Alkalimetall - Alkali metal


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Alkali Metalle
Wasserstoff Helium
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium- Zinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cäsium Barium Lanthanum Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Führen Wismut Polonium Astat Radon
Francium Radium Aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium dubnium Seaborgium Bohrium Hassium meitnerium darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
IUPAC-Gruppennummer 1
Namen von Element Lithium-Gruppe
Trivialname Alkali Metalle
CAS - Nummer - Gruppe
(US, Muster ABA)
IA
alte IUPAC Nummer
(Europa, Muster AB)
IA

↓  Zeitraum
2
Bild: Lithium-Metall unter Paraffin gelagert
Lithium (Li)
3
3
Bild: Natriummetall
Sodium (Na)
11
4
Image: Kaliummetall
Kalium (K)
19
5
Bild: Rubidium Metall in einer Glasampulle
Rubidium (Rb)
37
6
Bild: Cesium Metall in einer Glasampulle
Cäsium (Cs)
55
7 Francium (Fr)
87

Legende

Ur-
Element durch radioaktiven Zerfall
Ordnungszahl Farbe:
schwarz = solide

Die Alkalimetalle sind eine Gruppe (Spalt) in dem Periodensystem des aus Elementen chemischen Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs) und Francium (Fr). Diese Gruppe besteht in der S-Block des Periodensystems der Elemente , wie alle Alkalimetallen ihre äußerste Elektron in einem haben s-Orbital : Diese gemeinsame Elektronenkonfiguration Ergebnisse in ihren sehr ähnliche charakteristische Eigenschaften. Tatsächlich liefern die Alkalimetalle das beste Beispiel für Gruppe Trends in Eigenschaften im Periodensystem, Elementen mit gut charakterisierten aufweisen homologes Verhalten.

Die Alkalimetalle sind alle glänzend, weich , sehr reaktiven Metalle bei Standardtemperatur und -druck und leicht verlieren ihre äußersten Elektronen bilden Kationen mit Ladung +1. Sie können alle auf ihre Weichheit durch einfach mit einem Messer geschnitten werden, um eine glänzende Oberfläche ausgesetzt wird, die aufgrund der sich schnell in Luft trübt Oxidation durch atmosphärischen Feuchtigkeit und Sauerstoff (und im Fall von Lithium, Stickstoff ). Wegen ihrer hohen Reaktivität, müssen sie unter Öl Reaktion zu verhindern mit Luft gelagert werden und sind naturgemäß nur in gefunden Salze und niemals als freie Elemente. Cäsium, das fünfte Alkalimetall-, ist das reaktivste aller Metalle. In der modernen IUPAC - Nomenklatur umfassen die Alkalimetalle , die Gruppe 1 - Elemente , mit Ausnahme von Wasserstoff (H), die nominell ein Element der Gruppe 1 ist , aber normalerweise nicht ein Alkalimetall sein , in Betracht gezogen , da es selten Verhalten vergleichbar mit derjenigen der Alkalimetalle aufweist. All die Alkalimetalle reagieren mit Wasser, mit den schwereren Alkalimetallen kräftiger als die leichteren reagieren.

Alle entdeckten Alkalimetalle kommen in der Natur als ihre Verbindungen: in der Reihenfolge des Überflusses , Natrium das häufigste ist, gefolgt von Kalium, Lithium, Rubidium, Cäsium und Francium schließlich, das aufgrund seiner extrem hochen sehr selten ist Radioaktivität ; Francium tritt nur in den kleinsten Spuren in der Natur als ein Zwischenschritt in einigen undurchsichtig seitlichen Abzweigungen der natürlichen Zerfallsreihen . Die Experimente wurden durchgeführt , um die Synthese von versuchen Ununennium (Uue), die wahrscheinlich ist das nächste Mitglied der Gruppe sein, aber sie haben alle gescheitert. Jedoch Ununennium möglicherweise nicht ein Alkalimetall zurückzuführen sein relativistische Effekte , die einen großen Einfluss haben auf den chemischen Eigenschaften der vorhergesagten superschwerer Elemente ; auch wenn es ein Alkali- sein muss sich herausstellen , wird vorhergesagt , einige Unterschiede in physikalischen und chemischen Eigenschaften von seinen leichteren Homologen haben.

Die meisten Alkalimetalle haben viele verschiedene Anwendungen. Eines der am besten bekannten Anwendungen der reinen Elemente ist die Verwendung von Rubidium und Cäsium in Atomuhren , deren Cäsiumatomuhren die akkurate und präzise Darstellung der Zeit sind. Eine gemeinsame Applikation der Verbindungen des Natriums ist die Natriumdampflampe , die sehr effizient Licht aussendet. Kochsalz oder Natriumchlorid, ist seit der Antike verwendet. Natrium und Kalium sind auch wesentliche Elemente , mit wichtigen biologischen Funktionen , wie Elektrolyte , und obwohl die anderen Alkalimetallen nicht wesentlich sind, haben sie auch verschiedene Auswirkungen auf den Körper, sowohl nützlich als auch schädlich ist .

Geschichte

Eine Probe von Petalit
Petalite , das Lithium - Mineral , aus dem Lithium zuerst isoliert wurde

Sodium Verbindungen wurden seit der Antike bekannt; Salz ( Natriumchlorid ) ist ein wichtiger Rohstoff in der menschlichen Aktivitäten gewesen, wie von dem englischen Wort bezeugte Gehalt , bezogen auf salarium , Geld zu römischen Soldaten für den Kauf von Salz bezahlt. Während Kali ist seit der Antike verwendet wurde, war es nicht für die meisten seine Geschichte versteht eine grundsätzlich andere Substanz , die aus Natriummineralsalzen zu sein. Georg Ernst Stahl gewonnen experimentellen Beweis , die ihn dazu brachte , im Jahre 1702 den grundlegenden Unterschied von Natrium- und Kaliumsalze vorzuschlagen, und Henri-Louis Duhamel du Monceau war in der Lage , diesen Unterschied in 1736. Die genaue chemische Zusammensetzung von Kalium- und Natriumverbindungen zu beweisen, und die Status als chemisches Element von Kalium und Natrium, wurde dann nicht bekannt ist , und damit Antoine Lavoisier nicht entweder Alkali in seiner Liste der chemischen Elemente im Jahr 1789 enthalten.

Reines Kalium wurde zum ersten Mal im Jahr 1807 in England von Sir isoliert Humphry Davy , der sie von abgeleitet Kalilauge (KOH, Kaliumhydroxid) durch die Verwendung von Elektrolyse des geschmolzenen Salzes mit der neu erfundenen Voltaschen Säule . Frühere Versuche zur Elektrolyse der wässrigen Salz nicht erfolgreich waren aufgrund Kalium extreme Reaktionsfähigkeit . Kalium war das erste Metall , das durch Elektrolyse isoliert wurde. Später im selben Jahr berichtete Davy Extraktion von Natrium aus dem ähnlichen Substanz Ätznatron (NaOH, Lauge) durch eine ähnliche Technik, die Elemente zeigen, und somit sind die Salze, unterschiedlich zu sein.

Johann Wolfgang Döbereiner gehört zu den ersten Ähnlichkeiten zwischen bemerken , was jetzt als die Alkalimetalle bekannt.

Petalite ( Li Al Si 4 O 10 ) wurde 1800 von den entdeckten brasilianischen Chemikern José Bonifácio de Andrada in einer Mine auf der Insel Utö, Schweden . Allerdings war es nicht bis 1817 , dass Johan August Arfwedson , dann im Labor des Chemikers arbeiten Jöns Jacob Berzelius , erfasst die Anwesenheit eines neuen Elements , während Petalit Analyse Erz . Dieses neue Element wurde von ihm merken Verbindungen ähnlich denjenigen von Natrium und Kalium zu bilden, obwohl seine Karbonat und Hydroxid waren weniger wasserlöslich und mehr alkalisch ist als die anderen Alkalimetallen. Berzelius gab das unbekannte Material den Namen „ Lithion / lithina “, aus dem griechischen Wort λιθoς (als transkribierte lithos , „stone“ bedeutet), in einem festen mineralischen seine Entdeckung zu tragen, wie Kalium gegenüber , die in Pflanzenasche entdeckt worden waren und Natrium, das zum Teil für seine hohe Häufigkeit in tierischem Blut bekannt war. Er nannte das Metall im Inneren des Materials „ Lithium “. Lithium, Natrium und Kalium war Teil der Entdeckung der Periodizität , da sie unter einer Reihe von Triaden der Elemente in der gleichen Gruppe , die durch merken wurde Johann Wolfgang Döbereiner 1850 als mit ähnlichen Eigenschaften.

Eine Probe von Lepidolit
Lepidolite , das Rubidium Mineral , aus dem Rubidium wurde zum ersten Mal isoliert

Rubidium und Cäsium waren die ersten Elemente unter Verwendung der entdeckten werden Spektroskop 1859 erfand Robert Bunsen und Gustav Kirchhoff . Im nächsten Jahr, sie entdeckte Cäsium im Mineralwasser aus Bad Dürkheim , Deutschland. Ihre Entdeckung von Rubidium trat im folgende Jahr in Heidelberg , Deutschland, in dem mineralischen finden Lepidolit . Die Namen von Rubidium und Cäsium kamen aus den prominentesten Linien in ihren Emissionsspektren : eine leuchtend rote Linie für Rubidium (aus dem lateinischen Wort rubidus , dunkelrot oder leuchtend rot bedeuteten), und eine himmelblaue Linie für Cäsium (abgeleitet von der lateinische caesius , himmelblau Bedeutung).

Um 1865 John Newlands produzierte eine Reihe von Veröffentlichungen , in denen er die Elemente in der Reihenfolge der zunehmenden Atomgewicht und ähnliche physikalische und chemische Eigenschaften aufgelistet , die in Intervallen von acht Jahren wiedergekehrt; Er verglich solche Periodizität auf die Oktaven der Musik, wo eine Oktave stellt fest , abseits haben ein ähnliches Musikfunktionen. Seine Version setzen alle Alkalimetallen dann bekannt (Lithium zu Cäsium), ebenso wie Kupfer , Silber und Thallium (die zeigen den Oxidationszustand +1 Charakteristik der Alkali-) zusammen in einer Gruppe. Sein Tisch Wasserstoff mit den Halogenen .

Dmitri Mendeleev ‚s Periodensystem vorgeschlagen 1871 zeigt Wasserstoff und die Alkalimetalle als Teil seiner Gruppe I, zusammen mit Kupfer, Silber und Gold ,

Nach 1869 Dimitri Mendeleev vorgeschlagen seiner Periodic Table Plazierung Lithium an der Spitze einer Gruppe mit Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Thallium. Zwei Jahre später, Mendelejew überarbeitete seinen Tisch, Platzieren Wasserstoff in der Gruppe 1 über Lithium, und auch Thallium zum Bewegen Bor - Gruppe . In dieser 1871 - Version, Kupfer, Silber und Gold wurden zweimal, einmal als Teil platziert Gruppe IB und einmal als Teil einer „Gruppe VIII“ die heutigen Gruppen umfassten 8 bis 11 Nach der Einführung der Tabelle 18-Säule, das Gruppe IB - Elemente wurden auf ihre aktuelle Position in der bewegt d-Block , während Alkalimetalle in gelassen wurden Gruppe IA . Später wurde der Name der Gruppe geändert wurde Gruppe 1 in 1988. Der Trivialname „Alkalimetalle“ kommt von der Tatsache , dass die Hydroxiden der Gruppe 1 - Elemente sind alle starken Alkalien , wenn sie in Wasser gelöst.

Es gab mindestens vier fehlerhafte und unvollständige Erkenntnisse vor Marguerite Perey des Instituts Curie in Paris, Frankreich francium im Jahr 1939 entdeckte durch Entnahme einer Probe zur Reinigung von Actinium-227 , die einen Zerfall haben Energie von 220 berichtet worden waren  keV . Jedoch bemerkte Perey Zerfallsteilchen mit einem Energieniveau von weniger als 80 keV. Perey fand die Zerfall Tätigkeit durch ein bislang nicht identifizierten Zerfallsprodukt verursacht worden sein könnte, eine , die während der Reinigung abgetrennt worden waren, jedoch tauchte wieder aus dem reinen Actinium -227. Verschiedene Tests eliminiert die Möglichkeit des unbekannten Elements sein Thorium , Radium , Blei , Bismut oder Thallium . Die neuen Produkt zeigte chemische Eigenschaften eines Alkalimetall- (wie mit Cäsiumsalzen Copräzipitation), die Perey führte zu der Annahme , dass es mir Element 87, verursacht durch den Alpha - Zerfall von Actinium-227. Perey dann versucht , den Anteil an zu bestimmen , Beta - Zerfall zu Alpha - Zerfall in Actinium-227. Ihr erster Beweis stellte die alpha bei 0,6% Verzweigung, eine Zahl , die sie später auf 1% revidiert.

227
89
Ac
α (1,38%) 21.77 y 223
87
Fr
β -22 min 223
88
Ra
& agr; 11,4 d

Das nächste Element unten Francium ( EKA -francium) im periodischen System würde Ununennium (Uue), Element 119. Die Synthese von Ununennium zuerst im Jahr 1985 wurde versucht , durch ein Ziel bombardieren einsteinium -254 mit Kalzium -48 Ionen an dem superHILAC Beschleuniger in Berkeley, Kalifornien. Keine Atomen wurden identifiziert, zu einer einschränkenden Ausbeute von 300 führenden nb .

254
99
Es
+ 48
20
Ca
302
119
Uue
* → keine Atome

Es ist höchst unwahrscheinlich , dass diese Reaktion im Stande sein wird , keine Atom Ununennium in naher Zukunft zu schaffen, in Anbetracht der äußerst schwierige Aufgabe ausreichende Mengen von einsteinium-254 zu machen, die für die Herstellung von favorisiert ultraheavy Elementen wegen seiner großen Masse, relativ lange Halbwertszeit von 270 Tagen und Verfügbarkeit in signifikanten Mengen von mehrere Mikrogramm, ein ausreichend großes Ziel zu machen , um die Empfindlichkeit des Experiments auf das erforderlichen Niveau zu erhöhen; einsteinium nicht in der Natur gefunden worden und hat nur in Labors und in Mengen geringer als diejenigen , die für wirksame Synthese superschwerer Elemente produziert. Angesichts der Tatsache, dass Ununennium nur das erste ist Zeit vom 8.en Element auf der verlängert periodischen Tabelle , kann es durchaus in naher Zukunft durch andere Reaktionen zu entdecken, und in der Tat einen Versuch , zu synthetisieren es in Japan zur Zeit im Gang. Gegenwärtig keine der Zeit vom 8. Elemente wurden bisher entdeckte, und es ist auch möglich, wegen Instabilitäten tropfen , dass nur die untere Periode 8 Elemente, bis zu rund Elements 128, körperlich möglich sind. Keine Versuche zur Synthese haben für alle schwereren Alkalimetallen gemacht: aufgrund ihrer extrem hohen Ordnungszahl, würde sie neue, leistungsstärkere Methoden und Technologien zu machen erfordern.

Auftreten

Im Sonnensystem

Geschätzte Häufigkeit der chemischen Elemente im Sonnensystem. Wasserstoff und Helium sind am häufigsten, aus dem Big Bang . Die nächsten drei Elemente (Lithium, Beryllium und Bor ) sind selten , weil sie schlecht in der Big Bang synthetisiert werden und auch in den Sternen. Die beiden allgemeinen Trends in den verbleibenden stellaren hergestellten Elemente sind: (1) ein Wechsel von Fülle in Elementen , wie sie gerade oder ungerade Ordnungszahlen aufweisen, und (2) eine allgemeine Abnahme der Fülle, als Elemente , die schwerer geworden. Eisen ist besonders häufig , da es die minimale Energie Nuklid darstellt , die durch Schmelzen von Helium in Supernovä gemacht werden kann.

Die Oddo Harkins-Vorschrift besagt , dass Elemente mit den Ordnungszahlen sogar häufiger sind , dass diejenigen mit ungerader Ordnungszahl mit Ausnahme von Wasserstoff. Diese Regelung macht geltend , dass Elemente mit ungerader Atomnummern einen ungepaarten Proton und sind eher ein weiteres zu erfassen, wodurch deren Ordnungszahl zu erhöhen. In Elementen mit gerader Ordnungsnummern werden Protonen kombiniert, wobei jedes Mitglied des Paares des Spin der anderen, Verbesserung der Stabilität zu kompensieren. Alle alkalischen Metalle haben ungerade Ordnungszahlen , und sie sind nicht so weit verbreitet wie die Elemente mit Atomzahlen sogar neben ihnen (die Edelgase und der alkalischen Erdmetalle ) im Sonnensystem. Die schwereren Alkalimetalle sind auch weniger zahlreich als die leichtere , wie die Alkalimetalle aus Rubidium können weiter nur in synthetisiert werden Supernovae und nicht in Sternnucleosynthesis . Lithium ist auch viel weniger häufig als Natrium und Kalium , da es schlecht in beiden synthetisiert Big Bang Nukleosynthese und in Sternen: die Big Bang nur Spuren von Lithium, produzieren könnte Beryllium und Bor wegen des Fehlens eines stabilen Nukleus mit 5 oder 8 Nukleonenzahl und stellare nucleosynthesis konnten nur durch diesen Engpass des Pass triple-alpha - Prozess , Verschmelzen drei Heliumkerne zu bilden Kohlenstoff , und diese drei Elemente übersprungen.

