Grupos 1A los Metales Alcalinos

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Algunas características 
físicas de los elementos 
del Grupo lA 
Námero Conflpract6n 
Atómico Electrónica 
Li 3 2.1 
1s22s1 
Na 11 2.8.1 
, .. 2s22p6Jsl 
K 19 2.8.8.1 
... 3s23p64s1 
Rb 3 7 2.8.18.8. 1 
. . .4s24p65s1 
Cs SS 2.8.18.18.8.1 
. . . 5s2Spª6st 
Algunos 
aspectos 
generales del 
Grupo lA 
Fxc. 1 Estructura cúbica 
centrada en el cuerpo, 
caracteristica de los metales 
alcalinos 
Grupos lA los Metales 
Alcalinos 
Primera Enerlia Potencial El�o- Radio Radio de Ionización quúntco Normal 
Atómico(Á) Iónico (A) (kJ/mol) (volts) 
520 -3.04 1. 3 3 0.60 
494 -2.71 1.57 0.95 
418 -2.92, 2.03 1.33 
403 -2.99 2.16 1.48 
3 74 -3.02 2.35 1.69 
P.f. P.e. 
ºC °C 
179.1 1340 
97.5 885 
63.5 775 
39.0 690 
28.5 670 
Los elementos litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio 
se denominan metales alcalinos. Del último elemento no se cono­
ce mucho, a causa de que es radiactivo y sus isótopos de vida 
excesivamente cortar se forma durante la desintegración radiac­
tiva del actinio. 
Los metales son extremadamente reactivos y electropositivos 
( disponibilidad para perder electrones) y existen combinados con 
otros elementos o radicales como iones positivos, por ejemplo, 
Na+Cl-, (K+)2SOl·; por tanto, no se encuentran en la naturaleza 
en estado libre. Todos ellos adoptan la estructura cúbica cen­
trada en el cuerpo, en la cual cada átomo está rodeado por ocho 
vecinos más próximos con seis átomos más, ligeramente más 
distante� (Fig. 1 ). 
Todos los metales alcalinos tienen un electrón en su capa 
más externa precedido por una capa completa de ocho electrones 
--excepto en el litio donde la capa completa tiene dos-. En 
combinaciones químicas, este electrón es transferido con mucha 
facilidad, dando origen a un ion metálico unipositivo con la con-
Estado natural, 
extracción y usos 
de los metales 
alcaJinos 
figuración electrónica estable de un gas noble, por ejemplo, el 
Na+(2.8) es isoelectrónico con el Ne(2.8). En consecuencia, los 
compuestos de los metales alcalinos son predominantemente 
iónicos y existen como sólidos de altos puntos de fusión en los 
cuales el número de iones que rodea a uno de carga opuesta es 
el máximo posible, por ejemplo, las estructuras del cloruro de 
sodio y del cloruro de cesio. Estos compuestos por lo general 
son solubles en agua y blancos -a menos que el anión sea 
colorido. 
Las energías de ionización de los metales alcalinos son más 
bajas que las de cualquier otro grupo de elementos semejantes; 
aún así, la eliminación del primer electrón del átomo de cesio 
requiere el suministro de 3 7 4 kJ de energía por mol y para los 
otros metales alcalinos la energía es un poco mayor. La razón 
por la que el electrón simple se transfiere con tanta facilidad 
durante una combinación química, se debe a que los iones 
resultantes se atraen mutuamente con mucha fuerza, con li­
beración de energía y, por esta razón, el proceso es bastante 
exotérmico. 
El tamaño de los átomos y iones de los metales alcalinos cre­
ce al aumentar el número atómico, ya que cada miembro suce­
sivo tiene una capa extra completa de electrones. A medida que 
crece el tamaño atómico, se va haciendo más fácil la ionización 
del único electrón de valencia y la reactividad de los elementos 
aumenta del litio al cesio. El litio posee un potencial electro­
químico: negativo -anormalmente alto y a esto se debe que el 
ion litio, por ser un ion mucho más pequeño que el de los demás 
metales alcalinos, se encuentre hidratado con mayor fuerza en 
solución acuosa. El litio, por tanto, es mejor agente reductor 
en solución acuosa que los otros metales del grupo lA, pero 
un agente reductor muy débil cuando no puede tener lugar la 
solvatación. 
Todos los compuestos de los metales alcalinos imparten a 
la flama coloraciones características, las cuales sirven para iden­
tificarlos -litio (roja), sodio (amarilla), potasio (lila), rubidio 
(roja) y cesio (azul). 
Aunque los metales alcalinos forman compuestos predomi­
nantemente iónicos, también pueden formar moléculas covalen­
tes tales como Li2, Na2, K2, etc., las cuales se encuentran en los 
vapores de estos metales en cantidades hasta de 1 % . Existen 
compuestos covalentes como el fenil litio, C6HsL1, peto tienden 
a ser muy reactivos. 
El litio se encuentra en rocas aluminosilícicas, como el espo­
dumeno, Ll+Afa+(SiO.2-) 2, el sodio en la sal de roca Na+Cl-, y en 
el nitro de Chile, Na+NQ3-, y el potasio en la carnalita, K+Cl-. 
