アルカリ金属

アルカリ金属
水素 ヘリウム リチウム ベリリウム ボロン 炭素 窒素 酸素 フッ素 ネオン ナトリウム マグネシウム アルミニウム シリコン リン 硫黄 塩素 アルゴン カリウム カルシウム スカンジウム チタン バナジウム クロム マンガン 鉄 コバルト ニッケル 銅 亜鉛 ガリウム ゲルマニウム 砒素 セレン 臭素 クリプトン ルビジウム ストロンチウム イットリウム ジルコニウム ニオブ モリブデン テクネチウム ルテニウム ロジウム パラジウム 銀 カドミウム インジウム 錫 アンチモン テルル ヨウ素 キセノン セシウム バリウム ランタン セリウム プラセオジム ネオジム プロメチウム サマリウム ユーロピウム ガドリニウム テルビウム ジスプロシウム ホルミウム エルビウム ツリウム イッテルビウム ルテチウム ハフニウム タンタル タングステン レニウム オスミウム イリジウム 白金 金 水銀（元素） タリウム 鉛 ビスマス ポロニウム アスタチン ラドン フランシウム ラジウム アクチニウム トリウム プロトアクチニウム ウラン ネプツニウム プルトニウム アメリシウム キュリウム バークリウム カリホルニウム アインシュタイニウム フェルミウム メンデレビウム ノーベリウム ローレンシウム ラザホーディウム ドブニウム シーボーギウム ボーリウム ハッシウム マイトネリウム ダルムシュタディウム レントゲン コペルニシウム ニホニウム フレロビウム モスコビウム リバモリウム テネシン オガネソン 希ガス←   →アルカリ土類金属
IUPACグループ番号 1 要素による名前 リチウムグループ 通称 アルカリ金属 CAS グループ番号 (米国、パターン ABA) アイオワ 旧IUPAC番号 （ヨーロッパ、パターンAB） アイオワ
↓ 期間
2	リチウム（Li） 3
3	ナトリウム（Na） 11
4	カリウム（K） 19
5	ルビジウム(Rb) 37
6	セシウム（Cs） 55
7	フランシウム(Fr) 87
伝説 原始的な 放射性崩壊による元素

アルカリ金属は、リチウム(Li)、ナトリウム(Na)、カリウム(K)、^{[注 1] 、}ルビジウム(Rb)、セシウム(Cs)、^{[注 2]}、フランシウム(Fr)の化学元素 で構成されています。これらは水素とともに、周期表のs ブロックに位置する第 1 族^{[注 3]}を構成しています。すべてのアルカリ金属は、最外殻電子をs 軌道に持っています。この共有電子配置により、非常によく似た特性を持ちます。^{[注 4]実際、アルカリ金属は周期表の}グループ特性の傾向を示す最良の例であり、元素はよく特徴付けられた相同挙動を示します。^[5]この元素族は、その主要元素にちなんで リチウム族としても知られています。

アルカリ金属はすべて、標準温度および圧力で光沢のある、柔らかい、反応性の高い 金属であり、最外殻の電子を容易に失って電荷+1の陽イオンを形成します。柔らかいため、ナイフで簡単に切断でき、光沢のある表面が露出しますが、空気中の水分と酸素(リチウムの場合は窒素) による酸化により、空気中では急速に変色します。反応性が高いため、空気との反応を防ぐために油を塗って保管する必要があり、自然界では塩の形でのみ存在し、自由元素として存在することはありません。5 番目のアルカリ金属であるセシウムは、すべての金属の中で最も反応性が高いです。すべてのアルカリ金属は水と反応し、重いアルカリ金属は軽いアルカリ金属よりも激しく反応します。

発見されたアルカリ金属はすべて、自然界で化合物として存在する。存在量の順に、ナトリウムが最も多く、次いでカリウム、リチウム、ルビジウム、セシウム、そして最後にフランシウムである。フランシウムは、放射能が極めて高いため非常に稀である。フランシウムは、自然崩壊系列のいくつかの不明瞭な側枝の中間段階として、自然界では微量にしか存在しない。このグループの次の元素である可能性が高い119番元素の合成を試みる実験が行われてきたが、成功したものはない。しかし、ウヌネニウムは、超重元素の化学的性質に大きな影響を与えると予測される相対論的効果のために、アルカリ金属ではない可能性がある。たとえアルカリ金属であることが判明したとしても、より軽い同族体とは物理的および化学的性質にいくらかの違いがあると予測される。

ほとんどのアルカリ金属は、さまざまな用途に使用されています。純粋な元素の最もよく知られた用途の 1 つは、ルビジウムとセシウムを原子時計に使用することです。セシウム原子時計は、秒の基礎を形成します。ナトリウムの化合物の一般的な用途は、非常に効率的に光を発するナトリウム蒸気ランプです。食卓塩、つまり塩化ナトリウムは、古代から使用されています。リチウムは、精神科の薬として、またリチウム電池の陽極として使用されています。ナトリウム、カリウム、そしておそらくリチウムは、電解質として主要な生物学的役割を持つ必須元素であり、他のアルカリ金属は必須ではありませんが、体に有益なものも有害なものも含め、さまざまな影響を及ぼします。

ナトリウム化合物は古代から知られており、塩（塩化ナトリウム）は人類の活動において重要な商品でした。カリは古代から使われてきましたが、その歴史の大部分において、それがナトリウム鉱物塩とは根本的に異なる物質であるとは理解されていませんでした。ゲオルク・エルンスト・シュタールは1702年に実験的証拠を得て、ナトリウム塩とカリウム塩の根本的な違いを示唆し、^[6]アンリ＝ルイ・デュアメル・デュ・モンソーは1736年にこの違いを証明することができました。^[7]カリウムとナトリウム化合物の正確な化学組成、およびカリウムとナトリウムの化学元素としての地位は当時は知られておらず、そのためアントワーヌ・ラボアジエは1789年にどちらのアルカリも化学元素のリストに含めませんでした。^{[8] [9]}

純粋なカリウムは、1807年にイギリスのハンフリー・デービーによって初めて単離された。デービーは、溶融塩を新しく発明されたボルタ電池で電気分解し、苛性カリ（KOH、水酸化カリウム）からカリウムを抽出した。それまでの水性塩の電気分解の試みは、カリウムの極度の反応性のために失敗していた。^{[10] : 68}カリウムは電気分解によって単離された最初の金属であった。^[11]同年後半、デービーは同様の技術で類似物質である苛性ソーダ（NaOH、苛性アルカリ溶液）からナトリウムを抽出したことを報告し、元素、ひいては塩が異なることを実証した。^{[8] [9] [12] [13]}

ペタライト（Li Al Si ₄ O ₁₀）は、1800年にブラジルの化学者ホセ・ボニファシオ・デ・アンドラダによってスウェーデンのウト島の鉱山で発見されました。^{[14] [15] [16]}しかし、1817年に化学者イェンス・ヤコブ・ベルセリウスの研究室で働いていたヨハン・アウグスト・アルフウェドソンがペタライト鉱石を分析しているときに新しい元素の存在を検出しました。^{[17] [18]}彼は、この新しい元素がナトリウムやカリウムに似た化合物を形成することを指摘しましたが、その炭酸塩と水酸化物は水に溶けにくく、他のアルカリ金属よりもアルカリ性が強かったです。^[19]ベルセリウスは、植物の灰から発見されたカリウムや、動物の血液に豊富に含まれていることで知られるナトリウムとは対照的に、固体鉱物から発見されたことを反映して、ギリシャ語のλιθoς（リトスと音訳され、「石」を意味する）から、未知の物質にリチオン/リチナという名前を与えた。彼は物質内の金属をリチウムと名付けた。^{[20] [15] [18]}リチウム、ナトリウム、カリウムは、1850年にヨハン・ヴォルフガング・デーベライナーによって同様の特性を持つと指摘された同じグループの一連の3元素のうちの1つであるため、周期律の発見の一部であった。^[21]

ルビジウムとセシウムは、1859年にロバート・ブンゼンとグスタフ・キルヒホフが発明した分光器を使って発見された最初の元素でした。^[22]翌年、彼らはドイツのバート・デュルクハイムの鉱水でセシウムを発見しました。ルビジウムの発見はその翌年、ドイツのハイデルベルクで鉱物レピドライトの中にありました。^{[23]ルビジウムとセシウムの名前は、その}発光スペクトルの最も目立つ線に由来しています。ルビジウムは明るい赤色の線（ラテン語のrubidusから、暗赤色または明るい赤色を意味します）、セシウムは空色の線（ラテン語のcaesiusから、空色を意味します）です。^{[24] [25]}

1865年頃、ジョン・ニューランズは一連の論文を発表し、原子量の増加順と8の間隔で繰り返される類似の物理的および化学的特性の順に元素をリストアップした。彼はそのような周期性を音楽のオクターブに例え、1オクターブ離れた音符が同様の音楽的機能を持つと述べた。^{[26] [27]}彼のバージョンでは、当時知られていたすべてのアルカリ金属（リチウムからセシウムまで）と銅、銀、タリウム（アルカリ金属に特徴的な+1の酸化状態を示す）を1つのグループにまとめた。彼の表では、水素がハロゲンと一緒に配置されていた。^[21]

1869年以降、ドミトリ・メンデレーエフはリチウムをナトリウム、カリウム、ルビジウム、セシウム、タリウムとともにグループの最上位に置く周期表を提案した。^[28] 2年後、メンデレーエフは表を改訂し、水素をリチウムの上の第1グループに配置し、タリウムをホウ素グループに移動した。この1871年版では、銅、銀、金が2回配置され、1回はIBグループの一部として、もう1回は今日のグループ8から11を含む「グループVIII」の一部として配置された^{。[29] [注 5]} 18列の表の導入後、IBグループの元素はdブロックの現在の位置に移動され、アルカリ金属はIAグループに残された。その後、 1988年にグループ名はグループ1に変更されました。 ^[4] 「アルカリ金属」という通称は、グループ1の元素の水酸化物が水に溶けるとすべて強アルカリになるという事実に由来しています。^[5]

1939年、フランスのパリにあるキュリー研究所のマルグリット・ペレーが、^{崩壊エネルギーが220 keVと報告されていた}アクチニウム227のサンプルを精製してフランシウムを発見するまでに、少なくとも4回の誤った不完全^な発見があった[  30][31][ ^{32][33] 。しかし、ペレーは80} keV未満の崩壊粒子に気づいた。ペレーは、この崩壊活動は、精製中に分離されたが、純粋なアクチニウム227から再び現れた、これまで確認されていない崩壊生成物によって引き起こされた可能性があると考えた。さまざまなテストにより、未知の元素がトリウム、ラジウム、鉛、ビスマス、またはタリウムである可能性は排除された。この新生成物はアルカリ金属の化学的性質（セシウム塩との共沈など）を示し、ペレーはそれがアクチニウム227のアルファ崩壊によって生じた元素87であると信じるに至った。 ^{[34]ペレーはその後、アクチニウム227の}ベータ崩壊とアルファ崩壊の割合を決定しようとした。彼女の最初のテストではアルファ分岐は0.6％とされ、後に彼女はこの数字を1％に修正した。^[35]

²²⁷
₈₉アク
α（1.38％）→21.77歳 ²²³
₈₇フランス語
β ⁻→22分 ²²³
₈₈ラ
α→11.4日²¹⁹
₈₆ルン

周期表でフランシウム（エカフランシウム）の次の元素は、元素番号119のウンウンネニウム（Uue）である。 ^{[36] : 1729–1730}ウンウンネニウムの合成は、1985年にカリフォルニア州バークレーのローレンス・バークレー国立研究所のスーパーHILAC加速器で、アインシュタイニウム-254の標的にカルシウム-48イオンを照射することによって初めて試みられた。原子は特定されなかったため、限界収率は300 nbとなった。^{[37] [38]}

²⁵⁴
₉₉エス
+⁴⁸
₂₀カナダ
→³⁰²
₁₁₉ウエ
* →原子なし^{[注 6]}

質量が大きく、半減期が^270日と比較的長く、数マイクログラムという大量で入手できることから超重元素の生成に好まれるアインシュタイニウム254を、実験の感度を必要なレベルまで高めるのに十分な大きさのターゲットを作るという極めて困難な作業を考えると、この反応で近い将来にウンウンネニウムの原子が生成される可能性は非常に低い^[37]。アインシュタイニウムは自然界では発見されておらず、研究室でのみ生成されており、その量は超重元素の効果的な合成に必要な量よりも少ない。しかし、ウンウンネニウムは拡張周期表で最初の第8周期元素にすぎないことを考えると、近い将来に他の反応によって発見される可能性は十分にあり、実際、現在日本ではウンウンネニウムの合成の試みが行われている。^[40]現在、周期表8の元素はまだ発見されておらず、また、ドリップ不安定性のため、128番元素付近までの周期表8の下位元素のみが物理的に可能である可能性もある。^{[41] [42]}これより重いアルカリ金属の合成は試みられていない。原子番号が非常に大きいため、合成には新しい、より強力な方法と技術が必要になるからである。^{[36] : 1737–1739}

