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Los metales alcalinos consisten en los elementos químicos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), [ nota 1 ] rubidio (Rb), cesio (Cs), [ nota 2 ] y francio (Fr). Junto con el hidrógeno , constituyen el grupo 1 , [ nota 3 ] que se encuentra en el bloque s de la tabla periódica . Todos los metales alcalinos tienen su electrón más externo en un orbital s : esta configuración electrónica compartida hace que tengan propiedades características muy similares. [ nota 4 ] De hecho, los metales alcalinos proporcionan el mejor ejemplo de tendencias de grupo en las propiedades en la tabla periódica, con elementos que exhiben un comportamiento homólogo bien caracterizado . [ 5 ] Esta familia de elementos también se conoce como la familia del litio por su elemento principal.
Los metales alcalinos son todos metales brillantes , blandos y altamente reactivos a temperatura y presión estándar , y pierden fácilmente su electrón más externo para formar cationes con carga +1. Todos se pueden cortar fácilmente con un cuchillo debido a su blandura, dejando al descubierto una superficie brillante que se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación por la humedad atmosférica y el oxígeno (y en el caso del litio, por el nitrógeno ). Debido a su alta reactividad, deben almacenarse bajo aceite para evitar la reacción con el aire, y se encuentran naturalmente solo en sales y nunca como elementos libres. El cesio, el quinto metal alcalino, es el más reactivo de todos los metales. Todos los metales alcalinos reaccionan con el agua, y los metales alcalinos más pesados reaccionan con mayor vigor que los más ligeros.
Todos los metales alcalinos descubiertos se encuentran en la naturaleza como sus compuestos: en orden de abundancia , el sodio es el más abundante, seguido del potasio, el litio, el rubidio, el cesio y, finalmente, el francio, que es muy raro debido a su altísima radiactividad ; el francio se encuentra solo en trazas ínfimas en la naturaleza como un paso intermedio en algunas ramas secundarias oscuras de las cadenas de desintegración natural . Se han realizado experimentos para intentar sintetizar el elemento 119 , que probablemente sea el siguiente miembro del grupo; ninguno tuvo éxito. Sin embargo, el ununennio puede no ser un metal alcalino debido a los efectos relativistas , que se predice que tienen una gran influencia en las propiedades químicas de los elementos superpesados ; incluso si resulta ser un metal alcalino, se predice que tendrá algunas diferencias en las propiedades físicas y químicas con respecto a sus homólogos más ligeros.
La mayoría de los metales alcalinos tienen diversas aplicaciones. Una de las más conocidas de los elementos puros es el uso del rubidio y el cesio en los relojes atómicos , de los cuales los relojes atómicos de cesio constituyen la base del segundo. Una aplicación común de los compuestos de sodio es la lámpara de vapor de sodio , que emite luz con gran eficiencia. La sal de mesa , o cloruro de sodio, se utiliza desde la antigüedad. El litio se emplea como medicamento psiquiátrico y como ánodo en las baterías de litio . El sodio, el potasio y posiblemente el litio son elementos esenciales , con importantes funciones biológicas como electrolitos , y aunque los demás metales alcalinos no son esenciales, también tienen diversos efectos en el organismo, tanto beneficiosos como perjudiciales.
Historia
Los compuestos de sodio se conocen desde la antigüedad; la sal ( cloruro de sodio ) ha sido un bien importante en las actividades humanas. Si bien la potasa se ha utilizado desde la antigüedad, durante la mayor parte de su historia no se comprendió que fuera una sustancia fundamentalmente diferente de las sales minerales de sodio. Georg Ernst Stahl obtuvo evidencia experimental que lo llevó a sugerir la diferencia fundamental entre las sales de sodio y potasio en 1702, [ 6 ] y Henri-Louis Duhamel du Monceau pudo demostrar esta diferencia en 1736. [ 7 ] La composición química exacta de los compuestos de potasio y sodio, y el estatus de potasio y sodio como elementos químicos, no se conocían entonces, por lo que Antoine Lavoisier no incluyó ninguno de los dos álcalis en su lista de elementos químicos en 1789. [ 8 ] [ 9 ]
El potasio puro fue aislado por primera vez en 1807 en Inglaterra por Humphry Davy , quien lo obtuvo a partir de la potasa cáustica (KOH, hidróxido de potasio) mediante la electrólisis de la sal fundida con la pila voltaica de reciente invención . Los intentos previos de electrólisis de la sal acuosa no tuvieron éxito debido a la extrema reactividad del potasio. [ 10 ] : 68 El potasio fue el primer metal que se aisló por electrólisis. [ 11 ] Más tarde ese mismo año, Davy informó de la extracción de sodio de la sustancia similar sosa cáustica (NaOH, lejía) mediante una técnica similar, demostrando que los elementos, y por lo tanto las sales, eran diferentes. [ 8 ] [ 9 ] [ 12 ] [ 13 ]
La petalita ( Li Al Si 4 O 10 ) fue descubierta en 1800 por el químico brasileño José Bonifácio de Andrada en una mina en la isla de Utö, Suecia . [ 14 ] [ 15 ] [ 16 ] Sin embargo, no fue hasta 1817 que Johan August Arfwedson , que entonces trabajaba en el laboratorio del químico Jöns Jacob Berzelius , detectó la presencia de un nuevo elemento mientras analizaba mineral de petalita . [ 17 ] [ 18 ] Este nuevo elemento fue observado por él en que formaba compuestos similares a los del sodio y el potasio, aunque su carbonato e hidróxido eran menos solubles en agua y más alcalinos que los otros metales alcalinos. [ 19 ] Berzelius dio al material desconocido el nombre de lithion / lithina , de la palabra griega λιθoς (transliterada como lithos , que significa "piedra"), para reflejar su descubrimiento en un mineral sólido, a diferencia del potasio, que se había descubierto en cenizas de plantas, y el sodio, que era conocido en parte por su alta abundancia en la sangre animal. Llamó al metal dentro del material litio . [ 20 ] [ 15 ] [ 18 ] El litio, el sodio y el potasio fueron parte del descubrimiento de la periodicidad , ya que se encuentran entre una serie de tríadas de elementos en el mismo grupo que Johann Wolfgang Döbereiner señaló en 1850 por tener propiedades similares. [ 21 ]
El rubidio y el cesio fueron los primeros elementos descubiertos mediante el espectroscopio , inventado en 1859 por Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff . [ 22 ] Al año siguiente, descubrieron el cesio en el agua mineral de Bad Dürkheim , Alemania. Su descubrimiento del rubidio tuvo lugar al año siguiente en Heidelberg , Alemania, donde lo encontraron en el mineral lepidolita . [ 23 ] Los nombres del rubidio y el cesio provienen de las líneas más prominentes en sus espectros de emisión : una línea roja brillante para el rubidio (del latín rubidus , que significa rojo oscuro o rojo brillante) y una línea azul celeste para el cesio (derivada del latín caesius , que significa azul celeste). [ 24 ] [ 25 ]
Hacia 1865, John Newlands publicó una serie de artículos donde enumeró los elementos en orden creciente de peso atómico y propiedades físicas y químicas similares que se repetían a intervalos de ocho; comparó dicha periodicidad con las octavas musicales, donde las notas separadas por una octava tienen funciones musicales similares. [ 26 ] [ 27 ] Su versión agrupó todos los metales alcalinos conocidos hasta entonces (desde el litio hasta el cesio), así como el cobre, la plata y el talio (que presentan el estado de oxidación +1 característico de los metales alcalinos). Su tabla colocó el hidrógeno con los halógenos . [ 21 ]
Después de 1869, Dmitri Mendeleev propuso su tabla periódica colocando el litio en la parte superior de un grupo con sodio, potasio, rubidio, cesio y talio. [ 28 ] Dos años más tarde, Mendeleev revisó su tabla, colocando el hidrógeno en el grupo 1 por encima del litio, y también moviendo el talio al grupo del boro . En esta versión de 1871, el cobre, la plata y el oro se colocaron dos veces, una como parte del grupo IB , y otra como parte de un "grupo VIII" que abarca los grupos 8 a 11 de hoy. [ 29 ] [ nota 5 ] Después de la introducción de la tabla de 18 columnas, los elementos del grupo IB se movieron a su posición actual en el bloque d , mientras que los metales alcalinos se dejaron en el grupo IA . Más tarde, el nombre del grupo se cambió a grupo 1 en 1988. [ 4 ] El nombre trivial "metales alcalinos" proviene del hecho de que los hidróxidos de los elementos del grupo 1 son todos álcalis fuertes cuando se disuelven en agua. [ 5 ]
Hubo al menos cuatro descubrimientos erróneos e incompletos [ 30 ] [ 31 ] [ 32 ] [ 33 ] antes de que Marguerite Perey del Instituto Curie en París, Francia, descubriera el francio en 1939 al purificar una muestra de actinio-227 , que había sido reportado con una energía de desintegración de 220 keV . Sin embargo, Perey notó partículas de desintegración con un nivel de energía inferior a 80 keV. Perey pensó que esta actividad de desintegración podría haber sido causada por un producto de desintegración previamente no identificado, uno que fue separado durante la purificación, pero que emergió nuevamente del actinio -227 puro. Varias pruebas eliminaron la posibilidad de que el elemento desconocido fuera torio , radio , plomo, bismuto o talio . El nuevo producto exhibió propiedades químicas de un metal alcalino (como la coprecipitación con sales de cesio), lo que llevó a Perey a creer que se trataba del elemento 87, causado por la desintegración alfa del actinio-227. [ 34 ] Perey intentó entonces determinar la proporción de desintegración beta respecto a la desintegración alfa en el actinio-227. Su primera prueba arrojó una ramificación alfa del 0,6 %, cifra que posteriormente revisó al 1 %. [ 35 ]
- 227 89 Ac α (1,38%) → 21,77 y 223 87 Fr β − → 22 min 223 88 Ra α → 11,4 d 219 86 Rn
El siguiente elemento debajo del francio ( eka -francio) en la tabla periódica sería el ununennio (Uue), elemento 119. [ 36 ] : 1729–1730 La síntesis de ununennio se intentó por primera vez en 1985 bombardeando un blanco de einstenio -254 con iones de calcio -48 en el acelerador superHILAC del Laboratorio Nacional Lawrence Berkeley en Berkeley, California. No se identificaron átomos, lo que dio como resultado un rendimiento límite de 300 nb . [ 37 ] [ 38 ]
- 254 99 Es+ 48 20 Ca→ 302 119 Uue* →sin átomos [ nota 6 ]
Es muy improbable [ 37 ] que esta reacción pueda crear átomos de ununennio en un futuro próximo, dada la tarea extremadamente difícil de producir cantidades suficientes de einstenio-254, que es el preferido para la producción de elementos ultrapesados debido a su gran masa, su vida media relativamente larga de 270 días y su disponibilidad en cantidades significativas de varios microgramos, [ 39 ] para crear un objetivo lo suficientemente grande como para aumentar la sensibilidad del experimento al nivel requerido; el einstenio no se ha encontrado en la naturaleza y solo se ha producido en laboratorios, y en cantidades menores que las necesarias para la síntesis efectiva de elementos superpesados. Sin embargo, dado que el ununennio es solo el primer elemento del período 8 en la tabla periódica extendida , bien podría descubrirse en un futuro próximo a través de otras reacciones, y de hecho, actualmente se está intentando sintetizarlo en Japón. [ 40 ] Actualmente, no se ha descubierto aún ningún elemento del periodo 8, y también es posible, debido a inestabilidades de goteo , que solo los elementos inferiores del periodo 8, hasta aproximadamente el elemento 128, sean físicamente posibles. [ 41 ] [ 42 ] No se han realizado intentos de síntesis para ningún metal alcalino más pesado: debido a su número atómico extremadamente alto, requerirían métodos y tecnología nuevos y más potentes para su fabricación. [ 36 ] : 1737–1739
Aparición
En el Sistema Solar
La regla de Oddo-Harkins sostiene que los elementos con números atómicos pares son más comunes que aquellos con números atómicos impares, con la excepción del hidrógeno y el berilio. Esta regla argumenta que los elementos con números atómicos impares tienen un protón desapareado y son más propensos a capturar otro, aumentando así su número atómico. En los elementos con números atómicos pares, los protones están apareados, y cada miembro del par compensa el espín del otro, aumentando la estabilidad. [ 44 ] [ 45 ] [ 46 ] Todos los metales alcalinos tienen números atómicos impares y no son tan comunes como los elementos con números atómicos pares adyacentes a ellos (los gases nobles y los metales alcalinotérreos ) en el Sistema Solar. Los metales alcalinos más pesados también son menos abundantes que los más ligeros, ya que los metales alcalinos a partir del rubidio solo pueden sintetizarse en supernovas y no en la nucleosíntesis estelar . El litio también es mucho menos abundante que el sodio y el potasio, ya que se sintetiza de forma deficiente tanto en la nucleosíntesis del Big Bang como en las estrellas: el Big Bang solo pudo producir cantidades ínfimas de litio, berilio y boro debido a la ausencia de un núcleo estable con 5 u 8 nucleones , y la nucleosíntesis estelar solo pudo superar este cuello de botella mediante el proceso triple alfa , fusionando tres núcleos de helio para formar carbono y omitiendo esos tres elementos. [ 43 ]
En la Tierra
La Tierra se formó a partir de la misma nube de materia que formó el Sol, pero los planetas adquirieron composiciones diferentes durante la formación y evolución del Sistema Solar . A su vez, la historia natural de la Tierra provocó que partes de este planeta tuvieran concentraciones diferentes de los elementos. La masa de la Tierra es aproximadamente 5,98 × 10²³24 kg. Está compuesto principalmente de hierro (32,1 %), oxígeno (30,1 %), silicio (15,1 %), magnesio (13,9 %), azufre (2,9 %), níquel (1,8 %), calcio (1,5 %) y aluminio (1,4 %); el 1,2 % restante consiste en trazas de otros elementos. Debido a la diferenciación planetaria , se cree que la región central está compuesta principalmente de hierro (88,8 %), con cantidades menores de níquel (5,8 %), azufre (4,5 %) y menos del 1 % de elementos traza. [ 47 ]
Los metales alcalinos, debido a su alta reactividad, no se encuentran naturalmente en estado puro en la naturaleza. Son litófilos y, por lo tanto, permanecen cerca de la superficie terrestre porque se combinan fácilmente con el oxígeno y, por consiguiente, se asocian fuertemente con la sílice , formando minerales de densidad relativamente baja que no se hunden hacia el núcleo terrestre. El potasio, el rubidio y el cesio también son elementos incompatibles debido a sus grandes radios iónicos . [ 48 ]
