Alkalickými kovy - Alkali metal


z Wikipedie, otevřené encyklopedie

alkalické kovy
Vodík Hélium
Lithium berylium Boron Uhlík Dusík Kyslík fluoru Neon
Sodík magnézium Hliník Křemík Fosfor Síra Chlór argon
Draslík Vápník Scandium Titan Vanadium chróm Mangan Žehlička Kobalt Nikl Měď Zinek gallium Germanium arzén Selen Bróm Krypton
rubidia Stroncium ytrium zirkon Niobium Molybden technecium ruthenium rhodium Palladium stříbrný Kadmium Indium Cín antimon teluru Jód Xenon
cesium Baryum lanthanu minerál praseodym neodym promethium Samarium kovový prvek kovový prvek terbium kovový prvek holmium kovový prvek thulium yterbium lutecium Hafnium tantal Wolfram rhenium kovový prvek iridium Platina Zlato Rtuť (prvek) thalium Vést Vizmut Polonium astat Radon
francium Rádium actinium thorium protactinium Uran neptunium Plutonium americium curium Berkelium Californium einsteinium fermium mendelevium nobelium lawrencium rutherfordium dubnium Seaborgium bohrium hassium Meitnerium darmstadtium roentgenium kopernicium Nihonium flerovium Moscovium livermorium Tennessine Oganesson
číslo skupiny IUPAC 1
Pojmenovat elementem skupina lithium
triviální název alkalické kovy
CAS číslo skupiny
(US, vzor ABA)
IA
staré číslo IUPAC
(Evropa, vzor AB)
IA

↓  Period
2
Image: Lithium metal uložen pod parafínu
Lithium (Li)
3
3
Image: Sodík kovový
Sodíku (Na)
11
4
Obrázek: Draslík metal
Draslík (K)
19
5
Obrázek: Rubidium kov do skleněné ampule
Rubidium (Rb)
37
6
Image: Cesium kov do skleněné ampule
Česný (Cs)
55
7 Francium (Fr)
87

Legenda

prvotní
prvek radioaktivním rozpadem
Atomové číslo barvy:
černá = pevný

Tyto alkalické kovy jsou skupina (sloupec) v periodické tabulce, skládající se z chemických prvků lithia (Li), sodíku (Na), draslíku (K), rubidia (Rb), cesia (Cs), a francium (Fr). Tato skupina se nachází v s-blok periodické tabulky prvků, protože všechny alkalické kovy mají své vnější elektron An s-okružní : Tato sdílená výsledky konfigurace elektronu v jejich mají velmi podobné charakteristické vlastnosti. Ve skutečnosti, alkalické kovy poskytují nejlepší příklad vývoje skupiny ve vlastnostech v periodické tabulce, s prvky vykazující dobře charakterizovaného homologní chování.

Alkalické kovy jsou všechny lesklé, měkké , vysoce reaktivní kovy při standardní teplotě a tlaku, a snadno ztrácejí svou vnější elektron tvořit kationty s nabití +1. Mohou být všechny snadno řezat nožem kvůli jejich měkkost, vystavení lesklý povrch, který se rychle zakalí ve vzduchu v důsledku oxidace pomocí vzdušné vlhkosti a kyslíku (a v případě lithia, dusík ). Vzhledem k jejich vysoké reaktivity, musí být skladovány v oleji, aby se zabránilo reakci se vzduchem, a jsou přirozeně vyskytuje pouze v soli a nikdy jako volné prvky. Cesium, pátý alkalický kov, je nejvíce reaktivní ze všech kovů. V moderním IUPAC názvosloví, alkalické kovy zahrnují skupina 1 elementy , s výjimkou vodíku (H), který je nominálně skupina 1 prvek, ale obvykle není považován alkalický kov, jak to jen zřídka vykazuje chování srovnatelné s alkalických kovů. Všechny alkalické kovy reagují s vodou, přičemž se těžší alkalické kovy reagovat silněji než lehčí.

Všechny zjištěné alkalických kovů se vyskytují v přírodě a jejich sloučenin: v pořadí hojnosti , sodík je nejhojnější, následuje draslík, lithium, rubidium, cesium a francium konečně, což je velmi vzácné vzhledem k extrémně vysoké radioaktivitě ; francium se vyskytuje pouze v nejmenších stop v přírodě jako mezistupeň v některých temných postranních větví přirozených rozpadu řetězce . Experimenty byly provedeny, aby se pokusili syntézu ununennium (UUE), která by mohla být další člen skupiny, ale mají všichni setkali s neúspěchem. Nicméně, ununennium nemusí být alkalický kov v důsledku relativistické efekty , které se předpokládá, že mají velký vliv na chemické vlastnosti superheavy prvků ; i když se to ukáže být alkalický kov, se předpokládá, že některé rozdíly ve fyzikálních a chemických vlastnostech z jeho lehčí homology.

Nejvíce alkalické kovy mají mnoho různých aplikací. Jeden z nejznámějších aplikace čistých prvků je použití rubidia a cesia v atomových hodinách , z nichž cesia atomové hodiny jsou nejpřesnější a precizní zobrazení času. Společným aplikace sloučenin sodíku je lampa sodíku pára , která velmi účinně vyzařuje světlo. Kuchyňská sůl , nebo chlorid sodný, byl používán již od starověku. Sodík a draslík jsou také základní prvky , které mají významné biologické role jako elektrolyty , a sice jiné alkalické kovy nejsou nezbytné, mají i různé účinky na organismus, a to jak kladných i záporných.

Dějiny

Vzorek petalit
Petalit , minerální lithný, z něhož lithium byl poprvé izolován

Sloučeniny sodíku jsou známy již od starověku; sůl ( chlorid sodný ) byl významnou komoditou v lidské činnosti, o čemž svědčí anglickým slovem plat s odkazem na Salarium , peníze zaplacené římských vojáků na nákup soli. Zatímco potaš se používá od starověku, to nebylo zřejmé, pro většinu z jeho historie, že je zásadně odlišné látky z minerálních sodné soli. Georg Stahl získat experimentální důkazy, které ho vedlo k navrhnout zásadní rozdíl sodné a draselné soli, v roce 1702, a Henri-Louis Duhamel du Monceau byl schopen prokázat tento rozdíl v 1736. Přesné chemické složení draselné a sodné sloučeniny, a stav jako chemický prvek draslíku a sodíku, nebylo známo, pak, a tak Antoine Lavoisier neobsahoval ani alkálie ve svém seznamu chemických prvků v roce 1789.

Čistý draselný byl poprvé izolován v roce 1807 v Anglii sirem Humphry Davy , který je odvozen z hydroxidu draselného (KOH, hydroxidu draselného), pomocí elektrolýzy roztavené soli s nově vynalezeného galvanického článku . Předchozí pokusy o elektrolýzou vodného soli byly neúspěšné v důsledku extrémní reaktivity draselného v. Draselný byl první kov, který byl izolován elektrolýzou. Později téhož roku, Davy hlášeny extrakci sodíku z podobného materiálu hydroxidu sodného (NaOH, louh) podobnou technikou, což ukazuje, prvky a tím i soli, být jiný.

Johann Wolfgang Döbereiner byl mezi prvními, kteří si všimnout podobností mezi tím, co je nyní známý jako alkalických kovů.

Petalit ( Li Al Si 4 O 10 ) byl objeven v roce 1800 v brazilském chemik José Bonifácio de Andrada v dole na ostrově Utö, Švédsko . Nicméně, to nebylo až do roku 1817, který Johann Arfvedson , pak pracuje v laboratoři chemik Jöns Jacob Berzelius , detekovaného přítomnost nového prvku při analýze petalit rudy . Tento nový prvek bylo zjištěno jím na sloučeniny podobné těm, sodíku a draslíku, i když jeho uhličitan a hydroxid byly méně rozpustné ve vodě a více alkalické než jiné alkalické kovy. Berzelius dal neznámého materiálu, název „ Líthion / lithina “, z řeckého slova λιθoς (přepsaný jako Lithos , což znamená „kámen“), tak, aby odrážely jeho objevení v pevné minerální, na rozdíl od draslíku, který byl objeven v rostlinných popela a sodíku, který byl známý z části pro svou vysokou koncentraci v krvi zvířat. On jmenoval kov uvnitř materiálu „ lithia “. Lithium, sodík a draslík byly součástí objevu periodicity , protože jsou mezi řadou trojic prvků ve stejné skupině , které byly zjištěny pomocí Johann Wolfgang Döbereiner v roce 1850, že mají podobné vlastnosti.

Vzorek lepidolite
Lepidolite , rubidium minerál, z něhož rubidia byl poprvé izolován

Rubidia a cesia byly prvními prvky, které budou objeveny pomocí spektroskop , vynalezený v 1859 Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff . Příští rok, oni objevili cesium v minerální vodě z Bad Dürkheim , Německo. Jejich objev rubidia přišel následující rok v Heidelbergu , Německo, zjišťují, že v minerálním lepidolite . Jména rubidia a cesia pocházejí z nejvýznamnějších linek v jejich emisních spekter : zářivě červené linky pro rubidia (z latinského slova rubidus , což znamená, tmavě červené nebo jasně červené), a blankytně modrá čára pro cesium (odvozeno od Latinské slovo caesius , což znamená, blankytně modrým).

Kolem roku 1865 John Newlands produkoval sérii dokladů, kde uvedené prvky v pořadí rostoucí atomové hmotnosti a podobné fyzikální a chemické vlastnosti, které se opakovaly v intervalu osmi; přirovnal takovou pravidelnost do oktávy hudby, kde se konstatuje, oktávu odděleně mají podobné hudební funkce. Jeho verze dát všechny alkalické kovy, pak známé (lithium na cesia), stejně jako měď , stříbro a thallium (které zobrazují stav charakteristiku 1 oxidační alkalických kovů), společně do skupiny. Jeho stůl umístit vodíku s halogeny .

Dmitri Mendeleev periodický systém je navržený v roce 1871 ukazuje vodík a alkalické kovy jako součást jeho skupiny I, spolu s měď, stříbro a zlato

Po roce 1869, Dmitri Mendeleev navrhuje jeho periodickou tabulku uložení tak lithium v horní části skupiny s sodík, draslík, rubidium, cesium a thalium. O dva roky později, Mendeleev revidoval jeho stolu, umístěním vodíku ve skupině 1 nad lithia, a také stěhování thalium do skupiny boru . V tomto 1871 verzi, měď, stříbro a zlato byly umístěny dvakrát, jednou v rámci skupiny IB , a jednou jako součást „skupiny VIII“ zahrnuje současné skupiny 8 až 11. Po zavedení tabulky 18 sloupci je skupiny IB prvky byly přesunuty do jejich aktuální polohy v d-bloku , přičemž alkalické kovy se v levé skupiny IA . Později jméno skupiny bylo změněno na skupiny 1 v roce 1988. triviální název „alkalické kovy“ pochází ze skutečnosti, že hydroxidy skupiny 1 všechny elementy jsou silné alkálie při rozpuštění ve vodě.

Tam byl přinejmenším čtyři chybné a neúplné objevy před Marguerite Perey z Curie ústavu v Paříži, Francie objevil v roce 1939 francium purifikací vzorku aktiniové-227 , o kterých bylo publikováno, že mají rozpadu energii 220  keV . Nicméně, Perey všiml rozpadu částic energetické úrovni nižší než 80 keV. Perey myslel, že toto rozpad aktivita může být způsobena dříve neidentifikované produkt rozpadu, ten, který se oddělí v průběhu čištění, ale se objevily opět ven čisté actinium -227. Různé testy eliminuje možnost, že neznámý elementu thoria , radia , olova , bismutu , nebo thalium . Nový produkt vykazoval chemické vlastnosti alkalického kovu (jako je například koprecipitací s cesia jako sůl), které vedly Perey se domnívat, že to byl prvek 87, způsobené alfa rozpad aktinia-227. Perey pak se pokusil určit podíl beta rozpadu na alfa rozpad ve actinium-227. Její první test dal alfa větvení na 0,6%, což je částka, která se později revidováno na 1%.

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

Další prvek pod francium ( EKA -francium) v periodické tabulce, bude ununennium (Uue), prvek 119. Syntéza ununennium byla poprvé pokusil v roce 1985 tím, že bombarduje cíl einsteinium -254 s vápníkem -48 ionty na superHILAC urychlovače v Berkeley v Kalifornii. Nebyly zjištěny žádné atomy, což vede k omezovači výtěžku 300 NB .

254
99
Es
+ 48
20
Ca
302
119
Uue
* → žádné atomy

Je vysoce nepravděpodobné, že tato reakce bude moci vytvářet žádné atomy ununennium v blízké budoucnosti, vzhledem k velmi obtížný úkol přípravy dostatečné množství einsteinium-254, který je upřednostňován pro výrobu ultraheavy prvků , protože jeho velkou hmotností, relativně dlouhý poločas 270 dnů, a dostupnost ve významných množstvích několika mikrogramů, aby se dostatečně velký cíl zvýšit citlivost experimentu na požadovanou úroveň; einsteinium nebyl nalezen v přírodě a jen byl vyroben v laboratořích a v množství menším, než jsou potřebné pro efektivní syntézu superheavy prvků. Avšak vzhledem k tomu, že ununennium je jen první období 8 element na prodloužené periodické tabulky , to může dobře být objeveny v blízké budoucnosti prostřednictvím dalších reakcí, a sice pokus o syntézu je v současné době probíhá v Japonsku. V současné době žádná z období 8 prvky byly objeveny dosud, a to je také možné, vzhledem k okapat nestabilitu , že pouze menší období 8 prvků, až kolem prvku 128, je to fyzicky možné. Žádné pokusy o syntézu byly provedeny pro všechny těžších alkalických kovů: vzhledem k jejich mimořádně vysokým atomovým číslem, budou vyžadovat nové, výkonnější metody a technologie, aby se.

Výskyt

Ve sluneční soustavě

Odhadované abundances chemických prvků v Sluneční soustavy. Vodík a helium jsou nejčastější, z Velkého třesku . Další tři prvky (lithia, berylia a bóru ) jsou vzácné, protože jsou špatně syntetizovány ve Velkém třesku a také ve hvězdách. Dva obecné trendy ve zbývajících hvězdné vyráběných prvků, jsou: (1) střídají hojnosti v podkladech, které mají sudý nebo lichý atomová čísla, a (2) celkový pokles v množství, jako prvky stávají těžší. Železo je obzvláště společné, protože představuje minimální energetickou nuklid, který může být vyroben tavením helia v supernov.

