UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAPÁ

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAPÁ
DEPARTAMENTO DE INTERIORIZAÇÃO
CAMPUS BINACIONAL DO OIAPOQUE
.
JADISON MONTEIRO DOS SANTOS.
METAIS ALCALINOS 
OIAPOQUE-AP.
2016
.JADISON MONTEIRO DOS SANTOS.
METAIS ALCALINOS 
Trabalho apresentado à disciplina Química do curso licenciatura em Ciências Biológicas da Universidade Federal do Amapá Campus Binacional, como pré-requisito parcial de avaliação no terceiro semestre 2014/2.
Docente Prof. Cleison Lobato.
OIAPOQUE
2016
Introdução
Os elementos do Grupo 1 ou Metais Alcalinos constituída pelos elementos Lítio (Li), o Sódio (Na), o Potássio (K), o Rubídio (Rb), o Césio (Cs) e o Frâncio (Fr ). Todos os elementos deste grupo apresentam um elétron no orbital mais externo num orbital esférico, fracamente ligado ao núcleo.
Em geral, reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos, liberando hidrogênio. A reação torna-se cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim o lítio reage de uma forma moderada, o sódio funde na superfície da água deslizando sobre a água, podendo infamar-se, o potássio funde-se e sempre se inflama. 
Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos. Os hidróxidos e óxidos formados são bases muito fortes, sendo quimicamente muito reativos com o oxigênio. Na forma metálica, perdem rapidamente o brilho se expostos ao ar seco.
As propriedades físicas e químicas desses elementos estão relacionadas à sua estrutura eletrônica e ao seu tamanho relativamente grande, se comparado a outros compostos, devido à baixa atração exercida pelo núcleo aos elétrons.
Os elementos deste grupo são metais, moles podendo ser cortados com uma faca. Possuem baixa densidade, devido a serem átomos relativamente grandes e de baixo peso molecular, e possuem baixo ponto de fusão e ebulição, se comparados a outros metais. 
Lítio 
Em 1800 o político e químico brasileiro Jose Bonifácio de Andrada e silva em uma mina na ilha de Uto na Suécia descobriu um mineral conhecido como petalita, porém, a partir de 1817, Johan August Arfwedson trabalhando no laboratório de química de jons jakob berzelius detectou a presença de um elemento durante a sua análise do mineral de petalita.
Este elemento formava compostos similares ao do sódio e do potássio, embora o carboneto de lítio e o hidróxido de sódio sejam menos solúveis e mais alcalinos. Berzelius deu o nome ao material alcalino “lithion ou lithina” da palavra grega (lithos) que significa pedra para apresentar sua descoberta como um mineral sólido, como oposição ao potássio, que foi descoberto nas algas e o sódio que foi conhecido parcialmente pela sua grande abundância no sangue animal. Ele nomeou o material exógeno de "lithium"
Arfwedson depois demonstrou que este elemento químico estava presente nos minerais de espodumena e a lepidolita. Em 1818 Christian G. Gmelin foi o primeiro a observar que os sais de lítio formavam uma coloração vermelho brilhante na chama. De qualquer maneira, ambos tentavam e falhavam ao isolar o lítio em seu estado puro. Em 1821, Brande Davy Humphry obtiveram o elemento isolado via eletrólise de óxido de lítio, processo que foi utilizado anteriormente para isolar o potássio e o sódio. Brande também descreveu bastante os sais de lítio, como o cloreto e, estimou que o óxido de lítio compõe cerca de 55% do metal, e que o peso atômico do lítio seria aproximadamente de 9,8 g/mol (valor atual ~6,94 g/mol). Em 1855, grandes quantidades de lítio foram produzidas a partir da eletrólise de cloreto de lítio por Robert Bunsen e Augustus Matthiessen. A descoberta deu início a produção comercial de lítio em 1923, iniciada pela a empresa alemã "Metallgesellschaft AG" que começou a produção a partir dos sais de cloreto de lítio e cloreto de potássio fundidos num processo que é utilizado até hoje.