Mg2+ (Cl-)2.6H2O, y en el salitre, K+NOa-. Los compuestos de 
rubidio y de cesio se obtienen en pequeñas cantidades en la re­
cristalización de las sales de procedencia natural de los otros 
metales alcalinos. El francio se produce durante la desintegra­
ción radiactiva del actinio. 
Propiedades de los 
metales alcalinos 
Los metales se extraen por electrólisis de sus cloruros fun­
didos; se adicionan otros haluros para abatir su punto de fusión 
y así economizar energía eléctrica (véase la Tabla 12B, Pág. 
193 ). El sodio se utiliza en cantidades mucho mayores que los 
demás metales alcalinos, esencialmente porque sus compuestos 
son más abundantes. Este se extrae por electrólisis del cloruro 
de sodio fundido al cual se agrega un poco de cloruro de calcio 
( proceso Downs). Se emplean un ánodo de grafito y un cátodo 
de· acero, el cloro es un coproducto de valor comercial. 
Cátodo Anodo 
Descarga del Na+,¿._. __ Na+CI- ·------->- Descarga del Cl-
2Na+ + 2e - 2Na 2CI- -------s- 2Cl· + 2e 
2Cl· --+Cl2 
El litio se usa muy poco como componente de aleaciones; 
en forma de hidruro de litio y aluminio, Ll.+AlH4-, el cual, por 
su selectividad como agente reductor, se usa en los laboratorios 
de investigaciones orgánicas; por ejemplo, reduce al grupo 
carboxilico a alcohol, pero generalmente deja intactos a los 
enlaces C=C y C=C. El vapor de sodio se utiliza en la ilumi­
nación de carreteras. Una aleación con potasio se usa como 
sistema de sellado para extraer calor de los reactores nucleares, 
como el generador Dounreay. Anualmente, alrededor de 100 000 
toneladas de . sodio se alean con plomo para la fabricación de 
plomo tetraetilo, el cual eleva el octanaje del petróleo. Reacciona 
al rojo con amoníaco y carbono para formar cianuro de sodio, 
el cual se utiliza para extraer el oro y la plata. También se ha 
utilizado en lugar de magnesio en la extracción de titanio. En 
el laboratorio se emplea como agente reductor ya sea solo o 
amalgamado. 
El potasio en ocasiones se utiliza como agente reductor en 
el laboratorio y el cesio, aleado con aluminio y bario, se usa 
en la fabricación de celdas fotoeléctricas; pero, aparte de estos 
pocos usos especiales, estos metales y el rubidio presentan pocas 
ventajas sobre el sodio que es más barato. 
Propiedades físicas 
Los metales son blandos y • de apariencia argentina; son 
excelentes conductores del calor y la electricidad. El litio, el 
sodio y el potasio son menos densos que el agua y el rubidio 
y el cesio son más densos. La humedad del aire los ataca y 
pierden su apariencia argentina y por esta razón se almacenan 
en aceite. �us puntos de ebullición disminuyen del litio al cesio. 
Propiedades químicas 
Los metales son muy reactivos y la reactividad aumenta con 
el número atómico; así pues, el litio reacciona lentamente 
con el agua, el sodio y el potasio con más vigor y el rubidio 
Oxidos de los 
metales alcalinos 
y cesio con excepcional violencia. En todos los casos se produce 
hidrógeno y un álcali; por ejemplo, 
2K + 2H20-2K+OH- + H2 
En caliente, reaccionan con varios no metales y forman 
óxidos, sulfuros, lialuros, hidruros, etc.; por ejemplo, 
4Li + 02 - 2(Li+)2Q2-
2Na + S -(Na+)2S2-
2K + Cl2-2K+CI-
2Rb + H2 - 2Rb+H-
Unicamente el litio reacciona con el nitrógeno para dar el 
nitruro, (Li,. )3N3-, ya que los átomos de ambos elementos son 
muy pequeños y el nitruro resultante posee una estructura bas­
tante compacta con una energía reticular elevada. 
Los metales arden en corriente de cloruro de hidrógeno y, 
en caliente,reaccionan con el amoníaco, por ejemplo, 
2Na + 2HCl -----+ 2Na+CI- + H2
2Na + 2NH3-➔ 2Na+NH2- + H2 
Cuando el litio se calienta con oxígeno sólo forma el mo­
nóxido, (Li,. )202-, el sodio forma el monóxido y, con un exceso 
de oxígeno, el peróxido (NA+ )J0l-. Los otros metales alcalinos 
forman el su peróxido cuando · reaccionan con el Qxígeno, por 
ejemplo, K+02-, El ion litio, en virtud de su pequeño tamaño, no 
es capaz de rodearse de suficientes iones peróxido para formar 
un retículo cristalino estable y, por esta razón, sólo existe el 
monóxido. Los iones potasio, rubidio y cesio aumentan progresi­
vamente de tamaño en este orden y pueden dar lugar a estruc­
turas estables con el ion superóxido --el más grande de los 
tres iones óxido--. Estos tres iones se interrelacionan como 
sigue: 
Los tres íones óxido son inestables en presencia de agua, 
por ejemplo, / 
(Li+)2Q2- + H20- 2Li+QH-
o 02- + H20- 20H-
(Na+)2022- + 2H20 - 2Na+QH- + H202 
o 022- + 2H20 - 20H- + H202
2K+02- + 2H20- 2K+OH- + H202 + 02
o 202- + 2H20- 20H- + H202 + 02 
Las tres reacciones precedentes involucran la sustracción de 
protones de· las moléculas de agua; los iones óxido funcionan 
como bases fuertes según el criterio de Br0nsted-Lowry. 