Auf der Erde

Spodumen , ein wichtiges Lithium mineral

Die Erde aus dem gleichen Materiewolke gebildet, die die Sonne ausgebildet, aber die Planeten erworben unterschiedlicher Zusammensetzung während der Entstehung und Entwicklung des Sonnensystems . Im Gegenzug die Naturgeschichte der Erde verursachte Teile dieses Planeten unterschiedliche Konzentrationen der Elemente zu haben. Die Masse der Erde ist ungefähr 5,98 × 10 24  kg. Er besteht überwiegend aus Eisen (32,1%), Sauerstoff (30,1%), Silizium (15.1%), Magnesium (13,9%), Schwefel (2,9%), Nickel (1,8%), Kalzium (1,5%) und Aluminium ( 1,4%); wobei die restlichen 1,2% der Spuren von anderen Elementen besteht. Wegen Planetendifferenzierungs wird die Kernregion geglaubt hauptsächlich mit kleineren Mengen an Nickel (5,8%), Schwefel (4,5%), und weniger als 1% Spurenelementen von Eisen (88,8%), zusammengesetzt werden.

Die Alkalimetalle, die aufgrund ihrer hohen Reaktivität nicht natürlich vorkommen in reiner Form in der Natur. Sie sind lithophiles und bleiben daher nahe an die Oberfläche der Erde , weil sie leicht mit kombinieren Sauerstoff und so stark assoziiert mit Siliciumdioxid , Bildung relativ geringes Dichte Mineralien , die in die Erdkern nicht sinken. Kalium, Rubidium und Cäsium sind auch unvereinbare Elemente aufgrund ihrer großen Ionenradien .

Natrium und Kalium sind sehr reichlich in der Erde, die beide zu den zehn häufigsten Elemente in der Erdkruste ; Natrium- macht etwa 2,6% der oben Erde ‚s Kruste Gewicht gemessen, es ist die Herstellung sechste häufigste Elements insgesamt und das am reichlichsten vorhandenen Alkalimetall-. Kalium macht etwa 1,5% der Erdkruste nach oben und ist das siebte häufigste Element. Natrium wird in vielen verschiedenen Mineralien, von denen die häufigste ist Kochsalz (Natriumchlorid), das in Meerwasser in großen Mengen gelösten auftritt. Andere feste Ablagerungen umfassen Halit , Amphibol , Kryolith , Nitratin und Zeolith . Viele dieser Ablagerungen auftreten als Folge der Urmeeren verdampfenden, die in Orte jetzt immer noch auftritt wie Utah ‚s Great Salt Lake und dem Toten Meer . Trotz ihrer nahe gleichen Häufigkeit in der Erdkruste ist Natrium weit häufiger als Kalium auf dem heißen Stein, da sowohl die Kalium- großeren ihre Salze weniger löslich macht, und weil Kalium wird durch Silikate im Boden gebunden und welches Kalium laugt ist weit mehr gut resorbiert von Pflanzen als Natrium.

Trotz seiner chemischen Ähnlichkeit, auftritt Lithium typischerweise nicht in Verbindung mit Natrium oder Kalium aufgrund seiner geringeren Größe. Aufgrund seiner relativ geringen Reaktivität, kann sie in Meerwasser in großen Mengen gefunden werden; es wird geschätzt , dass Meerwasser in etwa 0,14 bis 0,25 Teile pro Million (ppm) oder 25 & mgr ; M . Sein Diagonale Verhältnis Magnesium ermöglicht es oft Magnesium in ersetzen ferromagnesium Mineralien, wo seine Krusten Konzentration etwa 18  ppm , vergleichbar mit dem von Gallium- und Niobium . Kommerziell sind die wichtigste Lithium- mineralische Spodumen , die weltweit in großen Lagerstätten vorkommen.

Rubidium ist etwa so reichlich wie Zink und reichlicher als Kupfer. Es kommt natürlicherweise in den Mineralen Leucit , pollucite , Carnallit , Zinnwaldit und Lepidolit , obwohl keiner von ihnen nur Rubidium und keine anderen Alkalimetallen enthalten. Cäsium ist reichlicher als einige allgemein bekannte Elemente, wie Antimon , Cadmium , Zinn und Wolfram , ist aber viel weniger häufig als Rubidium.

Francium-223 , das einzige natürlich vorkommende Isotop von Francium, ist das Produkt des Alphazerfall von Actinium-227 und kann in Spuren gefunden werden in Uranmineralien. In einer gegebenen Probe von Uran, es wird geschätzt , nur ein Francium Atom für jeweils 10 um 18 Uranatomen. Es wurde berechnet , dass es höchstens 30 g francium in der ist Erdkruste jederzeit aufgrund seiner äußerst kurzen Halbwertszeit von 22 Minuten.

Eigenschaften

Physikalische und chemische

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Alkali- ohne weiteres erklärt werden kann , indem ihre eine ns 1 Valenz - Elektronenkonfiguration , die in schwachen resultiert metallischen Bindung . Daher werden alle Alkalimetallen sind weich und haben eine geringe Dichte , Schmelz und Siedepunkte sowie Wärmen Sublimation , Verdampfung und Dissoziation . Alle kristallisieren in der kubisch raumzentrierten Kristallstruktur und verfügen über ausgeprägte Flammenfarben , weil ihre äußeren s Elektronen sehr leicht erregbar ist. Die ns 1 - Konfiguration führt auch zu den Alkalimetallen sehr groß mit atomaren und Ionenradien , ebenso wie ein sehr hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit . Ihre Chemie wird durch den Verlust ihrer einsamen Valenzelektrons in der äußersten s-Orbital zur Bildung des Oxidationszustandes +1, aufgrund der Einfachheit der ionisierenden dieses Elektrons und die sehr hohen zweiten Ionisationsenergie dominiert. Die meisten der Chemie wurde nur für die ersten fünf Mitglieder der Gruppe beobachtet. Die Chemie von Francium ist aufgrund seiner extremen nicht gut etabliert Radioaktivität ; also, hier die Präsentation seiner Eigenschaften ist begrenzt. Was wenig bekannt ist über francium bekannt zeigt , dass es im Verhalten Cäsium sehr nahe ist, wie erwartet. Die physikalischen Eigenschaften von francium sind sogar sketchier weil das Bulk - Element ist noch nie beobachtet worden; daher alle Daten , die in der Literatur sind gewiß spekulative Extrapolationen gefunden werden kann.

Eigenschaften der Alkali-
Name Lithium Natrium Kalium Rubidium Cäsium Francium
Ordnungszahl 3 11 19 37 55 87
Standardatomgewicht  ( u ) 6,94 (1) 22.98976928 (2) 39,0983 (1) 85,4678 (3) 132.9054519 (2) [223]
Elektronenkonfiguration [ Er ] 2s 1 [ Ne ] 3s 1 [ Ar ] 4s 1 [ Kr ] 5S 1 [ Xe ] 6S 1 [ Rn ] 7S 1
Schmelzpunkt (° C) 180,54 97,72 63,38 39,31 28,44 ?
Siedepunkt (° C) 1342 883 759 688 671 ?
Dichte  (g cm -3 ) 0,534 0,968 0,89 1,532 1,93 ?
Schmelzwärme  (kJ · mol -1 ) 3,00 2,60 2,321 2.19 2.09 ?
Verdampfungswärme  (kJ · mol -1 ) 136 97,42 79.1 69 66.1 ?
Wärme der Bildung  von einatomigen Gas (kJ · mol -1 ) 162 108 89,6 82.0 78.2 ?
Elektrischer Widerstand  bei 25 ° C (n Ω · cm ) 94,7 48.8 73,9 131 208 ?
Atomradius  ( pm ) 152 186 227 248 265 ?
Ionenradius von hexakoordinierten M + ion (PM) 76 102 138 152 167 ?
Erste Ionisierungsenergie  ( kJ · mol -1 ) 520,2 495,8 418,8 403,0 375,7 392,8
Elektronenaffinität  (kJ · mol -1 ) 59,62 52,87 48.38 46.89 45.51 ?
Enthalpie der Dissoziation  von M 2  (kJ · mol -1 ) 106,5 73,6 57,3 45.6 44,77 ?
Pauling Elektronegativität 0,98 0,93 0,82 0,82 0,79 ?
Standard - Elektrodenpotential ( E ° (M + → M 0 ), V ) -3,04 -2,71 -2,93 -2,98 -3,03 ?
Flammprüfung farbHaupt
Emissions- / Absorptionswellenlänge ( nm )
hochrot
670,8
Yellow
589,2
Violet
766,5
Rotviolett
780,0
blau
455,5
?

Die Alkalimetalle sind ähnlich zueinander als die Elemente in jeder anderen Gruppe zueinander sind. Tatsächlich ist die Ähnlichkeit so groß , dass es ziemlich schwierig ist , Kalium zu trennen, Rubidium und Cäsium, aufgrund ihrer ähnlichen Ionenradius ; Lithium und Natrium sind deutlicher. Zum Beispiel , wenn der Tisch nach unten bewegen, alle bekannten Alkalimetalle zeigen zunehmenden Atomradius , abnehm Elektronegativität , zunehmende Reaktivität und Schmelzpunkte und abnehm sowie Schmelzwärmen und Verdampfung siedet. Im Allgemeinen ihre Dichten zu erhöhen , wenn die Tabelle nach unten bewegen, mit der Ausnahme , dass Kalium als Natrium weniger dicht ist. Eines der wenige Eigenschaften des Alkalimetalls , die nicht einen sehr glatten Trend ist ihre anzeigt Potential Reduktion : Lithium Wert anomal ist, ist negativer als die andere. Dies liegt daran , das Li + Ion eine sehr hohe hat Trink Energie in der Gasphase: wenn die Lithium - Ionen deutlich die Struktur des Wassers stören, eine höhere Entropieänderung verursachen, diese hohe Flüssigkeitszufuhr Energie ist genug , um die Reduktionspotentiale zeigen, um es als wobei das elektropositiven Alkalimetall, trotz der Schwierigkeit , es in der Gasphase zu ionisieren.

Die stabilen Alkalimetalle sind alle silberfarbener Metalle mit Ausnahme von Cäsium, die eine hellgoldene Färbung hat: es einer von nur drei Metallen ist , die eindeutig gefärbt sind (die beiden anderen Kupfer und Gold zu sein). Zusätzlich kann das schwere Erdalkalimetallen Kalzium , Strontium und Barium , ebenso wie das bivalente Lanthaniden Europium und Ytterbium ist blassgelb, obwohl die Farbe viel weniger prominent ist , als es für Cäsium ist. Ihren Glanz trübt sich schnell in Luft durch Oxidation. Alle kristallisieren in der kubisch raumzentrierten Kristallstruktur und verfügen über ausgeprägte Flammenfarben , weil ihre äußeren s Elektronen sehr leicht erregbar ist. In der Tat sind diese Flammtest Farben die gängigste Methode , sie zu identifizieren , da alle ihre Salze mit Common Ionen löslich sind.

Kalium reagiert heftig mit Wasser bei Raumtemperatur
Cäsium reagiert explosiv mit Wasser auch bei niedrigeren Temperaturen

Alle Alkalimetalle sind sehr reaktiv und werden niemals in elementaren Formen in der Natur gefunden. Aus diesem Grunde sind sie in der Regel in gespeichert Mineralöl oder Kerosin (Paraffinöl). Sie reagieren mit den aggressiven Halogenen zur Bildung der Alkalimetallhalogenide , die weiß sind ionische kristalline Verbindungen , die alle sind löslich in Wasser ausgenommen Lithiumfluorid ( Li F ). Die Alkalimetalle reagieren auch mit Wasser zu stark formen alkalische Hydroxiden und sollen daher mit großer Vorsicht behandelt werden. Die schwereren Alkalimetalle reagieren kräftiger als die leichteren; Wenn beispielsweise in Wasser getropft, produziert Cäsium eine größere Explosion als Kalium- , wenn die gleiche Molzahl jeden Metall verwendet wird. Die Alkalimetalle haben die günstigstenen erste Ionisationsenergien in ihren jeweiligen Perioden des periodischen Systems aufgrund ihrer geringen effektiven Kernladung und die Fähigkeit , eine zu erlangen Edelgases durch den Verlust nur eine Konfiguration Elektron . Nicht nur , dass die Alkalimetalle reagieren mit Wasser, sondern auch mit Protonendonatoren , wie Alkohole und Phenole , gasförmigem Ammoniak und Alkine , die letzte die phänomenale Grad ihrer Reaktivität zeigt. Ihre große Leistung als Reduktionsmittel macht sie sehr nützlich bei der Befreiung andere Metalle aus ihren Oxiden oder Halogeniden.

Die zweite Ionisationsenergie von all den Alkalimetall sehr hoch ist, wie es in einer Vollschale, die auch näher an die Nucleus ist; daher, sie fast immer ein einzelnes Elektron verlieren, Kationen bilden. Die alkalides sind eine Ausnahme: sie unstabil sind Verbindungen, die Alkalimetalle in einer -1 Oxidationszustand enthalten, die nach wie vor der Entdeckung der alkalides sehr ungewöhnlich ist, wurden die Alkalimetalle nicht in der Lage sein zu erwartende bilden Anionen und galten als in der Lage zu erscheinen Salze nur als Kationen. Die Alkalide Anionen befüllt n-Unterschalen , die ihnen genug Stabilität zu bestehen gibt. Alle stabile Alkalimetallen außer Lithium sind dafür bekannt , der Lage sein , alkalides zu bilden, und die alkalides haben viel theoretisches Interesse wegen ihrer ungewöhnlichen Stöchiometrie und niedrige Ionisations Potentiale . Alkalides sind ähnliche Eigenschaften besitzt wie die Elektride , die Salze mit eingeschlossen sind Elektronen , die als Anionen. Ein besonders bemerkenswertes Beispiel eines Alkalide ist „inverser Natriumhydrid “, H + Na - (beide Ionen sein komplexierten ), in Bezug auf die übliche Natriumhydrid Gegensatz, Na + H - : es ist unstabil isoliert, wegen seiner hohen Energieergeb aus der Verschiebung von zwei Elektronen von Wasserstoff zu Natrium, obwohl einige Derivate vorhergesagt werden metastabile oder stabile.

In wässriger Lösung bilden die Alkalimetallionen aqua Ionen der Formel [M (H 2 O) n ] + , wobei n die Solvatation Zahl ist. Ihre Koordination Zahlen und Formen stimmen gut mit den aus ihrer Ionenradien zu erwarten. In wässriger Lösung sind die die Wassermoleküle direkt an das Metallion gebunden an die gehören ersten Koordinationssphäre , die auch als erste oder Primär Solvathülle bekannt. Die Bindung zwischen einem Wassermolekül und das Metallion ein dative kovalente Bindung mit dem Sauerstoffatom , beide Elektronen zur Bindung spenden. Jedes abgestimmte Wassermolekül kann durch befestigt werden Wasserstoffbrückenbindungen zu anderen Wassermolekülen. Letztere sollen in der zweiten Koordinationssphäre befinden. Jedoch für die Alkalimetallkationen, der zweite Koordinationssphäre ist nicht gut definiert , wie die +1 Ladung des Kations nicht hoch genug, um zu polarisieren , um die Wassermoleküle in der primären Solvathülle genug für sie mit denjenigen starken Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden , in der zweiten Koordinationssphäre, ein stabileres Instanz zu erzeugen. Die Solvatation Nummer für Li + wurde 4 wird experimentell bestimmt, das Formen tetraedrischen [Li (H 2 O) 4 ] + : while Solvatationszahlen von 3 bis 6 für eine Lithium - aqua Ionen gefunden wurde, Solvatationszahlen weniger als 4 sein kann , das Ergebnis der Bildung von Kontaktionenpaaren und die höheren Solvatationszahlen kann in Bezug auf die Wassermoleküle interpretiert werden , die [Li (H nähern 2 O) 4 ] + , durch eine Fläche des Tetraeders, wenn auch molekulardynamische Simulationen der Existenz kann darauf hindeuten , einer oktaedrischen hexaaqua Ion. Darüber hinaus gibt es vermutlich sechs Wassermoleküle in der primären Solvatation Sphäre des Natriumion, bilden die oktaedrischen [Na (H 2 O) 6 ] + Ions. Zwar ist es bisher wurde angenommen , dass die schwereren Alkalimetalle auch oktaedrische hexaaqua lonen ausgebildet wird , da gefunden worden , daß Kalium und Rubidium vermutlich den [K (H - Form 2 O) 8 ] + und [Rb (H 2 O) 8 ] + -Ionen , die bzw. der die quadratische antiprismatische Struktur, und das Cäsium bildet die 12-Koordinate [Cs (H 2 O) 12 ] + Ions.

