Alcalino

Abundancias estimadas de los elementos químicos en el Sistema solar. El hidrógeno y el helio son los más comunes, del Big Bang . Los siguientes tres elementos (litio, berilio y boro) son raros porque se sintetizaron poco después del Big Bang y también en las estrellas. Las dos tendencias generales en los elementos producidos por estelares restantes son: (1) una alternancia de abundancia en los elementos, ya que tienen números atómicos pares o impares, y (2) una disminución general de la abundancia, a medida que los elementos se vuelven más pesados. El hierro es especialmente común porque representa el nucleido de energía mínima que puede producirse por fusión de helio en supernovas [43]

La regla de Oddo-Harkins sostiene que los elementos con números atómicos pares son más comunes que aquellos con números atómicos impares, con la excepción del hidrógeno. Esta regla argumenta que los elementos con números atómicos impares tienen un protón no apareado y es más probable que capturen otro, aumentando así su número atómico. En elementos con números atómicos pares, los protones están emparejados, con cada miembro del par compensando el giro del otro, mejorando la estabilidad.[44] [45] [46] Todos los metales alcalinos tienen números atómicos impares y no son tan comunes como los elementos con números atómicos pares adyacentes (los gases nobles y los metales alcalinotérreos) en el Sistema Solar. Los metales alcalinos más pesados también son menos abundantes que los más ligeros, ya que los metales alcalinos a partir del rubidio en adelante solo pueden sintetizarse en supernovas y no en nucleosíntesis estelar. El litio también es mucho menos abundante que el sodio y el potasio, ya que se sintetiza poco en la nucleosíntesis del Big Bang y en las estrellas: el Big Bang solo puede producir trazas de litio, berilio y boro debido a la ausencia de un núcleo estable con 5 u 8 nucleones, y la nucleosíntesis estelar solo podrían pasar este cuello de botella por el proceso triple alfa, fusionando tres núcleos de helio para formar carbono y saltando sobre esos tres elementos.[47]

La Tierra se formó a partir de la misma nube de materia que formó el Sol, pero los planetas adquirieron diferentes composiciones durante la formación y evolución del sistema solar. A su vez, la historia natural de la Tierra provocó que partes de este planeta tuvieran diferentes concentraciones de los elementos. La masa de la Tierra es aproximadamente 5.98 ×10²⁴ kg. Se compone principalmente de hierro (32.1%), oxígeno (30.1%), silicio (15.1%), magnesio (13.9%), azufre (2.9%), níquel (1.8%), calcio (1.5%) y aluminio (1,4%); El 1,2% restante consiste en pequeñas cantidades de otros elementos. Debido a la diferenciación planetaria, se cree que la región central está compuesta principalmente de hierro (88.8%), con pequeñas cantidades de níquel (5.8%), azufre (4.5%) y menos de 1% de oligoelementos.[48]

Los metales alcalinos, debido a su alta reactividad, no aparecen de forma natural en estado puro. Son litófilos y, por lo tanto, permanecen cerca de la superficie de la Tierra porque se combinan fácilmente con el oxígeno y, por lo tanto, se asocian fuertemente con el sílice, formando minerales de densidad relativamente baja que no se hunden en el núcleo de la Tierra. El potasio, el rubidio y el cesio también son elementos incompatibles debido a sus grandes radios iónicos.[49]

El sodio y el potasio son muy abundantes en la tierra, ambos se encuentran entre los diez elementos más comunes en la corteza terrestre;[50] [51] el sodio constituye aproximadamente el 2,6% del peso de la corteza terrestre, convirtiéndolo en el sexto elemento más abundante y el metal alcalino más abundante. El potasio constituye aproximadamente el 1.5% de la corteza terrestre y es el séptimo elemento más abundante. El sodio se encuentra en muchos minerales diferentes, de los cuales el más común es la sal ordinaria (cloruro de sodio), que se produce en grandes cantidades disueltas en el agua de mar. Otros depósitos sólidos incluyen halita, anfíbol, criolita, nitratina y zeolita. Muchos de estos depósitos sólidos se producen como resultado de la evaporación de los antiguos mares, que todavía se producen ahora en lugares como el Gran Lago Salado de Utah y el Mar Muerto. A pesar de su abundancia casi igual en la corteza terrestre, el sodio es mucho más común que el potasio en el océano, tanto porque el mayor tamaño del potasio hace que sus sales sean menos solubles, como porque el potasio está ligado por silicatos en el suelo y las lixiviaciones de potasio se absorben mucho más fácilmente por vida vegetal que el sodio.

Espodumena, un importante mineral de litio

A pesar de su similitud química, el litio generalmente no se produce junto con el sodio o el potasio debido a su menor tamaño. Debido a su reactividad relativamente baja, se puede encontrar en agua de mar en grandes cantidades; su concentración estimada en el agua de mar es de aproximadamente 0,14 a 0,25 partes por millón (ppm)[52] [53] o 25 micromolar.[54] Su relación diagonal con el magnesio a menudo le permite reemplazar el magnesio en minerales de ferromagnesio, donde su concentración en la corteza es de aproximadamente 18 ppm, comparable a la del galio y el niobio. Comercialmente, el mineral de litio más importante es la espodumena, que se encuentra en grandes depósitos en todo el mundo.

El rubidio es aproximadamente tan abundante como el zinc y más abundante que el cobre. Se produce naturalmente en los minerales de leucita, polucita, carnalita, zinnwaldite, y lepidolita,[55] aunque ninguno de estos contienen solamente rubidio y no hay otros metales alcalinos. El cesio es más abundante que algunos elementos comúnmente conocidos, como el antimonio, el cadmio, el estaño y el tungsteno, pero es mucho menos abundante que el rubidio. [56]

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

Las propiedades físicas y químicas de los metales alcalinos se pueden explicar fácilmente por tener una configuración de electrones de valencia ns¹, lo que da como resultado un enlace metálico débil. Por lo tanto, todos los metales alcalinos son blandos y tienen bajas densidades,[64] puntos de fusión[64] y ebullición,[64] así como también temperaturas de sublimación, vaporización y disociación. Todos cristalizan en la estructura de cristal cúbico centrada en el cuerpo, y tienen colores de llama distintivos porque su electrón externo se excita muy fácilmente. La configuración ns¹ también da como resultado que los metales alcalinos tengan radios atómicos e iónicos muy grandes, así como una conductividad térmica y eléctrica muy alta. Su química está dominada por la pérdida de su electrón de valencia solitario en el orbital-s más externo para formar el estado de oxidación +1, debido a la facilidad de ionización de este electrón y la muy alta energía de segunda ionización. La mayor parte de la química se ha observado solo para los primeros cinco miembros del grupo. La química del francio no está bien establecida debido a su radioactividad extrema;[64] por tanto, la presentación de sus propiedades aquí es limitada. Lo poco que se sabe sobre el francio muestra que tiene un comportamiento muy cercano al cesio, como se esperaba.

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

Los metales alcalinos estables son todos de color plateado, excepto el cesio, que tiene un tinte dorado pálido:[71] es uno de los tres metales que están claramente coloreados (los otros dos son cobre y oro). Además, los metales alcalinotérreos pesados calcio, estroncio y bario, así como los lantánidos divalentes europio e iterbio son de color amarillo pálido, aunque el color es mucho menos prominente que el del cesio. Su brillo se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación.[72] Todos presentan un sistema cristalino cúbico, y tienen colores de llama distintivos porque su electrón externo se excita muy fácilmente. De hecho, estos colores de prueba de llama son la forma más común de identificarlos, ya que todas sus sales con iones comunes son solubles.

Todos los metales alcalinos son altamente reactivos y nunca se encuentran en formas elementales en la naturaleza.[73] Debido a esto, generalmente se almacenan en aceite mineral o queroseno (aceite de parafina).[74] Reaccionan agresivamente con los halógenos para formar los haluros de metales alcalinos, que son compuestos cristalinos iónicos blancos que son todos solubles en agua excepto el fluoruro de litio (Li F).[75] Los metales alcalinos también reaccionan con el agua para formar hidróxidos fuertemente alcalinos y, por lo tanto, deben manipularse con mucho cuidado. Los metales alcalinos más pesados reaccionan más vigorosamente que los más ligeros; por ejemplo, cuando cae al agua, el cesio produce una explosión mayor que el potasio si se usa la misma cantidad de moles de cada metal.[75] [76] [77] Los metales alcalinos tienen las primeras energías de ionización más bajas en sus respectivos períodos de la tabla periódica [78] debido a su baja carga nuclear efectiva[75] y la capacidad de lograr una configuración de gas noble al perder solo un electrón.[75] Los metales alcalinos no solo reaccionan con el agua, sino también con los donantes de protones como los alcoholes y fenoles, el amoníaco gaseoso y los alquinos, lo último demuestra el grado fenomenal de su reactividad. Su gran poder como agentes reductores los hace muy útiles para liberar otros metales de sus óxidos o haluros.

