quimica descriptiva - Bloque s

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Química Inorgánica Bloque s 1
BLOQUE s
Los elementos del grupo 1 son llamados metales alcalinos y los del grupo 2 metales alcalino-
térreos. Estos elementos son demasiado reactivos para que se encuentren libres en la naturaleza, se
encuentran comúnmente en minerales (sustancias naturales con una composición química
característica), en aguas naturales en forma de cationes y algunos son constituyentes de los fluidos
biológicos como la sangre (figura 1).
Figura 1. Los diez elementos
más abundantes en la corteza
terrestre (izquierda) y en el
cuerpo humano (derecha).
Grupo 1: Metales alcalinos
Metal alcalino símbolo configuración electrónica
litio Li [He] 2s1
sodio Na [Ne] 3s1
potasio K [Ar] 4s1
rubidio Rb [Kr] 5s1
cesio Cs [Xe] 6s1
francio Fr [Rn] 7s1
El Fr es radiactivo, los isótopos más estables (figura 2) son: 
– 212Fr (20 m; α)
– 223Fr (21,8 m; β-, α)
– el 221Fr aparece en pequeñas cantidades en la desintegración
del 237Np 
– el 223Fr en la serie de desintegración del 235U (figura 3)
Figura 2. Algunos isótopos del Fr.
Figura 3. Serie de desintegración del 235U. 
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El 40K (0,02 % del K natural) decae por captura electrónica a 40Ar (11 %) y por decaimiento β- a
40Ca (89 %). Dado que τ es 1,25x109 años, la relación 40K/40Ar se usa para datar minerales
(especialmente si atraparon Ar al solidificar).
Obtención
En la Tabla 1 se resumen los minerales y métodos de obtención de los metales del grupo 1 más
comunes. En la figura 4 se muestra una celda para la obtención de Na por el proceso Downs.
Tabla 1. Presencia y extracción de metales del grupo 1
M Origen Método de obtención 
Li LiAl(SiO3)2 (espodumeno) + CaO + ø → LiOH →LiCl
electrólisis LiCl+KCl (l)
Na NaCl (salinas, mar) electrólisis NaCl (l)
K KCl (silvita) 
acción del Na a 850 °C
 KCl.MgCl2.6H2O (carnalita)
Figura 4. Celda para la obtención de Na
por la reacción:
NaCl (l) → 2 Na (l) + Cl2 (g) a 600 °C
Propiedades
Las tendencias en las propiedades de los metales del grupo 1 y sus compuestos se pueden explicar
en términos de las variaciones de sus radios atómicos.
✔ metales plateados cuya superficie se empaña por oxidación
✔ estructura cúbica centrada en el cuerpo (figura 5), no es una estructura compacta por lo
cual tienen bajas densidades
Figura 5. Estructura cristalina bcc de los metales alcalinos a 25 °C y 1 bar.
✔ el Li con una densidad de 0,53 g/cm3 es el metal más liviano
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✔ bajos puntos de fusión y de ebullición, el Cs con un punto de fusión de 29 °C puede existir
como líquido a temperatura ambiente
✔ bajas entalpías estándar de fusión y de vaporización
✔ tan blandos que pueden cortarse con un cuchillo
✔ tienen bajas energías de ionización por lo que forman fácilmente el ion M+
✔ número de oxidación característico: +1
✔ los radios iónicos son mucho menores que los correspondientes radios atómicos
✔ metales altamente reactivos, la reactividad aumenta del Li al Cs
✔ se pueden identificar por su coloración a la llama (figura 6)
Figura 6. Reacción a la llama de los metales
alcalinos.
✔ los radios iónicos son mucho menores que los correspondientes radios atómicos
✔ las entalpías de hidratación son negativas, más exotérmicas a mayor carga y menor tamaño
✔ agentes reductores y E° es prácticamente uniforme en el grupo
Los potenciales de reducción estándar varían entre -2,7 y -3 V. Esta uniformidad se puede analizar
considerando un ciclo termoquímico (figura 7). 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.
Figura 7. Ciclo termoquímico (cambios en la
entalpía estándar en kJ/mol) para la oxidación
de Li y Cs.
Los potenciales de reducción estándar para los metales sugieren que son capaces de ser oxidados
por el agua:
M  s  H2Ol   M
ac  OH−ac 
1
2
H2 g 
Esta reacción es muy rápida y tan exotérmica para los metales más pesados que el hidrógeno
puede encenderse (figura 8).
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Figura 8. 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.
