables en el agua.

[174]

Reacción con azufre[editar]

Con azufre, forman sulfuros y polisulfuros.[175]

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

Reacción con nitrógeno[editar]

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

El Li3N puede reaccionar con agua para liberar amoníaco.

Reacción con hidrógeno[editar]

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

(altas temperaturas)

Reacción con carbono[editar]

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.[176]

Reacción con agua[editar]

Al reaccionar con el agua, generan iones de hidróxido y gas hidrógeno. Esta reacción es vigorosa y altamente exotérmica y el hidrógeno resultante puede inflamarse en el aire o incluso explotar en el caso de Rb y Cs.[177]

Notas[editar]

  1. En la versión de 1869 de la tabla periódica de Mendeleev, el cobre y la plata se colocaron en su propio grupo, alineados con el hidrógeno y el mercurio, mientras que el oro se colocó tentativamente bajo uranio y el eka-aluminio (no descubierto) en el grupo del boro.
  2. El número entre paréntesis se refiere a la incertidumbre de medición. Esta incertidumbre se aplica a las cifras menos significativas del número anterior al valor entre paréntesis (es decir, contando desde el dígito más a la derecha a la izquierda). Por ejemplo, Error de Lua en Módulo:Val en la línea 269: attempt to call local 'lookup' (a nil value). stands for Error de Lua en Módulo:Val en la línea 269: attempt to call local 'lookup' (a nil value)., while Error de Lua en Módulo:Val en la línea 269: attempt to call local 'lookup' (a nil value). stands for Error de Lua en Módulo:Val en la línea 269: attempt to call local 'lookup' (a nil value)..[66]
  3. El valor indicado es el valor convencional adecuado para la transacción y el comercio; El valor real puede variar de 6.938 a 6.997 dependiendo de la composición isotópica de la muestra.[58]
  4. El elemento no tiene ningún nucleido estable, y un valor entre paréntesis indica el número de masa del isótopo más longevo del elemento.[57][58]

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