La segunda energía de ionización de todos los metales alcalinos es muy alta[79] [80] ya que está en una capa completa que también está más cerca del núcleo;[79] tanto, casi siempre pierden un solo electrón, formando cationes. Los alcalinos son una excepción, son compuestos inestables que contienen metales alcalinos en un estado de oxidación -1, lo cual es muy inusual ya que antes del descubrimiento de los alcalinos, no se esperaba que los metales alcalinos pudieran formar aniones y se pensaba que eran capaz de aparecer en sales solo como cationes. Los aniones alcalinos tienen subcapas-s llenas, lo que les da suficiente estabilidad para existir. Se sabe que todos los metales alcalinos estables, excepto el litio, pueden formar alcalinos,[81] [82] [83] y los alcalinos tienen mucho interés teórico debido a su inusual estequiometría y bajos potenciales de ionización. Los alcalidos son químicamente similares a los electruros, que son sales con electrones atrapados que actúan como aniones.[84] Un ejemplo particularmente llamativo de un alcalino es el "hidruro de sodio inverso", H⁺Na^- (ambos iones complejados), a diferencia del hidruro de sodio habitual, Na⁺H^-[85] es inestable de forma aislada, debido a su alta energía resultante del desplazamiento de dos electrones de hidrógeno a sodio, aunque se predice que varios derivados son metaestables o estables.[85] [86]

En solución acuosa, los iones de metales alcalinos forman iones aqua de la fórmula [M (H₂O)_n]⁺, donde n es el número de solvatación. Sus números de coordinación y formas concuerdan bien con los que se esperan de sus radios iónicos. En solución acuosa, se dice que las moléculas de agua unidas directamente al ion metálico pertenecen a la primera esfera de coordinación, también conocida como la primera capa de solvatación, o primaria. El enlace entre una molécula de agua y el ion metálico es un enlace covalente dativo, con el átomo de oxígeno que dona ambos electrones al enlace. Cada molécula de agua coordinada puede estar unida por enlaces de hidrógeno a otras moléculas de agua. Se dice que estos últimos residen en la segunda esfera de coordinación. Sin embargo, para los cationes de metales alcalinos, la segunda esfera de coordinación no está bien definida ya que la carga +1 en el catión no es lo suficientemente alta como para polarizar las moléculas de agua en la capa de solvatación primaria lo suficiente como para que formen fuertes enlaces de hidrógeno con aquellos en la segunda esfera de coordinación, produciendo una entidad más estable. [87] Se ha determinado experimentalmente que el número de solvatación para Li ⁺ es 4, formando el tetraédrico [Li (H₂O)₄]⁺ ; mientras que se han encontrado números de solvatación de 3 a 6 para iones de litio, los números de solvatación menores que 4 pueden ser el resultado de la formación de pares de iones de contacto y los números de solvatación más altos pueden interpretarse en términos de moléculas de agua que se aproximan a [Li (H₂O)₄]⁺ a través de una cara del tetraedro, aunque las simulaciones dinámicas moleculares pueden indicar la existencia de un ion hexaaqua octaédrico . También hay probablemente seis moléculas de agua en la esfera de solvatación primaria del ion sodio, que forman el ion octaédrico [Na (H₂O)₆]⁺.[88] [89] ^:126–127 Si bien anteriormente se pensaba que los metales alcalinos más pesados también formaban iones hexaaqua octaédricos, desde entonces se descubrió que el potasio y el rubidio probablemente forman los iones [K (H₂O)₈]⁺ y [Rb (H₂O)₈]⁺, que tienen la estructura antiprismática cuadrada, y que el cesio forma el ion de 12 coordenadas [Cs (H₂O)₁₂]⁺ .[90]

La química del litio muestra varias diferencias con respecto al resto del grupo, ya que el pequeño catión Li ⁺ polariza los aniones y le da a sus compuestos un carácter más covalente.[91] El litio y el magnesio tienen una relación diagonal debido a sus radios atómicos similares,[91] por lo que muestran algunas similitudes. Por ejemplo, el litio forma un nitruro estable, una propiedad común entre todos los metales alcalinotérreos (grupo del magnesio) pero única entre los metales alcalinos.[92] Además, entre sus respectivos grupos, solo el litio y el magnesio forman compuestos organometálicos con un carácter covalente significativo[93]

El fluoruro de litio es el único haluro de metal alcalino que es poco soluble en agua,[94] y el hidróxido de litio es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente.[94] Por el contrario, el perclorato de litio y otras sales de litio con aniones grandes que no pueden polarizarse son mucho más estables que los compuestos análogos de los otros metales alcalinos, probablemente porque Li ⁺ tiene una alta energía de solvatación. Este efecto también significa que la mayoría de las sales de litio simples se encuentran comúnmente en forma hidratada, porque las formas anhidras son extremadamente higroscópicas, esto permite que sales como el cloruro de litio y el bromuro de litio se utilicen en deshumidificadores y acondicionadores de aire.

Se predice que el francio muestre algunas diferencias debido a su alto peso atómico, lo que hace que sus electrones viajen a fracciones considerables de la velocidad de la luz y, por lo tanto, hacen que los efectos relativistas sean más prominentes. En contraste con la tendencia a la disminución de las electronegatividades y las energías de ionización de los metales alcalinos, se predice que la electronegatividad del francio y la energía de ionización serán más altas que las del cesio debido a la estabilización relativista de los electrones 7s; Además, se espera que su radio atómico sea anormalmente bajo. Por lo tanto, contrario a lo esperado, el cesio es el más reactivo de los metales alcalinos, no el francio.[95] [96] ^:1729 [97] Todas las propiedades físicas conocidas del francio también se desvían de las tendencias claras que van del litio al cesio, como la primera energía de ionización, la afinidad electrónica y la polarización del anión, aunque debido a la escasez de datos conocidos sobre el francio, muchas fuentes dan valores extrapolados, ignorando que Los efectos relativistas hacen que la tendencia del litio al cesio se vuelva inaplicable en el francio.[97] Algunas de las pocas propiedades del francio que se han predicho teniendo en cuenta la relatividad son la afinidad electrónica (47.2 kJ / mol)[98] y la entalpía de disociación de la molécula Fr ₂ (42.1 kJ / mol).[99] La molécula CsFr está polarizada como Cs⁺Fr^-, lo que muestra que la subcapa 7s de francio se ve mucho más afectada por los efectos relativistas que la subcapa 6s de cesio.[97] Además, se espera que el superóxido de francio (FrO₂) tenga un carácter covalente significativo, a diferencia de los otros superóxidos de metales alcalinos, debido a las contribuciones de enlace de los electrones 6p del francio.[97]

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

Debido a la gran rareza de los núcleos impares e impares, casi todos los isótopos primordiales de los metales alcalinos son pares e impares (con la excepción del isótopo estable a la luz litio-6 y el radioisótopo potásico-40 de larga vida). Para un número de masa impar dado, solo puede haber un único nucleido beta estable, ya que no hay una diferencia en la energía de unión entre pares-impares e impares, incluso comparable a la de pares-pares e impares-impares, dejando otros nucleidos del mismo número de masa (isobaras) libre de desintegración beta hacia el nucleido de menor masa. Un efecto de la inestabilidad de un número impar de cualquiera de los tipos de nucleones es que los elementos con números impares, como los metales alcalinos, tienden a tener menos isótopos estables que los elementos con números pares. De los 26 elementos monoisotópicos que tienen un solo isótopo estable, todos menos uno tienen un número atómico impar y todos menos uno también tienen un número par de neutrones. El berilio es la única excepción a ambas reglas, debido a su bajo número atómico.[101]

Todos los metales alcalinos, excepto el litio y el cesio, tienen al menos un radioisótopo natural: sodio-22 y sodio-24 son trazas de radioisótopos producidos cosmogénicamente, [102] potasio-40 y rubidio-87 tienen vidas medias muy largas y, por lo tanto, ocurren de forma natural, y todos los isótopos de francio son radiactivos. También se pensó que el cesio era radiactivo a principios del siglo XX,[103] [104] aunque no tiene radioisótopos naturales. [105] (El francio aún no había sido descubierto en ese momento). El radioisótopo natural de larga duración del potasio, el potasio-40, constituye aproximadamente el 0.012% del potasio natural,[106] y por lo tanto el potasio natural es débilmente radiactivo. Esta radiactividad natural se convirtió en una base para una afirmación errónea del descubrimiento del elemento 87 (el próximo metal alcalino después del cesio) en 1925.[29][107] El rubidio natural es similarmente ligeramente radiactivo, con un 27.83% siendo el radioisótopo de larga duración rubidio-87.

El Cesio-137, con una vida media de 30.17 años, es uno de los dos principales productos de fisión de vida media, junto con el estroncio-90, que son responsables de la mayor parte de la radiactividad del combustible nuclear gastado después de varios años de enfriamiento, hasta varios cientos de años después de su uso. Constituye la mayor parte de la radiactividad que aún queda del accidente de Chernobyl. El cesio-137 sufre una desintegración beta de alta energía y finalmente se convierte en bario-137 estable. Es un fuerte emisor de radiación gamma. El cesio-137 tiene una tasa muy baja de captura de neutrones y no se puede eliminar de esta manera, pero se debe permitir que se descomponga.[108] El cesio-137 se ha utilizado como marcador en estudios hidrológicos, análogo al uso de tritio.[109] Se liberaron pequeñas cantidades de cesio-134 y cesio-137 al medio ambiente durante casi todas las pruebas de armas nucleares y algunos accidentes nucleares, especialmente el accidente de Goiânia y el desastre de Chernobyl. A partir de 2005, el cesio-137 es la principal fuente de radiación en la zona de alienación alrededor de la central nuclear de Chernobyl.[110] Sus propiedades químicas como uno de los metales alcalinos lo convierten en uno de los productos de fisión más problemáticos de corta a media vida porque se mueve y se propaga fácilmente en la naturaleza debido a la alta solubilidad en agua de sus sales, y es absorbido por el cuerpo, que lo confunde con sus congéneres esenciales de sodio y potasio.[111] ^:114

Carga nuclear efectiva en un electrón atómico

Los radios atómicos de los metales alcalinos aumentan bajando el grupo.[114] Debido al efecto de protección, cuando un átomo tiene más de una capa de electrones, cada electrón siente repulsión eléctrica de los otros electrones, así como atracción eléctrica del núcleo.[115] En los metales alcalinos, el electrón más externo solo siente una carga neta de +1, ya que parte de la carga nuclear (que es igual al número atómico) es cancelada por los electrones internos; El número de electrones internos de un metal alcalino es siempre uno menos que la carga nuclear. Por lo tanto, el único factor que afecta el radio atómico de los metales alcalinos es el número de capas de electrones. Como este número aumenta en el grupo, el radio atómico también debe aumentar en el grupo.[114]