Apresentação 
O lítio do grego (lithos) que significa pedra, é um elemento químico de símbolo LI, número atômico 3, e massa atômica 7, contendo na sua estrutura três protons e três electrons. Na tabela periódica dos elementos químicos, pertencente ao grupo (ou família) 1 (anteriormente chamado 1A), dos elementos alcalinos.
Características principais
É o metal mais leve com uma densidade aproximadamente a metade da água. Como os demais metais alcalinos são monovalentes e bastante reativos. Por esse motivo não é encontrado livre na natureza. No teste da chama torna-se vermelho, porém se a combustão ocorrer violentamente à chama adquire uma coloração preta brilhante.
Produção
A produção e a utilização do lítio foram submetidas a drásticas mudanças na história. A primeira aplicação em larga escala foi na produção de graxas de lítio nos motores de aeronaves e similares na Segunda guerra mundial. As graxas de lítio são justificadas devido a seu alto ponto de fusão se comparado com outras graxas alcalinas e por ser menos corrosiva do que as graxas de cálcio. O pequeno mercado dos sabões de lítio e de graxas lubrificantes permanece pela necessidade das operações de mineração nos Estados Unidos.
A demanda por lítio aumentou drasticamente durante Guerra fria (1946-1991) com a produção dos desenhos de arma nuclear. Tanto o Lítio-6 e o Lítio-7 produzem o trítio quando irradiados por nêutrons e também são utilizados tanto para a obtenção de trítio como também na produção de combustível de sólidos de fusão utilizado dentro das bombas de hidrogênio na forma de deutério de lítio. Os Estados Unidos da América veio a produz o lítio a partir dos anos de 1950 até meados da década de 1980. No fim, o estoque de lítio foi de aproximadamente de 42 toneladas de hidróxido de lítio. 
Este elemento foi utilizado tanto para reduzir a temperatura de fusão do vidro e para melhorar a fundição do óxido de alumínio quando utilizado o processo de Hall-Héroult. Estas aplicações predominavam no mercado de lítio durante meados da década de 1990. Depois do fim da corrida nuclear houve o declínio da demanda e a vendas dos estoques no departamento de Energia no mercado aberto reduziram o preço. Além disso, várias empresas começaram a extrair lítio das salmouras por ser um método menos custoso do que a extração de minas abertas ou subterrâneas. Essas minas que não eram mais competitivas foram fechadas ou se reestruturam para a extração de outros materiais, com exceção das minas de pegmatito do qual a mineração é viável. Por exemplo, as minas de Kings Mountain, na Carolina do Norte foram fechadas no início do século XXI.
A partir do início do século XXI, com o surgimento da demanda das baterias iônicas de lítio, as novas companhias tem expandido a extração de salmoura para atender as indústrias deste setor. Por causa disso, desde 2007, o mercado de lítio tem como seu maior consumidor as indústrias de baterias iônicas de lítio.
Aplicações
Devido ao seu elevado calor específico, o maior de todos os sólidos, é usado em aplicações de transferência de calor e, por causa do seu elevado potencial eletroquímico é usado como um ânodo adequado para as baterias elétricas. Além destes tem outros usos: aplicações militares, cerâmicas e vidrarias, graxas lubrificadas, indústria elétrica eletrônica, indústria nuclear, medicamentos, metalúrgica. 
Precauções
Como os outros metais alcalinos, o lítio puro é altamente inflamável e ligeiramente explosivo quando exposto ao ar e, especialmente, à agua. Além disso, é corrosivo , requerendo o emprego de meios adequados de manipulação para evitar o contato com a pele . Deve-se armazená-lo num hidrocarboneto líquido inflamável como, por exemplo, a gasolina.O lítio é considerado ligeiramente toxico.
Sódio
Do inglês SODA e o símbolo do latim Naltrium. Seus compostos são conhecidos desde a antiguidade como o álcalil mineral (Na2CO3) e o sal marinho (NaCl). Foi isolado por Sir Humphy Davy em Londres em 1807 pela eletrólise da soda cáustica.
É um metal mole prateado, mais leve que a água, que reage rapidamente com o ar e vigorosamente com a água, inflamando o próprio hidrogênioliberado produzindo chama amarela.