オッドー・ハーキンスの法則によれば、水素を除いて、原子番号が偶数の元素は奇数の元素よりも一般的である。この法則によれば、原子番号が奇数の元素は不対陽子を１つ持ち、他の陽子を捕獲する可能性が高く、そのため原子番号が増加する。原子番号が偶数の元素では、陽子は対になっており、対の各陽子が他方のスピンを相殺し、安定性が向上する。^{[44] [45] [46]}アルカリ金属はすべて奇数の原子番号を持ち、太陽系内では、隣接する偶数の原子番号を持つ元素（希ガスおよびアルカリ土類金属）ほど一般的ではない。また、ルビジウム以降のアルカリ金属は超新星でのみ合成でき、恒星内元素合成では合成できないため、重いアルカリ金属は軽いアルカリ金属よりも存在量が少ない。リチウムは、ビッグバンの元素合成でも恒星でも合成されにくいため、ナトリウムやカリウムに比べて存在量がはるかに少ない。ビッグバンでは、5個または8個の核子を持つ安定した原子核が存在しなかったため、リチウム、ベリリウム、ホウ素は微量しか生成できず、恒星の元素合成では、3つのヘリウム原子核を融合して炭素を形成するトリプルアルファ過程によってのみ、このボトルネックを通過できたが、この過程では、これら3つの元素は飛ばされていた。^[43]

地球は太陽を形成したのと同じ物質の雲から形成されましたが、太陽系の形成と進化の過程で惑星は異なる組成を獲得しました。その結果、地球の自然史により、この惑星の各部分で元素の濃度が異なっています。地球の質量は約 5.98 × 10です。 質量は約24kg。鉄（32.1%）、^酸素（ 30.1%）、ケイ素（15.1%）、マグネシウム（13.9%）、硫黄（2.9%）、ニッケル（1.8%）、カルシウム（1.5%）、アルミニウム（1.4%）が主成分で、残りの1.2%は微量の他の元素から構成されています。惑星分化により、コア領域は主に鉄（88.8%）で構成され、ニッケル（5.8%）、硫黄（4.5%）が少量含まれ、微量元素は1%未満であると考えられています。 ^[47]

アルカリ金属は反応性が高いため、自然界では純粋な形では存在しません。これらは親岩性元素であるため、酸素と容易に結合してシリカと強く結びつき、比較的低密度の鉱物を形成し、地球の中心核に沈まないため、地球の表面近くに留まります。カリウム、ルビジウム、セシウムもイオン半径が大きいため、不適合元素です。^[48]

ナトリウムとカリウムは地球上で非常に豊富で、どちらも地殻で最も一般的な10の元素の中に含まれています。^{[49] [50]}ナトリウムは重量で測定すると地殻の約2.6％を占め、全体で6番目に豊富な元素であり^[51]、最も豊富なアルカリ金属です。カリウムは地殻の約1.5％を占め、7番目に豊富な元素です。^[51]ナトリウムはさまざまな鉱物に含まれていますが、最も一般的なのは普通の塩（塩化ナトリウム）で、海水に大量に溶解しています。その他の固体鉱床には、岩塩、角閃石、氷晶石、硝酸、ゼオライトなどがあります。^{[51]これらの固体鉱床の多くは、古代の海の蒸発の結果として発生し、}ユタ州のグレートソルト湖や死海などの場所で現在も発生しています。^{[10] : 69}地殻中にほぼ同量存在するにもかかわらず、海中ではナトリウムの方がカリウムよりはるかに多く存在する。これは、カリウムの方がサイズが大きいため塩が溶けにくいことと、カリウムが土壌中のケイ酸塩と結合し、カリウムが浸出したものが植物にナトリウムよりはるかに容易に吸収されるためである。^{[10] : 69}

化学的類似性にもかかわらず、リチウムはサイズが小さいため、通常はナトリウムやカリウムと一緒には存在しません。^{[10] : 69}比較的反応性が低いため、海水中に大量に存在します。海水中のリチウム濃度はおよそ 0.14 ～ 0.25 ppm (パーツ パー ミリオン) ^{[52] [53]}または 25マイクロモルと推定されています。^[54]マグネシウムとの対角関係により、リチウムは鉄マグネシウム鉱物でマグネシウムを置き換えることが多く、地殻中のリチウム濃度は約 18  ppmで、ガリウムやニオブに匹敵します。商業的に最も重要なリチウム鉱物はスポジュメンで、世界中の大規模な鉱床で産出されます。^{[10] : 69}

ルビジウムは亜鉛と同程度、銅よりも豊富に存在する。天然には白鉛鉱、ポルサイト、カーナライト、ジンワルド石、リシア雲母などの鉱物中に産出するが^[55]、これらの鉱物にはルビジウムのみを含み、他のアルカリ金属を含まないものはない。^{[10] ：70}セシウムは、アンチモン、カドミウム、スズ、タングステンなどのよく知られている元素よりも豊富であるが、ルビジウムよりはるかに少ない。^[56]

フランシウム223は、フランシウムの唯一の天然同位体であり、^{[57] [58]アクチニウム227の}アルファ崩壊の生成物であり、ウラン鉱物中に微量に存在します。^[59]特定のウランサンプルには、10 ^{18 個の}ウラン原子につきフランシウム原子が1個しか存在しないと推定されています。^{[60] [ 61]}半減期が22分と非常に短いため、地球の地殻には常に最大30グラムのフランシウムが存在すると計算されています。^{[62] [63]}

アルカリ金属の物理的および化学的性質は、その価電子配置がns ¹であることで容易に説明でき、その結果、金属結合が弱くなります。したがって、すべてのアルカリ金属は柔らかく、密度^[5]、融点^[5]、沸点^[5]が低く、昇華熱、蒸発熱、解離熱も低くなります。^{[10] : 74}これらはすべて体心立方結晶構造で結晶化し^{[10] : 73} 、外殻の s 電子が非常に励起されやすいため、独特の炎色を示します。 ^{[10] : 75}実際、これらの炎色試験は、一般的なイオンを含むすべての塩が溶解するため、アルカリ金属を識別する最も一般的な方法です。^{[10] : 75} ns ^{1配置により、アルカリ金属の}原子半径とイオン半径は非常に大きくなり、熱伝導率と電気伝導率も非常に高くなります。^{[10] : 75}これらの元素の化学的性質は、最外殻s軌道の孤立価電子が失われて+1酸化状態になることが支配的である。これは、この電子がイオン化しやすいことと、第二イオン化エネルギーが非常に高いことによる。^{[10] : 76}化学的性質のほとんどは、グループの最初の5つの元素についてのみ観察されている。フランシウムの化学的性質は、その極めて高い放射能のために十分に確立されていない。^[5]そのため、ここでの特性の提示は限定的である。フランシウムについて知られていることはわずかであるが、予想どおり、フランシウムはセシウムと非常によく似た挙動を示す。フランシウムの物理的性質は、バルク元素が観察されたことがないため、さらに不完全である。したがって、文献で見つかるデータは、間違いなく推測による外挿である。^[64]

アルカリ金属は、他のグループの元素同士よりも互いに類似している。^[5]実際、類似性は非常に大きいため、カリウム、ルビジウム、セシウムはイオン半径が似ているため、区別するのが非常に難しい。一方、リチウムとナトリウムはより異なっている。たとえば、表を下に行くと、既知のすべてのアルカリ金属は、原子半径が増加し、^[71]電気陰性度が減少し、 [ ^71]反応性が増加し、^[5]融点と沸点が減少し、^[71]融解熱と蒸発熱も減少する。^{[10] ： 75}一般に、表を下に行くと密度は増加するが、カリウムはナトリウムよりも密度が低い。 ^[71]非常に滑らかな傾向を示さないアルカリ金属の非常に数少ない特性の 1 つは、還元電位である。リチウムの値は異常で、他のものよりも負の値が大きい。^{[10] : 75}これは、Li ⁺イオンが気相で非常に高い水和エネルギーを持っているためです。リチウムイオンは水の構造を著しく破壊し、エントロピーの変化が大きくなりますが、この高い水和エネルギーは、気相でイオン化するのが困難であるにもかかわらず、還元電位が最も電気陽性のアルカリ金属であることを示すのに十分です。^{[10] : 75}

安定したアルカリ金属は、淡い金色をしているセシウムを除いて、すべて銀色の金属です。^[72]セシウムは、明らかに色が付いている3つの金属のうちの1つです（他の2つは銅と金です）。^{[10] ： 74}さらに、重アルカリ土類金属の カルシウム、ストロンチウム、バリウム、および2価ランタノイドの ユーロピウムとイッテルビウムは淡黄色ですが、その色はセシウムほど目立ちません。^{[10] ： 74}これらの光沢は、空気中では酸化により急速に変色します。^[5]

アルカリ金属はすべて反応性が非常に高く、自然界では元素の形で見つかることはありません。^[20]このため、通常は鉱油や灯油（パラフィン油）に入れて保管します。^{[73]これらは}ハロゲンと激しく反応してアルカリ金属ハロゲン化物を形成します。これは白色のイオン性結晶化合物で、フッ化リチウム（LiF）を除いてすべて水に溶けます。 ^{[5]アルカリ金属は水と反応して強}アルカリ性の水酸化物も形成するため、取り扱いには細心の注意が必要です。重いアルカリ金属は軽いアルカリ金属よりも激しく反応します。例えば、水に落とした場合、各金属を同じモル数使用した場合、セシウムはカリウムよりも大きな爆発を起こします。^{[5] [74] [56]}アルカリ金属は、有効核電荷が低いことと、電子を1個失うだけで希ガス配置になる能力があるため、周期表の各周期で第一イオン化エネルギーが最も低くなっています。 [ ^{64 ] [5]}アルカリ金属は水だけでなく、アルコールやフェノール、アンモニアガス、アルキンなどのプロトン供与体とも反応します。アルキンは驚異的な反応性を示します。還元剤としての強力な力により、他の金属を酸化物やハロゲン化物から解放するのに非常に役立ちます。^{[10] : 76}

全てのアルカリ金属の第二イオン化エネルギーは非常に高く^{[5] [64]、}これは原子核に近い完全な殻にあるためである。^[5]そのため、ほとんどの場合、電子を1つ失って陽イオンを形成する。^{[10] : 28}アルカリ化物は例外である。アルカリ化物は、-1 酸化状態のアルカリ金属を含む不安定な化合物であり、これは非常に珍しいことである。アルカリ化物の発見以前は、アルカリ金属は陰イオンを形成できないと予想されており、塩の中では陽イオンとしてのみ存在できると考えられていた。アルカリ化物陰イオンは満たされたs サブシェルを持っているため、存在するのに十分な安定性がある。リチウムを除くすべての安定したアルカリ金属はアルカリ化物を形成できることが知られており^{[75] [76] [77] 、アルカリ化物はその異常な}化学量論と低いイオン化ポテンシャルのために理論的に非常に興味深い。アルカリ化物は、捕捉された電子が陰イオンとして働く塩であるエレクトライドと化学的に類似している。 ^[78]アルカリ化物の特に顕著な例は、「逆水素化ナトリウム」、H ⁺ Na ⁻（両方のイオンが錯体を形成している）であり、通常の水素化ナトリウムNa ⁺ H ⁻とは対照的である。^[79]これは、水素からナトリウムへの2つの電子の置換によって生じる高エネルギーのために単独では不安定であるが、いくつかの誘導体は準安定または安定であると予測されている。^{[79] [80]}

水溶液中で、アルカリ金属イオンは式 [M(H ₂ O) _n ] ^+のアクアイオンを形成します。ここで、n は溶媒和数です。それらの配位数と形状は、イオン半径から予想されるものとよく一致しています。水溶液中で、金属イオンに直接結合している水分子は、第 1 配位球、つまり第 1 または一次溶媒和殻に属すると言われています。水分子と金属イオンの間の結合は配位共有結合であり、酸素原子が両方の電子を結合に提供します。各配位水分子は、他の水分子と水素結合で結合している場合があります。後者は第 2 配位球にあると言われています。ただし、アルカリ金属カチオンの場合、第 2 配位球は明確に定義されていません。これは、カチオンの +1 電荷が十分に高くないため、一次溶媒和殻内の水分子を分極させて第 2 配位球内の水分子と強い水素結合を形成できず、より安定した実体が生成されるためです。^{[81] [82] : 25  Li +}の溶媒和数は実験的に4と決定されており、四面体[Li(H ₂ O) ₄ ] ⁺を形成しています。リチウムアクアイオンの溶媒和数は3から6であることがわかっていますが、4未満の溶媒和数は接触イオン対の形成の結果である可能性があり、より高い溶媒和数は四面体の表面を通って [Li(H ₂ O) ₄ ] ⁺に近づく水分子の観点から解釈できますが、分子動力学シミュレーションは八面体ヘキサアクアイオンの存在を示している可能性があります。ナトリウムイオンの一次溶媒和球にもおそらく6つの水分子があり、八面体 [Na(H ₂ O) ₆ ] ⁺イオンを形成しています。^{[65] [82] : 126–127}以前はより重いアルカリ金属も八面体の六水和イオンを形成すると考えられていたが、その後、カリウムとルビジウムはおそらく正方形の反柱構造を持つ [K(H ₂ O) ₈ ] ⁺イオンと [Rb(H ₂ O) ₈ ] ⁺イオンを形成し、セシウムは12配位の [Cs(H ₂ O) ₁₂ ] ⁺イオンを形成することがわかった。^[83]

リチウムの化学的性質は、小さなLi ⁺陽イオンが陰イオンを分極させ 、その化合物に共有結合性を与えるため、グループの他の元素とはいくつかの点で異なります。^[5]リチウムとマグネシウムは原子半径が類似しているため対角関係にあり、 ^[5]いくつかの類似点があります。たとえば、リチウムは安定した窒化物を形成しますが、これはすべてのアルカリ土類金属（マグネシウムのグループ）に共通する特性ですが、アルカリ金属の中では独特です。 ^[84]さらに、それぞれのグループの中で、リチウムとマグネシウムだけが顕著な共有結合性を持つ有機金属化合物を形成します（例：Li MeとMgMe ₂）。^[85]