Hidróxidos de sodio y de 
potasio M+oH-
Los hidróxidos y otros compuestos de los metales alcalinos 
comparten muchas propiedades. Por consiguiente, la química 
descriptiva de estos compuestos puede definirse en base a los 
de sodio y potasio. 
F abricacióri de los hidróxidos de sodio y de potasio 
mediante el proceso Castner-Kellner 
Los hidróxidos de sodio y de potasio se fabrican por el pro­
ceso de Castner-Kellner. 
FIG. 2. Celda de Castner­
Kellner 
cloro 
-�---�
salmuera - _J L_ -salmuera 
¡astada mercurio 
amalsama de 1 
sodio + 
mercurio 
En este proceso, una solución saturada de cloruro de sodio 
fluye por la celda (Fig. 2) en la misma dirección que una . 
corriente de mercurio. poco profunda, la cual constituye el cáto-
. do; el ánodo consiste eri varios bloques de grafito. En la elec­
trólisis, el cloro se descarga en el ánodo y el sodio en el cátodo; 
aquí se disuelve el sodio en el mercurio y de esta manera se 
saca de la celda. La amalgama de sodio se pasa por agua con 
la cual reacciona el sodio y se forma una solución al 50% de 
hidróxido de sodio de gran ,pureza, la reacción se cataliza con 
limadura de hierro. El mercurio se regresa a la celda. Los pro­
ductos son, pues, hidróxido de sodio, cloro e hidrógeno . • 
Cátodo Anodo 
Descarga del Na•---- Na+C]- ----· Descarga del Cl-
2Na+ + 2e - 2Na H20 � H+ + OH-
Na + Hg _.., Na/Hg 
2Na/Hg + 2H20-+ 2Na+OH- + H2 + 2Hg 
2CI- > 2CJ·· + 2e
2CI· ··-?Cl2 
El sodio se descarga en la celda antes que el hidrógeno, debi­
do a que este último tiene un sobrevoltaje muy grande en el 
cátodo de mercurio. Por estas cantidades, es difícil decír que 
se descargan iones hidrógeno o se combinan átomos de hidró­
geno para formar moléculas sobre la superficie del mercurio, 
esto es, el mercurio es un catalizador poco eficiente para ambos 
procesos. Corno el sodio se disuelve en el mercurio que circula 
por la celda, esto evita la formación de hidróxido de sodio e 
hidrógeno dentro de la misma. 
El hidróxido de potasio se obtiene de manera semejante, y 
se utiliza una solución concentrada de cloruro de potasio en 
lugar de la salmuera. 
Reacciones de los hidróxidos de sodio y de potasio 
Los hidróxidos de sodio y de potasio son sólidos blancos 
delicuescentes y cáusticos y viscosos al tacto; se disuelven con 
facilidad en agua con desprendimiento de calor. En solución 
acuosa se disocian completamente y sus reacciones correspon­
den al ion hidróxido el cual es una base fuerte, esto es, neutra­
lizan a los ácidos y por calentamiento desplazan al amoniaco de 
las sales de amonio: 
o 
Na+QH- + H+CI­
OH- + H+ 
-----+ Na+CI- + H20 
-----+ H20 
Na+QH- + NH4+Cl- -----+ Na+CI- + H20 + NHa 
o OH- + NH4+ -----+ H20 + NHa 
En solución acuosa reaccionan con muchas sales y preci­
pitan el hidróxido básico correspondiente, por ejemplo, 
Cu2+SQ42- + 2Na+QH------+ Cu(OH)2 + (Na+)2S042-
o Cu2+ + 20H- -----+ Cu(OHh 
Los hidróxidos de los metales menos electropositivos son anf 6- 
teros y se disuelven en un exceso de álcali, como los 
hidróxidos de aluminio, plomo(II), estaño(II) y zinc. 
Al3+ + 30H------+ Al(OH)a 
Al(OH)a + OH------+ Al(OH)4-
, ion aluminato 
Zn2+ + 20H-� Zn(OH)2 
Zn(OH)2 + 20H------+'-Zn(OH)42-
1on zincato 
Los hidróxidos de sodio y potasio reaccionan con una gran 
variedad de no metales, como los halógenos, silicio, azufre, fós­
foro blanco; en las sales de sodio y de potasio que se forman, 
el no metal queda incorporado en el anión. En los capítulos 
correspondientes al estudio de los no metales se discutirán las 
reacciones individualmente. 