Los radios iónicos de los metales alcalinos son mucho más pequeños que sus radios atómicos. Esto se debe a que el electrón más externo de los metales alcalinos está en una capa de electrones diferente a la de los electrones internos y, por lo tanto, cuando se elimina, el átomo resultante tiene una capa de electrones menos y es más pequeño. Además, la carga nuclear efectiva ha aumentado y, por lo tanto, los electrones son atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo y el radio iónico disminuye.[116]

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

La primera energía de ionización de un elemento o molécula es la energía requerida para mover el electrón más suelto de un mol de átomos gaseosos del elemento o moléculas para formar un mol de iones gaseosos con carga eléctrica +1. Los factores que afectan la primera energía de ionización son la carga nuclear, la cantidad de blindaje de los electrones internos y la distancia desde el electrón más débilmente sostenido desde el núcleo, que siempre es un electrón externo en los elementos del grupo principal. Los primeros dos factores cambian la carga nuclear efectiva que siente el electrón más suelto. Dado que el electrón más externo de los metales alcalinos siempre siente la misma carga nuclear efectiva (+1), el único factor que afecta la primera energía de ionización es la distancia desde el electrón más externo al núcleo. Como esta distancia aumenta en el grupo, el electrón más externo siente menos atracción del núcleo y, por lo tanto, la primera energía de ionización disminuye. [117] (Esta tendencia se rompe en el francio debido a la estabilización relativista y la contracción del orbital 7s, lo que acerca el electrón de valencia del francio más cerca del núcleo de lo que se esperaría de los cálculos no relativistas. Esto hace que el electrón más externo del francio sienta más atracción del núcleo, aumentando su primera energía de ionización ligeramente más allá de la del cesio).[118] ^:1729

La segunda energía de ionización de los metales alcalinos es mucho más alta que la primera, ya que el segundo electrón más suelto es parte de una capa de electrones completamente llena y, por lo tanto, es difícil de eliminar.[119]

Las reactividades de los metales alcalinos aumentan bajando el grupo. Este es el resultado de una combinación de dos factores: las primeras energías de ionización y las energías de atomización de los metales alcalinos. Debido a que la primera energía de ionización de los metales alcalinos disminuye en el grupo, es más fácil que el electrón más externo se elimine del átomo y participe en las reacciones químicas, aumentando así la reactividad en el grupo. La energía de atomización mide la fuerza del enlace metálico de un elemento, que cae en el grupo a medida que los átomos aumentan en radio y, por lo tanto, el enlace metálico debe aumentar en longitud, haciendo que los electrones deslocalizados se alejen más de la atracción de los núcleos de los núcleos más pesados de los metales alcalinos. Agregar las energías de atomización y primera ionización da una cantidad estrechamente relacionada (pero no igual a) la energía de activación de la reacción de un metal alcalino con otra sustancia. Esta cantidad disminuye bajando por el grupo, y también lo hace la energía de activación; por lo tanto, las reacciones químicas pueden ocurrir más rápido y la reactividad aumenta en el grupo.[120]

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

La electronegatividad es una propiedad química que describe la tendencia de un átomo o un grupo funcional de atraer electrones (o densidad de electrones) hacia sí mismo.[121] Si el enlace entre el sodio y el cloro en el cloruro de sodio fuera covalente, el par de electrones compartidos se sentiría atraído por el cloro porque la carga nuclear efectiva en los electrones externos es +7 en cloro pero solo es +1 en sodio. El par de electrones se atrae tan cerca del átomo de cloro que prácticamente se transfieren al átomo de cloro (un enlace iónico). Sin embargo, si el átomo de sodio fue reemplazado por un átomo de litio, los electrones no serán atraídos tan cerca del átomo de cloro como antes porque el átomo de litio es más pequeño, haciendo que el par de electrones se atraiga más fuertemente a la carga nuclear efectiva más cercana del litio. Por lo tanto, los átomos de metal alcalino más grandes (más abajo en el grupo) serán menos electronegativos ya que el par de enlace es menos atraído hacia ellos. Se espera que el francio sea una excepción.[122]

Debido a la mayor electronegatividad del litio, algunos de sus compuestos tienen un carácter más covalente. Por ejemplo, el yoduro de litio (Li I) se disolverá en solventes orgánicos, una propiedad de la mayoría de los compuestos covalentes.[123] El fluoruro de litio (Li F) es el único haluro alcalino que no es soluble en agua,[124] y el hidróxido de litio (Li OH) es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente.[124]

El punto de fusión de una sustancia es el punto donde cambia de estado sólido a líquido, mientras que el punto de ebullición de una sustancia (en estado líquido) es el punto donde la presión de vapor del líquido es igual a la presión ambiental que rodea al líquido[125] [126] y todo el líquido cambia de estado a gas. Cuando un metal se calienta hasta su punto de fusión, los enlaces metálicos que mantienen los átomos en su lugar se debilitan para que los átomos puedan moverse, y los enlaces metálicos finalmente se rompen por completo en el punto de ebullición del metal.[127] [128] Por lo tanto, la caída de los puntos de fusión y ebullición de los metales alcalinos indica que la resistencia de los enlaces metálicos de los metales alcalinos disminuye en el grupo.[127] Esto se debe a que los átomos de metal se mantienen unidos por la atracción electromagnética de los iones positivos a los electrones deslocalizados.[127] [128] A medida que los átomos aumentan de tamaño bajando por el grupo (debido a que aumenta su radio atómico), los núcleos de los iones se alejan más de los electrones deslocalizados y, por lo tanto, el enlace metálico se debilita para que el metal se derrita y hierva más fácilmente, bajando así los puntos de fusión y ebullición.[127] (El aumento de la carga nuclear no es un factor relevante debido al efecto de blindaje).[127]

Todos los metales alcalinos tienen la misma estructura cristalina (cúbica centrada en el cuerpo) y, por lo tanto, los únicos factores relevantes son el número de átomos que pueden caber en un determinado volumen y la masa de uno de los átomos, ya que la densidad se define como masa por unidad de volumen. El primer factor depende del volumen del átomo y, por lo tanto, del radio atómico, que aumenta al descender el grupo; así, el volumen de un átomo de metal alcalino aumenta al descender el grupo. La masa de un átomo de metal alcalino también aumenta al descender el grupo. Por lo tanto, la tendencia de las densidades de los metales alcalinos depende de sus pesos atómicos y radios atómicos; si se conocen las cifras de estos dos factores, se pueden calcular las relaciones entre las densidades de los metales alcalinos. La tendencia resultante es que las densidades de los metales alcalinos aumentan en la tabla, con la excepción del potasio. Debido a que tienen el peso atómico más bajo y el radio atómico más grande de todos los elementos en sus períodos, los metales alcalinos son los metales menos densos en la tabla periódica.[129] El litio, el sodio y el potasio son los únicos tres metales en la tabla periódica que son menos densos que el agua:[130] de hecho, el litio es el sólido menos denso conocido a temperatura ambiente.

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

Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosa o explosivamente con agua fría, produciendo una solución acuosa de un hidróxido de metal alcalino fuertemente básico y liberando gas hidrógeno.[131] Esta reacción se vuelve más vigorosa al descender por el grupo, el litio reacciona constantemente con efervescencia, pero el sodio y el potasio pueden encenderse y el rubidio y el cesio se hunden en el agua y generan gas hidrógeno con tanta rapidez que se forman ondas de choque en el agua que pueden romper los envases de vidrio. [132] Cuando un metal alcalino se cae al agua, produce una explosión, de las cuales hay dos etapas separadas. El metal reacciona primero con el agua, rompiendo los enlaces de hidrógeno en el agua y produciendo hidrógeno gaseoso; esto ocurre más rápido para los metales alcalinos más pesados más reactivos. En segundo lugar, el calor generado por la primera parte de la reacción a menudo enciende el gas hidrógeno, haciendo que se queme explosivamente en el aire circundante. Esta explosión secundaria de gas de hidrógeno produce la llama visible sobre el tazón de agua, lago u otro cuerpo de agua, no la reacción inicial del metal con agua (que tiende a ocurrir principalmente bajo el agua).[133] Los hidróxidos de metales alcalinos son los hidróxidos más básicos conocidos.