Pravidlo Oddo-Harkins si myslí, že prvky s atomovým číslem i jsou častější, že ti, s lichými pořadového čísla, s výjimkou vodíku. Toto pravidlo tvrdí, že prvky s lichými atomovými čísly jeden nepárový proton a jsou s větší pravděpodobností zachycení druhého, čímž se zvyšuje jejich atomovým číslem. V prvků s atomovými čísly i, protony jsou spárovány, přičemž každý člen páru kompenzuje rotaci druhého, zvyšující stabilitu. Všechny alkalické kovy jsou lichá atomová čísla a nejsou tak běžné jako prvků s atomovými čísly i přilehlých k nim (na vzácné plyny a kovů alkalických zemin ), ve sluneční soustavě. Těžší alkalické kovy jsou také méně hojný než lehčí ty jako alkalické kovy z rubidia kupředu mohou být syntetizovány pouze v supernov a ne v hvězdné nucleosynthesis . Lithium je také mnohem méně hojný než sodíku a draslíku, protože je špatně syntetizován jak velký třesk nucleosynthesis a hvězd: velký třesk mohl vyrábět pouze stopová množství lithia, berylia a boru v důsledku absence stabilního jádra s 5 nebo 8 nukleony a hvězdné nucleosynthesis mohl projít pouze toto úzké hrdlo, které trojnásobný-alpha proces kombinující tři helia jádra za vzniku uhlíku a skákání přes tyto tři prvky.

Na Zemi

Spodumen , důležitý minerál lithium

Země vytvořeny ze stejného oblaku hmoty, která tvořila kolem Slunce, ale planety získal různá složení při Vznik a vývoj sluneční soustavy . Na druhé straně, přírodní historie na Zemi způsobil částí této planety mají rozdílné koncentrace prvků. Hmotnost Země je přibližně 5,98 x 10 otevřená 24  kg. Je složen převážně z železa (32,1%), kyslík (30,1%), křemíku (15,1%), hořčík (13,9%), síry (2,9%), nikl (1,8%), vápníku (1,5%) a hliníku ( 1,4%); a zbývajících 1,2% se skládá ze stopových množství dalších prvků. Vzhledem k planetární diferenciace , oblast jádra se předpokládá, že se v první řadě složen ze železa (88,8%), s menším množstvím niklu (5,8%), síry (4,5%), a méně než 1% stopové prvky.

Alkalické kovy, vzhledem k jejich vysoké reaktivity, se nevyskytují přirozeně v čisté formě v přírodě. Jsou lithophiles , a proto zůstávají v blízkosti zemského povrchu, protože kombinují snadno s kyslíkem a tak silně spojovat s oxidem křemičitým za vzniku relativně nízkou hustotou minerály, které nejsou klesají do zemského jádra. Draslíku, rubidia a cesia jsou rovněž nekompatibilní prvky, vzhledem k jejich velké iontové poloměry .

Sodík a draslík jsou velmi bohaté na zemi, jak je mezi deseti nejběžnějších prvků v zemské kůře ; sodný tvoří přibližně 2,6% z Země je kůra měřeno podle hmotnosti, takže je šestý nejhojnější prvek celkový a nejhojnější alkalický kov. Draslík tvoří přibližně 1,5% zemské kůry a je sedmý nejhojnější element. Sodíku se vyskytuje v mnoha různých minerálů, z nichž nejběžnější je běžné soli (chlorid sodný), který se vyskytuje v obrovských množstvích rozpuštěných v mořské vodě. Jiné pevné usazeniny zahrnují halit , amfibol , kryolit , nitronatrit a zeolit . Mnoho z těchto tuhých usazenin nastat v důsledku dávných moří odpařování, který stále dochází nyní v místech, jako je Utah ‚s Great Salt Lake City a Mrtvého moře . Přes jejich téměř stejné koncentraci v zemské kůře, sodný je mnohem běžnější než draslíku v oceánu, a to jak proto, že větší velikost draselný dělá její soli méně rozpustné, a proto, že draslík je vázán silikátů v půdě, a to, co draselný vyluhuje absorbuje mnohem snadněji od rostlin než sodík.

Přes jeho chemické podobnosti, lithium typicky nedochází společně se sodíkem, draslíkem díky menší velikosti. Vzhledem ke své relativně nízké reaktivity, je možné nalézt v mořské vody ve velkých množstvích; Odhaduje se, že mořská voda je přibližně 0,14 až 0,25 dílů na milion (ppm), nebo 25 uM . Jeho diagonální vztah s hořčíkem často umožňuje nahradit hořčíku ve ferromagnesium minerálů, kde jeho koncentrace kůry je asi 18  ppm , což je srovnatelné s tím gallia a niobu . Komerčně nejdůležitější lithium minerál je spodumen , který se vyskytuje ve velkých ložisek na celém světě.

Rubidium je přibližně tolik, kolik se zinkem a hojnější než měď. To se přirozeně vyskytuje v minerály leucitu , pollucit , carnallite , zinnwaldite a lepidolite , ale žádná z nich obsahují pouze rubidia a žádné jiné alkalické kovy. Cesium je hojnější než některé běžně známých prvků, jako je antimon , kadmium , cín , a wolframu , ale je mnohem méně hojný než rubidia.

Francium-223 , pouze přirozeně se vyskytující izotop francium, je produkt z alfa rozpadu aktinia-227, a lze je nalézt ve stopových množstvích v uranových minerálů. V daném vzorku uranu, tam se odhaduje na pouze jeden atom francium na 10 18 atomy uranu. Bylo vypočteno, že je nanejvýš 30 g francium v této zemské kůře kdykoliv, vzhledem k jeho extrémně krátkým poločasem 22 minut.

vlastnosti

Fyzikální a chemické

Fyzikální a chemické vlastnosti alkalických kovů mohou být snadno vysvětlit jejich mající ns 1 valenční elektronovou konfiguraci , což má za následek slabé kovové vazby . Z tohoto důvodu jsou všechny alkalické kovy jsou měkké a mají nízké hustoty , teploty tání a teploty varu , jakož i teploty při sublimace , odpařování a disociace . Všichni krystalizovat v těle centrované kubické krystalové struktury, a mají výrazné barvy plamene , protože jejich vnější s elektron je velmi snadno rozrušený. NS 1 uspořádání má rovněž za následek alkalických kovů, které mají velmi velký atomové a iontové poloměry , jakož i velmi vysokou tepelnou a elektrickou vodivost . Jejich chemie je ovládán ztrátě jejich osamělé valenční elektron v nejvzdálenějších s-orbitální tvořit + 1 oxidační stav, kvůli snadnosti ionizujícího tento elektron a velmi vysoké druhý ionizační energii. Většina z chemie byla pozorována pouze po dobu prvních pěti členů skupiny. Chemie francium není dobře zavedené vzhledem k jeho extrémní radioaktivity ; To znamená, že prezentace jeho vlastností je zde omezená. To málo, co je známo o francium ukazuje, že je velmi blízko chování na cesia, jak se očekávalo. Fyzikální vlastnosti francium jsou dokonce sketchier protože nebyl nikdy pozorován převážná prvek; proto veškeré údaje, které mohou být nalezeny v literatuře, jsou jistě spekulativní extrapolace.

Vlastnosti alkalických kovů
název Lithium Sodík Draslík rubidia cesium francium
Protonové číslo 3 11 19 37 55 87
Standardní atomová hmotnost  ( u ) 6,94 (1) 22.98976928 (2) 39,0983 (1) 85,4678 (3) 132.9054519 (2) [223]
elektronová konfigurace [ On ] 2s 1 [ Ne ] 3s 1 [ Ar ] 4s 1 [ Kr ] 5s 1 [ Xe ] 6s 1 [ Rn ] 7s 1
Teplota tání (° C) 180,54 97,72 63,38 39,31 28,44 ?
Teplota varu (° C) 1342 883 759 688 671 ?
Hustota  (g-cm -3 ) 0,534 0,968 0,89 1,532 1.93 ?
Skupenské teplo tání  (kJ · mol -1 ) 3.00 2,60 2,321 2.19 2,09 ?
Výparné teplo  (kJ · mol -1 ) 136 97,42 79.1 69 66.1 ?
Teplo formování  z monatomic plynu (kJ · mol -1 ) 162 108 89.6 82.0 78.2 ?
Elektrický měrný odpor  při 25 ° C (n Ω ° cm ) 94.7 48.8 73.9 131 208 ?
Atomový poloměr  ( pm ) 152 186 227 248 265 ?
Iontový poloměr z hexacoordinate M + ion (pm) 76 102 138 152 167 ?
První ionizační energie  ( kJ · mol -1 ) 520,2 495,8 418.8 403,0 375,7 392,8
Elektronová afinita  (kJ · mol -1 ) 59,62 52,87 48.38 46.89 45,51 ?
Entalpie disociace  M 2  (kJ · mol -1 ) 106.5 73.6 57.3 45.6 44.77 ?
Pauling elektronegativita 0.98 0.93 0,82 0,82 0,79 ?
Standardní elektrodový potenciál ( E ° (M + → M 0 ), V ) -3,04 -2,71 -2,93 -2,98 -3,03 ?
Plamen testovací barva
hlavní emisní / absorpční vlnová délka ( nm )
Crimson
670,8
žlutá
589,2
Violet
766,5
Červenofialový
780,0
modrý
455.5
?

Alkalické kovy jsou podobnější než prvky v jakékoliv jiné skupiny, jsou k sobě navzájem. Ve skutečnosti, podobnost je tak velká, že je velmi obtížné oddělit draslík, rubidium, cesium a, vzhledem k jejich podobné iontové poloměry ; lithium a sodík jsou výraznější. Například, když se pohybuje přes stůl, všechny známé alkalické kovy vykazují rostoucí poloměr atomu , klesající elektronegativitu , zvýšení reaktivity a klesající tání a teploty varu, jakož i teploty při roztavení a odpařování. Obecně platí, že jejich hustoty zvyšuje při pohybu přes stůl, s tou výjimkou, že draslík je méně hustý než sodík. Jedním z mála vlastností alkalických kovů, který nemá zobrazovat velmi hladký trend je jejich redukční potenciály : hodnota Lithium je anomální, je negativnější než ostatní. To je proto, že Li + ion má velmi vysoký hydratační energie v plynné fázi: když je lithium-iontová narušuje strukturu vody výrazně, což způsobuje vyšší změny entropie, tato vysoká hydratace energie stačí, aby se možnosti snížení označují jako je nejvíce electropositive alkalického kovu, přes obtížnost ionizujícího ji v plynné fázi.

Stabilní alkalické kovy jsou všechny stříbrné barvy kovy s výjimkou cesia, který má světle zlatý odstín: to je jeden ze tří kovů, které jsou jasně barevných (jiný dva být měď a zlato). Navíc je těžké kovy alkalických zemin vápník , stroncium a baryum , jakož i dvojmocný lanthanidy europium a ytterbium , jsou světle žluté, když barva je mnohem méně výrazné, než je pro cesium. Jejich lesk rychle se zakalí ve vzduchu v důsledku oxidace. Všichni krystalizovat v těle centrované kubické krystalové struktury, a mají výrazné barvy plamene , protože jejich vnější s elektron je velmi snadno rozrušený. Ve skutečnosti tyto zkušební plamen barvy jsou nejběžnější způsob jejich identifikaci, neboť všechny jejich soli s běžnými ionty jsou rozpustné.

Draslík prudce reaguje s vodou při pokojové teplotě
Cesium působí výbušně s vodou při nízkých teplotách

Všechny alkalické kovy jsou vysoce reaktivní a nejsou nikdy nalezeny v elementární formě v přírodě. Z tohoto důvodu, jsou obvykle uloženy v minerálním oleji nebo petrolej (parafinový olej). Agresivně reagují s halogeny k vytvoření halogenidy alkalických kovů , které jsou bílé iontové krystalické sloučeniny, které jsou všechny rozpustné ve vodě, s výjimkou lithium fluorid ( Li F ). Alkalické kovy také reagují s vodou za vzniku silně alkalické hydroxidy , a proto je třeba zacházet velmi opatrně. Těžší alkalické kovy reagují silněji než lehčí; například při pádu do vody, cesium produkuje větší explozi než draslík, pokud je použit stejný počet molů každý kov. Alkalické kovy mají nejnižší první ionizační energie ve svých obdobích periodické tabulky kvůli jejich nízké účinné jaderné náboje a schopnost se dosáhlo vzácný plyn konfiguraci tím, že ztratí jen jeden elektron . Nejen, že alkalické kovy reagují s vodou, ale také s donory protonů, jako jsou alkoholy a fenoly , plynného amoniaku a alkyny , poslední prokázání fenomenální stupeň reaktivity. Jejich velká síla jako redukční činidla je činí velmi užitečné při uvolňování dalších kovů z jejich oxidů nebo halogenidy.

Druhý ionizační potenciál ze všech alkalických kovů je velmi vysoká, jak je to v plném pláště, který je také blíže k jádru; tedy, že téměř vždy ztratí jeden elektron, tvořící kationty. Tyto alkalickými Výjimkou jsou: jsou nestabilní sloučeniny, které obsahují alkalické kovy ve stavu -1 oxidace, což je velmi neobvyklé, protože před objevem alkalickými, alkalické kovy se nepředpokládá, že by bylo možné vytvořit anionty a byly považovány za schopný objevit v soli jen jako kationty. Tyto alkalide anionty naplnil s-subshells , což jim dává dostatečnou stabilitu na existenci. Všechny stabilní alkalické kovy s výjimkou lithia je známo, že jsou schopny vytvořit alkalickými a alkalickými moc teoretické zájem vzhledem k jejich neobvyklé stechiometrie a nízké ionizační potenciál . Alkalickými prvky jsou chemicky podobné electrides , což jsou soli s pasti elektrony jako anionty. Zvlášť nápadné příkladem alkalide je „inverzní hydrid sodný “, H + Na - (oba ionty jsou v komplexu ), na rozdíl od obvyklé hydrid sodný, Na + H - : je nestabilní v izolaci, vzhledem k jeho vysoké energetické výsledné z posunu dvou elektronů z vodíku k sodíku, ačkoli několik derivátů se předpokládá, že metastabilní a stabilní.

