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Grupo 1: Metales alcalinos
Los metales del grupo 1, también
llamados metales alcalinos se
caracterizan por:












Son abundantes
Se descubrieron hace escasamente poco tiempo(200años)
Los compuestos que forman no se descomponen fácilmente mediante
procedimientos químicos ordinarios.
Son solubles en agua.
Son los metales más activos.
Son los mayores de su período y los radios atómicos tienden a
aumentar en sentido descendente dentro del grupo.
Tienen una masa por unidad de volumen relativamente baja.
Los más ligeros(Li,Na y K) flotan en agua.
Poseen un solo electrón de valencia por átomo.
Forman un enlace metálico bastante débil.
Poseen puntos de fusión bajos.
Poseen un gran potencial negativo.
Li: Características generales



Fue descubierto en 1.817 por J.A. Arfvedson (1.792-1.841) pero no
pudo aislarlo en forma metálica, lo que consiguió Bunsen en
1.855.
El litio figura en el lugar 35º en orden de abundancia de los
elementos en la corteza terrestre.
No se presenta en estado libre sino únicamente en compuestos,
que se encuentran ampliamente difundidos.

Estructura :

En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los isótopos 6-
Li: Características generales










Se asemeja al sodio en su comportamiento.
Color: blanco-plateado.
Químicamente reactivo. Se inflama al aire.
Inestable al estado puro.
Se oxida al instante y se corroe rápido.
Su almacenamiento debe hacerse sumergiéndolo en nafta.
Su enorme potencial permite considerarlo como el elemento base de la
futura energía del planeta.
Se obtiene a partir de salmueras y del LiCl fundido.
Se disuelve en amoníaco líquido originando una disolución de color
azul. En ella parece encontrarse la especie Li-1.
Tiene el mayor calor específico de todos los elementos sólidos, por lo
que junto con el intervalo inusualmente grande en que es líquido,
encuentra aplicaciones en sistemas de transferencia de calor
(refrigeradores), aunque es corrosivo y hay que manejarlo con cuidado
(refrigeración en centrales nucleares).
Propiedades del Li

Masa Atómica 6,941 uma

Punto de Fusión 453,7 K

Calor de Atomización 161,0 kJ/mol de átomos

Punto de Ebullición: 1620 K

Estados de Oxidación -1, +1

Densidad 534 kg/m³

1ª Energía de Ionización 520,2 kJ/mol

Dureza (Mohs) : 0,6

2ª Energía de Ionización 7394,4 kJ/mol

Potencial Normal de Reducción -3,04 V Li+ | Li

3ª Energía de Ionización 11814,6 kJ/mol

Conductividad Térmica 84,80 J/m s ºC

Afinidad Electrónica 59,6 kJ/mol

Conductividad Eléctrica 107,8 (mOhm.cm)-1

Radio Atómico 1,55 Å

Calor Específico 3277,12 J/kg ºK

Radio Covalente 1,23 Å

Calor de Fusión 4,6 kJ/mol

Radio Iónico Li+1 = 0,68 Å

Calor de Vaporización 148,0 kJ/mol

Volumen Atómico 13,1 cm³/mol

Calor de Atomización: 161,0 kJ/mol de átomos

Polarizabilidad 24,3 ų

Electronegatividad (Pauling) 0,98
Compuestos principales del Li




Hidruro de litio:
2LiH + H2O LiO + 2H2
Esta reacción se produce a una
alta temperatura y permite
obtener hidrógeno que puede
hacer funcionar motores,
actuando como combustible. Por
ejemplo de cohetes.
Cloruro de litio:
2LiCl(l)  2Li + Cl2
Mediante electrólisis del cloruro
puede obtenerse Li. Se emplea,
junto con el bromuro de litio en
sistemas de aire acondicionado,
y de control de humedad.
Compuestos principales del Li




