métal alcalin - Alkali metal


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métaux alcalins
Hydrogène Hélium
Lithium Béryllium Bore Carbone Azote Oxygène Fluor Néon
Sodium Magnésium Aluminium Silicium Phosphore Soufre Chlore Argon
Potassium Calcium scandium Titane Vanadium Chrome Manganèse Le fer Cobalt Nickel Cuivre Zinc Gallium Germanium Arsenic Sélénium Brome Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdène technétium Ruthénium rhodium Palladium argent Cadmium Indium Étain Antimoine Tellure Iode Xénon
Césium Baryum Lanthane Cérium praséodyme néodyme Prométhium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium holmium Erbium Thulium Ytterbium lutécium Hafnium Tantale Tungstène Rhénium Osmium Iridium Platine Or Le mercure (élément) Thallium Conduire Bismuth Polonium astate Radon
francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium américium Curium Berkelium californium einsteinium fermium Mendelevium Nobelium lawrencium rutherfordium dubnium seaborgium bohrium hassium meitnerium darmstadtium roentgenium copernicium Nihonium flérovium Moscovium livermorium Tennessine Oganesson
numéro de groupe IUPAC 1
Nom par élément Groupe de lithium
nom trivial les métaux alcalins
CAS numéro de groupe
(États - Unis, modèle ABA)
IA
ancien numéro UICPA
(Europe, modèle AB)
IA

↓  Période
2
Image: lithium métal stocké dans de la paraffine
Lithium (Li)
3
3
Image: métal de sodium
Sodium (Na)
11
4
Image: métal de potassium
Le potassium (K)
19
5
Image: métal rubidium dans une ampoule de verre
Rubidium (Rb)
37
6
Image: métal dans Césium une ampoule en verre
Césium (Cs)
55
7 Francium (Fr)
87

Légende

primordial
élément par désintégration radioactive
Couleur numéro atomique:
noir = solide

Les métaux alcalins sont un groupe (colonne) dans le tableau périodique constitué par les éléments chimiques lithium (Li), le sodium (Na), potassium (K), rubidium (Rb), le césium (Cs) et le francium (Fr). Ce groupe se situe dans la s-bloc de la table périodique des éléments comme les métaux alcalins ont leur électron le plus extérieur dans une s-orbital : Cette configuration d'électrons partagés dans leur présentant des propriétés caractéristiques très similaires. En effet, les métaux alcalins fournissent le meilleur exemple de l' évolution du groupe dans les propriétés de la table périodique, avec des éléments présentant bien caractérisé homologue comportement.

Les métaux alcalins sont tous brillants, souples , hautement réactives métaux à température et pression normales et perdent facilement leur électron le plus extérieur pour former des cations avec des charges 1. Ils peuvent tous être coupé facilement avec un couteau en raison de leur douceur, l' exposition d' une surface brillante qui se ternit rapidement dans l' air en raison de l' oxydation par l' humidité atmosphérique et à l' oxygène (et dans le cas du lithium, de l' azote ). En raison de leur forte réactivité, ils doivent être stockés dans l' huile pour éviter une réaction avec de l' air, et on trouve naturellement que dans des sels et jamais comme les éléments libres. Le césium, le cinquième métal alcalin, est la plus réactive de tous les métaux. Dans le monde moderne IUPAC nomenclature, les métaux alcalins comprennent le groupe 1 éléments , à l' exclusion de l' hydrogène (H), qui est nominalement un élément du groupe 1 , mais normalement pas considéré comme un métal alcalin car il présente rarement un comportement comparable à celui des métaux alcalins. Tous les métaux alcalins réagissent avec l' eau, avec les métaux alcalins lourds réagir plus vigoureusement que les plus légers.

Tous les métaux alcalins découverts se produisent dans la nature de leurs composés: dans l' ordre d' abondance , le sodium est le plus abondant, suivi par le potassium, le lithium, le rubidium, le césium et le francium , enfin, ce qui est très rare en raison de sa très forte radioactivité ; francium se produit uniquement dans les moindres traces dans la nature comme une étape intermédiaire dans certaines branches latérales obscurs des naturelles chaînes de désintégration . Des expériences ont été menées pour tenter la synthèse de Ununennium (Uue), qui est susceptible d'être le prochain membre du groupe, mais ils ont tous rencontré un échec. Cependant, Ununennium ne peut être un métal alcalin en raison d' effets relativistes , qui sont prévus pour avoir une grande influence sur les propriétés chimiques des éléments super - lourds ; même si elle ne se révèlent être un métal alcalin, il est prévu d'avoir des différences dans les propriétés physiques et chimiques de ses homologues plus légers.

La plupart des métaux alcalins ont de nombreuses applications différentes. L' une des applications les plus connues des éléments purs est l'utilisation de rubidium et le césium dans les horloges atomiques , dont les horloges atomiques de césium sont la représentation la plus exacte et précise du temps. Une application courante des composés de sodium est la lampe à vapeur de sodium , qui émet une lumière très efficace. Le sel de table ou chlorure de sodium, a été utilisée depuis l' Antiquité. Le sodium et le potassium sont également des éléments essentiels , dont les principaux rôles biologiques comme des électrolytes , et bien que les autres métaux alcalins ne sont pas essentiels, ils ont aussi des effets différents sur le corps, à la fois positives et négatives.

L'histoire

Un échantillon de pétalite
Pétalite , le minéral de lithium à partir de laquelle le lithium est d'abord isolé

Les composés de sodium ont été connus depuis les temps anciens; sel ( chlorure de sodium ) a été un produit important dans les activités humaines, comme en témoigne le mot anglais salaire , se référant à salarium , l' argent versé aux soldats romains pour l'achat de sel. Alors que la potasse a été utilisé depuis les temps anciens, on ne comprenait pas la majeure partie de son histoire d'être une substance fondamentalement différente de sels minéraux de sodium. Georg Ernst Stahl a obtenu des preuves expérimentales qui l' a amené à suggérer la différence fondamentale des sels de sodium et de potassium en 1702, et Henri-Louis Duhamel du Monceau a pu prouver cette différence en 1736. La composition chimique exacte de composés de potassium et de sodium, et statut élément chimique du potassium et de sodium, on ne savait pas alors, et donc Antoine Lavoisier ne comprend pas non plus alcalin dans sa liste des éléments chimiques en 1789.

Potassium pur a été isolé en 1807 en Angleterre par Sir Humphry Davy , qui dérive à partir de la potasse caustique (KOH, l' hydroxyde de potassium) par l'utilisation de l' électrolyse du sel fondu avec le nouvellement inventé pile voltaïque . Des tentatives précédentes pour l' électrolyse du sel aqueux ont échoué en raison de la réactivité extrême de potassium. Le potassium est le premier métal qui a été isolé par électrolyse. La même année, Davy rapporté extraction de sodium de la substance analogue de la soude caustique (NaOH, soude) par une technique similaire, ce qui démontre les éléments, et ainsi que leurs sels, à la différence.

Johann Wolfgang Döbereiner a été parmi les premiers à remarquer des similitudes entre ce qu'on appelle aujourd'hui les métaux alcalins.

Petalite ( Li Al Si 4 O 10 ) a été découvert en 1800 par le brésilien chimiste José Bonifácio de Andrada dans une mine sur l'île de Utö, en Suède . Cependant, ce ne fut qu'en 1817 que Johan Août Arfwedson , qui travaillait alors dans le laboratoire du chimiste Jöns Jacob Berzelius , détecté la présence d'un nouvel élément lors de l' analyse petalite minerai . Ce nouvel élément qu'il a été noté pour former des composés semblables à ceux de sodium et de potassium, bien que son carbonate et l' hydroxyde étaient moins solubles dans l' eau et plus alcaline que celle des autres métaux alcalins. Berzelius a donné le matériau inconnu le nom « lithion / Lithina », du grec mot λιθoς (translittération lithos , ce qui signifie « pierre »), afin de refléter sa découverte dans un minéral solide, par opposition au potassium, qui avait été découvert en cendres végétales et le sodium, qui a été partiellement connue pour sa grande abondance dans le sang des animaux. Il a appelé le métal à l' intérieur du matériau « lithium ». Le lithium, le sodium, le potassium et faisaient partie de la découverte de la périodicité , car ils font partie d' une série de triades d'éléments dans le même groupe qui ont été relevées par Johann Wolfgang Döbereiner en 1850 comme ayant des propriétés similaires.

Un échantillon de lépidolite
Lépidolite , la matière minérale de rubidium qui a d' abord été isolé rubidium

Rubidium et le césium ont été les premiers éléments à découvrir à l' aide du spectroscope , inventé en 1859 par Robert Bunsen et Gustav Kirchhoff . L'année suivante, ils ont découvert le césium dans l' eau minérale de Bad Dürkheim , Allemagne. Leur découverte de rubidium est venu l'année suivante à Heidelberg , en Allemagne, en trouvant dans le minéral lépidolite . Les noms de rubidium et le césium proviennent des lignes les plus importantes dans leurs spectres d'émission : une ligne rouge vif pour le rubidium (du latin mot rubidus , ce qui signifie rouge foncé ou rouge vif), et une ligne de ciel bleu pour le césium (dérivés de la mot latin Caesius , ce qui signifie bleu ciel).

Vers 1865 John Newlands a produit une série de documents où il a énuméré les éléments afin d'augmenter le poids atomique et les propriétés physiques et chimiques similaires qui sont reproduites à intervalles de huit; il a comparé cette périodicité aux octaves de la musique, où les notes ont une octave en dehors des fonctions musicales similaires. Sa version a mis tous les métaux alcalins puis connus (lithium de césium), ainsi que le cuivre , l' argent et le thallium (qui correspond à la caractéristique de l' état 1 à l'oxydation des métaux alcalins), ainsi que dans un groupe. Sa table placée hydrogène avec les atomes d' halogène .

Dmitri Mendeleev système périodique de l » a proposé , en 1871 , représentant un atome d' hydrogène et les métaux alcalins , dans le cadre de son groupe I, en même temps que le cuivre, l' argent et l' or

Après 1869, Dmitri Mendeleev a proposé son lithium de mise en place de la table périodique dans la partie supérieure d'un groupe avec le sodium, le potassium, le rubidium, le césium et le thallium. Deux ans plus tard, Mendeleïev a révisé sa table, plaçant l' hydrogène dans le groupe 1 ci - dessus au lithium, et le déplacement également thallium au groupe de bore . Dans cette version 1871, le cuivre, l' argent et l' or ont été placés deux fois, une fois dans le cadre du groupe IB , et une fois dans le cadre d'un « groupe VIII » englobant les groupes d'aujourd'hui 8 à 11. Après l'introduction de la table 18-colonne, des éléments du groupe IB ont été déplacés vers leur position actuelle dans le bloc-d , tandis que les métaux alcalins ont été laissés dans le groupe IA . Plus tard , le nom du groupe a été changé pour le groupe 1 en 1988. Le nom trivial « métaux alcalins » provient du fait que les hydroxydes du groupe 1 éléments sont forts alcalis lorsqu'il est dissous dans l' eau.

Il y avait au moins quatre découvertes erronées et incomplètes avant Marguerite Perey de l' Institut Curie à Paris, la France découvre francium en 1939 par la purification d' un échantillon de actinium-227 , qui avait été rapporté avoir une énergie de désintégration de 220  keV . Cependant, Perey a remarqué des particules de désintégration avec un niveau d'énergie inférieure à 80 keV. Perey pensait que cette activité de décroissance pourrait avoir été causé par un produit de désintégration non identifiée, qui a été séparé lors de la purification, mais a émergé à nouveau de pur actinium -227. Différents tests ont éliminé la possibilité de l'élément inconnu étant le thorium , le radium , le plomb , le bismuth , ou le thallium . Les nouvelles propriétés chimiques exposées sur les produits d'un métal alcalin (tel que coprécipitation de sels de césium), ce qui conduit Perey à croire qu'il était élément 87, provoquée par la désintégration alpha de l' actinium-227. Perey a ensuite tenté de déterminer la proportion de la désintégration bêta à la pourriture alpha dans l' actinium-227. Son premier test a mis l'alpha ramification à 0,6%, un chiffre qu'elle a révisé plus tard à 1%.

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

L'élément suivant en dessous de francium ( eka -francium) dans le tableau périodique serait Ununennium (Uue), l' élément 119. La synthèse de Ununennium a d' abord été tentée en 1985 en bombardant une cible de einsteinium -254 avec calcium ions -48 à l'accélérateur superHILAC à Berkeley, en Californie. Aucun atomes ont été identifiés, ce qui conduit à un rendement limite de 300 nb .

254
99
Es
+ 48
20
Ca
302
119
Uue
* → pas d' atomes

Il est hautement improbable que cette réaction sera en mesure de créer des atomes de Ununennium dans un avenir proche, compte tenu de la tâche extrêmement difficile de faire des quantités suffisantes de einsteinium-254, qui est favorisée pour la production d' éléments ultraheavy en raison de sa grande masse, relativement longue demi-vie de 270 jours, et la disponibilité en quantités importantes de plusieurs microgrammes, pour faire une assez grande cible pour augmenter la sensibilité de l'expérience au niveau requis; einsteinium n'a pas été trouvé dans la nature et n'a été produite dans les laboratoires, et en plus petites quantités que celles nécessaires pour la synthèse efficace des éléments superlourds. Cependant, étant donné que Ununennium est que le premier élément période de 8 sur le tableau périodique étendu , il peut fort bien être découverte dans un proche avenir par d' autres réactions, et même une tentative de synthétiser est actuellement en cours au Japon. À l' heure actuelle, aucun de la période 8 éléments ont encore été découvert, et il est également possible, en raison de goutte à goutte instabilités , que seule la période inférieure 8 éléments, jusqu'à autour de l' élément 128, sont physiquement possible. Aucune tentative de synthèse ont été faites pour des métaux alcalins plus lourds: en raison de leur numéro atomique extrêmement élevé, ils auraient besoin de nouvelles méthodes et technologies plus puissantes pour faire.

Occurrence

Dans le système solaire

Abondances estimées des éléments chimiques dans le système solaire. L' hydrogène et l' hélium sont les plus courants, du Big Bang . Les trois éléments (lithium, béryllium et bore ) sont rares car ils sont mal synthétisés dans le Big Bang et aussi dans les étoiles. Les deux tendances générales dans les autres éléments stellaires produites sont les suivantes : (1) une alternance de l' abondance dans les éléments tels qu'ils ont même ou des numéros atomiques impairs, et (2) une diminution générale de l'abondance, comme éléments deviennent plus lourds. Le fer est particulièrement courante car elle représente le nucléide d'énergie minimale qui peut être fait par fusion de l' hélium dans supernovae.