U sos de los hidróxidos de sodio y de potasio 
En el laboratorio, el hidróxido de sodio se utiliza para absor­
ber el dióxido de carbono y otros gases ácidos, en reacciones 
hidrolíticas orgánicas y en análisis volumétrico. En la industria 
se emplea en la fabricación de jabón ( esencialmente estearato 
de sodio) y de formiato de sodio ( el cual se obtiene por calen­
tamiento de hidróxido de sodio y monóxido de carbono a p:re­
sión). En química orgánica se usa una solución de hidróxido de 
potasio en alcohol; el principal uso industrial del hidróxido 
de potasio es en la fabricación de jabón blando. 
Carbonatos de sodio y de 
potasio (M+)2C0,2-
Fabricación de carbonato de sodio-Proceso Solvay 
La mayor parte de los 16 millones de toneladas de carbona­
to de sodio que se consumen anualmente en el Reino Unido
se fabrican por el proceso amoníaco-sosa o proceso Solvay. En
teoría, el proceso involucra la reacción entre cloruro de sodio 
y carbonato de calcio para producir carbonato de sodio y cloruro·
de calcio, pero en fa práctica se requieren otros productos quí­
micos, ya que la reacción no tiene- lugar directamente:
Ca2C032-+ 2Na+CI- - (Na+)2C032-+ Ca2+(CI-)2
Las materias primas son cloruro de sodio, carbonato de calcio,
un combustible y amoníaco ( el cual prácticamente se recupera
en el proceso). El carbonato de calcio se calienta fuertemente
para formar cal viva y dióxido de carbono:
Ca2+C032----+ Ca2+Q2-+ C02 ( l)
Luego el dióxido de carbono sube por una larga torre, equipada
con platos perforados, dentro de la cual circula hacia abajo
una solución concentrada de cloruro de sodio saturada con
amoníaco. Las reacciones que tienen lugar en la torre pueden
representarse con las ecuaciones:
NHa + H20 � NHa.H20 � NH4+ + OH- (2)
Na++ et-+ NH4+ + OH--+ C02 ¿Na++ HCOa-+ NH4+ + CJ-(3), N�+ + HCOa----+ Na+HC03- '(4)
El hidrógeno carbonato de sodio, el cual no es muy soluble eri
la solución de cloruro de sodio --efecto del ion común-, se filtra
y se calienta para producir carbonato de s�,:
2Na+HC03----+ (Na+)2COa2-+ H20 + C02 (5(
'"-En este punto, el carbonato de sodio está contaminado con
sales de amonio. Si se requiere puro, éste se disuelve en agua y
se barbotea dióxido de carbono dentro de la solución. El hidró­
geno carbonato de sodio que precipita se filtra y se calienta para
formar carbonato de sodio puro; la recristalización en agua
forma sosa para blanquear (Na+)2COs2-.l0H2O,
(Na+)2COa2-+ H20 + C02---+ 2Na+HC03- (6)
Su precipitación permite que 
las sales de amonio per• 
manezcan en solución 
2Na+HCOa----+ (Na+)2COa2-+ H20 + C02 (7)
El proceso Solvay es un método muy económico debido a que:
(a) El cloruro de sodio y el carbonato de calcio son muy
baratos; 
(b) La cal viva y el cloruro de amonio que se forman en
las reacciones ( 1) y (3) reaccionan mutuamente para
formar amoníaco, de manera que, además de minimi­
zar las pérdidas, no se requiere de más amoníaco;
( c ) El dióxido de carbono que se forma en las reacciones
(5) y (7) se recircula a la torre Solvay.
Hidrógeno carbonatos de 
sodio y de potasio 
M
+
nco,-
El cloruro de calcio es el otro producto para el cual no se 
han encontrado usos a gran escala. 
Fabricación del carbonato depotasio 
El carbonato de potasio no puede obtenerse mediante el 
proceso Solvay, ya que el hidrógeno carbonato de potasio tien­
de más a solubilizarse en agua que a precipitar. Sin embargo, 
éste puede fabricarse pasando dióxido de carbono dentro de 
una solución de hidróxido de potasio. La evaporación y la sub­
secuente ignición dan lugar al carbonato: 
K+OH- + C02-2
K+HCOa-
2K+HCOa-- (K+)2COa - + H20 + C02
Propiedades y usos de los carbonatos de sodio y de -potasio 
Ambos carbonatos se solubilizan espontáneamente en agua y 
dan reacción alcalina. En solución, reaccionan con algunas 
sales y precipitan el correspondiente carbonato; por ejemplo, 
Ca2+(Cl-)2 + (Na+)2C032-- Ca2+C032- + 2Na+CI-
Por su reacción alcalina en solución, ambos carbonatos, con 
frecuencia precipitan carbonatos básicos como, 
3Zn2+ + C032- + 40H- + 2Í-120 - ZnC03�2Zn(OH)2.2H20
En estos casos el carbonato normal puede comúnmente obtener­se 
con una solución de hidrógeno carbonato de sodio. 
El carbonato de scxlio se usa con frecuencia en el la� 
torio como reactivo volumétrico. En la industria se emplea en 
múltiples formas y entre ellas se encuentran la fabricación de 
vidrio, la preparación de sales sódicas, el tratamien­to de aguas 
duras, la fabricación de jabón y la producción de papel. 