フッ化リチウムは水に溶けにくい唯一のアルカリ金属ハロゲン化物であり、^[5]水酸化リチウムは潮解性のない唯一のアルカリ金属水酸化物である。^[5]逆に、分極できない大きな陰イオンを持つ過塩素酸リチウムやその他のリチウム塩は、他のアルカリ金属の類似化合物よりもはるかに安定している。これはおそらく、Li ^+の溶媒和エネルギーが高いためだと考えられる。^{[10] : 76}この効果は、ほとんどの単純なリチウム塩が一般に水和した形で見られることも意味する。無水形のリチウムは吸湿性が極めて高いためである。このため、塩化リチウムや臭化リチウムなどの塩は除湿器やエアコンに使用できる。^{[10] : 76}

フランシウムもその高い原子量により、電子が光速のかなりの割合で移動し、相対論的効果がより顕著になるため、いくつかの違いを示すと予測されています。アルカリ金属の電気陰性度とイオン化エネルギーが減少する傾向とは対照的に、フランシウムの電気陰性度とイオン化エネルギーは、7s電子の相対論的安定化により、セシウムよりも高くなると予測されています。また、その原子半径は異常に低いと予想されています。したがって、予想に反して、アルカリ金属の中で最も反応性が高いのはフランシウムではなくセシウムです。^{[67] [36] : 1729  [86]}第一イオン化エネルギー、電子親和力、陰イオン分極率など、フランシウムの既知の物理的性質もすべて、リチウムからセシウムへの明確な傾向から外れているが、フランシウムに関する既知のデータが不足しているため、多くの情報源は、相対論的効果によりリチウムからセシウムへの傾向がフランシウムには適用できなくなることを無視して、外挿値を示している。^[86]相対論を考慮して予測されているフランシウムの数少ない性質には、電子親和力（47.2 kJ/mol）^[87]とFr ₂分子の解離エンタルピー（42.1 kJ/mol）がある。^[88] CsFr分子はCs ⁺ Fr ⁻と分極しており、これはフランシウムの7sサブシェルがセシウムの6sサブシェルよりも相対論的効果の影響をはるかに強く受けていることを示しています。^[86]さらに、フランシウムスーパーオキシド（FrO ₂）は、フランシウムの6p電子からの結合寄与により、他のアルカリ金属スーパーオキシドとは異なり、顕著な共有結合特性を持つと予想されます。^[86]

アルカリ金属はすべて原子番号が奇数であるため、その同位体は奇奇（陽子数と中性子数が両方とも奇数）か奇偶（陽子数は奇数だが中性子数は偶数）のいずれかとなる。奇奇核は質量数が偶数であるのに対し、奇偶核は質量数が奇数である。奇奇原始核種が稀なのは、ほとんどの奇奇核はベータ崩壊に対して非常に不安定であり、崩壊生成物が偶偶であるため核対効果によりより強く結合するためである。^[89]

奇数-奇数核種は非常に稀であるため、アルカリ金属のほぼすべての原始同位体は奇数-偶数である（軽い安定同位体リチウム6と長寿命の放射性同位体カリウム40は例外）。与えられた奇数の質量数に対して、ベータ安定核種は1つしか存在できない。これは、偶数-奇数と奇数-偶数の結合エネルギーには、偶数-偶数と奇数-奇数の結合エネルギーの差に匹敵する差がなく、同じ質量数の他の核種（同重体）は、最も質量の低い核種に向かって自由にベータ崩壊するからである。いずれかのタイプの核子が奇数である不安定性の影響として、アルカリ金属などの奇数元素は、偶数元素よりも安定同位体が少なくなる傾向がある。安定同位体が1つしかない26のモノアイソトピック元素のうち、1つを除いてすべて原子番号が奇数で、1つを除いてすべて中性子の数が偶数です。ベリリウムは原子番号が低いため、両方の規則の唯一の例外です。^[89]

リチウムとセシウム以外のすべてのアルカリ金属は、少なくとも1つの天然放射性同位体を持っています。ナトリウム22とナトリウム24は宇宙線生成によって生成された微量放射性同位体です。^[90]カリウム40とルビジウム87は半減期が非常に長いため、天然に存在します。 ^[91]フランシウムのすべての同位体は放射性です。^[91]セシウムも20世紀初頭には放射性であると考えられていましたが、^{[92] [93]}天然に放射性同位体はありません。^[91]（フランシウムは当時まだ発見されていませんでした。）カリウムの天然の長寿命放射性同位体であるカリウム40は、天然カリウムの約0.012％を占めるため、^[94]天然カリウムは弱い放射性があります。この自然放射能は、1925年にセシウムの次のアルカリ金属である元素87が発見されたという誤った主張の根拠となった。^{[30] [31]}天然ルビジウムも同様にわずかに放射性であり、その27.83%は長寿命放射性同位体ルビジウム87である。^{[10] : 74}

セシウム137は半減期が30.17年で、ストロンチウム90とともに、使用済み核燃料の数年間の冷却後、使用済み核燃料の放射能の大部分を占める2つの主要な中期半減期核分裂生成物の1つであり、使用後数百年まで続く。チェルノブイリ事故でまだ残っている放射能の大部分を占めている。セシウム137は高エネルギーベータ崩壊を起こし、最終的に安定したバリウム137になる。これはガンマ線の強力な放出源である。セシウム137は中性子捕獲率が非常に低く、この方法で処分することは現実的ではなく、崩壊させる必要がある。^{[95]セシウム137は、}トリチウムの使用に類似した水文学的研究のトレーサーとして使用されている。^{[96]ほぼすべての}核実験といくつかの核事故、特にゴイアニア事故とチェルノブイリ原発事故の際に、少量のセシウム134とセシウム137が環境に放出された。2005年現在、セシウム137はチェルノブイリ原子力発電所周辺の隔離区域における主な放射線源となっている。^[97]アルカリ金属の一種としての化学的性質から、短中期寿命の核分裂生成物の中で最も問題のあるものの1つとなっている。塩の水溶性が高いため自然界で容易に移動して拡散し、体内に取り込まれて必須の同族体であるナトリウムやカリウムと間違えられるからである。^{[98] : 114}

アルカリ金属は、他のグループの元素同士よりも互いに類似している。^[5]例えば、表を下に行くと、既知のアルカリ金属はすべて、原子半径が増加し、^[71]電気陰性度が減少し、^[71]反応性が増加し、^[5]融点と沸点が減少し、^[71]融解熱と蒸発熱も減少する。^{[10] ： 75}一般に、表を下に行くと密度が増加しますが、カリウムはナトリウムよりも密度が低いという例外があります。^[71]

アルカリ金属の原子半径は、グループが下がるにつれて大きくなります。^[71]遮蔽効果のため、原子が複数の電子殻を持つ場合、各電子は他の電子からの電気的反発と原子核からの電気的引力を感じます。^[99]アルカリ金属では、原子核の電荷の一部（原子番号に等しい）が内側の電子によって打ち消されるため、最外殻電子は正味の電荷 +1 しか感じません。アルカリ金属の内側の電子の数は常に原子核の電荷より 1 少ないです。したがって、アルカリ金属の原子半径に影響を与える唯一の要因は電子殻の数です。この数はグループが下がるにつれて増加するため、原子半径もグループが下がるにつれて増加する必要があります。^[71]

アルカリ金属のイオン半径は原子半径よりもはるかに小さい。これはアルカリ金属の最外殻電子が内殻電子とは異なる電子殻にあるためであり、この電子が除去されると原子の電子殻が1つ減り、原子が小さくなる。さらに、有効核電荷が増加するため、電子は原子核に強く引き寄せられ、イオン半径は減少する。^[5]

元素または分子の第一イオン化エネルギーは、その元素または分子の1モルの気体原子から最も緩く保持されている電子を移動させて、電荷+1 を持つ 1 モルの気体イオンを形成するのに必要なエネルギーです。第一イオン化エネルギーに影響を与える要因は、原子核の電荷、内側の電子による遮蔽の量、および最も緩く保持されている電子と原子核（主族元素では常に外側の電子）との距離です。最初の 2 つの要因により、最も緩く保持されている電子が感じる有効原子核電荷が変わります。アルカリ金属の最外殻電子は常に同じ有効原子核電荷 (+1) を感じるため、第一イオン化エネルギーに影響を与える唯一の要因は、最外殻電子から原子核までの距離です。この距離はグループを下るほど増加するため、最外殻電子が原子核から感じる引力は小さくなり、したがって第一イオン化エネルギーは減少します。^{[71]この傾向はフランシウムでは7s軌道の}相対論的安定化と収縮により破れ、非相対論的計算から予想されるよりもフランシウムの価電子が原子核に近づく。これによりフランシウムの最外殻電子は原子核からより大きな引力を感じ、その第一イオン化エネルギーはセシウムのそれをわずかに上回る。^{[36] : 1729}

アルカリ金属の2番目のイオン化エネルギーは1番目のイオン化エネルギーよりもはるかに高い。これは、2番目に緩く保持されている電子が完全に満たされた電子殻の一部であるため、除去することが困難である。^[5]

アルカリ金属の反応性は、グループが下がるにつれて高くなります。これは、アルカリ金属の第一イオン化エネルギーと原子化エネルギーという 2 つの要因の組み合わせの結果です。アルカリ金属の第一イオン化エネルギーはグループが下がるにつれて低下するため、最外殻電子が原子から取り除かれて化学反応に参加しやすくなります。そのため、グループが下がるにつれて反応性が高まります。原子化エネルギーは、元素の金属結合の強さを測るものです。原子の半径が大きくなるにつれて金属結合の長さが長くなり、非局在化した電子は重いアルカリ金属の原子核の引力から遠ざかるため、グループが下がるにつれて強度は低下します。原子化エネルギーと第一イオン化エネルギーを加算すると、アルカリ金属と他の物質との反応の活性化エネルギーに密接に関連する量が得られます (ただし、同じではありません) 。この量はグループが下がるにつれて減少し、活性化エネルギーも減少します。したがって、化学反応はより速く起こり、グループが下がるにつれて反応性が高まります。^[100]

電気陰性度は、原子または官能基が電子（または電子密度）を自分自身に引き付ける傾向を表す化学的性質である。 ^[101]塩化ナトリウム中のナトリウムと塩素の結合が共有結合である場合、共有電子対は塩素に引き付けられる。これは、外側の電子の有効核電荷が塩素では +7 であるのに対し、ナトリウムでは +1 しかないためである。電子対は塩素原子に非常に近いところに引き付けられるため、実質的には塩素原子に移動する（イオン結合）。しかし、ナトリウム原子がリチウム原子に置き換えられた場合、リチウム原子が小さくなり、電子対はリチウムからのより近い有効核電荷に強く引き付けられるため、電子は以前ほど塩素原子に引き付けられなくなる。したがって、より大きなアルカリ金属原子（グループのさらに下）は、結合対がそれほど強く引き付けられないため、電気陰性度が低くなる。前述のように、フランシウムは例外になると予想される。^[71]

リチウムの電気陰性度が高いため、リチウム化合物の中には共有結合性がより強いものもあります。例えば、ヨウ化リチウム（LiI）は有機溶媒に溶けますが、これはほとんどの共有結合性化合物の特性です。^[71] フッ化リチウム（LiF）は水に溶けない唯一のアルカリハロゲン化物であり、 ^[5]水酸化リチウム（LiOH）は潮解性のない唯一のアルカリ金属水酸化物です。^[5]

物質の融点は固体から液体に状態が変化する点であり、物質の沸点（液体の状態）は液体の蒸気圧が液体の周囲の環境圧に等しくなり^{[102] [103]}、液体全体が気体に状態が変化する点である。金属が融点まで加熱されると、原子を所定の位置に保持している金属結合が弱まり、原子が動き回れるようになり、金属結合は最終的に金属の沸点で完全に切断されます。^{[71] [104]}したがって、アルカリ金属の融点と沸点が低下することは、アルカリ金属の金属結合の強度がグループを下るほど低下することを示している。^[71]これは、金属原子が陽イオンから非局在化電子への電磁気的引力によって結合しているためです。^{[71] [104]}原子のサイズがグループの下にいくにつれて大きくなる（原子半径が大きくなるため）ため、イオンの核は非局在化した電子からさらに遠ざかり、金属結合が弱くなり、金属はより容易に溶けて沸騰し、融点と沸点が下がる。^[71]遮蔽効果のため、核電荷の増加は関係ない。^[71]

アルカリ金属はすべて同じ結晶構造（体心立方）^[10]を持っているため、密度は単位体積あたりの質量として定義されるため、関連する要素は、特定の体積に収まる原子の数と、原子の1つの質量のみです。最初の要素は原子の体積、したがって原子半径に依存し、原子半径はグループを下るほど大きくなります。したがって、アルカリ金属原子の体積はグループを下るほど大きくなります。アルカリ金属原子の質量もグループを下るほど大きくなります。したがって、アルカリ金属の密度の傾向は、原子量と原子半径に依存します。これら2つの要素の数値がわかっていれば、アルカリ金属の密度の比率を計算できます。結果として、カリウムを除いて、アルカリ金属の密度は表の下に行くほど高くなります。アルカリ金属は、その周期内のすべての元素の中で最も原子量が小さく、原子半径が大きいため、周期表の中で最も密度の低い金属です。^[71]リチウム、ナトリウム、カリウムは、周期表の中で水よりも密度が低い唯一の3つの金属です。^[5]実際、リチウムは室温で知られている固体の中で最も密度が低いです。^{[10] : 75}