La règle Oddo-Harkins considère que les éléments avec des nombres pairs atomiques sont plus fréquents que ceux qui ont un numéro atomique impair, à l'exception de l' hydrogène. Cette règle fait valoir que les éléments avec des numéros atomiques impairs ont un proton apparié et ne sont plus susceptibles de capturer une autre, augmentant ainsi leur numéro atomique. Dans les éléments ayant même numéro atomique, des protons sont appariés, chaque élément de la paire compenser la rotation de l'autre, la stabilité renforcer. Tous les métaux alcalins ont des numéros atomiques impairs et ils ne sont pas aussi courante que les éléments ayant les numéros atomiques adjacentes à même eux (les gaz nobles et les métaux alcalino-terreux ) dans le système solaire. Les métaux alcalins lourds sont moins abondants que ceux plus légers que les métaux alcalins à partir de rubidium en avant ne peuvent être synthétisés en supernovae et non dans nucléosynthèse stellaire . Le lithium est aussi beaucoup moins abondant que le sodium et le potassium car il est mal synthétisé dans les deux Big Bang nucleosynthesis et dans les étoiles: le Big Bang ne pouvait produire des quantités infimes de lithium, le béryllium et le bore en raison de l'absence d'un noyau stable à 5 ou 8 , nucléons et nucléosynthèse stellaire ne pouvaient passer ce goulot d' étranglement par le processus triple-alpha , la fusion de trois noyaux d'hélium pour former du carbone , et à sauter au-dessus de ces trois éléments.

Sur Terre

Spodumène , un important minéral de lithium

La Terre formé à partir du même nuage de matière qui a formé le Soleil, mais les planètes acquises compositions différentes au cours de la formation et de l' évolution du système solaire . À son tour, l' histoire naturelle de la Terre fait partie de cette planète à avoir des concentrations différentes des éléments. La masse de la Terre est d' environ 5,98 × 10 24  kg. Il est composé principalement de fer (32,1%), d' oxygène (30,1%), le silicium (15,1%), le magnésium (13,9%), du soufre (2,9%), nickel (1,8%), le calcium (1,5%) et l' aluminium ( 1,4%); avec 1,2% consistant en des traces d'autres éléments restants. En raison de la différenciation planétaire , la région de base est considérée comme étant principalement composé de fer (88,8%), avec de plus petites quantités de nickel (5,8%), de soufre (4,5%), et moins de 1% oligo - éléments.

Les métaux alcalins, en raison de leur forte réactivité, ne se produisent pas naturellement à l' état pur dans la nature. Ils sont lithophiles et par conséquent restent proches de la surface de la Terre car ils se combinent facilement avec l' oxygène et ainsi associer fortement avec la silice , la formation des minéraux relativement faible densité qui ne coulent pas vers le bas dans le noyau de la Terre. Le potassium, rubidium et le césium sont également des éléments incompatibles en raison de leur grand rayon ionique .

Le sodium et le potassium sont très abondants dans la terre, les deux étant parmi les dix éléments les plus communs dans la croûte terrestre ; sodium représente environ 2,6% de la Terre croûte mesurée en poids, ce qui rend le sixième élément le plus abondant global et le métal alcalin le plus abondant. Le potassium représente environ 1,5% de la croûte terrestre et est le septième élément le plus abondant. Le sodium se trouve dans de nombreux minéraux différents, dont le plus commun est le sel ordinaire (chlorure de sodium), qui se produit dans de grandes quantités dissoutes dans l' eau de mer. D' autres dépôts solides comprennent halite , amphibole , cryolithe , nitratine et zéolite . Un grand nombre de ces dépôts solides se produisent en raison de évaporant ancienne des mers, ce qui se produit encore aujourd'hui dans des endroits comme l' Utah du Grand Lac Salé et la Mer Morte . En dépit de leur abondance presque égale dans la croûte terrestre, le sodium est beaucoup plus fréquent que le potassium dans l'océan, à la fois parce que la taille de potassium plus grand fait ses sels moins solubles, et parce que le potassium est lié par des silicates dans le sol et ce que le potassium sangsues est absorbé beaucoup plus facilement par la flore de sodium.

Malgré sa similitude chimique, le lithium ne se produit généralement pas avec le sodium ou le potassium en raison de sa taille plus petite. En raison de sa réactivité relativement faible, il se trouve dans l' eau de mer en grandes quantités; il est estimé que l' eau de mer est d' environ 0,14 à 0,25 partie par million (ppm) ou 25 micromolaire . Sa relation diagonale avec le magnésium , il permet souvent de remplacer le magnésium dans ferromagnésium minéraux, où sa concentration est crustale environ 18  ppm , comparable à celle du gallium et du niobium . Dans le commerce, le plus important minéral de lithium est le spodumène , qui se produit dans les grands dépôts dans le monde entier.

Rubidium est à peu près aussi abondante que le zinc et plus abondant que le cuivre. Il se produit naturellement dans les minéraux Leucite , pollucite , carnallite , zinnwaldite et lépidolite , bien qu'aucun d' entre eux ne contiennent que rubidium et pas d' autres métaux alcalins. Le césium est plus abondante que certains éléments couramment connus, tels que l' antimoine , le cadmium , l' étain , et du tungstène , mais est beaucoup moins abondant que rubidium.

Francium-223 , le seul isotope naturel de francium, est le produit de la désintégration alpha de l' actinium-227 et se trouve en quantités infimes dans l' uranium minéraux. Dans un échantillon donné d'uranium, il est estimé à un seul atome de francium pour 10 18 atomes d'uranium. On a calculé qu'il ya au plus 30 g de francium dans la croûte terrestre , à tout moment, en raison de sa très courte demi-vie de 22 minutes.

Propriétés

Physique et chimique

Les propriétés physiques et chimiques des métaux alcalins peuvent être aisément expliqué par leur présentant une ns une valence configuration d'électrons , ce qui conduit à faible liaison métallique . Par conséquent, tous les métaux alcalins sont souples et ont de faibles densités , de fusion et des points d' ébullition , ainsi que les chaleurs de sublimation , vaporisation , et dissociation . Ils ont tous cristalliser dans la cubique centrée structure cristalline, et ont distinctifs couleurs de flamme parce que leur électron extérieur s est très facilement excitable. La ns 1 configuration se traduit également par les métaux alcalins ayant de très grande atomique et des rayons ioniques , ainsi que de très haute thermique et la conductivité électrique . Leur chimie est dominée par la perte de leur électron de valence seul dans les s-orbitaire plus à l' extérieur pour former l'état d'oxydation +1, en raison de la facilité d'ioniser cet électron et la seconde énergie d'ionisation très élevé. La plupart des chimie a été observée que pour les cinq premiers membres du groupe. La chimie de francium est pas bien établie en raison de son extrême radioactivité ; ainsi, la présentation de ses propriétés ici est limitée. Ce que peu de données sur francium montre qu'il est très proche du comportement de césium, comme prévu. Les propriétés physiques de francium sont même sketchier car n'a jamais été observé l'élément essentiel; par conséquent , toutes les données qui peuvent être trouvées dans la littérature sont certainement extrapolations spéculatives.

Propriétés des métaux alcalins
prénom Lithium Sodium Potassium Rubidium Césium francium
Numéro atomique 3 11 19 37 55 87
Standard poids atomique  ( u ) 6,94 (1) 22.98976928 (2) 39,0983 (1) 85,4678 (3) 132.9054519 (2) [223]
configuration électronique [ Il ] 2s 1 [ Ne ] 3s 1 [ Ar ] 4s 1 [ Kr ] 5s 1 [ Xe ] 6s 1 [ Rn ] 7s 1
Point de fusion (° C) 180,54 97,72 63,38 39,31 28,44 ?
Point d' ébullition (° C) 1342 883 759 688 671 ?
Densité  (g · cm -3 ) 0,534 0,968 0,89 1,532 1,93 ?
La chaleur de fusion  (kJ · mol -1 ) 3.00 2,60 2,321 2.19 2,09 ?
La chaleur de vaporisation  (kJ · mol -1 ) 136 97,42 79,1 69 66,1 ?
La chaleur de formation  de gaz monoatomique (kJ · mol -1 ) 162 108 89,6 82,0 78,2 ?
La résistivité électrique  à 25 ° C (n Ω · cm ) 94,7 48,8 73,9 131 208 ?
Rayon atomique  ( h ) 152 186 227 248 265 ?
Rayon ionique de M hexacoordiné + ion (pm) 76 102 138 152 167 ?
Première énergie d'ionisation  ( kJ · mol -1 ) 520,2 495,8 418,8 403,0 375,7 392,8
Affinité électronique  (kJ · mol -1 ) 59,62 52,87 48,38 46,89 45,51 ?
Enthalpie de dissociation  de M 2  (kJ · mol -1 ) 106,5 73,6 57,3 45,6 44,77 ?
Pauling électronégativité 0,98 0,93 0,82 0,82 0,79 ?
Potentiel d'électrode standard ( E ° (M + → M 0 ); V ) -3,04 -2,71 -2,93 -2,98 -3,03 ?
Test de flamme couleur de
longueur d' onde d' émission / absorption principal ( nm )
Crimson
670,8
jaune
589,2
Violet
766,5
Rouge-violet
780,0
bleu
455.5
?

Les métaux alcalins sont plus proches les uns des autres que les éléments de tout autre groupe sont entre eux. En effet, la similitude est si grand qu'il est assez difficile de séparer le potassium, le rubidium et le césium, en raison de leurs semblables rayons ioniques ; le lithium et le sodium sont plus distincts. Par exemple, lors du déplacement vers le bas du tableau, tous les métaux alcalins connus présentent l' augmentation de rayon atomique , ce qui diminue l' électronégativité , l' augmentation de la réactivité , et la fusion et la diminution des points d' ébullition ainsi que les chaleurs de fusion et de vaporisation. En général, les densités augmentent lors du déplacement vers le bas de la table, à l'exception que le potassium est moins dense que le sodium. L' un des très rares propriétés des métaux alcalins qui ne présentent pas une tendance très lisse est leur potentiel de réduction : la valeur de lithium est anormal, étant plus négatif que les autres. En effet , le Li + ion a une très haute énergie d'hydratation dans la phase gazeuse: si l'ion lithium perturbe la structure de l' eau de manière significative, ce qui provoque un changement plus élevé dans l' entropie, cette énergie d'hydratation élevée est suffisante pour rendre les potentiels de réduction indiquent comme étant le métal alcalin le plus électropositif, en dépit de la difficulté de ce ionisants dans la phase gazeuse.

Les métaux alcalins sont stables tous les métaux de couleur argent , sauf pour le césium, qui a une teinte or pâle: il est l' un des trois métaux qui sont clairement colorés (les deux autres étant du cuivre et de l' or). En outre, les lourds métaux alcalino - terreux calcium , strontium et baryum , ainsi que le radical divalent lanthanides europium et l' ytterbium , sont jaune pâle, bien que la couleur est beaucoup moins importante que pour le césium. Leur éclat se ternit rapidement dans l' air due à l' oxydation. Ils ont tous cristalliser dans la cubique centrée structure cristalline, et ont distinctifs couleurs de flamme parce que leur électron extérieur s est très facilement excitable. En effet, ces couleurs d'essai de flamme sont la façon la plus courante de les identifier car tous leurs sels avec des ions communs sont solubles.

Le potassium réagit violemment avec l'eau à température ambiante
Cesium réagit de manière explosive avec de l'eau, même à des températures basses

Tous les métaux alcalins sont très réactifs et ne sont jamais trouvés dans les formes élémentaires de la nature. En raison de cela, ils sont généralement stockés dans l' huile minérale ou du kérosène (huile de paraffine). Ils réagissent énergiquement avec les atomes d' halogène pour former les halogénures de métaux alcalins , qui sont blancs cristallins ioniques des composés qui sont tous solubles dans l' eau à l'exception du fluorure de lithium ( Li F ). Les métaux alcalins réagissent également avec l' eau pour former fortement alcalins hydroxydes et doivent être manipulés ainsi avec grand soin. Les métaux alcalins lourds réagissent plus vigoureusement que les plus légers; par exemple, en cas de chute dans l' eau, le césium produit une explosion plus grande que potassium si le même nombre de moles de chaque métal est utilisé. Les métaux alcalins sont les plus bas en premier énergies d'ionisation dans leurs périodes respectives de la table périodique en raison de leur faible charge nucléaire effective et la capacité d'atteindre un gaz noble configuration en perdant un seul électron . Non seulement les métaux alcalins réagissent avec l' eau, mais aussi avec des donneurs de protons comme les alcools et les phénols , gazeux ammoniac et alcynes , la dernière démonstration du degré phénoménal de leur réactivité. Leur grande puissance comme agents réducteurs qui les rend très utiles pour libérer d' autres métaux de leurs oxydes ou halogénures.

La seconde énergie d'ionisation de l' ensemble des métaux alcalins est très élevée car il se trouve dans une enveloppe complète qui est plus proche du noyau; ainsi, ils perdent presque toujours un seul électron, formant des cations. Les alkalides sont une exception: ce sont des composés instables qui contiennent des métaux alcalins en un état d'oxydation -1, ce qui est très inhabituel comme avant la découverte des alkalides, les métaux alcalins ne sont pas censés être capables de former des anions et ont été jugées pouvant apparaître dans des sels uniquement sous forme de cations. Les anions alkalide ont rempli l-sous - couches , ce qui leur donne une stabilité suffisante pour exister. Tous les métaux alcalins stables , à l' exception du lithium sont connus pour être en mesure de former alkalides et les alkalides ont beaucoup d' intérêt théorique en raison de leur inhabituelle stoechiométrie et faible potentiel d'ionisation . Alkalides sont chimiquement similaires aux electrides , qui sont des sels avec des piégées électrons agissant comme anions. Un exemple particulièrement frappant d'une alkalide est « inverse de l' hydrure de sodium », H + Na - ( les deux ions étant complexé ), par opposition à l'hydrure de sodium habituel, Na + H - : elle est instable dans l' isolement, en raison de sa haute énergie résultant à partir du déplacement de deux électrons de l' hydrogène au sodium, bien que plusieurs dérivés sont prévus pour être métastable ou stable.