El sodio y el potasio son muy abundantes en la Tierra, ambos se encuentran entre los diez elementos más comunes en la corteza terrestre ; [ 49 ] [ 50 ] el sodio constituye aproximadamente el 2,6% de la corteza terrestre medida por peso, lo que lo convierte en el sexto elemento más abundante en general [ 51 ] y el metal alcalino más abundante. El potasio constituye aproximadamente el 1,5% de la corteza terrestre y es el séptimo elemento más abundante. [ 51 ] El sodio se encuentra en muchos minerales diferentes, de los cuales el más común es la sal común (cloruro de sodio), que se encuentra en grandes cantidades disuelta en el agua de mar. Otros depósitos sólidos incluyen halita , anfíbol , criolita , nitratina y zeolita . [ 51 ] Muchos de estos depósitos sólidos se producen como resultado de la evaporación de antiguos mares, que todavía ocurre ahora en lugares como el Gran Lago Salado de Utah y el Mar Muerto . [ 10 ] : 69 A pesar de su abundancia casi igual en la corteza terrestre, el sodio es mucho más común que el potasio en el océano, tanto porque el mayor tamaño del potasio hace que sus sales sean menos solubles, como porque el potasio está unido a silicatos en el suelo y lo que se lixivia es absorbido mucho más fácilmente por la vida vegetal que el sodio. [ 10 ] : 69
A pesar de su similitud química, el litio generalmente no se encuentra junto con el sodio o el potasio debido a su menor tamaño. [ 10 ] : 69 Debido a su reactividad relativamente baja, se puede encontrar en el agua de mar en grandes cantidades; se estima que la concentración de litio en el agua de mar es de aproximadamente 0,14 a 0,25 partes por millón (ppm) [ 52 ] [ 53 ] o 25 micromolar . [ 54 ] Su relación diagonal con el magnesio a menudo le permite reemplazar al magnesio en los minerales de ferromagnesio , donde su concentración en la corteza es de aproximadamente 18 ppm , comparable a la del galio y el niobio . Comercialmente, el mineral de litio más importante es el espodumeno , que se encuentra en grandes depósitos en todo el mundo. [ 10 ] : 69
El rubidio es aproximadamente tan abundante como el zinc y más abundante que el cobre. Se encuentra de forma natural en los minerales leucita , polucita , carnalita , zinnwaldita y lepidolita , [ 55 ] aunque ninguno de ellos contiene solo rubidio y ningún otro metal alcalino. [ 10 ] : 70 El cesio es más abundante que algunos elementos conocidos, como el antimonio , el cadmio , el estaño y el tungsteno , pero es mucho menos abundante que el rubidio. [ 56 ]
El francio-223 , el único isótopo natural del francio, [ 57 ] [ 58 ] es el producto de la desintegración alfa del actinio-227 y se puede encontrar en cantidades traza en los minerales de uranio . [ 59 ] En una muestra dada de uranio, se estima que hay solo un átomo de francio por cada 10¹⁸ átomos de uranio. [ 60 ] [ 61 ] Se ha calculado que hay como máximo 30 gramos de francio en la corteza terrestre en cualquier momento, debido a su vida media extremadamente corta de 22 minutos. [ 62 ] [ 63 ]
Propiedades
Físico y químico
Las propiedades físicas y químicas de los metales alcalinos se pueden explicar fácilmente por su configuración electrónica de valencia ns 1 , que resulta en un enlace metálico débil . Por lo tanto, todos los metales alcalinos son blandos y tienen bajas densidades , [ 5 ] puntos de fusión [ 5 ] y ebullición , [ 5 ] así como calores de sublimación , vaporización y disociación . [ 10 ] : 74 Todos cristalizan en la estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo , [ 10 ] : 73 y tienen colores de llama distintivos porque su electrón s externo se excita muy fácilmente. [ 10 ] : 75 De hecho, estos colores de prueba de llama son la forma más común de identificarlos ya que todas sus sales con iones comunes son solubles. [ 10 ] : 75 La configuración ns 1 también resulta en que los metales alcalinos tengan radios atómicos e iónicos muy grandes , así como una conductividad térmica y eléctrica muy alta . [ 10 ] : 75 Su química está dominada por la pérdida de su único electrón de valencia en el orbital s más externo para formar el estado de oxidación +1, debido a la facilidad de ionización de este electrón y a la muy alta segunda energía de ionización. [ 10 ] : 76 La mayor parte de la química se ha observado solo para los primeros cinco miembros del grupo. La química del francio no está bien establecida debido a su extrema radiactividad ; [ 5 ] por lo tanto, la presentación de sus propiedades aquí es limitada. Lo poco que se sabe sobre el francio muestra que es muy similar en comportamiento al cesio, como era de esperar. Las propiedades físicas del francio son aún más inciertas porque el elemento masivo nunca se ha observado; por lo tanto, cualquier dato que se pueda encontrar en la literatura son ciertamente extrapolaciones especulativas. [ 64 ]
Los metales alcalinos son más similares entre sí que los elementos de cualquier otro grupo . [ 5 ] De hecho, la similitud es tan grande que es bastante difícil separar el potasio, el rubidio y el cesio, debido a sus radios iónicos similares ; el litio y el sodio son más distintos. Por ejemplo, al descender en la tabla, todos los metales alcalinos conocidos muestran un radio atómico creciente , [ 71 ] una electronegatividad decreciente , [ 71 ] una reactividad creciente , [ 5 ] y puntos de fusión y ebullición decrecientes [ 71 ] así como calores de fusión y vaporización. [ 10 ] : 75 En general, sus densidades aumentan al descender en la tabla, con la excepción de que el potasio es menos denso que el sodio. [ 71 ] Una de las pocas propiedades de los metales alcalinos que no muestra una tendencia muy suave son sus potenciales de reducción : el valor del litio es anómalo, siendo más negativo que los demás. [ 10 ] : 75 Esto se debe a que el ion Li + tiene una energía de hidratación muy alta en la fase gaseosa: aunque el ion litio altera significativamente la estructura del agua, provocando un mayor cambio de entropía, esta alta energía de hidratación es suficiente para que los potenciales de reducción lo indiquen como el metal alcalino más electropositivo, a pesar de la dificultad de ionizarlo en la fase gaseosa. [ 10 ] : 75
Los metales alcalinos estables son todos metales de color plateado, excepto el cesio, que tiene un tono dorado pálido: [ 72 ] es uno de los tres únicos metales que están claramente coloreados (los otros dos son el cobre y el oro). [ 10 ] : 74 Además, los metales alcalinotérreos pesados calcio , estroncio y bario , así como los lantánidos divalentes europio e iterbio , son de color amarillo pálido, aunque el color es mucho menos prominente que en el caso del cesio. [ 10 ] : 74 Su brillo se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación. [ 5 ]
Todos los metales alcalinos son altamente reactivos y nunca se encuentran en formas elementales en la naturaleza. [ 20 ] Debido a esto, generalmente se almacenan en aceite mineral o queroseno (aceite de parafina). [ 73 ] Reaccionan agresivamente con los halógenos para formar los haluros de metales alcalinos , que son compuestos cristalinos iónicos blancos que son todos solubles en agua excepto el fluoruro de litio (LiF). [ 5 ] Los metales alcalinos también reaccionan con el agua para formar hidróxidos fuertemente alcalinos y por lo tanto deben manipularse con mucho cuidado. Los metales alcalinos más pesados reaccionan más vigorosamente que los más ligeros; por ejemplo, cuando se deja caer en agua, el cesio produce una explosión mayor que el potasio si se usa el mismo número de moles de cada metal. [ 5 ] [ 74 ] [ 56 ] Los metales alcalinos tienen las energías de primera ionización más bajas en sus respectivos períodos de la tabla periódica [ 64 ] debido a su baja carga nuclear efectiva [ 5 ] y la capacidad de alcanzar una configuración de gas noble perdiendo solo un electrón . [ 5 ] Los metales alcalinos no solo reaccionan con el agua, sino también con donadores de protones como alcoholes y fenoles , amoníaco gaseoso y alquinos , lo que demuestra el grado fenomenal de su reactividad. Su gran poder como agentes reductores los hace muy útiles para liberar otros metales de sus óxidos o haluros. [ 10 ] : 76
La segunda energía de ionización de todos los metales alcalinos es muy alta [ 5 ] [ 64 ] ya que está en una capa completa que también está más cerca del núcleo; [ 5 ] por lo tanto, casi siempre pierden un solo electrón, formando cationes. [ 10 ] : 28 Los alcaloides son una excepción: son compuestos inestables que contienen metales alcalinos en un estado de oxidación −1, lo cual es muy inusual ya que antes del descubrimiento de los alcaloides, no se esperaba que los metales alcalinos pudieran formar aniones y se pensaba que podían aparecer en sales solo como cationes. Los aniones alcaloides tienen subcapas s llenas , lo que les da suficiente estabilidad para existir. Se sabe que todos los metales alcalinos estables excepto el litio pueden formar alcaloides, [ 75 ] [ 76 ] [ 77 ] y los alcaloides tienen mucho interés teórico debido a su estequiometría inusual y bajos potenciales de ionización . Los alcaloides son químicamente similares a los electrides , que son sales con electrones atrapados que actúan como aniones. [ 78 ] Un ejemplo particularmente llamativo de un alcaloides es el " hidruro de sodio inverso ", H + Na − (ambos iones están complejados ), a diferencia del hidruro de sodio habitual, Na + H − : [ 79 ] es inestable en aislamiento, debido a su alta energía resultante del desplazamiento de dos electrones del hidrógeno al sodio, aunque se predice que varios derivados son metaestables o estables. [ 79 ] [ 80 ]
En solución acuosa, los iones de metales alcalinos forman iones acuosos de la fórmula [M(H₂O ) n ] ⁺ , donde n es el número de solvatación. Sus números de coordinación y formas concuerdan bien con los esperados a partir de sus radios iónicos. En solución acuosa, se dice que las moléculas de agua directamente unidas al ion metálico pertenecen a la primera esfera de coordinación , también conocida como primera o primaria capa de solvatación. El enlace entre una molécula de agua y el ion metálico es un enlace covalente dativo , en el que el átomo de oxígeno dona ambos electrones al enlace. Cada molécula de agua coordinada puede unirse mediante enlaces de hidrógeno a otras moléculas de agua. Se dice que estas últimas residen en la segunda esfera de coordinación. Sin embargo, para los cationes de metales alcalinos, la segunda esfera de coordinación no está bien definida, ya que la carga +1 del catión no es lo suficientemente alta como para polarizar las moléculas de agua en la capa de solvatación primaria lo suficiente como para que formen enlaces de hidrógeno fuertes con las de la segunda esfera de coordinación, produciendo una entidad más estable. [ 81 ] [ 82 ] : 25 El número de solvatación para Li + se ha determinado experimentalmente como 4, formando el tetraédrico [Li(H 2 O) 4 ] + : mientras que se han encontrado números de solvatación de 3 a 6 para iones de litio aqua, los números de solvatación menores a 4 pueden ser el resultado de la formación de pares iónicos de contacto , y los números de solvatación más altos pueden interpretarse en términos de moléculas de agua que se acercan a [Li(H 2 O) 4 ] + a través de una cara del tetraedro, aunque las simulaciones de dinámica molecular pueden indicar la existencia de un hexaaqua ion octaédrico . También hay probablemente seis moléculas de agua en la esfera de solvatación primaria del ion sodio, formando el octaédrico [Na(H 2 O) 6 ] + . [ 65 ] [ 82 ] : 126–127 Si bien anteriormente se pensaba que los metales alcalinos más pesados también formaban iones hexaaqua octaédricos, desde entonces se ha descubierto que el potasio y el rubidio probablemente forman los iones [K(H 2 O) 8 ] + y [Rb(H 2 O) 8 ] + , que tienen el antiprisma cuadradoestructura, y que el cesio forma el ion [Cs(H 2 O) 12 ] + de 12 coordenadas . [ 83 ]
Litio
La química del litio muestra varias diferencias con respecto al resto del grupo, ya que el pequeño catión Li + polariza los aniones y confiere a sus compuestos un carácter más covalente . [ 5 ] El litio y el magnesio tienen una relación diagonal debido a sus radios atómicos similares, [ 5 ] por lo que muestran algunas similitudes. Por ejemplo, el litio forma un nitruro estable , una propiedad común entre todos los metales alcalinotérreos (grupo del magnesio) pero única entre los metales alcalinos. [ 84 ] Además, entre sus respectivos grupos, solo el litio y el magnesio forman compuestos organometálicos con un carácter covalente significativo (por ejemplo, LiMe y MgMe2 ) . [ 85 ]
El fluoruro de litio es el único haluro de metal alcalino poco soluble en agua, [ 5 ] y el hidróxido de litio es el único hidróxido de metal alcalino no delicuescente . [ 5 ] Por el contrario, el perclorato de litio y otras sales de litio con aniones grandes que no pueden polarizarse son mucho más estables que los compuestos análogos de los otros metales alcalinos, probablemente porque Li + tiene una alta energía de solvatación . [ 10 ] : 76 Este efecto también significa que la mayoría de las sales de litio simples se encuentran comúnmente en forma hidratada, porque las formas anhidras son extremadamente higroscópicas : esto permite que sales como el cloruro de litio y el bromuro de litio se utilicen en deshumidificadores y aires acondicionados . [ 10 ] : 76
Francio
También se predice que el francio mostrará algunas diferencias debido a su alto peso atómico , lo que provoca que sus electrones viajen a fracciones considerables de la velocidad de la luz, haciendo así que los efectos relativistas sean más prominentes. A diferencia de la tendencia decreciente de electronegatividades y energías de ionización de los metales alcalinos, se predice que la electronegatividad y la energía de ionización del francio serán mayores que las del cesio debido a la estabilización relativista de los electrones 7s; además, se espera que su radio atómico sea anormalmente bajo. Por lo tanto, contrariamente a lo esperado, el cesio es el más reactivo de los metales alcalinos, no el francio. [ 67 ] [ 36 ] : 1729 [ 86 ] Todas las propiedades físicas conocidas del francio también se desvían de las tendencias claras que van del litio al cesio, como la primera energía de ionización, la afinidad electrónica y la polarizabilidad del anión, aunque debido a la escasez de datos conocidos sobre el francio muchas fuentes dan valores extrapolados, ignorando que los efectos relativistas hacen que la tendencia del litio al cesio sea inaplicable en el francio. [ 86 ] Algunas de las pocas propiedades del francio que se han predicho teniendo en cuenta la relatividad son la afinidad electrónica (47,2 kJ/mol) [ 87 ] y la entalpía de disociación de la molécula Fr 2 (42,1 kJ/mol). [ 88 ] La molécula de CsFr se polariza como Cs + Fr − , lo que demuestra que la subcapa 7s del francio se ve mucho más afectada por los efectos relativistas que la subcapa 6s del cesio. [ 86 ] Además, se espera que el superóxido de francio (FrO 2 ) tenga un carácter covalente significativo, a diferencia de los otros superóxidos de metales alcalinos, debido a las contribuciones de enlace de los electrones 6p del francio. [ 86 ]
Nuclear
Todos los metales alcalinos tienen números atómicos impares; por lo tanto, sus isótopos deben ser impares-impares (tanto el número de protones como el de neutrones son impares) o impares-pares ( el número de protones es impar, pero el de neutrones es par). Los núcleos impares-impares tienen números másicos pares , mientras que los núcleos impares-pares tienen números másicos impares. Los nucleidos primordiales impares-impares son raros porque la mayoría de los núcleos impares-impares son altamente inestables con respecto a la desintegración beta , ya que los productos de la desintegración son pares-pares y, por lo tanto, están más fuertemente ligados, debido a los efectos de apareamiento nuclear . [ 89 ]