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: contienen el anión H-, agentes reductores, reaccionan con el agua:
✔ óxidos: sólidos formados al arder en aire de distinta composición: 
- óxido normal: Li2O
- peróxidos : Na2O2 
- superóxidos: KO2 
- ozónidos: MO3
- subóxidos: Rb9O2, Cs11O2
Son básicos y reaccionan con el agua dando OH-:
El KO2 absorbe dióxido de carbono y produce oxígeno, empleado para purificar aire en
equipos para respiración:
✔ hidróxidos: son sólidos blancos, cristalinos de fórmula MOH, absorben dióxido de carbono
y agua de la atmósfera (delicuescentes), excepto el LiOH.
✔ halogenuros: del tipo MX formados por combinación
directa, con entalpías de formación grandes y negativas
(figura 9), solubles en agua (excepto el LiF).
NaH (s) + H2O(l ) → NaOH (ac ) + H2 (g )
4KO2(s) + 2CO2(g ) → 2K2CO3(s)+3O2(g )
2MOH (ac) + CO2 (g ) → M2CO3(ac )+H2O(l )
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Figura 9. Entalpías de formación de haluros
del grupo 1.
✔ con nitrógeno: por reacción directa con el nitrógeno:
- nitruros: Li3N sólo para el Li 
Li3N almacena hidrógeno:
- azidas: como NaN3 para los otros elementos del grupo
- nitratos: M2NO3, empleados como fertilizantes y explosivos, se descomponen por
calentamiento:
✔ con carbono:
- carburos: M2C2 
- carbonatos: M2CO3, solubles en agua, se descomponen en el óxido por calentamiento
- bicarbonatos: MHCO3
✔ 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 10) pueden formar compuestos de
coordinación (figuras 11 y 12).
Figura 10. Ligandos quelantes que forman complejos con los metales alcalinos.
6 Li(s) + N2(g) → 2Li3N (s)
Li3N(s) + 2H2(g) → LiNH2(s)+ 2LiH(s)
2 NaNO3(s) → 2NaNO2(s) + O2(g)
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Figura 11. Ligando 18-corona-6
y catión [K(18-corona-6)]+.
Figura 12. Ligando cripato-[222]
y catión [Na(crip-[222]]+.
El ligando cripato-[221] de menor tamaño favorece la formación de un complejo con Na+,
mientras que el cripato-[222] favorece la formación de un complejo con K+ (figura 13).
Figura 13. Constantes de formación de
complejos de metales del grupo 1 con
ligandos criptatos en función del
tamaño del catión.
- también pueden formar complejos con otros ligandos, por ejemplo la valinomicina
coordina selectivamente K+y el complejo transporta K+ a través de la membrana celular
de las bacterias
✔ compuestos organometálicos: la mayoría son inestables y
pirofóricos al aire. 
- los compuestos de Li son los más estables y tienen aplicaciones
en síntesis, por ejemplo Li4(CH3)4
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Los productos industriales más importantes del grupo son el hidróxido, cloruro y carbonato de
sodio. El NaOH se obtiene porelectrólisis 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.
Propiedades atípicas del Li
✔ puede exhibir un alto grado de covalencia en los enlaces por su gran poder polarizante
✔ forma un óxido normal 
✔ es el único que forma un nitruro y un carburo por reacción directa
✔ algunas sales (carbonato, fosfato, fluoruro) tienen baja solubilidad en agua, otras
cristalizan como hidratos
✔ el nitrato se descompone al óxido, los otros M forman nitritos MNO2
✔ forma muchos compuestos organometálicos estables
Grupo 2: Metales alcalino-térreos
Metal alcalino-térreo símbolo configuración electrónica 
berilio Be [He] 2s2
magnesio Mg [Ne] 3s2
calcio Ca [Ar] 4s2
estroncio Sr [Kr] 5s2
bario Ba [Xe] 6s2
radio Ra [Rn] 7s2
Todos los isótopos del radio son radiactivos, fue descubierto por Curie en 1898 en un mineral de
U. El isótopo 226Ra tiene una vida media de 1600 años (figura 14) y se forma durante la
desintegración de la serie del 238U (figura 15).
Figura 14. Algunos isótopos del Ra.
 Figura 15. Serie de desintegración del 238U.
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El 90Sr es radiactivo, es un emisor β- con τ = 29,1 años, producto de la fusión de uranio, puede
contaminar alimentos en el caso de un accidente nuclear y se fija en los huesos.
Abundancia y obtención
En la figura 16 se muestran las abundancias de los metales alcalino-térreos en la corteza terrestre y
en la Tabla 2 los métodos de extracción de los mismos.
Figura 16. Logaritmo de la abundancia de los
elementos del grupo 2 en la corteza terrestre.