En solution aqueuse, les ions de métaux alcalins forment des ions d' aqua de formule [M (H 2 O) n ] + , où n est le nombre de solvatation. Leurs numéros de coordination et de formes concordent bien avec ceux attendus de leurs rayons ioniques. En solution aqueuse , les molécules d'eau directement attachés à l'ion métallique sont dites appartenir à la première sphère de coordination , aussi connu comme la première, ou la coquille primaire, la solvatation. La liaison entre une molécule d'eau et l'ion métallique est une liaison covalente datif , avec l'atome d'oxygène donneur d' électrons les deux à la liaison. Chaque molécule d'eau coordonnée peut être fixé par des liaisons hydrogène avec d'autres molécules d'eau. Ces derniers sont dit résider dans la seconde sphère de coordination. Toutefois, pour les cations de métaux alcalins, la seconde sphère de coordination est pas bien définie comme étant la 1 charge sur le cation est pas suffisamment élevée pour polariser les molécules d'eau dans le réservoir primaire de solvatation suffisant pour eux pour former de fortes liaisons hydrogène avec celles la seconde sphère de coordination, la production d' une entité plus stable. Le nombre de solvatation pour Li + a été déterminée expérimentalement pour être 4, formant le tétraédrique [Li (H 2 O) 4 ] + : tandis que le nombre de solvatation de 3 à 6 ont été trouvées pour les ions d'aqua de lithium, le nombre de solvatation inférieur à 4 peuvent être le résultat de la formation d' un contact des paires d'ions , et les nombres de solvatation supérieurs peut être interprétée en termes de molécules d'eau qui se rapprochent [Li (H 2 O) 4 ] + à travers une face du tétraèdre, bien que des simulations de dynamique moléculaire peut indiquer l'existence d'un octaèdre ion hexaaqua. Il y a aussi probablement six molécules d'eau dans la sphère de solvatation de l'ion primaire de sodium, formant le octaédrique [Na (H 2 O) 6 ] + ion. Bien qu'il ait été précédemment pensé que les métaux lourds alcalins forment également des ions octaédriques de hexaaqua, il a depuis été constaté que le potassium et le rubidium probablement forment le [K (H 2 O) 8 ] + et [Rb (H 2 O) 8 ] + ions , qui ont la antiprismatique place la structure, et en ce que le césium forme la 12 coordonnée [Cs (H 2 O) 12 ] + ion.

Lithium

La chimie du lithium montre plusieurs différences par rapport à celle du reste du groupe comme le petit Li + cation polarise anions et donne ses composés une plus covalente caractère. Lithium et magnésium ont une relation diagonale en raison de leurs rayons atomiques similaires, de sorte qu'ils présentent quelques similitudes. Par exemple, le lithium forme un stable de nitrure , une propriété commune à tous les métaux alcalino-terreux (groupe de magnésium) , mais unique parmi les métaux alcalins. En outre, parmi les groupes, seulement lithium et de magnésium forment respectivement des composés organométalliques de caractère covalent significatif (par exemple , Li Me et MgMe 2 ).

Le fluorure de lithium est le seul halogénure de métal alcalin qui est peu soluble dans l' eau, et l' hydroxyde de lithium est le seul hydroxyde de métal alcalin qui est non déliquescent . A l' inverse, le perchlorate de lithium et d' autres sels de lithium avec de grands anions qui ne peuvent être polarisées sont beaucoup plus stables que les composés analogues des autres métaux alcalins, probablement parce que Li + a une haute énergie de solvatation . Cet effet signifie également que la plupart des sels de lithium simples sont couramment rencontrés sous forme hydratée, parce que les formes anhydres sont extrêmement hygroscopiques : cela permet des sels tels que le chlorure de lithium et le bromure de lithium à utiliser dans déshumidificateurs et climatiseurs .

francium

Francium est prévu également montrer quelques différences en raison de son haut poids atomique , provoquant ses électrons de se déplacer à des fractions considérables de la vitesse de la lumière et rendant ainsi les effets relativistes plus important. Contrairement à la tendance à la baisse électronégativité et des énergies d'ionisation des métaux alcalins, l' électronégativité du francium et l'énergie d' ionisation est prévu pour être plus élevé que le césium est dû à la stabilisation relativiste des électrons 7s; En outre, son rayon atomique devrait être anormalement basse. Ainsi, contrairement à toute attente, le césium est le plus réactif des métaux alcalins, non francium. Toutes les propriétés physiques connues de francium également s'écartent des tendances claires allant de lithium à césium, comme la première énergie d'ionisation, affinité électronique, et polarisabilité d'anions, mais en raison de la rareté des données connues sur francium de nombreuses sources donnent des valeurs extrapolées, en ignorant que effets relativistes font la tendance du lithium à césium inapplicabilité à francium. Certaines de ces propriétés de francium qui ont été prédite en prenant en compte sont relativité l'affinité électronique (47,2 kJ / mol) et l'enthalpie de dissociation de la Fr 2 molécule (42,1 kJ / mol). La molécule de CSFR est polarisée Cs + Fr - , montrant que le sous - shell 7s de francium est beaucoup plus fortement affectée par les effets relativistes que la sous - couche 6s de césium. De plus, francium superoxyde (OFROU 2 ) devrait avoir un caractère covalent significatif, à la différence des autres superoxydes de métaux alcalins, en raison des contributions de liaison des électrons 6p de francium.

Nucléaire

isotopes primordiaux de métaux alcalins
Z
métal alcalin
Stable
désintégrations
instables: italique
isotopes impairs impairs couleur rose
3 lithium 2 - 7
Li
6
Li
 
11 sodium 1 - 23
N / a
   
19 potassium 2 1 39
K
41
K
40
K
37 rubidium 1 1 85
rb
87
rb
 
55 césium 1 - 133
Cs
   
87 francium - - Aucun isotopes primordiaux
( 223
Fr
est un nucléide radiogénique )
Radioactifs: 40 K, t 1/2 1,25 x 10 9 ans; 87 Rb, t 1/2 4,9 × 10 10 ans; 223 Fr, t 1/2 22,0 min.

Tous les métaux alcalins ont des numéros atomiques impairs; par conséquent, les isotopes doivent être soit impair-impair ( à la fois des protons et par nombre de neutrons sont impair) ou impair-pair ( nombre de protons est impair, mais le nombre de neutrons est pair). Odd noyaux impairs ont même des nombres de masse , alors que les noyaux impairs-pairs ont des nombres impairs de masse. Odd-impair nucléides primordiaux sont rares parce que les noyaux les plus bizarres-impair sont très instables par rapport à la désintégration bêta , parce que les produits de désintégration sont encore-même, et sont donc plus fortement liés, en raison des effets d'appariement nucléaire .

En raison de la grande rareté des noyaux impairs-impairs, presque tous les isotopes primordiaux de métaux alcalins sont impairs-même (les exceptions étant l'isotope stable à la lumière lithium-6 et de la longue durée de vie radioisotope potassium-40). Pour un certain nombre de masse impair donné, il peut y avoir qu'un seul nucléide bêta stable car il n'y a pas de différence dans l' énergie de liaison entre les pair-impair et impair, même comparable à celle entre pair-pair et impair impair, en laissant d' autres nucléides du même nombre de masse ( isobares ) libre de désintégration bêta vers le nucléide le plus faible masse. Un effet de l'instabilité d'un nombre impair de ces deux types de nucléons est que les éléments de numéros impairs, tels que les métaux alcalins, ont tendance à avoir moins d' isotopes stables que les éléments de numéro pair. Sur les 26 éléments monoisotopiques qui ont seulement un isotope stable unique, tous sauf un numéro atomique impair et tout mais aussi un nombre pair de neutrons. Béryllium est la seule exception à la fois des règles, en raison de son faible nombre atomique.

Tous les métaux alcalins à l' exception du lithium et du césium ont au moins un état naturel radioisotope : sodium-22 et sodium-24 sont des radio - isotopes de traces produites cosmogenically , le potassium 40 et le rubidium-87 ont une très longue demi-vie et donc se produire naturellement, et toutes isotopes de francium sont radioactifs . Césium a également été considéré comme radioactif au début du 20e siècle, bien qu'il n'a pas d' origine naturelle radioisotopes. (Francium n'a pas encore été découvert à ce moment - là.) Le radio - isotope longue durée de vie naturelle de potassium, 40, représente environ 0,012% du potassium naturel, et ainsi de potassium naturel est faiblement radioactif. Cette radioactivité naturelle est devenue une base à une revendication erronée de la découverte de l' élément 87 (le côté de métal alcalin après le césium) en 1925. rubidium naturel est similaire légèrement radioactive, avec 27,83% étant le rubidium-87 radio - isotope de longue durée.

Césium-137 , avec une demi-vie de 30,17 ans, est l' un des deux principaux produits de fission moyenne durée , ainsi que le strontium-90 , qui sont responsables de la majeure partie de la radioactivité du combustible nucléaire usé après plusieurs années de refroidissement, jusqu'à plusieurs centaines d' années après l' utilisation. Elle constitue la majeure partie de la radioactivité toujours à gauche de l' accident de Tchernobyl . Césium 137 subit une désintégration bêta haute énergie et devient finalement stable baryum-137 . Il est un émetteur solide de rayonnement gamma. Césium 137 a un très faible taux de capture de neutrons et ne peut pas être mis au rebut réalistement de cette façon, mais il doit être autorisé à se désintégrer. Césium 137 a été utilisé comme traceur dans les études hydrologiques, analogues à l'utilisation du tritium . De petites quantités de césium 134 et le césium-137 ont été libérés dans l'environnement pendant presque tous les essais d'armes nucléaires et des accidents nucléaires , notamment l' accident Goiânia et la catastrophe de Tchernobyl . En 2005, le césium-137 est la principale source de rayonnement dans la zone d'aliénation autour de la centrale nucléaire de Tchernobyl . Ses propriétés chimiques comme l' un des métaux alcalins font l'un des plus problématiques des produits de fission à court moyenne à vie , car il se déplace et se propage facilement dans la nature en raison de la forte solubilité dans l'eau de ses sels, et est repris par le corps, ce qui prend pour ses congénères essentiel sodium et de potassium.

tendances périodiques

Les métaux alcalins sont plus proches les uns des autres que les éléments de tout autre groupe sont entre eux. Par exemple, lors du déplacement vers le bas du tableau, tous les métaux alcalins connus présentent l' augmentation de rayon atomique , ce qui diminue l' électronégativité , l' augmentation de la réactivité , et la fusion et la diminution des points d' ébullition ainsi que les chaleurs de fusion et de vaporisation. En général, les densités augmentent lors du déplacement vers le bas de la table, à l'exception que le potassium est moins dense que le sodium.

rayons atomiques et ioniques

Charge nucléaire effective sur un électron atomique

Les rayons atomiques des métaux alcalins augmente en descendant le groupe. En raison de l' effet de blindage , lorsqu'un atome a plus d'une couche électronique , chaque électron se sent répulsion électrique des autres électrons ainsi que l' attraction électrique à partir du noyau. Dans les métaux alcalins, l' électron le plus extérieur se sent seulement une charge nette de 1, en tant que partie de la charge nucléaire (qui est égal au numéro atomique ) est annulée par les électrons internes; le nombre d'électrons internes d'un métal alcalin est toujours une de moins que la charge nucléaire. Par conséquent, le seul facteur qui affecte le rayon atomique des métaux alcalins est le nombre de couches électroniques. Étant donné que ce nombre augmente sur le groupe, le rayon atomique doit également augmenter vers le bas du groupe.

Les rayons ioniques des métaux alcalins sont beaucoup plus petits que leurs rayons atomiques. En effet , l'électron le plus extérieur des métaux alcalins se trouve dans une autre couche électronique que les électrons internes, et donc quand il est retiré de l'atome résultant a une coquille moins d'électrons et est plus petit. En outre, la charge nucléaire effective a augmenté, et par conséquent les électrons sont attirés plus fortement vers le noyau et la diminution de rayon ionique.

Première énergie d'ionisation

Tendance périodique pour l' énergie d'ionisation: chaque période commence à un minimum pour les métaux alcalins, et se termine à un maximum pour les gaz nobles .

La première énergie d'ionisation d'un élément ou molécule est l'énergie nécessaire pour déplacer l'électron le plus lâchement les uns des moles d'atomes gazeux de l'élément ou des molécules pour former une mole d'ions gazeux avec une charge électrique 1. Les facteurs qui influent sur la première énergie d'ionisation sont la charge nucléaire , la quantité de blindage par les électrons interne et la distance de l'électron le plus lâchement à partir du noyau, ce qui est toujours un électron externe en éléments des groupes principaux . Les deux premiers facteurs changent la charge nucléaire effective le plus lâchement électronique se sent. Etant donné que l'électron le plus extérieur de métaux alcalins ressent toujours la même charge nucléaire effective (1), le seul facteur qui affecte la première énergie d'ionisation est la distance de l'électron le plus extérieur vers le noyau. Étant donné que cette distance augmente vers le bas du groupe, l'électron le plus extérieur se sent moins attraction du noyau et donc la première énergie d'ionisation diminue. (Cette tendance se décompose en francium en raison de la relativiste stabilisation et la contraction des 7s orbitales, ce qui porte l'électron de valence de francium plus proche du noyau que l'on attendrait d'calculs non relativistes. Cela fait sentir électronique la plus externe de francium plus d' attraction du noyau, de plus en plus la première énergie d'ionisation légèrement au - delà de césium).

La seconde énergie d'ionisation des métaux alcalins est beaucoup plus élevée que la première que l'électron deuxième plus lâchement fait partie d'un entièrement rempli coquille d'électrons et est donc difficile à enlever.

Réactivité

Les réactivités des métaux alcalins augmentent en descendant le groupe. Ceci est le résultat d'une combinaison de deux facteurs: la première énergie d'ionisation et des énergies d'atomisation de métaux alcalins. Étant donné que la première énergie d'ionisation des métaux alcalins diminue vers le bas du groupe, il est plus facile pour l'électron le plus extérieur d'être retiré de l'atome et de participer à des réactions chimiques , ce qui augmente la réactivité du groupe vers le bas. Les mesures d'énergie de pulvérisation de la résistance de la liaison métallique d'un élément, qui tombe dans le groupe que les atomes augmentent en rayon et donc la liaison métallique doit augmenter en longueur, ce qui rend les électrons délocalisés plus éloignée de l'attraction des noyaux plus lourds les métaux alcalins. L' ajout des énergies d'ionisation et une première atomisation donne une quantité étroitement liée à (mais pas égal à) l' énergie d'activation de la réaction d'un métal alcalin avec une autre substance. Cette quantité diminue en descendant le groupe, et il en va de l'énergie d'activation; ainsi, des réactions chimiques peuvent se produire plus rapidement et la réactivité augmente vers le bas du groupe.

électronégativité

La variation de Pauling électronégativité (axe des y) en tant que l' on descend les groupes principaux de la classification périodique de la deuxième à la sixième période

Électronégativité est une propriété chimique qui décrit la tendance d'un atome ou un groupe fonctionnel pour attirer les électrons (ou densité d'électrons ) vers lui - même. Si le lien entre le sodium et le chlore dans le chlorure de sodium ont été covalente , la paire d'électrons partagés serait attirée par le chlore parce que la charge nucléaire effective sur les électrons externes est 7 en chlore , mais seulement 1 en sodium. La paire d'électrons est attiré si proche de l'atome de chlore qu'elles sont pratiquement transférées à l'atome de chlore (e de liaison ionique ). Cependant, si l'atome de sodium a été remplacé par un atome de lithium, les électrons ne seront pas attirés aussi proche de l'atome de chlore comme avant parce que l'atome de lithium est plus petit, ce qui rend la paire d'électrons plus fortement attirés par la charge nucléaire effective plus proche de lithium. Par conséquent, les plus grandes des atomes de métal alcalin (en aval du groupe) seront moins électronégatif que la paire de liaison est moins fortement attiré vers eux. Comme mentionné précédemment, francium devrait être une exception.