Ve vodném roztoku, ionty alkalických kovů tvoří aqua iontů obecného vzorce [M (H 2 O) n ] + , kde n je číslo solvatace. Jejich koordinační čísla a tvary dobře souhlasí s těmi, které očekává od jejich iontové poloměry. Ve vodném roztoku ve vodě molekuly přímo připojené k iontu kovu se říká, že patří do první koordinační sféře , také známý jako první, nebo primární, solvatační pláště. Vazba mezi molekulou vody a kovovým iontem je dativ kovalentní vazbu s atomem dodávající kyslík oba elektrony vazby. Každý koordinována molekula vody může být připojena pomocí vodíkových vazeb dalších molekul vody. Ty se říká, že jsou umístěny v druhé koordinační sféře. Nicméně, pro kationty alkalických kovů, druhá koordinační sféra není dobře definována jako 1 náboj kationtu není dostatečně vysoká, aby polarizaci molekul vody v primárním solvatační pláště dostatečně k tomu, aby vytvoření silné vodíkové vazby s ty druhé koordinační sféře, čímž se dosáhne stabilní entitu. Počet solvatace pro Li + byla experimentálně stanovena na 4, tvořící čtyřboká [Li (H 2 O) 4 ] + : zatímco čísla solvatace 3-6 byly nalezeny pro lithium aqua ionty, čísla solvatační menší než 4, může být výsledkem tvorby kontaktní iontových párů a vyšších čísel solvatační lze vykládat z hlediska vodních molekul, které přistupují [Li (H 2 o) 4 ] + přes tvář čtyřstěnu, když molekulární dynamické simulace může indikovat existenci z osmiboké hexaaqua iontu. K dispozici jsou také asi šest molekul vody v primárním solvatační sféře iontů sodíku, tvořící octahedral [Na (H 2 O) 6 ] + iontů. Zatímco se dříve myslelo, že těžší alkalické kovy také vytvořen octahedral hexaaqua ionty, od té doby bylo zjištěno, že draslík a rubidium pravděpodobně tvoří [K (H 2 O) 8 ] + a [R (H 2 O) 8 ] + ionty , které mají čtvercový antiprismatic strukturu, a že cesium tvoří 12-souřadnici [Cs (H 2 o) 12 ] + iont.

Lithium

Chemie lithia ukazuje několik odlišnosti od zbytku skupiny jako malý Li + kation polarizuje anionty a dává jeho sloučeniny více kovalentní charakter. Lithium a hořčík mají diagonální vztah důvodu podobného atomy s poloměry, takže vykazují určité podobnosti. Například, lithium vytváří stabilní nitrid , vlastnost společná mezi všemi kovů alkalických zemin (skupina hořčíku v), ale jedinečný mezi alkalických kovů. Kromě toho, mezi jejich příslušných skupinách, pouze lithium a horečnaté formě organokovové sloučeniny s významnou kovalentní povahy (např Li Me a MgMe 2 ).

Lithium fluorid je jediný halogenid alkalického kovu, který je špatně rozpustný ve vodě, a hydroxidu lithného je pouze hydroxid alkalického kovu, která není nerozkládá . Naopak, chloristan lithný a další soli lithia s velkými aniontů, které nemohou být polarizované jsou mnohem stabilnější než analogické sloučeniny ostatních alkalických kovů, pravděpodobně proto, že Li + má vysoký solvatační energie . Tento efekt také znamená, že většina jednoduchých lithné soli se běžně setkáváme v hydratované formě, protože bezvodé formy jsou extrémně hygroskopické : umožňuje soli, jako chloridu lithného a bromidu lithného , které mají být použity v odvlhčovačů a klimatizačních jednotek .

francium

Francium se také předpokládá, že vykazují některé rozdíly v důsledku jeho vysoké atomové hmotnosti , což způsobuje jeho elektrony cestovat značným frakcí rychlosti světla, a tím se relativistické efekty výraznější. Na rozdíl od trendu snižování electronegativities a ionizační energie alkalických kovů, elektronegativita a ionizační energie francium je Předpokládá se, že je vyšší než cesia je z důvodu relativistické stabilizaci 7s elektronů; rovněž její poloměr atomu Očekává se, že mimořádně nízká. Proto, na rozdíl od očekávání, cesium je nejvíce reaktivní z alkalických kovů, ne francium. Všechny známé fyzikální vlastnosti francium rovněž odchylovat od jasných trendů jdoucích z lithia cesia, jako první ionizační energie, elektronová afinita, a aniontů polarisability, i když kvůli nedostatku známých údajů o francium mnoho zdrojů dávají extrapolovanou hodnoty ignorují, že relativistické efekty, aby se trend z lithia k cesia stane nepoužitelným při francium. Některé z několika vlastností francium, které byly předpokládané při relativitu v úvahu, jsou elektronové afinity (47,2 kJ / mol) a entalpie disociace Fr 2 molekuly (42,1 kJ / mol). ČSFR molekula se polarizuje jako Cs + Fr - , což ukazuje, že 7s subshell francium je mnohem silně ovlivněny relativistické efekty než 6s subshellu cesia. Navíc, francium superoxid (FRO 2 se očekává, že) s významnou kovalentní charakter, na rozdíl od ostatních superoxidy alkalických kovů, protože příspěvků spojovacích z 6P elektronů francium.

Nukleární

Prvotní izotopy alkalických kovů
Z
alkalických kovů
Stabilní
rozpady
nestabilní: kurzíva
zvláštní-liché izotopy barevné růžové
3 lithium 2 - 7
Li
6
Li
 
11 sodík 1 - 23
na
   
19 draslík 2 1 39
K
41
K
40
K
37 rubidia 1 1 85
rb
87
rb
 
55 cesium 1 - 133
cs
   
87 francium - - Žádné prvotní izotopy
( 223
fr
je radiogenic nuklid )
Radioaktivní: 40 K, t 1/2 1,25 x 10 9 let; 87 R, t 1/2 4,9 x 10 10 let; 223 Fr, t 1/2 22,0 min.

Všechny alkalické kovy jsou lichá atomová čísla; Tudíž jejich izotopy musí být buď lichý-sudý (jak proton a počet neutronů jsou lichá), nebo zvláštní-i ( protonové číslo je zvláštní, ale počet neutronů je i). Odd-lichá jádra mají i hmotnostní čísla , zatímco liché i jádra mají lichá hmotnostní čísla. Liché-liché prvotní nuklidy jsou vzácné, protože většina liché liché jádra jsou vysoce nestabilní vzhledem k rozpadu beta , protože produkty rozpadu jsou i-i, a proto jsou silněji vázány, v důsledku účinků jaderných párování .

Vzhledem k velké vzácnosti zvláštně zvláštní jader, téměř všechny prvotní izotopy alkalických kovů jsou zvláštní-i (výjimky je světlo stabilní izotop lithium-6 a s dlouhým poločasem radioizotop draslíku-40). Pro daný lichý počet hmotnostní, může existovat pouze jeden beta-stabilní nuklid , protože tam není rozdíl v vazebné energie mezi i-sudé a liché i srovnatelné s tím, že mezi i-sudé a liché-lichá, přičemž ostatní nuklidy stejného hmotnostního čísla ( isobars ) zdarma k rozpadu beta směrem k nejnižší-hmotnostní nuklidu. Účinek nestabilitě lichého počtu obou typů nukleonů je, že liché prvky, jako jsou alkalické kovy, mají tendenci mít méně stabilní izotopy než sudých prvků. Z 26 monoisotopická prvků , které mají jen jeden stabilní izotop, všechny kromě jedné mají lichý atomové číslo a všechny kromě jedné také sudý počet neutronů. Beryllium je jediná výjimka z obou pravidel, vzhledem k jeho nízkému atomovým číslem.

Všechny z alkalických kovů, kromě lithium a cesium mají alespoň jeden přirozeně se vyskytující radioizotop : sodík-22 a natrium-24 jsou stopové radioizotopy vyráběny cosmogenically , draslík 40 a rubidium-87 mají velmi dlouhé poločasy , a proto se vyskytují v přírodě, a všechny izotopy francium jsou radioaktivní . Česný byl také myšlenka být radioaktivní na počátku 20. století, ačkoli to není přirozeně se vyskytující radioizotopy. (Francium nebyl objeven ještě v té době.) Fyzická dlouhým poločasem radioizotop draslíku, draslík-40, tvoří asi 0,012% přirozeného draslíku, a tak přírodní draslík je slabě radioaktivní. Tento přírodní radioaktivita se stal základem pro chybné nároku objevu pro prvek 87 (druhý alkalických kovů po cesia) v roce 1925. Přírodní rubidia je podobně slabě radioaktivní, s 27,83% je s dlouhým poločasem rozpadu radioizotop rubidium-87.

Cesium-137 s poločasem rozpadu 30,17 let, je jedním ze dvou hlavních středním poločasem rozpadu štěpných produktů , spolu s stroncia-90 , které jsou zodpovědné za většinu z radioaktivity z vyhořelého jaderného paliva po několikaletém chlazení, a to až několik set let po použití. To představuje většina radioaktivity stále doleva od černobylské havárie . Cesia 137 podstupuje vysoké energii beta rozpad a nakonec se stane stabilní barya-137 . Je to silný emitor záření gama. Cesium-137 má velmi nízkou rychlost zachycování neutronů a nemůže být snadno likvidovat tímto způsobem, ale musí být umožněno, aby se rozkládat. Cesium-137 byl použit jako stopovací látka v hydrologických studií, které jsou analogické s použitím tritia . Malé množství cesia-134 a cesium-137 byl propuštěn do životního prostředí v průběhu téměř všech jaderných zkoušek zbraní a některých jaderných nehod , nejvíce pozoruhodně Goiânia nehody a katastrofy v Černobylu . Jak 2005, cesium-137 je hlavním zdrojem záření v pásmu odcizení kolem černobylské jaderné elektrárny . Jeho chemické vlastnosti jako jeden z alkalických kovů, aby se jeden z nejproblematičtější štěpných produktů krátkodobém až střednědobém životnosti, protože se snadno pohybuje a šíří se v přírodě v důsledku vysoké rozpustnosti ve vodě z jejích solí, a je pohlcena orgán, který chyby to pro svou hlavní kongenerů sodíku a draslíku.

periodické trendy

Alkalické kovy jsou podobnější než prvky v jakékoliv jiné skupiny, jsou k sobě navzájem. Například, když se pohybuje přes stůl, všechny známé alkalické kovy vykazují rostoucí poloměr atomu , klesající elektronegativitu , zvýšení reaktivity a klesající tání a teploty varu, jakož i teploty při roztavení a odpařování. Obecně platí, že jejich hustoty zvyšuje při pohybu přes stůl, s tou výjimkou, že draslík je méně hustý než sodík.

Atomové a iontové poloměry

Účinný jaderný poplatek na atomovém elektronu

Atomové poloměry alkalických kovů zvyšují klesá skupinu. Vzhledem k stínící účinek , když atom má více než jednu elektronová vrstva , každý elektron cítí elektrický odpor od ostatních elektronů, stejně jako elektrický atrakci z jádra. V alkalických kovů, jejichž vnější elektron cítí pouze náboj +1, jako některé z jaderného náboje (což se rovná atomovým číslem ) se zruší vnitřními elektrony; počet vnitřních elektronů alkalického kovu je vždy o jednu menší než nukleární poplatek. Z tohoto důvodu, není jediným faktorem, který ovlivňuje poloměr atomu alkalických kovů je počet elektronových vrstev. Vzhledem k tomu, tento počet se zvyšuje se skupinu, poloměr atomu musí zvýšit dolů skupinu.

Iontové poloměry z alkalických kovů, jsou mnohem menší, než je jejich atomové poloměry. To je proto, že vnější elektron z alkalických kovů je v jiném elektronovém obalu než vnitřní elektrony, a tak, pokud se odstraní výsledný atom má jeden méně elektronová vrstva a je menší. Dále, účinné nukleární náboj se zvýšila, a tak elektrony jsou přitahovány silněji směrem k jádru a iontový poloměr klesá.

První ionizační potenciál

Periodická trend pro ionizační energie: každé období začíná na minimum pro alkalických kovů, a končí na maximu pro vzácné plyny .

První ionizační potenciál z prvku nebo molekuly je energie potřebná pro pohyb nejvíce volně držel elektron z jednoho molu plynných atomy prvku nebo molekul, za vzniku jednoho molu plynných iontů s elektrickým nábojem +1. Mezi faktory, které ovlivňují první ionizační energie jsou jaderné náboj , množství stínění vnitřními elektrony a vzdálenost od nejvíce volně přidrženým elektronu z jádra, které je vždy vnější elektron v hlavní skupiny prvků . První dva faktory změnit efektivní nukleární náboj nejvíce volně držel elektron cítí. Vzhledem k tomu, vnější elektronové alkalických kovů vždy cítí stejnou účinnou nukleární náboj (+1), není jediným faktorem, který ovlivňuje první ionizační energii, je vzdálenost od vnějšího elektronu do jádra. Vzhledem k tomu, tato vzdálenost se zvyšuje se skupinu, je vnější elektronový cítí menší přitažlivost z jádra a tím i první ionizační energie klesá. (Tento trend je rozdělena do francium důsledku relativistické stabilizace a smršťování 7s na oběžné dráze, čímž francium je valenční elektron blíž k jádru, než by se dalo očekávat od non-relativistických výpočtů. Tím vnější elektron francium je cítit větší přitažlivost z jádra, rostoucí jeho první ionizační energie mírně za tím cesia).

Druhý ionizační potenciál z alkalických kovů, je mnohem vyšší, než je první, jako druhý-nejvíce volně držen elektronu je součástí zcela naplněném elektronového obalu , a je tedy obtížné odstranit.

reaktivita

Reaktivita alkalických kovů zvyšují klesá skupinu. To je důsledkem kombinace dvou faktorů: první ionizační energie a atomizace energie z alkalických kovů. Protože první ionizační energie z alkalických kovů, snižuje se skupinu, to je snadnější pro vnější elektrony, které mají být odstraněny z atomu a podílet se na chemických reakcích , čímž se zvyšuje reaktivitu se skupiny. Atomizace energie měří sílu na kovové vazby prvku, který spadne na skupinu jako atomy zvýšení okruhu a tím i kovová vazba musí zvýšit na délku, takže delocalised elektrony dále od přitažlivosti jader těžší alkalické kovy. Přidání atomizace a první ionizační energie dává množství úzce souvisí (ale není rovno) Tento aktivační energie reakce alkalického kovu s jinou látkou. Toto množství snižuje sjíždění skupinu, a tak se aktivační energie; tak, chemické reakce může dojít k rychlejší a reaktivity zvyšuje dolů skupiny.

