IА група (групата на алкалните метали) включва елементите: Литий (Li), Натрий (Na), Калий (K), Рубидий (Rb), Цезий (Cs), Франций (Fr); При всички тях се изгражда s-подслоя на различен атомен слой, което ги категоризира като s-елементи. Например на лития се изгражда 2s-подслоя, а на натрия 3s-подслоя. Всички те имат по един валентен електрон, което ги кара да проявяват постоянната първа валентност в съединенията си.
Простите вещества на елементите от IА група притежават метален характер и са изключително реактивоспособни. Затова в природата тези химични елементи се срещат под формата на съединения (соли и минерали). Всички алкали притежават характерните за металите свойства: метален блясък, ковкост, изтегливост, топло- и електропроводимост. Леки са и едновременно с това меки – всички могат лесно да се режат с нож, като само литият е малко по твърд. Всички оцветяват пламъка както следва: натрия в жълто, лития в малиновочервено, калия във виолетово, рубидия във виолетовочервено, цезия в синьо. Алкалните метали имат ниски температури на топене.
Названието Литий (λίθος) произлиза от гръцки и означава камък. Натрий идва също от гръцки (Νάτριο), а калий от латински (kalium, макар на английски да използват арабското му название potassium). Цезият и рубидият пък имат имена, които са свързани с цвета на главните линии в спектрите им (rubidius-червен, caesius-син). Франций (francium) – кръстен е на държавата Франция, в която е бил открит за първи път в института „Кюри“.
Литий – IА Група
Литий е първият представител на алкалните метали, който не само има най-малка атомна маса, но е по-лек и от водата. По-слабата му реактивност в сравнение с другите алкални елементи се дължи на голямата близост на валентния му електрон до ядрото. Също спрямо тях, температурата му на топене и тази на кипене са най-високи, но отнесени към всички останали метали са изключително ниски.

литий в парафин – простото вещество на химичен елемент от първа А група; лиценз на изображението: CC BY-SA 3.0
Химични свойства
При стайна температура той не реагира с въздуха, а взаимодействието му с водата е относително не много енергично. Това не важи за стопилката от литий, която се взривява при контакт с вода.
2Li + 2H2O → 2LiOH + ↑H2
При температура около 600°С, литиевият хидроксид се разлага до оксид и вода:
2LiOH → Li2O + H2O
В кислородна среда и при нагряване литият изгаря до получаването на дилитиев оксид:
4Li + O2 → 2Li2O
При взаимодействие с хлор се получава литиев хлорид, който от своя страна може да реагира със сребърен нитрат и да се получи литиев нитрат:
2Li + Cl2 → 2LiCl – реакцията е силно екзотермична и за приложни цели се предпочита друга:
Li2CO3 + HCl → LiCl + H2O + CO2
LiCl + AgNO3 → AgCl + LiNO3 (литиев нитрат)
Получаването на литиев пероксид протича на два етапа:
LiOH.H2O + H2O2 → LiOOH + 2H2O
при внимателно нагряване следва: 2LiOOH.H2O → Li2O2 (литиев пероксид) + H2O2 + 2H2O
В присъствие на влага литиевият пероксид реагира с въглеродния диоксид и освобождава кислород:
2Li2O2 + 2CO2 → 2Li2CO3 + O2
Тази реакция е част от пречистващите системи на въздуха в космическите кораби и подводниците.
Измежду алкалните метали само литият реагира с азота директно:
6Li + N2 → 2Li3N
Едни от най-важните литиеви съединения са органометалните. В някои случаи те се получават при директното взаимодействие на литий с халогенопроизводни:
2Li + RX (мастно хал.произв.) → LiR + LiX
Литиев хидрид също може да се получава при директно взаимодействие, но ако температурата е в интервала 500° – 700°С:
2Li + H2 → 2LiH
Значение и употреба на литий
Литий се извлича главно от солите му чрез електролиза. Известно е, че едни от най-богатите залежи се намират в Латинска Америка, като Боливия е собственик на близо половината от известните до сега световните запаси.
Както вече споменахме по-горе, литият се използва в системи за пречистване на въздуха. Освен това той и неговите съединения са част от различни металургични и фармацевтични производства, военната и ядрената промишленост, а също се използват в електрониката и батериите.
Въпреки че натриевата и калиевата основи са предпочитани за производството на сапуни, често за определени дейности се правят такива от литиева основа. Течният литий се използва като топлоносител в ядрените реактори. Един от изотопите се използва при производството на тритий:
6Li + n → 4He + 3H (тритий)
Натрий – IА Група
Натрият е неизменна част от ежедневието на всеки човек под една или друга форма. Като метал (просто вещество) той притежава всички характеристики за останалите алкали. Мек и силно реактивен, натрият има характерните метален блясък и електропроводимост.
Заради високата си реактивоспособност в природа се среща само под формата на химични съединения. Извличането му става посредством електролиза на стопилка на солите му (например NaCl – готварска сол).
Натриевите йони са много разпространени както в солените води, така и в живите организми и притежават изключително голяма роля за живота на Земята.
Химични свойства
Натрият реагира с неметалите с лекота:
2Na + Cl2 → 2NaCl
2Na + H2 → 2NaH
Реакцията с кислорода може да протече в две направления. Ако средата е бедна на кислород ще се получи предимно динатриев оксид, а ако е богата – натриев пероксид:
4Na + О2 → 2Na2О
2Na + О2 → Na2О2
Обикновено получаването на оксида става индиректно при взаимодействие на натрий и натриева основа:
2Na + 2NaОH → 2Na2О + ↑H2
Натриевата основа се получава при взаимодействие на натрий с вода – реакцията е бурна и натрият се самозапалва и взривява. Затова при съхраняването на натрий не трябва да се допуска контакт с вода, водни пари или лед, а той се потапя в керосин или ксилол.
2Na + 2H2O → 2NaOH + ↑H2
Освен оксид и пероксид, ако натриеви пари се пропуснат в атмосфера богата на кислород и под високо налягане, тогава се получава натриев супероксид (жълто кристално вещество):
↑Na + ↑О2 → NaО2
Натрият реагира и с неорганични киселини:
2Na + HCl → 2NaCl + ↑H2
Той проявява голяма реактивоспособност към много неметали, като образува сулфиди, нитриди, различни халогениди и множество други соли като нитрати, сулфати, цианиди и пр. Натрий обаче се използва успешно и в органичните реакции и подходящ пример за това е вюрцовият синтез:
R-X + 2Na + X-R → R-R + 2NaX
При работа с метала, не трябва да се допуска случаен негов досег до халогенопроизводни, защото може да последва експлозия.
Калий – IА Група