En raison de la électronégativité plus élevée de lithium, certains de ses composés ont un caractère plus covalente. Par exemple, l' iodure de lithium ( Li I ) se dissout dans des solvants organiques , une propriété de la plupart des composés covalents. Le fluorure de lithium (Li F ) est le seul halogénure alcalin qui ne sont pas solubles dans l' eau, et l' hydroxyde de lithium (Li OH ) est le seul hydroxyde de métal alcalin qui est non déliquescent .

Les points de fusion et d'ébullition

Le point de fusion d'une substance est le point où il change l' état de solide à liquide tandis que le point d'ébullition d'une substance (à l' état liquide) est le point où la pression de vapeur du liquide est égale à la pression de l' environnement entourant le liquide et tout le liquide change d' état au gaz . En tant que métal est chauffé à son point de fusion, les liaisons métalliques laissant les atomes en place affaiblissent de manière que les atomes peuvent se déplacer, et les liaisons métalliques éventuellement cassent complètement au point d'ébullition du métal. Par conséquent, la fonte et la chute des points d' ébullition des métaux alcalins indiquent que la résistance des liaisons métalliques des métaux alcalins diminue vers le bas du groupe. En effet , les atomes de métal sont maintenus ensemble par l'attraction électromagnétique, des ions positifs à électrons délocalisés. Comme les atomes augmentent de taille en descendant le groupe (parce que l' augmentation de leur rayon atomique), les noyaux des ions se déplacent plus loin des électrons délocalisés et donc la liaison métallique devient plus faible de sorte que le métal peut fondre plus facilement et faire bouillir, abaissant ainsi les points de fusion et d' ébullition. (La charge nucléaire accrue est pas un facteur pertinent en raison de l'effet de blindage.)

Densité

Les métaux alcalins ont tous la même structure cristalline ( cubique centré ) , et donc les seuls facteurs pertinents sont le nombre d'atomes qui peuvent entrer dans un certain volume et la masse de l' un des atomes, étant donné que la densité est définie comme la masse par unité le volume. Le premier facteur dépend du volume de l'atome et donc le rayon atomique, ce qui augmente en descendant le groupe; Ainsi, le volume d'un atome augmente de métal alcalin qui descendent du groupe. La masse d'un atome de métal alcalin augmente également la descente du groupe. Ainsi, la tendance pour les densités des métaux alcalins dépend de leurs poids atomiques et des rayons atomiques; si les chiffres de ces deux facteurs sont connus, peuvent ensuite être calculées les rapports entre les densités des métaux alcalins. La tendance qui en résulte est que les densités des métaux alcalins augmentent vers le bas de la table, avec une exception au potassium. En raison de la plus faible ayant un poids atomique et le plus grand rayon atomique de tous les éléments dans leurs périodes, les métaux alcalins sont les moins denses métaux dans le tableau périodique. Le lithium, le sodium et le potassium sont les seuls trois métaux de la classification périodique qui sont moins denses que l' eau: en effet, le lithium est le moins dense solide connue à la température ambiante .

composés

Les métaux alcalins forment des séries complètes de composés avec tous les anions habituellement rencontrés, qui illustrent bien l' évolution du groupe. Ces composés peuvent être décrits comme comportant des métaux alcalins perdre des électrons à des espèces accepteurs et formant des ions monopositive. Cette description est la plus précise pour les halogénures alcalins et devient de moins en moins précise que l' augmentation cationique et à charge anionique, et que l'anion devient de plus en plus polarisable. Par exemple, une liaison ionique cède la place à liaison métallique le long de la série de NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 As, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na.

hydroxydes

vidéo externe
Les réactions des métaux alcalins avec de l' eau , conduites par l'Open University
Une grande explosion orange-jaune
Une réaction de 3 livres (≈ 1,4 kg) de sodium avec de l' eau

Tous les métaux alcalins réagissent vigoureusement ou explosive à l' eau froide, la production d' une solution aqueuse d'un fortement basique de métal alcalin de l' hydroxyde et de libérer de l' hydrogène gazeux. Cette réaction devient plus énergique en descendant le groupe: lithium réagit progressivement avec effervescence , mais le sodium et le potassium peut enflammer et le dissipateur de rubidium et de césium dans l' eau et produire de l' hydrogène gazeux aussi rapidement que les ondes de choc se forment dans l'eau qui peut briser des conteneurs en verre. Quand un métal alcalin est tombé dans l' eau, elle produit une explosion, dont il existe deux étapes distinctes. Le métal réagit avec l'eau en premier lieu , la rupture des liaisons hydrogène dans l'eau et produire de l' hydrogène gazeux; Ceci se produit plus rapidement pour les métaux alcalins lourds plus réactifs. En second lieu , la chaleur générée par la première partie de la réaction enflamme souvent l'hydrogène gazeux, l' amenant à brûler de manière explosive dans l'air environnant. Cette explosion d'hydrogène gazeux secondaire produit la flamme visible au- dessus du récipient d'eau, un lac ou autre étendue d'eau, et non la première réaction du métal avec de l' eau (qui tend à se produire la plupart du temps sous l' eau). Les hydroxydes de métaux alcalins sont les plus connus des hydroxydes basiques.

Des recherches récentes ont suggéré que le comportement explosif de métaux alcalins dans l' eau est entraîné par une explosion de Coulomb et non pas uniquement par la génération rapide d'hydrogène lui - même. Tous les métaux alcalins fondent en tant que partie de la réaction avec de l' eau. Les molécules d'eau ionisent la surface métallique à nu du métal liquide, en laissant une surface métallique chargé positivement et des ions chargés négativement eau. L'attraction entre les ions métalliques chargés et l' eau va augmenter rapidement la surface, ce qui provoque une augmentation exponentielle de l' ionisation. Lorsque les forces de répulsion à l' intérieur de la surface de métal liquide dépasse les forces de la tension superficielle, elle explose vigoureusement.

Les hydroxydes eux - mêmes sont les hydroxydes plus basiques connus, réagissant avec les acides pour donner des sels et des alcools pour donner oligomériques alcoolates . Ils réagissent facilement avec le dioxyde de carbone pour former des carbonates ou des bicarbonates , ou avec le sulfure d'hydrogène pour former des sulfures ou disulfures , et peuvent être utilisés pour séparer les thiols du pétrole. Ils réagissent avec des oxydes amphotères: par exemple, les oxydes d' aluminium , zinc , étain et plomb réagissent avec les hydroxydes de métal alcalin pour donner des aluminates, des zincates, stannates, plombates et. Le dioxyde de silicium est acide, et donc les hydroxydes de métal alcalin peut également attaquer le verre silicate .

des composés intermétalliques

Liquide alliage NaK à la température ambiante

Les métaux alcalins forment de nombreux composés intermétalliques avec l'autre et les éléments des groupes 2 à 13 du tableau périodique des stoechiométries différentes, tels que les amalgames de sodium avec du mercure , notamment Na 5 Hg 8 et Na 3 Hg. Certains d' entre eux ont des caractéristiques ioniques: prendre les alliages avec l' or , le plus électronégatif des métaux, à titre d'exemple, NaAu et KAu sont métalliques, mais RbAu et csau sont des semi - conducteurs. NaK est un alliage de sodium et de potassium qui est très utile , car il est liquide à la température ambiante, bien que des précautions doivent être prises en raison de son extrême réactivité envers l' eau et l' air. Le mélange eutectique fondant à -12,6 ° C. Un alliage de 41% de césium, 47% sodium, et 12% de potassium a le point de fusion le plus bas connu de tout métal ou alliage, -78 ° C.

Les composés avec les éléments du groupe 13

Les composés intermétalliques des métaux alcalins avec les groupes plus lourds 13 éléments ( aluminium , gallium , indium et thallium ), tels que Natl sont de mauvais conducteurs ou semi - conducteurs , contrairement aux alliages normaux avec les éléments précédents, ce qui implique que le métal alcalin impliqué a perdu un électron aux anions Zintl impliqués. Néanmoins, alors que les éléments du groupe 14 et au - delà ont tendance à former des amas anioniques discrètes, un groupe 13 éléments ont tendance à former des ions polymères avec les cations de métaux alcalins situés entre le réseau ionique géant. Par exemple, NaTl est constitué d'un anion polymère (-Tl - -) n avec une liaison covalente cubique de diamant structure à Na + ions situés entre le réseau anionique. Les métaux alcalins plus grands ne peuvent pas être compatibles de manière similaire dans un réseau anionique et ont tendance à forcer le groupe plus lourd 13 éléments pour former des amas anioniques.

Le bore est un cas particulier, est le seul élément non métallique du groupe 13. Le métal alcalin borures ont tendance à être de bore riche, impliquant une liaison appréciable du bore de bore impliquant Deltahedral structures, et sont thermiquement instables en raison de métaux alcalins ayant une très haute pression de vapeur à des températures élevées. Ceci rend problématique la synthèse directe du fait que les métaux alcalins ne réagissent pas avec le bore en dessous de 700 ° C, et donc cela doit se faire dans des récipients scellés avec le métal alcalin en excès. En outre, à titre exceptionnel dans ce groupe, la réactivité avec du bore diminue vers le bas du groupe: lithium réagit complètement à 700 ° C, mais sodium à 900 ° C et de potassium pas jusqu'à 1200 ° C, et la réaction est instantanée pour le lithium , mais prend des heures pour le potassium. Borures rubidium et le césium ont même pas été caractérisés. Diverses phases sont connues, telles que LiB 10 , NaB 6 , NaB 15 et KB 6 . Sous haute pression , la liaison bore-bore dans le lithium borures changements par suite des règles de Wade à former des anions de Zintl comme le reste du groupe 13.

Les composés ayant le groupe de 14 éléments

Côté ( à gauche) et de dessus (droite) vue sur le composé d'intercalation du graphite KC 8

Lithium et sodium réagissent avec le carbone pour former des acétylures , Li 2 C 2 et Na 2 C 2 , qui peut également être obtenu par réaction du métal avec l' acétylène . Le potassium, le rubidium et le césium réagissent avec du graphite ; leurs atomes sont intercalées entre les couches de graphite hexagonal, formant des composés d'intercalation du graphite de formules MC 60 (gris foncé, presque noire), MC 48 (gris foncé, presque noire), MC 36 (bleu), MC 24 (tôle bleue), et MC 8 (bronze) (M = K, Rb, ou Cs). Ces composés sont plus de 200 fois plus conducteur électriquement de graphite pur, ce qui suggère que l'électron de valence du métal alcalin est transféré vers les couches de graphite (par exemple M +
C -
8
). Lors du chauffage de KC 8 , l'élimination des atomes de potassium entraîne la conversion en séquence à KC 24 , KC 36 , KC 48 et enfin KC 60 . KC 8 est un très fort agent réducteur et est pyrophorique et explose au contact avec l' eau. Bien que les métaux alcalins plus gros (K, Rb, et Cs) forment initialement MC 8 , les plus petites forment initialement MC 6 , et en fait ils nécessitent réaction des métaux avec du graphite à des températures élevées d' environ 500 ° C pour former. En dehors de cela, les métaux alcalins sont de tels agents réducteurs forts qu'ils peuvent même réduire buckminsterfullerene pour produire solides fullerides M n C 60 ; le sodium, le potassium, le rubidium et le césium peuvent former fullerides où n = 2, 3, 4, ou 6, et rubidium et le césium peuvent en outre réaliser n = 1.

Lorsque les métaux alcalins réagissent avec les éléments les plus lourds dans le groupe de carbone ( le silicium , le germanium , l' étain et plomb ), des substances ioniques avec des structures en forme de cage sont formés, tels que les siliciures M 4 Si 4 (M = K, Rb, ou Cs), qui contient M + et tétraédriques Si 4-
4
ions. La chimie des métaux alcalins germaniures , impliquant la germaniure ion Ge 4- et l' autre pôle ( Zintl ) des ions tels que Ge 2-
4
, Ge 4-
9
, Ge 2-
9
et [(Ge 9 ) 2 ] 6- , est en grande partie analogue à celui des siliciures correspondants. Métaux alcalins stannures sont essentiellement ionique, parfois avec l'ion stannure ( Sn 4- ), et parfois avec des ions Zintl plus complexes tels que Sn 4-
9
, qui apparaît dans tétrapotassique nonastannide (K 4 Sn 9 ). Le monoatomique plumbide ion ( Pb 4- ) est inconnue, et même sa constitution est prévu pour être énergétiquement défavorable; plumbides de métaux alcalins sont des ions complexes Zintl, tels que Pb 4-
9
. Ces germaniures de métaux alcalins, des stannures, et plumbides peuvent être produits en réduisant le germanium, l' étain et de plomb avec du sodium métallique dans l' ammoniac liquide.

Nitrures et pnictures

Cellule de l' unité modèle boule et bâton de nitrure de lithium . Sur la base de la taille d' un tétraèdre structure devrait, mais ce serait géométriquement impossible: nitrure ainsi lithium prend cette structure cristalline unique.

Le lithium, le plus léger des métaux alcalins, est le seul métal alcalin qui réagit avec l' azote à des conditions standard , et de son nitrure est le seul nitrure de métal alcalin stable. L' azote est un réactif gaz car la rupture forte triple liaison dans la diazote molécule (N 2 ) nécessite beaucoup d'énergie. La formation d'un nitrure de métal alcalin pourrait consommer l'énergie d'ionisation du métal alcalin (formant M + ions), l'énergie nécessaire pour rompre la liaison triple en N 2 et la formation de N 3- ions, et toute l'énergie libérée par le la formation d'un nitrure de métal alcalin est de l' énergie de réseau de nitrure de métal alcalin. L'énergie de réseau est maximisée avec de petits ions hautement chargés; les métaux alcalins ne forment pas ions hautement chargés, formant uniquement des ions ayant une charge de 1, de sorte que le lithium, le plus petit métal alcalin, peut libérer suffisamment d' énergie du réseau pour faire la réaction avec de l' azote exothermique pour former du nitrure de lithium . Les réactions des autres métaux alcalins avec de l' azote ne libèrent pas suffisamment d' énergie du réseau et seraient donc endothermique , de sorte qu'ils ne forment pas de nitrures dans les conditions normales. Le nitrure de sodium (Na 3 N) et le nitrure de potassium (K 3 N), tout en existant, sont extrêmement instables, étant sujettes à la décomposition dans leurs éléments constitutifs, et ne peut être produit en faisant réagir les éléments entre eux dans les conditions normales. L' encombrement stérique interdit l'existence de rubidium ou de nitrure de césium. Cependant, le sodium et le potassium sous forme de incolores azide sels impliquant linéaire N -
3
anion; en raison de la grande taille des cations de métaux alcalins, ils sont thermiquement suffisamment stables pour être en mesure de faire fondre avant de se décomposer.