Debido a la gran rareza de los núcleos impar-impar, casi todos los isótopos primordiales de los metales alcalinos son impar-par (las excepciones son el isótopo estable ligero litio-6 y el radioisótopo de larga vida potasio-40). Para un número de masa impar dado, solo puede haber un único nucleido beta-estable , ya que no hay una diferencia en la energía de enlace entre par-impar e impar-par comparable a la que hay entre par-par e impar-impar, dejando otros nucleidos del mismo número de masa ( isobaras ) libres para desintegrarse beta hacia el nucleido de menor masa. Un efecto de la inestabilidad de un número impar de cualquiera de los tipos de nucleones es que los elementos con número impar, como los metales alcalinos, tienden a tener menos isótopos estables que los elementos con número par. De los 26 elementos monoisotópicos que tienen un solo isótopo estable, todos menos uno tienen un número atómico impar y todos menos uno también tienen un número par de neutrones. El berilio es la única excepción a ambas reglas, debido a su bajo número atómico. [ 89 ]
Todos los metales alcalinos, excepto el litio y el cesio, tienen al menos un radioisótopo natural : el sodio-22 y el sodio-24 son radioisótopos traza producidos cosmogénicamente , [ 90 ] el potasio-40 y el rubidio-87 tienen vidas medias muy largas y, por lo tanto, se producen de forma natural, [ 91 ] y todos los isótopos del francio son radiactivos . [ 91 ] También se pensó que el cesio era radiactivo a principios del siglo XX, [ 92 ] [ 93 ] aunque no tiene radioisótopos naturales. [ 91 ] (El francio aún no se había descubierto en ese momento). El radioisótopo natural de larga vida del potasio, el potasio-40, constituye aproximadamente el 0,012% del potasio natural, [ 94 ] y, por lo tanto, el potasio natural es débilmente radiactivo. Esta radiactividad natural sirvió de base para una afirmación errónea sobre el descubrimiento del elemento 87 (el siguiente metal alcalino después del cesio) en 1925. [ 30 ] [ 31 ] El rubidio natural es igualmente ligeramente radiactivo, con un 27,83 % del radioisótopo de larga vida rubidio-87. [ 10 ] : 74
El cesio-137 , con una vida media de 30,17 años, es uno de los dos principales productos de fisión de vida media , junto con el estroncio-90 , que son responsables de la mayor parte de la radiactividad del combustible nuclear gastado después de varios años de enfriamiento, hasta varios cientos de años después de su uso. Constituye la mayor parte de la radiactividad que aún queda del accidente de Chernóbil . El cesio-137 sufre una desintegración beta de alta energía y finalmente se convierte en bario-137 estable . Es un fuerte emisor de radiación gamma. El cesio-137 tiene una tasa muy baja de captura de neutrones y no puede eliminarse de esta manera, sino que debe dejarse desintegrar. [ 95 ] El cesio-137 se ha utilizado como trazador en estudios hidrológicos, de forma análoga al uso del tritio . [ 96 ] Se liberaron pequeñas cantidades de cesio-134 y cesio-137 al medio ambiente durante casi todas las pruebas de armas nucleares y algunos accidentes nucleares , en particular el accidente de Goiânia y el desastre de Chernóbil . A partir de 2005, el cesio-137 es la principal fuente de radiación en la zona de alienación alrededor de la central nuclear de Chernóbil . [ 97 ] Sus propiedades químicas como uno de los metales alcalinos lo convierten en uno de los productos de fisión de vida corta a media más problemáticos porque se mueve y se dispersa fácilmente en la naturaleza debido a la alta solubilidad en agua de sus sales, y es absorbido por el cuerpo, que lo confunde con sus congéneres esenciales, el sodio y el potasio. [ 98 ] : 114
Tendencias periódicas
Los metales alcalinos son más similares entre sí que los elementos de cualquier otro grupo . [ 5 ] Por ejemplo, al descender en la tabla periódica, todos los metales alcalinos conocidos muestran un radio atómico creciente , [ 71 ] una electronegatividad decreciente , [ 71 ] una reactividad creciente , [ 5 ] y puntos de fusión y ebullición decrecientes, [ 71 ] así como calores de fusión y vaporización. [ 10 ] : 75 En general, sus densidades aumentan al descender en la tabla periódica, con la excepción de que el potasio es menos denso que el sodio. [ 71 ]
Radios atómicos e iónicos
Los radios atómicos de los metales alcalinos aumentan al descender en el grupo. [ 71 ] Debido al efecto de apantallamiento , cuando un átomo tiene más de una capa electrónica , cada electrón experimenta repulsión eléctrica por parte de los demás electrones, así como atracción eléctrica por parte del núcleo. [ 99 ] En los metales alcalinos, el electrón más externo solo experimenta una carga neta de +1, ya que parte de la carga nuclear (que es igual al número atómico ) se cancela con los electrones internos; el número de electrones internos de un metal alcalino siempre es uno menos que la carga nuclear. Por lo tanto, el único factor que afecta al radio atómico de los metales alcalinos es el número de capas electrónicas. Dado que este número aumenta al descender en el grupo, el radio atómico también debe aumentar al descender en el grupo. [ 71 ]
Los radios iónicos de los metales alcalinos son mucho menores que sus radios atómicos. Esto se debe a que el electrón más externo de los metales alcalinos se encuentra en una capa electrónica diferente a la de los electrones internos, por lo que al eliminarse, el átomo resultante tiene una capa electrónica menos y es más pequeño. Además, la carga nuclear efectiva aumenta, por lo que los electrones son atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo y el radio iónico disminuye. [ 5 ]
Primera energía de ionización
La primera energía de ionización de un elemento o molécula es la energía necesaria para mover el electrón menos fuertemente unido de un mol de átomos gaseosos del elemento o moléculas para formar un mol de iones gaseosos con carga eléctrica +1. Los factores que afectan la primera energía de ionización son la carga nuclear , el grado de apantallamiento de los electrones internos y la distancia del electrón menos fuertemente unido al núcleo, que siempre es un electrón externo en los elementos de los grupos principales . Los dos primeros factores modifican la carga nuclear efectiva que siente el electrón menos fuertemente unido. Dado que el electrón más externo de los metales alcalinos siempre siente la misma carga nuclear efectiva (+1), el único factor que afecta la primera energía de ionización es la distancia del electrón más externo al núcleo. Como esta distancia aumenta al descender en el grupo, el electrón más externo siente menos atracción del núcleo y, por lo tanto, la primera energía de ionización disminuye. [ 71 ] Esta tendencia se rompe en el francio debido a la estabilización relativista y la contracción del orbital 7s, lo que acerca el electrón de valencia del francio al núcleo más de lo que se esperaría según cálculos no relativistas. Esto hace que el electrón más externo del francio sienta una mayor atracción del núcleo, aumentando ligeramente su primera energía de ionización por encima de la del cesio. [ 36 ] : 1729
La segunda energía de ionización de los metales alcalinos es mucho mayor que la primera, ya que el segundo electrón menos fuertemente unido forma parte de una capa electrónica completamente llena y, por lo tanto, es difícil de extraer. [ 5 ]
Reactividad
La reactividad de los metales alcalinos aumenta al descender en el grupo. Esto se debe a la combinación de dos factores: las primeras energías de ionización y de atomización de los metales alcalinos. Dado que la primera energía de ionización de los metales alcalinos disminuye al descender en el grupo, resulta más fácil que el electrón más externo se separe del átomo y participe en reacciones químicas , aumentando así la reactividad. La energía de atomización mide la fuerza del enlace metálico de un elemento, la cual disminuye al descender en el grupo a medida que aumenta el radio de los átomos ; por lo tanto, el enlace metálico debe aumentar en longitud, alejando los electrones deslocalizados de la atracción de los núcleos de los metales alcalinos más pesados. La suma de las energías de atomización y de primera ionización da como resultado una magnitud estrechamente relacionada (pero no igual) a la energía de activación de la reacción de un metal alcalino con otra sustancia. Esta magnitud disminuye al descender en el grupo, al igual que la energía de activación; por consiguiente, las reacciones químicas pueden ocurrir más rápidamente y la reactividad aumenta al descender en el grupo. [ 100 ]
Electronegatividad
La electronegatividad es una propiedad química que describe la tendencia de un átomo o un grupo funcional a atraer electrones (o densidad electrónica ) hacia sí mismo. [ 101 ] Si el enlace entre el sodio y el cloro en el cloruro de sodio fuera covalente , el par de electrones compartidos sería atraído por el cloro porque la carga nuclear efectiva de los electrones externos es +7 en el cloro, pero solo +1 en el sodio. El par de electrones es atraído tan cerca del átomo de cloro que prácticamente se transfiere a él (un enlace iónico ). Sin embargo, si el átomo de sodio se reemplazara por un átomo de litio, los electrones no serían atraídos tan cerca del átomo de cloro como antes porque el átomo de litio es más pequeño, lo que hace que el par de electrones sea atraído con mayor fuerza por la carga nuclear efectiva más cercana del litio. Por lo tanto, los átomos de metales alcalinos más grandes (más abajo en el grupo) serán menos electronegativos, ya que el par de enlace es atraído con menor fuerza hacia ellos. Como se mencionó anteriormente, se espera que el francio sea una excepción. [ 71 ]
Debido a la mayor electronegatividad del litio, algunos de sus compuestos tienen un carácter más covalente. Por ejemplo, el yoduro de litio (LiI) se disuelve en disolventes orgánicos , una propiedad de la mayoría de los compuestos covalentes. [ 71 ] El fluoruro de litio (LiF) es el único haluro alcalino que no es soluble en agua, [ 5 ] y el hidróxido de litio (LiOH) es el único hidróxido de metal alcalino que no es delicuescente . [ 5 ]
Puntos de fusión y ebullición
El punto de fusión de una sustancia es el punto en el que cambia de estado de sólido a líquido, mientras que el punto de ebullición de una sustancia (en estado líquido) es el punto en el que la presión de vapor del líquido es igual a la presión ambiental que lo rodea [ 102 ] [ 103 ] y todo el líquido cambia de estado a gas. Cuando un metal se calienta hasta su punto de fusión, los enlaces metálicos que mantienen los átomos en su lugar se debilitan para que los átomos puedan moverse, y los enlaces metálicos finalmente se rompen por completo en el punto de ebullición del metal. [ 71 ] [ 104 ] Por lo tanto, la disminución de los puntos de fusión y ebullición de los metales alcalinos indica que la fuerza de los enlaces metálicos de los metales alcalinos disminuye a medida que se desciende en el grupo. [ 71 ] Esto se debe a que los átomos de metal se mantienen unidos por la atracción electromagnética de los iones positivos hacia los electrones deslocalizados. [ 71 ] [ 104 ] A medida que los átomos aumentan de tamaño al descender en el grupo (debido a que su radio atómico aumenta), los núcleos de los iones se alejan más de los electrones deslocalizados y, por lo tanto, el enlace metálico se debilita, de modo que el metal puede fundirse y hervir más fácilmente, disminuyendo así los puntos de fusión y ebullición. [ 71 ] El aumento de la carga nuclear no es un factor relevante debido al efecto de apantallamiento. [ 71 ]
Densidad
Todos los metales alcalinos tienen la misma estructura cristalina ( cúbica centrada en el cuerpo ) [ 10 ] y, por lo tanto, los únicos factores relevantes son el número de átomos que pueden caber en un volumen determinado y la masa de uno de los átomos, ya que la densidad se define como masa por unidad de volumen. El primer factor depende del volumen del átomo y, por lo tanto, del radio atómico, que aumenta al descender en el grupo; así, el volumen de un átomo de metal alcalino aumenta al descender en el grupo. La masa de un átomo de metal alcalino también aumenta al descender en el grupo. Por lo tanto, la tendencia de las densidades de los metales alcalinos depende de sus pesos atómicos y radios atómicos; si se conocen los valores de estos dos factores, se pueden calcular las proporciones entre las densidades de los metales alcalinos. La tendencia resultante es que las densidades de los metales alcalinos aumentan al descender en la tabla, con la excepción del potasio. Debido a que tienen el menor peso atómico y el mayor radio atómico de todos los elementos en sus periodos, los metales alcalinos son los metales menos densos de la tabla periódica. [ 71 ] El litio, el sodio y el potasio son los únicos tres metales de la tabla periódica que son menos densos que el agua: [ 5 ] de hecho, el litio es el sólido conocido menos denso a temperatura ambiente . [ 10 ] : 75
compuestos
Los metales alcalinos forman series completas de compuestos con todos los aniones que se encuentran habitualmente, lo que ilustra bien las tendencias de grupo. Estos compuestos pueden describirse como aquellos en los que los metales alcalinos pierden electrones hacia especies aceptoras y forman iones monopositivos. [ 10 ] : 79 Esta descripción es más precisa para los haluros alcalinos y se vuelve cada vez menos precisa a medida que aumenta la carga catiónica y aniónica, y a medida que el anión se vuelve más grande y polarizable. Por ejemplo, el enlace iónico da paso al enlace metálico a lo largo de la serie NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 As, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na. [ 10 ] : 81
Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosamente o de forma explosiva con agua fría, produciendo una solución acuosa de un hidróxido de metal alcalino fuertemente básico y liberando gas hidrógeno. [ 100 ] Esta reacción se vuelve más vigorosa a medida que se desciende en el grupo: el litio reacciona de forma constante con efervescencia , pero el sodio y el potasio pueden encenderse, y el rubidio y el cesio se hunden en el agua y generan gas hidrógeno tan rápidamente que se forman ondas de choque en el agua que pueden romper recipientes de vidrio. [ 5 ] Cuando un metal alcalino se deja caer en agua, produce una explosión, que tiene dos etapas separadas. El metal reacciona primero con el agua, rompiendo los enlaces de hidrógeno en el agua y produciendo gas hidrógeno ; esto ocurre más rápido para los metales alcalinos más pesados y reactivos. En segundo lugar, el calor generado por la primera parte de la reacción a menudo enciende el gas hidrógeno, haciendo que arda explosivamente en el aire circundante. Esta explosión secundaria de gas hidrógeno produce la llama visible sobre el recipiente de agua, lago u otro cuerpo de agua, no la reacción inicial del metal con el agua (que tiende a ocurrir principalmente bajo el agua). [ 74 ] Los hidróxidos de metales alcalinos son los hidróxidos conocidos más básicos. [ 10 ] : 87