Nitruro de litio:
6Li + N2 = 2NLi3
Es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno a
temperatura ambiente para producir un nitruro, el cual es de
color negro.
Hidróxido de litio:
Li + H2O = LiOH + ½H2
El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un
polvo blanco; el material comercial es hidróxido de litio
monohidratado. Es soluble en agua, y ligeramente soluble en
etanol. Es usado en la purificación de gases (como absorbente
del dióxido de carbono), como medio para la transferencia de
calor, y como almacenamiento de electrolito de baterías.
Compuestos principales del Li






Óxido y peróxido de litio:
Li2O y Li2O2
El peróxido se emplea en aparatos respiratorios.
El óxido constituye un importante aditivo en fabricación de
vidrios y cerámicas.
Carbonato de litio:
Li2CO3
Se usa en el tratamiento de síndromes depresivos
(pequeñas dosis).
También en la industria del aluminio: Se adiciona al baño
de criolita para la obtención de aluminio (electrólisis de
sales fundidas), aumentando la productividad.
Compuestos principales del Li
Interés del carbonato de litio: El carbonato de litio es un
fármaco que disminuye la intensidad y la frecuencia de los
episodios maníaco-depresivos. En estos episodios el paciente
sufre cambios de ánimo que varían de la euforia a la profunda
depresión. El carbonato de litio actúa inhibiendo la
despolarización (neutralización de la polaridad de la superficie
de la membrana de las células nerviosas) que provocan las
catecolaminas (transmisores químicos del impulso nervioso) en
el sistema nervioso central.
Compuestos principales del Li




Otros compuestos:
Yoduro de litio:Sirve de detector de neutrones.
Estearato de litio: Se usa como lubricante de altas temperaturas.
Jabones de litio: Se usan como espesantes de grasas
lubricantes en aplicaciones de alta temperatura. (Puntos de
fusión superiores a los jabones convencionales de sodio o
potasio).
Compuestos principales del Li

Lepidolita [(K,Li)(Al2Si3O10)(OH,F)2]: Es un filosilicato lila o rosa
violáceo del grupo de las micas, que es una fuente secundaria
de litio.Se asocia con otros minerales de litio como
espodumena en pegmatitas. Es una de las mayores fuentes del
raro rubidio y del cesio.

Petalita [(Li,Na)(AlSi4O10)]: Es un feldespato que tiene como
base el litio, su utilidad es proporcionar una fuente insoluble de
litio. Su punto de fusión se sitúa en 618º, por lo que se emplea
para sustituir al feldespato de potasio y/o sódico en los
esmaltes que queramos rebajar la temperatura de fusión.
Compuestos principales del Li

Espodumena [LiAl(Si2O6)]:mineral cristalino friable del grupo
de los piroxenos. Su color puede variar entre blanco
transparente y amarillo, gris, verde o morado.Se presenta en
masas gigantescas de cristales grandes, en general como
constituyente de las pegmatitas graníticas.

Ambligonita[(Li,Na)Al(PO4)(F,OH)]: Es un fluosfato de aluminio
y litio, sensible a los ácidos y al calor.Posee brillo vítreo y
perlado en las superficies de exfoliación.Su color varía de
blanco a verde pálido azul; rara vez amarillo oro o incoloro
Baterías de litio

El litio es el metal más
ligero y esto da lugar a
una alta capacidad
específica, lo que permite
obtener la misma energía
con un peso muy inferior.
SODIO
El sodio fue descubierto en 1807
por medio de la electrolisis.
Es un metal suave, reactivo y de
bajo punto de fusión.
Desde el punto de vista comercial,
el sodio es el más importante de
los metales alcalinos.
Características principales