Tous les métaux alcalins réagissent facilement avec le phosphore et l' arsenic pour former des phosphures et arséniures avec la formule M 3 Pn (où M représente un métal alcalin et Pn représente un pnictogène - phosphore, l' arsenic, l' antimoine ou le bismuth ). Cela est dû à la plus grande dimension de la P 3- et As 3- ions, de sorte que moins d' énergie du réseau doit être libéré pour les sels se forment. Ce ne sont pas les seuls phosphures et arséniures de métaux alcalins: par exemple, le potassium a neuf différents phosphures connus, avec des formules 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 , et KP 15 . Bien que la plupart des métaux forment arséniures, seuls les métaux alcalins et alcalino - terreux forment arséniures principalement ioniques. La structure de Na 3 Comme cela est particulièrement complexe avec de courtes distances Na-Na de 328-330 pm , qui sont plus courtes que dans le métal de sodium, ce qui indique que , même avec ces métaux électropositifs la liaison ne peut pas être carrément ionique. D' autres arséniures de métaux alcalins ne sont pas conformes à la formule M 3 tels qu'ils sont connus, tels que Lias, qui a un éclat métallique et de la conductivité électrique indiquant la présence d'une liaison métallique . Les antimoniures sont instables et réactives en tant que Sb 3- ions est un agent réducteur fort; réaction d'entre eux avec des acides former le gaz toxique et instable stibine (SBH 3 ). En effet, ils ont des propriétés métalliques, et les antimoniures de métaux alcalins de stoechiométrie MSb comportent des atomes d' antimoine liés dans une structure Zintl en spirale. Bismuthures ne sont même pas totalement ionique; ils sont composés intermétalliques contenant partiellement des liaisons métalliques et partiellement ioniques.

Oxydes et chalcogénures

Le diagramme à rotule et bâton montre deux octaèdres réguliers qui sont reliés les uns aux autres par une face.  Tous les neuf sommets de la structure sont des sphères violettes représentant rubidium, et au centre de chaque octaèdre est une petite sphère rouge représentant l'oxygène.
rb
9
O
2
cluster, composé de deux régulièreoctaèdresreliées entre elles par une face
Le diagramme à rotule et bâton montre trois octaèdres réguliers où chaque octaèdre est relié aux deux autres par une face chacun.  Les trois octaèdres ont un bord en commun.  Tous les onze sommets de la structure sont des sphères violettes représentant le césium, et au centre de chaque octaèdre est une petite sphère rouge représentant l'oxygène.
Cs
11
O
3
groupe, composé de trois octaèdres réguliers où chaque octaèdre est relié aux deux autres par une face chacun. Les trois octaèdres ont un bord en commun.

Tous les métaux alcalins réagissent violemment avec l' oxygène dans des conditions normales. Ils forment divers types d'oxydes, tels que de simples oxydes (contenant l'O 2- ion), des peroxydes (contenant l' O 2-
2
ion, où il y a une liaison simple entre les deux atomes d'oxygène), des superoxydes (contenant le O -
2
ion), et bien d' autres. Lithium brûle dans l' air pour former de l' oxyde de lithium , mais le sodium réagit avec l' oxygène pour former un mélange d' oxyde de sodium et le peroxyde de sodium . Potassium forme un mélange de peroxyde de potassium et le superoxyde de potassium , tandis que le césium et le rubidium forment la superoxyde exclusivement. Leur réactivité augmente en descendant le groupe: alors que le lithium, le sodium et le potassium brûlent simplement dans l' air, rubidium et le césium sont pyrophoriques (enflammer spontanément dans l' air).

Les métaux alcalins plus petites ont tendance à polariser les anions plus grands (le peroxyde et superoxyde) en raison de leur petite taille. Ceci attire les électrons dans les anions complexes vers l' un de ses atomes d'oxygène constituants, formant un ion d'oxyde et un atome d'oxygène. Cela provoque lithium pour former l'oxyde exclusivement par réaction avec de l' oxygène à la température ambiante. Cet effet devient considérablement plus faible pour la plus grande sodium et le potassium, ce qui leur permet de former des peroxydes moins stables. Rubidium et le césium, en bas du groupe, sont si grandes que même les moins stables peuvent former des superoxydes. Parce que la superoxyde libère le plus d' énergie lorsqu'il est formé, la superoxyde est préférentiellement formée de métaux alcalins plus gros , où les anions complexes ne sont pas polarisés. (Les oxydes et les peroxydes de ces métaux alcalins existent, mais ne forment pas lors de la réaction directe du métal avec de l' oxygène dans des conditions standard). En outre, la petite taille du Li + et O 2- ions contribue à leur formation d' une étable structure de réseau ionique. Dans des conditions contrôlées, cependant, tous les métaux alcalins, à l'exception du francium, sont connus pour former leurs oxydes, peroxydes et superoxydes,. Les peroxydes de métaux alcalins et des superoxydes sont de puissants agents oxydants . Le peroxyde de sodium et superoxyde de potassium réagissent avec le dioxyde de carbone pour former le carbonate de métal alcalin et du gaz oxygène, ce qui leur permet d'être utilisés dans les sous - marins des purificateurs d'air; la présence de vapeur d'eau , naturellement présente dans l' haleine, permet l'élimination du dioxyde de carbone par le superoxyde de potassium encore plus efficace. Tous les métaux alcalins stables à l' exception de lithium peuvent former rouge ozonides (MO 3 ) par réaction à basse température de l'hydroxyde anhydre en poudre avec de l' ozone : les ozonides peuvent être ensuite extrait à l' aide de liquide de l' ammoniac . Ils se décomposent lentement dans des conditions normales aux superoxydes et de l' oxygène, et hydrolyser immédiatement aux hydroxydes lorsqu'ils sont en contact avec de l' eau. Le potassium, le rubidium, le césium et forment également des sesquioxydes M 2 O 3 , qui peuvent être mieux considérés disuperoxides de peroxyde, [(M +
)
4
(O 2-
2
) (O -
2
)
2
]
.

Rubidium et le césium peuvent former une grande variété de sous - oxydes avec les métaux dans les états d'oxydation ci - dessous +1. Rubidium peut former Rb 6 O et Rb 9 O 2 (couleur cuivre) lors de l' oxydation dans l' air, tandis que le césium forme une immense variété d'oxydes, tels que l'ozonide CsO 3 et plusieurs couleurs vives sous - oxydes , tels que Cs 7 O (bronze) , Cs 4 O (rouge-violet), Cs 11 O 3 (violet), Cs 3 O (vert foncé), CSO, Cs 3 O 2 , ainsi que Cs 7 O 2 . Le dernier de ceux - ci peut être chauffé sous vide pour générer Cs 2 O.

Les métaux alcalins peuvent également réagir de manière analogue avec les chalcogènes lourds ( soufre , le sélénium , le tellure et polonium ), et tous les chalcogénures de métaux alcalins sont connus (avec de l'exception du francium). La réaction avec un excès de l'chalcogène peut entraîner de manière similaire dans les chalcogénures inférieurs, avec des ions de chalcogène contenant des chaînes d'atomes de chalcogène en question. Par exemple, le sodium peut réagir avec le soufre pour former le sulfure ( Na 2 S ) et de divers polysulfures répondant à la formule Na 2 S x ( x 2 à 6), contenant les S 2-
x
ions. En raison de la basicité de la SE 2- et Te 2- ions, les métaux alcalins , les séléniures et les tellurures sont alcalins en solution; lorsqu'on le fait réagir directement avec le sélénium et le tellure, polyselenides de métaux alcalins et polytellurides sont formées le long des séléniures et des tellurures avec le Se 2-
x
et Te 2-
x
ions. Ils peuvent être obtenus directement à partir des éléments dans l' ammoniac liquide ou lorsque de l' air est absent, et sont des composés incolores, solubles dans l'eau que l' air oxyde revenir rapidement à du sélénium ou du tellure. Les métaux alcalins polonides sont tous des composés ioniques contenant du Po 2- ion; ils sont très stables chimiquement et peuvent être produits par réaction directe des éléments à environ 300-400 ° C.

Halogénures, hydrures, et pseudo-

Les métaux alcalins sont parmi les plus électropositifs éléments du tableau périodique et ont donc tendance à se lier ioniquement aux plus électronégatifs éléments du tableau périodique, les atomes d' halogène ( fluor , chlore , brome , iode et astatine ), en formant des sels connus sous le nom alcalin des halogénures métalliques. La réaction est très vigoureuse et peut parfois provoquer des explosions. Toutes les vingt halogénures de métaux alcalins stables sont connus; les instables ne sont pas connus, à l'exception de astatide de sodium, en raison de la grande instabilité et la rareté des astate et francium. Le plus connu de la vingt est certainement le chlorure de sodium , autrement connu sous le nom de sel commun. Tous les halogénures de métaux alcalins stables ont la formule MX où M est un métal alcalin et X est un halogène. Ils sont tous solides cristallins ioniques blancs qui ont des points de fusion élevés. Tous les halogénures de métaux alcalins sont solubles dans l' eau , sauf pour le fluorure de lithium (LiF), qui est insoluble dans l' eau en raison de sa très haute enthalpie de réseau . L'enthalpie élevée du réseau de fluorure de lithium est dû à la petite taille des Li + et F - ions, ce qui provoque des interactions électrostatiques entre eux à être forte: un effet similaire se produit pour le fluorure de magnésium , conformément à la relation diagonale entre le lithium et le magnésium.

Les métaux alcalins réagissent également de manière similaire avec de l' hydrogène pour former des hydrures de métaux alcalins ioniques, où l' hydrure agit comme anion un pseudohalogénure : ceux - ci sont souvent utilisés comme agents de réduction, produisant des hydrures, des hydrures métalliques complexes ou de l' hydrogène gazeux. D' autres pseudo- sont également connus, notamment les cyanures . Ce sont isostructuraux aux halogénures respectifs à l' exception du cyanure de lithium , ce qui indique que les ions cyanure peuvent tourner librement. Oxydes d'halogénure de métal alcalin ternaires telles que Na 3 ClO, K 3 BrO (jaune), Na 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O et K 4 Br 2 O, sont également connus. Les polyhalogénures sont plutôt instables, bien que ceux de rubidium et le césium sont fortement stabilisés par la puissance de polarisation faible de ces cations extrêmement grandes.

complexes de coordination

18-couronne-6 coordination d' un ion de potassium
Structure de 2.2.2-Cryptand encapsulant un cation de potassium (violet). A l' état cristallin, obtenu avec une diffraction des rayons X.

Cations de métaux alcalins ne forment généralement pas des complexes de coordination avec de simples bases de Lewis en raison de leur faible charge de seulement +1 et leur taille relativement importante; ainsi les Li + formes ioniques plupart des complexes et des ions de métaux alcalins plus lourds forment de moins en moins (bien que des exceptions se produisent pour des complexes faibles). Lithium en particulier a une chimie de coordination très riche dans lequel il présente un nombre de coordination de 1 à 12, bien que octaédrique hexacoordiné est le mode préféré. En solution aqueuse , les ions de métaux alcalins existent sous forme de complexes octaédriques d'hexahydrate ([M (H 2 O) 6 )] de + ), à l'exception de l'ion lithium, ce qui en raison de sa petite taille , forme des complexes tétraédrique tétrahydraté ([Li (H 2 O) 4 )] + ); les métaux alcalins forment ces complexes parce que les ions sont attirés par des forces électrostatiques d'attraction sur les molécules d'eau polaires. De ce fait , anhydres sels contenant des cations de métaux alcalins sont souvent utilisés comme agents de dessiccation . Les métaux alcalins aussi forment facilement des complexes avec des éthers en couronne (par exemple 12-couronne-4 pour Li + , 15-couronne-5 pour Na + , 18-couronne-6 K + , et 21-couronne-7 pour Rb + ) et cryptands en raison de l' attraction électrostatique.

Les solutions d'ammoniac

Les métaux alcalins se dissolvent lentement dans le liquide de l' ammoniac , en formant des solutions ammoniacales de solvatée M + et e - , qui réagissent pour former de l' hydrogène gazeux et de l' amide de métal alcalin (MNH 2 , où M représente un métal alcalin): il a été noté par Humphry Davy en 1809 et redécouvert par Weyl W. en 1864. Le processus peut être accéléré par un catalyseur . Des solutions similaires sont formés par la divalent lourd des métaux alcalino-terreux calcium , strontium , baryum , ainsi que la divalent lanthanides , l' europium et l' ytterbium . Le sel d'amide est tout à fait insoluble et précipite facilement hors de la solution, laissant des solutions d'ammoniac intensément colorées des métaux alcalins. En 1907, Charles Krause a identifié la couleur comme étant due à la présence d' électrons solvatés , qui contribuent à la forte conductivité électrique de ces solutions. A de faibles concentrations (inférieures à 3 M), la solution est bleu foncé et a dix fois la conductivité d' une solution aqueuse de chlorure de sodium ; à des concentrations plus élevées (supérieures à 3 M), la solution est de couleur cuivre et a approximativement la conductivité des métaux liquides tels que le mercure . En plus du sel d'amide de métal alcalin et les électrons solvatés, de telles solutions d'ammoniac contiennent également le cation de métal alcalin (M + ), l'atome neutre de métal alcalin (M), diatomiques molécules de métal alcalin (M 2 ) et les anions de métaux alcalins (M - ). Ceux - ci sont instables et finissent par devenir l'amide de métal alcalin plus thermodynamiquement stable et d' hydrogène gazeux. Électrons solvatés sont de puissants agents réducteurs et sont souvent utilisés dans la synthèse chimique.

Organometallic

organolithien

Structure de la octaédrique n - butyllithium hexamère, (C 4 H 9 Li) 6 . Les agrégats sont maintenus ensemble par des liaisons covalentes délocalisées entre le lithium et le carbone terminal de la chaîne de butyle. Il n'y a aucune liaison directe au lithium-lithium dans un quelconque composé organique de lithium.
Solides phényllithium forme des cristaux monocliniques peuvent être décrits comme consistant en dimère Li 2 ( C 6 H 5 ) 2 sous - unités. Les atomes de lithium et les ipso carbones des cycles phényle forment un cycle à quatre chaînons plane. Le plan des groupes phényle sont perpendiculaires au plan de cette Li 2 C 2 anneau. Forte liaison intermoléculaire supplémentaire se produit entre ces dimères de phényllithium et les électrons tc des groupes phényle dans les dimères adjacents, résultant en une structure en échelle polymère infini.