Elektronegativita

Variace Pauling elektronegativita (osa y) shora dolů na hlavní skupiny periodické tabulky prvků od druhého do šestého období

Elektronegativita je chemická vlastnost , která popisuje tendenci k atomu nebo funkční skupiny přitahovat elektrony (nebo elektronovou hustotu ) směrem k sobě. V případě, že vazba mezi sodíku a chloru v chloridu sodného byly kovalentní , dvojice sdílí elektrony by být přitahovány k chloru, protože efektivní nukleární náboj na vnějších elektronů 7 chloru, ale je pouze 1 sodíku. Dvojice elektronů je přitahován tak blízko k atomu chloru, že jsou v podstatě převedena na atom chloru (an iontové vazby ). Nicméně, v případě, že atom sodíku byl nahrazen atomem lithia, elektrony nebudou přitahovány tak blízko atomu chloru jako předtím, protože atom lithia je menší, takže elektronový pár silněji přitahovány k blíže účinný jaderný poplatek z lithia. Proto větší atomy alkalických kovů (dále na skupinu) bude méně elektronegativní jako dvojice lepení je méně silně přitahovány k nim. Jak bylo uvedeno dříve, francium se očekává, že bude výjimka.

Vzhledem k vyšší electronegativity lithia, některé z jejích sloučenin mají více kovalentní charakter. Například, jodid lithný ( Li I se) se rozpustí v organických rozpouštědlech , což je vlastnost většiny kovalentních sloučenin. Lithium-fluorid (Li F ), je jediný alkalický halogenid , který není rozpustný ve vodě, a hydroxid lithný (Li OH ) je pouze hydroxid alkalického kovu, která není nerozkládá .

Teploty tání a teploty varu

Bod tání látky je bod, ve kterém se změní stav z pevné látky na kapalinu , zatímco bod varu látky (v kapalném stavu), je bod, kde se tlak par kapaliny se rovná tlaku na životní prostředí obklopující kapaliny a veškerý roztok změní stav na plyn . Jako kov se zahřívá na svou teplotu tání, že kovové vazby udržování atomy v místě oslabení, aby atomy mohou pohybovat, a kovové vazby nakonec zlomit zcela na teplotu varu kovu, je. Z tohoto důvodu, klesající teplotou tání a teplotou varu alkalických kovů ukazují, že pevnost kovových vazeb alkalických kovů klesá dolů ke skupině. To je proto, že kovové atomy jsou drženy pohromadě elektromagnetického přitažlivosti z kladných iontů k přemístily elektronů. Jako atomy zvětšovat sjíždění skupinu (protože jejich atomových zvětšuje poloměr), jádra takových iontů pohybují dále od delocalised elektronů a tím kovová vazba se stává slabší, takže se kovový snadněji tát a vařit, tak snížit tavicí teplotou varu. (Zvýšená nukleární poplatek je významným faktorem v důsledku ochranného účinku.)

Hustota

Alkalické kovy mají všechny stejnou krystalovou strukturu ( tělo-krychlový ), a tedy pouze relevantní faktory jsou počet atomů, které se vejdou do určitého objemu a hmotnosti jednoho z atomů, protože hustota je definována jako hmotnost na jednotku objem. Prvním faktorem je závislá na objemu atomu a tím i poloměr atomu, což zvyšuje zapadající skupiny; tak, hlasitost zvyšuje alkalických kovů atom sjíždění skupinu. Hmotnost atomu alkalického kovu také zvyšuje klesá skupinu. To znamená, že tendence k hustot alkalických kovů závisí na jejich atomových hmotností a atomy s poloměry; pokud jsou známy údaje o těchto dvou faktorů, se potom může vypočítat poměry mezi hustot alkalických kovů. Výsledný trend je, že hustoty alkalických kovů zvyšují se stůl, s výjimkou u draslíku. V důsledku s nejnižším atomovou hmotností a největší poloměr atomu všech prvků v jejich období, alkalické kovy jsou nejméně husté kovy v periodické tabulce. Lithium, sodík a draslík jsou pouze tři kovy v periodické tabulce, která má menší hustotu než voda: ve skutečnosti, lithium je nejméně hustá známé pevné při pokojové teplotě .

sloučeniny

Alkalické kovy tvoří ucelenou řadu sloučenin se všemi obvykle vyskytují aniontů, které dobře ilustrují vývoj skupiny. Tyto sloučeniny mohou být popsány jako zahrnující alkalické kovy, ztrácí elektrony akceptorové druhy a tvořící monopositive ionty. Tento popis je nejpřesnější pro alkalických halogenidů a stává se méně a méně přesné, jak kationtové a aniontové zvýšení náboje, a jako anion se stává větší a větší polarisable. Například, iontové vazby ustupuje kovovou vazbou podél řady NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 as, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na.

hydroxidy

externí video
Reakce alkalických kovů s vodou , prováděném Open University
Velký oranžově žlutý exploze
Reakcí 3 libry (≈ 1,4 kg) sodíku s vodou

Všechny alkalické kovy nebo prudce reagovat explozivně se studenou vodou, výroby vodného roztoku o silně základní alkalického kovu je hydroxid a uvolňování plynného vodíku. Tato reakce se stává intenzivnější sjíždění skupiny: lithium reaguje postupně s šumění , ale sodíku a draslíku se může vznítit a rubidia a cesia dřez ve vodě a vytvářet vodíkový plyn tak rychle, že rázové vlny tvoří ve vodě, které se mohou rozbít skleněné nádoby. Když je alkalický kov spadne do vody, vytváří explozi, z nichž jsou dvě oddělené fáze. Kov reaguje s vodou jako první, lámání vodíkové vazby ve vodě a výrobu vodíku plyn; To probíhá rychleji více reaktivních těžších alkalických kovů. Za druhé, teplo generované v první části reakce často zažehne plynný vodík, což způsobuje, že hořet výbušně do okolního vzduchu. Tato sekundární exploze vodík vytváří viditelnou plamen nad miskou vody, jezera nebo jiného orgánu vodě, bez počáteční reakce kovu s vodou (který má tendenci stát se většinou pod vodou). Hydroxidy alkalických kovů jsou nejzákladnější známé hydroxidy.

Nedávné výzkumy naznačují, že výbušnina chování alkalických kovů ve vodě, je poháněna explozí Coulombovou spíše než pouze rychlou výrobu vodíku samotného. Všechny alkalické kovy roztaví v rámci reakce s vodou. Molekuly vody ionizaci holý kovový povrch tekutého kovu, čímž pozitivně nabitý povrch kovu a záporně nabité ionty vody. Přitažlivost mezi nabitými kovu a ve vodě ionty se rychle zvyšuje plochu povrchu, což způsobuje exponenciální nárůst ionizace. Když se odpudivé síly v kovovém povrchu kapaliny překročí síly povrchového napětí, se intenzivně exploduje.

Samotné hydroxidy jsou nejvíce základní hydroxidy známé, reagovat s kyselinami za vzniku solí a s alkoholy za vzniku oligomerních alkoxidy . Snadno reagují s oxidem uhličitým za vzniku uhličitany nebo hydrogenuhličitany , nebo se sirovodíkem za vzniku sulfidů nebo bisulfides , a mohou být použity k oddělení thioly z ropy. Reagují s amfoterní oxidy: například oxidy hliníku , zinku , cínu a vést reakci s hydroxidy alkalických kovů, čímž se získá hlinitany zincates, cíničitany a plumbates. Oxid křemičitý je kyselá, a tím i hydroxidy alkalických kovů mohou napadnout -křemičité sklo .

intermetalické sloučeniny

Kapalina NaK slitina při teplotě místnosti

Alkalické kovy tvoří mnoho intermetalické sloučeniny s sebou a prvků ze skupin 213 v periodické tabulce měnících se stechiometrií, jako jsou sodné amalgámy s rtutí , včetně Na 5 Hg 8 a Na 3 Pa. Některé z nich mají iontové vlastnosti: S slitiny se zlatem , nejvíce elektronegativní kovů, jako příklad, NaAu a Kau jsou kovové, ale RbAu a CSAU jsou polovodiče. NaK je slitina sodíku a draslíku, který je velmi užitečné, protože to je kapalné při teplotě místnosti, i když musí být učiněna opatření vzhledem k jeho extrémní reaktivitě na vodu a vzduch. Eutektická směs taje při teplotě -12.6 ° C. Slitina 41% cesia, 47% roztoku, a 12% draslíku má nejnižší známou teplotu tání jakéhokoliv kovu nebo slitiny, -78 ° C.

Sloučeniny s prvků ze skupiny 13

Tyto intermetalické sloučeniny alkalických kovů s těžší skupiny 13 prvků ( hliník , galium , indium , a thalia ), jako Nat, jsou špatné vodiče nebo polovodiče , na rozdíl od běžných slitin s předcházejících prvků, z čehož vyplývá, že se alkalický kov zapojen má ztratil elektron na anionty Zintl zúčastněných. Nicméně, zatímco prvky ve skupině 14 a mimo mají tendenci vytvářet oddělené aniontové shluky, skupina 13 prvky mají sklon tvořit polymerních iontů s kationty alkalických kovů, nacházejících se mezi obří iontové mřížky. Například, Nat sestává z polymerní anion (-TL - -) n s kovalentní diamantovým kubickou strukturu s Na + ionty nacházející se mezi aniontové mřížce. Větší alkalické kovy nevejde podobně do aniontového mřížky a mají tendenci nutit těžší skupiny 13 prvky tvořit aniontové clusterů.

Bór je zvláštní případ, že je jediným nekovový ve skupině 13. alkalických kovů boridy bývají boru bohaté, zahrnující znatelný bor-bor vazby zahrnující deltahedral struktury, a jsou tepelně nestabilní vzhledem k alkalické kovy, které mají velmi vysoký tlak par při zvýšených teplotách. To umožňuje přímou syntézou problematické, protože alkalické kovy nereagují s bórem pod 700 ° C, a tak musí být provedeno v uzavřených nádobách s alkalickým kovem v přebytku. Kromě toho, výjimečně v této skupině, reaktivita s borem klesá dolů na skupinu: lithium úplně reaguje při teplotě 700 ° C, ale sodného při 900 ° C a draslík teprve 1200 ° C, a reakční směs se okamžitá lithium, ale trvá hodiny na draslík. Rubidium a cesium boridy ještě ani nebyly popsány. Různé fáze jsou známé, jako je například Lib 10 , NaB 6 , NaB 15 , a KB 6 . Pod vysokým tlakem spojovací bor-bor v lithium boridů změny z následujících pravidel Wade k formování Zintl anionty jako zbytek skupiny 13.

Sloučeniny s prvků ze skupiny 14

Boční (vlevo) a horní (vpravo) pohledy na grafit interkalační sloučeniny KC 8

Lithium a sodný reaguje s uhlíkem za vzniku acetylidy , Li 2 C 2 a Na 2 C 2 , které mohou být také získány reakcí kovu s acetylenem . Draslík, rubidium, cesium a reaguje s grafitem ; jejich atomy jsou vloženy mezi šestiúhelníkové grafitových vrstev, které tvoří grafit interkalační sloučeniny vzorců MC 60 (tmavě šedé až černé), MK 48 (tmavě šedé až černé), MK 36 (modrý), MK 24 (ocel modrá), a MC 8 (bronz) (M = K, Rb nebo Cs). Tyto sloučeniny jsou více než 200 krát více elektricky vodivé než čistý grafit, což naznačuje, že valenční elektrony alkalického kovu se přenáší na grafitových vrstev (např M +
C -
8
). Při zahřívání KC 8 , eliminace atomů draslíku vede ke konverzi v návaznosti na KC 24 , KC 36 , KC 48 a nakonec KC 60 . KC 8 je velmi silné redukční činidlo , a je pyroforní a exploduje v kontaktu s vodou. Zatímco větší alkalických kovů (K, Rb, Cs a) nejprve vytvoření MC 8 , ty menší zpočátku tvoří MC 6 , a skutečně vyžadují reakce kovů s grafitem při vysokých teplotách kolem 500 ° C za vzniku. Kromě toho, že alkalické kovy jsou tak silně redukční činidlo, které se může dokonce snížit Buckminsterfullerene k výrobě pevných fullerides M n C 60 ; sodík, draslík, rubidium, cesium a mohou tvořit fullerides, kde n = 2, 3, 4, nebo 6, a rubidia a cesia navíc mohou dosáhnout n = 1.

Při alkalické kovy reagují s těžšími prvky ve skupině uhlíku ( křemík , germanium , cín , a olovo ), iontových látek s klecí podobné struktury jsou vytvořeny, jako jsou silicidy M 4 Si 4 (M = K, Rb, nebo Cs), který obsahuje M + a čtyřboké Si 4-
4
ionty. Chemie alkalických kovů germanides , zahrnující germanide iontů Ge 4- a další seskupení ( Zintl ) iontů, jako je Ge 2-
4
, Ge 4-
9
, Ge 2-
9
, a [(Ge 9 ) 2 ] 6 , je do značné míry analogický odpovídajících silicidy. Alkalických kovů stannides jsou většinou iontové, někdy s stannide iontu ( Sn 4 ), a někdy se složitějšími Zintl iontů, jako je Sn 4-
9
, který je uveden v tetradraselný nonastannide (K 4 Sn 9 ). Monoatomární plumbide ion ( Pb 4 ) není znám, a sice jeho tvorba se předpokládá, že energeticky nepříznivé; plumbides alkalických kovů mají komplexní Zintl ionty, jako je Pb 4-
9
. Tyto germanides alkalických kovů, stannides a plumbides mohou vyrobit redukcí germanium, cín, a olovo se sodíkem v kapalném amoniaku.

Nitridy a pnictides

Jednotková buňka ball-and-stick model of lithium nitridu . Na základě velikosti A čtyřboká by se očekávalo, struktura, ale to by bylo nemožné geometricky: tak lithium nitrid se na této unikátní krystalové struktuře.

Lithium je nejlehčí z alkalických kovů, je jediný alkalický kov, který reaguje s dusíkem za standardních podmínek , a jeho nitrid je jedinou stabilní nitrid alkalického kovu. Dusík je nereaktivní plyn, protože prolomení silné trojnou vazbu v dusného molekule (N 2 ) vyžaduje mnoho energie. Vytvořením nitridu alkalického kovu by spotřeboval ionizační energii alkalického kovu (tvořící M + ionty), energii potřebnou pro přerušení trojnou vazbu v N 2 a tvorbu N 3- iontů, a všechny energie uvolněná z Vytvořením nitridu alkalického kovu je od mřížkové energie z nitridu alkalického kovu. Mříž energie je maximalizována s malými, vysoce nabitých iontů; alkalické kovy netvoří vysoce nabité ionty, pouze tvořit ionty s náplní +1, takže pouze lithium, nejmenší alkalického kovu, může uvolnit dostatek mřížky energie, aby se reakce s dusíkem exotermní , tvořící lithný nitrid . Reakce ostatních alkalických kovů s dusíkem nebude uvolňovat dost mřížky energie, a tak by bylo endotermní , takže netvoří nitridy za standardních podmínek. Nitrid sodný (Na 3 N) a nitrid draselný (K 3 N), zatímco stávající, jsou velmi nestabilní, jsou náchylné k rozkladu zpět do své základní složky, a nemůže být získána reakcí elementy s navzájem za standardních podmínek. Sterická zábrana zakazuje existenci rubidia nebo cesia nitridu. Nicméně, sodík a draslík formu bezbarvých azidové soli, zahrnující lineární N -
3
anion; vzhledem k velké velikosti kationtů alkalických kovů, které jsou tepelně dostatečně stabilní, aby bylo možné do taveniny před rozkladem.