Investigaciones recientes han sugerido que el comportamiento explosivo de los metales alcalinos en el agua es impulsado por una explosión de Coulomb y no solo por la generación rápida de hidrógeno.[134] Todos los metales alcalinos se funden como parte de la reacción con agua. Las moléculas de agua ionizan la superficie metálica desnuda del metal líquido, dejando una superficie metálica cargada positivamente e iones de agua cargados negativamente. La atracción entre el metal cargado y los iones de agua aumentará rápidamente el área superficial, causando un aumento exponencial de la ionización. Cuando las fuerzas repulsivas dentro de la superficie del metal líquido exceden las fuerzas de la tensión superficial, explota vigorosamente.[134]

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

Aleación de NaK líquida a temperatura ambiente

Los metales alcalinos forman muchos compuestos intermetálicos entre sí y los elementos de los grupos 2 a 13 en la tabla periódica de estequiometrías variables, tales como las amalgamas de sodio con mercurio, incluyendo Na₅Hg₈ y Na₃Hg.[135] Algunos de estos tienen características iónicas: tomar las aleaciones con oro, el metal más electronegativo, por ejemplo, NaAu y KAu son metálicos, pero RbAu y CsAu son semiconductores. El NaK es una aleación de sodio y potasio que es muy útil porque es líquido a temperatura ambiente, aunque se deben tomar precauciones debido a su extrema reactividad hacia el agua y el aire. La mezcla eutéctica se derrite a −12,6 °C.[136] Una aleación de 41% de cesio, 47% de sodio y 12% de potasio tiene el punto de fusión más bajo conocido de cualquier metal o aleación, −78 °C.[137]

Los compuestos intermetálicos de los metales alcalinos con los elementos más pesados del grupo 13 (aluminio, galio, indio y talio), como NaTl, son conductores pobres o semiconductores, a diferencia de las aleaciones normales con los elementos anteriores, lo que implica que el metal alcalino involucrado tiene perdió un electrón a los aniones Zintl involucrados.[138] Sin embargo, mientras que los elementos del grupo 14 y más allá tienden a formar grupos aniónicos discretos, los elementos del grupo 13 tienden a formar iones poliméricos con los cationes de metales alcalinos ubicados entre la red iónica gigante. Por ejemplo, NaTl consiste en un anión polimérico (—Tl ^- -)_n con una estructura cúbica de diamante covalente con iones Na ⁺ ubicados entre la red aniónica. Los metales alcalinos más grandes no pueden encajar de manera similar en una red aniónica y tienden a forzar a los elementos más pesados del grupo 13 a formar grupos aniónicos.[139]

El boro es un caso especial, ya que es el único no metal en el grupo 13. Los boruros de metales alcalinos tienden a ser ricos en boro, lo que implica una unión apreciable de boro-boro que involucra estructuras deltaédricas, y son térmicamente inestables debido a que los metales alcalinos tienen una presión de vapor muy alta a temperaturas elevadas. Esto hace que la síntesis directa sea problemática porque los metales alcalinos no reaccionan con el boro por debajo de 700 °C, y por lo tanto esto debe lograrse en contenedores sellados con el metal alcalino en exceso. Además, excepcionalmente en este grupo, la reactividad con boro disminuye en el grupo: el litio reacciona completamente a 700 °C, pero sodio a 900 °C y potasio no hasta 1200 °C, y la reacción es instantánea para el litio, pero lleva horas para el potasio. Los boruros de rubidio y cesio ni siquiera se han caracterizado. Se conocen varias fases, como LiB₁₀, NaB₆, NaB₁₅ y KB₆.[140] [141] Bajo alta presión, la unión boro-boro en los boruros de litio cambia de seguir las reglas de Wade a formar aniones Zintl como el resto del grupo 13.[142]

Vista del compuesto de intercalación de grafito KC₈

El litio y el sodio reaccionan con el carbono para formar acetiluros, Li₂C₂ y Na₂C₂, que también se pueden obtener por reacción del metal con acetileno. El potasio, el rubidio y el cesio reaccionan con el grafito; sus átomos se intercalan entre las capas de grafito hexagonal, formando compuestos de intercalación de grafito de fórmulas MC₆₀ (gris oscuro, casi negro), MC₄₈ (gris oscuro, casi negro), MC₃₆ (azul), MC₂₄ (azul acero) y MC₈ (bronce) (M = K, Rb o Cs). Estos compuestos son más de 200 veces más conductores de electricidad que el grafito puro, lo que sugiere que el electrón de valencia del metal alcalino se transfiere a las capas de grafito (p. Ej. M+
C−
8).[143] Al calentar KC₈, la eliminación de los átomos de potasio da como resultado la conversión en secuencia a KC₂₄, KC₃₆, KC₄₈ y finalmente KC₆₀ . KC₈ es un agente reductor muy fuerte y es pirofórico y explota en contacto con el agua.[144] [145] Mientras que los metales alcalinos más grandes (K, Rb y Cs) inicialmente forman MC₈, los más pequeños inicialmente forman MC₆, y de hecho requieren la reacción de los metales con grafito a altas temperaturas alrededor de 500 °C para formar.[146] Aparte de esto, los metales alcalinos son agentes reductores tan fuertes que incluso pueden reducir el buckminsterfullereno para producir fulleridos sólidos M_nC₆₀; el sodio, el potasio, el rubidio y el cesio pueden formar fulleridos donde n = 2, 3, 4 o 6, y el rubidio y el cesio adicionalmente pueden alcanzar n = 1.

Cuando los metales alcalinos reaccionan con los elementos más pesados en el grupo de carbono (silicio, germanio, estaño y plomo), se forman sustancias iónicas con estructuras en forma de jaula, como los siliciuros M₄Si₄ (M = K, Rb o Cs), que contiene M⁺ e iones tetraédricos Si4−
4 [147]. La química de las germanidas de metales alcalinos, involucrando el ion germanida Ge⁴⁻ y otros iones de racimo (Zintl) como Ge2−
4, Ge4−
9, Ge2−
9, y [(Ge₉)₂]⁶⁻, es en gran medida análogo al de los siliciuros correspondientes. Los estannuros de metales alcalinos son en su mayoría iónicos, a veces con el ion estannuro (Sn⁴⁻),[148] y a veces con iones Zintl más complejos como Sn4−
9, que aparece en el nonastanuro de tetrapotasio (K₄Sn₉ ).[149] El ion monatómico de la plomada (Pb⁴⁻) es desconocido, y de hecho se predice que su formación será energéticamente desfavorable; los plásmidos de metales alcalinos tienen iones Zintl complejos, como Pb4−
9. Estos germanuros, estannuros y plásmidos de metales alcalinos pueden producirse reduciendo germanio, estaño y plomo con sodio metálico en amoníaco líquido.

Modelo de barras y esferas de celda de nitruro de litio. [150] Sobre la base del tamaño, se esperaría una estructura tetraédrica, pero eso sería geométricamente imposible: por lo tanto, el nitruro de litio adquiere esta estructura cristalina única

El litio, el más ligero de los metales alcalinos, es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno en condiciones estándar, y su nitruro es el único nitruro de metal alcalino estable. El nitrógeno es un gas no reactivo porque romper el triple enlace fuerte en la molécula de dinitrógeno (N₂) requiere mucha energía. La formación de un nitruro de metal alcalino consumiría la energía de ionización del metal alcalino (formando iones M⁺), la energía requerida para romper el triple enlace en N₂ y la formación de iones N³⁻, y toda la energía liberada del La formación de un nitruro de metal alcalino proviene de la energía reticular del nitruro de metal alcalino. La energía de la red se maximiza con iones pequeños y altamente cargados; los metales alcalinos no forman iones altamente cargados, solo forman iones con una carga de +1, por lo que solo el litio, el metal alcalino más pequeño, puede liberar suficiente energía reticular para hacer que la reacción con nitrógeno sea exotérmica, formando nitruro de litio. Las reacciones de los otros metales alcalinos con nitrógeno no liberarían suficiente energía reticular y, por lo tanto, serían endotérmicas, por lo que no forman nitruros en condiciones estándar.[151] El nitruro de sodio (Na₃N) y el nitruro de potasio (K₃N), aunque existen, son extremadamente inestables, propensos a descomponerse nuevamente en sus elementos constituyentes, y no se pueden producir haciendo reaccionar los elementos entre sí en condiciones estándar.[152] [153] El impedimento estérico prohíbe la existencia de rubidio o nitruro de cesio. Sin embargo, el sodio y el potasio forman sales de azida incoloras que involucran al anion N−
3 lineal; que debido al gran tamaño de los cationes de metales alcalinos, son térmicamente lo suficientemente estables como para poder fundirse antes de descomponerse.

Todos los metales alcalinos reaccionan fácilmente con fósforo y arsénico para formar fosfuros y arseniuros con la fórmula M₃Pn (donde M representa un metal alcalino y Pn representa un picnógeno: fósforo, arsénico, antimonio o bismuto). Esto se debe al mayor tamaño de los iones P^3- y As^3-, por lo que se necesita liberar menos energía reticular para que se formen las sales.[154] Estos no son los únicos fosfuros y arseniuros de los metales alcalinos; por ejemplo, el potasio tiene nueve fosfuros conocidos diferentes, con fórmulas K₃P, K₄P₃, K₅P₄, KP, K₄P₆, K₃P₇, K₃P₁₁, KP_10.3 y KP₁₅.[155] Mientras que la mayoría de los metales forman arseniuros, solo los metales alcalinos y alcalinotérreos forman principalmente arseniuros iónicos. La estructura del Na₃As es compleja con distancias inusualmente cortas de Na-Na de 328-330 pm, que son más cortas que en el metal de sodio, y esto indica que incluso con estos metales electropositivos, la unión no puede ser directamente iónica. Se conocen otros arseniuros de metales alcalinos que no se ajustan a la fórmula M₃As, como LiAs, que tiene un brillo metálico y conductividad eléctrica que indica la presencia de algún enlace metálico. Los antimonuros son inestables y reactivos ya que el ion Sb³ es un agente reductor fuerte; La reacción de los mismos con ácidos forma la estibina gaseosa tóxica e inestable (SbH₃).[156] De hecho, tienen algunas propiedades metálicas, y los antimoniuros de metales alcalinos de la estequiometría MSb involucran átomos de antimonio unidos en una estructura en espiral de Zintl.[157] Los bismutidos ni siquiera son totalmente iónicos; son compuestos intermetálicos que contienen enlaces parcialmente metálicos y parcialmente iónicos.[158]

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

Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con oxígeno en condiciones estándar. Forman varios tipos de óxidos, tales como óxidos simples (que contienen el ion O²⁻), peróxidos (que contienen el ion O2−
2, donde hay un enlace simple entre los dos átomos de oxígeno), superóxidos (que contienen el ion O−
2), y muchos otros. El litio se quema en el aire para formar óxido de litio, pero el sodio reacciona con el oxígeno para formar una mezcla de óxido de sodio y peróxido de sodio. El potasio forma una mezcla de peróxido de potasio y superóxido de potasio, mientras que el rubidio y el cesio forman superóxidos exclusivamente. Su reactividad aumenta al descender el grupo: mientras que el litio, el sodio y el potasio simplemente se queman en el aire, el rubidio y el cesio son pirofóricos (se incendian espontáneamente en el aire).[159]