Es un metal ligero que flota 
en el agua debido a su baja
densidad.
Es un metal alcalino blando,
untuoso, de color plateado 
que no se encuentra libre en
la naturaleza.
Es muy reactivo, arde con
llama amarilla, se oxida en
presencia de oxigeno y
reacciona violentamente con
el agua formando hidróxido
de sodio e hidrógeno.
Una barra de sodio tiene la
consistencia de mantequilla
congelada y se corta
fácilmente con un cuchillo.
Cuando se expone al aire, el
sodio metálico recién
cortado pierde su apariencia
plateada y adquiere color
gris opaco por la formación
de un recubrimiento de
óxido de sodio.
Propiedades
Masa atómica 22.989770 u
Configuración electrónica [Ne]3s1
Estados de oxidación (óxido) 1 (base fuerte)
Estructura cristalina Cúbica centrada
en el cuerpo
Estado de la materia sólido (no magnético)
Punto de fusión 370,87 K
Punto de ebullición 1156 K
Entalpía de vaporización 96,96 kJ/mol
Entalpía de fusión 2,598 kJ/mol
Abundancia
El sodio ocupa el séptimo lugar por su abundancia
entre todos los elementos de la corteza terrestre.
Compuestos más importantes y sus
aplicaciones
Bicarbonato de sodio




Cloruro de sodio o sal
común (NaCl), es el
compuesto más importante
de sodio, y el mineral más
utilizado en la obtención de
productos químicos.
Sosa caústica (NaOH), es una
base muy fuerte y corrosiva,
usado en detergentes.
Carbonato de sodio (Na2CO3),
es una sal blanca utilizada en
la fabricación de jabón y de
vidrio.
Mineral trona fuente principal
de Na2CO3



(NaHCO3), se utiliza en
gastronomía como fuente de
dióxido de carbono.
Sulfato de sodio (Na2SO4), se
utiliza en la industria del
papel.
Peróxido de sodio (Na2O2), se
utiliza como agente
blanqueador y potente agente
oxidante.
Palmitato de sodio es un
jabón típico. Los jabones de
sodio son los jabones
ordinarios de pastilla dura. El
palmitato es producto de la
siguiente reacción:
Obtención
El sodio al igual que otros metales alcalinos se obtiene a partir
de su cloruro fundido por electrolisis. Pero debido al alto
punto de fusión del cloruro de sodio, esta electrolisis no es
rentable, por lo que se le añade cloruro de calcio a la mezcla,
para reducir el punto de fusión.
Diagrama de la obtención de compuestos de sodio. Resalta la importancia central de cloruro de
sodio y se muestra cómo pueden obtenerse otros compuestos a partir de él.
Aplicaciones





Como el sodio es tan
reactivo, su aplicación más
importante es como agente
reductor, para obtener
metales como berilio, titanio,
torio y circonio .
Otra aplicación del sodio
metálico es como
intercambiador de calor en
reactores nucleares.
El sodio también se utiliza en
las lámparas de vapor de
sodio, muy empleadas para
la iluminación de exteriores.
Se utiliza para las luces de
neón para reducir el
consumo.
En aleaciones antifricción
(plomo).
En la fabricación de células
fotoeléctricas.
El catión sodio (Na+) tiene un
papel fundamental en el
metabolismo celular, por
ejemplo, en la transmisión
del impulso nervioso
(mediante el mecanismo
de bomba de sodiopotasio). Mantiene el
volumen y la osmolaridad.
Participa, además del
impulso nervioso, en la
contracción muscular, el
equilibrio ácido-base y la
absorción de nutrientes
por las células.
Otras aplicaciones de sus principales compuestos:

El peróxido de sodio se utiliza en dispositivos de emergencia
para respirar en submarinos y naves espaciales, porque
reaccionan con el dióxido de carbono para producir oxígeno.

La sal se utiliza para conservar carne y pescado, eliminar el hielo
de las carreteras y regenerar sustancias empleadas para
ablandar agua. En la industria química, es una fuente de muchos
productos químicos como sodio metálico, hidróxido de sodio...

El hidróxido de sodio se utiliza para prevenir obturaciones en
tuberías, y el carbonato de sodio se aplica en la purificación del
agua para neutralizar ácidos.

El bicarbonato de sodio es un constituyente de la levadura, y se
aplica en la industria textil, industrias del cuero y en industrias
de jabones.

Los compuestos del sodio se utilizan en muchos procesos
industriales, y en muchas ocasiones van a parar a aguas
residuales de procedencia industrial. Se aplican el metalurgia y
como agente refrigerante para reactores nucleares.

El nitrato de sodio se aplica frecuentemente como un fertilizante
sintético.