Všechny alkalické kovy snadno reagují s fosforem a arsenu tvořit fosfidy a arsenides s vzorce M 3 Pn (kde M představuje alkalický kov a Pn představuje pniktogeny - fosforu, arsenu, antimonu nebo vizmut ). To je vzhledem k větší velikosti P 3- a jako 3- iontů, takže méně mřížka energie musí být uvolněn pro soli tvořit. Tyto nejsou jedinými fosfidy a arsenides alkalických kovů: například, draslík má devět různých známých fosfidy, s vzorci 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 a KP 15 . Zatímco většina kovů tvoří arsenides, tak kovy alkalických kovů a kovů alkalických zemin tvoří převážně iontové arsenides. Struktura Na 3 tak, jak je komplex s neobvykle krátkými Na-na vzdálenosti 328-330 pm, které jsou kratší, než u kovového sodíku, a to znamená, že i při těchto electropositive kovy může lepení není přímočaře iontové. Další alkalických kovů arsenides neodpovídající vzorce M 3 , které jsou známé, jako je například LIAS, který má kovový lesk a elektrickou vodivost, indikující přítomnost nějaké kovové vazby . Tyto antimonides jsou nestabilní a reaktivní jako Sb 3- iont je silná redukční činidlo; Reakce z nich s kyselinami tvoří toxické a nestabilní plyn stiban (SBH 3 ). Ve skutečnosti mají některé kovové vlastnosti, a antimonides alkalických kovů stechiometrie MSB zahrnovat antimonu atomů vázaných ve spirále Zintl struktury. Bismuthides nejsou ani zcela iontové; jsou intermetalické sloučeniny , které obsahují částečně kovové a částečně iontové vazby.

Oxidy a chalkogenidy

Míč-a-stick diagram ukazuje dvě běžné octahedra, které jsou spojeny k sobě navzájem prostřednictvím jedné straně.  Všech devět vrcholy struktury jsou fialové koule představující rubidia a ve středu každého octahedron je malá červená koule představující kyslík.
rb
9
O
2
shluk, který se skládá ze dvou pravidelnýchoctahedranavzájem spojeny prostřednictvím jedné straně
Míč-a-stick diagram ukazuje tři pravidelné octahedra kde každý osmistěn připojen k oběma ostatním jedné straně každého.  Všechny tři octahedra mají jednu hranu společného.  Všechny jedenáct vrcholy struktury jsou fialové koule představující cesium, a ve středu každého osmistěnu je malé červené koule představuje kyslík.
cs
11
O
3
shluk, který se skládá ze tří pravidelných octahedra kde každý osmistěn připojen k oběma ostatním jedné straně každého. Všechny tři octahedra mají jednu hranu společného.

Všechny alkalické kovy prudce reagovat s kyslíkem za standardních podmínek. Tvoří různé typy oxidů, jako jsou například jednoduché oxidy (obsahující O 2- iont), peroxidy (obsahující O 2
2
iontů, tam, kde je jednoduchá vazba mezi dvěma atomy kyslíku), superoxidy (obsahující O -
2
ion), a mnoho dalších. Lithium hoří v vzduchu tvořit oxid lithný , sodný, ale reaguje s kyslíkem za vzniku směsi oxidu sodného a peroxid sodný . Draslík tvoří směs peroxidu draselného a superoxidu draselného , zatímco rubidia a cesia tvoří výhradně superoxid. Jejich reaktivita zvyšuje sjíždění skupinu: přičemž lithium, sodík a draslík pouze hořet ve vzduchu, rubidia a cesia jsou pyroforické (spontánně vznítit na vzduchu).

Menší alkalické kovy mají sklon polarizovat větších aniontů (peroxidu a superoxidových) vzhledem k jejich malé velikosti. To přitahuje elektrony ve složitějších aniontů směrem k jedné ze svých základních atomů kyslíku, tvořící ion oxidu a atom kyslíku. To způsobí, že lithium, za vzniku oxidu výhradně po reakci s kyslíkem při teplotě místnosti. Tento efekt se stává výrazně slabší pro větší sodíku a draslíku, což jim umožňuje vytvoření méně stabilní peroxidy. Rubidium a cesium, v dolní části skupiny, jsou tak velké, že i nejméně stabilní superoxidy mohou tvořit. Vzhledem k tomu, superoxid uvolní nejvíce energie, když jsou zformovány, superoxidový je přednostně vytvořen pro větší alkalických kovů, kde jsou složitější anionty nejsou polarizované. (Oxidy a peroxidy pro tyto alkalické kovy existují, ale netvoří na přímou reakcí kovu s kyslíkem za standardních podmínek). Kromě toho malou velikost Li + nebo O 2- ionty přispívají k jejich formování stabilní iontový mřížková struktura. Za řízených podmínek, však všechny alkalické kovy, s výjimkou francium, je známo, že tvoří jejich oxidy peroxidy a superoxidy. Peroxidy a superoxidy alkalických kovů jsou silnými oxidačními činidly . Peroxid sodný a superoxidu draselného reagovat s oxidem uhličitým za vzniku uhličitanu kovu a plynný kyslík alkalický, který umožňuje jejich použití v podmořských čističe vzduchu; Přítomnost vodní páry , přirozeně se vyskytujících v dechu, je odstranění oxidu uhličitého superoxidu draselného ještě účinnější. Všechny stabilní alkalické kovy s výjimkou lithia mohou tvořit červené ozonides (MO 3 ) skrze nízkoteplotní reakcí práškového bezvodého hydroxidu s ozonem : tyto ozonides může být potom extrahován za použití kapalného amoniaku . Pomalu se rozkládají za standardních podmínek k superoxidy a kyslíku, a okamžitě hydrolyzují na hydroxidy, když je v kontaktu s vodou. Draslíku, rubidia, cesia a také tvořit seskvioxidů M 2 O 3 , které mohou být lépe neuvážených peroxid disuperoxides, [(M +
)
4
(O 2
2
) (O -
2
)
2
]
.

Rubidia a cesia mohou tvořit velké množství suboxidu s kovy v oxidačních stavech formálních pod +1. Rubidium mohou tvořit Rb 6 O a Rb 9 O 2 (barvy mědi) po oxidaci na vzduchu, zatímco cesia vytváří obrovské množství oxidů, jako jsou například Ozonid CSO 3 a několik pestrobarevné suboxidu , jako je Cs 7 O (bronz) , Cs 4 O (červená-fialová), Cs 11 O 3 (fialová), Cs 3 O (tmavě zelená), CSO, Cs 3 O 2 , stejně jako Cs 7 O 2 . Poslední z nich může být zahříván ve vakuu na generování Cs 2 O.

Alkalické kovy lze také analogicky reagovat s těžšími chalkogeny ( síra , selen , tellur a polonium ), a všechny chalkogenidy alkalických kovů, jsou známé (s výjimkou francium je). Reakce s nadbytkem chalkogen mohou podobně vést k nižším chalkogenidy, s chalkogen ionty, které obsahují řetězce atomů chalkogen se jedná. Například sodný může reagovat se sírou za vzniku sulfidu ( Na 2 S ) a různé polysulfidy se vzorcem Na 2 S x ( x od 2 do 6), který obsahuje S 2-
x
ionty. Vzhledem k zásaditosti SE 2 a Te 2- iontů alkalických kovů, selenidy a telluridy jsou alkalické v roztoku; při reakci přímo s selenu a telluru, polyselenides a polytellurides alkalických kovů jsou vytvořeny společně s selenidů a teluridů s Se 2-
x
a Te 2-
x
ionty. Mohou být získány přímo z prvků v kapalném amoniaku, nebo když vzduch není přítomen, a jsou bezbarvé, ve vodě rozpustné sloučeniny, které vzduch oxiduje rychle zpět na selenu nebo teluru. Alkalický kov polonides jsou všechny iontové sloučeniny obsahující Po 2- ion; jsou velmi chemicky stabilní a mohou být produkovány přímou reakcí prvků kolem 300 až 400 ° C.

Halogenidy, hydridy a pseudohalogenidů

Alkalické kovy jsou mezi nejvíce elektropozitivních prvků periodické tabulky prvků, a tak mají tendenci vázat iontově k těm elektronegativních prvků periodické tabulky, halogeny ( fluor , chlor , brom , jod , a astat ), které tvoří soli, známé jako soli alkalických halogenidy kovů. Reakce je velmi silný a může někdy dojít k výbuchu. Všechny dvacet stabilní soli alkalických kovů, halogenidy, jsou známé; ty nestabilní nejsou známy, s výjimkou astatide sodného, vzhledem k velké nestability a vzácnosti astatu a francium. Nejvíce známý z dvaceti je jistě chlorid sodný , jinak známé jako kuchyňské soli. Všechny stabilních halogenidů alkalických kovů mají vzorec MX, kde M je alkalický kov a X je halogen. Všichni jsou bílé iontové krystalické pevné látky, které mají vysokou teplotu tání. Všechny halogenidy alkalických kovů jsou rozpustné ve vodě, s výjimkou lithium fluorid (LIF), který je nerozpustný ve vodě, vzhledem k jeho velmi vysoké mřížky entalpie . Vysoká mřížka entalpie fluoridu lithia je vzhledem k malé velikosti v Li + a F - iontů, což způsobuje elektrostatické interakce mezi nimi být silná: podobný účinek se objevuje na fluorid hořečnatý , je v souladu s diagonální vztahu mezi lithia a hořčíku.

Alkalické kovy také podobně reagují s vodíkem za vzniku iontové hydridy alkalických kovů, kde hydridové anion působí jako pseudohalogen : tyto jsou často používány jako redukční činidla, produkující hydridy, komplexní hydridy kovů, nebo plynného vodíku. Ostatní pseudohalogenidů jsou také známé, zejména o kyanidy . Jedná se o isostructural odpovídajících halogenidů kromě kyanid lithný , což ukazuje, že kyanidové ionty mohou volně otáčet. Ternární oxidy halogenidu alkalického kovu, jako je například Na- 3 CIO, K 3 Bro (žluté), Na 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O a K 4 Br 2 O, jsou také známé. Tyto polyhalides jsou poměrně nestabilní, i když ti, rubidia a cesia jsou značně stabilizovány chabé polarizační síle těchto extrémně velkých kationty.

koordinační komplexy

18-crown-6 koordinovat iont draslíku
Struktura 2.2.2-kryptandového zapouzdření kation draselný (fialová). V krystalickém stavu, získané pomocí rentgenové difrakce.

Alkalických kovů, kationty nejsou obvykle tvoří koordinační komplexy s jednoduchými Lewis základy vzhledem k jejich nízké ceně pouhých +1 a jejich relativně velké velikosti; Tak Li + iontů tvoří většina komplexů a těžší alkalických kovů ionty tvoří méně a méně (i když se objevují výjimky pro slabé komplexy). Lithium zejména má velmi bohatou koordinační chemii, ve kterém vykazuje koordinační čísla od 1 do 12, i když octahedral hexacoordination je jeho výhodným způsobem. Ve vodném roztoku , ionty alkalických kovů existovat jako octahedral hexahydrátu komplexy ([M (H 2 O) 6 )] + ), s výjimkou iontu lithia, které díky svým malým rozměrům tvoří čtyřboký tetrahydrát komplexy ([Li (H 2 O) 4 )] + ); alkalické kovy tvoří tyto komplexy, protože jejich ionty jsou přitahovány elektrostatickými silami přitažlivosti na polárních molekul vody. Z tohoto důvodu, bezvodé soli obsahující kationty alkalických kovů, jsou často používány jako desikanty . Alkalické kovy také snadno tvořit komplexy s korunové ethery (např 12-crown-4 pro Li + , 15-crown-5 pro Na + , 18-crown-6 pro K + , a 21-crown-7 pro Rb + ) a kryptandy v důsledku elektrostatické přitažlivosti.

roztoky amoniaku

Alkalické kovy pomalu rozpustí v kapalném amoniaku za vzniku amoniakální řešení solvatované M + e - , které reagují za vzniku plynného vodíku a amidu alkalického kovu (MNH 2 , kde M znamená alkalický kov): toto bylo nejprve uvedla Humphry Davy v roce 1809 a nově objevený W. Weyl v roce 1864, může být tento proces urychlen pomocí katalyzátoru . Podobná řešení jsou tvořeny těžký dvojvazné kovy alkalických zemin vápníku , stroncia , barya , stejně jako dvojvazné lanthanoidů , europium a ytterbium . Amid sůl je zcela nerozpustná a snadno vysráží z roztoku, přičemž intenzivně barevné roztoky amoniaku z alkalických kovů. V roce 1907, Charles Krause identifikoval barvy jako důsledek přítomnosti solvatovaných elektronů , které přispívají k vysoké elektrické vodivosti těchto řešení. Při nízkých koncentracích (méně než 3 M), roztok je tmavě modrá a má desetkrát vodivost vodného roztoku chloridu sodného ; při vyšších koncentracích (nad 3 M), roztok se barvy mědi a má přibližně vodivost tekuté kovy, jako je rtuť . Kromě amidu kovové soli s alkalickými kovy a solvatované elektrony, tyto roztoky amoniaku také obsahují kation alkalického kovu (M + ), neutrální alkalického kovu atom (M), diatomic molekuly alkalických kovů (M 2 ) a anionty alkalických kovů (M - ). Ty jsou nestabilní a nakonec se stal více termodynamicky stabilní alkalický amid kovu a plynného vodíku. Solvatované elektrony jsou silné redukční činidla a často se používají při chemické syntéze.

organokovová

organolithiová

Struktura octahedral n -butyllithia hexamer, (C 4 H 9 Li) 6 . Tyto agregáty jsou drženy pohromadě přemístěny kovalentních vazeb mezi lithiem a koncovém uhlíku butylového řetězce. Neexistuje žádná přímá vazba lithium-lithium v každém organolithné sloučeniny.
Pevné fenyllithium tvoří monoklinické krystaly může být popsána jako sestávající z dimerní Li 2 ( C 6 H 5 ) 2 podjednotky. Atomy lithia a ipso uhlíky fenylové kruhy tvoří rovinnou čtyř-členný kruh. Rovina z fenylových skupin, jsou kolmé k rovině tohoto Li 2 C 2 kruhu. Další silné intermolekulární vazby dochází mezi těmito fenyllithium dimerů a n elektronů fenylových skupin v přilehlých dimery, což vede v nekonečné polymerní žebříkové konstrukci.