Lithium

Die Chemie der Lithium zeigt einige Unterschiede aus , dass der Rest der Gruppe als der kleine Li + Kation polarisiert Anionen und gibt seine Verbindungen eine kovalente Charakter. Lithium und Magnesium haben eine Diagonale Verhältnis aufgrund der Ähnlichkeit der Atomradien, so dass sie einige Ähnlichkeiten zeigen. Zum Beispiel bildet ein stabiles Lithiumnitrit , eine Eigenschaft gemeinsam unter allen Erdalkalimetallen (Magnesium - Gruppe) , aber einzigartig unter den Alkalimetallen. Zusätzlich zu ihren jeweiligen Gruppen nur Lithium- und Magnesium - Form metallorganischen Verbindungen mit signifikantem kovalenten Charakter (zB Li Me und MgMe 2 ).

Lithiumfluorid ist die einzige Alkalimetallhalogenids , die schlecht in Wasser löslich ist, und Lithiumhydroxid ist das einzige Alkalimetallhydroxids , das nicht zerfließend . Umgekehrt Lithiumperchlorat und andere Lithiumsalze mit großen Anionen , die nicht polarisiert werden können , sind wesentlich stabiler als die analogen Verbindungen der anderen Alkalimetalle, wohl weil Li + eine hohes hat Solvatationsenergie . Dieser Effekt bedeutet auch , dass die meisten einfachen Lithiumsalze werden üblicherweise in hydratisierter Form auftreten, da die wasserfreien Formen extrem sind hygroskopisch : dies ermöglicht Salze wie Lithiumchlorid und Lithiumbromid in verwendet werden Entfeuchter und Klimaanlagen .

Francium

Francium auch einige Unterschiede aufgrund seiner hohen zeigen vorhergesagt Atomgewicht , so dass seine Elektronen mit erheblichen Fraktionen der Lichtgeschwindigkeit reisen und womit relativistische Effekte mehr im Vordergrund. Im Gegensatz zu dem Trend der abnehm Elektronegativitäten und Ionisationsenergien der Alkali-, Francium Elektronegativität und Ionisationsenergie wird vorhergesagt, dass sie höher ist als Cäsium ist aufgrund der relativistischen Stabilisierung der 7S Elektronen; auch, sein Atomradius wird erwartet , dass ungewöhnlich niedrig sein. So wider Erwarten ist Cäsium das reaktivste der Alkali-, nicht francium. Alle bekannten physikalischen Eigenschaften von francium auch von den klaren Trends abweichen von Lithium bis Cäsium, wie der erste Ionisationsenergie, Elektronenaffinitat gehen, und Anionen Polarisierbarkeit, wenn auch aufgrund der Mangel an bekannten Daten über francium viele Quellen Werte hochgerechnet geben, zu ignorieren , dass relativistische Effekte machen den Trend von Lithium bis Cäsium bei francium unanwendbar. Einige der wenige Eigenschaften von Francium , die Relativität Rechnung vorhersehbaren genommen sind die Elektronenaffinität (47,2 kJ / mol) , und die Enthalpie der Dissoziation des Fr 2 Moleküls (42,1 kJ / mol). Das CSFR - Molekül wird als Cs polarisiert + Fr - , dass die 7s Subshell von francium zeigt , ist viel stärker betroffen durch relativistische Effekte als die 6s Subshell von Cäsium. Außerdem Francium Superoxid (FRO 2 ) wird erwartet , dass signifikanten kovalenten Charakter hat, im Unterschied zu dem anderen Alkalimetall- Superoxide, weil die Bindungs Beiträge der 6P Elektronen von Francium.

nuklear

Ur-Isotopen des Alkalimetalls
Z
Alkalimetall
Stabil
Zerfälle
unstabil: kursiv
odd-odd Isotope rosa gefärbt
3 Lithium 2 - 7
Li
6
Li
 
11 Natrium 1 - 23
N / a
   
19 Kalium 2 1 39
K
41
K
40
K
37 Rubidium 1 1 85
Rb
87
Rb
 
55 Cäsium 1 - 133
Cs
   
87 francium - - Kein Ur-Isotope
( 223
Fr
ist ein radiogenen Nuklid )
Radioaktive: 40 K, t 1/2 1,25 × 10 9 Jahre; 87 Rb, t 1/2 4.9 × 10 10 Jahre; 223 Fr., t 1/2 22,0 min.

Alle alkalischen Metalle haben ungerade Ordnungszahlen; Daher müssen ihre Isotopen entweder ungerade-ungerade (sowohl Protonen und Neutronen - Zahl ungerade) oder ungerade-gerade ( Protonenzahl ungerade ist , aber neutron Zahl ist gerade). Ungerade-ungeradeer Kern sogar Massenzahl , wogegen odd-even Kerne ungerader Massennummern. Ungerade-ungerade ursprünglichen Nuklide sind selten , da die meisten ungerade-ungerade Kerne sehr instabil in Bezug auf sind Beta - Zerfall , da die Zerfallsprodukte gg-sind und daher stärker gebunden sind, aufgrund Kernpaarung Effekte .

Aufgrund der großen Seltenheit von ungerade-ungeradeen Kernen, fast all Ur-Isotope des Alkali- ist odd-even (Ausnahme des Licht stabiles Isotop Lithium-6 und die langlebige sein Radioisotop Kalium-40). Für eine gegebene ungerader Massenzahl, kann es nur ein einzelne beta-stabile Nuklid , da es in Bindungsenergie zwischen Gerade-Ungerade und odd-even vergleichbaren dass zwischen geraden gerade und ungerade-ungerade, so dass andere Nuklide keinen Unterschied ist , der gleichen Massenzahl ( Isobaren ) frei Betazerfall in Richtung des niedrigstwertigen Masse Nuklid. Eine Wirkung der Instabilität der eine ungerade Anzahl von beiden Typen Nukleonenzahl ist , dass ungeradzahlige Elemente, wie beispielsweise die Alkalimetalle, weniger stabile Isotope als geradzahlige Elemente zu neigen. Von den 26 Mono - Isotope Elemente , die nur ein einziges stabiles Isotop haben, alle bis auf einen haben eine ungerade Ordnungszahl und alle bis auf einen haben auch eine gerade Anzahl von Neutronen. Beryllium ist die einzige Ausnahme von beiden Regeln, aufgrund seiner geringen Ordnungszahl.

Alle von den Alkalimetallen , ausgenommen Lithium und Cäsium wenigstens eine natürlicherweise auftretende Radioisotop : Natrium-22 und Natrium-24 sind trace Radioisotopen erzeugten cosmogenically , Kalium-40 und Rubidium-87 haben sehr lange Halbwertszeiten und damit natürlicherweise auftreten und alle Isotope von Francium sind radioaktiv . Cäsium wurde auch im frühen 20. Jahrhundert radioaktiven zu denken, auch wenn es nicht selbstverständlich Radioisotopen auftreten hat. (Francium hatte zu dieser Zeit nicht entdeckt noch.) Die natürliche langlebige Radioisotop von Kalium, Kalium-40, macht etwa 0,012% des natürlichen Kaliums up und damit natürliches Kalium ist schwach radioaktiv. Diese natürliche Radioaktivität wurde als Grundlage für einen falschen Anspruch der Entdeckung für Element 87 (die weite Alkalimetall nach Cäsium) 1925. Natürliches Rubidium ist in ähnlicher Weise leicht radioaktiv, mit 27,83% der Radioisotop langlebige Rubidium-87 zu sein.

Cäsium-137 mit einer Halbwertszeit von 30,17 Jahren, ist einer der beiden Hauptmittel gelebter Spaltprodukte , zusammen mit Strontium-90 , die für die meisten der verantwortliche ist Radioaktivität von verbrauchtem Kernbrennstoff nach mehreren Jahren der Abkühlung, bis bis zu mehreren 100 Jahren nach dem Gebrauch. Sie bildet den größten Teil der Radioaktivität nach wie vor von der linken Chernobyl Unfall . Cäsium-137 erfährt hochenergetische Beta - Zerfall und schließlich wird stabile Barium-137 . Es ist ein starker Emitter von Gammastrahlung. Cäsium-137 hat eine sehr niedrige Rate von Neutroneneinfang und kann praktisch nicht von auf diese Weise entsorgt werden, sondern müssen abklingen erlaubt sein. Cäsium-137 wurde als verwendeter Tracer in hydrologische Untersuchungen, die analog zu der Verwendung von Tritium . Kleine Mengen von Cäsium-134 und Cäsium-137 wurden während fast alle in die Umwelt entlassen Atomwaffentests und einige nuklearen Unfälle , vor allem des Goiânia Unfall und die Katastrophe von Tschernobyl . Ab 2005 ist Cäsium-137 die Hauptquelle der Strahlung in der Zone der Entfremdung rund um das AKW Tschernobyl . Seine chemische Eigenschaften als eines der Alkali- machen es zu einem der größten Probleme der kurz- bis mittelfristige Lebensdauer Spaltprodukte , weil es leicht bewegt und breitet sich in der Natur aufgrund der hohen Wasserlöslichkeit ihrer Salze und wird durch die aufgegriffen Gremium, die Fehler für seine wesentlichen Kongenere Natrium und Kalium.

Periodic Trends

Die Alkalimetalle sind ähnlich zueinander als die Elemente in jeder anderen Gruppe zueinander sind. Zum Beispiel , wenn der Tisch nach unten bewegen, alle bekannten Alkalimetalle zeigen zunehmenden Atomradius , abnehm Elektronegativität , zunehmende Reaktivität und Schmelzpunkte und abnehm sowie Schmelzwärmen und Verdampfung siedet. Im Allgemeinen ihre Dichten zu erhöhen , wenn die Tabelle nach unten bewegen, mit der Ausnahme , dass Kalium als Natrium weniger dicht ist.

Atom- und Ionenradien

Effektive Kernladung auf atomare Elektronen

Die Atomradien der Alkali- erhöhen die Gruppe sinken. Wegen der abschirmenden Wirkung , wenn ein Atom mehr besitzt als eine Elektronenhülle , wobei jedes Elektron empfindet elektrische Abstossung von den anderen Elektronen als auch elektrische Anziehungskraft aus dem Nukleus. In den Alkalimetallen, die äußersten Elektronen fühlt nur eine Nettoladung von +1, als einen Teil der Kernladung (die dem entspricht atomic number ) durch die inneren Elektronen abgebrochen wird; die Anzahl der inneren Elektronen eines Alkalimetall- ist stets eine weniger als die Kernladung. Aus diesem Grunde, der der einzige Faktor , den Atomradius der Alkali- beeinflusst , ist die Anzahl der Elektronen - Schalen. Da diese Zahl die Gruppe erhöht, muss der entsprechenden Atomradius auch die Gruppe erhöht hinunter.

Die Ionenradien der Alkalimetalle sind viel kleiner als ihre Atomradien. Dies liegt daran , dass die äußersten Elektron der Alkali- ist in einer anderen Elektronenhülle als die inneren Elektronen, und daher , wenn es die resultierenden Atom entfernt wird , hat eine weniger Elektronenhülle und ist kleiner. Zusätzlich wird die effektive Kernladung hat zugenommen, und dadurch werden die Elektronen stärker auf den Kern und den Ionenradius verringert sich erregt.

Erste Ionisierungsenergie

Periodischer Trend für Ionisationsenergie: Jede Periode beginnt bei einem Minimum für die Alkalimetalle, und endet bei maximal für die Edelgase .

Die erste Ionisationsenergie eines Element oder Molekül ist die Energie benötigt , um das meisten locker gehaltene Elektron von einem bis verschieben Mol gasförmigen Atomen des Elements oder Moleküls mit einem Mol gasförmig Ionen bilden elektrischer Ladung +1. Die Faktoren , die die erste Ionisationsenergie beeinflussen , sind die Kernladungszahl , die Höhe der Abschirmung durch die inneren Elektronen und der Abstand von dem am meisten losen gehaltenen Elektron aus dem Kern, der immer ein äußeren Elektronen gekennzeichnet, Hauptgruppenelementen . Die ersten beiden Faktoren ändern , um die effektive Kernladung die lose gehalten Elektron anfühlt. Da die äußersten Elektronen von Alkalimetallen fühlt sich immer die gleiche effektive Kernladung (+1), die der einzige Faktor , der den ersten Ionisationsenergie beeinflusst , ist der Abstand von der äußersten Elektronen in den Zellkern. Da dieser Abstand die Gruppe erhöht unten, fühlen sich die äußersten Elektron weniger Anziehungskraft aus dem Kern und damit die erste Ionisationsenergie abnimmt. (Dieser Trend in francium aufgrund der gebrochen wird relativistische Stabilisierung und Kontraktion des 7s - Orbital francium des Valenzelektrons näher an den Kern zu bringen , als aus nicht-relativistischen Berechnungen zu erwarten. Dies macht francium die äußerste Elektron mehr Anziehungskraft aus dem Nukleus fühlen, zu erhöhen seine erste Ionisationsenergie geringfügig über die von Cäsium.)

Die zweite Ionisationsenergie des Alkalimetalls ist viel höher als die ersten wie die zweiten äußerste lose gehaltenen Elektronen Teil einer vollständig gefüllten Elektronenhülle und ist deshalb schwieriger zu entfernen.

Reaktionsfähigkeit

Die Reaktivitäten der Alkali- erhöhen die Gruppe sinken. Dies ist das Ergebnis einer Kombination von zwei Faktoren ab : der erste Ionisationsenergien und Atomisierung Energien der Alkali-. Weil die erste Ionisierungsenergie der Alkali- die Gruppe sinkt nach unten, ist es einfacher für die äußerste Elektron aus dem Atom , und beteiligen sich an zu entfernenden chemischen Reaktionen , wodurch die Reaktivität der Gruppe nach unten zunimmt. Die Atomisierung Energie misst die Stärke der metallischen Bindung eines Elementes, das die Gruppe hinfällt , wie die Atome in erhöhen Radius und damit die metallische Verbindung in der Länge zunehmen muß, die delokalisierte Elektronen machen weiter weg von der Anziehungskraft des Kerns der schwereren Alkali Metalle. Addieren der erste und Atomisierung Ionisationsenergien gibt eine Menge eng verwandt (aber nicht gleich) die Aktivierungsenergie der Reaktion eines Alkalimetall- mit einer anderen Substanz. Diese Menge verringert geht die Gruppe nach unten, und so auch die Aktivierungsenergie; Somit können chemische Reaktionen schneller und die Reaktionsfähigkeit erhöht sich unten der Gruppe auftreten.

Elektronegativität

Die Variation der Pauling Elektronegativität (y-Achse) als eine senkt sich die Hauptgruppe des Periodensystems aus der zweiten in die sechsten Periode

Elektronegativität ist eine chemische Eigenschaft , die die Tendenz eines beschreibt Atom oder eine funktionelle Gruppe zu gewinnen Elektronen (oder Elektronendichte ) in Richtung selber. Wenn die Bindung zwischen Natrium und Chlor in Natriumchlorid wurde kovalent , würde das Paar geteilter Elektronen zum Chlor zogen werden , weil die effektive Kernladung auf den äußeren Elektronen +7 in Chlor ist , jedoch nur +1 in Natrium. Das Elektronenpaar ist so nahe an das Chlor - Atom angezogen , dass sie praktisch das Chlor - Atom (eine transferieren ionische Bindung ). Wenn das Natriumatom ersetzt wurde jedoch durch ein Lithiumatom, werden die Elektronen nicht so nah an das Chlor - Atom angezogen werden , wie zuvor , weil das Lithiumatom ist kleiner, so dass das Elektronenpaar stärker an die näher effektive Kernladung von Lithium angezogen. Daher werden die grßere Alkalimetallatome (weiter unten in der Gruppe) weniger elektronegativ als das Bindepaar weniger stark in Richtung zu ihnen angezogen wird. Wie zuvor erwähnt, ist francium erwarten eine Ausnahme sein.