El isótopo radiactivo del sodio es el 24Na y se utiliza en
aplicaciones de investigación médica.
POTASIO
Características generales

El potasio es un metal alacalino de gran abundancia en
la naturaleza.





En la naturaleza se encuentra en estado sólido.
Es un material blando
Su punto de fusión es bajo(336.53K)
Color blanco plateado
Estructura cúbica centrada en el cuerpo




Masa atómica:39,0983u
Número atómico:19
Su configuración electrónica hace que sea un metal
muy reactivo.
Se oxida con rapidez en contacto con el aire y
reacciona de forma violenta con el agua desprendiendo
hidrógeno.
Historia
El potasio fue descubierto en 1807
por Humphry Davy.
Fue el primer elemento metálico
aislado por electrólisis,en su caso,
a partir del hidróxido de potasio
(KOH).
Su descubrimiento confirmó la
hipótesis de Lavoisier, lo que
permitió el aislamiento del Na a
partir de la sosa (NaOH). Además,
su gran reactividad con el oxígeno
hizo posible el descubrimiento de
otros metales ej: silicio, boro y
aluminio.
Abundancia y obtención
El potasio constituye el 2.4% de la corteza terrestre (7º
metal más abundante)
Su gran solubilidad dificulta su extracción a partir de sus
minerales. Sin embargo, en los fondos oceánicos existen
grandes cantidades de estos minerales en los que la
extracción del metal es económicamente rentable.
La mayor mina de potasio es la potasa que es muy
abundante en lugares como California o Nuevo México.
Actualmente, el potasio se extrae por hidrólisis a partir de
su hidróxido.
Compuestos y aplicaciones







Potasio metal:fabricación de células fotoeléctricas.
Peróxido de potasio(KOH):fabricación de aparatos de
respiración autónomos.
Nitrato potásico(KNO3):componenete de la pólvora y
fertilizante.
Cloruro potásico(KCl):capaz de provocar el paro
cardiaco y fertilizante.
Carbonato potásico(potasa K2CO3):fabricación de vidrio
y jabón blando.
Aleación NaK:material empleado en la transferencia de
calor.
Ion potasio(K+)
Ion potasio en los humanos
Es el tercer mineral más abundante en el cuerpo
humano, después del calcio y del fósforo.
Es un elemento muy abundante en hortalizas, frutas,
carne, pan, leche y frutos secos.
Su absorción de realiza principalmente en el intestino
delgado y se elimina a través de la orina.

Está presente en los telómeros de los cromosomas,
estabilizando la estructura.
El ion potasio consigue estabilizar los ácidos nucleicos
compensando la carga negativa de los grupos fosfato.

Unas concentraciones adecuadas de potasio y
sodio en los medios intracelular y extracelular
permiten mantener la presión osmótica de las
células de nuestro organismo y la transmisión
del impulso nervioso.

La bomba de sodio/potasio es la encargada de
regular dichas concentraciones.
Ion potasio en plantas

El ion potasio interviene en la
respiración de las plantas
regulando la apertura de los
estomas.
Su entrada en las células oclusivas
provoca la entrada de agua por
ósmosis en estas células. Así
aumentan su turgencia y el
estoma se abre.
RUBIDIO,CESIO Y FRANCIO
María Lobo Pecellín y Paula
Martínez Delgado
RUBIDIO


Descubierto por Robert Bunsen
y Gustav Kirchoff en Alemania
en 1861 en la lepidolita.
Del latín rubidus (rojo obscuro)
Características Generales





Es un metal alcalino blando, de color plateado brillante.
Es el 2º elemento más electropositivo, siendo por lo
tanto muy reactivo.
Al igual que los demás elementos del grupo 1,puede
arder espontáneamente con aire, con llama de color
violeta amarillento.
Reacciona violentamente con el agua produciendo
hidrógeno.
2 Rb + 2 H2O → 2 RbOH + H2
Es líquido a partir de 38,9 ºC.
Propiedades