El carbonato de potasio, que es más caro, se utiliza en 
química orgánica corno agente deshidratante por su 
delicuescencia; mezclado con carbonato de sodio se usa 
como mezcla fundente para formar sales insolubles en solución 
durante procedimientos analíticos. 
Estos pueden obtenerse mediante el paso de dióxido de car­
bono a través de una solución concentrada fría del 
correspon­diente carbonato; por ejemplo, 
(Na+)2C032- + C02 + H20--+ 2Na+HCOa-
Aunque algunos de los hidrógeno carbonatos de algunos me­
tales son estables en solución acuosa, únicamente los de los 
metales alcalinos se forman como sólidos y aun éstos tienden a 
descomponerse fácilmente, por ejemplo, 
2K+HC03- - (K+)2C032- + H20 + C02
Haluros de sodio y 
de potasio 
M+x-
El hidrógeno carbonato de sodio es mucho menos soluble 
que el de potasio y ambas soluciones dan reacción alcalina 
debido a la hidrólisis, pero no en el mismo grado que los car-
bonatos correspondientes: � 
HCOs- + H20 � H2COs + OH-
Como la solución de hidrógeno carbonato de sodio es menos 
alcalina que la del carbonato de sodio, el primero se utiliza 
comúnmente para precipitar carbonatos nonnales, de otro modo 
se formarían los carbonatos básicos , como 
Cu2+ + 2HC03---+ CuC03 + H20 + C02 
En las estructuras cristalinas, los iones hidrógeno carbo­
nato tienden a mantenerse unidos mediante enlaces de 
hi­drógeno fonnando capas de aniones poliméricos por 
ejemplo la estructura parcial del hidrógeno carbonato de 
sodio es: 
Fluoruros, M+F-
Los fluoruros pueden prepararse mediante la reacción de 
las soluciOnes acuosas de los carbonatos o de los hidróxidos 
con una solución acuosa de ácido fluorhídrico. Deben usarse 
recipientes de polietileno ya que el ácido ataca al vidrio 
Na+OH- + H+F---+ Na+F- + H20 
Con un exceso de ácido se pueden preparar los hidrógeno fluo­
ruros sólidos Na+HF2- y K+HF2-. El ion hidrógeno fluoruro' con­
tiene una molécula de fluoruro de hidrógeno, unida al ion 
fluoruro muy electronegativo mediante un enlace de hidrógeno: 
(F-H----F)-
Los hidrógeno fluoruros se descomponen por calentamiento 
dando lugar a los fluoruros normales y fluoruro de hidrógeno. 
Cloruros, M+CJ-
El cloruro de sodio se encuentra en grandes cantidades en 
el agua de mar; como sólido, en la sal de roca, la cual está 
coloreada debido a la presencia de impurezas. En Gran Bretaña, 
los depósitos salinos se hallan debajo de la corteza terrestre y 
para traerla a la superficie se solubiliza con agua. El cloruro 
de sodio puro puede obtenerse por precipitación de una solu­
ción saturada con cloruro de hidrógeno gaseoso --efecto del ion 
común. 
La solubilidad del cloruro de sodio en agua casi no varía 
con el incremento de la temperatura: 35.5 g a 0ºC y 39 g a 
lO0ºC. Cuando se agrega sobre hielo puede alcanzarse una tem­
peratura hasta de -23°C y, con frecuencia, se utiliza como 
mezcla frigorífica barata en el laboratorio. 
El cloruro de sodio es una materia prima vital en muchos 
procesos industriales y la industria británica de álcalis se lo­
caliza en Cheshire, donde existe gran cantidad de depósitos 
salinos. Se emplea en la fabricación de sodio, hidróxido de 
sodio, cloro carbonato de sodio, hipoclorito de sodio, clorato de 
sodio y en la preparación de muchas sales sódicas. También 
se utiliza para preparar el silicato de so­dio para la fabricación 
de loza de barro vidriada. Sus usos más comunes incluyen el 
sazonado y curado de alimentos. 
El cloruro de potasio es mucho menos abundante y se en­
cuentra en los depósitos de Stassfurt (Alemania) como carnalita 
K+Cl-Mg2+ (Cl-)2,6H2O y en el agua de mar. Se extrae por cris­
talización fraccionada de la carnalita; el cloruro de potasio es 
menos soluble en agua, a temperatura ordinaria, que el de mag­
nesio y puede cristalizar. 
El cloruro de potasio se usa para contrarrestar la deficien­
cia de potasio en suelos y en la producción del hidróxido de 
potasio. 
Bromuros, M+Br 
El bromuro de potasio es más importante que el de sodio 
y se emplea como sedante y en la producción de bromuro de 
plata para uso fotográfico. Este puede prepararse por adición 
de bromo a una solución concentrada caliente de hidróxido de 
potasio. Se forma una mezcla de bromuro y bromato de pota­
sio y se separan por cristalización. Por calentamiento con car­
bono el brornato se reduce a bromuro. 