Investigaciones recientes sugieren que el comportamiento explosivo de los metales alcalinos en agua se debe a una explosión de Coulomb, en lugar de a la rápida generación de hidrógeno. [ 105 ] Todos los metales alcalinos se funden al reaccionar con el agua. Las moléculas de agua ionizan la superficie metálica del metal líquido, dejando una superficie metálica con carga positiva e iones de agua con carga negativa. La atracción entre el metal cargado y los iones de agua aumenta rápidamente la superficie, provocando un incremento exponencial de la ionización. Cuando las fuerzas repulsivas dentro de la superficie del metal líquido superan las fuerzas de la tensión superficial, se produce una explosión violenta. [ 105 ]
Los hidróxidos son los hidróxidos más básicos conocidos, que reaccionan con ácidos para dar sales y con alcoholes para dar alcóxidos oligoméricos . Reaccionan fácilmente con dióxido de carbono para formar carbonatos o bicarbonatos , o con sulfuro de hidrógeno para formar sulfuros o bisulfuros , y pueden utilizarse para separar tioles del petróleo. Reaccionan con óxidos anfóteros: por ejemplo, los óxidos de aluminio , zinc , estaño y plomo reaccionan con los hidróxidos de metales alcalinos para dar aluminatos, zincatos, estannatos y plumbatos. El dióxido de silicio es ácido, por lo que los hidróxidos de metales alcalinos también pueden atacar el vidrio de silicato . [ 10 ] : 87
Compuestos intermetálicos
Los metales alcalinos forman muchos compuestos intermetálicos entre sí y con los elementos de los grupos 2 a 13 de la tabla periódica de estequiometrías variables, [ 10 ] : 81 como las amalgamas de sodio con mercurio , incluyendo Na 5 Hg 8 y Na 3 Hg. [ 106 ] Algunos de estos tienen características iónicas: tomando como ejemplo las aleaciones con oro, el más electronegativo de los metales, NaAu y KAu son metálicos, pero RbAu y CsAu son semiconductores. [ 10 ] : 81 NaK es una aleación de sodio y potasio que es muy útil porque es líquida a temperatura ambiente, aunque se deben tomar precauciones debido a su extrema reactividad con el agua y el aire. La mezcla eutéctica se funde a −12,6 °C. [ 107 ] Una aleación de 41% de cesio, 47% de sodio y 12% de potasio tiene el punto de fusión más bajo conocido de cualquier metal o aleación, −78 °C. [ 22 ]
Compuestos con elementos del grupo 13
Los compuestos intermetálicos de los metales alcalinos con los elementos más pesados del grupo 13 (aluminio, galio , indio y talio ), como el NaTl, son malos conductores o semiconductores , a diferencia de las aleaciones normales con los elementos precedentes, lo que implica que el metal alcalino involucrado ha perdido un electrón a los aniones de Zintl involucrados. [ 108 ] Sin embargo, mientras que los elementos del grupo 14 y posteriores tienden a formar cúmulos aniónicos discretos, los elementos del grupo 13 tienden a formar iones poliméricos con los cationes de metales alcalinos ubicados entre la red iónica gigante. Por ejemplo, el NaTl consiste en un anión polimérico (—Tl − —) n con una estructura cúbica de diamante covalente con iones Na + ubicados entre la red aniónica. Los metales alcalinos más grandes no pueden encajar de manera similar en una red aniónica y tienden a forzar a los elementos más pesados del grupo 13 a formar cúmulos aniónicos. [ 109 ]
El boro es un caso especial, siendo el único no metal del grupo 13. Los boruros de metales alcalinos tienden a ser ricos en boro, con enlaces boro-boro apreciables que involucran estructuras deltaédricas , [ 10 ] : 147–8 y son térmicamente inestables debido a que los metales alcalinos tienen una presión de vapor muy alta a temperaturas elevadas. Esto hace que la síntesis directa sea problemática porque los metales alcalinos no reaccionan con el boro por debajo de 700 °C, por lo que esto debe realizarse en recipientes sellados con el metal alcalino en exceso. Además, excepcionalmente en este grupo, la reactividad con el boro disminuye a medida que se desciende en el grupo: el litio reacciona completamente a 700 °C, pero el sodio a 900 °C y el potasio no hasta los 1200 °C, y la reacción es instantánea para el litio pero tarda horas para el potasio. Los boruros de rubidio y cesio ni siquiera han sido caracterizados. Se conocen varias fases, como LiB 10 , NaB 6 , NaB 15 , y KB 6 . [ 110 ] [ 111 ] Bajo alta presión, el enlace boro-boro en los boruros de litio cambia de seguir las reglas de Wade a formar aniones de Zintl como el resto del grupo 13. [ 112 ]
Compuestos con elementos del grupo 14
El litio y el sodio reaccionan con el carbono para formar acetiluros , Li₂C₂ y Na₂C₂ , que también se pueden obtener por reacción del metal con acetileno . El potasio, el rubidio y el cesio reaccionan con el grafito ; sus átomos se intercalan entre las capas hexagonales de grafito, formando compuestos de intercalación de grafito de fórmulas MC₆₀ (gris oscuro, casi negro), MC₄₈ ( gris oscuro, casi negro), MC₃₆ ( azul), MC₂₄ ( azul acero) y MC₈ ( bronce) (M = K, Rb o Cs). Estos compuestos son más de 200 veces más conductores eléctricos que el grafito puro, lo que sugiere que el electrón de valencia del metal alcalino se transfiere a las capas de grafito (por ejemplo , M⁺C₈₀ ) . [ 65 ] Al calentar KC 8 , la eliminación de átomos de potasio da como resultado la conversión en secuencia a KC 24 , KC 36 , KC 48 y finalmente KC 60 . KC 8 es un agente reductor muy fuerte y es pirofórico y explota al contacto con el agua. [ 113 ] [ 114 ] Mientras que los metales alcalinos más grandes (K, Rb y Cs) forman inicialmente MC 8 , los más pequeños forman inicialmente MC 6 , y de hecho requieren la reacción de los metales con grafito a altas temperaturas alrededor de 500 °C para formarse. [ 115 ] Aparte de esto, los metales alcalinos son agentes reductores tan fuertes que incluso pueden reducir el buckminsterfullereno para producir fullerenos sólidos M n C 60 ; El sodio, el potasio, el rubidio y el cesio pueden formar fullerenos donde n = 2, 3, 4 o 6, y el rubidio y el cesio además pueden alcanzar n = 1. [ 10 ] : 285
Cuando los metales alcalinos reaccionan con los elementos más pesados del grupo del carbono ( silicio , germanio , estaño y plomo), se forman sustancias iónicas con estructuras tipo jaula, como los siliciuros M 4 Si 4 (M = K, Rb o Cs), que contienen iones M + y Si 4− 4 tetraédricos . [ 65 ] La química de los germanuros de metales alcalinos , que involucra el ion germanuro Ge 4− y otros iones de clúster ( Zintl ) como Ge 2− 4 , Ge 4− 9 , Ge 2− 9 , y [(Ge 9 ) 2 ] 6− , es en gran medida análoga a la de los siliciuros correspondientes. [ 10 ] : 393 Los estanuros de metales alcalinos son mayoritariamente iónicos, a veces con el ion estanuro ( Sn 4− ), [ 109 ] y a veces con iones de Zintl más complejos como Sn 4− 9 , que aparece en el nonastannuro de tetrapotasio (K 4 Sn 9 ). [ 116 ] El ion plumbido monoatómico ( Pb 4− ) es desconocido, y de hecho se predice que su formación es energéticamente desfavorable; los plumbidos de metales alcalinos tienen iones de Zintl complejos, como Pb 4− 9 . Estos germanuros, estanuros y plumbidos de metales alcalinos pueden producirse reduciendo germanio, estaño y plomo con sodio metálico en amoníaco líquido. [ 10 ] : 394
Nitruros y pnicturos
El litio, el más ligero de los metales alcalinos, es el único que reacciona con el nitrógeno en condiciones estándar , y su nitruro es el único nitruro de metal alcalino estable. El nitrógeno es un gas poco reactivo porque romper el fuerte triple enlace en la molécula de dinitrógeno (N₂ ) requiere mucha energía. La formación de un nitruro de metal alcalino consumiría la energía de ionización del metal alcalino (formando iones M⁺ ) , la energía necesaria para romper el triple enlace en N₂ y la formación de iones N³⁻ , y toda la energía liberada por la formación de un nitruro de metal alcalino proviene de la energía reticular del nitruro de metal alcalino. La energía reticular se maximiza con iones pequeños y altamente cargados; los metales alcalinos no forman iones altamente cargados, solo forman iones con una carga de +1, por lo que solo el litio, el metal alcalino más pequeño, puede liberar suficiente energía reticular para que la reacción con el nitrógeno sea exotérmica , formando nitruro de litio . Las reacciones de los demás metales alcalinos con nitrógeno no liberarían suficiente energía reticular y, por lo tanto, serían endotérmicas , por lo que no forman nitruros en condiciones estándar. [ 84 ] El nitruro de sodio (Na 3 N) y el nitruro de potasio (K 3 N), aunque existen, son extremadamente inestables, propensos a descomponerse en sus elementos constituyentes, y no pueden producirse mediante la reacción de los elementos entre sí en condiciones estándar. [ 118 ] [ 119 ] El impedimento estérico prohíbe la existencia de nitruro de rubidio o de cesio. [ 10 ] : 417 Sin embargo, el sodio y el potasio forman sales de azida incoloras que involucran el anión lineal N − 3 ; debido al gran tamaño de los cationes de metales alcalinos, son lo suficientemente estables térmicamente como para fundirse antes de descomponerse. [ 10 ] : 417
Todos los metales alcalinos reaccionan fácilmente con fósforo y arsénico para formar fosfuros y arseniuros con la fórmula M 3 Pn (donde M representa un metal alcalino y Pn representa un pnictógeno : fósforo, arsénico, antimonio o bismuto ). Esto se debe al mayor tamaño de los iones P 3− y As 3− , por lo que se necesita liberar menos energía reticular para que se formen las sales. [ 65 ] Estos no son los únicos fosfuros y arseniuros de los metales alcalinos: por ejemplo, el potasio tiene nueve fosfuros diferentes conocidos, con fórmulas K 3 P, K 4 P 3 , K 5 P 4 , KP, K 4 P 6 , K 3 P 7 , K 3 P 11 , KP 10.3 , y KP 15 . [ 120 ] Si bien la mayoría de los metales forman arseniuros, solo los metales alcalinos y alcalinotérreos forman principalmente arseniuros iónicos. La estructura de Na 3 As es compleja con distancias Na–Na inusualmente cortas de 328–330 pm que son más cortas que en el sodio metálico, y esto indica que incluso con estos metales electropositivos el enlace no puede ser directamente iónico. [ 10 ] Se conocen otros arseniuros de metales alcalinos que no se ajustan a la fórmula M 3 As, como LiAs, que tiene un brillo metálico y conductividad eléctrica que indica la presencia de algún enlace metálico . [ 10 ] Los antimonuros son inestables y reactivos ya que el ion Sb 3− es un agente reductor fuerte; la reacción de ellos con ácidos forma el gas tóxico e inestable estibina (SbH 3 ). [ 121 ] En efecto, poseen algunas propiedades metálicas, y los antimonuros de metales alcalinos de estequiometría MSb involucran átomos de antimonio unidos en una estructura espiral de Zintl. [ 122 ] Los bismuturos ni siquiera son completamente iónicos; son compuestos intermetálicos que contienen enlaces parcialmente metálicos y parcialmente iónicos. [ 123 ]
Óxidos y calcogenuros
Todos los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el oxígeno en condiciones estándar. Forman diversos tipos de óxidos, como óxidos simples (que contienen el ion O²⁻), peróxidos ( que contienen el ion O²⁻² , donde existe un enlace simple entre los dos átomos de oxígeno), superóxidos (que contienen el ion O⁻² ) y muchos otros. El litio arde en el aire formando óxido de litio , mientras que el sodio reacciona con el oxígeno formando una mezcla de óxido de sodio y peróxido de sodio . El potasio forma una mezcla de peróxido de potasio y superóxido de potasio , mientras que el rubidio y el cesio forman exclusivamente el superóxido. Su reactividad aumenta al descender en el grupo: mientras que el litio, el sodio y el potasio simplemente arden en el aire, el rubidio y el cesio son pirofóricos (se incendian espontáneamente en el aire). [ 84 ]
Los metales alcalinos más pequeños tienden a polarizar los aniones más grandes (el peróxido y el superóxido) debido a su pequeño tamaño. Esto atrae los electrones de los aniones más complejos hacia uno de sus átomos de oxígeno constituyentes, formando un ion óxido y un átomo de oxígeno. Esto hace que el litio forme el óxido exclusivamente al reaccionar con oxígeno a temperatura ambiente. Este efecto se debilita drásticamente para el sodio y el potasio, que son más grandes, lo que les permite formar los peróxidos menos estables. El rubidio y el cesio, en la parte inferior del grupo, son tan grandes que incluso los superóxidos menos estables pueden formarse. Debido a que el superóxido libera la mayor cantidad de energía al formarse, se forma preferentemente para los metales alcalinos más grandes, donde los aniones más complejos no están polarizados. Los óxidos y peróxidos de estos metales alcalinos existen, pero no se forman por reacción directa del metal con oxígeno en condiciones estándar. [ 84 ] Además, el pequeño tamaño de los iones Li + y O 2− contribuye a que formen una estructura reticular iónica estable. Sin embargo, en condiciones controladas, se sabe que todos los metales alcalinos, con la excepción del francio, forman sus óxidos, peróxidos y superóxidos. Los peróxidos y superóxidos de metales alcalinos son potentes agentes oxidantes . El peróxido de sodio y el superóxido de potasio reaccionan con el dióxido de carbono para formar el carbonato de metal alcalino y oxígeno gaseoso, lo que permite su uso en purificadores de aire submarinos ; la presencia de vapor de agua , presente de forma natural en la respiración, hace que la eliminación de dióxido de carbono por el superóxido de potasio sea aún más eficiente. [ 65 ] [ 124 ] Todos los metales alcalinos estables, excepto el litio, pueden formar ozónidos rojos (MO 3 ) mediante la reacción a baja temperatura del hidróxido anhidro en polvo con ozono : los ozónidos pueden extraerse luego utilizando amoníaco líquido . Se descomponen lentamente en condiciones estándar en superóxidos y oxígeno, y se hidrolizan inmediatamente a hidróxidos cuando entran en contacto con el agua. [ 10 ] : 85 El potasio, el rubidio y el cesio también forman sesquióxidos M 2 O 3 , que pueden considerarse mejor como disuperóxidos de peróxido, [ (M + ) 4 (O 2− 2 )(O − 2 ) 2 ] . [ 10 ] : 85
El rubidio y el cesio pueden formar una gran variedad de subóxidos con los metales en estados de oxidación formales inferiores a +1. [ 10 ] : 85 El rubidio puede formar Rb 6 O y Rb 9 O 2 (de color cobre) al oxidarse en el aire, mientras que el cesio forma una inmensa variedad de óxidos, como el ozónido CsO 3 [ 125 ] [ 126 ] y varios subóxidos de colores brillantes , [ 127 ] como Cs 7 O (bronce), Cs 4 O (rojo-violeta), Cs 11 O 3 (violeta), Cs 3 O (verde oscuro), [ 128 ] CsO, Cs 3 O 2 , [ 129 ] así como Cs 7 O 2 . [ 130 ] [ 131 ] El último de estos puede calentarse al vacío para generar Cs 2 O. [ 56 ]