Número atómico: 37
Radio atómico: 265 pm
Punto de ebullición: 688ºC
Punto de fusión: 38.9ºC
Calor específico: 363 J/(kg*K)
Densidad: 1.53 g/cm3
Masa atómica: 85,4287
Electronegatividad: 0.82
Configuración electrónica:
1s22s2p63s2p6d104s2p65s1
Estado de oxidación: +1
Estructura cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
Abundancia



No es un elemento muy abundante en la corteza
terrestre ya que se encuentra entre los 56 elementos
que engloban un 0,05% del peso de la misma.
Es el 23.º elemento más abundante y el 16.º de los
metales.
No se conocen minerales en los que el rubidio sea el
elemento predominante. Se encuentra en diversos
minerales como lepidolita, leucita, polucita y
zinnwaldita.
Obtención



Mediante reducción del cloruro de rubidio con calcio o
calentando su hidróxido con magnesio en corriente de
hidrógeno.
Por calentamiento a vacío del dicromato de rubidio
con zirconio; el rubidio destila por encima de 39ºC.
Pequeñas cantidades pueden obtenerse calentando
sus compuestos con cloro mezclados con óxido de
bario en vacío.
Compuestos más importantes

Rb2O2 : superóxido que se forma en contacto con el aire

RbO2, Rb2O3 y Rb2O4 Rb2O : otros óxidos que puede formar.



RbAg4I5 : tiene la más alta conductividad a temperatura ambiente de
cualquier cristal iónico conocido: a 20ºC su conductividad es casi
misma que la del ácido sulfúrico diluido.
RbCl: se emplea en la obtención del propio elemento.
Rb(OH): también se utiliza para obtener el elemento y además, es una
base fuerte y ataca el vidrio.
Isótopos
Se conocen 24 isótopos de rubidio, existiendo en la naturaleza
tan sólo dos, el Rb-85 y el radioactivo Rb-87.
El isótopo Rb-87 se ha usado para la datación de rocas. La
frecuencia de resonancia del átomo de Rb-87 se usa como
referencia en normas y osciladores utilizados en transmisores
de radio y televisión, en la sincronización de redes de
telecomunicación y en la navegación y comunicación vía
satélite. El isótopo se emplea además en la construcción de
relojes atómicos.
•
El isótopo Rb-82 se utiliza en la obtención de imágenes del
corazón mediante tomografía por emisión de positrones.
•
Aplicaciones

Afinador de vacío, getter, (sustancia que absorbe las últimas trazas
de gas, especialmente oxígeno) en tubos de vacío para asegurar su
correcto funcionamiento.

Para la datación de rocas.

En baterías muy finas (RbAg4I5)



En la fabricación de cristales especiales para sistemas de
telecomunicaciones de fibra óptica y equipos de visión nocturna.
Componente de fotorresistencias (resistencias en las que la
resistencia eléctrica varía con la iluminación recibida) y de ciertos
catalizadores.
En muchas aplicaciones puede sustituirse por el cesio por su
semejanza química.
CESIO


Fue descubierto por Robert
Bunsen y Gustav Kirchoff en
Alemania en 1861.
Del latín caesius (azul del cielo)
Características Generales




Es un metal blando, ligero, de color amarillo claro y
de bajo punto de fusión.
Es el más reactivo y más electropositivo de todos
los elementos, por lo que se oxida muy fácilmente.
Puede arder espontáneamente con aire.
Reacciona violentamente con el agua produciendo
hidrógeno, así como con los halógenos, amoniaco
y monóxido de carbono.
Propiedades










Número atómico: 55
Radio atómico: 298 pm
Punto de ebullición: 671 ºC
Punto de fusión: 28,59 ºC
Calor específico: 240 J/(kg·K)
Densidad: 1873 kg/m³
Masa atómica: 132,9054
Electronegatividad: 0,79
Configuración electrónica:
1s22s2p63s2p6d104s2p66s1
Estado de oxidación: +1
Estructura Cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
Abundancia



Es poco abundante, tan solo 7 partes por millón.
Ocupa el 46º lugar en abundancia en la corteza
terrestre.
Se encuentra normalmente asociado al rubidio en
minerales como la lepidolita y la carnalita.
Obtención