アルカリ金属は、通常遭遇するすべての陰イオンと完全な一連の化合物を形成し、グループの傾向をよく表しています。これらの化合物は、アルカリ金属が電子をアクセプター種に失い、一価イオンを形成すると説明できます。^{[10] : 79}この説明はアルカリハロゲン化物の場合に最も正確であり、陽イオンと陰イオンの電荷が増加するにつれて、また陰イオンが大きく分極しやすくなるにつれて、ますます正確さが失われます。たとえば、イオン結合は、NaCl、Na ₂ O、Na ₂ S、Na ₃ P、Na ₃ As、Na ₃ Sb、Na ₃ Bi、Naの順に金属結合に変わります。 ^{[10] : 81}

外部ビデオ
アルカリ金属 –王立化学協会が実施したアルカリ金属と水の反応 20 件

すべてのアルカリ金属は冷水と激しくまたは爆発的に反応し、強塩基性のアルカリ金属水酸化物の水溶液を生成し、水素ガスを放出する。^[100]この反応はグループの下に行くほど激しくなる。リチウムは発泡しながら着実に反応するが、ナトリウムとカリウムは発火する可能性があり、ルビジウムとセシウムは水中に沈んで水素ガスを非常に急速に発生し、水中に衝撃波が形成されてガラス容器が割れることがある。^[5]アルカリ金属を水に落とすと爆発が発生し、爆発は2つの段階に分かれている。まず金属が水と反応し、水中の水素結合を破壊して水素ガスを生成する。これは、反応性の高い重いアルカリ金属ほど速く起こる。次に、反応の最初の部分で発生した熱によって水素ガスが発火し、周囲の空気中で爆発的に燃え広がることが多い。この二次的な水素ガス爆発により、ボウルの水や湖などの水域の上に目に見える炎が発生しますが、金属と水の初期反応（主に水中で起こる傾向があります）によって発生するものではありません。^[74]アルカリ金属水酸化物は、最も基本的な既知の水酸化物です。^{[10] : 87}

最近の研究では、水中でのアルカリ金属の爆発的挙動は、水素自体の急速な生成だけでなく、クーロン爆発によって引き起こされることが示唆されている。 ^[105]すべてのアルカリ金属は、水との反応の一部として溶解する。水分子は液体金属のむき出しの金属表面をイオン化し、正に帯電した金属表面と負に帯電した水イオンを残す。帯電した金属と水イオン間の引力により、表面積が急速に増加し、イオン化が指数関数的に増加する。液体金属表面内の反発力が表面張力の力を超えると、激しく爆発する。^[105]

水酸化物自体は、知られている中で最も塩基性の高い水酸化物であり、酸と反応して塩を生成し、アルコールと反応してオリゴマー アルコキシドを生成する。二酸化炭素と容易に反応して炭酸塩や重炭酸塩を生成したり、硫化水素と反応して硫化物や二硫化物を形成したりするため、石油からチオールを分離するのに使用できる。両性酸化物と反応する。例えば、アルミニウム、亜鉛、スズ、鉛の酸化物はアルカリ金属水酸化物と反応してアルミン酸塩、亜鉛酸塩、スズ酸塩、鉛酸塩を生成する。二酸化ケイ素は酸性であるため、アルカリ金属水酸化物はケイ酸塩ガラスを攻撃することもできる。^{[10] : 87}

アルカリ金属は、互いに、また周期表の2族から13族までの様々な化学量論の元素と多くの金属間化合物を形成します。 ^{[10] : 81}例えば、水銀とのナトリウムアマルガムには、Na ₅ Hg ₈やNa ₃ Hgが含まれます。^[106]これらの中にはイオン特性を持つものもあります。例えば、最も電気陰性度の高い金属である金との合金の場合、NaAuとKAuは金属ですが、RbAuとCsAuは半導体です。^{[10] : 81} NaKはナトリウムとカリウムの合金で、室温で液体であるため非常に便利ですが、水と空気に対する反応性が極めて高いため注意が必要です。共晶混合物は-12.6 °Cで融解します。^[107]セシウム41%、ナトリウム47%、カリウム12%の合金は、金属や合金の中で最も低い融点である-78℃を持っています。^[22]

アルカリ金属と、より重い第 13 族元素 (アルミニウム、ガリウム、インジウム、タリウム) との金属間化合物 (NaTl など) は、先行する元素との通常の合金とは異なり、不良な導体または半導体であり、関連するアルカリ金属が関連するジントル陰イオンに電子を失ったことを意味します。^[108]ただし、第 14 族以降の元素は個別の陰イオンクラスターを形成する傾向があるのに対し、第 13 族元素は、巨大なイオン格子の間に位置するアルカリ金属陽イオンとポリマーイオンを形成する傾向があります。たとえば、NaTl は、陰イオン格子の間に位置するNa ⁺イオンとの共有結合ダイヤモンド立方構造を持つポリマー陰イオン (—Tl ⁻ —) _nで構成されています。より大きなアルカリ金属は、同様に陰イオン格子に適合することができず、より重い第 13 族元素を陰イオンクラスターの形成に追い込む傾向があります。^[109]

ホウ素は特別なケースで、第13族で唯一の非金属です。アルカリ金属ホウ化物はホウ素に富み、デルタ面体構造を伴うかなりのホウ素-ホウ素結合を伴う傾向があり、^{[10] : 147–8}また、アルカリ金属は高温で非常に高い蒸気圧を持つため、熱的に不安定です。アルカリ金属は700 °C未満ではホウ素と反応しないため、直接合成は困難であり、したがって、アルカリ金属を過剰に含む密閉容器内で行わなければなりません。さらに、このグループでは例外的に、ホウ素との反応性はグループの下に行くほど低下します。リチウムは700 °Cで完全に反応しますが、ナトリウムは900 °C、カリウムは1200 °Cまで反応しません。また、リチウムの反応は瞬時ですが、カリウムでは数時間かかります。ルビジウムとセシウムのホウ化物はまだ特性評価されていません。 LiB ₁₀、NaB ₆、NaB ₁₅、KB ₆など、様々な相が知られています。^{[110] [111]}高圧下では、リチウムホウ化物中のホウ素-ホウ素結合は、ウェイドの規則に従うものから、 13族の他の元素と同様にジントルアニオンを形成するものに変化します^。[112]

リチウムとナトリウムは炭素と反応してアセチリドLi ₂ C ₂および Na ₂ C ₂を形成しますが、これらは金属とアセチレンの反応によっても得られます。カリウム、ルビジウム、セシウムはグラファイトと反応し、それらの原子が六方晶グラファイト層の間に挿入されて、式MC 60 ₍ダークグレー、ほぼ黒)、MC ₄₈ (ダークグレー、ほぼ黒)、MC ₃₆ (青)、MC ₂₄ (スチールブルー)、MC ₈ (ブロンズ) (M = K、Rb、または Cs) のグラファイト層間化合物を形成します。これらの化合物は純粋なグラファイトよりも 200 倍以上も導電性が高く、アルカリ金属の価電子がグラファイト層に移動していることを示唆しています (例: M ⁺ C−8）。^{[65] KC} ₈を加熱すると、カリウム原子が脱離して、順に KC ₂₄、 KC ₃₆、 KC ₄₈、そして最後に KC ₆₀に変換されます。 KC _{8 は}非常に強力な還元剤で、自然発火性があり、水と接触すると爆発します。^{[113] [114]}大きなアルカリ金属（K、Rb、Cs）は最初にMC _{8 を}形成しますが、小さなものは最初にMC _{6 を}形成し、実際にそれらが形成されるには、約500℃の高温で金属とグラファイトが反応する必要があります。^{[115]これとは別に、アルカリ金属は非常に強力な還元剤であるため、}バックミンスターフラーレンを還元して固体フラーレンM _n C ₆₀を生成することさえできます。ナトリウム、カリウム、ルビジウム、セシウムはn = 2、3、4、または6のフラーレンを形成でき、ルビジウムとセシウムはさらにn = 1を達成できる。 ^{[10] : 285}

アルカリ金属が炭素族のより重い元素（ケイ素、ゲルマニウム、スズ、鉛）と反応すると、M +と四面体Siを含むM 4 Si 4（M = K、Rb、またはCs）などのケージのような構造を持つ^イオン性物質が_形成さ_れます。4−4^[65]ゲルマニウム化物イオンGe ^{4−および}Geなどの他のクラスター（Zintl ）イオンを含むアルカリ金属ゲルマニウム化物の化学2−4、ゲ4−9、ゲ2−9、および[(Ge ₉ ) ₂ ] ^{6− の}化学構造は、対応するシリサイドのものとほぼ類似している。^{[10] ：393}アルカリ金属スズ化物はほとんどがイオン性であり、スズ化物イオン（ Sn ⁴⁻）を伴う場合もあれば、 ^[109]より複雑なZintlイオン（Sn4−9_{、これは四カリウムノナスタニド（K 4} Sn ₉ ）に現れる。^[116]単原子鉛化物イオン（Pb ⁴⁻）は知られておらず、実際にその形成はエネルギー的に不利であると予測されている。アルカリ金属鉛化物には、Pbなどの複雑なZintlイオンがある。4−9これらのアルカリ金属ゲルマニウム化物、スズ化物、鉛化物は、液体アンモニア中でゲルマニウム、スズ、鉛を金属ナトリウムで還元することによって生成される。^{[10] : 394}

最も軽いアルカリ金属であるリチウムは、標準状態で窒素と反応する唯一のアルカリ金属であり、その窒化物は唯一の安定したアルカリ金属窒化物である。窒素は非反応性のガスである。なぜなら、二窒素分子 (N ₂ )の強い三重結合を切断するには多くのエネルギーが必要であるからである。アルカリ金属窒化物の形成には、アルカリ金属のイオン化エネルギー (M ^{+イオンを形成)、N} ₂の三重結合を切断して N ³⁻イオンを形成するために必要なエネルギーが消費され、アルカリ金属窒化物の形成から放出されるエネルギーはすべて、アルカリ金属窒化物の格子エネルギーによるものである。格子エネルギーは、小さく高電荷のイオンによって最大化される。アルカリ金属は高電荷のイオンを形成せず、+1 の電荷を持つイオンのみを形成するため、最も小さいアルカリ金属であるリチウムのみが、窒素との反応を発熱反応にさせるのに十分な格子エネルギーを放出し、リチウム窒化物を形成する。他のアルカリ金属と窒素の反応では十分な格子エネルギーが放出されず、吸熱反応となるため、標準状態では窒化物を形成しない。^[84]窒化ナトリウム（Na ₃ N）と窒化カリウム（K ₃ N）は存在するが、非常に不安定で、構成元素に戻って分解しやすく、標準状態で元素同士を反応させて生成することはできない。^{[118] [119]}立体障害により、ルビジウムやセシウムの窒化物は存在できない。^{[10] : 417}しかし、ナトリウムとカリウムは、直鎖Nを含む無色のアジ化塩を形成する。 −3アルカリ金属陽イオンはサイズが大きいため、熱的に安定しており、分解する前に溶融することができます。^{[10] : 417}

アルカリ金属はすべてリンやヒ素と容易に反応して、化学式 M _{3 Pn の}リン化物やヒ化物を形成します（M はアルカリ金属、Pn は窒素元素（リン、ヒ素、アンチモン、ビスマス）を表します）。これは、P ³⁻イオンと As ³⁻イオンのサイズが大きいため、塩を形成するために解放される格子エネルギーが少なくて済むためです。^[65]これらはアルカリ金属のリン化物とヒ化物の唯一のものではありません。たとえば、カリウムには、化学式 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、および KP ₁₅の 9 種類のリン化物が知られています。^[120]ほとんどの金属はヒ化物を形成するが、アルカリ金属とアルカリ土類金属だけが主にイオン性のヒ化物を形成する。Na ₃ Asの構造は複雑で、Na–Na距離は328～330 pmと異常に短く、これは金属ナトリウムよりも短いため、これらの電気陽性金属であっても結合が単純にイオン性ではあり得ないことを示している。^[10]式M ₃ Asに従わない他のアルカリ金属ヒ化物も知られており、例えばLiAsは金属光沢と導電性があり、何らかの金属結合の存在を示している。^[10]アンチモン化物は、Sb ³⁻イオンが強力な還元剤であるため、不安定で反応性が高い。酸と反応すると、有毒で不安定なガスであるスチビン（SbH ₃）が形成される。^[121]確かに、それらはいくらかの金属的性質を持ち、化学量論MSbのアルカリ金属アンチモン化物には、らせん状のジントル構造で結合したアンチモン原子が含まれている。^[122]ビスマスは完全にイオン性ではなく、部分的に金属結合と部分的にイオン結合を含む金属間化合物です。^[123]

すべてのアルカリ金属は標準条件下で酸素と激しく反応し、単純酸化物（O ²⁻イオンを含む）、過酸化物（O2−2イオン（ 2つの酸素原子の間に単結合がある）、スーパーオキシド（O−2金属には、^リチウム、ナトリウム、セシウム、ルビジウム、カリウム、マンガン...