Wegen der höheren Elektronegativität von Lithium, haben einige ihrer Verbindungen eine kovalente Charakter. Zum Beispiel Lithiumiodid ( Li I ) wird in aufzulösen organischen Lösungsmitteln , eine Eigenschaft der meisten kovalenten Verbindungen. Lithiumfluorid (Li F ) ist die einzige Alkalihalogenid , das nicht wasserlöslich ist, und Lithiumhydroxid (Li OH ) ist die einzige Alkalimetallhydroxids , das nicht zerfließend .

Schmelz- und Siedepunkte

Der Schmelzpunkt einer Substanz ist der Punkt , an dem sie sich ändert Zustands von festen zu flüssigen , während der Siedepunkt einer Substanz (in flüssigem Zustand) ist der Punkt, wo der Dampfdruck der Flüssigkeit gleich dem Umgebungsdruck umgibt , um die Flüssigkeit und die gesamte Flüssigkeit sein Zustand wechselt auf Gas . Als ein Metall auf seinen Schmelzpunkt erwärmt wird, die metallische Bindungen schwächen die Atome , an Ort und Stelle zu halten , so daß die Atome sich bewegen kann, und der metallischen Bindungen brechen schließlich vollständig am Siedepunkt des Metalls. Daher zeigt der abfallende Schmelz- und Siedepunkt des Alkalimetalls , dass die Stärke der metallischen Bindungen der Alkalimetalle die Gruppe sinkt nieder. Dies ist , weil Metallatomen zusammen gehalten werden durch die elektromagnetische Anziehungskraft von den positiven Ionen an die delokalisierte Elektronen. Da die Atome in der Größe erhöhen , um die Gruppe sinken (wegen ihrer atomaren Radius zunimmt), bewegen sich die Kerne der Ionen weiter weg von den delokalisierten Elektronen und somit wird die metallische Bindung schwächer , so dass das Metall leichter schmelzen kann und kochen, wodurch Senken die Schmelz- und Siedepunkte. (Die erhöhte Kernladung ist kein relevanter Faktor aufgrund der Abschirmwirkung.)

Dichte

Die alkali Metalle haben alle die gleiche Kristallstruktur ( kubisch raumzentrierte ) und damit die einzigen relevanten Faktoren sind die Anzahl von Atomen, die in einem bestimmten Volumen und die Masse eines der Atome passen kann, da Dichte als Masse pro Einheit definiert ist , Volumen. Der erste Faktor ist abhängig vom Volumen des Atoms und daher der Atomradius, der unten die Gruppe steigert gehen; Somit wird das Volumen eines Alkalimetallatom der Gruppe zunimmt sinken. Die Masse eines Alkalimetallatom steigert auch die Gruppe hinunter. Somit hängt der Trend für die Dichten des Alkalimetalls auf ihre Atomgewichte und Atomradien; Wenn Zahlen für diese beiden Faktoren bekannt sind, können die Verhältnisse zwischen den Dichten der Alkalimetalle berechnet werden. Die sich ergebende Trend ist , dass die Dichten der Alkali- abwärts der Tabelle zu erhöhen, mit einer Ausnahme an Kalium. Aufgrund der untersten Atomgewicht und die größte Atomradius aller Elemente in ihren Perioden, sind die Alkalimetalle die geringste Dichte Metallen des Periodensystems. Lithium, Natrium und Kalium sind die einzigen drei Metalle im Periodensystem , die weniger dicht sind als das Wasser: tatsächlich, Lithium ist das am wenigsten dichtes bekannte Feststoff bei Raumtemperatur .

Verbindungen

Die Alkalimetalle bilden komplette Reihe von Verbindungen mit allen in der Regel begegnet Anionen, die auch Gruppen Trends illustrieren. Diese Verbindungen können als Einbeziehung der Alkalimetallen verliert Elektronen - Akzeptor - Spezies und Umformen monopositive Ionen beschrieben. Diese Beschreibung ist am genauesten für Alkalihalogeniden und immer weniger genau , wie kationische und anionische Ladung zu erhöhen, und als das Anion größer , und den polarisierbaren. Beispielsweise ionische Bindung weicht metallische Bindung längs die Reihe NaCl, Na 2 O, Na 2 S, Na 3 P, Na 3 As, Na 3 Sb, Na 3 Bi, Na.

Hydroxiden

externe
Die Reaktionen der Alkali- mit Wasser , geleitet von der Open University
Eine große orange-gelb Explosion
Eine Umsetzung von 3 Pfund (≈ 1,4 kg) Natrium mit Wasser

All alkalischen Metalle reagieren heftig oder explosiv mit kaltem Wasser, eine Herstellung wässrige Lösung eines stark basischen Alkalimetall- Hydroxid und Wasserstoffgas freigesetzt wird . Diese Reaktion wird kräftiger die Gruppe sinken: Lithium reagiert kontinuierlich mit Sprudeln , aber Natrium und Kalium und Rubidium und Cäsium sink in Wasser zünden und Wasserstoffgas so rasch , dass Schockwellen bilden , in dem Wasser zu erzeugen , die Glasbehälter zertrümmern kann. Wenn ein Alkalimetall in Wasser gelöscht wird, erzeugt es eine Explosion, von denen es zwei getrennten Stufen. Das Metall reagiert mit dem Wasser zuerst, in das Wasser die Wasserstoffbrückenbindungen brechen und Erzeugen Wasserstoff Gas; dies geschieht schneller für die reaktiveren schweren Alkalimetalle stellen. Zweitens ist die Wärme , die durch den ersten Teil der Reaktion erzeugten zündet oft das Wasserstoffgas, so dass es sich explosionsartig in die umgebende Luft zu verbrennen. Diese Sekundärwasserstoffgasexplosion erzeugt die sichtbare Flamme oberhalb der Schüssel Wasser, See oder ein anderes Gewässer, nicht die anfängliche Reaktion des Metalls mit Wasser (die meist unter Wasser geschieht dazu neigt). Die Alkalimetallhydroxide sind die grundlegenden bekannt , enthalten.

Die neuere Forschung hat vorgeschlagen , dass das explosive Verhalten von Alkalimetallen in Wasser durch eine angetrieben wird Coulombexplosion und nicht nur durch schnelle Erzeugung von Wasserstoff selbst. Alle Alkalimetalle Schmelzen als Teil der Reaktion mit Wasser. Wassermoleküle ionisieren die metallisch blanke Oberfläche des flüssigen Metalls, ein positiv geladenes Metall - Oberfläche zurückbleibt und negativ geladene Wasserionen. Die Anziehungskraft zwischen den geladenen Metallionen und Wasser wird die Oberfläche rasch erhöhen, einen exponentiellen Anstieg der Ionisation führt. Wenn die Abstoßungskräfte innerhalb der Flüssigmetalloberfläche , die Kräfte der Oberflächenspannung übersteigen, es explodiert heftig.

Die Hydroxide selbst sind die grundlegendsten Hydroxiden bekannt, mit Säure reagierende Salze zu geben und mit Alkoholen zu oligomere Alkoxide . Sie reagieren leicht mit Kohlendioxid zu bilden , Carbonaten oder Bicarbonaten , oder mit Schwefelwasserstoff zu bilden , Sulfide oder Bisulfide , und kann verwendet werden zur Trennung Thiole aus Petroleum. Sie reagieren mit amphotere Oxide: beispielsweise die Oxide von Aluminium , Zink , Zinn und Blei mit den Alkalimetallhydroxiden unter Ergeben von Aluminaten, Zinkate, Stannate, Plumbate und. Siliziumdioxid ist sauer, und somit sind die Alkalimetallhydroxide können auch angreifen Silikatglas .

Intermetallische Verbindungen

Flüssige NaK-Legierung bei Raumtemperatur

Die Alkalimetalle bilden viele intermetallische Verbindungen miteinander und mit den Elementen der Gruppen 2 zu 13 im Periodensystem mit variierenden Stöchiometrien, wie beispielsweise die Natrium- Amalgame mit Quecksilber , einschließlich Na 5 Hg 8 und Na 3 Hg. Einige von ihnen haben ionische Eigenschaften: unter den Legierungen mit Gold , die elektronegativsten von Metallen, als Beispiel, NaAu und KAu sind metallisch, aber RbAu und CsAu sind Halbleiter. NaK ist eine Legierung von Natrium und Kalium , die sehr nützlich ist , weil es bei Raumtemperatur flüssig ist, obwohl Vorsichtsmaßnahmen aufgrund gegenüber Wasser und Luft in seine extremen Reaktivität getroffen werden müssen. Die eutektische Mischung schmilzt bei -12.6 ° C. Eine Legierung aus 41% Cäsium, 47% igem und 12% igem Kalium hat den geringste bekannten Schmelzpunkt aus einem beliebigen Metall oder eine Legierung, -78 ° C.

Verbindungen der Elemente der Gruppe 13

Die intermetallischen Verbindungen des Alkali- mit dem schwereren Elementen der Gruppe 13 ( Aluminium , Gallium , Indium und Thallium ) wie NaTl, sind schlechter Leiter oder Halbleiter , im Gegensatz zu den üblichen Legierungen mit den vorhergehenden Elementen, was bedeutet , dass die Alkali- hat involvierte ein Elektron an die verlorenen Zintl - Anionen beteiligt. Nichtsdestoweniger, während die Elemente in der Gruppe 14 und darüber hinaus dazu neigen , diskreten anionische Haufen zu bilden, Elemente der Gruppe 13 sind in der Regel polymeres Ionen mit den Alkalimetallkationen zwischen dem Riesen ionischen Gittern angeordnet zu bilden. Beispielsweise besteht NaTl eines polymeren Anions (-TL - -) n mit einer kovalenten kubischen Diamantstruktur mit Na + -Ionen zwischen dem anionische Gitter angeordnet. Die größeren Alkalimetalle können nicht in ähnliche Weise in ein anionische Gitter passen , und neigen dazu , die schwereren Elemente der Gruppe 13 zu zwingen anionische Haufen zu bilden.

Bor ist ein Sonderfall, wobei die einzige nicht - metallische Gruppe in 13. Das Alkalimetall Boride neigen Bor-reiche, an denen merkliche Bor-Bor - Bindung beteiligt werden deltaedrischen aufgrund der alkali Metalle mit sehr hoher Strukturen und sind thermisch instabiler Dampfdruck bei erhöhten Temperaturen. Dies macht Direktsynthese problematisch , da die Alkalimetalle unter 700 ° C mit Bor nicht reagieren, und somit muss diese im Überschuss in versiegelten Behältern mit der Alkali- bewerkstelligt werden. Außerdem ausnahmsweise in dieser Gruppe, die Reaktivität mit Bor verringert die Gruppe herab: Lithium reagiert komplett bei 700 ° C, aber Natrium bei 900 ° C und Kalium nicht bis 1200 ° C, und die Reaktion ist momentane für Lithium aber dauert Stunden für Kalium. Rubidium und Cäsium Boride haben nicht einmal charakterisiert. Verschiedene Phasen bekannt sind, wie beispielsweise LiB 10 , NaB 6 , NaB 15 und KB 6 . Unter hohem Druck das Bor-Bor - Bindung in der Lithium- Boride ändert sich von folgenden Wade-Regeln zu bilden Zintl - Anionen , wie der Rest der Gruppe 13.

Verbindungen der Elemente der Gruppe 14

Seite (links) und oben (rechts) Aufrufe der Graphit - Einlagerungsverbindung KC 8

Lithium und Natrium reagieren mit Kohlenstoff bilden Acetylide , Li 2 C 2 und Na 2 C 2 , die auch durch die Umsetzung des Metalls mit erhalten werden kann Acetylenruß . Kalium, Rubidium und Cäsium reagiert mit Graphit ; ihre Stoffatomen interkaliert zwischen den hexagonalen Graphitschichten, bilden Graphit - Einlagerungsverbindungen der Formeln MC 60 (dunkelgrau, fast schwarz), MC 48 (dunkelgrau, fast schwarz), MC 36 (blau), MC 24 (Stahl blau), und MC 8 (Bronze) (M = K, Rb oder Cs). Diese Verbindungen sind mehr als 200 - mal mehr als die elektrisch leitfähige reiner Graphit, was darauf hindeutet , daß die Valenzelektronen des Alkalimetalls zu den Graphitschichten übertragen werden (zB M +
C -
8
). Beim Erhitzen von KC 8 , die Beseitigung von Kaliumatomen Ergebnissen bei der Umwandlung in Sequenz zu KC 24 , KC 36 , KC 48 und schließlich KC 60 . KC 8 ist ein sehr starkes Reduktionsmittel und ist pyrophor und explodiert bei Kontakt mit Wasser. Während die grösseren Alkalimetalle (K, Rb und Cs) MC anfänglich Bildung 8 bildet die kleineren anfänglich MC 6 , und in der Tat erfordern sie Reaktion der Metalle mit Graphit bei hohen Temperaturen um 500 ° C zu bilden. Abgesehen davon, die Alkalimetalle sind solche starken Reduktionsmittel , dass sie sogar verringern können Buckminsterfulleren Feststoff erzeugen Fulleriden M n C 60 ; Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium können Fulleriden bilden , worin n = 2, 3, 4, oder 6, Rubidium und Cäsium und können zusätzlich erreicht n = 1 ist .

Wenn die Alkalimetalle reagieren mit den schwereren Elementen in der Kohlenstoffgruppe ( Silizium , Germanium , Zinn und Blei ), ionischen Substanzen mit käfigartigen Strukturen ausgebildet werden , wie der Silizide M 4 Si 4 (M = K, Rb, oder CS), die M enthält , + und tetraedrischen Si 4-
4
-Ionen. Die Chemie der Alkalimetall Germanide , die Germanid Ion beteiligt Ge 4- und anderen Cluster ( Zintl ) Ionen wie Ge 2-
4
, Ge 4-
9
, Ge 2-
9
und [(Ge 9 ) 2 ] 6- , ist weitgehend analog zu dem des entsprechenden Silicide. Alkalimetall- Stannide sind überwiegend ionisch, manchmal mit dem Stannid - Ion ( Sn 4- ) und manchmal mit komplexeren Zintl - Ionen wie Sn 4-
9
, die in Tetrapotassium nonastannide (K angezeigt werden 4 Sn 9 ). Die einatomigen plumbide Ion ( Pb 4- ) unbekannt ist , und in der Tat ist seine Bildung sein energetisch ungünstig vorhergesagt; Alkalimetall- Plumbide weisen komplexe Zintl - Ionen, wie beispielsweise Pb 4-
9
. Dieses Alkalimetall Germanide, Stannide, und Plumbide können durch Reduktion Germanium, Zinn, hergestellt werden und mit Natriummetall in flüssigem Ammoniak führen.

Nitride und Pnictiden

Elementarzelle Kugel-Stab - Modell von Lithiumnitrid . Auf der Grundlage der Größe ein tetraeder würde Struktur zu erwarten, aber das wäre geometrisch unmöglich: so Lithiumnitrid nimmt auf dieser einzigartigen Kristallstruktur.

Lithium, das leichteste der Alkali-, ist die einzige , die mit Alkali- reagiert Stickstoff bei Normalbedingungen , und die Nitrid ist die einzige stabile Alkali- Metallnitrid. Stickstoff ist ein unreaktive Gas wegen Brechen des starken Dreifachbindung in dem Distickstoff - Moleküls (N 2 ) viel Energie erfordert. Die Bildung eines alkali Metallnitrid die Ionisationsenergie des Alkalimetalls (M bildet würde verzehren + -Ionen), die Energie erforderlich , um die Dreifachbindung in N zu brechen 2 und die Bildung von N 3- -Ionen und den gesamten Energie von dem gelösten Bildung einer alkali Metallnitrid ist von der Gitterenergie des alkali Metallnitrid. Die Gitterenergie ist mit kleinen, hochgeladenen Ionen maximiert; die Alkalimetalle nicht hochgeladenen Ionen bilden, nur Ionen mit einer Ladung von +1, so dass nur Lithium, die kleinste Alkalimetall- bilden, kann ausreichen , Gitterenergie freizugeben , die Reaktion mit Stickstoff , um exotherm , bilden Lithiumnitrid . Die Reaktionen der anderen Alkalimetalle mit Stickstoff freisetzen würden nicht genug Gitterenergie und damit wären endotherm , so dass sie nicht Nitride unter Normbedingungen bilden. Natriumnitrit (Na 3 N) und Kaliumnitrit (K 3 N), während die vorhandenen, extrem instabil, anfällig sind wieder in ihre konstituierenden Elemente zu zersetzen, und kann nicht durch Umsetzung der Elemente zueinander bei Standardbedingungen hergestellt werden. Sterische Hinderung verbietet die Existenz von Rubidium oder Cäsium - Nitrid. Jedoch, Natrium- und Kalium - Form farblose Azid Salz Einbeziehung der linear N -
3
Anion bedeutet; aufgrund der großen Größe der Alkalimetallkationen, sind sie thermisch stabil genug , um vor der Zersetzung schmelzen zu können.

