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Química Inorgánica
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Los elementos del grupo 1 son llamados metales alcalinos y los del grupo 2 metales alcalinotérreos. Estos elementos son demasiado reactivos para que se encuentren libres en la naturaleza, se
encuentran comúnmente en minerales, en aguas naturales en forma de cationes y algunos son
constituyentes de los fluidos biológicos como la sangre.
Tabla 1. Presencia y extracción de los metales del bloque s más comunes
M
Origen
Método de obtención
Li
LiAl(SiO3)2 (espodumeno)
electrólisis LiCl+KCl (l)
Na
NaCl (salinas, mar)
electrólisis NaCl (l)
K
KCl (silvita)
KCl.MgCl2.6H2O (carnalita)
acción del Na a 850 °C
Be
Be3Al(SiO3)6 (berilo)
electrólisis BeCl2 (l)
Mg
MgCa(CO3)2 (dolomita)
MgCaO2(l)+FeSi((l) a 1000°C
Ca
CaCO3 (caliza)
electrólisis CaCl2 (l)
Grupo 1: Metales alcalinos
Metal alcalino
símbolo
litio
sodio
potasio
rubidio
cesio
francio
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
configuración electrónica
[He]2s1
[Ne]3s1
[Ar]4s1
[Kr]5s1
[Xe]6s1
[Rn]7s1
El francio es radiactivo: 212Fr (20 m, α).
Propiedades
✔
✔
✔
✔
✔
✔
metales plateados cuya superficie se empaña por oxidación
estructura cúbica centrada en el cuerpo (figura 1)
bajos puntos de fusión y de ebullición
bajas entalpías estándar de fusión y de vaporización
tan blandos que pueden cortarse con un cuchillo
número de oxidación característico: +1
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✔
✔
✔
✔
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metales altamente reactivos, la reactividad aumenta del Li al Cs
se pueden identificar por su coloración a la llama
los radios iónicos son mucho menores que los correspondientes radios atómicos
agentes reductores
Las tendencias en las propiedades de los metales del grupo 1 y sus compuestos se
pueden explicar en términos de las tendencias de sus radios atómicos
Figura 1. Estructura cristalina de los metales alcalinos a 25 °C y 1 bar.
Los potenciales de reducción estándar para los metales sugieren que son capaces de ser oxidados
por el agua:
1
M  s  H 2 Ol  M ac  OH− ac  H 2  g 
2
Esta reacción es muy rápida y tan exotérmica para los metales más pesados que el hidrógeno
puede encenderse (figura 2).
Figura 2. Reacción de Li, Na y K con el
agua.
El vigor de esta reacción está asociado con el bajo punto de fusión de los metales, ya que una vez
fundidos la superficie metálica se expone más rápidamente y la velocidad de la reacción se
incrementa.
Deben almacenarse bajo un disolvente hidrocarbonado para prevenir la
reacción con el oxígeno atmosférico.
Los potenciales de reducción estándar varían entre -2,7 y -3 V. Esta uniformidad se puede analizar
considerando un ciclo termoquímico (figura 3). La relación entre el potencial estándar de un
electrodo y el cambio en la energía libre de Gibbs está dada por ΔG0 = -nFe0, donde F es la
constante de Faraday y n es el número de moles de electrones que participan en la reacción de
óxido-reducción. Mientras que las entalpías de sublimación y las energías de ionización decrecen
en el grupo favoreciendo la oxidación, la entalpía de hidratación disminuye al aumentar el
tamaño de los iones, lo cual desfavorece la oxidación.
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Figura 3. Ciclo termoquímico (cambios en la
entalpía estándar en kJ/mol) para la oxidación
de Li y Cs.
Compuestos
Los metales alcalinos tienen número de oxidación 0 y +1, por lo cual todos sus compuestos
comunes poseen al ión M+. Forman compuestos simples con hidrógeno, oxígeno y halógenos y
también forman sales de oxoácidos. Los compuestos son predominantemente iónicos:
✔ hidruros que contienen el anión H✔ óxidos sólidos formados al arder en aire de distinta composición: óxido normal (Li 2O),
peróxidos (Na2O2) y superóxidos (KO2). Son básicos y reaccionan con el agua dando OH-.
✔ hidróxidos son sólidos blancos, cristalinos de fórmula MOH, absorben agua de la
atmósfera (delicuescentes), excepto el LiOH.
✔ halogenuros MX formados por combinación directa, con entalpías de formación grandes y
negativas, solubles en agua (excepto el LiF).