Étant le plus petit métal alcalin, de lithium constitue la plus grande variété de et les plus stables des composés organométalliques , qui sont liés de manière covalente. Organolithium composés sont électriquement non conducteurs solides ou liquides volatils qui fondent à des températures basses, et ont tendance à former des oligomères ayant la structure (RLi) x où R est le groupe organique. Comme la nature électropositif de lithium met plus de la densité de charge de la liaison sur l'atome de carbone, créant ainsi un carbanion , des composés organolithium sont extrêmement puissantes bases et des nucléophiles . Pour une utilisation comme bases, butyllithiums sont souvent utilisés et sont disponibles dans le commerce. Un exemple d'un composé organique de lithium est le méthyllithium ((CH 3 Li) x ), qui existe en tétramère ( x = 4, tétraédrique) et hexamères ( x = 6, octaédriques) forme. Des composés organolithium, en particulier n - butyllithium, sont des réactifs utiles dans la synthèse organique, comme on pouvait s'y attendre relation diagonale de lithium donnée avec du magnésium, qui joue un rôle important dans la réaction de Grignard . Par exemple, alkyllithiums et aryllithiums peuvent être utilisés pour synthétiser des aldéhydes et cétones par réaction avec le métal carbonyles . La réaction avec le nickel tétracarbonyle , par exemple, procède par une instabilité qui a ensuite complexe de carbonyle de nickel acyle subit une substitution électrophile pour donner l'aldéhyde désiré ( en utilisant H + comme électrophile) produit ou d'une cétone ( à l' aide d' un halogénure d'alkyle).

LiR + [Ni (CO) 4 ] -CO   Li + [RCONi (CO) 3 ] -
Li + [RCONi (CO) 3 ] - H +solvant Li + + RCHO + [(solvant) Ni (CO) 3 ]
Li + [RCONi (CO) 3 ] - R'Br solvant Li + + + R'COR [(solvant) Ni (CO) 3 ]

Alkyllithium et aryllithiums peut également réagir avec la N , N disubstituées amides pour donner des aldéhydes et des cétones et des cétones symétriques par réaction avec du monoxyde de carbone . Ils se décomposent thermiquement pour éliminer un β-hydrogène, la production d' alcènes et de l' hydrure de lithium : une autre voie est la réaction d' éthers avec des alkyl- et aryllithiums qui agissent comme bases fortes. Dans les solvants non polaires, comme les aryllithiums réagissent carbanions ils sont effectivement, en tournant le dioxyde de carbone aromatiques des acides carboxyliques (ArCO 2 H) et des cétones d'aryle à carbinols tertiaires (Ar » 2 C (Ar) OH). Enfin, ils peuvent être utilisés pour synthétiser d' autres composés organo - métalliques grâce à l' échange métal-halogène.

les métaux alcalins lourds

A la différence des composés organolithiens, les composés organo - métalliques des métaux alcalins lourds sont essentiellement ionique. L'application de organosodique composés en chimie est limitée en partie due à la concurrence des composés organolithiens , qui sont disponibles dans le commerce et présentent une réactivité plus pratique. Le principal composé de organosodium d'importance commerciale est cyclopentadiénure de sodium . Tétraphénylborate de sodium peut également être classé comme un composé d'organosodium puisque dans le sodium à l'état solide est lié aux groupes aryle. Les composés organométalliques des métaux alcalins supérieurs sont encore plus réactifs que les composés organosodique et d' une utilité limitée. Un réactif notable est la base de Schlosser , un mélange de n - butyl - lithium et le potassium tert - butoxyde . Ce réactif réagit avec du propène pour former le composé allylpotassium (KCH 2 CHCH 2 ). cis -2-butène et trans -2-butène Equilibrer lorsqu'il est en contact avec des métaux alcalins. Considérant que l' isomérisation est rapide avec le lithium et le sodium, il est lent avec les métaux alcalins lourds. Les métaux alcalins plus lourds sont également favorables à la stériquement conformation congestionnée. Plusieurs structures cristallines des composés organopotassium ont été rapportés, en établissant que, comme les composés du sodium, sont polymères. Organosodium, organopotassium, organorubidium et des composés organocaesium sont tous principalement ionique et sont insolubles (ou presque) dans des solvants non polaires.

Les dérivés alkyle et aryle de sodium et de potassium ont tendance à réagir avec de l' air. Ils provoquent le clivage des éthers , des alcoolates de génération. A la différence des composés d' alkyllithium, et alkylsodiums alkylpotassiums ne peut pas être fait par réaction des métaux avec des halogénures d'alkyle , car couplage Wurtz se produit:

RM + R'X → R-R » + MX

En tant que tels, ils doivent être préparés en faisant réagir alkylmercure composés avec du métal sodium ou de potassium dans des solvants hydrocarbonés inertes. Bien que méthylsodium forme de tétramères comme le méthyllithium, methylpotassium est plus ionique et a l' arséniure de nickel structure avec des anions méthyles discrets et cations potassium.

Les métaux alcalins et leurs hydrures réagissent avec les hydrocarbures acides, par exemple des cyclopentadiènes et des alcynes terminaux, pour obtenir des sels. L' ammoniac liquide, l' éther, ou des solvants hydrocarbonés sont utilisés, les plus courants où l' être le tétrahydrofuranne . La plus importante de ces composés est cyclopentadiénure de sodium , NaCl 5 H 5 , un précurseur important pour de nombreux dérivés de cyclopentadiényle de métaux de transition. De même, les métaux alcalins réagissent avec cyclooctatétraène dans du tétrahydrofuranne pour donner métal alcalin cyclooctatetraenides ; par exemple, anion cyclooctatétraénure (K 2 C 8 H 8 ) est un précurseur important pour de nombreux dérivés de cyclooctatétraényle de métal, tels que uranocène . Les grandes et très faiblement polarisation des cations de métaux alcalins peuvent stabiliser de grands anions radicaux aromatiques polarisables, telles que le vert foncé naphtalénure de sodium , Na + [C 10 H 8 •] - , un agent réducteur fort.

extensions

Empirique (Na-Cs, Mg-Ra) et prédite (Fr-Uhp, UBN-Uhh) rayon atomique des métaux alcalins et alcalino - terreux à partir de la troisième à la neuvième période , mesurée en angströms

Bien que francium est le plus lourd métal alcalin qui a été découvert, il y a eu des travaux théoriques prédire les caractéristiques physiques et chimiques des hypothétiques métaux alcalins plus lourds. Étant la première période de huit éléments , l'élément non découvert Ununennium (élément 119) est prévu pour être la prochaine métal alcalin après le francium et se comportent un peu comme les plus légers congénères ; Cependant, on prévoit également différer des métaux alcalins légers dans certaines propriétés. Sa composition chimique est prévu pour être plus proche de celle du potassium ou rubidium au lieu de césium ou francium. Ceci est inhabituel que les tendances périodiques , sans tenir compte des effets relativistes prédirait Ununennium être encore plus réactif que le césium et le francium. Cette baisse de réactivité est due à la stabilisation relativiste de l'électron de valence de Ununennium, augmentant première énergie d'ionisation de Ununennium et diminuer la métallique et des rayons ioniques ; cet effet est déjà vu pour francium. Cela suppose que Ununennium se comportera chimiquement comme un métal alcalin, qui, bien que probable, ne peut pas être vrai en raison des effets relativistes. La stabilisation relativiste de l'orbitale 8s augmente également de Ununennium l'affinité électronique bien au - delà de césium et le francium; En effet, Ununennium devrait avoir une affinité électronique supérieure à celle de tous les métaux alcalins plus légers que lui. Les effets relativistes provoquent aussi une très grande baisse de la polarisabilité de Ununennium. D'autre part, Ununennium devrait se poursuivre la tendance des points de fusion baisse en descendant le groupe, étant prévu d'avoir un point de fusion entre 0 ° C et 30 ° C.

Empirique (Na-Fr) et prédite (Uue) affinité électronique des métaux alcalins à partir de la troisième à la huitième période , mesurée en volts d'électrons

La stabilisation de l'électron de valence de Ununennium et donc la contraction de la cause orbital 8s son rayon atomique d'être abaissée à 240  pm , très proche de celle de rubidium (247 pm), de sorte que la composition chimique de Ununennium dans l'état d'oxydation +1 doit être plus semblable à la chimie de rubidium qu'à celle de francium. D'autre part, le rayon ionique de la Uue + ion est prévu pour être supérieur à celui de Rb + , parce que les orbitales 7p sont déstabilisées et ne sont donc plus grands que les orbitales p des coquilles inférieures. Ununennium peut également montrer le 3 état d'oxydation , qu'on ne voit pas dans tout autre métal alcalin, en plus de la 1 ' état d'oxydation qui est caractéristique des autres métaux alcalins et est également l'état principal d'oxydation de tous les métaux alcalins connus: cela est dû à la déstabilisation et l' expansion du 7p 3/2 spinoriel, provoquant ses électrons les plus externes d'avoir une énergie d'ionisation inférieure à ce qui serait autrement prévu. En effet, de nombreux composés Ununennium devraient avoir une grande covalentes caractère, en raison de l'implication des 7p 3/2 électrons dans la liaison.

Empirique (Na-Fr, Mg-Ra) et prédite (Uue-Uhp, UBN-Uhh) l'énergie d'ionisation des métaux alcalins et alcalino-terreux de la troisième à la neuvième période, mesurée en volts d'électrons

Pas autant de travail a été fait prédire les propriétés des métaux alcalins au - delà Ununennium. Bien qu'une simple extrapolation du tableau périodique placerait l' élément 169, unhexennium, sous Ununennium, les calculs Dirac-Fock prédisent que le prochain métal alcalin après Ununennium peut effectivement être l' élément 165, unhexpentium, qui est prévu pour avoir la configuration électronique [Og] 5 g 18 6f 14 7d 10 8s 2 8p 1/2 2 9s 1 . En outre, cet élément serait intermédiaire de propriétés entre un métal alcalin et un élément du groupe 11 , et tandis que ses propriétés physiques et atomiques , il est plus proche de l'ancien, sa chimie est peut - être plus proche de celle de ce dernier. D' autres calculs montrent que unhexpentium pourrait suivre la tendance à l'augmentation de l' énergie d'ionisation au - delà du césium, ayant une énergie d'ionisation comparable à celle de sodium, et qu'il devrait également poursuivre la tendance à la baisse des rayons atomiques au - delà du césium, ayant un rayon atomique comparable à celui de potassium . Toutefois, les électrons 7d de unhexpentium peuvent également être en mesure de participer à des réactions chimiques avec l'électron 9s, ce qui permet éventuellement d'oxydation au - delà de 1, d' où le comportement d' un métal de transition susceptible de unhexpentium. En raison des alcalins et des métaux alcalino - terreux étant tous deux bloc s éléments, ces prédictions pour les tendances et les propriétés des Ununennium et unhexpentium détiennent également la plupart du temps tout à fait de même pour les métaux alcalino - terreux correspondants unbinilium (UBN) et unhexhexium (Uhh).

Les propriétés probables des autres métaux alcalins au - delà de unhexpentium n'a pas encore été explorées à partir de 2015; en fait, on soupçonne qu'ils ne peuvent pas être en mesure d'exister. Dans les périodes 8 et au- dessus du tableau périodique, les effets relativistes et la coquille de structure deviennent si forte que les extrapolations de devenir plus légers congénères tout à fait inexact. En outre, les effets relativistes et la coque-structure (qui stabilisent les s-orbitales et déstabilisent et d' élargir le d-, F-, et g-orbitales des réservoirs supérieurs) ont des effets opposés, ce qui provoque la différence encore plus grande entre relativiste et non relativiste calculs des propriétés des éléments avec ces numéros atomiques élevés. L' intérêt pour les propriétés chimiques de Ununennium et unhexpentium provient du fait que les deux éléments sont situés à proximité des emplacements attendus des îles de stabilités , centrées sur des éléments 122 ( 306 UBB) et 164 ( 482 UHQ).

métaux pseudo-alcalin

Beaucoup d' autres substances sont similaires aux métaux alcalins dans leur tendance à former des cations monopositive. De manière analogue aux pseudohalogènes , ils ont parfois été appelés « métaux pseudo-alcalins ». Ces substances comprennent des éléments et bien d' autres ions polyatomiques ; les ions polyatomiques sont particulièrement similaires aux métaux alcalins dans leur grande taille et de faible puissance de polarisation.

Hydrogène

L'élément de l' hydrogène , avec un électron par atome neutre, est habituellement placé au sommet du groupe 1 du tableau périodique pour plus de commodité, mais pas un atome d' hydrogène est normalement considéré comme étant un métal alcalin; quand il est considéré comme un métal alcalin, il est à cause de ses propriétés atomiques et non pas ses propriétés chimiques. Dans des conditions normales, l' hydrogène pur existe sous forme d' un diatomique gazeux constitué de deux atomes de carbone par molécule (H 2 ); Cependant, les métaux alcalins ne forment que des molécules diatomiques (tels que dilithium , Li 2 ) à des températures élevées, quand ils sont dans la gazeux état.

Un atome d' hydrogène, comme les métaux alcalins, possède une électron de valence et réagit facilement avec les halogènes , mais les similitudes là à cause de la petite taille d'un proton nu H + par rapport aux cations de métaux alcalins. Son emplacement au- dessus du lithium est principalement en raison de sa configuration électronique . Il est parfois placé au- dessus du carbone en raison de leur électronégativité similaires ou du fluor en raison de leurs propriétés chimiques similaires.

La première énergie d'ionisation de l' hydrogène (1312,0 kJ / mol ) est beaucoup plus élevé que celui des métaux alcalins. Comme un seul électron supplémentaire est nécessaire pour remplir l'enveloppe la plus externe de l'atome d'hydrogène, un atome d' hydrogène se comporte souvent comme un halogène, en formant le négatif hydrure ion, et est très rarement considéré comme un atome d' halogène sur cette base. (Les métaux alcalins peuvent également former des ions négatifs, appelés alkalides , mais ceux - ci ne sont guère plus que des curiosités de laboratoire, qui est instable.) Un argument contre cette mise en place est que la formation d'hydrure à partir de l' hydrogène est endothermique, contrairement à la formation exothermique d'halogénures d'halogènes . Le rayon de la H - anion ne convient pas non plus la tendance de la taille de plus en plus en descendant les halogènes: en effet, H - est très diffus , car son seul proton ne peut pas contrôler facilement les deux électrons. Il était prévu depuis un certain temps que l' hydrogène liquide montrerait des propriétés métalliques; Bien que cela a été montré pour ne pas être le cas, sous très haute pression , tels que ceux trouvés dans les noyaux de Jupiter et Saturne , l' hydrogène ne devienne métallique et se comporte comme un métal alcalin; dans cette phase, il est connu que l' hydrogène métallique . La résistivité électrique du liquide hydrogène métallique à 3000 K est approximativement égale à celle du liquide rubidium et le césium à 2000 K à des pressions respectives quand ils subissent une transition non - métal-métal.