Alle Alkalimetalle reagieren leicht mit Phosphor und Arsen Phosphiden und Arseniden mit der Formel M zu formen 3 Pn (wobei M ein Alkalimetall darstellt und Pn repräsentiert einen Pnictogen - Phosphor, Arsen, Antimon oder Bismut ). Dies ist aufgrund der größeren Größe des P 3- und Da 3 - lonen, so dass weniger Energie für die Gitter Salze gelöst werden muss , bilden. Dies sind nicht das einzige , Phosphiden und Arseniden des Alkalimetalls: zum Beispiel Kalium hat neun unterschiedliche bekannte Phosphide, mit Formeln 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 und KP 15 . Während die meisten Metalle Arseniden bilden, werden nur die Alkali- und Erdalkalimetallen bilden meist ionischen Arsenide. Die Struktur von Na 3 Wie Komplex mit ungewöhnlich kurzen Na-Angaben Entfernungen von 328-330 pm , die kürzer sind als in Natriummetall, und dies zeigt , dass auch bei diesen elektropositiven Metallen der Bindung nicht ohne weiteres ionisch sein kann. Anderer Alkali- Arseniden konformer nicht die Formel M 3 Wie bekannt sind, wie zum Beispiel LiAs, die einen metallischen Glanz und elektrische Leitfähigkeit aufweist , die das Vorhandensein von etwas metallischen Bonding . Die Antimonide sind instabil und reaktiv wie die Sb 3- Ion ein starkes Reduktionsmittel ist; Reaktion davon mit Säuren bilden , das toxischen und instabiles Gas Stibin (SbH 3 ). In der Tat, sie haben einige metallische Eigenschaften, und die Alkalimetall- Antimonide der Stöchiometrie MSb umfassen Antimonatome in einem Spiral Zintl Struktur gebunden ist . Wismutide sind nicht einmal gänzlich ionischen; sie sind intermetallische Verbindungen partiell metallische und teilweise ionische Bindungen enthalten.

Oxide und Chalkogenide

Die Kugel-Stab-Diagramm zeigt zwei reguläre Oktaeder, die von einer Seite miteinander verbunden sind.  Alle neun Ecken der Struktur sind lila Kugeln repräsentieren Rubidium und in der Mitte jedes Oktaeder ist eine kleine rote Kugel darstellt Sauerstoff.
Rb
9
O
2
- Cluster, bestehend aus zwei regulärenOktaedermiteinander durch eine Fläche verbunden
Die Kugel-Stab-Diagramm zeigt drei regelmäßige Oktaeder, wobei jedes Oktaeder sowohl von den anderen durch eine Fläche jeder verbunden ist.  Alle drei Oktaedern haben eine Kante gemeinsam haben.  Alle elf Eckpunkten der Struktur sind violet Kugeln Cäsium darstellt, und in der Mitte jedes Oktaeder ist eine kleine rote Kugel darstellt Sauerstoff.
Cs
11
O
3
cluster, bestehend aus drei regelmäßige Oktaeder wo jeweils Oktaeder sowohl der anderen jeweils durch eine Fläche verbunden ist. Alle drei Oktaedern haben eine Kante gemeinsam.

Alle Alkalimetalle reagieren heftig mit Sauerstoff bei Standardbedingungen. Sie stellen unterschiedliche Oxide wie einfache Oxide (die O enthaltenden 2- Ion), Peroxide (enthaltend die O 2-
2
ion, wo es eine ist einfache Bindung zwischen den beiden Sauerstoffatomen), Superoxide (enthaltend das O -
2
Ion), und viele andere. Lithium brennt in Luft zu bilden , Lithiumoxid , aber Natrium reagiert mit Sauerstoff , um eine Mischung aus zu bilden , Natriumoxid und Natriumperoxid . Potassium bildet eine Mischung aus Kaliumperoxid und Kaliumsuperoxid , Rubidium und Cäsium , während ausschließlich die Superoxid bilden. Ihre Reaktionsfähigkeit erhöht sich die Gruppe sinken: Während Lithium, Natrium und Kalium bloß in Luft brennen, Rubidium und Cäsium sind pyrophor (spontan Brand in der Luft auffangen).

Die kleineren Alkalimetalle dazu neigen , die größer Anionen (das Peroxid und Superoxid) aufgrund ihrer geringen Größe zu polarisieren. Dies zieht die Elektronen in den komplexere Anionen in Richtung eines seiner konstituierenden Sauerstoff - Atomen, einen Oxidionen und ein Sauerstoffatom bildet. Dies bewirkt , dass Lithium mit Sauerstoff bei Raumtemperatur des Oxid ausschließlich auf Reaktion zu formen. Dieser Effekt wird erheblich schwächer für das größere Natrium und Kalium, so dass sie die weniger stabilen Peroxide bilden. Rubidium und Cäsium, an der Unterseite von der Gruppe, ist so groß , dass auch die am wenigsten stabilen Superoxide bilden können. Weil das Superoxid die meiste Energie freisetzt , wenn gebildet, wird die Superoxid bevorzugt für die größeren Alkalimetallen gebildet , wo die komplexere Anionen nicht polarisiert sind. (Die Oxide und Peroxide für diese Alkalimetalle bestehen, aber nicht mit Sauerstoff bei Standardbedingungen bei direkter Reaktion des Metalls bilden.) Darüber hinaus ist die geringe Größe der Li + und O 2- -Ionen tragen , um ihre stabilen Formungs lonengitter Struktur. Unter kontrollierten Bedingungen, jedoch alle Alkalimetalle, mit Ausnahme von Francium, sind dafür bekannt , ihre Oxide, Peroxide zu bilden, und Superoxide. Die Alkalimetallperoxide und Superoxide sind leistungsfähige Oxidationsmitteln . Natriumperoxid und Kaliumsuperoxid reagieren mit Kohlendioxid das Alkalimetallcarbonat und Sauerstoffgas zu bilden, die sie in verwendet werden können submarine Luftreiniger; das Vorhandensein von Wasserdampf , macht die Entfernung von Kohlendioxid durch Kaliumsuperoxid natürlicherweise in Luft, noch effizienter. Alle stabile Alkalimetalle außer Lithium kann rotes bilden Ozonide (MO 3 ) , durch Niedertemperatur - Reaktion des pulverisierten wasserfreiem Hydroxid mit Ozon : die Ozonide sein kann dann Flüssigkeit extrahiert unter Verwendung von Ammoniak . Sie zersetzen sich langsam bei Standardbedingungen zu den Superoxide und Sauerstoff und Hydrolyse direkt zu den Hydroxiden , wenn sie in Kontakt mit Wasser. Kalium, Rubidium und Cäsium bilden auch Sesquioxide M 2 O 3 , die besser sein können in Betracht gezogen Peroxids disuperoxides, [(M +
)
4
(O 2-
2
) (O -
2
)
2
]
.

Rubidium und Cäsium können mit den Metallen in der formalen Oxidationsstufe unter +1 eine große Auswahl an Suboxide bilden. Rubidium können Rb bilden 6 O und Rb 9 O 2 (kupferfarbenen) bei Oxidation in Luft, während Cäsium bildet eine ungeheure Vielfalt von Oxiden, wie das Ozonid CsO 3 und mehreren bunten Suboxide , wie Cs 7 O (Bronze) Cs, 4 O (rotviolett), Cs 11 O 3 (violett), Cs 3 O (dunkelgrün), CSO, Cs 3 O 2 , ebenso wie Cs 7 O 2 . Die letzt dies kann unter Vakuum erhitzt werden , Cs zum Erzeugen 2 O.

Die Alkalimetalle können in analoger Weise auch mit den schwereren Chalkogene (reagieren Schwefel , Selen , Tellur und Polonium ) und alle Alkalimetall- Chalkogenide sind bekannt (mit der Ausnahme von Francium'S). Umsetzung mit einem Überschuss des Chalkogen kann in niedrigen Chalkogenide In ähnlichem Ergebnis, mit Chalkogen lonen Ketten der Chalcogen - Atomen in Frage enthält. Zum Beispiel kann Natrium mit Schwefel reagieren , um das bilden Sulfid ( Na 2 S ) und verschiedene Polysulfiden mit der Formel Na 2 S x ( x von 2 bis 6), die enthalten , S 2-
x
-Ionen. Aufgrund der Basizität der Se 2- und Te 2- Ionen, die Alkalimetallsilicate Selenide und Telluride sind alkalisch in Lösung; wenn sie direkt mit Selen und Tellur, Alkali- und Polyselenide Polytelluride umgesetzt werden zusammen mit den Seleniden und Telluriden mit dem gebildeten Se 2-
x
und Te 2-
x
Ionen. Sie können direkt aus den Elementen in flüssigem Ammoniak erhalten werden , oder wenn die Luft nicht vorhanden ist , und sind farblose, in Wasser lösliche Verbindungen , die Luft schnell wieder auf Selen oder Tellur oxydiert. Das Alkalimetall polonides sind alle ionischen Verbindungen , den Po enthaltend 2- Ion; sie sind chemisch sehr stabil und können durch direkte Umsetzung der Elemente bei etwa 300-400 ° C hergestellt werden.

Halogeniden, Hydriden und Pseudohalogenide

Die Alkalimetallen zählen zu den elektropositiven Elemente des Periodensystems und neigen somit ionisch binden zu den meisten elektronegative Elemente des Periodensystems, den Halogenen ( Fluor , Chlor , Brom , Jod und Astat ), Umformen Salze als alkali bekannter Metallhalogeniden. Die Reaktion ist sehr kräftig und in Explosionen manchmal führen kann. Alle zwanzig stabile Alkalimetallhalogenide sind bekannt; die instabilen nicht bekannt ist , mit Ausnahme von Natrium Astatid, wegen der großen Instabilität und Seltenheit von Astat und Francium. Die bekanntesten von den zwanzig ist zweifellos Natriumchlorid , im übrigen wie Kochsalz bekannt. Alle der stabilen Alkalimetallhalogenide weisen die Formel MX , worin M ein Alkalimetall ist und X ein Halogen ist . Sie sind alle weißen ionischen kristallinen Festkörpern , die hohe Schmelzpunkte haben. Alle Alkalimetallhalogenide sind löslichem in Wasser bis auf Lithiumfluorid (LiF), das aufgrund seiner sehr hohen in Wasser unlöslich ist Gitterenthalpie . Die hohe Gitterenthalpie von Lithiumfluorid ist aufgrund der kleinen Abmessungen der Li + und F - -Ionen, die Verursachung elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen ihnen stark sein: eine ähnliche Wirkung tritt für Magnesiumfluorid , im Einklang mit der diagonalen Beziehung zwischen Lithium und Magnesium.

Die Alkalimetalle reagieren auch auf ähnliche Weise mit Wasserstoff ionische Alkalimetallhydride zu bilden, in denen die Hydrid - Anion fungieren als Pseudohalogenid : Diese werden als Reduktionsmittel oft verwendet, die Herstellung von Hydride, komplexen Metallhydride, oder Wasserstoffgas. Andere Pseudohalogenide sind ebenfalls bekannt, vor allem die Cyanide . Dies sind isostrukturell zu den jeweiligen Halogeniden mit Ausnahme Lithiumcyanid , was darauf hinweist , dass die Cyanidionen frei drehen kann. Ternäre Alkalimetallhalogenid Oxide, wie Na 3 ClO, K 3 BrO (gelb), Na 4 Br 2 O, Na 4 I 2 O und K 4 Br 2 O, ist ebenfalls bekannt. Die Polyhalogenide sind eher unstabil, obwohl die von Rubidium und Cäsium werden durch die schwache polarisierenden Leistung dieser extrem groß Kationen stark stabilisiert.

Koordinationskomplexe

18-Krone-6 ein Kaliumion koordinierende
Struktur von 2,2,2-Cryptand ein Kaliumkation Verkapselung (violett). At kristallinen Zustand, mit einem Röntgenbeugungs erzielt.

Alkalimetallkationen in der Regel nicht bilden Koordinationskomplexe mit einfachen Lewis - Basen aufgrund ihrer geringen Ladung von nur +1 und ihrer relativ großen Größe; somit wird die Li + ion Formen meisten Komplexe und die schwereren Alkaliionen bilden immer weniger (obwohl Ausnahmen für schwache Komplexe entstehen). Lithium Insbesondere hat eine sehr reiche Koordinationschemie , in der es zeigt Koordinierung Zahlen von 1 bis 12, wobei oktaedrische Hexa - Koordinations ihr bevorzugter Modus befindet. In wässriger Lösung liegen die Alkalimetallionen als oktaedrische Hexahydrat Komplexe ([M (H 2 O) 6 )] + ), mit Ausnahme der Lithium - Ionen, die aufgrund ihrer geringen Größe tetraedrischen Tetrahydrat Komplexe bilden ([Li (H 2 O) 4 )] + ); die Alkalimetalle bilden diese Komplexe wegen ihrer Ionen durch elektrostatische Anziehungskräfte auf die polaren Wassermoleküle angezogen werden. Wegen dieses wasserfreie sind Salze Alkalimetallkationen enthält , oft als verwendet Desiccants . Alkalimetalle bilden ohne weiteres auch Komplexe mit Kronenether ( zum Beispiel 12-Krone-4 für Li + , 15-Krone-5 für Na + , 18-Krone-6 für K + , und 21-crown-7 für die Rb + ) und Kryptanden aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft .

Ammoniak-Lösungen

Die Alkalimetalle lösen sich langsam in flüssigem Ammoniak , ammoniakalischen Lösungen von solvatisierten M bildende + und E - , das Wasserstoffgas und die reagieren unter Bildung Alkalimetallamid (MNH 2 , wobei M für ein Alkalimetall): Dies wurde zum ersten Mal aufgezeichnet von Humphry Davy im Jahr 1809 und von W. Weyl in 1864. Das Verfahren kann durch eine Wiederentdeckung beschleunigt wird Katalysator . Ähnliche Lösungen werden durch das schwere divalente ausgebildet Erdalkalimetallen Kalzium , Strontium , Barium , ebenso wie die divalente Lanthaniden , Europium und Ytterbium . Die Amidsalz ist ziemlich unlöslich und kann leicht aus der Lösung ausfällt, intensiv gefärbt Ammoniak - Lösungen des Alkali- verläßt. Im Jahr 1907 identifizierte Charles Krause die Farbe , wie aufgrund des Vorhandenseins des Seins solvatisierten Elektronen , die auf die hohe elektrische Leitfähigkeit dieser Lösungen beitragen. Bei niedrigeren Konzentrationen (weniger als 3 M), ist die Lösung dunkelblau und hat zehn mal die Leitfähigkeit von wässriger Natriumchlorid ; bei höheren Konzentrationen (über 3 M), ist die Lösung , kupferfarbenen und hat etwa die Leitfähigkeit von flüssigen Metallen wie Quecksilber . Zusätzlich zu dem Alkalimetallamid Salz und solvatisierten Elektronen, wie Ammoniak - Lösungen enthalten auch die Alkalimetallkation (M + ), das neutrale Alkalimetallatom (M), zweiatomigen Alkalimetallmolekül (M 2 ) und Alkalimetall - Anionen (M - ). Dies sind instabil und schließlich wurde das thermodynamisch stabile Alkalimetallamid und Wasserstoffgas. Solvatisierten Elektronen sind leistungsfähige Reduktionsmittel und werden häufig in der chemischen Synthese eingesetzt.

metallorganische

Organolithium

Struktur des oktaedrischen n - Butyllithium Hexamer, (C 4 H 9 Li) 6 . Die Aggregate werden durch delokalisierten kovalente Bindungen zwischen Lithium und dem Endgerät Kohlenstoff der Butylkette gehalten. Es gibt keine direkte Lithium-Lithium - Bindung in einer lithiumorganischen Verbindung.
Solide Phenyllithium Formen monokliner Kristalle können als bestehend aus dimeren Li beschrieben 2 ( C 6 H 5 ) 2 - Untereinheiten. Die Lithiumatome und die ipso Kohlenstoffe der Phenylringe bilden einen ebenen viergliedrigen Ring. Die Ebene der Phenylgruppen sind senkrecht zur Ebene dieses Li 2 C 2 Ring. Zusätzliche starke intermolekulare Bindung auftritt zwischen diesen Phenyllithium Dimeren und den π - Elektronen der Phenylgruppen in den benachbarten Dimere, in einer unendlichen polymeres Leiter - Struktur führt.