Jako nejmenší alkalických kovů, lithium tvoří nejširší paletu a nejstabilnější organokovové sloučeniny , které jsou vázány kovalentně. Organolithné sloučeniny jsou elektricky nevodivé těkavé pevné látky nebo kapaliny, které se taví při nízkých teplotách, a mají tendenci vytvářet oligomery se strukturou (RLI) Ix kde R je organická skupina. Vzhledem k tomu, elektropozitivní povahy lithia klade většinu hustotu náboje na vazbu na atomu uhlíku, účinně vytvoření karbaniontu , organolithné sloučeniny, jsou extrémně silné báze a nukleofilů . Pro použití jako báze, butyllithiums se často používají a jsou komerčně dostupné. Příkladem organolithné sloučeniny je methyllithium ((CH 3 Li) x ), která existuje v tetramerní ( x = 4, čtyřboký) a hexamerní ( x = 6, octahedral) formy. Organolithné sloučeniny, zejména n -butyllithium, jsou užitečné jako činidla v organické syntéze, jak se dalo očekávat, diagonální vztah dané lithia s hořčíkem, který hraje důležitou roli v reakci Grignardova . Například, alkyllithia a aryllithiums mohou být použity k syntéze aldehydů a ketonů reakcí s kovovými karbonyly . Reakce s tetrakarbonylniklu , například, pokračuje přes nestabilní acyl niklu karbonylovou komplexu, který se poté podrobí elektrofilní substituci se získá požadovaný aldehyd (pomocí H + , jako elektrofilu) nebo keton (s použitím halogenidu alkyl) produktu.

LIR + [Ni (CO) 4 ] -CO   Li + [RCONi (CO) 3 ] -
Li + [RCONi (CO) 3 ] - H +rozpouštědlo Li + + RCHO + [(rozpouštědlo), Ni (CO) 3 ]
Li + [RCONi (CO) 3 ] - R'Br rozpouštědla Li + + R'COR + [(rozpouštědlo), Ni (CO) 3 ]

Alkyllithia a aryllithiums mohou rovněž reagovat s N , N -disubstituované amidy, za vzniku aldehydů a ketonů, a symetrické ketony reakcí s oxidem uhelnatým . Jejich tepelně rozkládají k odstranění p-vodík, produkující alkeny a lithium hydrid : jiný způsob je reakce etherů s alkyl- a aryllithiums, které působí jako silné báze. V nepolárních rozpouštědlech, aryllithiums reagovat jako karbaniontů účinně jsou, soustružení oxidu uhličitého na aromatické karboxylové kyseliny (ArCO 2 H) a aryl ketony terciární karbinolů (Ar 2 C (Ar), OH). Konečně mohou být použity k syntéze dalších organokovových sloučenin, výměnou kov-halogen.

Těžší alkalické kovy

Na rozdíl od organolithné sloučeniny, organokovové sloučeniny těžších alkalických kovů jsou převážně iontové. Aplikace organosodium sloučenin v chemii je omezen částečně kvůli konkurenci organolithné sloučeniny , které jsou komerčně dostupné a mají pohodlnější reaktivitu. Hlavní organosodium Sloučenina komerční důležitost je cyklopentadienid sodný . Tetrafenylboritanu sodného, mohou být také klasifikovány jako organosodium sloučeniny, protože v je v pevné fázi sodný vázaný k arylovým skupinám. Organokovové sloučeniny vyšších alkalických kovů, jsou ještě více reaktivní než organosodium sloučenin a omezené použití. Pozoruhodný činidlo je Schlosser báze , směs n -butyllithia a draselný terc -butoxidu . Toto činidlo reaguje s propenu za vzniku sloučeniny allylpotassium (KCH 2 CHCH 2 ). cis -2-buten a trans -2-buten Temperujte, když je v kontaktu s alkalickými kovy. Vzhledem k tomu, izomerizace je velmi jednoduché s lithia a sodíku, je pomalu se těžších alkalických kovů. Těžší alkalické kovy také upřednostňovat stericky přetížené konformaci. Bylo hlášeno několik krystalové struktury organopotassium sloučenin, kterým se stanoví, že, stejně jako sodné sloučeniny, jsou polymerní. Organosodium, organopotassium, organorubidium a organocaesium sloučeniny jsou většinou iontové a jsou nerozpustné (nebo téměř) v nepolárních rozpouštědlech.

Alkylové a arylové deriváty sodíku a draslíku sklon reagovat se vzduchem. Způsobují štěpení etherů , tvořit alkoxidy. Na rozdíl od sloučenin, alkyllithnými alkylsodiums a alkylpotassiums nelze provádět reakcí kovů s alkylhalogenidy, protože Wurtz spojky dojde k:

RM + R'X → R-R‘+ MX

Jako takové, že mají být připraveny reakcí alkylmercury sloučenin s sodného nebo kovového draslíku v inertních uhlovodíkových rozpouštědlech. Zatímco methylsodium tvoří tetramery, jako je methyllithium, methylpotassium je iontové a má arsenide nikl strukturu diskrétních methylesterů anionty a kationty draslíku.

Alkalické kovy a jejich hydridy reagují s kyselými uhlovodíky, například cyclopentadienes a terminálních alkynů, za vzniku soli. Kapalný amoniak, ether, nebo uhlovodíková rozpouštědla jsou použity, nejběžnější z nich je tetrahydrofuran . Nejdůležitější z těchto sloučenin je cyklopentadienid sodný , NAC 5 H 5 , která je důležitým prekurzorem pro mnoho přechodných kovů deriváty cyklopentadienylové. Podobně, alkalické kovy reagují s cyclooctatetraene v tetrahydrofuranu, čímž se získá alkalických kovů cyclooctatetraenides ; například didraselný cyclooctatetraenide (K 2 C 8 H 8 ), je důležitým prekurzorem pro mnoho derivátů kovů cyklooktatetraenyl, jako uranocene . Tyto velké a velmi slabě polarizační kationty alkalických kovů může stabilizovat velké, aromatické, polarisable radikálové anionty, jako je tmavě zelený naftalenidu sodným , Na + [C 10 H 8 •] - , silné redukční činidlo.

rozšíření

Empirický (Na-Cs, Mg-Ra) a předpokládaná (Fr-UHP, Ubn-Uhh) poloměr atomu alkalických kovů a kovů alkalických zemin ze třetího do devátého období , měřeno v angstromů

Ačkoli francium je nejtěžší alkalický kov, který byl objeven, došlo k určitému teoretické práce předpovídání fyzikální a chemické charakteristiky hypotetických těžších alkalických kovů. Jako v prvním období 8 prvku , neobjevené prvek ununennium (prvek 119), se předpokládá, že další soli alkalických kovů po francium a chovají se stejně jako jejich lehčí kongenerů ; je však také předpokládá, že se liší od lehčích alkalických kovů v některých vlastností. Jeho chemie se předpokládá, že blíže k tomu draslíku nebo rubidia namísto cesia nebo francium. To je neobvyklé, protože pravidelných trendů , ignoruje relativistické efekty by předpovědět ununennium být dokonce více reaktivní než cesium a francium. To snižuje reaktivita je vzhledem k relativistické stabilizaci ununennium je valenční elektron, což zvyšuje první ionizační energii ununennium a snížení kovové a iontové poloměry ; Tento efekt je již vidět na francium. To předpokládá, že se bude chovat ununennium chemicky jako alkalických kovů, které, i když pravděpodobně, nemusí být pravda, v důsledku relativistické efekty. Relativistická stabilizace 8s orbitální také zvyšuje ununennium má afinitu elektronový daleko za tím cesia a francium; skutečně, ununennium se očekává, že má elektronovou afinitu vyšší než všech alkalických kovů lehčí než to. Relativistické efekty také způsobit velmi velký pokles polarisability z ununennium. Na druhou stranu, ununennium se předpokládá, že pokračovat v trendu klesajících teplot tání klesá skupinu, přičemž se očekává, že má teplotu tání v rozmezí od 0 ° C až 30 ° C.

Empirický (Na-Fr) a předpokládá (Uue) elektronová afinita alkalických kovů od třetího do osmého období , měřeno v elektronvoltů

Stabilizace ununennium je valenční elektron a tím i kontrakce 8s orbitální způsobit jeho poloměr atomu být snížena na 240  hodin , velmi blízká rubidia (247 pm), tak, že chemie ununennium ve stavu 1 oxidace musí být podobnější chemii rubidia než k tomu francium. Na druhé straně, je iontová poloměr Uue + iontu se předpokládá, že je větší, než je Rb + , protože 7P orbitalů se destabilizuje a jsou tedy větší než p-orbitalů spodních skořepin. Ununennium mohou také ukázat 3 oxidační stav , který není vidět v žádné jiné soli alkalických kovů, kromě 1 oxidačním stavu, který je charakteristický pro jiné alkalické kovy, a je také hlavní oxidační stav všech známých alkalických kovů: to je vzhledem k destabilizaci a rozšíření 7P 3/2 spinor, což způsobuje její nejvzdálenější elektrony mají nižší ionizační energie, než to, co by jinak bylo očekáváno. Opravdu, mnoho ununennium sloučenin se očekává, že mají velkou kovalentní charakter, vzhledem k zapojení 7P 3/2 elektronů v lepení.

Empirický (Na-Fr, Mg-Ra) a předpokládá, (Uue-UHP, Ubn-Uhh) ionizační potenciál z alkalických kovů a kovů alkalických zemin, od třetího do devátého období, měřeno v elektronvoltů

Ne tolik, kolik bylo vykonáno mnoho práce předpovídání vlastností alkalických kovů mimo ununennium. I když jednoduché extrapolace periodické tabulky by dal prvek 169, unhexennium, pod ununennium, výpočty Dirac-Fockovy předpovídají, že další soli alkalických kovů po ununennium může být ve skutečnosti prvek 165, unhexpentium, který se předpokládá, že má elektronovou konfiguraci [Og] 5g 18 6F 14 7d 10 8s 2 8P 1/2 2 9s 1 . Kromě toho, tento prvek bude meziprodukt ve vlastnostech mezi alkalickým kovem a 11. skupina , a zatímco jeho fyzikální a atomové vlastnosti by bylo blíže k prvnímu, může být jeho chemie blíže k tomu druhé. Další výpočty ukazují, že unhexpentium bude následovat trend zvyšování ionizační energie, která je cesium, s ionizační energii srovnatelnou s sodíku, a že by měla pokračovat i trend klesajících atomových poloměrů mimo cesia, který má poloměr atomu srovnatelnou s draslíku , Nicméně, může být schopen podílet se v chemických reakcích spolu s 9s elektronu, případně umožňuje oxidační stavy mimo +1, odkud pravděpodobného chování přechodného kovu unhexpentium i 7d elektrony unhexpentium. Vzhledem k alkalických kovů a kovů alkalických zemin, jak jsou s-blokových prvků, tyto předpovědi pro trendy a vlastnosti ununennium a unhexpentium také většinou drží zcela obdobně pro odpovídající kovy alkalických zemin unbinilium (Ubn) a unhexhexium (Uhh).

Pravděpodobné vlastnosti dalších alkalických kovů mimo unhexpentium dosud nebyly zkoumány od roku 2015; Ve skutečnosti, že je podezření, že nemusí být schopen existovat. V obdobích 8 a nad periodické tabulky, relativistické a skořepinová konstrukce účinky natolik silná, že extrapolace z lehčích kongenerů se úplně nepřesné. Kromě toho, relativistické a shell-struktura účinky (které stabilizují s-orbitalů a destabilizují a rozšířit D-, F, a G-orbitaly vyšších skořepin) mají opačné účinky, což způsobuje ještě větší rozdíl mezi relativistická a non-relativistická výpočty vlastností prvků s takovými vysokými atomovými čísly. Zájem o chemických vlastností ununennium a unhexpentium vyplývá ze skutečnosti, že oba tyto prvky jsou umístěny v blízkosti očekávaných místech ostrovů stabilit , se středem na prvky 122 ( 306 Ubb) a 164 ( 482 UHQ).

Pseudo-alkalické kovy

Mnoho dalších látek jsou podobné alkalických kovů v jejich sklon k monopositive kationty. Analogicky jako pseudohalogeny , se někdy nazývá „pseudo-alkalických kovů“. Tyto látky zahrnují některé prvky a mnoho dalších polyatomic iontů ; že polyatomární ionty jsou zvláště podobné alkalických kovů v jejich velké velikosti a slabou polarizační energie.

Vodík

Prvek atom vodíku , s jedním elektronem za neutrálního atomu, je obvykle umístěn v horní části skupiny 1 periodické tabulky pro pohodlí, ale vodík není obvykle považováno alkalický kov; když se má za to, že je alkalický kov, je to proto, že jeho atomové vlastností a nikoli jeho chemické vlastnosti. Za normálních podmínek, čistý vodík existuje jako diatomic plyn skládající se ze dvou atomů na molekulu (H 2 ); Nicméně, alkalické kovy tvoří pouze diatomic molekuly (jako je například dilithium , Li 2 ) při vysokých teplotách, kdy jsou v plynném stavu.

Vodík, jako alkalických kovů, má jeden valenční elektron a snadno reaguje s halogeny , avšak podobnosti nekončí kvůli malé velikosti holé protonů H + ve srovnání s kationty alkalických kovů. Jeho umístění nad lithia je především díky své elektronové konfigurace . To je někdy umístěno nad uhlíku vzhledem k jejich podobným electronegativities nebo fluoru vzhledem k jejich podobnými chemickými vlastnostmi.

