Este grupo representa o lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Estes metais são muito semelhantes, porém não são encontrados juntos, por causa dos seus diversos compostos e do tamanho dos íons.

O nome alcalino vem de “álcali” (cinza das plantas), nas quais podemos encontrar em destaque o sódio e o potássio, elementos utilizados em pequenas quantidades para fabricar sabão e alguns produtos de limpeza.

Este grupo, assim como o grupo dos metais alcalinos terrosos forma óxidos de caráter mais básicos, nos quais o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (nox < +3).

Configuração eletrônica:

Os metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns¹. O único elétron existente na camada de valência está relativamente afastado do núcleo, e protegido pela camada interna preenchida. Por isso esse elétron pode ser removido com facilidade. Em contraste, os elétrons internos estão próximos ao núcleo, mais firmemente ligados, sendo muito difícil removê-los.

Tamanho dos átomos e íons:

Os elementos do grupo IA são os maiores nos seus períodos na tabela periódica. Quando o elétron externo é removido para formar o respectivo cátion, o tamanho diminui consideravelmente, pois além da camada externa ter sido completamente eliminada, a remoção de um elétron permite que a carga positiva nuclear exerça maior força de atração sobre os elétrons restantes, reduzindo mais ainda o raio do cátion. O tamanho dos íons aumenta do Li⁺ para o Fr⁺, pois o número de camadas eletrônicas aumenta neste sentido. Porém, a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo.

Energias de ionização:

A primeira energia de ionização dos metais alcalinos é muito baixa (são os valores mais baixos da tabela), ou seja, é fácil retirar o elétron de valência de um átomo alcalino neutro – os átomos são muito grandes e o elétron externo é fracamente atraído pelo núcleo. Do Li para o Fr o tamanho dos átomos aumenta, o elétron externo fica mais afastado ainda do núcleo e a energia de ionização diminui.

Por outro lado, a segunda energia de ionização é muito alta, porque envolve a remoção de um elétron de um íon positivo menor, cujos elétrons estão mais fortemente atraídos pelo núcleo. Além disso, a diferença entre a primeira e a segunda energias de ionização de um metal alcalino é mais acentuada porque além dos fatores citados ela implica na remoção de um elétron de um nível eletrônico completo.

Por exemplo, para o sódio, a primeira energia de ionização é de 5,14 eV e a segunda é de 47,3 eV. Em condições normais não é possível remover um segundo elétron, porque a energia necessária é maior do que aquela necessária par ionizar os gases nobres. Os elementos do grupo IA, portanto, formam geralmente íons +1. Os metais alcalinos, quando em estado de vapor, existem sob a forma de moléculas diatômicas. Isso é possível porque os elementos do grupo IA possuem o último orbital s com um elétron desemparelhado, permitindo a ligação covalente sigma s-s.

Estrutura cristalina:

À temperaturas normais, os metais do grupo IA adotam um tipo de retículo cristalino cúbico de corpo centrado, com número de coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma uma estrutura hexagonal de empacotamento denso com número de coordenação 12. Os metais são muito moles e podem ser cortados com uma faca. O lítio é o de maior dureza entre eles.

Os metais alcalinos possuem somente um elétron de valência que pode participar das ligações, e esse fato, associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do elétron externo, tem como conseqüência o caráter mole dos metais alcalinos, sua baixa energia de coesão (força que mantém os átomos unidos no sólido) e a fraqueza das ligações. A ligação efetuada entre os átomos de um metal alcalino, portanto, é do tipo sigma s-s, onde há pequena interpenetração de orbitais, sendo pouco eficiente. Os átomos se tornam maiores do Li para o Cs, as ligações se tornam mais fracas, as energias de coesão diminuem e os metais se tornam mais moles.

Densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição:

Os metais alcalinos são extremamente leves. Como seus átomos são grandes, apresentam densidades muito baixas, sendo inferiores ou pouco maiores que a densidade da água. Os valores geralmente baixos de energia de coesão se refletem nos valores muito baixos para os pontos de fusão e ebulição dos elementos do grupo. Do Li para o Cs as energias de coesão decrescem; logo, os valores de ponto de fusão e ponto de ebulição acompanham esse decréscimo.