Los metales alcalinos también pueden reaccionar de forma análoga con los calcógenos más pesados ( azufre , selenio , telurio y polonio ), y se conocen todos los calcogenuros de metales alcalinos (con la excepción del francio). La reacción con un exceso de calcógeno puede dar lugar de forma similar a calcogenuros inferiores, con iones de calcógeno que contienen cadenas de los átomos de calcógeno en cuestión. Por ejemplo, el sodio puede reaccionar con azufre para formar el sulfuro ( Na₂S ) y varios polisulfuros con la fórmula Na₂Sₓ ( x de 2 a 6), que contienen los iones S₂₋ₓ . [ 65 ] Debido a la basicidad de los iones Se₂₋ₓ y Te₂₋ₓ , los seleniuros y telururos de metales alcalinos son alcalinos en solución; Cuando reaccionan directamente con selenio y telurio, se forman poliselenuros y politelururos de metales alcalinos junto con los seleniuros y telururos con los iones Se 2− x y Te 2− x . [ 132 ] Se pueden obtener directamente de los elementos en amoníaco líquido o cuando no hay aire presente, y son compuestos incoloros, solubles en agua que el aire oxida rápidamente de nuevo a selenio o telurio. [ 10 ] : 766 Los polonuros de metales alcalinos son todos compuestos iónicos que contienen el ion Po 2− ; son muy estables químicamente y se pueden producir por reacción directa de los elementos a alrededor de 300–400 °C. [ 10 ] : 766 [ 133 ] [ 134 ]
Halogenuros, hidruros y pseudohalogenuros
Los metales alcalinos se encuentran entre los elementos más electropositivos de la tabla periódica y, por lo tanto, tienden a unirse iónicamente a los elementos más electronegativos de la tabla periódica, los halógenos ( flúor , cloro , bromo , yodo y astato ), formando sales conocidas como haluros de metales alcalinos. La reacción es muy vigorosa y a veces puede provocar explosiones. [ 10 ] : 76 Se conocen los veinte haluros de metales alcalinos estables; los inestables no se conocen, con la excepción del astaturo de sodio, debido a la gran inestabilidad y rareza del astato y el francio. El más conocido de los veinte es sin duda el cloruro de sodio , también conocido como sal común. Todos los haluros de metales alcalinos estables tienen la fórmula MX, donde M es un metal alcalino y X es un halógeno. Todos son sólidos cristalinos iónicos blancos con altos puntos de fusión. [ 5 ] [ 84 ] Todos los haluros de metales alcalinos son solubles en agua, excepto el fluoruro de litio (LiF), que es insoluble en agua debido a su muy alta entalpía reticular . La alta entalpía reticular del fluoruro de litio se debe a los pequeños tamaños de los iones Li + y F − , lo que provoca que las interacciones electrostáticas entre ellos sean fuertes: [ 5 ] un efecto similar ocurre para el fluoruro de magnesio , consistente con la relación diagonal entre litio y magnesio. [ 10 ] : 76
Los metales alcalinos también reaccionan de manera similar con el hidrógeno para formar hidruros iónicos de metales alcalinos, donde el anión hidruro actúa como un pseudohaluro : estos se utilizan a menudo como agentes reductores, produciendo hidruros, hidruros metálicos complejos o gas hidrógeno. [ 10 ] : 83 [ 65 ] También se conocen otros pseudohaluros, en particular los cianuros . Estos son isoestructurales a los haluros respectivos excepto el cianuro de litio , lo que indica que los iones cianuro pueden rotar libremente. [ 10 ] : 322 También se conocen óxidos de haluro de metales alcalinos ternarios, como Na 3 ClO, K 3 BrO (amarillo), Na 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O y K 4 Br 2 O. [ 10 ] : 83 Los polihaluros son bastante inestables, aunque los de rubidio y cesio se estabilizan en gran medida por el débil poder polarizante de estos cationes extremadamente grandes. [ 10 ] : 835
complejos de coordinación
Los cationes de metales alcalinos no suelen formar complejos de coordinación con bases de Lewis simples debido a su baja carga de solo +1 y su tamaño relativamente grande; por lo tanto, el ion Li + forma la mayoría de los complejos y los iones de metales alcalinos más pesados forman cada vez menos (aunque se dan excepciones para complejos débiles). [ 10 ] : 90 El litio en particular tiene una química de coordinación muy rica en la que exhibe números de coordinación de 1 a 12, aunque la hexacoordinación octaédrica es su modo preferido. [ 10 ] : 90–1 En solución acuosa , los iones de metales alcalinos existen como complejos hexahidratados octaédricos [M(H2O ) 6 ] + , con la excepción del ion litio, que debido a su pequeño tamaño forma complejos tetrahidratados tetraédricos [Li(H2O ) 4 ] + ; los metales alcalinos forman estos complejos porque sus iones son atraídos por fuerzas electrostáticas de atracción a las moléculas de agua polares. Debido a esto, las sales anhidras que contienen cationes de metales alcalinos se utilizan a menudo como desecantes . [ 65 ] Los metales alcalinos también forman fácilmente complejos con éteres corona (por ejemplo, 12-corona-4 para Li + , 15-corona-5 para Na + , 18-corona-6 para K + y 21-corona-7 para Rb + ) y criptandos debido a la atracción electrostática. [ 65 ]
soluciones de amoníaco
Los metales alcalinos se disuelven lentamente en amoníaco líquido , formando soluciones amoniacales de cationes metálicos solvatados M + y electrones solvatados e− , que reaccionan para formar hidrógeno gaseoso y la amida de metal alcalino (MNH₂ , donde M representa un metal alcalino): esto fue observado por primera vez por Humphry Davy en 1809 y redescubierto por W. Weyl en 1864. El proceso puede acelerarse mediante un catalizador . Soluciones similares se forman con los metales alcalinotérreos divalentes pesados calcio , estroncio , bario , así como con los lantánidos divalentes europio e iterbio . La sal de amida es bastante insoluble y precipita fácilmente de la solución, dejando soluciones de amoníaco de los metales alcalinos de color intenso. En 1907, Charles A. Kraus identificó el color como debido a la presencia de electrones solvatados , que contribuyen a la alta conductividad eléctrica de estas soluciones. A bajas concentraciones (por debajo de 3 M), la solución es de color azul oscuro y tiene diez veces la conductividad del cloruro de sodio acuoso ; a concentraciones más altas (por encima de 3 M), la solución es de color cobre y tiene aproximadamente la conductividad de metales líquidos como el mercurio . [ 10 ] [ 65 ] [ 136 ] Además de la sal de amida de metal alcalino y los electrones solvatados, dichas soluciones de amoníaco también contienen el catión de metal alcalino (M + ), el átomo neutro de metal alcalino (M ), moléculas diatómicas de metal alcalino (M 2 ) y aniones de metal alcalino (M − ). Estos son inestables y eventualmente se convierten en la amida de metal alcalino termodinámicamente más estable y gas hidrógeno. Los electrones solvatados son potentes agentes reductores y se utilizan a menudo en síntesis química. [ 65 ]
Organometálico
Organolitio
Al ser el metal alcalino más pequeño, el litio forma la mayor variedad y estabilidad de compuestos organometálicos , los cuales se unen mediante enlaces covalentes. Los compuestos de organolitio son sólidos o líquidos volátiles no conductores de electricidad que se funden a bajas temperaturas y tienden a formar oligómeros con la estructura (RLi) x, donde R es el grupo orgánico. Debido a la naturaleza electropositiva del litio, la mayor parte de la densidad de carga del enlace recae sobre el átomo de carbono, creando efectivamente un carbanión . Por ello, los compuestos de organolitio son bases y nucleófilos extremadamente potentes . Para su uso como bases, se suelen utilizar butillitios , que están disponibles comercialmente. Un ejemplo de compuesto de organolitio es el metillitio ((CH 3 Li) x ), que existe en formas tetraméricas ( x = 4, tetraédricas) y hexaméricas ( x = 6, octaédricas). [ 65 ] [ 140 ] Los compuestos de organolitio, especialmente el n -butillitio, son reactivos útiles en síntesis orgánica, como cabría esperar dada la relación diagonal del litio con el magnesio, que desempeña un papel importante en la reacción de Grignard . [ 10 ] : 102 Por ejemplo, los alquillitios y arillitios pueden utilizarse para sintetizar aldehídos y cetonas mediante reacción con carbonilos metálicos . La reacción con tetracarbonilo de níquel , por ejemplo, procede a través de un complejo de acil níquel carbonilo inestable que luego sufre una sustitución electrofílica para dar el aldehído deseado (usando H + como electrófilo) o la cetona (usando un haluro de alquilo). [ 10 ] : 105
![{\displaystyle {\mathrm {LiR} ~\ {}+{}\ \mathrm {Ni} (\mathrm {CO} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}~\ \longrightarrow \mathrm {Li} {\vphantom {A}}^{+}[\mathrm {RCONi} (\mathrm {CO} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]{\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b1783ddc7161bab3c63eb4c179496f65fc6ece16)
![{\displaystyle {\mathrm {Li} {\vphantom {A}}^{+}[\mathrm {RCONi} (\mathrm {CO} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]{\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\xrightarrow[{\mathrm {solvente} }]{\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}}} {}\ \mathrm {Li} {\vphantom {A}}^{+}~\ {}+{}\ \mathrm {RCHO} ~\ {}+{}\ [(\mathrm {solvente} )\mathrm {Ni} (\mathrm {CO} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/048a72890ac48383f7155a9f800660ab7b919d38)
![{\displaystyle {\mathrm {Li} {\vphantom {A}}^{+}[\mathrm {RCONi} (\mathrm {CO} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}]{\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\xrightarrow[{\mathrm {solvente} }]{\mathrm {R} {\vphantom {A}}^{\prime }\mathrm {Br} }} {}\ \mathrm {Li} {\vphantom {A}}^{+}~\ {}+{}\ \mathrm {RR} {\vphantom {A}}^{\prime }\mathrm {CO} ~\ {}+{}\ [(\mathrm {solvente} )\mathrm {Ni} (\mathrm {CO} ){\vfantasma {A}}_{\smash[{t}]{3}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7ccae3545edde30fdaec9ebc9a5dde6cbd28d06d)
Los alquil-litios y aril-litios también pueden reaccionar con amidas N , N- disustituidas para dar aldehídos y cetonas, y cetonas simétricas al reaccionar con monóxido de carbono . Se descomponen térmicamente eliminando un hidrógeno β, produciendo alquenos e hidruro de litio ; otra ruta es la reacción de éteres con alquil- y aril-litios que actúan como bases fuertes. [ 10 ] : 105 En disolventes no polares, los aril-litios reaccionan como los carbaniones que son en la práctica, transformando el dióxido de carbono en ácidos carboxílicos aromáticos (ArCO₂H ) y las aril-cetonas en carbinoles terciarios (Ar'₂C ( Ar)OH). Finalmente, pueden utilizarse para sintetizar otros compuestos organometálicos mediante intercambio metal-halógeno. [ 10 ] : 106
metales alcalinos más pesados
A diferencia de los compuestos de organolitio, los compuestos organometálicos de los metales alcalinos más pesados son predominantemente iónicos. La aplicación de los compuestos de organosodio en química está limitada en parte debido a la competencia de los compuestos de organolitio , que están disponibles comercialmente y presentan una reactividad más conveniente. El principal compuesto de organosodio de importancia comercial es el ciclopentadienuro de sodio . El tetrafenilborato de sodio también puede clasificarse como un compuesto de organosodio, ya que en estado sólido el sodio está unido a los grupos arilo. Los compuestos organometálicos de los metales alcalinos superiores son incluso más reactivos que los compuestos de organosodio y de utilidad limitada. Un reactivo notable es la base de Schlosser , una mezcla de n -butillitio y terc - butóxido de potasio . Este reactivo reacciona con propeno para formar el compuesto alilpotasio (KCH₂CHCH₂ ) . El cis -2-buteno y el trans -2-buteno se equilibran cuando están en contacto con metales alcalinos. Mientras que la isomerización es rápida con litio y sodio, es lenta con los metales alcalinos más pesados. Los metales alcalinos más pesados también favorecen la conformación estéricamente impedida. [ 141 ] Se han publicado varias estructuras cristalinas de compuestos organopotásicos, estableciendo que, al igual que los compuestos de sodio, son poliméricos. [ 142 ] Los compuestos organosódicos, organopotásicos, organorubidianos y organocesio son mayoritariamente iónicos e insolubles (o casi insolubles) en disolventes no polares. [ 65 ]
Los derivados alquílicos y arílicos de sodio y potasio tienden a reaccionar con el aire. Provocan la ruptura de éteres , generando alcóxidos. A diferencia de los compuestos de alquillitio, los alquilsodios y alquilpotasios no se pueden obtener mediante la reacción de los metales con haluros de alquilo, ya que se produce el acoplamiento de Wurtz : [ 122 ] : 265
- RM + R'X → R–R' + MX
Por lo tanto, deben obtenerse mediante la reacción de compuestos de alquilmercurio con sodio o potasio metálico en disolventes de hidrocarburos inertes. Mientras que el metilsodio forma tetrámeros como el metillitio, el metilpotasio es más iónico y tiene la estructura del arseniuro de níquel con aniones metilo y cationes potasio discretos. [ 122 ] : 265
Los metales alcalinos y sus hidruros reaccionan con hidrocarburos ácidos, por ejemplo ciclopentadienos y alquinos terminales, para dar sales. Se utilizan disolventes de amoníaco líquido, éter o hidrocarburos, siendo el más común el tetrahidrofurano . El más importante de estos compuestos es el ciclopentadienuro de sodio , NaC 5 H 5 , un precursor importante de muchos derivados de ciclopentadienilo de metales de transición. [ 122 ] : 265 De manera similar, los metales alcalinos reaccionan con ciclooctatetraeno en tetrahidrofurano para dar ciclooctatetraenuros de metales alcalinos ; por ejemplo, el ciclooctatetraenuro de dipotasio (K 2 C 8 H 8 ) es un precursor importante de muchos derivados de ciclooctatetraenilo de metales, como el uranoceno . [ 122 ] : 266 Los cationes de metales alcalinos grandes y muy débilmente polarizantes pueden estabilizar aniones radicales grandes, aromáticos y polarizables, como el naftalenuro de sodio de color verde oscuro , Na + [C 10 H 8 •] − , un agente reductor fuerte. [ 122 ] : 266
Reacciones representativas de los metales alcalinos
Reacción con oxígeno
Al reaccionar con oxígeno, los metales alcalinos forman óxidos , peróxidos , superóxidos y subóxidos . Sin embargo, los tres primeros son los más comunes. La tabla siguiente [ 143 ] muestra los tipos de compuestos que se forman al reaccionar con oxígeno. El compuesto entre corchetes representa el producto minoritario de la combustión.
Los peróxidos de metales alcalinos son compuestos iónicos inestables en agua. El anión peróxido se une débilmente al catión y se hidroliza, formando enlaces covalentes más fuertes.
- Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
Los demás compuestos de oxígeno también son inestables en agua.
- 2KO 2 + 2H 2 O → 2KOH + H 2 O 2 + O 2 [ 144 ]
- Li 2 O + H 2 O → 2LiOH
Reacción con azufre
Con azufre, forman sulfuros y polisulfuros . [ 145 ]
- 2Na + 1/8S 8 → Na 2 S + 1/8S 8 → Na 2 S 2 ... Na 2 S 7
Debido a que los sulfuros de metales alcalinos son esencialmente sales de un ácido débil y una base fuerte, forman soluciones básicas.
- S 2- + H 2 O → HS − + HO −
- HS − + H 2 O → H 2 S + HO −
Reacción con nitrógeno
El litio es el único metal que se combina directamente con el nitrógeno a temperatura ambiente.
- 3Li + 1/2N 2 → Li 3 N
El Li 3 N puede reaccionar con el agua para liberar amoníaco.
- Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
Reacción con hidrógeno
En presencia de hidrógeno, los metales alcalinos forman hidruros salinos que se hidrolizan en agua.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Na} ~\ {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}~\ {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {\Delta } } } {}\ 2\,\mathrm {NaH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/31df93df654a7b734a6adf394ab9bc5b69484a3a)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NaH} ~\ {}+{}\ 2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} ~\ \longrightarrow \ 2\,\mathrm {NaOH} ~\ {}+{}\ \mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}~\uparrow}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/87d6c6ce762a61f04e5efe1aa64cf8798337ea92)
Reacción con carbono
El litio es el único metal que reacciona directamente con el carbono para dar acetiluro de dilitio . El Na y el K pueden reaccionar con el acetileno para dar acetiluros . [ 146 ]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Li} ~\ {}+{}\ 2\,\mathrm {C} ~\ \longrightarrow \ \mathrm {Li} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/852f130b88236a90d3c926228d364704d03eb37d)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Na} ~\ {}+{}\ 2\,\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}~\ {}\mathrel {\xrightarrow {150\ {\vphantom {A}}_{\hphantom {}}^{\hphantom {o}}{\mkern {-1.5mu}}{\vphantom {A}}_{{\vphantom {2}}{\llap {\smash[{t}]{}}}}^{{\smash[{t}]{\vphantom {2}}}{\llap {o}}}\mathrm {C} } } {}\ 2\,\mathrm {NaC} {\vfantasma {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {H} ~\ {}+{}\ \mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a763ecb3a7dd778b986b68bdebab4f5b5a28ce7a)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Na} ~\ {}+{}\ 2\,\mathrm {NaC} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {H} ~\ {}\mathrel {\xrightarrow {220\ {\vphantom {A}}_{\hphantom {}}^{\hphantom {o}}{\mkern {-1.5mu}}{\vphantom {A}}_{{\vphantom {2}}{\llap {\smash[{t}]{}}}}^{{\smash[{t}]{\vphantom {2}}}{\llap {o}}}\mathrm {C} } } {}\ 2\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}~\ {}+{}\ \mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5dee10d9e2a8694d6b12badfe5ee74aa5e4d66c0)
Reacción con agua
Al reaccionar con el agua, generan iones hidróxido e hidrógeno gaseoso. Esta reacción es vigorosa y altamente exotérmica, y el hidrógeno resultante puede inflamarse en el aire o incluso explotar en el caso del Rb y el Cs. [ 143 ]
- Na + H₂O → NaOH + 1/ 2H₂
Reacción con otras sales
Los metales alcalinos son muy buenos agentes reductores. Pueden reducir cationes metálicos menos electropositivos. El titanio se produce industrialmente mediante la reducción de tetracloruro de titanio con Na a 400 °C ( proceso van Arkel-de Boer ).
- TiCl 4 + 4Na → 4NaCl + Ti
Reacción con compuestos organohalogenados
Los metales alcalinos reaccionan con derivados halogenados para generar hidrocarburos mediante la reacción de Wurtz .
- 2CH3 - Cl + 2Na → H3C - CH3 + 2NaCl
Metales alcalinos en amoníaco líquido
Los metales alcalinos se disuelven en amoníaco líquido u otros disolventes donadores como aminas alifáticas o hexametilfosforamida para dar soluciones azules. Se cree que estas soluciones contienen electrones libres. [ 143 ]
- Na + xNH 3 → Na + + e(NH 3 ) x −
Debido a la presencia de electrones solvatados , estas soluciones son agentes reductores muy potentes que se utilizan en la síntesis orgánica.
La reacción 1) se conoce como reducción de Birch . Otras reducciones [ 143 ] que pueden llevarse a cabo mediante estas soluciones son:
- S 8 + 2e − → S 8 2-
- Fe(CO) 5 + 2e − → Fe(CO) 4 2- + CO
Extensiones
Aunque el francio es el metal alcalino más pesado que se ha descubierto, ha habido algunos trabajos teóricos que predicen las características físicas y químicas de hipotéticos metales alcalinos más pesados. Siendo el primer elemento del período 8 , se predice que el elemento no descubierto ununennio (elemento 119) será el siguiente metal alcalino después del francio y se comportará de manera muy similar a sus congéneres más ligeros ; sin embargo, también se predice que diferirá de los metales alcalinos más ligeros en algunas propiedades. [ 36 ] : 1729–1730 Se predice que su química es más cercana a la del potasio [ 41 ] o rubidio [ 36 ] : 1729–1730 en lugar de la del cesio o el francio. Esto es inusual ya que las tendencias periódicas , ignorando los efectos relativistas, predecirían que el ununennio sería incluso más reactivo que el cesio y el francio. Esta reactividad reducida se debe a la estabilización relativista del electrón de valencia del ununennio, aumentando la primera energía de ionización del ununennio y disminuyendo los radios metálico e iónico ; [ 41 ] este efecto ya se observa para el francio. [ 36 ] : 1729–1730 Esto supone que el ununennio se comportará químicamente como un metal alcalino, lo cual, aunque probable, puede no ser cierto debido a los efectos relativistas. [ 148 ] La estabilización relativista del orbital 8s también aumenta la afinidad electrónica del ununennio mucho más allá de la del cesio y el francio; de hecho, se espera que el ununennio tenga una afinidad electrónica mayor que la de todos los metales alcalinos más ligeros que él. Los efectos relativistas también causan una caída muy grande en la polarizabilidad del ununennio. [ 36 ] : 1729–1730 Por otro lado, se predice que el ununennio continuará la tendencia de disminución de los puntos de fusión a medida que se desciende en el grupo, esperándose que tenga un punto de fusión entre 0 °C y 30 °C. [ 36 ] : 1724
La estabilización del electrón de valencia del ununenio y, por lo tanto, la contracción del orbital 8s hacen que su radio atómico se reduzca a 240 pm , [ 36 ] : 1729–1730 muy cerca del del rubidio (247 pm), [ 5 ] de modo que la química del ununenio en el estado de oxidación +1 debería ser más similar a la química del rubidio que a la del francio. Por otro lado, se predice que el radio iónico del ion Uue + es mayor que el del Rb + , porque los orbitales 7p están desestabilizados y, por lo tanto, son mayores que los orbitales p de las capas inferiores. El ununennio también puede mostrar los estados de oxidación +3 [ 36 ] : 1729–1730 y +5 , [ 149 ] que no se observan en ningún otro metal alcalino, [ 10 ] : 28 además del estado de oxidación +1 que es característico de los otros metales alcalinos y que también es el estado de oxidación principal de todos los metales alcalinos conocidos: esto se debe a la desestabilización y expansión del espinor 7p 3/2 , lo que hace que sus electrones más externos tengan una energía de ionización menor de lo que se esperaría de otro modo. [ 10 ] : 28 [ 36 ] : 1729–1730 De hecho, se espera que muchos compuestos de ununennio tengan un gran carácter covalente , debido a la participación de los electrones 7p 3/2 en el enlace. [ 86 ]
No se ha hecho tanto trabajo prediciendo las propiedades de los metales alcalinos más allá del ununennio. Aunque una simple extrapolación de la tabla periódica (por el principio de Aufbau ) colocaría el elemento 169, unhexennio, bajo el ununennio, los cálculos de Dirac-Fock predicen que el siguiente elemento después del ununennio con propiedades similares a las de los metales alcalinos puede ser el elemento 165, unhexpentio, que se predice que tiene la configuración electrónica [Og] 5g 18 6f 14 7d 10 8s 2 8p 1/2 2 9s 1 . [ 36 ] : 1729–1730 [ 147 ] Este elemento sería intermedio en propiedades entre un metal alcalino y un elemento del grupo 11 , y mientras que sus propiedades físicas y atómicas estarían más cerca del primero, su química puede estar más cerca de la del segundo. Cálculos adicionales muestran que el unhexpentio seguiría la tendencia de aumentar la energía de ionización más allá del cesio, teniendo una energía de ionización comparable a la del sodio, y que también debería continuar la tendencia de disminuir los radios atómicos más allá del cesio, teniendo un radio atómico comparable al del potasio. [ 36 ] : 1729–1730 Sin embargo, los electrones 7d del unhexpentio también pueden participar en reacciones químicas junto con el electrón 9s, lo que posiblemente permita estados de oxidación más allá de +1, de donde es probable el comportamiento de metal de transición del unhexpentio. [ 36 ] : 1732–1733 [ 150 ] Debido a que los metales alcalinos y alcalinotérreos son elementos del bloque s , estas predicciones para las tendencias y propiedades del ununennio y el unhexpentio también se cumplen en su mayoría de manera bastante similar para los metales alcalinotérreos correspondientes unbinilio (Ubn) y unhexhexio (Uhh). [ 36 ] : 1729–1733 El unseptrio, elemento 173, puede ser un homólogo aún mejor y más pesado del ununennio; con una configuración electrónica predicha de [Usb] 6g 1 , regresa a la situación similar a la de los metales alcalinos de tener un electrón fácilmente removido muy por encima de una capa p cerrada en energía, y se espera que sea incluso más reactivo que el cesio. [ 151 ] [ 152 ]
Las propiedades probables de otros metales alcalinos más allá del unseptrio no se han explorado hasta 2019, y pueden o no existir. [ 147 ] En los periodos 8 y superiores de la tabla periódica, los efectos relativistas y de estructura de capas se vuelven tan fuertes que las extrapolaciones de congéneres más ligeros se vuelven completamente inexactas. Además, los efectos relativistas y de estructura de capas (que estabilizan los orbitales s y desestabilizan y expanden los orbitales d, f y g de capas superiores) tienen efectos opuestos, causando una diferencia aún mayor entre los cálculos relativistas y no relativistas de las propiedades de elementos con números atómicos tan altos. [ 36 ] : 1732–1733 El interés en las propiedades químicas del ununennio, el unhexpentio y el unseptrio surge del hecho de que se encuentran cerca de las ubicaciones esperadas de islas de estabilidad , centradas en los elementos 122 ( 306 Ubb) y 164 ( 482 Uhq). [ 153 ] [ 154 ] [ 155 ]
metales pseudoalcalinos
Muchas otras sustancias son similares a los metales alcalinos en su tendencia a formar cationes monopositivos. De forma análoga a los pseudohalógenos , a veces se las ha denominado "metales pseudoalcalinos". Estas sustancias incluyen algunos elementos y muchos más iones poliatómicos ; los iones poliatómicos son especialmente similares a los metales alcalinos por su gran tamaño y su débil poder polarizante. [ 156 ]
Hidrógeno
El elemento hidrógeno , con un electrón por átomo neutro, se ubica generalmente en la parte superior del Grupo 1 de la tabla periódica debido a su configuración electrónica. Sin embargo, el hidrógeno no se considera normalmente un metal alcalino. [ 157 ] El hidrógeno metálico , que solo existe a presiones muy altas, es conocido por sus propiedades eléctricas y magnéticas, no por sus propiedades químicas. [ 158 ] En condiciones típicas, el hidrógeno puro existe como un gas diatómico compuesto por dos átomos por molécula (H 2 ); [ 159 ] sin embargo, los metales alcalinos forman moléculas diatómicas (como el dilitio , Li 2 ) solo a altas temperaturas, cuando se encuentran en estado gaseoso. [ 160 ]
El hidrógeno, al igual que los metales alcalinos, tiene un electrón de valencia [ 122 ] y reacciona fácilmente con los halógenos , [ 122 ] pero las similitudes terminan ahí debido al pequeño tamaño de un protón H + libre en comparación con los cationes de los metales alcalinos. [ 122 ] Su ubicación por encima del litio se debe principalmente a su configuración electrónica . [ 157 ] A veces se coloca por encima del flúor debido a sus propiedades químicas similares, aunque la semejanza tampoco es absoluta. [ 161 ]
La primera energía de ionización del hidrógeno (1312,0 kJ/mol ) es mucho mayor que la de los metales alcalinos. [ 162 ] [ 163 ] Como solo se requiere un electrón adicional para completar la capa más externa del átomo de hidrógeno, el hidrógeno a menudo se comporta como un halógeno, formando el ion hidruro negativo , y muy ocasionalmente se considera un halógeno sobre esa base. (Los metales alcalinos también pueden formar iones negativos, conocidos como alcaloides , pero estos son poco más que curiosidades de laboratorio, siendo inestables). [ 79 ] [ 80 ] Un argumento en contra de esta ubicación es que la formación de hidruro a partir de hidrógeno es endotérmica, a diferencia de la formación exotérmica de haluros a partir de halógenos. El radio del anión H − tampoco se ajusta a la tendencia de aumento de tamaño al descender en los halógenos: de hecho, H − es muy difuso porque su único protón no puede controlar fácilmente ambos electrones. [ 122 ] : 15–6 Se esperaba desde hace algún tiempo que el hidrógeno líquido mostrara propiedades metálicas; [ 161 ] aunque se ha demostrado que no es así, bajo presiones extremadamente altas , como las que se encuentran en los núcleos de Júpiter y Saturno , el hidrógeno se vuelve metálico y se comporta como un metal alcalino; en esta fase, se le conoce como hidrógeno metálico . [ 164 ] La resistividad eléctrica del hidrógeno metálico líquido a 3000 K es aproximadamente igual a la del rubidio y el cesio líquidos a 2000 K a las presiones respectivas cuando experimentan una transición de no metal a metal. [ 165 ]
La configuración electrónica 1s¹ del hidrógeno, si bien es análoga a la de los metales alcalinos (ns¹ ) , es única porque no hay subcapa 1p. Por lo tanto, puede perder un electrón para formar el hidrón H⁺ o ganar uno para formar el ion hidruro H⁻ . [ 10 ] : 43 En el primer caso se asemeja superficialmente a los metales alcalinos; en el segundo caso, a los halógenos, pero las diferencias debidas a la falta de una subcapa 1p son lo suficientemente importantes como para que ninguno de los grupos se ajuste bien a las propiedades del hidrógeno. [ 10 ] : 43 El grupo 14 también se ajusta bien en términos de propiedades termodinámicas como la energía de ionización y la afinidad electrónica , pero el hidrógeno no puede ser tetravalente. Por lo tanto, ninguna de las tres ubicaciones es completamente satisfactoria, aunque el grupo 1 es la ubicación más común (si se elige una) debido a la configuración electrónica y al hecho de que el hidrón es, con mucho, la especie monoatómica de hidrógeno más importante, siendo la base de la química ácido-base. [ 161 ] Como ejemplo de las propiedades poco ortodoxas del hidrógeno derivadas de su configuración electrónica inusual y su pequeño tamaño, el ion hidrógeno es muy pequeño (radio de alrededor de 150 fm en comparación con el tamaño de 50–220 pm de la mayoría de los demás átomos e iones) y, por lo tanto, no existe en sistemas condensados excepto en asociación con otros átomos o moléculas. De hecho, la transferencia de protones entre sustancias químicas es la base de la química ácido-base . [ 10 ] : 43 También es única la capacidad del hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno , que son un efecto de la transferencia de carga, electrostática y fenómenos de contribución correlativa electrónica. [ 161 ] Si bien también se conocen enlaces análogos de litio, son principalmente electrostáticos. [ 161 ] Sin embargo, el hidrógeno puede asumir el mismo papel estructural que los metales alcalinos en algunos cristales moleculares, y tiene una estrecha relación con los metales alcalinos más ligeros (especialmente el litio). [ 166 ]
Amonio y derivados