Los metales alcalinos más pequeños tienden a polarizar los aniones más grandes (peróxido y superóxido) debido a su pequeño tamaño. Esto atrae los electrones en los aniones más complejos hacia uno de sus átomos de oxígeno constituyentes, formando un ion óxido y un átomo de oxígeno. Esto hace que el litio forme un óxido exclusivamente en reacción con oxígeno a temperatura ambiente. Este efecto se vuelve drásticamente más débil para el sodio y el potasio más grandes, lo que les permite formar los peróxidos menos estables. El rubidio y el cesio, en la parte inferior del grupo, son tan grandes que incluso se pueden formar los superóxidos menos estables. Debido a que el superóxido libera la mayor cantidad de energía cuando se forma, el superóxido se forma preferentemente para los metales alcalinos más grandes donde los aniones más complejos no están polarizados. (Los óxidos y peróxidos para estos metales alcalinos existen, pero no se forman por reacción directa del metal con oxígeno en condiciones estándar).[160] Además, el pequeño tamaño de los iones Li⁺ y O²⁻ contribuye a que formen una estructura reticular iónica estable. Sin embargo, bajo condiciones controladas, se sabe que todos los metales alcalinos, con la excepción del francio, forman sus óxidos, peróxidos y superóxidos. Los peróxidos y superóxidos de metales alcalinos son agentes oxidantes poderosos. El peróxido de sodio y el superóxido de potasio reaccionan con el dióxido de carbono para formar un carbonato de metal alcalino y el gas oxígeno, lo que les permite ser utilizados en purificadores de aire para submarinos; La presencia de vapor de agua, naturalmente presente en el aliento, hace que la eliminación de dióxido de carbono por el superóxido de potasio sea aún más eficiente.[161] [162] Todos los metales alcalinos estables, excepto el litio, pueden formar ozónidos rojos (MO₃) a través de la reacción a baja temperatura del hidróxido anhidro en polvo con ozono: los ozónidos se pueden extraer con amoníaco líquido.

El rubidio y el cesio pueden formar una gran variedad de suboxidos con los metales en estados de oxidación formales por debajo de +1. El rubidio puede formar Rb₆O y Rb₉O₂ (color cobre) tras la oxidación en el aire, mientras que las formas de cesio una variedad inmensa de óxidos, tales como el ozónido OSC₃[163] [164] y varios colores brillantes subóxidos,[165] como Cs₇O (bronce), Cs₄O (rojo-violeta), Cs₁₁O₃ (violeta), Cs₃O (verde oscuro),[166] CsO, Cs₃O₂,[167] también como Cs₇O₂.[168] [169] El último de estos puede calentarse al vacío para generar Cs₂O.[170]

Los metales alcalinos se encuentran entre los elementos más electropositivos en la tabla periódica y, por lo tanto, tienden a unirse iónicamente a los elementos más electronegativos en la tabla periódica, los halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo y astatina), formando sales conocidas como haluros de metales alcalinos. La reacción es muy enérgica y a veces puede provocar explosiones. Se conocen los veinte haluros de metales alcalinos estables; Se desconocen los inestables, a excepción del astato de sodio, debido a la gran inestabilidad y rareza del astato y el francio. El más conocido de los veinte es sin duda el cloruro de sodio, también conocido como sal común. Todos los haluros de metales alcalinos estables tienen la fórmula MX (donde M es un metal alcalino y X es un halógeno). Todos son sólidos cristalinos iónicos blancos que tienen altos puntos de fusión.[171] [172] Todos los haluros de metales alcalinos son solubles en agua, excepto el fluoruro de litio (LiF), que es insoluble en agua debido a su alta entalpía reticular. La alta entalpía reticular del fluoruro de litio se debe a los pequeños tamaños de los iones Li⁺ y F^-, lo que hace que las interacciones electrostáticas entre ellos sean fuertes;[171] ocurre un efecto similar para el fluoruro de magnesio, consistente con la relación diagonal entre el litio y magnesio.

18-corona-6 coordinando con un ion de potasio

Los cationes de los metales alcalinos generalmente no forman complejos de coordinación con bases simples de Lewis debido a su baja carga de solo +1 y su tamaño relativamente grande; así, el ion Li⁺ forma la mayoría de los complejos, y los iones de los metales alcalinos más pesados se forman en menor medida (aunque se producen excepciones para los complejos débiles). El litio en particular tiene una química de coordinación muy rica en la que exhibe números de coordinación del 1 al 12, aunque la hexacoordinación octaédrica es su modo preferido. En solución acuosa, los iones de metales alcalinos existen como complejos hexahidratados octaédricos [M (H₂O)₆ )]⁺, con la excepción del ion litio, que debido a su pequeño tamaño forma complejos tetrahidratados tetraédricos [Li(H₂O)₄)]⁺; los metales alcalinos forman estos complejos porque sus iones son atraídos por las fuerzas electrostáticas de atracción hacia las moléculas polares de agua. Debido a esto, las sales anhidras que contienen cationes de metales alcalinos a menudo se usan como desecantes.[173] Los metales alcalinos también forman fácilmente complejos con éteres corona.

Los metales alcalinos se disuelven lentamente en amoníaco líquido, formando soluciones amoniacales de solvatado catión metálico M⁺ y solvatada de electrones e ^-, que reaccionan para formar gas de hidrógeno y la amida de metal alcalino (MNH_2, donde M representa un metal alcalino) El proceso puede ser acelerado por un catalizador. Soluciones similares están formadas por metales alcalinotérreos como el calcio, estroncio, bario, así como los lantánidos divalentes, europio e iterbio. La sal de amida es bastante insoluble y se precipita fácilmente de la solución, dejando soluciones de amoníaco intensamente coloreadas de los metales alcalinos. A bajas concentraciones (por debajo de 3 M), la solución es azul oscuro y tiene diez veces la conductividad del cloruro de sodio acuoso; a concentraciones más altas (superiores a 3 M), la solución es de color cobre y tiene aproximadamente la conductividad de metales líquidos como el mercurio. [174] [175] [176] Además de la sal de amida de metal alcalino y los electrones solvatados, tales soluciones de amoníaco también contienen el catión de metal alcalino (M⁺), el átomo de metal alcalino neutro (M), las moléculas de metal alcalino diatómico (M₂) y los aniones de metal alcalino (M^-) Estos son inestables y eventualmente se convierten en la amida de metal alcalino y el hidrógeno gaseoso más termodinámicamente estable. Los electrones solvatados son poderosos agentes reductores y a menudo se usan en síntesis química. [175]

Estructura del n-butilitio hexamero, (C₄H₉Li)₆.[177] Los conjuntos están aguantados juntos por vínculos covalentes deslocalizados entre litio y el carbono terminal de la cadena de butilo.[178] No hay vinculación de litio a litio en ningún compuesto organometálico.[157]^:264

Al ser el metal alcalino más pequeño, el litio forma la más amplia variedad de compuestos organometálicos más estables, que están unidos por enlaces covalentes. Los compuestos de organolitio son sólidos o líquidos volátiles, eléctricamente no conductores que se funden a bajas temperaturas y tienden a formar oligómeros con la estructura (RLi)_x donde R es el grupo orgánico. Como la naturaleza electropositiva del litio pone la mayor parte de la densidad de carga del enlace en el átomo de carbono, creando efectivamente un carbanión, los compuestos organolíticos son bases y nucleófilos extremadamente poderosos. Para su uso como bases, los butillitios a menudo se usan y están disponibles comercialmente. Un ejemplo de un compuesto organolítico es el metil litio ((CH₃Li)_x), que existe en formas tetramérica (x = 4, tetraédrica) y hexamérica (x = 6, octaédrica). [179] [180] Los compuestos de organolitio, especialmente el n- butil litio, son reactivos útiles en síntesis orgánica, como podría esperarse dada la relación diagonal del litio con el magnesio, que desempeña un papel importante en la reacción de Grignard. [181] ^:102 Por ejemplo, los alquilitios y los arilitios pueden usarse para sintetizar aldehídos y cetonas por reacción con carbonilos metálicos. La reacción con el níquel tetracarbonilo, por ejemplo, procede a través de un complejo inestable de acil níquel carbonilo que luego se somete a una sustitución electrófila para dar el producto deseado de aldehído (usando H⁺ como electrófilo) o cetona (usando un haluro de alquilo). [181] ^:105

${\displaystyle {\ce {LiR + [Ni(CO)4]^{-CO}-> Li+[RCONi(CO)3]-}}}$

${\displaystyle {\ce {Li+[RCONi(CO)3]- ->[{H+}][{solvente}] Li+ + RCHO + [(solvente)Ni(CO)3]}}}$

${\displaystyle {\ce {Li+[RCONi(CO)3]- ->[{R'Br}][{solvente}] Li+ + R'COR + [(solvente)Ni(CO)3]}}}$

El fenil litio sólido forma cristales monoclínicos que se pueden describir como consistentes en subunidades diméricas de Li₂ (C₆H₅)₂. Los átomos de litio y los carbonos ipso de los anillos de fenilo forman un anillo plano de cuatro miembros. El plano de los grupos fenilo es perpendicular al plano de este anillo Li₂C₂. Se produce una unión intermolecular fuerte adicional entre estos dímeros de fenil litio y los electrones π de los grupos fenilo en los dímeros adyacentes, lo que da como resultado una estructura de escalera polimérica infinita. [182]