3Br2 + 60H-.- SBr + Br03- + 3H20 
lm>mato 
Yoduros, M+I-
2K+Br03- + 3�- 2K+Br- + 3C02
\..._// 
El yoduro de potasio es más importante que la correspon­
diente sal sódica y, en el laboratorio, su solución acuosa se 
emplea para disolver el yodo, el cual no es muy soluble en 
agua, como el poliyoduro K+k. El yoduro de sodio también for­
ma un poliyoduro. 
El yoduro de potasio puede obtenerse mediante _un proce­
dimiento análogo ál de la fabricación del bromuro, el bromo-se 
sustituye por yodo. 
Estructuras de los haluros alcalinos 
Todos los haluros de los metales alcalinos, excepto el clo­
ruro, el bromuro y el yoduro de cesio, tienen la estructlJra de 
Nitratos y nitritos de 
sodio y de potasio 
la sal de roca (los cationes y los aniones tienen un número 
de coordinación de seis). El cloruro, el bromuro y el yoduro de 
cesio adoptan una estructura diferente ( los cationes y aniones 
tienen un número de coordinación de ocho). El criterio de la 
relación de los radios, el cual es útil en la predicción de los 
números de coordinación, de compuestos iónicos, se discutió 
con anterioridad. 
El nitrato de sodio se encuentra en las regiones desérticas 
de la República de Chile como nitro de Chile, junto con yodato 
sódico del cual se extrae yodo. Este puede purificarse por re­
cristalización en agua ya que es menos soluble que el yodato 
a temperatura ordinaria. 
El nitrato de potasio se halla como salitre; éste también 
puede obtenerse por cristalización fraccionada de una solución 
que contiene nitrato de sodio y cloruro de potasio. Los iones 
presentes en la solución son Na+, NOa-, K• y CI-; alrededor de 
lO0º C, el cloruro de sodio es la sustancia menos soluble y 
puede cristalizar. Por enfriamíento hasta aproximadamente 
15ºC, el nitrato de potasio es la sustancia menos soluble y 
cristaliza. Este se purifica por recristalización de una solución 
acuosa. 
Los nitratos de sodio y de potasio se usan como fertilizan­
tes nitrificantes. El último es un constituyente de la pólvora 
-no puede usarse nitrato de sodio porque es delicuescente-;
también se utiliza en la conservación de carnes.
Por calentamiento, los nitratos se descomponen y forman 
el nitrito y oxígeno; por ejemplo,· 
2K+NOa--·2K+N02- + 02 
Nitritos, M+NO2-
Los nitritos pueden prepararse por descomposición térmica 
de los correspondientes nitratos; en gran escala, por absorción deuna mezcla 50: 50 de dióxido de nitrógeno y óxido nítrico en una 
solución acuosa de hidróxido de sodio. 
2Na+OH- + N02 + NO - 2Na+N02- + H20 
Los nitritos pueden purificarse por recristalización en agua. 
El tratamiento de soluciones acuosas frías de nitritos con 
ácido clorhídrico desarrolla una coloración azul y, por calen­
tamiento, se desprende una mezcla de óxido nítrico y dióxido 
de nitrógeno: 
2Na+N02- + 2H+CJ-- 2Na+CJ- + H20 + NO + N02 
La coloración azul probablemente se debe a la presencia de 
N2Oa el cual se descompone· con facilidad en NO y NO2 , 
El nitrito de sodio se usa ampliamente en la fabricación 
de colorantes; reacciona con la anilina o sus derivados, en 
Sulfatos e hidrógeno 
sulfatos de sodio y de 
potasio 
Otras sales sódicas y 
potásicas 
Hidrólisis de las sales de 
los metales alcalinos 
presencia de ácido clorhídrico y a temperaturas menores de 
5º C, para formar sales de diazonio, como [CaH5N2]+Cl-, con 
las cuales se preparan los denominados azocolorantes. 
Los sulfatos pueden prepararse mediante la valoración de 
soluciones acuosas de álcalis con ácido sulfúrico diluido y 
dejando que las soluciones cristalicen; por ejemplo, 
2Na+QH- + (H+)2SO42-- (Na+)2SO42- + H2O 
El sulfato de sodio cristaliza como decahidrato (Na+) 2S0.2-. 
1 0H2O el cual se eflorece para dar la sal anhidra; por calentamien­
to, a más de 32.5°C, también se forma la sal anhidra y esta tem­
peratura es el punto de transición del sistema: 
(Na+)2SO42-J0H2O? (Na+)2SO42- + 10H2O 
El sulfato de potasio cristaliza como sal anhidra y se en­
cuentra como tal en los depósitos de Stassfurt. Se utiliza para 
suplir la deficiencia de potasio de suelos, como agente deshi­
dratante y en la fabricación del alumbre de potasa K+Afa+ 
(SO/-)2,12H2O, el cual se usa como mordiente en las opera­
ciones de teñido. 