La 1s une configuration électronique d' un atome d' hydrogène, tandis que superficiellement similaire à celle des métaux alcalins (ns 1 ), est unique , car il n'y a pas de sous - couche 1p. Par conséquent , il peut perdre un électron pour former le Hydron H + , ou d' obtenir une pour former l' hydrure H ionique - . Dans le premier cas , il ressemble superficiellement les métaux alcalins; dans ce dernier cas, les halogènes, mais les différences dues à l'absence d'un sous - shell sont suffisamment importants 1p que ni groupe correspond aux propriétés de l' hydrogène bien. Groupe 14 est également un bon ajustement en termes de propriétés thermodynamiques telles que l' énergie d'ionisation et l' affinité électronique , mais fait un non - sens chimique parce que l' hydrogène ne peut pas être tétravalent. Ainsi , aucun des trois placements sont tout à fait satisfaisante, bien que le groupe 1 est le placement le plus courant (si l' on est choisi) car le Hydron est de loin la plus importante de toutes les espèces d'hydrogène monoatomique, étant la base de la chimie acide-base. A titre d'exemple de propriétés non conventionnelles de l' hydrogène résultant de sa configuration électronique rare et de petite taille, l'ion hydrogène est très petite ( avec un rayon d' environ 150  fm par rapport à la taille de 50 à 220 pm de la plupart des autres atomes et d' ions) et est donc inexistant dans les systèmes condensés autrement qu'en association avec d' autres atomes ou molécules. En effet, le transfert de protons entre les produits chimiques est la base de la chimie acide-base . Aussi est la capacité de l' hydrogène propre à former des liaisons hydrogène , qui sont un effet de transfert de charge, électrostatique , et d' électrons phénomènes corrélatifs contributifs. Alors que les obligations de lithium analogues sont également connus, ils sont la plupart du temps électrostatique. Néanmoins, l' hydrogène peut jouer le même rôle structurel que les métaux alcalins dans certains cristaux moléculaires, et a une relation étroite avec le plus léger des métaux alcalins ( en particulier le lithium).

Et les dérivés d'ammonium

De même que pour les métaux alcalins, l' ammoniac réagit avec l' acide chlorhydrique pour former le sel de chlorure d'ammonium .

L' ammonium ion ( NH +
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) a des propriétés très similaires à celles des métaux alcalins lourds, agissant comme intermédiaire entre le potassium et le rubidium métal alcalin, et est souvent considéré comme un proche parent. Par exemple, le métal le plus alcalins sels sont solubles dans l' eau, une propriété qui sels d'ammonium part. Ammonium devrait se comporter de manière stable en tant que métal ( NH +
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ions dans une mer d'électrons délocalisés) à des pressions très élevées (quoique inférieure à la pression typique où les transitions d'isolant à un comportement métallique se produisent autour de 100  GPa ), et pourrait éventuellement se produire à l' intérieur des géants de glace Uranus et Neptune , qui peuvent avoir des impacts significatifs sur leur intérieur des champs magnétiques. Il a été estimé que la transition à partir d' un mélange d' ammoniac molécules et dihydrogénophosphates à métallique ammonium peut se produire à des pressions juste au- dessous de 25 GPa. Dans des conditions standard, d' ammonium peut former un amalgame métallique avec du mercure.

D' autres « métaux pseudo-alcalin » comprennent les alkylammonium cations, dans lequel une partie des atomes d'hydrogène du cation ammonium sont remplacés par des groupes alkyle ou aryle. En particulier, les cations d'ammonium quaternaire ( NR +
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) sont très utiles car ils sont en permanence chargés, et ils sont souvent utilisés comme une alternative à la coûteuse Cs + pour stabiliser très grand et très facilement des anions polarisables tels que HI -
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. Hydroxydes de tétraalkylammonium, comme les hydroxydes de métaux alcalins, sont des bases très fortes qui réagissent avec le dioxyde de carbone dans l' atmosphère pour former des carbonates. En outre, l'atome d'azote peut être remplacé par un atome de phosphore, d' arsenic, ou un atome d'antimoine (les plus lourds non métalliques de pnictogène ), la création d' un phosphonium ( PH +
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) ou arsonium ( AsH +
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cation) qui peut lui - même être similaire substitué; tandis que stibonium ( SbH +
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) lui - même est pas connue, certains de ses dérivés organiques sont caractérisés.

Cobaltocène et ses dérivés

Cobaltocène , Co (C 5 H 5 ) 2 , est un métallocène , le cobalt analogue de ferrocène . Il est un solide violet foncé. Cobaltocène a 19 électrons de valence, un de plus que l' on trouve habituellement dans des complexes de métaux de Organotransition, telles que son rapport très stable, ferrocène, conformément à la règle des 18 électrons . Cet électron supplémentaire occupe une orbitale qui est antiliante par rapport aux liaisons Co-C. Par conséquent, de nombreuses réactions chimiques de Co (C 5 H 5 ) 2 sont caractérisés par sa tendance à perdre cet électron « extra », ce qui donne un cation 18 électronique très stable connue sous le nom cobaltocenium. De nombreux sels de cobaltocenium coprécipité avec des sels de césium et l' hydroxyde de cobaltocenium est une base forte qui absorbe le dioxyde de carbone dans l' atmosphère pour former du carbonate de cobaltocenium. Comme les métaux alcalins, cobaltocène est un agent réducteur fort, et decamethylcobaltocene est encore plus forte en raison de la combinée effet inductif des dix groupes méthyle. Cobalt peut être substitué par son plus lourd congénère rhodium pour donner rhodocène , un agent réducteur encore plus forte. Iridocene (impliquant iridium ) serait vraisemblablement encore plus puissant, mais il est pas très bien étudiée en raison de son instabilité.

Thallium

Très purs morceaux de thallium dans un verre ampoule , stocké sous argon gazeux

Le thallium est le plus lourd élément stable dans le groupe 13 du tableau périodique. Au bas du tableau périodique, l' effet de paire inerte est très forte, en raison de la relativiste stabilisation des 6s orbitales et l'énergie de liaison diminue à mesure que les atomes augmentent en taille de sorte que la quantité d'énergie libérée lors de la formation de deux autres liaisons ne sont pas la valeur des hautes énergies d'ionisation des électrons 6s. Il affiche l'une état d'oxydation que tout l'affichage des métaux alcalins connus, et les composés du thallium avec thallium dans son 1 ' état d'oxydation ressemblent étroitement aux potassium ou correspondantes d' argent composés stoechiométriquement en raison du rayon ionique similaire du Tl + (164  pm ), K + (152 pm) et Ag + Les ions (129 pm). Il a parfois été considéré comme un métal alcalin en Europe continentale (mais pas en Angleterre) dans les années immédiatement après sa découverte, et a été placé juste après le césium comme le sixième métal alcalin Dmitri Mendeleïev « 1869 s tableau périodique et Julius Lothar Meyer » s 1868 tableau périodique. (1871 table périodique de Mendeleev et 1870 tableau périodique de Meyer mis thallium dans sa position actuelle dans le groupe de bore et à gauche de l'espace au- dessous de blanc de césium). Cependant, le thallium affiche également l'état d'oxydation 3, qui ne fait pas apparaître de métaux alcalins connu (bien que Ununennium, l'inconnu septième métal alcalin, est prévu pour afficher éventuellement l'état d'oxydation +3). Le sixième métal alcalin est maintenant considéré comme francium. Bien que Tl + est stabilisé par effet paire inerte, cette paire d'électrons inerte 6s est encore capable de participer chimiquement, de sorte que ces électrons sont stéréochimiquement actif en solution aqueuse. En outre, les halogénures de thallium ( à l' exception TLF ) sont tout à fait insoluble dans l' eau, et TlI a une structure inhabituelle en raison de la présence de la paire de thallium inerte stéréochimiquement active.

Cuivre, argent et or

Un cristal d'un minéral de métal cuivrée de se tenir sur une surface blanche
Cuivre
Un cristal d'un cristal de métal argenté se trouvant sur une surface grise
argent
Un cristal d'un métal jaune se trouvant sur une surface blanche
Or

Les groupes 11 métaux (ou de métaux) pièces de monnaie, le cuivre , l' argent et l' or , sont généralement classés comme métaux de transition étant donné qu'ils peuvent former avec des ions incomplets d-coquilles. , Ils ont physiquement les points de fusion relativement bas et de hautes valeurs d'électronégativité associés à des métaux de post-transition . « La rempli d sous - couche et d'une connexion d' électrons de Cu, Ag et Au contribuent à leur haute conductivité électrique et thermique. Les métaux de transition à la gauche de groupe 11 interactions d'expérience entre s électrons et la partie remplie d sous - couche que la mobilité d'électrons plus faible. » Chimiquement, le groupe de 11 métaux se comportent comme des métaux de groupe principal dans leurs +1 états de valence, et sont donc quelque peu en rapport avec les métaux alcalins: ceci est une des raisons de leur étant préalablement étiquetés comme « groupe IB », parallèlement les métaux alcalins » groupe IA ». Ils sont parfois classés comme métaux post-transition. Leurs spectres sont analogues à ceux des métaux alcalins. Leurs ions monopositive sont paramagnétique et contribuent pas à la couleur de leurs sels, comme ceux des métaux alcalins.

En 1871 , le tableau périodique de Mendeleïev, le cuivre, l' argent et l' or sont répertoriés deux fois, une fois sous le groupe VIII (avec la triade de fer et de métaux du groupe du platine ), et une fois dans le groupe IB. IB Group a été parenthesised néanmoins de noter qu'il était provisoire. Critère principal de Mendeleev pour l' attribution de groupe est l'état d'oxydation maximale d'un élément: sur cette base, le groupe 11 éléments ne peuvent pas être classés dans le groupe IB, en raison de l'existence de cuivre (II) et l' or (III) les composés étant connus à ce temps. Cependant, l' élimination de groupe IB rendrait groupe I le seul groupe principal (groupe VIII est marqué d' un groupe de transition) pour ne pas avoir d'bifurcation A-B. Peu après, la majorité des chimistes a choisi de classer ces éléments du groupe IB et les retirer du groupe VIII de la symétrie qui en résulte: ce fut la classification prédominant jusqu'à ce que la montée de la moyenne à long moderne tableau périodique 18-colonne, ce qui sépare l'alcali les métaux et les métaux du groupe 11.

Les métaux de pièces de monnaie ont été traditionnellement considérées comme une subdivision du groupe de métal alcalin, en raison de leur partage de la s caractéristique une configuration d'électrons des métaux alcalins (Groupe 1: p 6 s 1 ; groupe 11: d 10 s 1 ). Cependant, les similitudes se limitent essentiellement aux stoechiométries des +1 composés des deux groupes, et non leurs propriétés chimiques. Cela provient du rempli d sous - couche fournissant un effet de blindage beaucoup plus faible sur l'électron de plus à l' extérieur de la sous - couche p rempli, de sorte que les métaux de pièces de monnaie ont beaucoup première énergie d'ionisation plus élevés et des rayons ioniques plus petit que ne le font les métaux alcalins correspondants. En outre, ils ont des points de fusion plus élevés, des duretés et des densités plus faibles et des réactivités et des solubilités dans le liquide de l' ammoniac , ainsi que ayant un caractère plus covalent dans leurs composés. Enfin, les métaux alcalins sont au sommet de la série électrochimique , tandis que les pièces de monnaie métaux sont presque tout en bas. Les métaux de pièces de monnaie de l'enveloppe remplie d est beaucoup plus facilement perturbé que les métaux alcalins Shell remplis de p, de sorte que les deuxième et troisième énergies d'ionisation sont plus faibles, ce qui permet des états d'oxydation supérieurs à 1 et une chimie de coordination plus riche, ce qui donne le groupe 11 métaux clair métal de transition caractères. Particulièrement remarquable est l' or pour former des composés ioniques avec le rubidium et le césium, dans laquelle il forme l'ion Auride (Au - ) , qui se produit également sous forme solvatée dans une solution d'ammoniac liquide: ici l' or se comporte comme un pseudohalogène parce que sa 5d 10 6s une configuration a un électron moins de la coquille quasi-fermée 5d 10 6s 2 configuration de mercure .

Production et isolement

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Appartements de sel sont riches en lithium, comme ceux - ci dans Salar del Hombre Muerto, Argentine ( à gauche) et Uyuni , Bolivie ( à droite). La saumure riche en lithium est concentrée par pompage dans des bassins d'évaporation solaire (visible dans l' image Argentine).

La production de métaux alcalins purs est quelque peu compliqué en raison de leur extrême réactivité avec des substances couramment utilisés, tels que l' eau. De leurs silicate minerais, les métaux alcalins stables peuvent être obtenus de la même manière: l' acide sulfurique est d' abord utilisé pour dissoudre l'ion et de métal alcalin désiré aluminium ions (III) à partir du minerai (lixiviation), après quoi la précipitation de base élimine les ions d'aluminium de la mélange par précipitation comme l' hydroxyde . Le métal alcalin insoluble restant carbonate est ensuite précipité sélectivement; le sel est ensuite dissous dans de l' acide chlorhydrique pour produire le chlorure. Le résultat est ensuite laissé à évaporer et le métal alcalin peut ensuite être isolé. Lithium et sodium sont généralement isolés par électrolyse de leurs chlorures liquides, avec du chlorure de calcium typiquement ajouté pour abaisser le point de fusion du mélange. Les métaux alcalins lourds, cependant, est plus typiquement isolés d'une manière différente, où un agent réducteur (habituellement de sodium pour le potassium et le magnésium ou le calcium pour les plus lourds des métaux alcalins) est utilisé pour réduire le chlorure de métal alcalin. Le produit liquide ou gazeux (métal alcalin) est ensuite soumis à une distillation fractionnée pour la purification. La plupart des routes vers les métaux alcalins purs nécessitent l'utilisation de l' électrolyse en raison de leur réactivité élevée; l' un des rares qui n'est la pyrolyse du métal alcalin correspondant azide , ce qui donne le métal pour le sodium, le potassium, le rubidium et le césium et le nitrure de lithium.

Les sels de lithium doivent être extraites de l'eau de sources minérales , de la saumure piscines, et les dépôts de saumure. Le métal est produit par électrolyse à partir d' un mélange de fondu de chlorure de lithium et le chlorure de potassium .