Unidades de abundancia: ppm
Tabla 2. Presencia y extracción de los metales del grupo 2 más comunes
M Origen Método de obtención 
Be Be3Al(SiO3)6 (berilo) electrólisis BeCl2 (l)
Mg MgCa(CO3)2 
(dolomita)
MgCO3.CaCO3 → MgO.CaO + 2 CO2
 en vasijas de Ni a 1450 K
2 MgO + 2 CaO + FeSi → 2 Mg + Ca2SiO4+ Fe 
 ganga
Ca CaCO3 (caliza) electrólisis CaCl2 (l)
También se puede obtener Mg a partir del agua de mar, por los siguientes procesos:
- precipitación:
Mg2+ (ac) + Ca(OH)2 (ac) → Mg(OH)2 (s) + Ca
2+ (ac)
- obtención del cloruro:
Mg(OH)2 (s) + 2 HCl (ac) → MgCl2 (s) + H2O (l) 
- evaporación y secado de MgCl2 
- electrólisis
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Propiedades
Las tendencias en las propiedades de los metales del grupo 2 y sus compuestos se pueden explicar
en términos de las tendencias de sus energías de ionización (figura 17) y de sus radios atómicos e
iónicos. Tienen mayores energías de ionización que los elementos del grupo 1.
Figura 17. Variación de la energía de ionización primera,
segunda y total (la suma de las anteriores) para los
elementos del grupo 2.
✔ metales de color plateado-blanquecino
✔ estructura hexagonal compacta, salvo cúbica centrada en el cuerpo para el Ba y Ra
✔ 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 18)
Figura 18. Coloración a la llama de una sal volátil de elementos del
grupo 2.
✔ número de oxidación característico: +2
✔ poderosos reductores
✔ estables al aire a T ambiente (protegidos por una delgada capa de óxido)
✔ se queman al aire, el Mg con una llama brillante
✔ reaccionan frente al agua (desprendiendo hidrógeno) con excepción del Be, el Mg a alta T: 
M (s) + 2 H2O (l) → M(OH)2(ac) + H2 (g)
Compuestos
En todos sus compuestos poseen número de oxidación +2 y son en su mayoría iónicos, salvo el
berilio que son covalentes. El Be presenta un comportamiento anómalo:
✔ alto grado de covalencia en los enlaces
✔ mayor tendencia a formar complejos
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✔ óxido anfótero con estructura con coordinación 4:4 
✔ forma compuestos organometálicos estables
✔ presenta semejanza con el Al
El carácter covalente del Be se evidencia en:
✔ Be o hidróxido + bases fuertes: ión tetrahidroxoberilato [Be(OH)4]
2-
✔ Be + ácidos fuertes no complejantes: acuaión [Be(OH2)4 ]
2+
✔ Be (o hidróxido) + bases fuertes
✔ sales de Be que son ácidas por hidrólisis: 
✔ compuestos BeX2 forman largas cadenas:
Los compuestos más importantes son:
✔ hidruros salinos, contienen el anión H-, agentes reductores, reaccionan con el agua
excepción el Be: forma un compuesto tridimensional con uniones
covalentes y átomos de H puente
✔ óxidos de fórmula general MO 
- obtención (salvo Ba) por reacción directa o por descomposición térmica de MCO3:
 2 M (s) + O2(g) → 2 MO (s)
MCO3 (s) → MO (s)+ CO2 (g)
- son óxidos básicos: 
MO (s) + H2O (l) → M(OH)2(ac)
– tienen altos puntos de fusión (figura 19), son materiales refractarios, el MgO tiene un PF
de 2852 °C y es usado como aislante eléctrico por su alta conductividad térmica y baja
conductividad eléctrica
Figura 19. Punto de fusión de los óxidos del grupo 2.
[Be(H2O)4 ]
+2 ⇆ [Be(H2O)3OH ]
+
+ H+
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✔ peróxidos: SrO2 y BaO2, salvo el Be que no forma peróxidos 
- inestables, fuertes agentes oxidantes:
 MO2 (s) →MO (s) + ½ O2 (g)
✔ hidróxidos: bases fuertes salvo el Be(OH)2 tiene carácter anfotérico
la basicidad y solubilidad aumentan al descender en el grupo 
✔ haluros iónicos (salvo el Be), con altos PF, moderadamente solubles en agua,
higroscópicos (absorben agua pero no se transforman en líquidos)
los haluros de Be (figura 20) son covalentes (BeCl2)n 
Figura 20. Estructura del cloruro de
berilio a temperatura ambiente y a
una temperatura mayor de 900 °C.
- fluoruros: el más importante: CaF2 (fluorita) fuente de F2
- cloruros: MgCl2 estructura en capas (figura 21) 
CaCl2 es un agente desecante
 Figura 21. Estructura en capas del MgCl2.