Los alquilitios y los arillitios también pueden reaccionar con amidas N, N- disustituidas para dar aldehídos y cetonas, y cetonas simétricas al reaccionar con monóxido de carbono. Se descomponen térmicamente para eliminar un hidrógeno β, produciendo alquenos e hidruro de litio; otra ruta es la reacción de éteres con alquil y arillitios que actúan como bases fuertes. [183] ^:105 En los disolventes no polares, los arillitios reaccionan como los carbaniones que son efectivamente, convirtiendo el dióxido de carbono en ácidos carboxílicos aromáticos (ArCO₂ H) y las aril cetonas en carbinoles terciarios (Ar'₂ C (Ar) OH). Finalmente, pueden usarse para sintetizar otros compuestos organometálicos a través del intercambio metal-halógeno. [183] ^:106

A diferencia de los compuestos organolíticos, los compuestos organometálicos de los metales alcalinos más pesados son predominantemente iónicos. La aplicación de compuestos organosódicos en la química está limitada en parte debido a la competencia de los compuestos organolíticos, que están disponibles comercialmente y exhiben una reactividad más conveniente. El principal compuesto organosódico de importancia comercial es el ciclopentadienuro de sodio. El tetrafenilborato de sodio también se puede clasificar como un compuesto organosódico ya que en estado sólido el sodio está unido a los grupos arilo. Los compuestos organometálicos de los metales alcalinos superiores son aún más reactivos que los compuestos organosódicos y de utilidad limitada. Un reactivo notable es la base de Schlosser, una mezcla de n- butil litio y terc- butóxido de potasio. Este reactivo reacciona con el propeno para formar el compuesto alilpotasio (KCH₂ CHCH₂). cis -2-buteno y trans -2-buteno se equilibran cuando están en contacto con metales alcalinos. Mientras que la isomerización es rápida con litio y sodio, es lenta con los metales alcalinos más pesados. Los metales alcalinos más pesados también favorecen la conformación congestionada estéricamente . [184] Se han reportado varias estructuras cristalinas de compuestos organopotásicos, estableciendo que ellos, como los compuestos de sodio, son poliméricos. [185] Los compuestos de organosodio, organopotasio, organorubidio y organocaesio son en su mayoría iónicos y son insolubles (o casi) en solventes no polares. [186]

Los derivados de alquilo y arilo de sodio y potasio tienden a reaccionar con el aire. Causan la escisión de éteres, generando alcóxidos. A diferencia de los compuestos de alquil litio, los alquilsodios y los alquil potasios no pueden fabricarse haciendo reaccionar los metales con haluros de alquilo porque se produce el acoplamiento de Wurtz [187] ^:265

${\displaystyle {\ce {RM + R'X -> R - R' + MX}}}$

Como tales, deben hacerse haciendo reaccionar compuestos de alquilmercurio con sodio o potasio metálico en disolventes de hidrocarburos inertes. Mientras que el metilsodio forma tetrámeros como el metil litio, el metilpotasio es más iónico y tiene la estructura de arseniuro de níquel con aniones de metilo discretos y cationes de potasio. [188] ^:265

Los metales alcalinos y sus hidruros reaccionan con hidrocarburos ácidos, por ejemplo ciclopentadienos y alquinos terminales, para dar sales. Se utilizan solventes líquidos de amoníaco, éter o hidrocarburos, el más común de los cuales es el tetrahidrofurano . El más importante de estos compuestos es el ciclopentadienuro de sodio, NaC₅ H₅, un precursor importante de muchos derivados de ciclopentadienilo de metales de transición. [189] ^:265 De manera similar, los metales alcalinos reaccionan con ciclooctatetraeno en tetrahidrofurano para dar ciclooctatetraenuros de metal alcalino; por ejemplo, el ciclooctatetraenuro de dipotasio (K₂C₈H₈) es un precursor importante de muchos derivados metálicos de ciclooctatetraenilo, como el uranoceno. [189] ^:266 Los grandes y muy débilmente polarizantes cationes de metales alcalinos pueden estabilizar, aniones grandes, aromáticos polarizables radicales, como el de color verde oscuro naftalenuro de sodio, Na⁺ [C₁₀H₈•]^-, un agente reductor fuerte. [189] ^:266

Al reaccionar con el oxígeno, los metales alcalinos forman óxidos, peróxidos, superóxidos y suboxidos . Sin embargo, los tres primeros son más comunes. La siguiente tabla[190] muestra los tipos de compuestos formados en reacción con el oxígeno. El compuesto entre paréntesis representa el producto menor de la combustión.

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

${\displaystyle {\ce {Na2O + 2 H2O -> 2 NAOH + H2O2}}}$

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

${\displaystyle {\ce {2 KO2 + 2 H2O -> 2 KOH + H2O2 +O2}}}$ ${\displaystyle {\ce {Li2O + H2O -> 2 LiOH}}}$

Con azufre, forman sulfuros y polisulfuros.

${\displaystyle {\ce {2Na + 1/8S8 -> Na2S + 1/8S8 -> Na2S2...Na2S7}}}$

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

${\displaystyle {\ce {S^2- + H2O -> HS^- + HO^-}}}$ ${\displaystyle {\ce {HS^- + H2O -> H2S + HO^-}}}$

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

${\displaystyle {\ce {3Li + 1/3N2 -> Li3N}}}$

El Li₃N puede reaccionar con agua para liberar amoníaco.

${\displaystyle {\ce {Li3N + 3H2O -> 3LiOH + NH3}}}$

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

${\displaystyle {\ce {Na + H2 -> NaH}}}$ (altas temperaturas) ${\displaystyle {\ce {NaH + H2O -> NaOH + H2}}}$

El litio es el único metal que reacciona directamente con el carbono para dar acetiluro de dilitio. Na y K pueden reaccionar con acetileno para dar acetiluros.[191]

${\displaystyle {\ce {2Li + 2C -> Li2C2}}}$ ${\displaystyle {\ce {Na + C2H2 -> NaC2H + 1/2H2}}}$

Al reaccionar con el agua, generan iones de hidróxido y gas hidrógeno. Esta reacción es vigorosa y altamente exotérmica y el hidrógeno resultante puede inflamarse en el aire o incluso explotar en el caso de Rb y Cs.[192]

${\displaystyle {\ce {Na + H2O -> NaOH + 1/2H2}}}$

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

${\displaystyle {\ce {TiCl4 + 4 Na -> 4 NaCl + Ti}}}$

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

${\displaystyle {\ce {2 CH3 - Cl + 2 Na -> H3C - CH3 + 2 NaCl}}}$

Reacciones de reducción con sodio en amoniaco líquido.La reacción 1) se conoce como reducción de Birch.

Los metales alcalinos se disuelven en amoniaco líquido u otros solventes donantes como aminas alifáticas o hexametilfosforamida para dar soluciones azules. Se cree que estas soluciones contienen electrones libres. [193]

${\displaystyle {\ce {Na + xNH3 -> Na+ + e(NH3)x-}}}$

Debido a la presencia de electrones solvatados, estas soluciones son agentes reductores muy potentes utilizados en síntesis orgánica. Otras reducciones [194] que pueden ser llevadas por estas soluciones son:

${\displaystyle {\ce {S8 + 2e- -> S8^2-}}}$

${\displaystyle {\ce {Fe(CO)5 + 2e- -> Fe(CO)4^2- + CO}}}$

El elemento hidrógeno, con un electrón por átomo neutro, generalmente se coloca en la parte superior del Grupo 1 de la tabla periódica por conveniencia, pero el hidrógeno normalmente no se considera un metal alcalino; [214] cuando se considera que es un metal alcalino, se debe a sus propiedades atómicas y no a sus propiedades químicas. [215] En condiciones típicas, existe hidrógeno puro como un diatómico gas que consta de dos átomos por molécula (H₂)_; [216] sin embargo, los metales alcalinos solo forman moléculas diatómicas (como dilitio, Li₂) a altas temperaturas, cuando están en estado gaseoso. [217]

El hidrógeno, como los metales alcalinos, tiene un electrón de valencia [218] y reacciona fácilmente con los halógenos [218] pero las similitudes terminan allí debido al pequeño tamaño de un protón desnudo H⁺ en comparación con los cationes de metales alcalinos. [218] Su colocación sobre el litio se debe principalmente a su configuración electrónica. [219] A veces se coloca por encima del carbono debido a sus electronegatividades similares [220] o al flúor debido a sus propiedades químicas similares. [220]

La primera energía de ionización del hidrógeno (1312.0 kJ / mol ) es mucho mayor que la de los metales alcalinos. [221] [222] Como solo se requiere un electrón adicional para llenar la capa más externa del átomo de hidrógeno, el hidrógeno a menudo se comporta como un halógeno, formando el ion hidruro negativo, y muy ocasionalmente se considera un halógeno sobre esa base. (Los metales alcalinos también pueden formar iones negativos, conocidos como alcalinos, pero estos son poco más que curiosidades de laboratorio, siendo inestables. ) [223] [224] Un argumento en contra de esta ubicación es que la formación de hidruro a partir de hidrógeno es endotérmica, a diferencia de la formación exotérmica de haluros a partir de halógenos. El radio de la H^- anión también no encaja la tendencia de aumentar el tamaño de bajar los halógenos: en efecto, H^- es muy difusa, ya que su único protón no puede controlar fácilmente ambos electrones. [225] ^:15–6 Se esperaba durante algún tiempo que el hidrógeno líquido mostrara propiedades metálicas; [226] si bien se ha demostrado que este no es el caso, bajo presiones extremadamente altas, como las que se encuentran en los núcleos de Júpiter y Saturno, el hidrógeno se vuelve metálico y se comporta como un metal alcalino; En esta fase, se conoce como hidrógeno metálico. [227] La resistividad eléctrica del hidrógeno metálico líquido a 3000 K es aproximadamente igual a la del rubidio y el cesio líquidos a 2000 K a las presiones respectivas cuando experimentan una transición de no metal a metal. [228]