より小さなアルカリ金属は、そのサイズが小さいため、より大きな陰イオン（過酸化物および超酸化物）を分極させる傾向がある。これにより、より複雑な陰イオンの電子がその構成酸素原子の1つに引き寄せられ、酸化物イオンと酸素原子が形成される。これにより、リチウムは室温で酸素と反応して酸化物のみを形成する。この効果は、より大きなナトリウムとカリウムでは大幅に弱くなり、より不安定な過酸化物を形成できるようになる。グループの最下部にあるルビジウムとセシウムは非常に大きいため、最も不安定な超酸化物でも形成される可能性がある。超酸化物は形成時に最も多くのエネルギーを放出するため、より複雑な陰イオンが分極していないより大きなアルカリ金属では、超酸化物が優先的に形成される。これらのアルカリ金属の酸化物と過酸化物は存在するが、標準条件下では金属と酸素が直接反応しても形成されない。^[84]さらに、Li ⁺イオンとO ²⁻イオンのサイズが小さいため、安定したイオン格子構造を形成するのに寄与している。しかし、制御された条件下では、フランシウムを除くすべてのアルカリ金属は、酸化物、過酸化物、および超酸化物を形成することが知られています。アルカリ金属の過酸化物と超酸化物は強力な酸化剤です。過酸化ナトリウムと超酸化カリウムは二酸化炭素と反応してアルカリ金属炭酸塩と酸素ガスを形成し、これにより潜水艦の空気清浄機で使用することができます。呼気中に自然に存在する水蒸気の存在により、超酸化カリウムによる二酸化炭素の除去はさらに効率的になります。^{[65] [124]}リチウム以外のすべての安定したアルカリ金属は、粉末状の無水水酸化物とオゾンの低温反応により赤色のオゾニド（MO _{3 ）を形成できます。その後、オゾニドは液体}アンモニアを使用して抽出できます。これらは標準条件下でゆっくりと分解して超酸化物と酸素になり、水と接触するとすぐに水酸化物に加水分解されます。^{[10] : 85}カリウム、ルビジウム、セシウムも三酸化物M ₂ O ₃を形成し、これは過酸化物ジスーパーオキシドと考えられる[(M ⁺ ) ₄ (O2−2)(O−2）₂ ] . ^{[10] : 85}

ルビジウムとセシウムは、形式上の酸化数が +1 未満の金属と多種多様な亜酸化物を形成することができる。^{[ 10] : 85}ルビジウムは空気中で酸化されると Rb ₆ O と Rb ₉ O _{2 (銅色) を形成することができるが、}セシウムはオゾン化物 CsO ₃ ^{[125] [126]}や、Cs ₇ O (青銅色)、Cs ₄ O (赤紫色)、Cs ₁₁ O ₃ (紫色)、Cs ₃ O (暗緑色) ^[128] CsO、Cs ₃ O ₂ ^[129]、 Cs ₇ O ₂など、いくつかの明るい色の亜酸化物^{[130] [131]など、多種多様}_な酸化物を形成する。^[56]

アルカリ金属は、より重いカルコゲン（硫黄、セレン、テルル、ポロニウム）とも同様に反応し、すべてのアルカリ金属カルコゲン化物が知られています（フランシウムを除く）。カルコゲンの過剰との反応も同様に、問題のカルコゲン原子の鎖を含むカルコゲンイオンを含む低級カルコゲン化物をもたらします。たとえば、ナトリウムは硫黄と反応して硫化物（Na ₂ S）や、Sを含む式Na ₂ S _x（xは2～6）のさまざまなポリ硫化物を形成します。²⁻
_x^{[65] Se 2−}およびTe ²⁻イオンの塩基性により、アルカリ金属セレン化物およびテルル化物は溶液中でアルカリ性である。セレンおよびテルルと直接反応すると、 Seを含むセレン化物およびテルル化物とともにアルカリ金属ポリセレン化物およびポリテルル化物が形成される。²⁻
_xとテ²⁻
_xイオンである。^[132]これらは液体アンモニア中または空気が存在しない場合に元素から直接得られる可能性があり、無色の水溶性化合物であり、空気中ではすぐにセレンまたはテルルに戻る。^{[10] ： 766}アルカリ金属ポロニドはすべてPo ²⁻イオンを含むイオン性化合物であり、化学的に非常に安定しており、約300〜400℃で元素の直接反応によって生成できます。^{[10] ： 766  [133] [134]}

アルカリ金属は周期表で最も電気陽性の元素の一つであるため、周期表で最も電気陰性度の大きいハロゲン（フッ素、塩素、臭素、ヨウ素、アスタチン）とイオン結合して、アルカリ金属ハロゲン化物と呼ばれる塩を形成する傾向がある。反応は非常に激しく、爆発を引き起こすこともある。^{[10] ：76} 20種類の安定したアルカリ金属ハロゲン化物はすべて知られているが、不安定なものは、アスタチンとフランシウムが非常に不安定で希少であるため、アスタチン化ナトリウムを除いて知られていない。20種類の中で最もよく知られているのは間違いなく塩化ナトリウム、別名食塩である。安定したアルカリ金属ハロゲン化物はすべて、化学式MXで表され、Mはアルカリ金属、Xはハロゲンである。それらはすべて、高融点の白色のイオン性結晶固体である。^{[5] [84]}アルカリ金属ハロゲン化物はすべて水に溶けますが、フッ化リチウム（LiF）は格子エンタルピーが非常に高いため水に溶けません。フッ化リチウムの格子エンタルピーが高いのは、Li ⁺イオンとF ⁻イオンのサイズが小さいため、それらの間の静電相互作用が強くなるためです。^[5]同様の効果がフッ化マグネシウムにも見られ、リチウムとマグネシウムの対角関係と一致しています。^{[10] : 76}

アルカリ金属も水素と同様に反応してイオン性アルカリ金属水素化物を形成し、水素化物アニオンは擬似ハロゲン化物として作用する。これらは還元剤としてよく使用され、水素化物、複合金属水素化物、または水素ガスを生成する。^{[10] : 83  [65]}その他の擬似ハロゲン化物、特にシアン化物も知られている。これらは、シアン化リチウムを除いて、それぞれのハロゲン化物と同構造であり、シアン化物イオンが自由に回転できることを示している。^{[10] : 322} _{Na 3} ClO、K ₃ BrO（黄色）、Na ₄ Br ₂ O、Na ₄ I ₂ O、K ₄ Br ₂ Oなどの三元アルカリ金属ハロゲン化酸化物も知られている。^{[10] : 83}ポリハロゲン化物はかなり不安定であるが、ルビジウムとセシウムのポリハロゲン化物はこれらの極めて大きな陽イオンの弱い分極力によって大幅に安定化されている。^{[10] : 835}

アルカリ金属カチオンは、電荷がわずか +1 と低く、サイズが比較的大きいため、通常は単純なルイス塩基と配位錯体を形成しません。そのため、Li ⁺イオンがほとんどの錯体を形成し、重いアルカリ金属イオンが形成することはますます少なくなります (ただし、弱い錯体では例外が発生します)。^{[10] : 90}特にリチウムは、 1 から 12 までの配位数を示す非常に豊富な配位化学を持っていますが、八面体六配位がその好ましいモードです。^{[10] : 90–1}水溶液中では、アルカリ金属イオンは八面体六水和物錯体 [M(H ₂ O) ₆ ] ⁺として存在しますが、リチウムイオンはサイズが小さいため、四面体四水和物錯体 [Li(H ₂ O) ₄ ] ^{+ を}形成します。アルカリ金属がこれらの錯体を形成するのは、そのイオンが極性水分子への静電気引力によって引き付けられるためです。このため、アルカリ金属陽イオンを含む無水塩は乾燥剤としてよく使用されます。^[65]アルカリ金属は、静電引力により、クラウンエーテル（例えば、Li ^{+の場合は}12-クラウン-4 、 Na ^{+の場合は}15-クラウン-5、K ^{+の場合は}18-クラウン-6、Rb ^{+の場合は}21-クラウン-7）やクリプタンドと容易に錯体を形成します。^[65]

アルカリ金属は液体アンモニアにゆっくり溶解し、溶媒和金属陽イオン M ⁺と溶媒和電子e ⁻のアンモニア溶液を形成し、これが反応して水素ガスとアルカリ金属アミド(MNH ₂、M はアルカリ金属) を形成する。これは1809 年にハンフリー・デービーによって初めて指摘され、1864 年に W. ワイルによって再発見された。このプロセスは、触媒によって加速される場合がある。同様の溶液は、カルシウム、ストロンチウム、バリウムなどの二価の重アルカリ土類金属 、およびユーロピウム、イッテルビウムなどの二価ランタノイドによっても形成される。アミド塩は非常に不溶性であり、溶液から容易に沈殿し、アルカリ金属の濃い色のアンモニア溶液が残る。1907 年に、チャールズ・A・クラウスは、この色は溶媒和電子の存在によるものであり、これがこれらの溶液の高い電気伝導性に寄与していると特定した。低濃度（3 M未満）では、溶液は濃い青色で、塩化ナトリウム水溶液の10倍の導電率を持ちます。高濃度（3 M以上）では、溶液は銅色で、水銀などの液体金属とほぼ同じ導電率を持ちます。^{[10] [65] [136]}アルカリ金属アミド塩と溶媒和電子に加えて、このようなアンモニア溶液には、アルカリ金属陽イオン（M ⁺）、中性アルカリ金属原子（M）、二原子アルカリ金属分子（M ₂）、アルカリ金属陰イオン（M ⁻）も含まれています。これらは不安定で、最終的には熱力学的により安定したアルカリ金属アミドと水素ガスになります。溶媒和電子は強力な還元剤であり、化学合成でよく使用されます。^[65]

最小のアルカリ金属であるリチウムは、共有結合した最も多様で最も安定した有機金属化合物を形成します。有機リチウム化合物は、低温で融解する非導電性の揮発性固体または液体であり、構造 (RLi) _x (R は有機基)のオリゴマーを形成する傾向があります。リチウムの電気陽性特性により、結合の電荷密度のほとんどが炭素原子に配置され、実質的にカルボアニオンが生成されるため、有機リチウム化合物は非常に強力な塩基および求核剤です。塩基としての使用には、ブチルリチウムがよく使用され、市販されています。有機リチウム化合物の例としては、メチルリチウム((CH ₃ Li) _x ) があり、これは四量体 ( x = 4、四面体) および六量体 ( x = 6、八面体) の形で存在します。^{[65] [140]}有機リチウム化合物、特にn-ブチルリチウムは、グリニャール反応で重要な役割を果たすマグネシウムとリチウムの対角関係から予想されるように、有機合成において有用な試薬である。^{[10] : 102}例えば、アルキルリチウムとアリールリチウムは、金属カルボニルとの反応によってアルデヒドとケトンを合成するために使用することができる。 例えば、ニッケルテトラカルボニルとの反応は、不安定なアシルニッケルカルボニル錯体を経て進行し、その後求電子置換反応を経て、目的のアルデヒド（求電子剤としてH ^+を使用）またはケトン（アルキルハライドを使用）生成物を与える。^{[10] : 105}

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

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

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

アルキルリチウムとアリールリチウムは、N、N二置換アミドと反応してアルデヒドやケトンを生成したり、一酸化炭素と反応して対称ケトンを生成したりもする。これらは熱分解してβ水素を除去し、アルケンと水素化リチウムを生成する。別の経路は、エーテルとアルキルリチウムおよびアリールリチウムの反応であり、これらは強塩基として働く。^{[10] : 105}非極性溶媒中では、アリールリチウムは実質的にカルボアニオンとして反応し、二酸化炭素を芳香族カルボン酸（ArCO ₂ H）に、アリールケトンを第三級カルビノール（Ar' ₂ C(Ar)OH）に変換する。最後に、これらは金属ハロゲン交換を介して他の有機金属化合物を合成するために使用できる。^{[10] : 106}

有機リチウム化合物とは異なり、より重いアルカリ金属の有機金属化合物は主にイオン性である。有機ナトリウム化合物の化学への応用は、市販されており、より便利な反応性を示す有機リチウム化合物との競合により、部分的に制限されている。商業的に重要な主要な有機ナトリウム化合物は、シクロペンタジエニドナトリウムである。テトラフェニルホウ酸ナトリウムも、固体状態ではナトリウムがアリール基に結合しているため、有機ナトリウム化合物として分類できる。より重いアルカリ金属の有機金属化合物は、有機ナトリウム化合物よりもさらに反応性が高く、有用性が限られている。注目すべき試薬は、 n-ブチルリチウムとカリウムtert-ブトキシドの混合物であるシュローサー塩基である。この試薬はプロペンと反応して、化合物アリルカリウム（KCH ₂ CHCH ₂）を形成する。シス-2-ブテンとトランス-2-ブテンは、アルカリ金属と接触すると平衡になる。リチウムとナトリウムの異性化は速いが、重いアルカリ金属の異性化は遅い。重いアルカリ金属は立体的に混雑した構造を好む。^[141]有機カリウム化合物の結晶構造がいくつか報告されており、ナトリウム化合物と同様にポリマーであることが確認されている。^[142]有機ナトリウム、有機カリウム、有機ルビジウム、有機セシウム化合物はすべてほとんどイオン性であり、非極性溶媒には不溶性（またはほぼ不溶性）である。^[65]

ナトリウムとカリウムのアルキルおよびアリール誘導体は空気と反応する傾向がある。これらはエーテルの分解を引き起こし、アルコキシドを生成する。アルキルリチウム化合物とは異なり、アルキルナトリウムとアルキルカリウムはウルツカップリングが起こるため、金属とアルキルハロゲン化物の反応では生成できない：^{[122] ：265}

RM + R'X → R–R' + MX

そのため、アルキル水銀化合物を不活性炭化水素溶媒中でナトリウムまたはカリウム金属と反応させて製造する必要がある。メチルナトリウムはメチルリチウムのような四量体を形成するが、メチルカリウムはよりイオン性が高く、個別のメチルアニオンとカリウムカチオンを含むニッケルヒ素構造をとる。^{[122] : 265}