Sodium se produit la plupart du temps dans l' eau de mer et on sèche les fonds marins , mais est maintenant produit par l' électrolyse de chlorure de sodium en abaissant le point de fusion de la substance au - dessous de 700 ° C par l'utilisation d'une cellule Downs . Extrêmement sodium pur peut être produit par la décomposition thermique de l' azoture de sodium . Le potassium se produit dans de nombreux minéraux, tels que sylvite ( chlorure de potassium ). Auparavant, le potassium est généralement fabriqué à partir de l'électrolyse de chlorure de potassium ou l' hydroxyde de potassium , qui se trouve largement dans des endroits comme le Canada, la Russie, la Biélorussie, l' Allemagne, Israël, États-Unis et la Jordanie, dans une méthode similaire à la façon dont le sodium a été produit à la fin 1800 et début des années 1900. Il peut également être produit à partir de l' eau de mer . Cependant, ces procédés posent un problème parce que le potassium métallique a tendance à se dissoudre dans le chlorure fondu et vaporisé de façon significative aux températures de fonctionnement, en formant éventuellement la superoxyde explosive. En conséquence, le métal de potassium pur est maintenant produit par réduction du chlorure de potassium fondu avec du sodium métallique à 850 ° C.

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)

Bien que le sodium est moins réactif que fonctionne le potassium, ce procédé parce que, à ces températures élevées potassium est plus volatil que le sodium et peut être facilement éliminé par distillation, de sorte que l'équilibre se déplace vers la droite pour produire un gaz plus de potassium et passe presque jusqu'à la fin.

Un gris brillant pièce de 5 cm de la matière avec une surface rugueuse.
Cet échantillon de uraninite contient environ 100 000 atomes (3,3 x 10 - 20  g) de francium-223 à un moment donné.

Depuis plusieurs années , dans les années 1950 et 1960, un sous-produit de la production de potassium appelé Alkarb était une source principale pour le rubidium. Alkarb contenait 21% rubidium tandis que le reste était potassium et une petite fraction de césium. Aujourd'hui , les plus grands producteurs de césium, par exemple la mine Tanco au Manitoba, au Canada, produisent rubidium comme sous-produit de pollucite . Aujourd'hui, une méthode courante pour la séparation de rubidium de potassium et de césium est la cristallisation fractionnée d'un rubidium et de césium de l' alun ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 · 12 H 2 O , ce qui donne l' alun pur de rubidium après environ 30 recristallisations. Les applications limitées et le manque d'un riche en rubidium minérale limiter la production de composés de rubidium à 2 à 4 tonnes par an. Césium, cependant, ne se produit pas de la réaction ci - dessus. Au lieu de cela, l'extraction de pollucite minerai est la principale méthode d'obtention de césium pur, extrait du minerai principalement par trois méthodes: digestion acide, la décomposition alcaline, et de réduction directe. Les deux métaux sont produits comme sous-produits de la production de lithium: après 1958, lorsque l' intérêt dans les propriétés thermonucléaires de lithium a fortement augmenté, la production de rubidium et le césium a également augmenté en conséquence. Les métaux purs rubidium et le césium sont produites par la réduction de leurs chlorures de calcium métallique à 750 ° C et à basse pression.

En raison de son extrême rareté dans la nature, la plupart francium est synthétisé dans la réaction nucléaire 197 Au + 18 O210 Fr + 5 n , ce qui donne francium-209 , francium-210 , et francium-211 . La plus grande quantité de francium jamais réunie à ce jour est d' environ 300 000 atomes neutres, qui ont été synthétisés en utilisant la réaction nucléaire donnée ci - dessus. Lorsque le seul isotope naturel francium-223 est spécifiquement requise, il est produit comme l'alpha-fille de l' actinium 227, lui-même produit par synthèse à partir de l'irradiation de neutrons de radium-226 naturel, une des filles d'uranium-238 naturel.

Applications

FOCS 1, une horloge atomique au césium en Suisse
FOCS 1, une horloge atomique au césium en Suisse

Lithium, le sodium et le potassium ont de nombreuses applications, tandis que rubidium et le césium sont très utiles dans des contextes académiques , mais ne pas encore beaucoup d' applications. Le lithium est souvent utilisé dans les batteries lithium-ion , et de l' oxyde de lithium peut aider à la silice de procédé. Le stéarate de lithium est un agent épaississant et peut être utilisé pour fabriquer des graisses lubrifiantes; il est produit à partir d' hydroxyde de lithium, qui est également utilisé pour absorber le dioxyde de carbone dans des capsules spatiales et des sous - marins. Le chlorure de lithium est utilisé comme alliage de brasage de pièces en aluminium. Le lithium métallique est utilisé dans des alliages avec le magnésium et l' aluminium pour donner des alliages très durs et légers.

Les composés de sodium ont de nombreuses applications, l'être du chlorure de sodium bien plus connu sous le nom de sel de table . Les sels de sodium d' acides gras sont utilisés comme savon. Métal de sodium pur a également de nombreuses applications, y compris l' utilisation dans des lampes à vapeur de sodium , qui produisent de la lumière très efficace par rapport à d' autres types d'éclairage, et peut aider à lisser la surface d'autres métaux. Être un agent réducteur fort, il est souvent utilisé pour réduire beaucoup d' autres métaux, tels que le titane et le zirconium , de leurs chlorures. En outre, il est très utile en tant que liquide d'échange de chaleur dans les réacteurs nucléaires à neutrons rapides en raison de son faible point de fusion, la viscosité, et une section transversale en direction de l' absorption des neutrons.

Composés de potassium sont souvent utilisés comme engrais que le potassium est un élément important pour la nutrition des plantes. L' hydroxyde de potassium est une base très forte, et est utilisé pour contrôler le pH de diverses substances. Le nitrate de potassium et le permanganate de potassium sont souvent utilisés comme agents oxydants puissants. Superoxyde de potassium est utilisé dans les masques respiratoires, car il réagit avec le dioxyde de carbone pour donner du carbonate de potassium et de l' oxygène gazeux. Métal de potassium pur est pas souvent utilisé, mais ses alliages avec le sodium peut remplacer pour le sodium pur dans surgénérateurs réacteurs nucléaires.

Rubidium et le césium sont souvent utilisés dans les horloges atomiques . Les horloges atomiques de césium sont extrêmement précis; si une horloge avait été faite à l'époque des dinosaures, il serait hors de moins de quatre secondes (après 80 millions d' années). Pour cette raison, les atomes de césium sont utilisés comme la définition de la seconde. Ions rubidium sont souvent utilisés dans le pourpre des feux d' artifice , et le césium est souvent utilisé dans les fluides de forage dans l'industrie pétrolière.

Francium n'a pas d' applications commerciales, mais à cause de relativement simple de francium structure atomique , entre autres, il a été utilisé en spectroscopie des expériences, conduisant à plus d' informations sur les niveaux d'énergie et les constantes de couplage entre les particules subatomiques . Des études sur la lumière émise par les ions francium-210 laser piégés ont fourni des données précises sur les transitions entre les niveaux d'énergie atomique, semblables à celles prédites par la théorie quantique .

Rôle biologique et précautions

Métaux

Les métaux alcalins purs sont réactifs dangereusement avec l' air et de l' eau et doivent être tenus à l' écart de la chaleur, du feu, des agents oxydants, les acides, la plupart des composés organiques, les hydrocarbures halogénés , les matières plastiques , et de l' humidité. Ils réagissent également avec le dioxyde de carbone et le tétrachlorure de carbone, de sorte que les extincteurs normaux sont contre - productives lorsqu'elles sont utilisées sur les incendies de métaux alcalins. De la poudre sèche de classe D extincteurs conçus pour incendies de métaux sont efficaces, ce qui prive le feu de l' oxygène et à refroidir le métal alcalin.

Les expériences sont généralement effectuées en utilisant seulement de petites quantités de quelques grammes dans une hotte . De petites quantités de lithium peuvent être éliminés par réaction avec de l' eau froide, mais les métaux alcalins lourds doivent être dissous dans le moins réactif isopropanol . Les métaux alcalins doivent être stockés dans de l' huile minérale ou dans une atmosphère inerte. L'atmosphère inerte utilisé peut être de l' argon gazeux ou d' azote, à l' exception de lithium, qui réagit avec de l' azote. Rubidium et le césium doivent être tenus à l' écart de l' air, même sous l' huile, parce que même une petite quantité d'air diffusé dans l'huile peut déclencher la formation du peroxyde dangereusement explosif; pour la même raison, le potassium ne doit pas être stockée dans l' huile dans une atmosphère contenant de l' oxygène pendant plus de 6 mois.

ions

La chimie bioinorganique des ions de métaux alcalins a été largement revue. des structures cristallines à l'état solide ont été déterminées pour de nombreux complexes d'ions de métaux alcalins dans de petits peptides, des constituants acides nucléiques, des glucides et des complexes d'ionophores.

Lithium se produit naturellement que dans des traces dans les systèmes biologiques et n'a pas de rôle biologique connu, mais il a des effets sur le corps en cas d' ingestion. Le carbonate de lithium est utilisé comme stabilisateur d'humeur en psychiatrie pour le traitement du trouble bipolaire ( -maniaco - dépression ) à des doses journalières d'environ 0,5 à 2 grammes, bien qu'il y ait des effets secondaires. L' ingestion excessive de lithium provoque la somnolence, des troubles de l' élocution et des vomissements, entre autres symptômes, et des poisons du système nerveux central , ce qui est dangereux car la dose requise de lithium pour traiter le trouble bipolaire est seulement légèrement inférieure à la dose toxique. Sa biochimie, la façon dont elle est gérée par le corps humain et des études sur des rats et des chèvres suggèrent qu'il est un essentiel oligo - élément , bien que la fonction biologique naturelle du lithium chez l' homme n'a pas encore identifié.

Se produisent sodium et de potassium dans tous les systèmes biologiques connus, fonctionnant généralement comme électrolytes à l' intérieur et à l' extérieur des cellules . Le sodium est un nutriment essentiel qui régule le volume sanguin, la pression artérielle, l' équilibre osmotique et le pH ; le besoin physiologique minimum de sodium est de 500 milligrammes par jour. Le chlorure de sodium (également connu sous le nom de sel commun) est la principale source de sodium dans l'alimentation, et est utilisé comme assaisonnement et conservateur, par exemple pour le décapage et saccadé ; la plus grande partie provient des aliments transformés. L' apport alimentaire de référence pour le sodium est de 1,5 grammes par jour, mais la plupart des gens aux États-Unis consomment plus de 2,3 grammes par jour, le montant minimum qui favorise l' hypertension; à son tour , provoque 7,6 millions de décès prématurés dans le monde.

Le potassium est le principal cation (ion positif) à l' intérieur des cellules animales , tandis que le cation sodium est importante en dehors des cellules animales. Les concentrations différences de ces particules chargées provoque une différence de potentiel électrique entre l'intérieur et l' extérieur des cellules, connu sous le potentiel de membrane . L'équilibre entre le potassium et le sodium est maintenu par transporteur ionique protéines dans la membrane cellulaire . Le potentiel de la membrane cellulaire créée par des ions de potassium et de sodium permet à la cellule pour générer un potentiel d' action -a « pointe » de la décharge électrique. La capacité des cellules à produire une décharge électrique est critique pour les fonctions corporelles telles que la neurotransmission , la contraction musculaire et la fonction cardiaque. La perturbation de cet équilibre peut donc être fatale: par exemple, l' ingestion de grandes quantités de composés de potassium peuvent conduire à hyperkaliémie influencer fortement le système cardio - vasculaire. Le chlorure de potassium est utilisé aux États-Unis pour l' injection létale exécutions.

Dispositif de radiothérapie du type de roue qui a une longue collimateur pour focaliser le rayonnement en un faisceau étroit. La source radioactive chlorure de césium-137 est le carré bleu, et les rayons gamma sont représentés par le faisceau sortant de l'ouverture. Ce fut la source de rayonnement impliqué dans l'accident Goiânia, contenant environ 93 grammes de chlorure de césium-137.

En raison de leurs rayons atomiques similaires, rubidium et le césium dans le corps de potassium mimique et sont repris de la même. Rubidium n'a pas connu le rôle biologique, mais peut aider à stimuler le métabolisme , et, de même au césium, remplacer le potassium dans le corps causant une carence en potassium . La substitution partielle est tout à fait possible et plutôt non toxiques: une personne 70 kg contient en moyenne 0,36 g de rubidium, et une augmentation de cette valeur de 50 à 100 fois n'a pas montré d' effets négatifs chez les personnes de test. Les rats peuvent survivre jusqu'à 50% de substitution potassium par rubidium. Rubidium (et dans une césium bien moindre mesure) peuvent fonctionner comme des remèdes temporaires pour l' hypokaliémie; tandis que le rubidium peut convenablement physiologiquement remplacer le potassium dans certains systèmes, le césium est jamais en mesure de le faire. Il n'y a que très peu de preuves sous la forme de symptômes de carence pour rubidium peut - être essentielle chez les chèvres; même si cela est vrai, la trace revient généralement présents dans les aliments sont plus que suffisant.

Composés de Césium sont rarement rencontrés par la plupart des gens, mais la plupart des composés de césium sont légèrement toxiques. Comme le rubidium, le césium tend à remplacer le potassium dans le corps, mais est beaucoup plus importante et est donc un substitut plus pauvre. Le césium en excès peut conduire à une hypokaliémie , troubles du rythme , et aiguë arrêt cardiaque , mais ces montants ne seraient pas rencontrées habituellement dans les sources naturelles. En tant que tel, le césium n'est pas un polluant de l' environnement chimique majeur. La dose létale moyenne (DL 50 valeurs) pour le chlorure de césium chez la souris est de 2,3 g par kg, ce qui est comparable à la DL 50 valeurs de chlorure de potassium et le chlorure de sodium . Chlorure de Césium a été promu en tant que traitement alternatif du cancer, mais a été liée à la mort de plus de 50 patients, sur lesquels il a été utilisé dans le cadre d'un traitement du cancer scientifiquement non validé.

Les radio - isotopes de césium nécessitent des précautions particulières: la mauvaise manipulation du césium-137 rayons gamma sources peut conduire à la libération de ces blessures radio - isotopes et rayonnement. Peut-être le plus connu cas est l'accident Goiânia de 1987, dans lequel un système de thérapie par rayonnement de mal intentionnée d'une clinique abandonnée dans la ville de Goiânia , au Brésil , a été balayé d'un parc à ferrailles, et le brillant sel de césium vendu Curious , les acheteurs sans instruction. Cela a conduit à quatre morts et de blessés graves de l' exposition aux radiations. En collaboration avec le césium-134 , l' iode 131 et le strontium-90 , le césium-137 a été parmi les isotopes distribués par la catastrophe de Tchernobyl , qui constituent le plus grand risque pour la santé. Radioisotopes de francium seraient probablement aussi être dangereux en raison de leur haute énergie de décroissance et demi-vie courte, mais aucun n'a été produit en assez grandes quantités pour constituer un risque sérieux.

Remarques

Références