La configuración electrónica de hidrógeno 1s¹, aunque superficialmente similar a la de los metales alcalinos (ns¹), es única porque no hay una subcapa 1p. Por lo tanto, puede perder un electrón para formar el hidrón H⁺, o ganar uno para formar el ion hidruro H^-. [229] ^:43 En el primer caso se parece superficialmente a los metales alcalinos; en el último caso, los halógenos, pero las diferencias debido a la falta de una subcapa 1p son lo suficientemente importantes como para que ninguno de los grupos se ajuste bien a las propiedades del hidrógeno. [229] ^:43 El Grupo 14 también se ajusta bien en términos de propiedades termodinámicas, como la energía de ionización y la afinidad electrónica, pero no tiene sentido químico porque el hidrógeno no puede ser tetravalente. Por lo tanto, ninguna de las tres ubicaciones es completamente satisfactoria, aunque el grupo 1 es la ubicación más común (si se elige una) porque el hidrón es, con mucho, la más importante de todas las especies de hidrógeno monoatómico, siendo la base de la química ácido-base. [230] Como ejemplo de las propiedades poco ortodoxas del hidrógeno derivadas de su configuración electrónica inusual y su pequeño tamaño, el ion hidrógeno es muy pequeño (radio alrededor de 150 fm en comparación con los 50-220 pm tamaño de la mayoría de los otros átomos e iones) y, por lo tanto, no existe en sistemas condensados que no estén asociados con otros átomos o moléculas. De hecho, la transferencia de protones entre productos químicos es la base de la química ácido-base. [229] ^:43 También es única la capacidad del hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno, que son un efecto de los fenómenos contribuyentes de transferencia de carga, electrostáticos y correlativos de electrones. [230] Si bien también se conocen enlaces de litio análogos, en su mayoría son electrostáticos. [230] Sin embargo, el hidrógeno puede asumir el mismo papel estructural que los metales alcalinos en algunos cristales moleculares, y tiene una estrecha relación con los metales alcalinos más ligeros (especialmente el litio). [231]

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

El ion amonio (NH+
4) tiene propiedades muy similares a los metales alcalinos más pesados, actuando como un intermediario de metales alcalinos entre el potasio y el rubidio, [232] [233] y a menudo se considera un pariente cercano. [234] [235] [236] Por ejemplo, la mayoría de las sales de metales alcalinos son solubles en agua, una propiedad que comparten las sales de amonio. [237] Se espera que el amonio se comporte de manera estable como un metal (NH+
4 iones en un mar de electrones deslocalizados) a presiones muy altas (aunque menos que la presión típica donde ocurren las transiciones de comportamiento aislante a metálico, 100 GPa ), y posiblemente podría ocurrir dentro de los gigantes de hielo Urano y Neptuno, lo que puede tener un impacto significativo en sus campos magnéticos interiores. [235] [236] Se ha estimado que la transición de una mezcla de moléculas de amoníaco y dihidrógeno a amonio metálico puede ocurrir a presiones justo por debajo de 25 GPa. [235] En condiciones estándar, el amonio puede formar una amalgama metálica con mercurio. [238]

Otros "metales pseudoalcalinos" incluyen los cationes de alquilamonio, en los cuales algunos de los átomos de hidrógeno en el catión de amonio son reemplazados por grupos alquilo o arilo. En particular, los cationes de amonio cuaternario ( NR+
4) son muy útiles ya que están cargados permanentemente, y a menudo se usan como una alternativa al costoso Cs⁺ para estabilizar aniones muy grandes y fácilmente polarizables como HI−
2 [239] ^:812–9 Los hidróxidos de tetraalquilamonio, como los hidróxidos de metales alcalinos, son bases muy fuertes que reaccionan con el dióxido de carbono atmosférico para formar carbonatos. [240] ^:256 Además, el átomo de nitrógeno puede ser reemplazado por un átomo de fósforo, arsénico o antimonio (los picnógenos no metálicos más pesados), creando un fosfonio (PH+
4 ) o arsonio ( AsH+
4), catión que puede ser sustituido de manera similar.

El cobaltoceno, Co (C₅H₅)₂, es un metaloceno, el análogo de cobalto del ferroceno. Es un sólido púrpura oscuro. El cobaltoceno tiene 19 electrones de valencia, uno más de lo que generalmente se encuentra en los complejos metálicos de organotransición, como su pariente muy estable, el ferroceno, de acuerdo con la regla de los 18 electrones. Este electrón adicional ocupa un orbital que se está uniendo con respecto a los enlaces Co-C. En consecuencia, muchas reacciones químicas de Co (C₅H₅)₂ se caracterizan por su tendencia a perder este electrón "extra", produciendo un catión de 18 electrones muy estable conocido como cobaltocenio. Muchas sales de cobaltocenio coprecipitan con sales de cesio, y el hidróxido de cobaltocenio es una base fuerte que absorbe dióxido de carbono atmosférico para formar carbonato de cobaltocenio. [241] ^:256 Al igual que los metales alcalinos, el cobaltoceno es un agente reductor fuerte, y el decametilcobaltoceno es aún más fuerte debido al efecto inductivo combinado de los diez grupos metilo. [242] El cobalto puede ser sustituido por su congénere más pesado rodio para dar rodoceno, un agente reductor aún más fuerte. [243] El iridoceno (que implica iridio) presumiblemente sería aún más potente, pero no está muy bien estudiado debido a su inestabilidad. [244]

Piezas de talio muy puras en una ampolla de vidrio, almacenadas bajo gas argón.

El talio es el elemento estable más pesado en el grupo 13 de la tabla periódica. En la parte inferior de la tabla periódica, el efecto del par inerte es bastante fuerte, debido a la estabilización relativista del orbital 6s y la energía de enlace decreciente a medida que los átomos aumentan de tamaño, de modo que la cantidad de energía liberada en la formación de dos enlaces más no es Vale la pena las altas energías de ionización de los electrones 6s. [245] ^:226–7 Muestra el estado de oxidación +1 [245] ^:28 que muestran todos los metales alcalinos conocidos, [245] ^:28 y los compuestos de talio con talio en su estado de oxidación +1 se parecen mucho a los compuestos de potasio o plata correspondientes estequiométricamente debido al iónico similar radios de Tl⁺ (164 pm ), K⁺ (152 pm) y Ag⁺ (129 pm) iones. [246] [247] A veces se consideró un metal alcalino en Europa continental (pero no en Inglaterra) en los años inmediatamente posteriores a su descubrimiento, [247] ^:126 y se colocó justo después del cesio como el sexto metal alcalino en la tabla periódica de 1869 de Dmitri Mendeleev y Julius, en la tabla periódica de 1868 de Lothar Meyer. [248] (La tabla periódica de 1871 de Mendeleev y la tabla periódica de 1870 de Meyer pusieron al talio en su posición actual en el grupo de boro y dejaron en blanco el espacio debajo del cesio). [248] Sin embargo, el talio también muestra el estado de oxidación +3, [245] ^:28 que ningún metal alcalino conocido muestra [245] ^:28 (aunque se predice que el ununenio, el séptimo metal alcalino no descubierto, posiblemente muestre la oxidación +3 estado). [249] ^:1729–1730 El sexto metal alcalino ahora se considera francio. [250] Mientras que Tl⁺ se estabiliza por el efecto del par inerte, este par inerte de electrones 6s todavía puede participar químicamente, de modo que estos electrones son estereoquímicamente activos en solución acuosa. Además, los haluros de talio (excepto TlF) son bastante insolubles en agua, y TlI tiene una estructura inusual debido a la presencia del par inerte estereoquímicamente activo en talio. [251]

Cobre

Plata

Oro

Los metales del grupo 11 (o metales de acuñación), cobre, plata y oro, generalmente se clasifican como metales de transición dado que pueden formar iones con capas D incompletas. Físicamente, tienen los puntos de fusión relativamente bajos y los altos valores de electronegatividad asociados con los metales posteriores a la transición. [252] Químicamente, los metales del grupo 11 se comportan como los metales del grupo principal en sus estados de valencia +1 y, por lo tanto, están algo relacionados con los metales alcalinos: esta es una razón por la que previamente fueron etiquetados como "grupo IB", en paralelo con los metales alcalinos "grupo IA". En ocasiones se clasifican como metales posteriores a la transición. [253] Sus espectros son análogos a los de los metales alcalinos. [254] Sus iones monopositivos son paramagnéticos y no aportan color a sus sales, como los de los metales alcalinos. [255]

En la tabla periódica de 1871 de Mendeleev, el cobre, la plata y el oro se enumeran dos veces, una en el grupo VIII (con la tríada de hierro y los metales del grupo del platino), y una vez en el grupo IB. No obstante, el grupo IB se paréntesis para señalar que era tentativo. El criterio principal de Mendeleev para la asignación de grupo era el estado de oxidación máxima de un elemento: sobre esa base, los elementos del grupo 11 no podían clasificarse en el grupo IB, debido a la existencia de compuestos de cobre (II) y oro (III) conocidos en ese momento. hora. [256] Sin embargo, eliminar el grupo IB convertiría al grupo I en el único grupo principal (el grupo VIII fue etiquetado como grupo de transición) que carece de una bifurcación A – B. [256] Poco después, la mayoría de los químicos eligió clasificar estos elementos en el grupo IB y eliminarlos del grupo VIII para la simetría resultante: esta fue la clasificación predominante hasta el surgimiento de la tabla periódica moderna de 18 columnas, mediana y larga, que separó el álcali metales y metales del grupo 11. [256]