✔ por reacción directa con el nitrógeno nitruros sólo para el Li (Li3N) y azidas para los otros
elementos del grupo (NaN3).
✔ sales de la mayoría de los oxoácidos, entre las más importantes los carbonatos (M2CO3),
solubles en agua y se descomponen en el óxido por calentamiento, los nitratos (M2NO3),
empleados como fertilizantes y explosivos y los sulfatos (M2SO4), muy solubles en agua.
✔ soluciones en amoníaco líquido (-33ºC y en ausencia de aire), estables de color azul
cuando se diluyen y color cobre cuando se concentran:
Na(s) → Na+ (am) + e- (am)
✔ compuestos de coordinación con ligandos polidentados que contienen átomos de O o N,
como los éteres corona y los criptatos (figura 4).
✔ compuestos organometálicos inestables y pirofóricos al aire.
Figura 4. Ligandos quelantes que forman complejos con los metales alcalinos.
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Los productos industriales más importantes del grupo son el hidróxido, cloruro y carbonato de
sodio. El NaOH se obtiene por electrólisis de salmuera fundida en una celda con cátodo de acero y
ánodo de titanio. El Na2CO3 se puede obtener por el proceso Solvay, pero gradualmente se está
reemplazando por la purificación del carbonato a partir de sus minerales.
Grupo 2: Metales alcalino-térreos
Metal alcalino-térreo
símbolo
berilio
magnesio
calcio
estroncio
bario
radio
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
configuración electrónica
[He]2s2
[Ne]3s2
[Ar]4s2
[Kr]5s2
[Xe]6s2
[Rn]7s2
Todos los isótopos del radio son radiactivos, por ejemplo 226Ra (1600 a, α).
Propiedades
✔ metales de color plateado-blanquecino
✔ estructura hexagonal compacta para el Be y Mg, cúbica compacta para el Ca y cúbica
centrada en el cuerpo para el Ba (figura 5).
✔ los radios atómicos son menores que los del grupo 1
✔ más duros, más densos y poseen mayor punto de fusión que los metales alcalinos, debido a
un enlace metálico más fuerte.
✔ se pueden caracterizar por su coloración a la llama.
Figura 5. Estructura cristalina de Be, Ca y Ba a 25 °C y 1 bar.
Las tendencias en las propiedades de los metales del grupo 2 y sus compuestos se
pueden explicar en términos de las tendencias de sus radios atómicos e iónicos.
Compuestos
Son poderosos reductores. A temperatura ambiente son protegidos por una delgada capa de óxido
y por lo tanto son estables al aire. En todos sus compuestos poseen número de oxidación +2 y son
en su mayoría iónicos, salvo el berilio que son covalentes.
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El carácter covalente del Be se evidencia en:
✔ Be o hidróxido + bases fuertes: ión berilato [Be(OH)4]2✔ Be + ácidos fuertes no complejantes: acuaión [Be(OH2)4]2+
✔ sales de Be que son ácidas por hidrólisis: [Be(H2O)4]2+ ↔ [Be(H2O)3OH]+ + H+
✔ compuestos BeX2: largas cadenas
Los compuestos más importantes son:
✔ hidruros salinos, menos el Be que forma un compuesto polimérico covalente.
✔ óxidos básicos de fórmula general MO (menos el Ba) y peróxidos (BaO2).
✔ hidróxidos cuya basicidad y solubilidad aumentan al descender en el grupo, el Be(OH)2
tiene carácter anfotérico.
✔ halogenuros iónicos, con excepción del BeCl2 (figura 6).
Figura 6. Estructura del cloruro de berilio.
✔ sales de oxoácidos, en la naturaleza (figura 7) se encuentran carbonatos (MCO3), poco
solubles en agua, se descomponen en sus óxidos por calentamiento, y los sulfatos, como
CaSO4 (yeso, alabastro) el más importante. Las sales de Mg y Ca son responsables de la
dureza del agua.
Figura 7. Ciclo del calcio,
especialmente en su relación con el
ciclo del carbono.
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✔ compuestos de coordinación con ligandos polidentados como el EDTA (figura 8), sólo el
Be forma complejos con ligandos simples. Algunos complejos de Ca2+ (biominerales) y
Mg2+ (clorofila) se encuentran en la naturaleza.
✔ compuestos organometálicos los de Be son inestables y pirofóricos al aire, los reactivos de
Grignard (halogenuros de alquil y arilmagnesio) son muy usados en síntesis orgánica.
Figura 8. Ligando EDTA y un
quelato de M.