El ion amonio ( NH + 4 ) tiene propiedades muy similares a los metales alcalinos más pesados, actuando como un metal alcalino intermedio entre el potasio y el rubidio, [ 156 ] [ 167 ] [ 168 ] y a menudo se considera un pariente cercano. [ 169 ] [ 170 ] [ 171 ] Por ejemplo, la mayoría de las sales de metales alcalinos son solubles en agua, una propiedad que comparten las sales de amonio. [ 172 ] Se espera que el amonio se comporte de manera estable como un metal ( iones NH + 4 en un mar de electrones deslocalizados) a presiones muy altas (aunque menores que la presión típica donde ocurren transiciones de comportamiento aislante a metálico alrededor de 100 GPa ), y posiblemente podría encontrarse dentro de los gigantes de hielo Urano y Neptuno , lo que podría tener impactos significativos en sus campos magnéticos internos. [ 170 ] [ 171 ] Se ha estimado que la transición de una mezcla de moléculas de amoníaco y dihidrógeno a amonio metálico puede ocurrir a presiones ligeramente inferiores a 25 GPa. [ 170 ] En condiciones estándar, el amonio puede formar una amalgama metálica con mercurio. [ 173 ]
Otros "pseudometales alcalinos" incluyen los cationes alquilamonio , en los que algunos de los átomos de hidrógeno del catión amonio son reemplazados por grupos alquilo o arilo. En particular, los cationes de amonio cuaternario ( NR + 4 ) son muy útiles ya que están cargados permanentemente y se utilizan a menudo como alternativa al costoso Cs + para estabilizar aniones muy grandes y muy fácilmente polarizables como HI − 2 . [ 10 ] : 812–9 Los hidróxidos de tetraalquilamonio, como los hidróxidos de metales alcalinos, son bases muy fuertes que reaccionan con el dióxido de carbono atmosférico para formar carbonatos. [ 122 ] : 256 Además, el átomo de nitrógeno puede ser reemplazado por un átomo de fósforo, arsénico o antimonio (los pnictógenos no metálicos más pesados ), creando un catión fosfonio ( PH + 4 ) o arsonio ( AsH + 4 ) que a su vez puede ser sustituido de manera similar; si bien el estibonio ( SbH + 4 ) en sí mismo no se conoce, algunos de sus derivados orgánicos están caracterizados. [ 156 ]
Cobaltoceno y derivados
El cobaltoceno , Co(C₅H₅ ) ₂ , es un metaloceno , el análogo de cobalto del ferroceno . Es un sólido de color púrpura oscuro. El cobaltoceno tiene 19 electrones de valencia, uno más de lo que se suele encontrar en los complejos organometálicos de transición, como su pariente muy estable, el ferroceno, de acuerdo con la regla de los 18 electrones . Este electrón adicional ocupa un orbital que es antienlazante con respecto a los enlaces Co–C. En consecuencia, muchas reacciones químicas del Co(C₅H₅ ) ₂ se caracterizan por su tendencia a perder este electrón "extra", produciendo un catión muy estable de 18 electrones conocido como cobaltocenio. Muchas sales de cobaltocenio coprecipitan con sales de cesio, y el hidróxido de cobaltocenio es una base fuerte que absorbe dióxido de carbono atmosférico para formar carbonato de cobaltocenio. [ 122 ] : 256 Al igual que los metales alcalinos, el cobaltoceno es un agente reductor fuerte, y el decametilcobaltoceno es aún más fuerte debido al efecto inductivo combinado de los diez grupos metilo. [ 174 ] El cobalto puede ser sustituido por su congénere más pesado, el rodio , para dar rodoceno , un agente reductor aún más fuerte. [ 175 ] El iridoceno (que involucra iridio ) presumiblemente sería aún más potente, pero no está muy bien estudiado debido a su inestabilidad. [ 176 ]
Talio
El talio es el elemento estable más pesado del grupo 13 de la tabla periódica. En la parte inferior de la tabla periódica, el efecto del par inerte es bastante fuerte, debido a la estabilización relativista del orbital 6s y la disminución de la energía de enlace a medida que los átomos aumentan de tamaño, de modo que la cantidad de energía liberada al formar dos enlaces más no compensa las altas energías de ionización de los electrones 6s. [ 10 ] : 226–7 Muestra el estado de oxidación +1 [ 10 ] : 28 que muestran todos los metales alcalinos conocidos, [ 10 ] : 28 y los compuestos de talio con talio en su estado de oxidación +1 se asemejan estequiométricamente a los compuestos de potasio o plata correspondientes debido a los radios iónicos similares de los iones Tl + (164 pm ), K + (152 pm) y Ag + (129 pm). [ 177 ] [ 178 ] En Europa continental (pero no en Inglaterra), a veces se le consideraba un metal alcalino en los años inmediatamente posteriores a su descubrimiento, [ 178 ] : 126 y se colocó justo después del cesio como el sexto metal alcalino en la tabla periódica de Dmitri Mendeleev de 1869 y en la tabla periódica de Julius Lothar Meyer de 1868. [ 21 ] La tabla periódica de Mendeleev de 1871 y la tabla periódica de Meyer de 1870 colocaron al talio en su posición actual en el grupo del boro y dejaron el espacio debajo del cesio en blanco. [ 21 ] Sin embargo, el talio también muestra el estado de oxidación +3, [ 10 ] : 28 que ningún metal alcalino conocido muestra [ 10 ] : 28 (aunque se predice que el ununennio, el séptimo metal alcalino no descubierto, posiblemente muestre el estado de oxidación +3). [ 36 ] : 1729–1730 El sexto metal alcalino ahora se considera que es el francio. [ 179 ] Mientras que Tl + se estabiliza por el efecto del par inerte, este par inerte de electrones 6s todavía puede participar químicamente, de modo que estos electrones son estereoquímicamente activos en solución acuosa. Además, los haluros de talio (excepto TlF ) son bastante insolubles en agua, y el TlI tiene una estructura inusual debido a la presencia del par inerte estereoquímicamente activo en el talio. [ 180 ]
Cobre, plata y oro
Los metales del grupo 11 (o metales de acuñación), cobre, plata y oro, se clasifican típicamente como metales de transición dado que pueden formar iones con capas d incompletas. Físicamente, tienen puntos de fusión relativamente bajos y valores de electronegatividad altos asociados con metales postransición . "La subcapa d llena y el electrón s libre de Cu, Ag y Au contribuyen a su alta conductividad eléctrica y térmica. Los metales de transición a la izquierda del grupo 11 experimentan interacciones entre los electrones s y la subcapa d parcialmente llena que reducen la movilidad electrónica." [ 181 ] Químicamente, los metales del grupo 11 se comportan como metales de los grupos principales en sus estados de valencia +1, y por lo tanto están algo relacionados con los metales alcalinos: esta es una razón por la que anteriormente se les etiquetó como "grupo IB", paralelo al "grupo IA" de los metales alcalinos. Ocasionalmente se clasifican como metales postransición. [ 182 ] Sus espectros son análogos a los de los metales alcalinos. [ 29 ] Sus iones monopositivos son paramagnéticos y no aportan color a sus sales, al igual que los de los metales alcalinos. [ 183 ]
En la tabla periódica de Mendeleev de 1871, el cobre, la plata y el oro aparecen listados dos veces, una vez en el grupo VIII (con la tríada del hierro y los metales del grupo del platino ) y otra en el grupo IB. No obstante, el grupo IB se incluyó entre paréntesis para indicar que era provisional. El criterio principal de Mendeleev para la asignación de grupos era el estado de oxidación máximo de un elemento: sobre esa base, los elementos del grupo 11 no podían clasificarse en el grupo IB, debido a que en ese momento se conocía la existencia de compuestos de cobre(II) y oro(III). [ 29 ] Sin embargo, eliminar el grupo IB haría que el grupo I fuera el único grupo principal (el grupo VIII se denominó grupo de transición) que carecería de una bifurcación A-B. [ 29 ] Poco después, la mayoría de los químicos optaron por clasificar estos elementos en el grupo IB y separarlos del grupo VIII debido a la simetría resultante: esta fue la clasificación predominante hasta el surgimiento de la tabla periódica moderna de 18 columnas, de longitud media, que separó los metales alcalinos y los metales del grupo 11. [ 29 ]
Los metales de acuñación se consideraban tradicionalmente una subdivisión del grupo de los metales alcalinos, debido a que comparten la configuración electrónica característica s 1 de los metales alcalinos (grupo 1: p 6 s 1 ; grupo 11: d 10 s 1 ). Sin embargo, las similitudes se limitan en gran medida a las estequiometrías de los compuestos +1 de ambos grupos, y no a sus propiedades químicas. [ 10 ] : 1177 Esto se debe a que la subcapa d llena proporciona un efecto de apantallamiento mucho más débil sobre el electrón s más externo que la subcapa p llena, de modo que los metales de acuñación tienen energías de primera ionización mucho más altas y radios iónicos más pequeños que los metales alcalinos correspondientes. [ 10 ] : 1177 Además, tienen puntos de fusión, durezas y densidades más altas, y reactividades y solubilidades más bajas en amoníaco líquido , así como tener un carácter más covalente en sus compuestos. [ 10 ] : 1177 Finalmente, los metales alcalinos están en la parte superior de la serie electroquímica , mientras que los metales de acuñación están casi en la parte inferior. [ 10 ] : 1177 La capa d llena de los metales de acuñación se interrumpe mucho más fácilmente que la capa p llena de los metales alcalinos, de modo que las energías de segunda y tercera ionización son más bajas, lo que permite estados de oxidación más altos que +1 y una química de coordinación más rica, lo que da a los metales del grupo 11 un claro carácter de metal de transición . [ 10 ] : 1177 Particularmente notable es el oro formando compuestos iónicos con rubidio y cesio, en los que forma el ion aururo (Au − ) que también aparece en forma solvatada en solución líquida de amoníaco: aquí el oro se comporta como un pseudohalógeno porque su configuración 5d 10 6s 1 tiene un electrón menos que la configuración de capa cuasi cerrada 5d 10 6s 2 del mercurio . [ 10 ] : 1177
Producción y aislamiento
La producción de metales alcalinos puros es algo complicada debido a su extrema reactividad con sustancias de uso común, como el agua. [ 5 ] [ 65 ] A partir de sus minerales de silicato , todos los metales alcalinos estables pueden obtenerse de la misma manera: primero se utiliza ácido sulfúrico para disolver el ion de metal alcalino deseado y los iones de aluminio(III) del mineral (lixiviación), tras lo cual la precipitación básica elimina los iones de aluminio de la mezcla precipitándolos como hidróxido . El carbonato de metal alcalino insoluble restante se precipita selectivamente; la sal se disuelve en ácido clorhídrico para producir el cloruro. El resultado se deja evaporar y el metal alcalino puede aislarse. [ 65 ] El litio y el sodio se aíslan típicamente mediante electrólisis a partir de sus cloruros líquidos, con la adición de cloruro de calcio para reducir el punto de fusión de la mezcla. Sin embargo, los metales alcalinos más pesados se aíslan más comúnmente de una manera diferente, donde se utiliza un agente reductor (típicamente sodio para el potasio y magnesio o calcio para los metales alcalinos más pesados) para reducir el cloruro de metal alcalino. El producto líquido o gaseoso (el metal alcalino) se somete luego a destilación fraccionada para su purificación. [ 65 ] La mayoría de las rutas para obtener metales alcalinos puros requieren el uso de electrólisis debido a su alta reactividad; una de las pocas que no la requiere es la pirólisis de la azida del metal alcalino correspondiente , que produce el metal para el sodio, el potasio, el rubidio y el cesio, y el nitruro para el litio. [ 122 ] : 77
Las sales de litio deben extraerse del agua de manantiales minerales , pozas de salmuera y depósitos de salmuera. El metal se produce electrolíticamente a partir de una mezcla de cloruro de litio fundido y cloruro de potasio . [ 184 ]
El sodio se encuentra principalmente en el agua de mar y el lecho marino seco , [ 5 ] pero ahora se produce a través de la electrólisis del cloruro de sodio al reducir el punto de fusión de la sustancia a menos de 700 °C mediante el uso de una celda Downs . [ 185 ] [ 186 ] Se puede producir sodio extremadamente puro a través de la descomposición térmica de azida de sodio . [ 187 ] El potasio se encuentra en muchos minerales, como la silvita ( cloruro de potasio ). [ 5 ] Anteriormente, el potasio se hacía generalmente a partir de la electrólisis del cloruro de potasio o hidróxido de potasio , [ 188 ] que se encuentra ampliamente en lugares como Canadá, Rusia, Bielorrusia, Alemania, Israel, Estados Unidos y Jordania, en un método similar a cómo se producía el sodio a finales del siglo XIX y principios del XX. [ 189 ] También se puede producir a partir del agua de mar . [ 5 ] Sin embargo, estos métodos son problemáticos porque el potasio metálico tiende a disolverse en su cloruro fundido y se vaporiza significativamente a las temperaturas de operación, lo que puede formar superóxido explosivo. Como resultado, ahora se produce potasio metálico puro reduciendo cloruro de potasio fundido con sodio metálico a 850 °C. [ 10 ] : 74
- Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)
Aunque el sodio es menos reactivo que el potasio, este proceso funciona porque a temperaturas tan elevadas el potasio es más volátil que el sodio y se puede destilar fácilmente, de modo que el equilibrio se desplaza hacia la derecha para producir más gas potasio y el proceso casi se completa. [ 10 ] : 74
Metales como el sodio se obtienen mediante electrólisis de sales fundidas. El rubidio y el cesio se obtienen principalmente como subproductos del procesamiento del litio. Para obtener cesio puro, los minerales de cesio y rubidio se trituran y se calientan a 650 °C con sodio metálico, generando una aleación que luego se puede separar mediante una técnica de destilación fraccionada . Debido a que el cesio metálico es demasiado reactivo para manipularlo, normalmente se ofrece como azida de cesio (CsN3). El hidróxido de cesio se forma cuando el cesio reacciona agresivamente con el agua y el hielo (CsOH). [ 190 ]
El rubidio es el decimosexto elemento más abundante en la corteza terrestre; sin embargo, es bastante raro. Algunos minerales que se encuentran en América del Norte, Sudáfrica, Rusia y Canadá contienen rubidio. Algunos minerales de potasio ( lepidolita , biotita , feldespato , carnalita ) lo contienen, junto con cesio. La polucita , la carnalita , la leucita y la lepidolita son minerales que contienen rubidio. Como subproducto de la extracción de litio, se obtiene comercialmente de la lepidolita . El rubidio también se encuentra en rocas y salmueras de potasio , que constituyen una fuente comercial. La mayor parte del rubidio se obtiene actualmente como subproducto del refinado de litio. El rubidio se utiliza en tubos de vacío como absorbedor , un material que se combina con los gases traza de los tubos de vacío y los elimina. [ 191 ] [ 192 ]
Durante varios años en las décadas de 1950 y 1960, un subproducto de la producción de potasio llamado Alkarb fue una fuente principal de rubidio. El Alkarb contenía un 21 % de rubidio, mientras que el resto era potasio y una pequeña fracción de cesio. [ 193 ] Hoy en día, los mayores productores de cesio, por ejemplo la mina Tanco en Manitoba, Canadá, producen rubidio como subproducto de la polucita . [ 194 ] Hoy en día, un método común para separar el rubidio del potasio y el cesio es la cristalización fraccionada de un alumbre de rubidio y cesio ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 ·12 H 2 O , que produce alumbre de rubidio puro después de aproximadamente 30 recristalizaciones. [ 194 ] [ 195 ] Las aplicaciones limitadas y la falta de un mineral rico en rubidio limitan la producción de compuestos de rubidio a 2 a 4 toneladas por año. [ 194 ] Sin embargo, el cesio no se produce a partir de la reacción anterior. En cambio, la extracción de mineral de polucita es el método principal para obtener cesio puro, extraído del mineral principalmente mediante tres métodos: digestión ácida, descomposición alcalina y reducción directa. [ 194 ] [ 196 ] Ambos metales se producen como subproductos de la producción de litio: después de 1958, cuando el interés en las propiedades termonucleares del litio aumentó drásticamente, la producción de rubidio y cesio también aumentó correspondientemente. [ 10 ] : 71 Los metales rubidio y cesio puros se producen reduciendo sus cloruros con calcio metálico a 750 °C y baja presión. [ 10 ] : 74