アルカリ金属とその水素化物は、酸性炭化水素、例えばシクロペンタジエンや末端アルキンと反応して塩を与える。液体アンモニア、エーテル、または炭化水素溶媒が使用され、最も一般的なものはテトラヒドロフランである。これらの化合物の中で最も重要なのは、多くの遷移金属シクロペンタジエニル誘導体の重要な前駆体であるシクロペンタジエニドナトリウム、NaC ₅ H ₅である。^{[122] : 265}同様に、アルカリ金属はテトラヒドロフラン中でシクロオクタテトラエンと反応してアルカリ金属シクロオクタテトラエニドを与える。例えば、シクロオクタテトラエニド二カリウム（K ₂ C ₈ H _{8 ）は、}ウラノセンなどの多くの金属シクロオクタテトラエニル誘導体の重要な前駆体である。^{[122] : 266}大きくて非常に弱い分極力を持つアルカリ金属陽イオンは、強い還元剤である暗緑色のナフタレン化ナトリウムNa ⁺ [C ₁₀ H ₈ •] ^{−のような大きくて芳香族で分極可能なラジカル陰イオンを安定化することができる。 [122] : 266}

アルカリ金属は酸素と反応して酸化物、過酸化物、超酸化物、亜酸化物を形成します。しかし、最初の3つがより一般的です。下の表^[143]は酸素との反応で形成される化合物の種類を示しています。括弧内の化合物は燃焼の微量生成物を表しています。

アルカリ金属過酸化物は、水中で不安定なイオン化合物です。過酸化物アニオンはカチオンと弱く結合し、加水分解されてより強い共有結合を形成します。

Na ₂ O ₂ + 2H ₂ O → 2NaOH + H ₂ O ₂

他の酸素化合物も水中では不安定です。

2KO ₂ + 2H ₂ O → 2KOH + H ₂ O ₂ + O ₂ ^[144]

Li ₂ O + H ₂ O → 2LiOH

硫黄と反応して硫化物や多硫化物を形成する。^[145]

2Na + 1/8S ₈ → Na ₂ S + 1/8S ₈ → Na ₂ S ₂ ...Na ₂ S ₇

アルカリ金属硫化物は本質的に弱酸と強塩基の塩であるため、塩基性溶液を形成します。

S ^2- + H ₂ O → HS ⁻ + HO ⁻

HS ⁻ + H ₂ O → H ₂ S + HO ⁻

リチウムは室温で窒素と直接結合する唯一の金属です。

3Li + 1/2N ₂ → Li ₃ N

Li ₃ N は水と反応してアンモニアを放出します。

Li ₃ N + 3H ₂ O → 3LiOH + NH ₃

アルカリ金属は水素とともに、水中で加水分解される 塩性水素化物を形成します。

${\displaystyle {\ce {2 Na \ + H2 \ ->[{\ce {\Delta}}] \ 2 NaH}}}$

${\displaystyle {\ce {2NaH\ +\ 2H2O\ \longrightarrow \ 2NaOH\ +\ H2\uparrow }}}$

リチウムは炭素と直接反応して二リチウムアセチリドを生成する唯一の金属である。NaとKはアセチレンと反応してアセチリドを生成する。^[146]

${\displaystyle {\ce {2Li\ +\ 2C\ \longrightarrow \ Li2C2}}}$

${\displaystyle {\ce {2Na\ +\ 2C2H2\ ->[{\ce {150\ ^{o}C}}]\ 2NaC2H\ +\ H2}}}$

${\displaystyle {\ce {2Na\ +\ 2NaC2H\ ->[{\ce {220\ ^{o}C}}]\ 2Na2C2\ +\ H2}}}$

水と反応すると水酸化物イオンと水素ガスが発生します。この反応は激しく発熱性が高く、発生した水素は空気中で発火したり、RbやCsの場合は爆発することもあります。^[143]

Na + H ₂ O → NaOH + 1/2H ₂

アルカリ金属は非常に優れた還元剤です。電気陽性度の低い金属陽イオンを還元することができます。チタンは、 400 °C で四塩化チタンを Na で還元することによって工業的に生産されます(ファン・アルケル・デ・ブール法)。

TiCl ₄ + 4Na → 4NaCl + Ti

アルカリ金属はハロゲン誘導体と反応してウルツ反応により炭化水素を生成します。

2CH ₃ -Cl + 2Na → H ₃ C-CH ₃ + 2NaCl

アルカリ金属は液体アンモニアや脂肪族アミン、ヘキサメチルホスホラミドなどの他のドナー溶媒に溶解して青色の溶液を与える。これらの溶液には自由電子が含まれていると考えられている。^[143]

Na + xNH ₃ → Na ⁺⁺ e(NH ₃ ) _x ⁻

溶媒和電子の存在により、これらの溶液は有機合成で使用される非常に強力な還元剤です。

反応1)はバーチ還元として知られている。これらの溶液によって行われる 他の還元^{[143]は以下の通りである。}

S ₈ + 2e ⁻ → S ₈ ^2-

Fe(CO) ₅ + 2e ⁻ → Fe(CO) ₄ ^2- + CO

フランシウムは発見されている中で最も重いアルカリ金属であるが、仮説上のより重いアルカリ金属の物理的および化学的特性を予測する理論的研究がいくつか行われている。第8周期の最初の元素である未発見の元素ウンウンネニウム（元素番号119）は、フランシウムの次のアルカリ金属であると予測され、より軽い同族元素とよく似た挙動を示すが、いくつかの特性においてより軽いアルカリ金属と異なるとも予測されている。^{[36] : 1729–1730 その化学的性質は、セシウムやフランシウムではなく、カリウム[41]}やルビジウム^{[36] : 1729–1730}に近いと予測されている。これは周期的な傾向としては異例であり、相対論的効果を無視すると、ウンウンネニウムはセシウムやフランシウムよりもさらに反応性が高いと予測される。この反応性の低下は、ウンウンネニウムの価電子の相対論的安定化によるもので、ウンウンネニウムの第一イオン化エネルギーが増加し、金属半径とイオン半径が減少する。^[41]この効果はフランシウムですでに確認されている。^{[36] : 1729–1730}これは、ウンウンネニウムが化学的にアルカリ金属として振舞うことを前提としているが、相対論的効果により、そうである可能性は高いものの、真実ではない可能性がある。^[148] 8s軌道の相対論的安定化により、ウンウンネニウムの電子親和力がセシウムやフランシウムをはるかに超えて増加する。実際、ウンウンネニウムは、それより軽いすべてのアルカリ金属よりも高い電子親和力を持つと予想される。相対論的効果は、ウンウンネニウムの分極率の非常に大きな低下も引き起こす。^{[36] : 1729–1730}一方、ウンウンエニウムは、グループが下がるにつれて融点が低下する傾向が続き、融点は0℃から30℃の間になると予想されています。^{[36] : 1724}

ウンウンネニウムの価電子の安定化と8s軌道の収縮により、その原子半径は240  pmに低下し、^{[36] : 1729–1730}ルビジウムの半径（247 pm）に非常に近くなり、^[5]そのため、+1酸化状態のウンウンネニウムの化学的性質は、フランシウムよりもルビジウムの化学的性質に似ているはずである。一方、Uue ^{+イオンのイオン半径はRb +}よりも大きくなると予測される。これは、7p軌道が不安定化して下殻のp軌道よりも大きくなるためである。ウンウンネニウムは、他のアルカリ金属に見られない+3 ^{[36] : 1729–1730}および+5の酸化状態^[149]を示すことがあり、さらに他のアルカリ金属に特徴的な+1の酸化状態、および既知のすべてのアルカリ金属の主な酸化状態も示す。これは、7p 3/2スピノルの不安定化と膨張により、最外殻電子のイオン化エネルギーが通常よりも低くなるためである。 [10] : 28 [36] : 1729–1730 実際、多くのウンウンネニウム化合物は、結合に7p ^3/2_電子が^{関与し ている}_ため、大きな共有結合特性を持つことが予想される。^[86]

ウンウンニウムより上のアルカリ金属の特性を予測する研究は、それほど多く行われていない。周期表を単純に外挿すると（アウフバウ原理による）、元素番号169のウンヘキセニウムはウンウンニウムの下位に入るが、ディラック・フォック計算では、ウンウンニウムの次にアルカリ金属のような特性を持つ元素は元素番号165のウンヘキセニウムであると予測され、その電子配置は[Og] 5g ¹⁸ 6f ¹⁴ 7d ¹⁰ 8s ² 8p _1/2 ² 9s ¹であると予測されている。^{[36] : 1729–1730  [147]この元素は、アルカリ金属と}第11族元素​​の中間の特性を持ち、物理的および原子的特性は前者により近いが、化学的性質は後者により近い可能性がある。さらに計算を進めると、ウンヘキペンティウムはイオン化エネルギーがセシウムを超えて増加する傾向にあり、イオン化エネルギーはナトリウムに匹敵し、また原子半径がセシウムを超えて減少する傾向にあり、原子半径はカリウムに匹敵することが示されています。^{[36] : 1729–1730}ただし、ウンヘキペンティウムの7d電子は9s電子とともに化学反応に参加できる可能性があり、+1を超える酸化状態を可能にする可能性があり、これがウンヘキペンティウムの遷移金属としての挙動と考えられます。^{[36] : 1732–1733  [150]}アルカリ金属とアルカリ土類金属はどちらもsブロック元素であるため、ウンウンニウムとウンヘキペンティウムの傾向と特性に関するこれらの予測は、対応するアルカリ土類金属のウンビニリウム（Ubn）とウンヘキサヘキシウム（Uhh）にもほぼ同様に当てはまります。 ^{[36] : 1729–1733}元素番号173のウンセプトリウムは、ウンウンネニウムのさらに優れた重い同族体である可能性がある。予測される電子配置は[Usb] 6g ¹であり、エネルギー的に閉じたp​​殻よりはるかに高い位置にある1つの容易に除去できる電子を持つアルカリ金属のような状態に戻り、セシウムよりもさらに反応性が高いと予想される。^{[151] [152]}

アンセプトリウム以外のアルカリ金属の推定特性は2019年時点ではまだ調査されておらず、存在できるかどうかは不明である。^[147]周期表の周期8以上では、相対論的効果と殻構造効果が非常に強くなるため、より軽い同族体からの外挿は完全に不正確になる。さらに、相対論的効果と殻構造効果（s軌道を安定化し、高殻のd、f、g軌道を不安定化して拡張する）は反対の効果を持ち、そのような高い原子番号を持つ元素の特性の相対論的計算と非相対論的計算の間にさらに大きな差が生じる。^{[36] : 1732–1733}ウンウンニウム、ウンヘキサペンチウム、ウンセプトリウムの化学的性質への関心は、それらが安定島の予想される位置の近くに位置しているという事実に端を発しており、その中心は元素番号122（³⁰⁶ Ubb）と164（⁴⁸² Uhq）である。^{[153] [154] [155]}

他の多くの物質も、一価陽イオンを形成する傾向においてアルカリ金属に類似している。擬似ハロゲンと同様に、これらは「擬似アルカリ金属」と呼ばれることもある。これらの物質にはいくつかの元素とさらに多くの多原子イオンが含まれる。多原子イオンは特に、その大きさと弱い分極力においてアルカリ金属に類似している。^[156]

中性原子1個につき電子1個を持つ水素元素は、その電子配置のため、通常は周期表の第1族の最上部に位置する。しかし、水素は通常アルカリ金属とはみなされない。^{[157]非常に高い圧力でのみ存在する} 金属水素は、化学的性質ではなく、電気的および磁気的性質で知られている。^[158]通常の条件下では、純粋な水素は分子あたり2個の原子からなる二原子ガス（H ₂）として存在する。 ^[159]しかし、アルカリ金属は、高温で気体状態の場合にのみ二原子分子（二リチウム、Li ₂など）を形成する。 ^[160]

水素はアルカリ金属と同様に価電子を1つ持ち^{[122] 、}ハロゲンと容易に反応するが^[122]、アルカリ金属カチオンと比較して裸の陽子H ⁺のサイズが小さいため、類似点はほとんどそれだけである。 ^{[122]水素がリチウムより上に位置するのは、主にその}電子配置による。^{[157]水素は}フッ素と化学的性質が似ているため、フッ素より上に位置することもあるが、その類似性も同様に絶対的ではない。^[161]

水素の第一イオン化エネルギー（1312.0 kJ/mol）は、アルカリ金属の第一イオン化エネルギーよりもはるかに高い。^{[162] [163]}水素原子の最外殻を満たすのに電子が1つ追加で必要なだけなので、水素はしばしばハロゲンのように振舞い、負の水素化物イオンを形成し、その根拠でハロゲンであると見なされることがある。 （アルカリ金属もアルカリ化物と呼ばれる負イオンを形成することができるが、これらは不安定であり、実験室での好奇心以上のものではない。）^{[79] [80]この配置に対する反論は、水素から水素化物が形成されるのは吸熱的であるのに対し、ハロゲンからハロゲン化物が形成されるのは発熱的であるという点である。 H −}アニオンの半径も、ハロゲンの下に行くほどサイズが大きくなる傾向に当てはまらない。実際、 H ^{− は}単一の陽子では両方の電子を制御するのが容易ではないため、非常に拡散している。^{[122] : 15–6}液体水素が金属的性質を示すことはしばらく前から予想されていた。^[161]これは当てはまらないことが示されているが、木星や土星の中心核のような極めて高い圧力下では、水素は金属となり、アルカリ金属のように振る舞う。この段階では、金属水素として知られている。^[164] 3000 Kでの液体金属水素の電気抵抗率は、非金属から金属への転移を起こす圧力下での2000 Kでの液体ルビジウムとセシウムの電気抵抗率とほぼ等しい。^[165]