Eletronegatividade e tipos de ligação:

Os valores das eletronegatividades dos metais alcalinos são muito pequenos. De fato são os menores valores encontrados na tabela. Assim, quando esses elementos se combinam com outros elementos para formarem compostos, é provável uma grande diferença de eletronegatividades dos átomos envolvidos, com a formação de ligações iônicas.

Entalpias de formação dos compostos iônicos:

Com os halogênios menores, o lítio é o mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior.

Cores das chamas e espectros:

Como resultado da baixa energia de ionização, quando os elementos do grupo são irradiados com luz, a energia luminosa absorvida pode ser suficiente para fazer o átomo perder o elétron externo. Os elétrons emitidos dessa maneira são chamados de fotoelétrons.

Os elétrons também podem ser excitados facilmente a um nível energético mais elevado, por exemplo, no teste da chama: uma amostra de um sal do metal mergulhado em HCℓ concentrado, é aquecido sobre um fio de platina ou de níquel-cromo na chama de um bico de Bunsen. O calor da chama excita um elétron externo a um nível energético mais alto. Quando o elétron retorna ao seu nível energético original, a energia absorvida é liberada em determinado comprimento de onda. Para os metais alcalinos essa energia aparece como luz visível, provocando a cor característica da chama.

Cor dos compostos:

A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da região da luz visível. Todos os íons dos metais do grupo IA apresentam configuração eletrônica de gás nobre, no qual todos os elétrons estão emparelhados. Assim, a promoção de um elétron requer uma certa energia para desemparelhar os elétrons, uma certa quantidade de para romper um nível preenchido de elétrons e outra quantidade de energia para levar o elétron a um nível mais alto de energia. A quantidade total de energia é grande. Assim, não há transições eletrônicas adequadas: os compostos são tipicamente brancos.

Qualquer transição que porventura ocorra será de elevada energia e aparecerá na região do ultravioleta e não da luz visível, e será, portanto, invisível ao olho humano. Compostos de metais do grupo IA são brancos, exceto aqueles em que o ânion é colorido. por exemplo, o cromato de sódio (amarelo), o dicromato de potássio (alaranjado) e o permanganato de potássio (violeta). Nesses casos a cor é devida aos ânions e não aos metais alcalinos.

Solubilidade e hidratação:

Todos os sais simples dos metais alcalinos se dissolvem em água, liberando íons e formando soluções que são fortes eletrólitos. Como os íons Li⁺ são muito pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de condutividade em soluções aquosas mostram uma seqüência oposta: Cs⁺ > Rb⁺ > K⁺ > Na⁺ > Li⁺.

A causa dessa aparente anomalia um campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água. O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar. Já o Cs hidratado, e o raio do césio hidratado é menor do que o do lítio hidratado. Logo, o Cs⁺ hidratado move-se mais rapidamente e conduz melhor a eletricidade.

O tamanho dos íons hidratados é importante fator que afeta a passagem desses íons através das membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses íons em colunas de troca iônica, em que o Li⁺ se liga menos fortemente, sendo diluído primeiro. O decréscimo da hidratação do Li⁺ ao Cs⁺ também se verifica nos sais cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados, geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não formam sais hidratados.

Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis em água. Quando um sal é insolúvel, significa que sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo IA diminui do Li para o Cs. Para que uma substância dissolva-se, a energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino (energia reticular). A energia reticular dos metais alcalinos diminui ligeiramente de cima para baixo no grupo, ao passo que a energia de hidratação varia mais acentuadamente – por causa disso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do Li para o Cs. Os fluoretos e carbonatos do grupo IA são exceções, pois suas solubilidades aumentam rapidamente de cima para baixo no grupo. Isso porque a energia reticular apresenta maior variação quando comparada à energia de hidratação.