Electrolisis de cianuro de cesio (CsCN) fundido.
Descomposición térmica de azida de
cesio (CsN3) para obtención muy pura.
Calentando su hidróxido con magnesio o aluminio.
Por descomposición de su cloruro fundido con
calcio en vacío.
Compuestos más
importantes





Estructura del CsCl
Sus compuestos principales
son el cloruro, el nitrato y el
carbonato.
CsCN
Azida de cesio (CsN3)
CsO2 (superóxido)
CsBH4 : como combustible
de cohetes.
Aplicaciones
Como getter ( para eliminar gases) de tubos de vacío.
Como cátodo en fotocélulas y como catalizador.
Como fuente de radiaciones en la terapia antitumoral.
Al ser el elemento más electropositivo, se usa en sistemas de propulsión
iónicos.
Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica.
Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock
después de la administración de drogas de arsénico


Para la construcción de relojes atómicos.
El isótopo cesio-137se utiliza en procedimientos
de braquiterapia para el tratamiento del cáncer.


Como combustible sólido de cohetes (CsBH4).
Reloj atómico
Efectos del cesio
Los humanos pueden estar expuestos al cesio por
respiración o al ingerirlo con alimentos y bebidas. En el aire
los niveles de cesio son bajos, pero el cesio radiactivo ha sido
detectado en aguas superficiales y en muchos tipos de
comidas.
•
El cesio se encuentra en la naturaleza principalmente a causa
de la erosión y desgaste de rocas y minerales. Es también
liberado al aire, al agua y al suelo a través de la minería y
fábricas.
•
FRANCIO


Fue descubierto por
Marguerite Perey en Francia
en 1939.
Su nombre se debe al país
donde fue descubierto.
Características Generales
Sus características son muy similares a las
del cesio. Algunas son:




Fue el último elemento es descubrirse.
Es el elemento con la electronegatividad más baja.
Es muy radiactivo y reactivo
Todos los isótopos del francio se desintegran
generando astato, radio y radón, siendo 223Fr el más
estable.
Propiedades










Número atómico: 87
Radio atómico: sin datos
Punto de ebullición: 677ºC
Punto de fusión: 27ºC
Calor específico: sin datos
Densidad: 1870 kg/m³
Masa atómica: 223
Electronegatividad: 0,7
Configuración electrónica:
1s22s2p63s2p6d104s2p67s1
Estado de oxidación: +1
Estructura Cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
Abundancia


Fuera del laboratorio, es extremadamente escaso,
siendo el 2º menos abundante.
El 223Fr está continuamente formándose y
desintegrándose. La cantidad de 223Fr en la corteza
terrestre en un momento dado no excede los 30
gramos; el resto de isótopos son sintéticos.
Obtención
Hasta el año 2006, el francio no ha sido sintetizado en cantidades
lo suficientemente grandes como para ser pesadas. Algunos de
los métodos utilizados son:

Síntesis mediante en la reacción nuclear 197Au + 18O → 210Fr + 5n.

Mediante bombardeo de radio con neutrones.

Mediante el bombardeo de torio con protones, deuterones o
iones de helio.

Mediante desintegración alfa del actinio.
Compuestos más importantes


El francio coprecipita con sales de cesio, como el
perclorato de cesio, formando pequeñas cantidades
de perclorato de francio (puede emplearse para
aislarlo).
También coprecipita con otras sales de cesio como
el yodato, el picrato, el tartrato.
Aplicaciones
¡NO TIENE!
Debido a su escasez e inestabilidad.


Ha sido usado en tareas de investigación.
Se pensó que el francio podría servir de ayuda
para el diagnóstico de enfermedades, sin
embargo, esta aplicación se ha considerado
impracticable.
Realizado por:

Elena Torres Pérez([email protected])

Elena López Ortega ([email protected])

María Lobo Pecellín ([email protected])
 Paula Martínez Delgado ([email protected])

Alba del Valle Vilches Acosta ([email protected])