水素の1s ¹電子配置は、アルカリ金属 (ns ¹ ) の電子配置と類似しているが、1p サブシェルがないため独特である。したがって、電子を失ってハイドロンH +^を形成することも、電子を得て水素化物イオン H ⁻を形成することもできる。^{[10] : 43}前者の場合、表面的にはアルカリ金属に似ており、後者の場合、ハロゲンに似ているが、1p サブシェルがないことによる違いは非常に重要であるため、どちらのグループも水素の特性によく適合しない。^{[10] : 43} 14 族も、イオン化エネルギーや電子親和力などの熱力学的特性の点ではよく適合しているが、水素は四価にはなり得ない。したがって、3 つの配置はどれも完全に満足のいくものではないが、電子配置と、ハイドロンがすべての単原子水素種の中で圧倒的に重要であり、酸塩基化学の基礎となっているという事実により、1 族が最も一般的な配置 (いずれかを選択する場合) である。^[161]水素の非正統的な性質は、その異常な電子配置と小さなサイズから生じている。その一例として、水素イオンは非常に小さく（半径約150  fmで、他のほとんどの原子やイオンのサイズは50～220 pmである）、他の原子や分子と結合している場合を除いて凝縮系には存在しない。実際、化学物質間の陽子の移動は、酸塩基化学の基礎となっている。^{[10] : 43}また、水素は水素結合を形成できるというユニークな性質があり、これは電荷移動、静電、電子相関が寄与する現象の効果である。^[161]類似のリチウム結合も知られているが、そのほとんどは静電結合である。^[161]それにもかかわらず、水素は一部の分子結晶においてアルカリ金属と同じ構造的役割を担うことができ、最も軽いアルカリ金属（特にリチウム）と密接な関係がある。^[166]

アンモニウムイオン（NH+4）は、カリウムとルビジウムの中間のアルカリ金属として作用する、より重いアルカリ金属と非常によく似た性質を持ち、^{[156] [167] [168]}しばしば近縁種と見なされる。^{[169] [170] [171]}例えば、ほとんどのアルカリ金属塩は水に溶けますが、これはアンモニウム塩にも共通する性質です。^[172]アンモニウムは金属（NH+4この転移は、非常に高い圧力（絶縁体から金属への転移が起こる典型的な圧力である100  GPa程度よりは低いが）で、非局在化した電子の海の中のイオンのような状態になり、氷の巨星である 天王星と海王星の内部でも起こる可能性があり、その内部磁場に大きな影響を与える可能性がある。^{[170] [171]}アンモニアと水素分子の混合物から金属アンモニウムへの転移は、25 GPaを少し下回る圧力で起こる可能性があると推定されている。 ^[170]標準条件下では、アンモニウムは水銀と金属アマルガムを形成することができる。^[173]

その他の「擬アルカリ金属」には、アンモニウムカチオンの水素原子の一部がアルキルまたはアリール基に置き換えられたアルキルアンモニウムカチオンが含まれる。特に、第四級アンモニウムカチオン（NR+4）は永久に帯電しているため非常に有用であり、 HIなどの非常に大きく非常に容易に分極する陰イオンを安定化するために高価なCs ⁺の代替としてよく使用されます。−2. ^{[10] : 812–9}テトラアルキルアンモニウム水酸化物は、アルカリ金属水酸化物と同様に、大気中の二酸化炭素と反応して炭酸塩を形成する非常に強い塩基です。^{[122] : 256}さらに、窒素原子は、リン、ヒ素、またはアンチモン原子（より重い非金属窒素原子）に置き換えられ、ホスホニウム（PH+4）またはアルソニウム（AsH+4）カチオンであり、同様に置換可能である。一方、スチボニウム（SbH+4）自体は知られていないが、その有機誘導体のいくつかは特徴付けられている。^[156]

コバルトセンCo(C ₅ H ₅ ) _{2 は}メタロセンであり、フェロセンのコバルト類似体である。これは暗紫色の固体である。コバルトセンは 19 の価電子を持ち、 18 電子則に従って、非常に安定した類似体であるフェロセンなどの有機遷移金属錯体に通常見られる価電子より 1 つ多い。この余分な電子は、Co–C 結合に対して反結合性の軌道を占める。その結果、Co(C ₅ H ₅ ) ₂の多くの化学反応は、この「余分な」電子を失う傾向によって特徴付けられ、コバルトセニウムと呼ばれる非常に安定した 18 電子陽イオンを生成する。多くのコバルトセニウム塩はセシウム塩と共沈し、コバルトセニウム水酸化物は大気中の二酸化炭素を吸収して炭酸コバルトセニウムを形成する強塩基である。^{[122] : 256}アルカリ金属と同様に、コバルトセンは強力な還元剤であり、デカメチルコバルトセンは10個のメチル基の複合誘導効果によりさらに強力である。 ^{[174]コバルトは、より重い同族体の}ロジウムで置換され、さらに強力な還元剤であるロドセンとなる。 ^[175]イリドセン（イリジウムを含む）はおそらくさらに強力であると思われるが、その不安定性のためにあまり研究されていない。^[176]

タリウムは周期表の第13族の中で最も重く安定した元素である。周期表の底部では、 6s軌道の相対論的安定化と、原子が大きくなるにつれて結合エネルギーが減少するため、不活性電子対効果は非常に強く、さらに2つの結合を形成するために放出されるエネルギー量は、6s電子の高いイオン化エネルギーに見合わない。^{[10] : 226–7}タリウムは、既知のすべてのアルカリ金属が示す+1の酸化状態^{[10] : 28 を示し、 [10] : 28}タリウムが+1の酸化状態にあるタリウム化合物は、Tl ⁺ (164  pm )、K ⁺ (152 pm)、およびAg ⁺ (129 pm)イオンの類似したイオン半径のため、対応するカリウムまたは銀化合物と化学量論的に非常に類似している。^{[177] [178]}発見直後の数年間、ヨーロッパ大陸ではアルカリ金属と見なされることもあったが（イギリスではそうではなかった）、 ^{[178] : 126} 、ドミトリ・メンデレーエフの1869年の周期表とユリウス・ローター・マイヤーの1868年の周期表ではセシウムのすぐ後の6番目のアルカリ金属として配置された。 ^{[21]メンデレーエフの1871年の周期表とマイヤーの1870年の周期表では、タリウムは}ホウ素族の現在の位置に配置され、セシウムの下のスペースは空白のままであった。^[21]しかし、タリウムは+3の酸化数も示すが、^{[10] : 28  、}既知のアルカリ金属はこれを示すことはない（ただし、未発見の7番目のアルカリ金属であるウンウンニウムは、おそらく+3の酸化数を示すと予測されている）。^{[36] : 1729–1730}現在、6番目のアルカリ金属はフランシウムであると考えられています。^[179] Tl ^+は不活性電子対効果によって安定化されますが、この6s電子の不活性対は化学的に関与することができ、そのためこれらの電子は水溶液中で立体化学的に活性です。さらに、タリウムハロゲン化物（TlFを除く）は水に非常に溶けにくく、タリウム中の立体化学的に活性な不活性対の存在により、 TlIは異常な構造をとります。 ^[180]

11族金属（または貨幣金属）である銅、銀、金は、不完全なd殻を持つイオンを形成できるため、通常は遷移金属に分類されます。物理的には、これらの金属は遷移後金属に関連する比較的低い融点と高い電気陰性度値を持っています。「Cu、Ag、Auの満たされたdサブシェルと自由なs電子は、これらの金属の高い電気伝導性と熱伝導性に寄与しています。11族の左側の遷移金属は、 s電子と部分的に満たされたdサブシェルとの相互作用により、電子移動度が低下します。」^[181]化学的には、11族金属は+1価電子状態で主族金属のように振る舞い、したがってアルカリ金属と多少関連しています。これが、以前はアルカリ金属の「グループIA」と並んで「グループIB」と呼ばれていた理由の1つです。これらは時々遷移後金属に分類されます。^[182]これらの金属のスペクトルはアルカリ金属のスペクトルに類似しています。^[29]これらのイオンは常磁性であり、アルカリ金属と同様に塩に色を与えません。^[183]

メンデレーエフの1871年の周期表では、銅、銀、金は2回記載されており、1回は第VIII族（鉄三元元素と白金族金属を含む）に、もう1回はIB族である。IB族は暫定的なものであることを示すために括弧で囲まれている。メンデレーエフの族割り当ての主な基準は、元素の最大酸化状態であった。その基準に基づくと、当時知られていた銅(II)と金(III)の化合物の存在により、第11族の元素はIB族に分類できなかった。^[29]しかし、IB族を排除すると、I族はA-B分岐を持たない唯一の主要族（第VIII族は遷移族と分類された）となる。^[29]その後すぐに、大多数の化学者は、これらの元素をIB族に分類し、対称性を考慮してVIII族から除外することを選択しました。これは、アルカリ金属と11族の金属を分離した現代の中程度の長さの18列周期表が登場するまで、主流の分類でした。^[29]

貨幣用金属は、アルカリ金属の特徴的なs ^{1電子配置（第1族：p 6} s ¹、第11族：d ¹⁰ s ¹）を共有しているため、伝統的にアルカリ金属グループの下位区分と見なされてきました。しかし、類似点は主に両方のグループの+1化合物の化学量論に限定されており、化学的性質には影響しません。^{[10] ：1177}これは、満たされたdサブシェルが満たされたpサブシェルよりも最外殻のs電子に対する遮蔽効果がはるかに弱いことに起因しています。そのため、貨幣用金属は、対応するアルカリ金属よりもはるかに高い第一イオン化エネルギーと小さなイオン半径を持っています。^{[10] ：1177}さらに、それらは融点、硬度、密度が高く、液体アンモニアに対する反応性と溶解度が低く、化合物の共有結合性がより高くなっています。^{[10] : 1177}最後に、アルカリ金属は電気化学系列の最上位にあるのに対し、貨幣用金属はほぼ最下位にあります。^{[10] : 1177}貨幣用金属の満たされた d 殻はアルカリ金属の満たされた p 殻よりもはるかに簡単に破壊されるため、第 2 および第 3 のイオン化エネルギーが低くなり、+1 よりも高い酸化状態とより豊富な配位化学が可能になり、したがって第 11 族金属に明確な遷移金属特性が与えられます。^{[10] : 1177}特に注目すべきは、金がルビジウムおよびセシウムとイオン化合物を形成し、その中で金化物イオン (Au ⁻ ) を形成し、これは液体アンモニア溶液中で溶媒和した形でも存在します。ここで、金は擬似ハロゲンとして振舞います。これは、その 5d ¹⁰ 6s ^{1構成が、}水銀の準閉殻 5d ¹⁰ 6s ²構成よりも電子が 1 つ少ないためです。^{[10] : 1177}

純粋なアルカリ金属の製造は、水などの一般的な物質との反応性が極めて高いため、やや複雑です。^{[5] [65]}ケイ酸塩鉱石からは、すべての安定したアルカリ金属を同じ方法で得ることができます。まず硫酸を使用して、鉱石から目的のアルカリ金属イオンとアルミニウム(III)イオンを溶解し（浸出）、次に塩基性沈殿により、アルミニウムイオンを混合物から除去して水酸化物として沈殿させます。次に、残りの不溶性のアルカリ金属炭酸塩を選択的に沈殿させます。次に、塩を塩酸に溶解して塩化物を生成します。その結果を蒸発させると、アルカリ金属を単離できます。^[65]リチウムとナトリウムは通常、液体塩化物から電気分解によって分離され、通常は混合物の融点を下げるために塩化カルシウムが加えられます。しかし、より重いアルカリ金属は、より一般的には別の方法で分離され、還元剤（通常、カリウムの場合はナトリウム、最も重いアルカリ金属の場合はマグネシウムまたはカルシウム）を使用してアルカリ金属塩化物を還元します。液体または気体の生成物（アルカリ金属）は、その後、精製のために分留されます。^[65]純粋なアルカリ金属を得るためのほとんどのルートでは、その高い反応性のために電気分解を使用する必要があります。電気分解を必要としない数少ない方法の1つは、対応するアルカリ金属アジドの熱分解であり、ナトリウム、カリウム、ルビジウム、セシウムの場合は金属が、リチウムの場合は窒化物が生成されます。^{[122] : 77}

リチウム塩は鉱泉、塩水プール、塩水堆積物から抽出する必要がある。金属は溶融塩化リチウムと塩化カリウムの混合物から電気分解によって生成される。^[184]

ナトリウムは主に海水や乾燥した海底に存在しますが、^[5]現在ではダウンセルを使用して塩化ナトリウムの融点を700℃以下に下げることで電気分解して生成されています。^{[185] [186]極めて純粋なナトリウムは}アジ化ナトリウムの熱分解によって生成できます。^{[187]カリウムは}シルバイト（塩化カリウム）など多くの鉱物に含まれています。^{[5]以前は、カリウムは一般的に}塩化カリウムまたは水酸化カリウムの電気分解によって作られていました。^[188]これらはカナダ、ロシア、ベラルーシ、ドイツ、イスラエル、米国、ヨルダンなどの場所で広く見られ、1800年代後半から1900年代初頭にナトリウムが生成された方法に似ています。^[189]海水からも生成できます。^[5]しかし、これらの方法は、カリウム金属が溶融塩化物に溶解し、動作温度で大幅に蒸発し、爆発性の超酸化物を形成する可能性があるという問題があります。その結果、現在では、溶融塩化カリウムを850℃で金属ナトリウムで還元することによって純粋なカリウム金属が生成されています。^{[10] : 74}

Na (g) + KCl (l) ⇌ NaCl (l) + K (g)

ナトリウムはカリウムよりも反応性が低いが、このような高温ではカリウムはナトリウムよりも揮発性が高く、簡単に蒸留できるため、このプロセスは機能し、平衡は右にシフトしてより多くのカリウムガスが生成され、ほぼ完了まで進行します。^{[10] : 74}