Hidrógeno suliatos, M+HSO,-
Estos pueden prepararse por recristalización de una solu­
ción caliente del sulfato en ácido sulfúrico concentrado; por 
ejemplo, 
(Na+)2SO42- + H2SO4 � 2Na+HSO4-
Los hidrógeno sulfatos son ácidos en medio acuoso a causa 
de la disociación del anión hidrógeno sulfato en iones hidró­
geno y iones sulfato: 
HSO4- ? H+ + SO42-
Cuando se calientan, los hidrógeno sulfatos se descompo­
nen y forman el pirosulfato y agua; en seguida, el pirosulfato 
se descompone, obteniéndose sulfato y trióxido de azufre; por 
ejemplo, 
2Na+HS04-- (Na+)2S2O72- + H2O 
(Na+)2S2O7 2- - (Na+)2SO42- + SO3 
Las sales sódicas y potásicas de otros aniones se discuti­
rán en otro capítulo posterior, entre ellas los cloritas, los 
cloratos, los fosfatos y los sulfitos. 
Los haluros, sulfatos y nitratos de los metales alcalinos 
son neutros en medio acuoso, pero otras sales, por ejemplo, los 
hidrógeno carbonatos, carbonatos, cianuros y sulfuros, dan 
reacción alcalina en solución. Esto se debe a que el último 
Resumen de las 
tendencias del Grupo lA 
grupo de aniones se comportan como bases fuertes y pueden 
sustraer protones de las moléculas del disolvente agua dando 
lugar a iones hidroxilo: 
C03
2- + H20 a:= HC03- + OH­
HC03- + H20 a:= H2C03 + OH­
CN-+ H20 a:= HCN + OH-
S2- + H20 a:= HS- + OH-
HS- + H20 a:= H2S + OH-
Cuando los cianuros y sulfuros de los metales alcalinos se 
calientan con agua, se desprenden los compuestos volátiles 
cianuro y sulfuro de hidrógeno como gases; la hidrólisis, pues, 
es completa y quedan las soluciones de los álcalis. 
Todos los metales alcalinos son en extremo electropositi­
vos y esta tendencia se acrecienta a medida que aumenta el 
número atómico; en consecuencia, tienden a formar compues­
tos predominantemente electrovalentes, los cuales, en general, 
son solubles en agua. A causa del pequeño tamaño del átomo 
y del ion unipositivo del litio, éste tiende a formar compuestos 
en los que se presenta un cierto grado de carácter covalente, 
y, en muchos aspectos, se comporta como su vecino diagonal 
de la Tabla Periódica, .el magnesio (véase la siguiente sección). 
Los metales alcalinos forman hidróxidos, los cuales son 
bases fuertes y sales, las cuales son neutras en solución (las 
de los ácidos fuertes, por ejemplo los nitratos) o alcalinas 
(las de los ácidos débiles como los carbonatos). En general, sus 
sales son térmicamente estables; los carbonatos no se descom­
ponen en la flama de Bunsen y se requiere un calentamiento 
fuerte para transformar a los nitratos en nitritos y oxígeno. Los 
hidrógeno carbonatos de los metales alcalinos sólo son lo sufi­
cientemente estables para existir como sólidos. Aunque la ma­
yoría de las sales sólidas de los metales alcalinos están hidrata­
das, hay una pequeña tendencia de los iones de estos metales 
a hidratarse fuertemente en solución. El litio es la excepción 
en este aspecto y el grado de hidratación es lo suficientemente 
grande para dar lugar al mayor potencial electroquímico de 
este grupo de elementos. 
A medida que aumentan los tamaños atómicos y tónicos 
de los metales alcalinos con el número atómico, se presenta 
una tendencia gradual a acrecentar su reactividad química 
-todos los elementos son lo suficientemente reactivos para
lograr que el hidrógeno reciba un electrón y se forman hidruros
tónicos- y en consecuencia un gradual incremento de estabi­
lidad de sus compuestos. Con el aumento del tamafio tónico,
crece la complejidad de los óxidos (Pág. 218); también existe
la tendencia de los iones más grandes, los de potasio, rubidio y
cesio, a formar polihaluros gradualmente más estables, como
K+Ia- y Cs+Ia-. Ambas tendencias pueden atribuirse al aumento
de la energía . reticular la cual es mayor a medida que crece el 
tamaño del ion metálico alcalino. 
Anomalías del litio -la 
relación diagonal con el 
magnesio 
 
Bib] iografía 
Cuestionario del 
capítulo
En general, las diferencias entre los primeros y segundos 
miembros de un grupo periódico particular, son más marcadas 
que entre los segundos y terceros; en este aspecto, el litio no 
es la excepción y su potencial electroquímico anormalmente 
alto es suficiente para advertirlo. 
En muchos aspectos, el comportamiento químico del litio 
se asemeja al del magnesio; así, éste forma únicamente el 
monóxido al calentarlo con oxígeno, su carbonato se descom­
pone con relativa facilidad en el óxido y dióxido de carbono 
y la descomposición del nitrato produce el óxido, dióxido de 
nitrógeno y oxígeno. Otras analogías con el magnesio incluyen 
las solubilidades de sus carbonatos y fosfatos en agua, la for­
mación del carburo y del nitruro por .combinación directa de los 
elementos y la marcada tendencia de sus iones a hidratarse 
en solución acuosa. En particular, sus haluros son solubles en 
disolventes orgánicos lo cual indica su apreciable carácter cova­
lente. En todos estos rasgos, el litio muestra diferencias fun­
damentales frente a los demás metales alcalinos. 