✔ nitruros sólo para el Mg por reacción directa (Mg3N2)
 3 M (s) + N2(g) → M3N2 (s)
reaccionan con agua formando amoníaco y el hidróxido:
M3N2 (s) + 6H2O (l) → 3M(OH)2(s, ac) + 2NH3(g) 
✔ carburos: Be2C (contiene formalmente el ion C
4-, aunque se puede esperar cierto carácter
covalente), sólido cristalino con estructura antifluorita (figura 22)
Figura 22. Estructura tipo antifluorita adoptada por el Be2C. 
- carburos acetilénicos: de fórmula MC2 para Mg, Ca, Sr y Ba que contienen el ion C2
2-,
se descomponen en agua produciendo hidrocarburos:
 CaC2 (s) + 2 H2O (l) → C2H2 (g) + Ca(OH)2 (ac)
✔ carbonatos: MCO3 poco solubles en agua, se descomponen en sus óxidos por
calentamiento (figura 23):
MCO3 (s) → MO (s) + CO2 (g)
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Figura 23. Variación de la temperatura
de descomposición de los carbonatos
del grupo 2 en función del radio
iónico.
✔ el CaCO3 existe en la naturaleza en la piedra caliza, mármol, tiza, perlas, coral,
caparazones (biominerales), cristaliza en una variedad de polimorfos (figura 24)
Figura 24. Escructuras de polimorfos
del CaCO3: calcita (a), aragonita (b) y
vaterita (c).
- carbonatos ácidos (M(HCO3)2) del grupo 2 son sólidos inestables, más solubles en agua
que los MCO3 
✔ nitratos: M(NO3)2, empleados como fertilizantes, solubles en agua, se descomponen por
calentamiento en O2 y NO2
✔ sulfatos: MSO4 existen en la naturaleza, por ejemplo el CaSO4.2H2O (figura 24) en yeso,
alabastro, se han encontrado cristales gigantes (> 10 m) en la cueva de Naica (México)
formados a temperatura constante durante miles de años por agua calentada
geotérmicamente que llenó originalmente la cueva.
Figura 24. Estructura del CaSO4.2H2O, las moléculas de agua se
eliminan por calentamiento por encima de 150 °C.
Ca(HCO3)2(ac)⇆ CaCO3(s)+CO2( g )+H2O(l )
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la solubilidad de los sulfatos disminuye con el aumento de z, el BeSO4es el más soluble
✔ compuestos de coordinación: sólo el Be forma complejos con ligandos simples, el resto
forma complejos con ligandos polidentados: 
- edta (figura 25) 
Figura 25. Ligando edta y un quelato
de M.
- alcoxi: como por ejemplo [Ca9(OCH2CH2OMe)18)-(HOCH2CH2OMe2)], con
aplicaciones como precursores de superconductores de alta T
Figura 26. Estructura del [Ca9(OCH2CH2OMe)18)-
(HOCH2CH2OMe2)], se muestra únicamente el
núcleo Ca9(μ3-O)8(μ3-O)8O20, en color rojo: O y en
gris: Ca.
– porfirinas: algunos complejos de Ca2+ (biominerales) y Mg2+ (clorofila) se encuentran en
la naturaleza (figura 27).
Figura 27. Estructura de
porfirina (a) y clorofila
a (b).
✔ 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.
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Compuestos de calcio en la naturaleza
En la figura 28 se presenta en ciclo del Ca en relación con el ciclo del C, ocurren las siguiente
reacciones:
1-
2- 
3- 
Figura 28. Ciclo del Ca en relación con
el ciclo del C.
Las sales de Mg y Ca son responsables de la dureza del agua, la presencia de carbonato ácido (se
elimina por ebullición) origina la dureza temporal, mientras que las sales de sulfato, cloruro,
nitrato no se eliminan al hervir el agua y dan origen a dureza permanente. La dureza causa una
serie de problemas como la formación de incrustaciones en calderas (aislantes) o la precipitación
con jabón. 
El agua puede ser, de acuerdo a la concentración de carbonato de calcio:
- blanda < 60 ppm
- medianamente dura 60-120 ppm
- dura 121-180 ppm
- muy dura > 180 ppm
CaSiO3(s)+2CO2(ac)+H2O(l) → Ca
+2
(ac)+2HCO3
−
(ac)+SiO2(s)
CaCO3(s)+ CO2 (ac) + H2O(l)⇆ Ca
+2 (ac) + 2HCO3
− (ac)
CaCO3(s)+ SiO2(s) → CaSiO3(s)+ CO2(g)