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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, 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) 
acción del Na a 850 °C
 KCl.MgCl2.6H2O (carnalita)
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 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 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
Química Inorgánica Bloque s 2
✔ 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:
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 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.
Química Inorgánica Bloque s 3
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 (Li2O), 
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.
Química Inorgánica Bloque s 4
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 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, 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.
Química Inorgánica Bloque s 5
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.
Química Inorgánica Bloque s 6
✔ 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.