Deve ser conservado em óleo mineral. Atualmente é obtido pela eletrólise do NaCl fundido.
Características
 É um metal macio, leve e de coloração prateada. É muito abundante na natureza, encontrado no sal marinho e no mineral . É muito reativo, no teste de chama arde na cor amarela, reage violentamente com a água e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele. 
Não é encontrado livre na natureza. Decompõe a água produzindo um hidróxido com desprendimento de hidrogênio. Normalmente não arde em contato com o ar abaixo de 388 K (115 °C). 
Aplicações
O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio ( Na Cl ) necessário para a vida. 
Outros usos: 
• Em ligas antiatrito com o chumbo para a produção de balas (projéteis). Com o chumbo também é usado para a produção aditivos antidetonantes para as gasolinas.
• Na fabricação de detergentes combinando-o com ácidos graxos.
• Na purificação de metais fundidos.
• A liga NaK é empregada como transferente de calor. O sódio também é usado como refrigerante.
• É empregado na fabricação de células fotoelétricas.
• Na iluminação pública, através das lâmpadas de vapor de sódio.
Potássio 
O potássio é um elemento químico de símbolo K (do latim “kalium” nome original da sua base KOH), número atômico 19 (19 prótons e 19 elétrons) metal alcalino de massa atômica 39u, coloração branca e prateada, abundante na natureza, encontrada principalmente nas águas salgadas e outros minerais. Oxida-se rapidamente com o oxigênio do ar, ar é muito reativo especialmente com a água e se parece quimicamente com o sódio. 
É um elemento químico essencial para o homem, encontrado em muitas hortaliças e essencial para o crescimento das plantas. Empregado em células fotoelétricas. Foi descoberto por humphrv, em 1807, a partir da eletrólise.
Empregado em células fotoelétricas. Foi descoberto por Humphry Davy, em 1807, a partir da eletrólise do hidróxido de potássio (KOH). 
Características Principais
É o segundo metal mais leve. É um elemento muito maleável - pode ser cortado facilmente com uma faca. Tem um ponto de fusão muito baixo, arde com chama violeta e apresenta uma coloração prateada nas superfícies não expostas ao ar, já que se oxida com rapidez. Entretanto, deve ser armazenado dentro de um recipiente com querosene.
Assim como os demais metais alcalinos, reage violentamente com a água, desprendendo hidrogênio, podendo inflamar-se espontaneamente em presença desta substância. 
Aplicações
O potássio é um metal empregado em células fotoelétricas, O cloreto de potássio e o nitrato de potássio são empregados como fertilizantes, o peróxido de potássio é usado em aparatos de respiração de bombeiros e mineiros, o nitrato também é usado na fabricação de pólvora, o cromato de potássio e o dicromato de potássio em pirotecnia, O carbonato de potássio é empregado na formação de cristais, a liga nak, uma liga de sódio e potássio é um material usado como transferente de calor. O cloreto de potássio é utilizado para provocar para cardíaca em injeções letais.
Outros sais de potássio importantes são o brometo de potássio, cianeto de potássio, iodeto de potássio e o sulfato de potássio, entre outros. Uma importante base é o hidróxido.
Os sabões a base de potássio são chamados “sabões moles” tais como os cremes de barbear. Dietas ricas em potássio podem exercer papel na prevenção e tratamentos da hipertensão arterial reduzindo os efeitos adversos do consumo de sal. 
Rubidio 
O rubídio é um elemento quimico de simbolo Rb de número atômico 37 (37 protons e 37 eletrons). O rubídio é um elemento metálico leve, branco-prateado e do grupo dos metais alcalinos. A massa atômica é 85,4678 u. O elemento é altamente reativo, com propriedades similares a outros elementos do grupo 1A, bem como uma oxidaçao na atmosfera terestre muito rápida. O rubídio tem um isótopo estável,o 85Rb. O isótopo 87Rb, que compõe quase 28% da ocorrência natural do rubídio, é ligeiramente radioativo, com uma meia vida de 49 bilhões de anos — mais de três vezes maior que a idade estimada do universo.