První ionizační potenciál vodíku (1312,0 kJ / mol ) je mnohem vyšší než u alkalických kovů. Jak je zapotřebí pouze jeden další elektron vyplnit na vnější pláště atomu vodíku, často se chová jako halogen, tvořící negativní hydridu ion, a je velmi zřídka považován za halogen na tomto základě. (Alkalické kovy mohou také tvořit záporné ionty, známé jako alkalickými prvky , ale jedná se o něco více než laboratorní kuriozity, jsou nestabilní.) Argumentem proti tomuto umístění je to, že tvorba hydridu z vodíku je endotermická, na rozdíl od exotermní tvorbě halogenidů z halogenů , Poloměr H - anion také nehodí trend rostoucí velikostí sjíždění halogeny: skutečně, H - je velmi rozptýlené, protože jeho jediný proton nemůže snadno ovládat oba elektrony. Očekávalo se, po nějakou dobu, že kapalný vodík se ukázal kovové vlastnosti; přičemž toto bylo prokázáno, že není tento případ, za extrémně vysoké tlaky , jako jsou nalezeny v jádrech Jupiteru a Saturn , vodík se stávají kovové a chová se jako alkalického kovu; v této fázi, to je známé jako kovový vodík . Elektrický odpor kapaliny kovového vodíku při 3000 K je přibližně stejná, jako kapaliny rubidia a cesia při 2000 K v příslušných tlaků, pokud procházejí přechod nekovový na kov.

1S 1 elektronová konfigurace z vodíku, zatímco povrchně podobný tomu z alkalických kovů (NS 1 ), je unikátní, protože neexistuje žádný 1p podslupka. Z tohoto důvodu se může ztratit elektron tvořit Hydron H + , nebo získat z vytvoření hydridový ion H - . V prvním případě se podobají povrchně alkalické kovy; v tomto druhém případě, halogeny, ale rozdíly v důsledku nedostatku 1p subshell jsou důležité natolik, že ani jedna skupina se hodí vlastnosti vodíku dobře. Skupina 14 je také vhodná, pokud jde o termodynamických vlastností, jako je ionizační energie a elektronové afinity , ale je chemické nesmysl, protože vodík nemůže být tetravalentní. Proto žádný ze tří umístění jsou zcela uspokojivé, i když skupina 1 je nejčastější umístění (je-li vybrán), protože Hydron je zdaleka nejdůležitější ze všech druhů monatomic vodíku, je základem acidobazické chemie. Jako příklad neobvyklých vlastností vodíku je vyplývajících z jeho neobvyklý elektronové konfigurace a malé rozměry, vodíkových iontů je velmi malá (poloměr kolem 150  fm v porovnání s velikostí 50 až 220 pm většiny jiných atomů a iontů), a tak je neexistující v kondenzovaných systémů jiný než ve spojení s dalšími atomů nebo molekul. Ve skutečnosti, přenos protonů mezi chemickými látkami, je základem acidobazické chemie . Unikátní je také schopnost vodíku k vytvoření vodíkové vazby , které jsou důsledkem náboje převodem, elektrostatické , a elektrony, které přispívají korelační jevy. Zatímco analogické lithiové vazby jsou také známé, že jsou většinou elektrostatické. Nicméně, vodík může mít na stejné strukturální roli jako alkalických kovů v některých molekulárních krystaly a má blízký vztah s nejlehčích alkalických kovů (zejména lithium).

Amonný a deriváty

Podobně jako alkalických kovů, amoniak reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku solí chloridu amonného .

Amonný ion ( NH +
4
) má velmi podobné vlastnosti těžších alkalických kovů, jako soli alkalického kovu mezilehlé mezi draslíku a rubidia, a je často považován za blízký příbuzný. Například většina alkalických kovů, soli jsou rozpustné ve vodě, vlastnost, která amonné soli podíl. Amonný se očekává, že se chovat stabilně jako kov ( NH +
4
ionty v moři přemístily elektronů), při velmi vysokých tlaků (i když méně než typická tlaku, kde se vyskytují po celém přechody z izolačního materiálu na kovové chování, 100  GPa ), a to by mohlo dojít uvnitř ledu obři Uran a Neptun , které mohou mít významný dopad na jejich vnitřních magnetických polí. Odhaduje se, že přechod ze směsi amoniaku a dihydrogen molekul na kovové amonný může nastat při tlacích těsně pod 25 GPa. Za standardních podmínek, amonný mohou tvořit kovové amalgám s rtutí.

Další „pseudo-alkalické kovy“ zahrnují alkylamoniové kationty, ve kterých jsou některé z atomů vodíku v amonných kationtů jsou nahrazeny alkylovými nebo arylovými skupinami. Zejména kvarterní amoniové kationty ( NR +
4
), jsou velmi užitečné, protože jsou trvale nabité a jsou často používány jako alternativa k drahé Cs + stabilizovat velmi velké a velmi snadno polarisable anionty, jako je HI -
2
. Tetraalkylamoniové hydroxidy, jako jsou hydroxidy alkalických kovů, jsou velmi silné báze, které reagují s atmosférickým oxidem uhličitým za vzniku uhličitany. Dále, atom dusíku může být nahrazen fosfor, arsen, antimon nebo atomu (těžší nekovové pniktogeny ), vytváří fosfoniové ( PH +
4
) nebo arsonium ( AsH +
4
) kation, který může být sama substituovaná podobně; zatímco stibonium ( SBH +
4
) sám o sobě není známo, některé z jeho organických derivátů jsou charakterizovány.

Cobaltocene a deriváty

Cobaltocene , Co (C 5 H 5 ) 2 , je metalocen je kobalt analog ferrocenu . Je to tmavě purpurové pevné látky. Cobaltocene má 19 valenční elektrony, jeden více než obvykle nalézt v organotransition komplexy kovů, jako je jeho velmi stabilní vzhledem, ferrocen, v souladu s pravidlem 18 elektronů . Tato další elektronový zaujímá orbitalu, který je antivazebných s ohledem na dluhopisy Co-C. V důsledku toho, mnoho chemických reakce Co (C 5 H 5 ) 2 se vyznačují tím, její tendence ke ztrátě tohoto „extra“ elektron, čímž se získá velmi stabilní 18-elektronový kation známý jako cobaltocenium. Mnoho cobaltocenium soli sraženina se cesia solí a hydroxidu cobaltocenium je silná báze, která absorbuje atmosférický oxid uhličitý za vzniku uhličitanu cobaltocenium. Stejně jako alkalických kovů, cobaltocene je silným redukčním činidlem a decamethylcobaltocene je silnější ještě důvodu kombinovaného indukční efekt z deseti methylových skupin. Kobalt může být substituován jeho těžší kongeneru, rhodia , aby rhodocene , ještě silnější redukční činidlo. Iridocene (zahrnující iridium ) by pravděpodobně bylo ještě účinnější, ale není příliš dobře studovali vzhledem ke své nestabilitě.

thalium

Velmi čisté thalia kousky ve skleněné ampuli , uložené pod argonovou plynem

Thalium je nejtěžší stabilní prvkem skupiny 13 periodické tabulky prvků. V dolní části periodické tabulky, inertní dvojice efekt je poměrně silný, protože relativistické stabilizaci 6s orbitálních a snižující vazebnou energií jako atomy zvětšovat tak, aby množství energie uvolněné v tvořit dva více vazeb není stojí vysoké ionizační energií 6s elektronů. Zobrazuje 1 oxidačního stavu , že všechny známé zobrazení s alkalickými kovy, a thalia sloučeniny s thalium ve svém +1 oxidačním stavu silně podobají se odpovídající draselné nebo stříbrné sloučeniny stechiometricky vzhledem k podobné iontové poloměry TI + (164  pm ), K + (152 pm) a Ag + (129 pm) ionty. To bylo někdy považováno za alkalických kovů v kontinentální Evropě (ale ne v Anglii) v letech bezprostředně následujících po jeho odhalení, a byl umístěn těsně po cesia jako šestý alkalických kovů v Dmitrij Mendělejev ‚s 1869 periodické tabulky prvků a Julius Lothar Meyer ‘ s 1868 periodická tabulka. (Mendeleev 1871 periodické tabulky Meyer 1870 periodická tabulka dát thallium v aktuální pozici ve skupině boru a nechal prostoru pod cesia polotovaru). Nicméně, thalium také zobrazuje oxidačním stavu +3, které není známo, zobrazí alkalických kovů (i když ununennium, neobjevené sedmý alkalický kov, se předpokládá, že možné zobrazit oxidačním stavu +3). Šestý alkalického kovu je nyní považováno za francium. Zatímco Tl + je stabilizován inertní dvojice účinku, tento inertní dvojice 6s elektronů je stále schopen podílet se chemicky, tak, aby tyto elektrony jsou stereochemicky aktivní ve vodném roztoku. Navíc, thalia halogenidy (kromě Tlf ) jsou poměrně nerozpustné ve vodě, a TLI má neobvyklou strukturu z důvodu přítomnosti stereochemicky aktivní inertního páru v thallium.

Měď, stříbro a zlato

Krystal měděné barvy kovu minerálu stojící na bílém povrchu
Měď
Krystal stříbřité kovové krystalu ležící na šedý povrch
stříbrný
Krystal žlutého kovu ležící na bílém povrchu
Zlato

Tyto kovy skupiny 11, (nebo mincovník kovů), měď , stříbro a zlato , jsou obvykle klasifikovány jako přechodovými kovy daných mohou tvořit ionty s neúplnými d-skořepin. Fyzicky, mají body relativně nízké teploty tání a vysoké hodnoty elektronegativita spojených s post-přechodovými kovy . „Naplněný d podslupka a bez s elektron z Cu, Ag a Au přispět k jejich vysokou elektrickou a tepelnou vodivostí. Přechodných kovů na levé straně skupiny 11 zkušeností interakcí mezi y elektrony a částečně naplněné d subshell že nižší pohyblivost elektronu.“ Chemicky, že kovy ze skupiny 11 se chovají jako hlavní skupiny kovů v jejich +1 valenčních stavů, a jsou tedy poněkud příbuzné alkalických kovů: To je jeden z důvodů, pro jejich dříve byl označen jako „skupiny IB“, paralelní alkalické kovy " skupina IA“. Jsou občas klasifikovány jako post-přechodovými kovy. Jejich spektra jsou analogické těm, které z alkalických kovů. Jejich monopositive ionty jsou paramagnetické a přispívají žádnou barvu na jejich soli, stejně jako z alkalických kovů.

V Mendeleev 1871 periodické tabulky, měď, stříbro a zlato jsou uvedeny dvakrát, jednou do skupiny VIII (s železa triády a kovy platinové skupiny ), a jednou pod skupiny IB. Skupina IB byl nicméně parenthesised si uvědomit, že to bylo orientační. Mendeleev Hlavním kritériem pro přiřazení skupiny byla maximální oxidační stav prvku: na tomto základě, skupina 11 nebylo možno zařadit do skupiny IB, vzhledem k existenci mědi (II) a zlata (III) sloučeniny, které jsou známy, že čas. Nicméně, odstranění skupin IB by skupiny I je pouze hlavní skupiny (skupina VIII byl označen za vedlejší skupiny), aby postrádají A-B rozvětvení. Brzy poté, většina chemiků vybral klasifikovat tyto prvky skupiny IB a jejich odstranění ze skupiny VIII pro výsledný symetrie Ten byl převládající klasifikace až do vzestupu moderní středně dlouhý 18 sloupce periodické tabulky, která oddělovala alkalických kovy a kovy skupiny 11.

Tyto mincovník kovy byly tradičně považovány za rozdělení skupiny alkalických kovů, v důsledku jejich sdílení charakteristické s 1 elektronovou konfiguraci alkalických kovů (skupina 1: p 6 s 1 , skupina 11: d 10 s 1 ). Nicméně, podobnosti jsou velmi omezený na stechiometrií těchto +1 sloučenin obou skupin, a ne jejich chemické vlastnosti. Vyplývá to z naplněné d subshell poskytuje mnohem slabší ochranný účinek na nejvzdálenější s elektron než naplněné p subshell, tak, že mincovní kovy mají mnohem vyšší první ionizační energie a menší iontový poloměr než odpovídající alkalické kovy. Kromě toho, že mají vyšší body tání, tvrdost, a hustoty, a nižší reaktivitu a rozpustnost v kapalném amoniaku , jakož i s více kovalentní charakteru v jejich sloučenin. A konečně, alkalické kovy jsou v horní části elektrochemické řadě , vzhledem k tomu, že mincovník kovy jsou téměř na samém dně. Mincovních kovů naplněna d plášť je mnohem snadněji než narušeny alkalických kovů plněné p shell, takže druhý a třetí ionizační energie jsou nižší, což umožňuje vyšší oxidační stavy než +1 a bohatší koordinační chemie, tak dávat skupinu 11 kovy jasné přechodný kov charakteru. Zvláště pozoruhodný je zlato tvoří iontové sloučeniny s rubidia a cesia, ve kterém se tvoří auride iont (Au - ), které dochází také v solvatované formě v kapalném roztoku amoniaku: zde zlato se chová jako pseudohalogen , protože jeho 5d 10 6s 1 konfigurace má jeden elektron méně než kvazi-uzavřené skořepiny 5d 10 6S 2 konfigurace rtuti .

Výroba a izolace

ALT1
ALT2
Sůl byty jsou bohaté na lithium, jako jsou tyto v Salar del Hombre Muerto, Argentina (vlevo) a Uyuni , Bolívie (vpravo). Lithium-bohatý solanka se koncentruje čerpáním do solárních rybníků odpařováním (viditelné v Argentině obrázku).

Výroba čistých alkalických kovů je poněkud složitější vzhledem k jejich extrémní reaktivity s běžně používanými látkami, jako je voda. Z jejich silikátových rud, mohou být všechny stabilní alkalické kovy získány stejným způsobem: kyselina sírová je nejdříve použit k rozpuštění požadovaný iont alkalického kovu a hliníku (III) iontů z rudy (vyluhování), přičemž základní srážení odstraní hliníkové ionty z směs vysrážením to jako hydroxid . Zbylý nerozpustný alkalického kovu uhličitan se potom vysráží selektivně; sůl se potom rozpustí v kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu. Výsledek se nechá odpařit a alkalického kovu pak může být izolován. Lithium a sodík jsou typicky izolovány elektrolýzou z jejich kapalných chloridy, s chloridem vápenatým typicky přidává ke snížení teploty tání směsi. Těžší alkalické kovy, nicméně, je více typicky izolován jiným způsobem, kde redukční činidlo (například sodnou sůl draslíku a hořčíku , nebo vápníku se používá pro nejtěžší alkalických kovů) pro snížení chlorid alkalického kovu. Kapalný nebo plynný produkt (alkalický kov) se poté podrobí frakční destilaci pro čištění. Většina trasy do čistých alkalických kovů vyžadují použití elektrolýzy z důvodu jejich vysoké reaktivity; jedním z mála, který není je pyrolýza odpovídajícího alkalického kovu azid , která poskytuje kov pro sodík, draslík, rubidium a cesium a nitridu lithia.