Wobei die kleinste Alkali-, Lithium bildet die vielfältigsten und stabilsten metallorganischen Verbindungen , die kovalent gebunden sind. Organolithium - Verbindungen sind elektrisch nicht leitende flüchtige Feststoffe oder Flüssigkeiten , die bei niedrigeren Temperaturen schmelzen, und neigen dazu , zu formen Oligomeren mit der Struktur (RLi) x , wobei R die organische Gruppe ist. Da der elektropositiven Charakter des Lithium größten Teil der macht Ladungsdichte der Anleihe auf dem Kohlenstoffatom, die Schaffung wirkungsvoll ein Carbanion , lithiumorganische Verbindungen sind extrem leistungsstark Basen und Nukleophilen . Für die Verwendung als Basen, butyllithiums sind häufig verwendet und sind im Handel erhältlich. Ein Beispiel einer Organolithiumverbindung Methyllithium ((CH 3 Li) x ), die vorhanden ist in tetrameren ( x = 4, tetraedrisch) und hexameren ( x = 6, oktaedrisch) bildet. Organolithium - Verbindungen, insbesondere n - Butyllithium, sind nützliche Reagenzien in der organischen Synthese, wie es gegeben Lithium Diagonal Beziehung mit Magnesium zu erwarten, die eine wichtige Rolle spielt bei der Grignard - Reaktion . ZB Alkyllithiumverbindungen und Aryllithiumverbindungen kann zur Synthese verwendet werden , Aldehyden und Ketonen durch Umsetzung mit Metall Carbonyle . Die Umsetzung mit Nickeltetracarbonyl , zum Beispiel, geht durch einen unstabilen acyl Nickelcarbonyl - Komplex, der dann unterliegt die elektrophile Substitution des gewünschten Aldehyds (unter Verwendung von H zu geben + als Elektrophil) oder Keton (unter Verwendung eines Alkylhalogenids) Produkt.

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

Alkyllithiumverbindungen und Aryllithiumverbindungen reagieren kann auch mit N , N - disubstituierten Amiden Aldehyden und Ketonen zu geben, und symmetrische Ketonen durch Umsetzung mit Kohlenmonoxid . Sie zersetzen sich thermisch einen β-Wasserstoff zu eliminieren, die Herstellung von Alkenen und Lithiumhydrid : Ein anderer Weg ist die Umsetzung von Ethern mit Alkyl- und Aryllithiumverbindungen , die als starke Basen handeln. In unpolaren Lösungsmitteln reagieren Aryllithiumverbindungen wie die Carbanionen sie wirkungsvoll sind, Kohlendioxid zu aromatischem Drehen -Carbonsäuren (ArCO 2 H) und Arylketone zu tertiären Carbinole (Ar‘ 2 C (Ar) OH). Schließlich können sie auch andere metallorganische Verbindungen durch Metall-Halogen - Austausch zu synthetisieren , verwendet werden.

Schwereren Alkalimetallen

Anders als die Organolithiumverbindungen sind die Organometallverbindungen der schwereren Alkalimetalle überwiegend ionisch. Die Anwendung von Organonatrium- Verbindungen in der Chemie wird teilweise begrenzt aufgrund des Wettbewerbs von lithiumorganische Verbindungen , die im Handel erhältlich sind und weisen eine bequemere Reaktivität. Der Auftraggeber Organonatrium- Verbindung von kommerzieller Bedeutung ist Natriumcyclopentadienid . Natriumtetraphenylborat kann auch da als Organonatriumverbindung klassifiziert werden im festen Zustand Natrium zu den Arylgruppen gebunden ist. Metallorganischen Verbindungen der höheren Alkalimetalle sind noch mehr reaktiv als Organonatriumverbindungen und von begrenztem Nutzen. Ein bemerkenswertes Reagens Schlosser-Base , eine Mischung von n - Butyllithium und Kalium - tert - butoxid . Dieses Reagenz reagiert mit Propen zur Bildung der Verbindung allylpotassium (KCH 2 CHCH 2 ). cis - 2-Buten und trans - 2-Buten Equilibrat wenn er in Kontakt mit alkalischen Metallen. Während Isomerisierung mit Lithium und Natrium schnell ist, ist es langsam mit den schwereren Alkalimetallen. Die schwereren Alkalimetalle begünstigen auch die sterisch lasteten Konformation. Mehr Kristallstrukturen von Organokalium - Verbindungen berichtet worden sind, Feststellung , dass sie, wie die Natriumverbindungen, polymer sind. Organonatrium-, Organokalium, organorubidium und organocaesium Verbindungen sind meist ionischen und sind unlöslich (oder nahezu so) in unpolaren Lösungsmitteln.

Alkyl- und Arylderivate von Natrium und Kalium ist in der Regel mit Luft reagieren. Sie bewirken die Spaltung von Ethern , Alkoxiden erzeugen. Im Gegensatz Alkyllithiumverbindungen, alkylsodiums alkylpotassiums und kann nicht durch die Umsetzung der Metalle mit Alkylhalogeniden hergestellt werden , da Wurtz - Kupplung auftritt:

RM + R'X → R-R‘+ MX

Daher müssen sie durch Umsetzung hergestellt werden alkylmercury Verbindungen mit Natrium- oder Kaliummetall in inerten Kohlenwasserstoff- Lösungsmitteln. Zwar Methyln Tetramere wie Methyllithium bildet, ist methylpotassium mehrere ionische und hat die Nickel - Arsenid - Struktur mit diskretem methyl Anionen und Kaliumkationen.

Die Alkalimetallen und deren Hydriden reagieren mit sauren Kohlenwasserstoffe, zum Beispiel Cyclopentadienen und terminalen Alkinen, Salze zu ergeben. Flüssiges Ammoniak, Ether oder Kohlenwasserstoffe als Lösungsmittel verwendet werden, die am häufigsten von dem das Sein Tetrahydrofuran . Die wichtigsten von diesen Verbindungen ist Natrium - Cyclopentadienyl , NaC 5 H 5 , ein wichtiger Vorläufer für viele Gangsmetall Cyclopentadienylderivate. In ähnlicher Weise reagieren die Alkalimetalle mit Cyclooctatetraen in Tetrahydrofuran Alkalimetall- machen cyclooctatetraenides ; beispielsweise Dikalium cyclooctatetraenide (K 2 C 8 H 8 ) ist ein wichtiger Vorläufer für viel Metall Cyclooctatetraenyl Derivate, wie Uranocen . Die große und sehr schwach polarisierenden Alkalimetall- Kationen können großen, aromatischen, polarisierbare Radikalanionen, wie die dunkelgrüne stabilisieren Natriumnaphthalenid , Na + [C 10 H 8 •] - , ein starkes Reduktionsmittel.

Erweiterungen

Empirische (Na-Cs, Mg-Ra) und vorhergesagter (Fr-UHP-Ubn Uhh) Atomradius der Alkali- und Erdalkalimetalle aus dem dritten in der neunten Periode , gemessen in Angström

Obwohl francium die schwerste Alkali- ist , die gefunden wurde, hat es einige theoretische Arbeit gewesen , die physikalischen und chemischen Eigenschaften der hypothetische schwerer Alkalimetallen Vorhersagen. Wobei die erste Periode 8 Element , das unentdeckte Element Ununennium (Element 119) , wird vorhergesagt , wie ihre heller die neben Alkalimetall- nach Francium und verhalten sich viel sein Kongenere ; Allerdings ist es auch von den leichteren Alkalimetallen in einigen Eigenschaften unterscheiden vorhergesagt. Sein chemisches wird vorhergesagt , anstelle von Cäsium oder Francium der von Kalium oder Rubidium näher zu sein. Dies ist ungewöhnlich , da periodische Trends , relativistische Effekte zu ignorieren würde vorhersagen Ununennium noch mehr reaktiv als Cäsium und Francium zu sein. Dies verringert die Reaktivität der relativistischen Stabilisierung von Ununennium der Valenzelektronen zurückzuführen ist, Ununennium erste Ionisationsenergie erhöhen und die abnehmenden metallischen und ionischen Radien ; Diese Wirkung ist bereits für francium sehen. Dies setzt voraus , dass Ununennium chemisch als Alkali- verhalten wird, die, obwohl sie wahrscheinlich aufgrund relativistischer Effekte kann nicht wahr sein. Die relativistische Stabilisierung des 8s Orbital erhöht auch die Ununennium Elektronenaffinität weit über das Cäsium und Francium; eine Elektronenaffinität haben höhere als alle Alkalimetalle leichter als es tatsächlich ist Ununennium erwartet. Relativistische Effekte auch einen sehr starken Abfall in der Sache Polarisierbarkeit von Ununennium. Auf der anderen Seite, vorhergesagte Ununennium ist der Trend der Schmelzpunkte weiterhin Vermindern der Gruppe nach unten geht, mit einem Schmelzpunkt zwischen 0 ° C und 30 ° C zu haben , wird erwartet.

Empirische (Na-Fr) und vorhergesagte (Uue) Elektronenaffinität der Alkali- vom dritten bis zur achten Periode , in abgemessenen Elektronenvolt

Die Stabilisierung von Ununennium der Valenzelektronen und damit die Kontraktion des 8s orbital veranlassen , sein Atomradius zu 240 abgesenkt werden kann  pm , sehr nahe dem von Rubidium (247 pm), so daß die Chemie der Ununennium im Oxidationszustand +1 sein sollte ähnlichere Rubidium auf die Chemie als die von Francium. Auf der anderen Seite, der Ionenradius der Uue + wird als vorhergesagte Ionen größer sein , dass von Rb + , weil die 7P Orbitale destabilisiert wird und ist damit größer als die p-Orbitale der unteren Schalen. Ununennium kann zeigt auch die +3 Oxidationsstufe , die in keinem anderen Alkalimetall- gesehen wird, zusätzlich zu dem Oxidationszustand +1 , die der anderen Alkalimetalle charakteristisch ist , und ist auch der Hauptoxidationszustand von all bekannten Alkalimetallen: dies ist wegen der Destabilisierung und Erweiterung der 7p 3/2 spinor, so dass seine äußersten Elektronen eine geringere Ionisierungsenergie als zu dem , was sonst zu erwarten. Tatsächlich sind viele Ununennium Verbindungen erwartet , dass ein großen haben kovalenten Charakter, aufgrund der Beteiligung der 7p 3/2 Elektronen in der Bindung.

Empirische (Na-Fr, Mg-Ra) und vorhergesagte (Uue-UHP-Ubn Uhh) Ionisierungsenergie der Alkali- und Erdalkali-Metalle aus dem dritten bis neunten Periode, in Elektronenvolt gemessen,

Nicht so viel Arbeit geleistet worden , um die Eigenschaften der Alkalimetalle jenseits Ununennium vorhersagen. Obwohl eine einfache Extrapolation der periodischen Tabelle 169 Elemente setzen würde, unhexennium unter Ununennium, vorhersagen Dirac-Fock - Berechnungen , dass die nächste Alkalimetall- nach Ununennium tatsächlich Element 165 sein kann, unhexpentium, die die Elektronenkonfiguration [Og] 5g haben , vorhergesagt wird , 18 6F 14 7D 10 8s 2 8P 1/2 2 9s 1 . Außerdem würde dieses Element in den Eigenschaften zwischen einem Alkalimetalle und einem Zwischen seiner Gruppe 11 - Elemente , und während seiner physikalischen und atomare Eigenschaften in dem ehemaligen näher wären, kann seine Chemie zu der der letzteren näher. Weitere Berechnungen zeigen , dass unhexpentium dem Trend der zunehmenden Ionisationsenergie jenseits Cäsium folgen würde, vergleichbar mit dem von Natrium eine Ionisierungsenergie aufweisen, und dass es auch den Trend der abnehmenden Atomradien jenseits Cäsium weiterhin, einen Atomradius demjenigen vergleichbar mit Kalium . Jedoch können die 7D Elektronen unhexpentium auch in der Lage sein , in chemischen Reaktionen teilnehmen zusammen mit den Elektronen 9s, möglicherweise erlauben Oxidationsstufen +1 über, von wo aus dem wahrscheinlichen Übergangsmetall - Verhalten von unhexpentium. Aufgrund der Alkali- und Erdalkalimetalle der beide S-Block - Elemente, halten diese Voraussagen für die Trends und die Eigenschaften von Ununennium unhexpentium und auch meist ziemlich ähnlich für die entsprechende Erdalkalimetalle Unbinilium (Ubn) und unhexhexium (Uhh).

Die wahrscheinlichen Eigenschaften weiterer Alkalimetalle jenseits unhexpentium noch nicht ab 2015 untersucht worden; in der Tat ist es den Verdacht , dass sie nicht in der Lage sein zu existieren. In Perioden 8 und höher des Periodensystems, relativistischen und schalenStrukturEffekte werden so stark , dass Extrapolationen von heller Kongenere völlig ungenau werden. Außerdem sind die relativistischen und Shell-Struktur - Effekte (die die S-Orbitale stabilisieren und destabilisieren und die D- erweitern, f- und g-Orbitale höherer Schalen) entgegengesetzte Wirkungen, was zu noch größeren Unterschied zwischen relativistisch und Nicht-relativistischen Berechnungen der Eigenschaften von Elementen mit einem solchen hohen Atomnummern. Das Interesse in den chemischen Eigenschaften von Ununennium unhexpentium und ergibt sich aus der Tatsache , dass beide Elemente in der Nähe der erwarteten Orte der Lage sind Inseln von Stabilitäten , zentriert bei Elemente 122 ( 306 Ubb) und 164 ( 482 UHQ).

Pseudo-Alkalimetallen

Viele andere Substanzen ähneln den Alkalimetallen in ihrer Tendenz monopositive Kationen bildet. Analog zu dem Pseudo , haben sie manchmal als „pseudo-Alkalimetall“ genannt worden. Zu diesen Substanzen gehören einige Elemente und viele mehr Polyatomionen ; die Polyatomionen sind besonders ähnlich zu den Alkalimetallen in ihrer Größe und schwache Polarisationsenergie.

Wasserstoff

Das Element Wasserstoff , mit einem Elektron pro neutralen Atom, ist in der Regel an der Spitze der Gruppe 1 des Periodensystems der Bequemlichkeit halber platziert, aber nicht Wasserstoff wird normalerweise als ein Alkalimetall- sein; wenn berücksichtigt wird , ein Alkalimetall sein, ist es wegen seiner atomaren Eigenschaften und nicht seine chemischen Eigenschaften. Unter typischen Bedingungen vorliegt reiner Wasserstoff als zweiatomiges Gas , bestehend aus zwei Atomen pro Molekül (H 2 ); jedoch sind die Alkalimetalle unter Bildung nur zweiatomigen Moleküle (wie Dilithium , Li 2 ) bei hohen Temperaturen, wenn sie in dem sind gasförmige Zustand befindet.

Hydrogen, wie die Alkalimetalle, hat ein Elektron Valenz und reagiert leicht mit den Halogenen , aber die Ähnlichkeiten Ende wegen der geringen Größe eines blanken Protons H + im Vergleich zu den Alkalimetallkationen. Seine Anordnung oberhalb Lithium ist in erster Linie aufgrund seiner Elektronenkonfiguration . Es wird manchmal oben platziert Kohlenstoff aufgrund der Ähnlichkeit der Elektronegativitaten oder Fluor aufgrund ihrer ähnlichen chemischen Eigenschaften.

Die erste Ionisationsenergie von Wasserstoff (1312,0 kJ / mol ) ist viel höher als diejenige der alkalischen Metalle. Da nur ein zusätzliches Elektron benötigt wird in der äußersten Schale des Wasserstoffatoms zu füllen, verhält Wasserstoff oft wie ein Halogen, das Negativ bildenden Hydrid - Ion, und ist sehr gelegentlich auf dieser Grundlage sein , ein Halogen in Betracht gezogen. (Die Alkalimetalle können auch bilden negative Ionen, wie bekannt alkalides , aber diese sind nicht viel mehr als Laborkuriosität, unstabil zu sein.) Ein Argument gegen diese Anordnung ist , dass die Bildung von Hydrid aus Wasserstoff endotherm ist , im Gegensatz zu der exothermen Bildung von Halogeniden aus Halogenen . Der Radius des H - Anionen passen auch nicht den Trend der zunehmenden Größe die Halogene sinken: In der Tat, H - ist sehr diffus , weil seine einzige Proton nicht leicht sowohl Elektronen steuern kann. Es wurde für einige Zeit zu erwarten , dass Flüssigwasserstoff metallische Eigenschaften zeigen würde; Während dies bei extrem hohen erwiesen hat , nicht der Fall sein, Drücke , wie jene in den Kernen der gefunden Jupiter und Saturn , Wasserstoff metallisch funktioniert werden und verhält sich wie ein Alkalimetall; In dieser Phase ist es als bekannt metallischer Wasserstoff . Der spezifisch elektrische Widerstand des flüssigen metallischen Wasserstoff bei 3000 K ist etwa gleich die von flüssigem Rubidium und Cäsium bei 2000 K an der jeweiligen Drücke , wenn sie einen nicht - metallische-Metall - Übergang durchlaufen.