Dois quimico alemão Robert Bunsen gustav Bunsen descobriram a existência do rubídio em 1861 pelo método então descoberto de espectrocopia de absorção atômica de chama . Seus compostos têm aplicações químicas e eletrônicas. O metal do rubídio é facilmente vaporizado e tem um alcance de absorção espectral prático, fazendo dele um alvo frequente de manipulação a laser de átomos. 
Não se conhece nenhum ser vivo que tenha necessidade do rubídio no organismo. No entanto, como o césio os íons de rubídio são manejados por organismos vivos de um jeito similar aos íons de potássio: são ativamente aproveitados por plantas e por células de animais vivos.
Características
O Rubídio é um metal alcalino macio, de coloração branca prateada brilhante que perde o brilho rapidamente em contato com o ar Muito reativo - é o terceiro elemento alcalino mais eletopositivo - e pode ser encontrado liquido na temperatura ambiente. Igual aos demais elementos do grupo 1 pode arder espontaneamente com o ar produzindo chama de coloração violeta amarelada. Reage violentamente com a agua desprendendo hidrogenio. Forma amalgamoas o mercurio . Pode formar ligas com o ouro, com os demais metais alcalinos, com os metais alcalinos terrosos ,antimônio e bismuto
Igual aos demais metais alcalinos apresenta um único estado de oxidaçao : +1. Reage com dioxido de carbono , hidrogenio ,nitrogenio , enxofre e halogenio. Com o oxigenio forma pelo menos quatro óxidos: Rb2O, Rb2O2, Rb2O3, e RbO2.
Apliçcação
O rubídio pode ionizae-se com facilidade, por isso está estudando-se o seu uso em motores iônicos para naves espaciais, ainda que o xenonio e o césio tem demonstrado uma maior eficiência para este propósito. É utilizado principalmente na fabricação de cristais especiais para sistemas de telecomunicação de fibra otica e equipamentos de visão natural 
Outros usos do rubídio são:
Revestimentos fotoemissores de telurio -rubídio em celúlas fotoeletricas e detectores eletrônicos.
Afinador de vácuo, "getter" , ( substância que absorve os últimos traços de um gás, especialmente oxigenio )em tubos de vácuo para assegurar seu correto funcionamento.
Componente de fotorresistências ( o LR, "Light dependant resistors", resistências dependentes da luz ), resistências nas quais a resistência elétrica varia com a iluminação recebida.
Em medicina o Rúbidio-81, radioativo com emissão de positrão usado no exame PET em medicina nuclear . Isótopos não radioactivos usados para tratamento da epilepsia e na separação por ultracentrifugação de ácidos nucleicos e virús.
Fluido de trabalho em turbinas de vapor.
O RbAg4I5 tem a maior condutibilidade elétrica conhecida a temperatura ambiente de todos os cristais iônicos, podendo ser usada na fabricação de baterias na forma de delgadas lâminas, entre outras aplicações elétricas.
Se estuda a possibilidade de empregar o metal em geradores termoelétricos baseados na magnetohidrodinâmica, de forma que os inos de rubídio gerados a alta temperatura sejam conduzidos através de um campo maguinetico, gerando uma corrente elétrica.
Fabricação de vidros especiais.
Em muitas aplicações pode ser substituído pelo césio ou composto de césio correspondente, por sua semelhança química.
Abundancia e obtenção. 
Apesar de não ser um elemento muito abundante na crosta terrestre, encontra-se entre os 56 elementos que englobam, conjuntamente, uns 0,05% do peso da mesma, não podendo ser considerado como escasso. Representando aproximadamente 78 ppm em peso, é o 23º elemento mais abundante, e o 16º dos metais , superando outros metais comuns como cobre , o chubo e o zinco. É, ainda, 30 vezes mais abundante que o césio e 4 vezes mais que o litio, metais de cuja obtenção é extraído como subproduto. Esta disparidade ocorre porque não se conhece minerais em que o rubídio seja o elemento predominante, entretanto, como o seu raioiônico é muito similar ao do potacio ( 2.000 vezes mais abundante ) substitui-o - em ínfimas quantidades - nas suas espécies minerais, donde aparece como impureza.