Como resultado de su extrema rareza en la naturaleza, [ 62 ] la mayor parte del francio se sintetiza en la reacción nuclear 197 Au + 18 O → 210 Fr + 5 n , produciendo francio-209 , francio-210 y francio-211 . [ 197 ] La mayor cantidad de francio jamás reunida hasta la fecha es de aproximadamente 300 000 átomos neutros, [ 198 ] que se sintetizaron utilizando la reacción nuclear mencionada anteriormente. [ 198 ] Cuando se requiere específicamente el único isótopo natural francio-223, se produce como el producto de desintegración alfa del actinio-227, que a su vez se produce sintéticamente a partir de la irradiación de neutrones del radio-226 natural, uno de los productos de desintegración del uranio-238 natural. [ 199 ]
Aplicaciones
El litio, el sodio y el potasio tienen muchas aplicaciones útiles, mientras que el rubidio y el cesio son muy notables en contextos académicos, pero aún no tienen muchas aplicaciones. [ 10 ] : 68 El litio es el ingrediente clave para una variedad de baterías de litio , y el óxido de litio puede ayudar a procesar la sílice. El estearato de litio es un espesante y se puede usar para hacer grasas lubricantes; se produce a partir de hidróxido de litio, que también se usa para absorber dióxido de carbono en cápsulas espaciales y submarinos. [ 10 ] : 70 El cloruro de litio se usa como aleación de soldadura fuerte para piezas de aluminio. [ 200 ] En medicina, algunas sales de litio se usan como fármacos estabilizadores del estado de ánimo. El litio metálico se usa en aleaciones con magnesio y aluminio para dar aleaciones muy resistentes y ligeras. [ 10 ] : 70
Los compuestos de sodio tienen muchas aplicaciones, siendo la más conocida el cloruro de sodio como sal de mesa . Las sales de sodio de los ácidos grasos se utilizan como jabón. [ 201 ] El sodio metálico puro también tiene muchas aplicaciones, incluido su uso en lámparas de vapor de sodio , que producen una luz muy eficiente en comparación con otros tipos de iluminación, [ 202 ] [ 203 ] y puede ayudar a alisar la superficie de otros metales. [ 204 ] [ 205 ] Al ser un agente reductor fuerte, se usa a menudo para reducir muchos otros metales, como el titanio y el circonio , a partir de sus cloruros. Además, es muy útil como líquido de intercambio de calor en reactores nucleares reproductores rápidos debido a su bajo punto de fusión, viscosidad y sección transversal para la absorción de neutrones. [ 10 ] : 74 Las baterías de iones de sodio pueden proporcionar alternativas más económicas a sus celdas equivalentes basadas en litio. Tanto el sodio como el potasio se utilizan comúnmente como contraiones GRAS para crear formas de sal más solubles en agua y, por lo tanto, más biodisponibles de productos farmacéuticos ácidos. [ 206 ]
Los compuestos de potasio se utilizan a menudo como fertilizantes [ 10 ] : 73 [ 207 ] ya que el potasio es un elemento importante para la nutrición de las plantas. El hidróxido de potasio es una base muy fuerte y se utiliza para controlar el pH de diversas sustancias. [ 208 ] [ 209 ] El nitrato de potasio y el permanganato de potasio se utilizan a menudo como potentes agentes oxidantes. [ 10 ] : 73 El superóxido de potasio se utiliza en máscaras de respiración, ya que reacciona con el dióxido de carbono para producir carbonato de potasio y oxígeno gaseoso. El potasio metálico puro no se utiliza con frecuencia, pero sus aleaciones con sodio pueden sustituir al sodio puro en reactores nucleares reproductores rápidos. [ 10 ] : 74
El rubidio y el cesio se utilizan a menudo en relojes atómicos . [ 210 ] Los relojes atómicos de cesio son extraordinariamente precisos; si se hubiera fabricado un reloj en la época de los dinosaurios, tendría un desfase de menos de cuatro segundos (después de 80 millones de años). [ 56 ] Por esa razón, los átomos de cesio se utilizan como definición del segundo. [ 211 ] Los iones de rubidio se utilizan a menudo en fuegos artificiales púrpuras , [ 212 ] y el cesio se utiliza a menudo en fluidos de perforación en la industria petrolera. [ 56 ] [ 213 ]
El francio no tiene aplicaciones comerciales, [ 60 ] [ 61 ] [ 214 ] pero debido a su estructura atómica relativamente simple , entre otras cosas, se ha utilizado en experimentos de espectroscopia , lo que ha permitido obtener más información sobre los niveles de energía y las constantes de acoplamiento de la interacción débil . [ 215 ] Los estudios sobre la luz emitida por iones de francio-210 atrapados por láser han proporcionado datos precisos sobre las transiciones entre niveles de energía atómica, similares a las predichas por la teoría cuántica . [ 216 ]
Función biológica y precauciones
Rieles
Los metales alcalinos puros son peligrosamente reactivos con el aire y el agua, y deben mantenerse alejados del calor, el fuego, los agentes oxidantes, los ácidos, la mayoría de los compuestos orgánicos, los halocarbonos , los plásticos y la humedad. También reaccionan con el dióxido de carbono y el tetracloruro de carbono, por lo que los extintores de incendios comunes resultan contraproducentes cuando se utilizan en incendios de metales alcalinos. [ 217 ] Algunos extintores de polvo seco de Clase D diseñados para incendios de metales son eficaces, ya que privan al fuego de oxígeno y enfrían el metal alcalino. [ 218 ]
Los experimentos suelen realizarse utilizando solo pequeñas cantidades de unos pocos gramos en una campana extractora . Pequeñas cantidades de litio pueden eliminarse mediante reacción con agua fría, pero los metales alcalinos más pesados deben disolverse en isopropanol, que es menos reactivo . [ 217 ] [ 219 ] Los metales alcalinos deben almacenarse bajo aceite mineral o en atmósfera inerte. La atmósfera inerte utilizada puede ser argón o nitrógeno, excepto para el litio, que reacciona con el nitrógeno. [ 217 ] El rubidio y el cesio deben mantenerse alejados del aire, incluso bajo aceite, porque incluso una pequeña cantidad de aire difundida en el aceite puede desencadenar la formación del peróxido, peligrosamente explosivo; por la misma razón, el potasio no debe almacenarse bajo aceite en una atmósfera que contenga oxígeno durante más de 6 meses. [ 220 ] [ 221 ]
iones
La química bioinorgánica de los iones de metales alcalinos ha sido ampliamente revisada. [ 222 ] Se han determinado estructuras cristalinas en estado sólido para muchos complejos de iones de metales alcalinos en péptidos pequeños, constituyentes de ácidos nucleicos, carbohidratos y complejos ionóforos. [ 223 ]
El litio se encuentra naturalmente solo en cantidades traza en los sistemas biológicos y no tiene una función biológica conocida, pero sí tiene efectos en el cuerpo cuando se ingiere. [ 224 ] El carbonato de litio se usa como estabilizador del estado de ánimo en psiquiatría para tratar el trastorno bipolar ( maníaco-depresivo ) en dosis diarias de aproximadamente 0,5 a 2 gramos, aunque tiene efectos secundarios. [ 224 ] La ingestión excesiva de litio causa somnolencia, dificultad para hablar y vómitos, entre otros síntomas, [ 224 ] y envenena el sistema nervioso central , [ 224 ] lo cual es peligroso ya que la dosis requerida de litio para tratar el trastorno bipolar es solo ligeramente inferior a la dosis tóxica. [ 224 ] [ 225 ] Su bioquímica, la forma en que el cuerpo humano lo procesa y los estudios realizados con ratas y cabras sugieren que es un oligoelemento esencial , aunque la función biológica natural del litio en los humanos aún no se ha identificado. [ 226 ] [ 227 ]
El sodio y el potasio se encuentran en todos los sistemas biológicos conocidos, generalmente funcionando como electrolitos dentro y fuera de las células . [ 228 ] [ 229 ] El sodio es un nutriente esencial que regula el volumen sanguíneo, la presión arterial, el equilibrio osmótico y el pH ; el requerimiento fisiológico mínimo de sodio es de 500 miligramos por día. [ 230 ] El cloruro de sodio (también conocido como sal común) es la principal fuente de sodio en la dieta y se utiliza como condimento y conservante, por ejemplo, para encurtidos y cecina ; la mayor parte proviene de alimentos procesados. [ 231 ] La ingesta de referencia dietética para el sodio es de 1,5 gramos por día, [ 232 ] pero la mayoría de las personas en los Estados Unidos consumen más de 2,3 gramos por día, [ 233 ] la cantidad mínima que promueve la hipertensión; [ 234 ] esto a su vez causa 7,6 millones de muertes prematuras en todo el mundo. [ 235 ]
El potasio es el catión principal (ión positivo) dentro de las células animales , [ 228 ] mientras que el sodio es el catión principal fuera de ellas. [ 228 ] [ 229 ] Las diferencias de concentración de estas partículas cargadas provocan una diferencia de potencial eléctrico entre el interior y el exterior de las células, conocida como potencial de membrana . El equilibrio entre el potasio y el sodio se mantiene mediante proteínas transportadoras de iones en la membrana celular . [ 236 ] El potencial de membrana celular creado por los iones de potasio y sodio permite a la célula generar un potencial de acción , un "pico" de descarga eléctrica. La capacidad de las células para producir descargas eléctricas es fundamental para funciones corporales como la neurotransmisión , la contracción muscular y la función cardíaca. [ 236 ] La alteración de este equilibrio puede ser fatal: por ejemplo, la ingestión de grandes cantidades de compuestos de potasio puede provocar hiperpotasemia, afectando gravemente al sistema cardiovascular. [ 237 ] [ 238 ] El cloruro de potasio se utiliza en Estados Unidos para ejecuciones mediante inyección letal . [ 237 ]
Debido a sus radios atómicos similares, el rubidio y el cesio en el cuerpo imitan al potasio y se absorben de manera similar. El rubidio no tiene un papel biológico conocido, pero puede ayudar a estimular el metabolismo , [ 239 ] [ 240 ] [ 241 ] y, de manera similar al cesio, [ 239 ] [ 242 ] reemplazar el potasio en el cuerpo causando deficiencia de potasio . [ 239 ] [ 241 ] La sustitución parcial es bastante posible y bastante no tóxica: una persona de 70 kg contiene en promedio 0,36 g de rubidio, y un aumento en este valor de 50 a 100 veces no mostró efectos negativos en personas de prueba. [ 243 ] Las ratas pueden sobrevivir hasta un 50% de sustitución de potasio por rubidio. [ 241 ] [ 244 ] El rubidio (y en mucha menor medida el cesio) puede funcionar como curas temporales para la hipopotasemia; Si bien el rubidio puede sustituir fisiológicamente al potasio de manera adecuada en algunos sistemas, el cesio nunca puede hacerlo. [ 240 ] Existe evidencia muy limitada, en forma de síntomas de deficiencia, de que el rubidio sea posiblemente esencial en las cabras; incluso si esto fuera cierto, las cantidades traza que suelen estar presentes en los alimentos son más que suficientes. [ 245 ] [ 246 ]
Los compuestos de cesio rara vez son expuestos por la mayoría de las personas, pero la mayoría de ellos son ligeramente tóxicos. Al igual que el rubidio, el cesio tiende a sustituir al potasio en el cuerpo, pero es significativamente más grande y, por lo tanto, es un sustituto menos eficaz. [ 242 ] El exceso de cesio puede provocar hipopotasemia , arritmia y paro cardíaco agudo, [ 247 ] pero tales cantidades no se encontrarían normalmente en fuentes naturales. [ 248 ] Por lo tanto, el cesio no es un contaminante químico ambiental importante. [ 248 ] El valor de la dosis letal media (DL50 ) para el cloruro de cesio en ratones es de 2,3 g por kilogramo, comparable a los valores de DL50 del cloruro de potasio y el cloruro de sodio . [ 249 ] El cloruro de cesio se ha promovido como una terapia alternativa contra el cáncer, pero se ha relacionado con la muerte de más de 50 pacientes, en quienes se utilizó como parte de un tratamiento contra el cáncer científicamente no validado. [ 250 ]
Los radioisótopos de cesio requieren precauciones especiales: el manejo inadecuado de fuentes de rayos gamma de cesio-137 puede provocar la liberación de este radioisótopo y lesiones por radiación. Quizás el caso más conocido sea el accidente de Goiânia de 1987, en el que un sistema de radioterapia desechado incorrectamente de una clínica abandonada en la ciudad de Goiânia , Brasil, fue recuperado de un desguace, y la sal de cesio incandescente se vendió a compradores curiosos y sin formación. Esto provocó cuatro muertes y lesiones graves por exposición a la radiación. Junto con el cesio-134 , el yodo-131 y el estroncio-90 , el cesio-137 se encontraba entre los isótopos distribuidos por el desastre de Chernóbil que constituyen el mayor riesgo para la salud. [ 97 ] Presumiblemente, los radioisótopos de francio también serían peligrosos debido a su alta energía de desintegración y corta vida media, pero ninguno se ha producido en cantidades lo suficientemente grandes como para representar un riesgo grave. [ 199 ]
Notas
- ↑ Los símbolos Na y K para sodio y potasio derivan de sus nombres en latín, natrium y kalium ; estos siguen siendo el origen de los nombres de los elementos en algunos idiomas, como el alemán y el ruso.
- ↑ Cesium es la ortografía recomendada por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). [ 1 ] La Sociedad Química Estadounidense (ACS) ha utilizado la ortografía cesium desde 1921, [ 2 ] [ 3 ] siguiendo el Tercer Nuevo Diccionario Internacional de Webster .
- ↑ Tanto en el antiguo sistema IUPAC como en el sistema CAS para la numeración de grupos, este grupo se conoce como grupo IA (pronunciado como "grupo uno A", ya que la "I" es un número romano ). [ 4 ]
- ↑ Si bien el hidrógeno también tiene esta configuración electrónica, no se considera un metal alcalino ya que tiene un comportamiento muy diferente debido a la falta deorbitales p de valencia en los elementos del período 1 .
- ↑ En la versión de 1869 de la tabla periódica de Mendeleev, el cobre y la plata se colocaron en su propio grupo, alineados con el hidrógeno y el mercurio , mientras que el oro se colocó tentativamente debajo del uranio y el eka-aluminio no descubierto en el grupo del boro .
- ↑ El asterisco denota un estado excitado .
- ↑ El número que aparece entre paréntesis se refiere a la incertidumbre de la medición . Esta incertidumbre se aplica a la (s) cifra(s) menos significativa (s) del número anterior(es) al valor entre paréntesis (es decir, contando desde el dígito más a la derecha hacia la izquierda). Por ejemplo,1.007 94 (7) representa1,007 94 ± 0,000 07 , mientras que1.007 94 (72) representa1,007 94 ± 0,000 72 . [ 66 ]
- ↑ El valor indicado es el valor convencional adecuado para el comercio; el valor real puede variar de 6,938 a 6,997 dependiendo de la composición isotópica de la muestra. [ 58 ]
- ↑ El elemento no tiene nucleidos estables , y un valor entre corchetes indica el número másico del isótopo de mayor vida del elemento. [ 57 ] [ 58 ]
- ↑ Linus Pauling estimó la electronegatividad del francio en 0,7 en la escala de Pauling , la misma que la del cesio; [ 68 ] el valor para el cesio se ha refinado desde entonces a 0,79, aunque no hay datos experimentales que permitan refinar el valor para el francio. [ 69 ] El francio tiene una energía de ionización ligeramente mayor que el cesio, [ 67 ] 392,811(4) kJ/mol en comparación con 375,7041(2) kJ/mol para el cesio, como cabría esperar de los efectos relativistas , y esto implicaría que el cesio es el menos electronegativo de los dos.
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