Soli lithia je třeba se extrahuje z vody z minerálních pramenů , solanky bazény, a vklady solných roztoků. Kov se vyrábí elektrolyticky ze směsi taveného chloridu lithného a chloridu draselného .

Sodný dochází převážně v mořské vodě a vysuší mořského dna , ale je nyní vyrábí přes elektrolýzou z chloridu sodného snížením teploty tání dané látky na méně než 700 ° C, přes použití Downs buňky . Velmi čistý sodný mohou být vyrobeny prostřednictvím tepelného rozkladu azidu sodného . Draslík se vyskytuje v mnoha minerálních látek, jako je například sylvite ( chlorid draselný ). Dříve, draslík byl obecně z elektrolýzou chloridu draselného nebo hydroxidu draselného , nalezený ve velké míře na místech, jako je Kanada, Rusko, Bělorusko, Německo, Izrael, Spojené státy a Jordánskem, ve způsobu podobném tomu, jak byl sodík produkován v pozdní 1800s a brzy 1900s. To může také být vyrobena z mořské vody . Nicméně, tyto metody jsou problematické proto, že kovový draslík má tendenci se rozpouštět ve svém chloridu roztavené a podstatně odpařuje při operačních teplot, což může tvořit explozivní superoxid. Výsledkem je, že kovový čistý draselný se nyní vyrábí redukcí roztaveného chloridu draselného s kovem sodného při 850 ° C.

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)

Přestože sodný je méně reaktivní než draslík, tento proces funguje proto, že při tak vysokých teplotách, draslíku je těkavější než sodík a může být snadno oddestiluje, aby se rovnováha posune směrem doprava, produkovat více plynu, draslíku a probíhá téměř až do konce.

Lesklý šedá 5 centimetrů kus látky s drsným povrchem.
Tento vzorek uraninitem obsahuje asi 100.000 atomů (3,3 x 10 - 20  g) z francium-223 v daném okamžiku.

Již několik let se v letech 1950 až 1960, je vedlejší produkt při výrobě draselného zvané Alkarb byla hlavním zdrojem pro rubidium. Alkarb obsahoval 21% rubidium, zatímco zbytek byl draslíku a malý zlomek cesia. Dnes největšími producenty cesia, například na Tanco dolu v Manitobě, Kanada, produkují rubidia jako vedlejší produkt z pollucite . Dnes je běžnou metodou pro separaci rubidia z draslíku a cesia je frakční krystalizace z rubidium a cesium kamence ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 · 12 H 2 O , který se získá čistý rubidia kamenec po přibližně 30 překrystalování. Omezené aplikace a nedostatek minerální bohaté na rubidia omezení produkce rubidia sloučenin 2 až 4 tuny za rok. Cesium, však není vyrobeno z výše uvedené reakce. Místo toho, těžba pollucitové rudy je hlavní způsob získávání čistého cesium, extrahované z rudy zejména třemi způsoby: kyselina trávení, alkalické rozkladu, a přímou redukci. Oba kovy se vyrábějí jako vedlejší produkty výroby lithium: po roce 1958, kdy zájem o termonukleární vlastnostech lithium prudce zvýšil, produkce rubidia a cesia také odpovídajícím způsobem zvýší. Čisté rubidium a cesium kovy se vyrábějí redukcí jejich chloridy s vápenatým kovem při 750 ° C a nízkém tlaku.

V důsledku své extrémní vzácnosti v přírodě, většina francium je syntetizován v jaderné reakce 197 Au + 18 O210 Fr + 5 N , čímž se získá francium-209 , francium-210 , a francium-211 . Největší množství francium někdy se shromáždil do dnešního dne je asi 300,000 neutrální atomy, které byly syntetizovány pomocí jaderné reakce uvedeného výše. Je-li to vyžaduje jediný přirozený izotop francium-223, vyrábí se jako alfa dcerou actinium-227, která sama vyrábí synteticky z neutronového záření přírodního radia-226, jeden z dcer přírodního uranu-238.

Aplikace

FOCS 1, cesia atomové hodiny ve Švýcarsku
FOCS 1, cesia atomové hodiny ve Švýcarsku

Lithium, sodík, draslík a mají mnoho aplikací, zatímco rubidia a cesia jsou velmi užitečné v akademických souvislostech, ale nemají mnoho aplikací dosud. Lithium se často používá v lithium-iontových baterií , a oxid lithný může pomoci procesu oxid křemičitý. Stearát lithný je zahušťovadlo a může být použit, aby se mazací tuky; je vyroben z hydroxidu lithného, který se rovněž používá pro absorpci oxidu uhličitého v prostoru kapsle a ponorek. Chlorid lithný se používá jako slitiny pro tvrdé pájení na hliníkové části. Kovové lithium se používá ve slitinách s hořčíkem a hliníku, čímž se získá velmi těžké a lehké slitiny.

Sloučeniny sodíku mají mnoho aplikací, nejvíce známý chloridu bytost sodného jako stolní sůl . Sodné soli mastných kyselin se používají jako mýdlo. Čistý kovový sodík také má mnoho aplikací, včetně použití v sodíkové výbojky , které produkují velmi efektivní světla v porovnání s jinými typy osvětlení, a mohou pomoci hladký povrch z jiného kovu. Být silným redukčním činidlem, se často používá ke snížení množství jiných kovů, jako je titan a zirkon , z jejich chloridy. Kromě toho, že je velmi užitečné jako teplosměnné kapaliny v rychlý reprodukční jaderné reaktory Vzhledem ke své nízké teplotě tání, viskozity a průřezu k absorpci neutronů.

Draselné sloučeniny se často používají jako hnojiva , jako draslík, je důležitým prvkem pro výživu rostlin. Hydroxid draselný je velmi silné báze, a používá se k řízení pH různých látek. Dusičnan draselný a manganistan draselný jsou často používány jako silných oxidačních činidel. Draslík superoxid je používán v dýchacích masek, protože reaguje s oxidem uhličitým za vzniku uhličitanu draselného a plynný kyslík. Čistý kovový draslík není často používán, ale jeho slitiny s sodíku mohou nahradit čistého sodíku v rychlý reprodukční jaderné reaktory.

Rubidia a cesia jsou často používány v atomových hodin . Cesia atomové hodiny jsou mimořádně přesné; kdyby byly hodiny provedena v době dinosaurů, že by bylo pryč méně než čtyři sekundy (po 80 milionů let). Z tohoto důvodu, atomy cesia jsou používány jako definici sekundy. Rubidium ionty jsou často používány v fialové ohňostroje a cesium je často používán pro vrtné výplachy v ropném průmyslu.

Francium nemá žádné komerční aplikace, ale vzhledem k poměrně jednoduchým francium má atomové struktury , mimo jiné, to bylo použito v spektroskopických experimentů, což vede k více informací o energetických hladin a kopulačních konstant mezi subatomárních částic . Studie o světla emitovaného laserem pasti francium-210 iontů poskytly přesné údaje o přechodech mezi atomových energetickými hladinami, podobné těm, které předpověděl kvantové teorie .

Biologická role a bezpečnostní opatření

kovy

Čisté alkalické kovy jsou nebezpečně reaktivní se vzduchem a vodou a musí se chránit před teplem, požáru, oxidační činidla, kyseliny, většina organických sloučenin, halogenovaných uhlovodíků , plasty a vlhkosti. Jsou také reagovat s oxidem uhličitým a chlorid uhličitý, takže normální hasicí přístroje jsou kontraproduktivní při použití na požáry alkalických kovů. Některé třídy D suché práškové hasicí přístroje určené pro kovové požárů jsou účinné, připravovat oheň kyslíku a ochlazení alkalického kovu.

Experimenty jsou obvykle prováděny za použití pouze malé množství několika gramů v digestoři . Malá množství lithia mohou být zneškodněny reakcí s chladnou vodou, ale těžší alkalické kovy se musí rozpustit v méně reaktivní isopropanolu . Alkalické kovy musí být skladovány v minerálním oleji nebo v inertní atmosféře. Inertní atmosféra se může použít argon nebo dusík, s výjimkou lithia, který reaguje s dusíkem. Rubidium a cesium, musí být od vzduchu, a to i v oleji, protože dokonce i malé množství vzduchu difunduje do oleje může vyvolat tvorbu nebezpečně výbušné peroxidu; Ze stejného důvodu, draslíku by neměla být skladovány v oleji v atmosféře s obsahem kyslíku po dobu delší než 6 měsíců.

ionty

Bioanorganické chemie z iontů alkalických kovů byla podrobně zkoumány. Polovodičová krystalové struktury byly stanoveny pro mnoho komplexů iontů alkalických kovů v malých peptidů, složek nukleových kyselin, sacharidů a ionoforovými komplexů.

Lithium se přirozeně vyskytuje pouze ve stopovém množství v biologických systémech a nemá žádný biologickou roli, ale má účinky na tělo při požití. Uhličitan lithný se používá jako stabilizátor nálady v psychiatrii pro léčbu bipolární poruchy ( manio-depresivní ) v denních dávkách od asi 0,5 do 2 g, i když jsou vedlejší účinky. Nadměrné požití lithia způsobuje ospalost, nezřetelná řeč a zvracení, mimo jiné příznaky, a jedy centrálního nervového systému , což je nebezpečné, protože požadovaná dávka lithia pro léčbu bipolární poruchy, je jen o málo nižší než je toxické dávky. Jeho biochemie, způsob, jakým je nakládáno v lidském těle a studiích využívajících krysy a kozy, naznačují, že se jedná o zásadní stopový prvek , ačkoli přirozené biologické funkce lithia u lidí dosud nebyl identifikován.

Sodík a draslík se vyskytují ve všech známých biologických systémech obecně funguje jako elektrolyty uvnitř a vně buněk . Sodík je základní živina, která reguluje objem krve, krevní tlak, osmotickou rovnováhu a pH ; minimální fyziologická požadavek na sodíku je 500 mg na den. Chlorid sodný (také známé jako kuchyňské soli) je hlavním zdrojem sodíku ve stravě, a je používán jako koření a konzervační činidlo, jako je moření a trhavé ; většina z nich pochází ze zpracovaných potravin. Doporučená denní dávka pro sodík je 1,5 g denně, ale většina lidí ve Spojených státech spotřebují více než 2,3 gramů za den, minimální částku, která podporuje vysoký krevní tlak; To zase způsobí, že 7,6 milionu předčasných úmrtí na celém světě.

Draslík je hlavní kation (pozitivní ion) uvnitř zvířecích buněk , přičemž sodík je hlavní kation vnější zvířecí buňky. Tyto koncentrační rozdíly těchto nabitých částic způsobuje rozdíl v elektrickém potenciálu mezi vnitřní a vnější straně buňky, známé jako membránový potenciál . Rovnováha mezi draslíku a sodíku se udržuje iontové transportních proteinů v buněčné membráně . Potenciálu buněčné membrány vytvořené draselné a sodné ionty umožňuje buňka generovat akčního potenciálu -a „spike“ z elektrického výboje. Schopnost buněk k výrobě elektrické výboje, je rozhodující pro tělesných funkcí, jako je neurotransmise , svalové kontrakce, a funkce srdce. Narušení této rovnováhy tak může být fatální: například požití velkého množství sloučeniny draslíku může vést k hyperkalémie silně ovlivňování kardiovaskulárního systému. Chlorid draselný se používá ve Spojených státech za smrtící injekcí popravy.

Zařízení radioterapie typ kolo, které má dlouhou kolimátoru pro zaostření záření do úzkého svazku. Cesná-137 chloridu radioaktivní zdroj je modrý čtverec, a gama paprsky jsou reprezentovány svazku vystupujícímu z otvoru. To byl zdroj záření podílí na nehodě Goiânia, obsahující asi 93 g cesium-137-chloridu.

Vzhledem k jejich podobné atomové poloměry, rubidia a cesia v těle mimických draslík a vyjme podobně. Rubidium je známá žádná biologickou roli, ale může pomoci stimulovat metabolismus , a, podobně jako je cesium, nahradit draslíku v těle, což způsobuje nedostatek draslíku . Částečná náhrada je docela možné, a poměrně netoxická: hmotnosti 70 kg osobu obsahuje průměrně 0,36 g, rubidia a zvýšení této hodnoty o 50 až 100 krát nebyl prokázán negativní dopad na zkušebních osob. Krysy mohou přežít až 50% substituci draslíku rubidia. Rubidium (a v mnohem menší míře cesia) může fungovat jako dočasné léky na hypokalemií; zatímco rubidia může adekvátně nahradit fyziologicky draslíku v některých systémech, cesium nikdy není schopen tak učinit. Existuje jen velmi málo důkazů v podobě nedostatku příznaků rubidia je možná nezbytný u koz; i když je to pravda, činí obvykle přítomné v potravinách, jsou víc než dost trasování.

Cesia jsou zřídka setkáváme u většiny lidí, ale většina cesia jsou mírně jedovaté. Jako rubidia, cesia tendenci nahradit draslíku v těle, ale je podstatně větší, a je tedy chudší náhražka. Nadbytek cesia může vést k hypokalémii , arytmie , a akutní srdeční zástavy , ale takové množství nebude obvykle se vyskytují v přírodních zdrojů. Jako takový, cesium není hlavní chemické znečišťující životní prostředí. Střední letální dávka (LD 50 hodnota) pro chloridu česného u myší je 2,3 g na kilogram, což je srovnatelné s LD 50 hodnot chloridu draselného a chloridu sodného . Chloridu česného byl podporován jako alternativní terapie rakoviny, ale byl spojen k úmrtí více než 50 pacientů, u nichž byl využíván jako součást vědecky neověřené léčbu rakoviny.

Radioizotopy cesia vyžadují zvláštní bezpečnostní opatření: nesprávným zacházením s cesium-137 gama zdrojů může vést k uvolňování těchto radioizotopů a záření zranění. Snad nejznámější případ je Goiânia nehoda z roku 1987, ve kterém je nesprávně nakloněný-ozařování systému od opuštěné klinice ve městě Goiânia , Brazílie , se úklid z smetiště a zářící sůl cesia prodávány zvláštní , nevzdělaní kupující. To vedlo ke čtyřem úmrtím a těžkým zraněním z ozáření. Spolu s cesium-134 , jod-131 , a stroncia-90 , cesium-137 byl mezi izotopy rozdělovaného katastrofě v Černobylu , které představují největší riziko pro zdraví. Radioizotopy francium by pravděpodobně bylo nebezpečné i kvůli jejich vysoké útlumu energie a krátkým poločasem rozpadu, ale žádný byly vyrobeny v dostatečně velkém množství, aby nepředstavovala žádné riziko.

Poznámky

Reference