É encontrado em diversos minerais como leucita, polucita e zinnwaldita. Alepidolita contém uns 1,5% de rubídio ( podendo superar em alguns casos em até 3,15% ) e é de onde se obtém o metal na sua maioria. O cloreto de potássio e outros minerais de potássio contém quantidades significativas de rubídio possibilitando a sua extração de forma rentável. Do mesmo modo, depósitos de polucita &mdas podem conter até uns 1,35% de Rb&mdas; entre os que se destacam são os do lago Bernic em Manitoba ( camada ).
O metal é obtido, entre outros métodos, redusindo-se cloreto de rubídio com cálsio em vácuo, ou aquecendo seu hidróxido com maguinesio em corrente de hidrogênio. Pequenas quantidades podem ser obtidas aquecendo seus compostos com claro misturados com óxido de bário no vácuo. A pureza do metal comercializado varia entre 99% e 99,8%.
Isótopos 
Se conhece 24 isótopos de rubídio, existindo na natureza somente dois, o Rb-85 e o radioativo Rb-87. As misturas normais de rubídio são ligeiramente radioativas.
O isótopo Rb-87, que tem uma meia vida 4,75E10 anos, se tem usado muito para a datação radiometrica de rochas . O Rb-87 decai a Sr-87 estável emitindo uma particula beta negativa . Durante a cristalização fracionada, o estrôncio tende a concentrar-se na plagioclase permanecendo o rubídio na fase líquida, de modo que a razão Rb/Sr no magma residual se incrementa ao longo do tempo. As maiores razões - de 10 ou mais - estão nas pegmatitas. Se a quantidade inicial de estrôncio é conhecida ou pode extrapolar-se, medindo as concentrações de Rb e Sr e o cociente Sr-87/Sr-86 pode determinar-se a idade da rocha. Evidentemente a idade média da rocha medida será a da rocha se esta não sofreu alterações depois de sua formação.
A frequência de ressonância do átomo de Rb-87 se usa como referência em normas e osciladores utilizados em transmissores de rádio e televisão, na sincronização de redes de telecomunicação e na navegação e comunicação via satélite. O isótopo também é utilizado na construção de relógios atômicos.
O isótopo Rb-82 se utiliza na obtenção de imagens do coração através da tomografia por emissão de pósitrons. Devido a sua curta meia-vida ( 1,273 minutos ) se sintetiza, antes de sua administração, a partir de estrôcio -82.
Precauçoês 
O rubídio reage violentamente com a água podendo inflamar o hidrogenio desprendido na reação:
2 Rb + 2 H2O → 2 Rb(OH) + H2
Para assegurar a pureza do metal e a segurança na sua manipulação se armazena este elemento sob mineral seco, no vácuo ou em atmosfera inerte.
Césio
Derivado do Latim Caesius, azul celeste, devido à cor de sua linha espectral mais forte. O césio (Cs) foi descoberto em 1860 por Robert W. Bunsen e Gustav Kirchoff, considerados os pais da espectroscopia, em Heidelberg, Alemanha. 
Eles obtiveram o composto Cs2PtCl6 a partir da evaporação de centenas de quilos de água mineral de Dürkheim. Atualmente é obtido do mineral Pollucita, por eletrólise do cloreto ou cianeto de césio (CsCN) fundido ou obtido na forma gasosa com elevada pureza, através da decomposição térmica da azida de césio (CsN3). 
É o mais reativo dos metais alcalinos e reage violentamente com a água formando CsOH. 
É um metal prateado que se funde na temperatura da mão e juntamente com o Ga e Hg Césio se torna líquido próximo à temperatura ambiente (298K). Ele não ocorre livre na natureza, apenas sob forma combinada com outros elementos. 