Die 1s - 1 - Elektronenkonfiguration von Wasserstoff, während oberflächlich ähnlich derjenigen der Alkali- (ns 1 ), ist einzigartig , da es keine 1P Subshell ist. Daher kann es ein Elektron verlieren , die bilden Hydron H + oder eine Verstärkungs die Bildung Hydrid - Ion H - . Im ersteren Fall ist es vordergründig die Alkalimetalle ähneln; im letzteren Fall sind die Halogene, aber die Unterschiede aufgrund des Fehlens eines 1p Subshell sind wichtig genug , dass keine der beiden Gruppen auch die Eigenschaften von Wasserstoff passt. 14 - Gruppe ist auch eine gute Passform in Bezug auf den thermodynamischen Eigenschaften wie Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität , sondern macht chemischen Unsinn , da Wasserstoff nicht tetravalente sein kann. Daher keinem der drei Platzierungen sind völlig zufriedenstellend, obwohl der Gruppe 1 die häufigste Anordnung ist (wenn man gewählt wird) , weil das Hydron bei weitem die wichtigste aller monoatomare Wasserstoffarten ist, die Grundlage der chemischen Säure-Base ist. Als ein Beispiel eines unkonventionellen Eigenschaften des Wasserstoffs aus seiner ungewöhnlichen Elektronenkonfiguration und geringe Größe ergeben, ist die Wasserstoffionen sehr klein (Radius um 150  fm im Vergleich zum 50-220 pm Größe der meisten anderen Atome und Ionen) und wird so nicht existent in kondensierten Systemen anders als in Verbindung mit anderen Atomen oder Molekülen. In der Tat, die Übertragung von Protonen zwischen Chemikalien ist die Basis der Säure-Basen - Chemie . Einmalig ist auch Wasserstoff Fähigkeit zu bilden Wasserstoffbrückenbindungen , die eine Wirkung der Charge-Transfer sind, elektrostatischen und elektronen Korrelat beitragenden Erscheinungen. Während analoge Lithium- Bindungen auch bekannt sind, sind sie meist elektro. Dennoch kann Wasserstoff auf der gleiche strukturelle Rolle wie die Alkalimetalle in einigen molekularen Kristalle nehmen, und hat eine enge Beziehung mit den leichtesten Alkalimetallen (vor allem Lithium).

Ammonium und Ableitungen

Ähnlich zu den Alkalimetallen, Ammoniak reagiert mit Salzsäure in die Salzform Chlorid Ammonium .

Die Ammoniumionen ( NH +
4
) hat sehr ähnliche Eigenschaften zu den schwereren Alkalimetallen, wie ein Alkalimetallzwischen zwischen Kalium und Rubidium handelt, und wird oft als ein naher Verwandter betrachtet. Zum Beispiel, die meisten Alkalimetallsalze sind löslich in Wasser, eine Eigenschaft , die Ammoniumsalze Teile. Ammonium- wird erwartet , stabil als ein Metall (verhält NH +
4
-Ionen in einem Meer von delokalisierten Elektronen) bei sehr hohem Drücken (wenn auch weniger als der typischen Druck in dem Übergang von isolierenden zu metallischem Verhalten der Umgebung auftreten, 100  GPa ), und könnte möglicherweise auftreten , in den Eisriesen Uranus und Neptun , die auf ihren inneren Magnetfelder erhebliche Auswirkungen haben können. Es wurde geschätzt , dass der Übergang von einer Mischung aus Ammoniak und Ammonium dihydrogen Moleküle metallischen bei Druck auftreten kann nur unter 25 GPa. Unter Normalbedingungen kann Ammonium ein metallisches Amalgam mit Quecksilber bilden.

Other „pseudo-Alkalimetallen“ umfassen die Alkylammonium - Kationen, in denen ein Teil der Wasserstoffatome im Ammonium - Kation , das durch Alkyl- oder Arylgruppen ersetzt sind. Insbesondere die quartären Ammoniumkationen ( NR +
4
) sind sehr nützlich , da sie permanent belastet sind, und sie werden häufig als Alternative zu dem teueren Cs benutzt + sehr groß zu stabilisieren und sehr leicht polarisierbaren Anionen wie HALLO -
2
. Tetraalkylammoniumhydroxide, wie Alkalimetallhydroxide, sind sehr starke Basen , die mit atmosphärischem Kohlendioxid reagieren Carbonate zu bilden. Des Weiteren, das Stickstoffatom durch eine Phosphor-, Arsen- oder Antimonatom (die schwereren nichtmetallischer ersetzt sein können stickstoffgruppe ), die Schaffung eines phosphonium ( PH +
4
) oder Arsonium ( AsH +
4
) Kation , das seinerseits substituiert sein kann in ähnlicher Weise; während Stibonium ( SbH +
4
) selbst nicht bekannt ist, sind einige seiner Derivate organischer charakterisiert.

Cobaltocens und Ableitungen

Cobaltocen , Co (C 5 H 5 ) 2 , ist ein Metallocen , das Kobalt analog Ferrocen . Es ist ein dunkelvioletten Feststoff. Cobaltocen hat 19 Valenzelektronen, eine mehr als in der Regel in Organo - Metallkomplexen, wie beispielsweise seine sehr stabilen relativen gefunden, Ferrocen, in Übereinstimmung mit der 18-Elektronen-Regel . Dieses zusätzliche Elektron besetzt ein Orbital , das in Bezug auf die Co-C - Bindungen ist anti. Folglich viele chemischen Reaktionen von Co (C 5 H 5 ) 2 sind durch ihre Tendenz charakterisiert dieses „extra“ Elektron zu verlieren, eine sehr stabile 18-Elektronen - Kation als Cobaltocenium bekannt liefert. Viele Cobaltocenium Salze Copräzipitation mit Cäsiumsalzen und Cobaltocenium Hydroxid ist eine starke Base , die atmosphärische Kohlendioxid absorbiert Cobaltocenium Carbonat zu bilden. Wie auch die Alkalimetalle, ist Cobaltocen ein starkes Reduktionsmittel und Decamethylcobaltocen ist immer noch stärkere aufgrund der kombinierten induktiven Wirkung der zehn Methylgruppen. Cobalt kann durch seine schwereren Kongener substituiert sein Rhodium zu geben Rhodocen , eine noch stärkere Reduktionsmittel. Iridocene (einschließlich Iridium ) würde vermutlich noch stärker sein, ist aber nicht sehr gut erforscht aufgrund seiner Instabilität.

Thallium

Sehr reine Thallium Stücke in einer Glasampulle unter gespeicherten Argongas

Thallium ist das schwerste stabile Element in der Gruppe 13 des Periodensystems. An der Unterseite des Periodensystems, das inert Paar Wirkung ist ziemlich stark, weil der relativistischen Stabilisierung der 6S - Orbital und der abnehmenden Bindung Energie wie die Atome in der Größe zunehmen , so dass die Menge an Energie bei der Bildung von zwei weitere Bindungen gelöst ist nicht wert die hohen Ionisationsenergien der 6s - Elektronen. Es zeigt den +1 Oxidationszustand , dass alle bekannten Alkalimetalle Display und Thalliumverbindungen mit Thallium in seinem +1 Oxidationszustand eng an den entsprechenden Kalium- oder ähneln Silberverbindungen stöchiometrisch durch die ähnlichen Ionenradius des Tl + (164  pm ), K + (152 pm) und Ag + (129 pm) ionen. Es wurde manchmal einen Alkali- in Betracht gezogen Kontinentaleuropa (aber nicht in England) in den ersten Jahren nach seiner Entdeckung und wurde kurz nach Cäsium als sechstes Alkali- in platziert Dmitrij Mendelejew ‚n 1.869 periodischen Tisch und Julius Lothar Meyer ‘ s 1868 Periodensystem. (Mendelejew 1871 periodische Tabelle und 1870 Meyer periodischer Tisch Thallium in seiner aktuellen Position in der Borgruppe und ließen den Raum unterhalb Cäsium blank) . Jedoch, Thallium zeigt auch den Oxidationszustand +3, die keine Alkalimetall- Anzeigen bekannt (obwohl Ununennium, das unentdeckte siebte Alkalimetall-, wird vorhergesagt , die Oxidationsstufe +3) ggf. anzuzeigen. Das sechste Alkalimetall wird jetzt sein francium betrachtet. Während Tl + durch die inerte Paar Wirkung stabilisiert ist, ist dies inert Paar 6S Elektronen noch in der Lage , chemisch zu beteiligen, so daß diese Elektronen sind stereochemisch aktiv in wässriger Lösung. Außerdem sind die Thalliumhalogeniden (ausgenommen TlF ) sind ziemlich wasserunlöslich, und TlI hat eine ungewöhnliche Struktur aufgrund der Gegenwart des stereochemisch aktiv inert Paar in Thallium.

Kupfer, Silber und Gold

Ein Kristall aus einem kupferfarbenen Metall mineral des Stehens auf einer weißen Fläche
Kupfer
Ein Kristalls eines silbrigen Metallkristalls auf einem grauen Oberfläche liegenden
Silber
Ein Kristall eines gelben Metall auf einer weißen Oberfläche
Gold

Die Gruppe 11 Metalle (oder Münzmetalle), Kupfer , Silber und Gold , werden typischerweise als Übergangsmetalle kategorisieren angegebene sie Ionen mit unvollständigen d-Schalen bilden können. Physisch weisen sie die relativ niedrige Schmelzpunkte und hohe Elektronegativität Werte zugeordnet post-Übergangsmetallen . „Der befüllte d Subshell und frei s Elektronen von Cu, Ag und Au ihrer hohen elektrischen und thermischen Leitfähigkeit beitragen. Übergangsmetalle auf der linken Seite der Gruppe 11 Erfahrung Wechselwirkungen zwischen s Elektronen und die teilweise gefüllten d Subshell dass geringere Elektronenbeweglichkeit.“ Chemisch ist die Gruppe 11 Metalle verhalten sich wie Hauptgruppenmetalle in ihrem Wertigkeitsstufen +1 und sind daher leicht mit Bezug zu den Alkalimetallen: dies ist ein Grund für die bisher als „Gruppe IB“ etikettiert ist, parallel zu den Alkalimetallen " Gruppe IA“. Sie werden gelegentlich als Post-Übergangsmetalle eingestuft. Ihre Spektren sind analog zu denen der Alkali-. Ihre monopositive Ionen sind paramagnetische und tragen keine Farbe in ihre Salze, wie die der Alkalimetalle.

In Mendeleevs 1871 Periodic Table, Kupfer, Silber und Gold werden zweimal aufgeführt, einmal unter Gruppe VIII (mit den Eisen - Triade und Metallen der Platingruppe ), und einmal unter der Gruppe IB. Gruppe IB wurde gleichwohl parenthesised zu beachten , dass es vorläufig. Mendelejew Hauptkriterium für die Gruppeneinteilung war die maximal Oxidationszustands eines Elements: auf dieser Grundlage, die Gruppe 11 - Elemente in der Gruppe IB nicht klassifiziert werden können, aufgrund der Existenz von Kupfer (II) und Gold (III) -Verbindungen ist dabei bekannte Zeit. Eliminieren Gruppe IB würde ich Hauptgruppe stellt die Gruppe jedoch nur (Gruppe VIIIA Gangsgruppe wurde beschriftet) , um eine A-B Bifurkation fehlt. Kurz danach, diese Elemente in der Gruppe IB eine Mehrheit von Chemikern und für die resultierende Symmetrie der Gruppe VIII zur Klassifizierung gewählt entfernen: das war die vorherrschende Klassifizierung bis zum Anstieg der modernen Medium langen 18-Säule periodischen Tabelle, die die alkali abgetrennt Metalle und Gruppe 11 Metalle.

Die Münzmetalle wurden traditionell als Untergliederung der Alkalimetall- Gruppe betrachtet, aufgrund ihnen die charakteristischen s teilen 1 - Elektronenkonfiguration der Alkali- (Gruppe 1: P 6 s 1 , Gruppe 11: d 10 s 1 ). Allerdings sind die Ähnlichkeiten mit den weitgehend beschränkt Stöchiometrien der +1 Verbindungen beiden Gruppen, und nicht ihre chemischen Eigenschaften. Dies ergibt sich aus der befüllte d Subshell eine wesentlich schwächere abschirmende Wirkung auf die Elektronen s äußerste Bereitstellung als die P Subshell befüllt, so dass die Münzmetalle wesentlich höhere ersten Ionisationsenergien aufweisen und kleineren Ionenradien als das entsprechende Alkalimetallen zu tun. Ferner weisen sie höhere Schmelzpunkte, Härte und Dichte und geringere Reaktivitäten und Löslichkeiten in flüssigem Ammoniak , ebenso wie mehr kovalenten Charakter in ihren Verbindungen. Schließlich sind die Alkalimetalle an der Spitze der elektrochemischen Spannungsreihe , während die Münzmetalle fast ganz am Ende sind. Die Münzmetalle gefüllt d - Schale ist viel mehr leicht gestört als die Alkalimetalle p Schale gefüllt, so dass die zweiten und dritte Ionisationsenergien niedriger sind, so dass höhere Oxidationsstufen als +1 und ein reicheres Koordinationschemie, so dass die Gruppe 11 zu geben Metalle klar Gangsmetall Charakter. Besonders bemerkenswert ist Gold-ionische Verbindungen mit Rubidium und Cäsium bildet, in der sie die Aurid Ion (Au bilden - ) , die auch in flüssiger Ammoniak - Lösung in solvatisierter Form auftritt , hier Gold als verhält Pseudo wegen seiner 5d 10 6S 1 Konfiguration ein Elektron geringer ist als die quasi-5d geschlossenen Schale 10 6S 2 Konfiguration von Quecksilber .

Herstellung und Isolierung

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Salinen sind reich an Lithium, wie diese in Salar del Hombre Muerto, Argentinien (links) und Uyuni , Bolivien (rechts). Die Lithium-reiche Salzlake wird konzentriert , indem sie in dem Pumpen Solar Verdunstungsbecken (visible in Argentinien - Bild).

Die Herstellung von reinen Alkalimetallen ist etwas kompliziert wegen ihrer extremen Reaktivität mit üblicherweise verwendeten Substanzen, wie beispielsweise Wasser. Von ihrem Silikaterzen all stabilen Alkali- Metalle können auf die gleiche Weise erhalten werden: Schwefelsäure wird zuerst die gewünschte Alkalimetallion und aufzulösen verwendeten Aluminium- (III) ionen aus dem Erz (Auslaugen), woraufhin basische Fällungsaluminiumionen aus dem entfernt Mischung , indem sie es als Fällungs Hydroxid . Das verbleibende unlösliche Alkalimetall- Carbonat ausgefällt werden dann selektiv; das Salz wird dann in gelöster Salzsäure das Chlorid zu erzeugen. Das Ergebnis wird dann nach links zu verdampfen und das Alkalimetall kann dann isoliert werden. Lithium und Natrium sind typischerweise durch Elektrolyse von ihren flüssigen Chloriden isoliert, mit Calciumchlorid typischerweise zugegeben , um den Schmelzpunkt der Mischung zu senken. Die schwereren Alkalimetalle, jedoch mehr wird typischerweise in einer unterschiedlichen Art und Weise isoliert, wobei ein Reduktionsmittel (typischerweise Natrium für Kalium und Magnesium oder Kalzium für schwerste Alkalimetalle) verwendet wird , um das Alkalimetallchlorid zu reduzieren. Das flüssige oder gasförmiges Produkt (das Alkalimetall-) unterliegt dann die fraktionierte Destillation zur Reinigung. Die meisten Wege zu den reinen Alkalimetallen erfordern die Verwendung von Elektrolyse aufgrund ihrer hohen Reaktivität; einer der wenigen , die nicht tut , ist die Pyrolyse des entsprechenden Alkalimetall Azid , die für das Metall Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium und das Nitrid für Lithium erbringt.

Lithiumsalze haben aus dem Wasser extrahiert werden Mineralquellen , Sole - Pools und Salzablagerungen. Das Metall wird hergestellt elektrolytisch aus einer Mischung von geschmolzenem Lithiumchlorid und Kaliumchlorid .