Muchas de las analogías con el magnesio pueden explicarse 
en base a las electropositividades tan parecidas de ambos ele­
mentos. Como la electropositividad de cualquier grupo perió­
dico crece de arriba a abajo y disminuye de derecha a izquierda 
al recorrer un periodo particular, el incremento de la electro­
positividad al avanzar una • casilla hacia abajo de la Tabla Pe­
riódica ( el magnesio se localiza un lugar abajo del litio) se 
compensa con la disminución que se presenta al recorrer 
un periodo de izquierda a derecha ( el magnesio está situado un 
lugar a la derecha del litio). 
El marcado carácter covalente de algunos compuestos del 
litio se debe a que su único electrón de valencia no lo transfiere 
totalmente en una combinación química, esto se comprende 
con facilidad en términos del pequeño tamaño del átomo de 
litio. 
G. Fowles, Salts of the Sea, -School Science Review, Núm. 143, Vol.
41, 1959. 
1 Los elementos del Grupo lA de la Tabla Periódica se encuentran 
en el orden litio, sodio, potasio, rubidio y cesio, y sus números ató­
micos son 3, 11, 19, 37 y 55, respectivamente. Deduzca sus probables 
estructuras electrónicas. Utilice estas estructuraspara explicar las 
reactividades relativas de los elementos, el tipo de enlace que forman 
y la relativa estabilidad de sus compuestos. Con esto, prediga para 
el litio y el cesio las propiedades qufmicas de los elementos y de sus 
hidruros, hidróxidos, carbonatos y cloruros. 
2 Desarrolle un método electrolítico para la preparación industrial del 
hidróxido de sodio a partir de una salmuera. ¿C6mo y en qué con­
diciones reacciona el hidróxido de sodio con ( i) el mon6xido de 
carbono, (ti) el alumbre amoniacal, (iii) el silicio, (iv) el fósforo? 
3 Justifique la afirmación de que la sal común es una materia prima 
de vital importancia en la industria química. 
f "El éxito de un proceso industrial depende, entre otras cosas, de 
un conocimiento detallado de las reacciones químicas que tienen 
lugar y de las operaciones económicas adecuadas". 
Justifique esta afirmación, sin entrar en detalles de la planta
industtial, considerando los siguientes puntos, todos ellos de impor­
tancia en el proceso Solvay para la preparación del carbonato de
sodio:
(a) equilibrio tónico, 
(b) la solubilidad de los gases y sólidos en función de la tempe­
ratura, 
( c) los procesos de flujo a contracorriente, 
(d) el uso de los subproductos.
Explique lo siguiente: (i) cuando se calienta una solución de
hidrógeno carbonato de sodio se observa un producto gaseoso, (ii)
al agregar una solución de hidrógeno carbonato de sodio a una solu­
ción de nitrato de plomo precipita carbonato de plomo. (JMB)
5 Dé una explicación concisa de la extracción del sodio del cloruro de 
sodio. ¿Cómo pueden prepararse los siguientes productos a partir 
del metal: 
(a) sulfuro de sodio, 
(b) hidruro de sodio, 
( c) peróxido de sodio, 
( d) sodamida?
Escriba las ecuaciones que muestren la acción del agua sobre estos 
compuestos. 
6 Discuta lo siguiente : 
(a) el carbonato potásico no puede prepararse por un método seme­
jante al empleado en la obtención del carbonato sódico. 
(b) La adición de una solución de carbonato sódico a una solución 
de una sal de cobre precipita al carbonato básico, en tanto qu ... 
la adición de una solución del hidrógeno carbonato, preci­
pita el carbonato normal.
( c) En términos generales, las sales de sodio son de mayor im­
portancia industrial que las correspondientes de potasio. 
( d) De los metales del Grupo lA, sólo el litio forma el nitruro al
reaccionar con nitrógeno.
7 Explique comparativamente la química de los metales del Grupo lA 
y de sus compuestos. •
/ s)xisten más diferencias entre el litio y el sodio que entre el sodio
'-· y el potasio. Explique las causas de. este comportamiento y discuta 
la relación diagonal entre el litio y el magnesio.
9 El calor de reacción, t'l.Hº29s, para Li(s) + nH
2
O� LiOH(ac.) +
¾H
2 
(g) es - 508.3 kJ/mol de litio, en tanto que para la reacción 
Na(s) + nH
2
O ➔ NaOH(ac.) + ¾ H
2
(g) es de - 469.5 kJ/mol
de sodio. ¿Por qué la reacción del litio con el agua es mucho menos
vigorosa que la correspondiente del sodio?
(Oxford) 
10 Establezca sucintamente los rasgos importantes comunes de la química 
del sodio y del potasio. 
¿En qué difiere el sodio del potasio en:
(a) las fuentes naturales disponibles para la fabricación de sus com­
puestos y
(b) los reactivos disponibles para su detección analítica?
(O & C)