Informações Gerais
 Nome do Elemento: Césio
     Símbolo Químico: Cs 
     Número Atômico (Z): 55
     Peso Atômico: 132,90545 
     Grupo da Tabela: 1 (IA)  
   Configuração Eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1 
     Classificação: Metal Alcalino 
     Estado Físico: Sólido (T=298K)
     Densidade: 1,873 (g/cm3) 
     Ponto de Fusão (PF): 301,59 K
     Ponto de Ebulição (PE): 944,0 K
Disponibilidade
   	  Encontrado em minerais como a lepidolita (fluossilicato hidratado de alumínio, lítio e potássio) e a polucita (silicato hidratado de alumínio e césio, (Cs4Al4Si9O26).H2O). 
Produção
    	 Pode ser obtido pela eletrólise do cianeto fundido e outros meios.
Em forma pura, sem gás, pode ser produzido pela decomposição térmica da azida de césio. 
Aplicações
Em células fotoelétricas. 
Como agente catalisador na hidrogenação de compostos orgânicos. 
Por causa da grande afinidade com o oxigênio, é usado para removê-lo em válvulas eletrônicas.
 Cs-133 é utilizado na construção de relógios atômicos, os quais são referência para a determinação da unidade de tempo do Sistema Internacional de Unidades: o segundo.
Cs-134 foi usado na hidrologia como medida de determinação da produção de césio nas indústrias de energia nuclear. Este isótopo de césio é usado com essa finalidade porque, apesar de ser menos comum que o Cs-133 ou o Cs-137, é produzido unicamente por reações nucleares. O Cs-135 também foi usado com essa função.
Da mesma maneira que os outros elementos do grupo 1 , o césio tem uma grande afinidade pelo oxigênio e, por isso, é usado como "getter " em tubos de vácuo.
Este metal também é usado em células fotoelétricas porque ioniza-se quando exposto a luz.
Isotópos radioativos de césio são usados no campo médico para tratar de certos tipos de câncer
 O fluoreto de césio é usado extensivamente na química orgânica como base e como fonte de íons fluoretos.
Este metal tem sido usado mais recentemente em sistemas de propulsão iônica. 
Frâncio
Frâncio com o número 87 (cada átomo contem 87 prótons), o frâncio pertence à família dos metais alcalinos (grupo 1) da tabele periódica. É representado pelo símbolo Fr. Foi descoberto por Marguerite Catherine Perey (1909- 1975), enquanto trabalhava no instituto Curie, em Paris. Encontrou evidências de sua existência em 1939, ao estudar o actínio. O nome e uma homenagem ao pais em que foi descoberto. 
Frâncio e muito radiativo. É o mais instável dos 100 primeiros elementos químicos. Por causa disto, é extremamente raro.
Os átomos radioativos possuem uma propriedade curiosa, sua estrutura contendo o tempo. Quando o número de prótons de várias, ocorre uma transmutação, produzem outros tipos de átomos. O uranio, por exemplo, pode se transformar em frâncio. Este, por sua vez, também sofre decaimento radioativo gerando outros elementos, no caso do frâncio, isto ocorre rapidamente. O Fr-223 e o isótopo mais estável. Tem a meia vida 22 minutos isso significa que uma amostra de uma grama se reduz em meia grama em 22minutos. Mas 22 minutos serão 2,5g, e assim por diante, até não restar mais nenhum átomo. Estima se que agora só existam algumas dezenas de gramas do metal (em geral em minerais de uranio) em toda a superfície da terra.
Por ser muito instável, nunca foram isolada quantidade visível de substancias contendo o elemento. Isso dificulta muito o estudo de suas propriedades. Sabes-seque o íons Fr*(átomos de frâncio com um elétron a menos) é a forma mais estável em compostos químicos. A estabilidade como íons monopositivo coincide com o observado para os demais alcalinos. Também e possível estimar seu ponto de fusão (27 ºC), menor que do césio, o elemento imediatamente superior na tabela periódica conforme a tendência observada para os metas do grupo 1, mas graças à lei periódica, muitas outras propriedades podem ser deduzidas. Por exemplo, o metal provavelmente reagiria violentamente com água formando o hidróxido correspondente (FrOH) e liberado hidrogênio. 