Sodium tritt meist im Meerwasser und getrocknet Meeresboden , sondern wird nun durch produziert Elektrolyse von Natriumchlorid durch den Schmelzpunkt des Stoffes Senken auf weniger als 700 ° C durch die Verwendung einer Downs - Zelle . Extrem reines Natrium kann durch die thermische Zersetzung von produziert wird Natrium - Azid . Potassium tritt in vielen Mineralen wie Sylvinit ( Kaliumchlorid ). Zuvor wurde Kalium im Allgemeinen aus der Elektrolyse von aus Kaliumchlorid oder Kaliumhydroxid , fand ausgiebig in Ländern wie Kanada, Russland, Weißrussland, Deutschland, Israel, USA und Jordanien in einem ähnlichen Verfahren wie wie Natrium in den späten produziert wurde 1800er und frühen 1900er Jahren. Es kann auch aus produziert werden Meerwasser . Jedoch sind diese Verfahren problematisch , da das Kaliummetall in seinem geschmolzenen Chlorid zu lösen , und neigt dazu , signifikant verdampft bei den Betriebstemperaturen, die potenziell explosive Superoxid bilden. Als Folge wird reines Kaliummetall nun durch Reduzierung geschmolzenen Kaliumchlorid mit metallischem Natrium bei 850 ° C hergestellt.

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)

Obwohl Natrium- weniger reaktiv als Kalium ist, arbeitet dieses Verfahren, weil bei so hohen Temperaturen so Kalium ist flüchtiger als Natrium und kann leicht abdestillieren, dass das Gleichgewicht nach rechts verschiebt mehr Kalium Gas zu erzeugen, und fast bis zur Vollständigkeit abläuft.

Ein glänzendes grau 5-Zentimeter-Stück Materie mit rauher Oberfläche.
Diese Probe von Uraninit enthält etwa 100.000 Atom (3,3 × 10 - 20  g) von Francium-223 zu einem bestimmten Zeitpunkt.

Mehrere Jahre lang in den 1950er und 1960er Jahren, ein Abfallprodukt der Kalium - Produktion genannt Alkarb war eine Hauptquelle für Rubidium. Alkarb enthielt 21% Rubidium , während der Rest Kalium und ein geringer Anteil von Cäsium betrug. Heute sind die größten Hersteller von Cäsium, zum Beispiel der Tanco - Mine in Manitoba, Kanada, produzieren Rubidium als Nebenprodukt aus pollucite . Heute ist eine gängige Methode , Rubidium und Cäsium von Kalium zur Abtrennung ist die fraktionierte Kristallisation eines Rubidium und Cäsium Alaun ( Cs , Rb ) Al ( SO 4 ) 2 · 12 H 2 O , die nach etwa 30 Umkristallisationen reines Rubidium Alaun liefert. Die begrenzten Anwendungen und das Fehlen einer mineralreichen in Rubidium die Herstellung von Rubidium Verbindungen 2-4 begrenzen Tonnen pro Jahr. Cäsium, jedoch nicht aus der obigen Reaktion hergestellt wird . Stattdessen ist der Abbau von Pollucit ist ore die wichtigste Methode der Gewinnung von reinem Cäsium, aus dem Erz extrahiert hauptsächlich durch drei Verfahren: Säureaufschluss, alkalischen Aufschluß und Direktreduktion. Beiden Metalle werden als Nebenprodukte der Lithiumproduktion hergestellt: nach 1958, als das Interesse an Lithium des thermonuklearen Eigenschaften stark gestiegen, die Produktion von Rubidium und Cäsium auch entsprechend erhöht. Reine Rubidium und Cäsium Metalle werden durch die Reduzierung ihrer Chloride mit produziert Calciummetall bei 750 ° C und niedrigem Druck.

Als Ergebnis seiner extremen Seltenheit In der Natur ist die meisten Francium in der Kernreaktion synthetisiert 197 Au + 18 O210 Fr + 5 n , wodurch man Francium-209 , Francium-210 und Francium-211 . Die größte Menge an francium schon bis jetzt zusammengebaut ist etwa 300.000 neutralen Atomen, die die Kernreaktion oben angegebenen synthetisiert wurden unter Verwendung. Wenn die einzige natürliche Isotopen Francium-223 spezifisch erforderlich ist, es als das alpha Tochter von Actinium-227 produziert wird, selbst synthetisch aus der Neutronenbestrahlung von natürlichen Radium-226 produzierte, eine Tochter der natürlichen Uran-238.

Anwendungen

FOCS 1, eine Cäsium-Atomuhr in der Schweiz
FOCS 1, eine Cäsium-Atomuhr in der Schweiz

Lithium, Natrium und Kalium haben viele Anwendungen, während Rubidium und Cäsium sehr nützlich ist in akademischen Kontexten hat aber nicht viele Anwendungen vor. Lithium wird oft verwendet in Lithium-Ionen - Batterien und Lithiumoxid kann Verfahren - Siliciumdioxid helfen. Lithiumstearat ist ein Verdickungsmittel und kann verwendet werden Fette machen Schmier; es wird aus Lithiumhydroxid produziert, die auch zum Absorbieren verwendet wird , Kohlendioxid in Raumkapseln und U - Booten. Lithiumchlorid wird als Hartlot für Aluminium - Teile verwendet. Metallisches Lithium wird in Legierungen mit Magnesium und Aluminium macht sehr zäh und Leichtmetall - Legierungen.

Natriumverbindungen haben viele Anwendungen, das bekannteste Wesen Natriumchlorid als Tafelsalz . Natriumsalze von Fettsäuren als Seife verwendet. Reines Natriummetall hat auch viele Anwendungen, einschließlich der Verwendung in Natrium-Dampflampen , die im Vergleich zu anderen Arten der Beleuchtung sehr effizient Licht zu erzeugen, und helfen , die Oberfläche anderer Metalle glätten kann. Da es ein starkes Reduktionsmittel ist es oft verwendet , um viele andere Metalle, wie beispielsweise zu verringern , Titan und Zirkonium , aus ihren Chloriden. Außerdem ist es sehr nützlich , als Wärmeaustauschflüssigkeit in Schnellen Brüter Kernreaktoren wegen seines niedrigen Schmelzpunkt, Viskosität und Querschnitt zur Neutronenabsorption.

Kaliumverbindungen werden häufig verwendete Düngemittel wie Kalium ein wichtiger Bestandteil für die Pflanzenernährung ist. Kaliumhydroxid ist eine sehr starke Base, und verwendet wird , um den zur Steuerung pH - Wertes von verschiedenen Substanzen. Kaliumnitrat und Kaliumpermanganat werden häufig als leistungsfähiges Oxidationsmittel verwendet. Kaliumsuperoxid wird in Atemmasken verwendet, da es mit Kohlendioxid reagiert Kaliumcarbonat und Sauerstoffgas zu geben. Reines Kaliummetall wird nicht oft verwendet, aber seine Legierungen mit Natrium können für reines Natrium in schnellen Brüter Reaktoren ersetzen.

Rubidium und Cäsium sind oft in verwendet Atomuhr . Cäsium - Atomuhren sind außerordentlich genau; wenn eine Uhr zum Zeitpunkt der Dinosaurier gemacht worden ist, wäre es weg sein von weniger als vier Sekunden (nach 80.000.000 Jahren). Aus diesem Grunde sind Cäsiumatomen als Definition der Sekunde verwendet. Rubidiumionen werden oft in Purpur gebrauchte Feuerwerkskörpern und Cäsium oft in Bohrspülungen in der Mineralölindustrie eingesetzt.

Francium hat keine kommerziellen Anwendungen, sondern wegen der francium der relativ einfachen atomaren Struktur , ua hat es in verwendet Spektroskopie Experimenten, in Bezug auf weitere Informationen führende Energieniveaus und die Kopplungskonstanten zwischen subatomaren Teilchen . Untersuchungen über das Licht durch laser eingeschlossene Francium-210 emittierte Ionen haben zwischen atomaren Energieniveaus, ähnlich die vorhergesagt durch exakte Angaben über Transitionen vorgesehen Quantentheorie .

Biologische Rolle und Vorsichtsmaßnahmen

Metals

Reine Metalle sind Alkali- gefährlich reaktiv mit Luft und Wasser und müssen von Hitze, Feuer, Oxidationsmittel, Säuren, die meisten organischen Verbindungen, gehalten werden halogenierte Kohlenwasserstoffe , Kunststoffen und Feuchtigkeit. Sie reagieren auch mit Kohlendioxid und Tetrachlorkohlenstoff, so dass ein normaler Feuerlöschern kontraproduktiv sind , wenn sie auf Alkalimetall- Bränden eingesetzt. Einige Class D trockene Pulverlöscher konzipiert für Metallbrände sind wirksame, den Brand von Sauerstoff entzogen und Abkühlen des Alkali-.

Die Experimente werden in der Regel in einem nur mit geringen Mengen von einigen Gramm durchgeführt Abzugshaube . Kleine Mengen von Lithium durch Reaktion mit kaltem Wasser entsorgt werden, aber die schwereren Alkalimetalle sollten in der weniger reaktiven gelöst werden Isopropanol . Die Alkalimetalle sind unter gespeichert werden Mineralöl oder einer Inertatmosphäre. Die inerte Atmosphäre verwendet wird, kann Argon oder Stickstoffgas, mit Ausnahme von Lithium, das mit Stickstoff reagiert. Rubidium und Cäsium muß aus der Luft ferngehalten werden, auch unter Öl, da sogar eine kleine Menge an Luft in das Öl diffundiert , kann die Bildung des Peroxids gefährliche explosionsfähige auszulösen; Aus dem gleichen Grunde soll, Kalium nicht länger als 6 Monate in einer sauerstoffhaltigen Atmosphäre unter Öl gelagert werden.

Ions

Die bioanorganischen Chemie der Alkalimetallionen wurde ausgiebig überprüft. Solid-State-Kristallstrukturen sind seit vielen Komplexen von Alkalimetallionen in kleinen Peptide, Nucleinsäure-Bestandteile, Kohlehydraten und Ionophor-Komplexe bestimmt.

Lithium kommt in der Natur nur in Spuren in biologischen Systemen und hat keine bekannte biologische Rolle, sondern tut Auswirkungen auf den Körper haben , wenn sie eingenommen. Lithiumcarbonat als benutzte Stimmungsstabilisator in der Psychiatrie zur Behandlung von bipolarer Störung ( manische Depression ) in täglichen Dosen von etwa 0,5 bis 2 Gramm, obwohl es Nebenwirkungen sind. Ein übermäßige Einnahme von Lithium verursacht Schläfrigkeit, verwaschene Sprache und Erbrechen, neben anderen Symptomen und Gifte des Zentralnervensystem , was gefährlich ist als die erforderliche Dosierung von Lithium bipolaren Störung zu behandeln , ist nur geringfügig niedriger als die toxische Dosierung. Seine Biochemie, so , wie es durch den menschlichen Körper und Studien behandelt wird Ratten und Ziegen mit vermutet , dass es eine ist essentielles Spurenelement , obwohl die natürliche biologische Funktion von Lithium beim Menschen bisher nicht identifiziert werden muss.

Natrium- und Kalium auftreten in allen bekannten biologischen Systemen, die allgemein als funktionierende Elektrolyten innerhalb und außerhalb Zellen . Sodium ist ein wichtiger Nährstoff, der das Blutvolumen, Blutdruck, osmotisches Gleichgewicht und reguliert pH - Wert ; die minimale physiologische Voraussetzung für Natrium ist 500 Milligramm pro Tag. Natriumchlorid (auch als Kochsalz bekannt) ist die Hauptquelle von Natrium in der Nahrung, und wird als Gewürz und Konservierungsmittel, wie beispielsweise für die verwendete Beize und ruckartig ; das meiste davon kommt von verarbeiteten Nahrungsmitteln. Die Dietary Reference Intake für Natrium ist 1,5 Gramm pro Tag, aber die meisten Menschen in den Vereinigten Staaten verbrauchen mehr als 2,3 Gramm pro Tag, die minimale Menge , die Hypertonie fördert; Dies wiederum führt zu 7,6 Millionen vorzeitige Todesfälle weltweit.

Kalium ist das Hauptkation (positives Ion) innerhalb tierischen Zellen , während die Hauptnatriumkation außerhalb tierischen Zellen ist. Die Konzentrationsunterschiede dieses geladenen Teilchen veranlaßt , einen Unterschied in elektrischem Potential zwischen dem Inneren und Äußeren von Zellen, bekannt als das Membranpotential . Das Gleichgewicht zwischen Kalium- und Natrium wird durch beibehalten Ionentransporter Proteine in der Zellmembran . Das Zellmembranpotential von Kalium- und Natriumionen erzeugt ermöglicht die Zelle ein erzeugen Aktionspotential -a „spike“ elektrischer Entladung. Die Fähigkeit von Zellen ist für Körperfunktionen wie kritische elektrische Entladung zu erzeugen , Neurotransmission , Muskelkontraktion und Herzfunktion. Unterbrechung dieses Gleichgewichts kann daher tödlich sein: zum Beispiel der Einnahme großer Mengen von Kaliumverbindungen kann führen zu Hyperkaliämie des Herz - Kreislauf - System stark zu beeinflussen. Kaliumchlorid wird in der verwendete United States für tödliche Injektion Hinrichtung.

Eine Radtyp Bestrahlungseinrichtung , die einen lange hat Kollimator die Strahlung in einen schmalen Strahl zu fokussieren. Die Cäsium-137 - Chlorid radioaktive Quelle ist der blau - Platz und Gamma - Strahlen werden durch den Strahl Austreten aus der Öffnung dargestellt. Dies war die Strahlungsquelle in den Unfall verwickelt Goiânia, enthaltend etwa 93 Gramm Cäsiumchlorid-137.

Aufgrund ihres ähnlichen Atomradius, Rubidium und Cäsium im Körper nachahmt Kalium und sind in ähnlicher Weise aufgenommen. Rubidium hat keine biologische Rolle bekannt, kann aber helfen , stimuliert den Stoffwechsel , und entsprechend zu Cäsium, tauscht Kalium im Körper verursacht Kaliummangel . Teilweisen Substitution ist durchaus möglich und eher ungiftig: eine Person mit 70 kg enthält durchschnittlich 0.36 g Rubidium und einem Anstieg dieses Wertes von 50- bis 100mal zeigte keine negativen Auswirkungen bei Probanden. Ratten können bis zu 50% Substitution des Kaliums durch Rubidium überleben. Rubidium (und in einem viel geringeren Ausmaß Cäsium) als temporäre Heilmittel für Hypokaliämie funktionieren; während Rubidium ausreichend physiologisch Kalium in einigen Systemen ersetzen kann, ist Cäsium dazu nie in der Lage. Es gibt nur sehr wenige Hinweise in Form von Mangelerscheinungen für Rubidium in Ziegen eventuell wesentlich sind; selbst dann , wenn das wahr ist, beläuft sich die Spur in der Regel in der Nahrung vorhanden sind mehr als genug.

Cäsium - Verbindungen werden nur selten von den meisten Menschen begegnet, aber die meisten Cäsiumverbindungen sind leicht giftig. Wie Rubidium, Cäsium tendiert Kalium im Körper zu ersetzen, ist aber wesentlich größer und ist daher ein schlechter Ersatz. Überschüssiges Cäsium kann dazu führen , Hypokaliämie , Rhythmusstörungen und akutes Herzstill , aber solche Mengen in natürlichen Quellen nicht normal auftreten würden. Insofern ist Cäsium keine großen chemische Umweltverschmutzer. Das mittlere letale Dosis (LD 50 ) -Wert für Cäsiumchlorid bei Mäusen beträgt 2,3 g pro Kilogramm, die die LD vergleichbaren 50 Werten von Kaliumchlorid und Natriumchlorid . Cäsiumchlorid wurde als Alternative Krebstherapie gefördert, sondern hat den Tod von mehr als 50 Patienten in Verbindung gebracht worden, auf die es im Rahmen einer wissenschaftlich nicht validierten Krebsbehandlung verwendet wurde.

Radioisotopen von Cäsium erfordern besondere Vorsichtsmaßnahmen: Die unsachgemäße Handhabung von Cäsium-137 Gammastrahlen - Quellen zur Freisetzung dieses Radioisotops und Strahlenschäden führen kann. Die vielleicht bekannteste Fall ist der Unfall von 1987 Goiânia ist, in dem eine unsachgemäß entsorgt-Strahlung Therapie - System aus einer verlassenen Klinik in der Stadt Goiânia , Brasilien , wurde aus einem junkyard Spülung und die glühenden Caesiumsalz neugierigen verkauft , ungebildet Käufer. Dies führte zu vier Todesfällen und schweren Verletzungen von Strahlenexposition. Gemeinsam mit Cäsium-134 , Jod-131 und Strontium-90 , war Cäsium-137 unter dem von der verteilten Isotope Tschernobyl- Katastrophe , die die größte Gefahr für die Gesundheit darstellen. Radioisotopen von francium würde vermutlich gefährlich sein und aufgrund ihrer hohen Zerfallsenergie und kurze Halbwertszeit, aber keiner haben in großen genug Mengen stellen eine ernsthafte Gefahr produziert.

Anmerkungen

Verweise