Los metales de acuñación se consideraban tradicionalmente como una subdivisión del grupo de metales alcalinos, debido a que compartían la configuración electrónica s¹ característica de los metales alcalinos (grupo 1: p⁶ s¹; grupo 11: d¹⁰s¹). Sin embargo, las similitudes se limitan en gran medida a las estequiometrías de los compuestos +1 de ambos grupos, y no a sus propiedades químicas. [257] ^:1177 Esto se deriva de la subshell d llena que proporciona un efecto de protección mucho más débil en el electrón s más externo que la subcapa p llena, de modo que los metales de acuñación tienen energías de primera ionización mucho más altas y radios iónicos más pequeños que los metales alcalinos correspondientes. [257] ^:1177 Además, tienen puntos de fusión, durezas y densidades más altos, y reactividades y solubilidades más bajas en amoníaco líquido, además de tener un carácter más covalente en sus compuestos. [257] ^:1177 Finalmente, los metales alcalinos están en la parte superior de la serie electroquímica, mientras que los metales de acuñación están casi en la parte inferior. [257] ^:1177 La cáscara d llena de metales de acuñación se altera mucho más fácilmente que la subcapa p llena de metales alcalinos, de modo que las energías de ionización segunda y tercera son más bajas, lo que permite estados de oxidación más altos que +1 y una química de coordinación más rica, lo que le da al grupo 11 Metales claros Carácter de metal de transición. [257] ^:1177 Particularmente notable es el oro que forma compuestos iónicos con rubidio y cesio, en el que forma el ion aurida (Au^-) que también se presenta en forma solvatada en solución de amoníaco líquido; aquí el oro se comporta como un pseudohalógeno porque su configuración 5d¹⁰ 6s¹ tiene un electrón menos que la configuración cuasi-cerrada 5d¹⁰ 6s² de mercurio. [257] ^:1177

Los metales alcalinos puros son peligrosamente reactivos con el aire y el agua y deben mantenerse alejados del calor, fuego, agentes oxidantes, ácidos, la mayoría de los compuestos orgánicos, halocarbonos, plásticos y humedad. También reaccionan con dióxido de carbono y tetracloruro de carbono, por lo que los extintores normales son contraproducentes cuando se usan en incendios de metales alcalinos. [301] Algunos extintores de polvo seco de Clase D diseñados para incendios de metales son efectivos, privando al fuego de oxígeno y enfriando el metal alcalino. [302]

Los experimentos generalmente se realizan utilizando solo pequeñas cantidades de unos pocos gramos en una campana extractora. Pueden eliminarse pequeñas cantidades de litio por reacción con agua fría, pero los metales alcalinos más pesados deben disolverse en el isopropanol menos reactivo. [303] [304] Los metales alcalinos deben almacenarse en aceite mineral o en una atmósfera inerte. La atmósfera inerte utilizada puede ser argón o gas nitrógeno, a excepción del litio, que reacciona con el nitrógeno. [303] El rubidio y el cesio deben mantenerse alejados del aire, incluso debajo del aceite, porque incluso una pequeña cantidad de aire difundido en el aceite puede desencadenar la formación del peróxido peligrosamente explosivo; Por la misma razón, el potasio no debe almacenarse bajo el aceite en una atmósfera que contenga oxígeno durante más de 6 meses. [305] [306]

Carbonato de litio

La química bioinorgánica de los iones de metales alcalinos ha sido ampliamente revisada. [307] Se han determinado estructuras cristalinas en estado sólido para muchos complejos de iones de metales alcalinos en péptidos pequeños, constituyentes de ácidos nucleicos, carbohidratos y complejos de ionóforos. [308]

El litio, naturalmente, solo se produce en trazas en sistemas biológicos y no tiene un papel biológico conocido, pero tiene efectos en el cuerpo cuando se ingiere. [309] El carbonato de litio se usa como estabilizador del estado de ánimo en psiquiatría para tratar el trastorno bipolar (depresión maníaca) en dosis diarias de aproximadamente 0.5 a 2 gramos, aunque hay efectos secundarios. [309] La ingestión excesiva de litio causa somnolencia, dificultad para hablar y vómitos, entre otros síntomas, [309] y envenena el sistema nervioso central, [309] cual es peligroso ya que la dosis requerida de litio para tratar el trastorno bipolar es solo un poco más baja que la dosis tóxica. [309] [310] Su bioquímica, la forma en que el cuerpo humano lo maneja y los estudios realizados con ratas y cabras sugieren que es un oligoelemento esencial, aunque la función biológica natural del litio en humanos aún no se ha identificado. [311] [312]

El sodio y el potasio se producen en todos los sistemas biológicos conocidos, generalmente funcionan como electrolitos dentro y fuera de las células. [313] [314] El sodio es un nutriente esencial que regula el volumen sanguíneo, la presión arterial, el equilibrio osmótico y el pH ; El requerimiento fisiológico mínimo para el sodio es 500 miligramos por día. [315] El cloruro de sodio (también conocido como sal común) es la principal fuente de sodio en la dieta, y se usa como condimento y conservante, como para encurtidos y cecina; La mayor parte proviene de alimentos procesados. [316] La ingesta dietética de referencia para sodio es 1.5 gramos por día, [317] pero la mayoría de las personas en los Estados Unidos consumen más de 2.3 gramos por día, [318] la cantidad mínima que promueve la hipertensión; [319] esto a su vez causa 7,6 millones de muertes prematuras en todo el mundo. [320]

El potasio es el catión principal (ión positivo) dentro de las células animales, [321] mientras que el sodio es el catión principal fuera de las células animales. [321] [322] Las diferencias de concentración de estas partículas cargadas provocan una diferencia en el potencial eléctrico entre el interior y el exterior de las células, conocido como potencial de membrana . El equilibrio entre el potasio y el sodio es mantenido por las proteínas transportadoras de iones en la membrana celular . [323] El potencial de membrana celular creado por los iones de potasio y sodio permite que la célula genere un potencial de acción, un "pico" de descarga eléctrica. La capacidad de las células para producir descargas eléctricas es crítica para las funciones corporales como la neurotransmisión, la contracción muscular y la función cardíaca. [323] La interrupción de este equilibrio puede ser fatal: por ejemplo, la ingestión de grandes cantidades de compuestos de potasio puede provocar hipercalemia que influye fuertemente en el sistema cardiovascular. [324] [325] El cloruro de potasio se usa en los Estados Unidos para las ejecuciones de inyección letal. [324]

Debido a sus radios atómicos similares, el rubidio y el cesio en el cuerpo imitan al potasio y se absorben de manera similar. El rubidio no tiene un papel biológico conocido, pero puede ayudar a estimular el metabolismo, [326] [327] [328] y, de manera similar al cesio, [326] [329] reemplaza el potasio en el cuerpo causando deficiencia de potasio. [326] [328] La sustitución parcial es bastante posible y bastante no tóxica: un 70 kg persona contiene en promedio 0.36 g. de rubidio, y un aumento en este valor de 50 a 100 veces no mostró efectos negativos en las personas de prueba. [330] Las ratas pueden sobrevivir hasta un 50% de sustitución de potasio por rubidio. [328] [331] El rubidio (y en mucho menor medida el cesio) puede funcionar como una cura temporal para la hipocalemia; Mientras que el rubidio puede sustituir adecuadamente al potasio fisiológicamente en algunos sistemas, el cesio nunca puede hacerlo. [327] Solo existe evidencia muy limitada en forma de síntomas de deficiencia para que el rubidio sea posiblemente esencial en las cabras; incluso si esto es cierto, las cantidades traza generalmente presentes en los alimentos son más que suficientes. [332] [333]

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

La mayoría de la gente rara vez encuentra compuestos de cesio, pero la mayoría de los compuestos de cesio son levemente tóxicos. Al igual que el rubidio, el cesio tiende a sustituir al potasio en el cuerpo, pero es significativamente más grande y, por lo tanto, es un sustituto más pobre. [334] El exceso de cesio puede conducir a hipocalemia, arritmia y paro cardíaco agudo, [335] pero tales cantidades normalmente no se encontrarían en las fuentes naturales. [336] Como tal, el cesio no es un contaminante químico ambiental importante. [336] El valor de la dosis letal media (DL ₅₀ ) para el cloruro de cesio en ratones es 2.3 gramos por kilogramo, que es comparable a los valores LD₅₀ de cloruro de potasio y cloruro de sodio. [337] El cloruro de cesio se ha promovido como una terapia alternativa contra el cáncer, [338] pero se ha relacionado con la muerte de más de 50 pacientes, en quienes se utilizó como parte de un tratamiento contra el cáncer científicamente no validado. [339]

Los radioisótopos de cesio requieren precauciones especiales; el manejo inadecuado de las fuentes de rayos gamma de cesio-137 puede provocar la liberación de este radioisótopo y lesiones por radiación. Quizás el caso más conocido es el accidente de Goiânia en 1987, en el que un sistema de radioterapia mal dispuesto de una clínica abandonada en la ciudad de Goiânia, Brasil, fue eliminado de un depósito de chatarra, y la sal de cesio resplandeciente se vendió a curiosos., compradores sin educación. Esto condujo a cuatro muertes y lesiones graves por exposición a la radiación. Junto con el cesio 134, el yodo 131 y el estroncio 90, el cesio 137 se encontraba entre los isótopos distribuidos por el desastre de Chernobyl que constituyen el mayor riesgo para la salud. [340] Presumiblemente, los radioisótopos de francio también serían peligrosos debido a su alta energía de descomposición y su corta vida media, pero ninguno se ha producido en cantidades lo suficientemente grandes como para representar un riesgo grave. [341]