Química Inorgánica

Bloque s 1

BLOQUE s 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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✔ ✔ ✔ ✔

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: 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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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 (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.