Aplicação 
Não há aplicações comerciais para o frâncio devido a sua vida muito curta, também não é possível obter este elemento em quantidades comerciais significativas.Somente é usado em tarefas de investigação, tanto no campo da biologia como também no da estrutura atômica.
Sintetizado. 
O frâncio pode se sintetizar na reação nuclear 197Au + 18O → 210Fr + 5n. Este processo desenvolvido por Stony Brook Physics, gera isótoposde frâncio com massa 209, 210 e 211. Também através do bombardeamento de tório com protons. E bombardeando rádio ou ástato com neutons.
Íons.
O único estado de oxidação detectado em condições não-extremas é o +1 (comum a todos os alcalinos). (F+)
Isótopos.
Existem 41 isótoposde frâncio conhecidos. Com uma meia vida de 22 minutos, o isótopo Fr-223 é o de mais longa vida deste elemento. É resultante da deterioração do isótopo Astato-227 , sendo o único isótopo que ocorre naturalmente. Todos os demais são altamente instáveis, consequentemente , o conhecimento das propriedades deste elemento não podem ser obtidos por procedimentos radioquímicos.
Caracteristicas gerais.
	Aparencia 
	Metálico 
	Nome 
	Frâncio 
	Simbolo 
	Fr
	Numero 
	87
	Grupo 
	1A
	Periodo 
	7
	Bloco 
	S
	Dencidade 
	1870.Kg/m3
	Duresa 
	Mole 
	Numero cas
	7440-735
Propriedade Atômica
	Massa Atômica 
	223-0197 U- dos.....
	Raio Covalente 
	260 pm
	Configuração Eletrônica
	(Rn) 7S1
	Estado (s) Oxidação 
	1(Base Forte )
	Estrutura Eristalina 
	Cubíca Centrada
Conclusão.
Ao estudarmos os elementos químicos da primeira família grupo 1 da tabela periódica composta por Lítio(Li), Sódio (Na), potássio(k), Rubídio(Rb), Césio (Cs), frâncio (Fr) pode-se concluir que os metais alcalinos, em geral, são altamente reativos com a água e com o ar. Seus compostos geralmente possuem alta solubilidade em água, porém, ao apresentarem certo caráter covalente, esta solubilidade diminui. Seus hidróxidos, ao reagirem com sais amoniacais, liberam amônia, e seus carbonatos e bicarbonatos, ao serem aquecidos ou reagirem com ácidos, se decompõem (ao serem aquecidos) ou reagem (ao adicionar-se ácido) liberando gás carbônico.
Referências.
LEE. J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução de Henrique E. Toma. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.
Giusti, Cecília F.; Soraya R.. . "Endocrine disturbances related to the use of lithium". Arquivos Brasileiros de Endocrinologia & Metabologia 56 (3): 153–158. DOI:10.1590/S0004-27302012000300001. ISSN 0004-2730.
"Wiley Online Library: Not Found". DOI:10.1002/(sici)1520-670x(1998)11:2/3%3c251::aid-jtra15%3e3.0.co;2-q/abstract
Eduardo Motta Alves Peixoto, SÓDIO, Disponível em:<http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc10/elemento.pdf, acessado dia 05 de maio de 2014>
DeFrongo, R.A.; Goldberg, M.; Cooke, R.: Investigations into the mechanisms of hyperkalemia following renal transplantation . Kidney International , 357, 1977.
Shils, Maurice E. e colaboradores: Modern Nutrition in Health and Disease. In Capítulo 7, Lindsay H Allen and Richard J. Wood; pg.155-163 , 1994 ; 8 a Ed. Philadelphia.
Goodman and Gilman : The Pharmacological Basis of Therapeutics. In Capítulo 38, Michael J. Peach : Anions : Phosphate, Iodide, Fluoride and Other Anions ; pag.798-800 ; 1975 ; MacMillan Publishing Co, 5 a Ed. – New York.
Cohen, J.J.: Disorders of potassium balance. Hospital Practice, 14:119, 1979.
Kunau, R.T. & Stein, J.H.: Disorders of hypo and hyperkalemia . Clinical Nephrology, 7(4): 173, 1977.