калий – първа А група; лиценз на изображението: Attribution 1.0 Generic
От алкалните метали, след натрия, калият е втори по разпространение. Той също има неизмеримо значение за живата и неживата природа. В океанските и морските води солите му се срещат по-рядко от натриевите, защото се абсорбират в почвата.
Силно реактивен метал с плътност по-малка от тази на водата, калият е топло- и електропроводим. Подобно на натрия е много мек и се реже лесно с нож. Също трябва да се съхранява потопен в керосин или ксилол и в съд запушен с коркова тапа и на тъмно. Не трябва да се използва стъклена запушалка!
Химични свойства
Свойствата на химичните елементи от IА група са много сходни, което прави калия в химичен аспект много да наподобява натрия. Чист калий може да се получи при реакцията на стопилка от калиев хлорид с пари от чист натрий:
KCl + ↑Na → NaCl +↑K
Интересното на горната окислително-редукционна реакция е, че и двата метала участват в газообразно състояние. По подобен начин с помощта на калий се получават и други метали:
MgCl2 + 2K → Mg + 2KCl
Калият може да взаимодейства освен с кислорода, също и с озона, при което се получава силния окислител калиев озонид:
K + О3 → KО3 (калиев озонид)
Въпреки че, натрият също образува цианид, този на калия е далеч по-известен особено като бързодействаща отрова. Днес той се получава от калиев хидроксид и се използва при извличането на златна руда, което замърсява силно околната среда:
HCN + KOH → KCN (калиев цианид) + H2O
4Au + 8KCN + O2 + 2H2O → 4K[Au(CN)2] + 4KOH
Значение и употреба на калий и натрий
Калият и натрият под формата на йони са незаменими в живите организми и благодарение на тях функционира калиево-натриевата помпа. Любопитен факт е, че калиевият хлорид в известна степен може да замести натриевия хлорид като готварска сол, но в същото време се използва в САЩ за изпълнение на смъртни присъди.
Хидроксидите на двата метала се употребяват при производството на сапуни, бои и целулоза. Нитратите им са добри изкуствени торове, като калиевият нитрат е основна съставка на черния барут. Калиевият сулфат е сол която участва в състава на различни стипци и двойни соли и се използва в стъкларската промишленост.
Рубидий, Цезий, Франций – IА група

метален цезий в ампула и минерала полуцит – IА група; източник: Уикипедия, лиценз на изображението: CC BY-SA 3.0
Рубидият и цезият, подобно на лития са редки елементи, а францият е радиоактивен и няма стабилен изотоп. Подобно на калия, рубидият и цезият също образуват озониди. Оксидите се получават по индиректен път. Пероксидите им са безцветни кристални вещества.

метален рубидий; лиценз на изображението: CC BY 3.0
Супероксидите на тези елементи се образуват при директно взаимодействие на двата метала с кислород. Цезиевият хидроксид е най-силната основа в групата. Тя, както и рубидиевата се получава при силно експлозивна реакция с водата (особено рубидиевата), като цезият и рубидият се възпламеняват дори при контакт с лед.
В природата цезий се среща под формата на минерал (полуцит), но в промишлеността и двата метала (Cs + Rb) се получават при производството на литий. Te са толкова реактивоспособни, че се съхраняват в запечатани стъклени ампули в среда от аргон. Въпреки че на франция не съществуват стабилни изотопи, все пак има получени негови съединения, а самият той се получава при алфа разпад на 227актиний.