ナトリウムのような金属は溶融塩の電気分解で得られる。RbとCsは主にリチウム処理の副産物として得られる。純粋なセシウムを作るには、セシウムとルビジウムの鉱石を粉砕し、金属ナトリウムとともに650℃に加熱して合金を生成し、分留法で分離する。金属セシウムは反応性が高すぎて取り扱いが難しいため、通常はアジ化セシウム（CsN3）として提供される。セシウムが水や氷と激しく反応すると、水酸化セシウム（CsOH）が形成される。^[190]

ルビジウムは地殻で16番目に多い元素ですが、非常に稀少です。北米、南アフリカ、ロシア、カナダで発見された鉱物の中にはルビジウムを含むものがあります。一部のカリウム鉱物（リピドライト、黒雲母、長石、カーナライト）には、セシウムとともにルビジウムが含まれています。ポルサイト、カーナライト、リューサイト、リピドライトはすべてルビジウムを含む鉱物です。リチウム抽出の副産物として、リピドライトから商業的に得られます。ルビジウムはカリウム岩や塩水にも含まれており、商業的に供給されています。現在、ルビジウムの大部分はリチウム精製の副産物として得られています。ルビジウムは真空管でゲッターとして使用され、真空管から微量ガスと結合して除去する材料です。^{[191] [192]}

1950年代から1960年代の数年間、カリウム生産の副産物であるアルカルブがルビジウムの主な供給源であった。アルカルブには21%のルビジウムが含まれ、残りはカリウムと少量のセシウムであった。^[193]今日、セシウムの最大の生産者、例えばカナダのマニトバ州にあるタンコ鉱山は、ポルサイトからの副産物としてルビジウムを生産している。^[194]今日、ルビジウムをカリウムとセシウムから分離する一般的な方法は、ルビジウムとセシウムのミョウバン（Cs、Rb）Al（SO ₄）₂ ·12 H ₂ O ）の分別結晶化であり、約30回の再結晶化後に純粋なルビジウムミョウバンが得られる。^{[194] [195]}用途が限られていることと、ルビジウムを豊富に含む鉱物がないことが原因で、ルビジウム化合物の生産量は年間2 ～ 4トンに制限されています。 ^[194]ただし、セシウムは上記の反応では生成されません。代わりに、ポルサイト鉱石の採掘が純粋なセシウムを得るための主な方法であり、鉱石からは主に酸分解、アルカリ分解、直接還元の 3 つの方法で抽出されます。^{[194] [196]}両方の金属はリチウム生産の副産物として生成されます。1958 年以降、リチウムの熱核特性への関心が急激に高まり、ルビジウムとセシウムの生産もそれに応じて増加しました。^{[10] : 71}純粋なルビジウムとセシウム金属は、750 °C および低圧でカルシウム金属で塩化物を還元することによって生成されます。 ^{[10] : 74}

自然界でのフランシウムの極めて稀少性のため、^[62]ほとんどのフランシウムは¹⁹⁷ Au + ¹⁸ O → ²¹⁰ Fr + 5 nの核反応で合成され、フランシウム-209、フランシウム-210、フランシウム-211が生成されます。^[197]現在までに集められたフランシウムの最大量は約 300,000 個の中性原子であり、^[198]上記の核反応を使用して合成されました。^[198]唯一の天然同位体であるフランシウム-223 が特に必要な場合は、天然ウラン-238 の娘核種である天然ラジウム-226 の中性子照射から合成されるアクチニウム-227 のアルファ娘核種として生成されます。^[199]

リチウム、ナトリウム、カリウムには多くの有用な用途があるが、ルビジウムとセシウムは学術的な文脈で非常に注目されているが、まだ多くの用途はない。^{[10] : 68}リチウムはさまざまなリチウムベースの電池の主要成分であり、酸化リチウムはシリカの処理に役立ちます。ステアリン酸リチウムは増粘剤であり、潤滑グリースの製造に使用できます。これは水酸化リチウムから生成され、宇宙カプセルや潜水艦で二酸化炭素を吸収するためにも使用されます。 ^{[10] : 70} 塩化リチウムはアルミニウム部品のろう付け合金として使用されます。^[200]医学では、一部のリチウム塩は気分安定薬として使用されます。金属リチウムはマグネシウムやアルミニウムとの合金で使用され、非常に強靭で軽い合金になります。^{[10] : 70}

ナトリウム化合物には多くの用途があり、最もよく知られているのは食塩としての塩化ナトリウムです。脂肪酸のナトリウム塩は石鹸として使用されます。^[201]純粋な金属ナトリウムにも多くの用途があり、他の種類の照明と比較して非常に効率的な光を発するナトリウム蒸気ランプでの使用が含まれます。 ^{[202] [203]}また、他の金属の表面を滑らかにするのに役立ちます。^{[204] [205]}強力な還元剤であるため、チタンやジルコニウムなど、他の多くの金属を塩化物から還元するためによく使用されます。さらに、融点、粘度、および中性子吸収に対する断面積が低いため、高速増殖炉の熱交換液として非常に有用です。 ^{[10] : 74}ナトリウムイオン電池は、同等のリチウムベースのセルのより安価な代替品となる可能性があります。ナトリウムとカリウムはどちらも、酸性医薬品のより水溶性が高く、したがってより生体利用性の高い塩の形を作成するために、GRAS対イオンとして一般的に使用されています。 ^[206]

カリウム化合物は、カリウムが植物の栄養にとって重要な要素であるため、肥料としてよく使用されます^{[10] : 73  [207] 。}水酸化カリウムは非常に強い塩基であり、さまざまな物質のpH を制御するために使用されます。 ^{[208] [209]} 硝酸カリウムと過マンガン酸カリウムは、強力な酸化剤としてよく使用されます。^{[10] : 73} 過酸化カリウムは、二酸化炭素と反応して炭酸カリウムと酸素ガスを生成するため、呼吸マスクに使用されます。純粋なカリウム金属はあまり使用されませんが、ナトリウムとの合金は、高速増殖炉で純粋なナトリウムの代替となる場合があります。^{[10] : 74}

ルビジウムとセシウムは原子時計によく使われる。^[210]セシウム原子時計は非常に正確で、恐竜の時代に時計が作られていたとしたら、その誤差は4秒未満（8000万年後）だろう。^[56]そのため、セシウム原子は秒の定義として使われている。^{[211]ルビジウムイオンは紫色の}花火によく使われ、^[212]セシウムは石油産業の掘削液によく使われる。^{[56] [213]}

フランシウムには商業的な用途はないが^{[60] [61] [214]}、フランシウムの比較的単純な原子構造などにより、分光実験に使用され、エネルギーレベルや亜原子粒子間の結合定数に関するより多くの情報が得られている。^{[215]レーザートラップされたフランシウム210イオンによって放出される光に関する研究では、}量子論で予測されたものと同様の、原子エネルギーレベル間の遷移に関する正確なデータが得られている。^[216]

純粋なアルカリ金属は空気や水と危険なほど反応するため、熱、火、酸化剤、酸、ほとんどの有機化合物、ハロカーボン、プラスチック、湿気から遠ざける必要があります。また、二酸化炭素や四塩化炭素とも反応するため、通常の消火器をアルカリ金属の火災に使用すると逆効果になります。^[217]金属火災用に設計されたクラスDの粉末消火器の中には、火災から酸素を奪い、アルカリ金属を冷却する効果のあるものもあります。^[218]

実験は通常、ドラフト内で数グラムの少量のみを使用して行われます。少量のリチウムは冷水との反応で処分できますが、重いアルカリ金属は反応性の低いイソプロパノールに溶解する必要があります。^{[217] [219]アルカリ金属は}鉱油または不活性雰囲気下で保管する必要があります。使用される不活性雰囲気は、窒素と反応するリチウムを除いて、アルゴンまたは窒素ガスです。 ^[217]ルビジウムとセシウムは、油下であっても空気から遠ざけなければなりません。油に拡散した少量の空気でも、危険な爆発性過酸化物の形成を引き起こす可能性があるためです。同じ理由で、カリウムは酸素を含む雰囲気下で6か月以上油下に保管しないでください。^{[220] [221]}

アルカリ金属イオンの生体無機化学は広範囲に検討されている。 [ ²²² ] 小さなペプチド、核酸成分、炭水化物、イオン交換膜複合体中のアルカリ金属イオンの多くの複合体の固体結晶構造が決定されている。^[223]

リチウムは、自然界では生物系に微量しか存在せず、生物学的役割は知られていないが、摂取すると身体に影響を及ぼします。^[224] 炭酸リチウムは、精神科で双極性障害（躁うつ病）の治療に気分安定剤として使用され、1日あたり約0.5～2グラムを摂取しますが、副作用があります。^[224]リチウムを過剰に摂取すると、眠気、ろれつが回らない、嘔吐などの症状を引き起こします。^[224]また、中枢神経系を中毒させます。^[224]これは、双極性障害の治療に必要なリチウムの投与量が毒性投与量よりわずかに低いだけであるため危険です。^{[224] [225]}リチウムの生化学、人体での処理方法、およびラットとヤギを使用した研究から、リチウムは必須微量元素であることが示唆されていますが、リチウムのヒトにおける自然な生物学的機能はまだ特定されていません。^{[226] [227]}

ナトリウムとカリウムは、既知のすべての生物系に存在し、一般的には細胞の内外で電解質として機能します。^{[228] [229]}ナトリウムは、血液量、血圧、浸透圧平衡、pHを調節する必須栄養素です。ナトリウムの最小生理学的必要量は1日500ミリグラムです。^[230]塩化ナトリウム（食塩とも呼ばれます）は、食事中のナトリウムの主な供給源であり、漬物やジャーキーなどの調味料や保存料として使用されます。そのほとんどは加工食品に由来します。^[231]ナトリウムの食事摂取基準は1日1.5グラムですが、^[232]米国のほとんどの人は1日2.3グラム以上を摂取しており、^[233]これは高血圧を促進する最小量です。^[234]これにより、世界中で760万人の早死にが引き起こされています。^[235]

カリウムは動物細胞内の主要な陽イオン（陽イオン）であり、^[228]ナトリウムは動物細胞外の主要な陽イオンである。^{[228] [229]}これらの荷電粒子の濃度差により、細胞内と細胞外の電位差が生じ、これを膜電位という。カリウムとナトリウムのバランスは、細胞膜内のイオン輸送タンパク質によって維持される。^{[236]カリウムイオンとナトリウムイオンによって生成される細胞膜電位により、細胞は}活動電位、つまり電気放電の「スパイク」を生成できる。細胞が電気放電を生成する能力は、神経伝達、筋肉収縮、心臓機能などの身体機能にとって重要である。^[236]このバランスが崩れると、致命的となる可能性がある。たとえば、カリウム化合物を大量に摂取すると、高カリウム血症を引き起こし、心血管系に強い影響を及ぼす可能性がある。^{[237] [238]}米国では、塩化カリウムが致死注射による死刑執行に使用されている。^[237]

原子半径が似ているため、体内のルビジウムとセシウムはカリウムと似ており、同様に取り込まれます。ルビジウムの生物学的役割は知られていませんが、代謝を促進する可能性があり、^{[239] [240] [241]}セシウムと同様に^{[239] [242]}体内のカリウムを置き換えてカリウム欠乏症を引き起こします。^{[239] [241]}部分的な置き換えは十分に可能であり、むしろ無毒です。体重 70 kg の人体には平均 0.36 g のルビジウムが含まれており、この値が 50 倍から 100 倍に増加しても被験者に悪影響は見られませんでした。^[243]ラットはカリウムを 50% ルビジウムに置き換えても生存できます。^{[241] [244]}ルビジウム (および、より少ない程度でセシウム) は低カリウム血症の一時的な治療薬として機能する可能性があります。ルビジウムはいくつかのシステムにおいて生理学的にカリウムを十分に代替することができるが、セシウムはそうすることができない。^[240]ルビジウムがヤギにとって必須である可能性を示す欠乏症状の証拠はごく限られている。たとえこれが真実だとしても、食物に通常含まれる微量で十分すぎるほどである。^{[245] [246]}

セシウム化合物はほとんどの人にとってめったに遭遇することはないが、ほとんどのセシウム化合物は軽度の毒性がある。ルビジウムと同様に、セシウムは体内でカリウムの代わりをする傾向があるが、かなり大きいため、より悪い代替物である。^[242]過剰なセシウムは低カリウム血症、不整脈、急性心停止を引き起こす可能性があるが、^[247]そのような量は、通常、自然源では遭遇しないであろう。 [ ^248]そのため、セシウムは主要な化学的環境汚染物質ではない。^{[248]マウスにおける}塩化セシウムの半数致死量（LD ₅₀）値は1キログラムあたり2.3 gで、これは塩化カリウムや塩化ナトリウムのLD ₅₀値に匹敵する。^[249]塩化セシウムは代替癌治療法として宣伝されてきたが、^[250]科学的に検証されていない癌治療の一環として使用され、50人以上の患者の死亡と関連している。^[251]

セシウムの放射性同位元素には特別な注意が必要で、セシウム 137ガンマ線源の不適切な取り扱いは、この放射性同位元素の放出と放射線障害につながる可能性があります。おそらく最もよく知られている事例は、1987 年のゴイアニア事故です。この事故では、ブラジルのゴイアニア市の廃医院から不適切に処分された放射線治療システムが廃品置き場から回収され、光るセシウム塩が好奇心旺盛で知識のない買い手に販売されました。これにより、放射線被曝による 4 人の死亡と重傷が発生しました。セシウム 134、ヨウ素 131、ストロンチウム 90とともに、セシウム 137 はチェルノブイリ原発事故で拡散した同位元素の中で、健康に対する最大のリスクを構成するものでした。^[97]フランシウムの放射性同位元素も、その高い崩壊エネルギーと短い半減期のためにおそらく危険であると思われるが、深刻な危険を及ぼすほど大量に生成されたものはない。^[199]