METALES ALCALINOS

 Grupo I A: Los Metales Alcalinos

Los metales alcalinos, litio ( li ), sodio ( na ), potasio ( k ), rubidio ( rb ), cesio ( cs ) y francio ( fr ), son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. 

Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres (no combinados) en la naturaleza.

Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con el oxígeno, se venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral queroseno. En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio.

Los compuestos de los metales alcalinos son isomorfos, lo mismo que los compuestos salinos del amonio. Este radical presenta grandes analogías con los metales de este grupo.

Estos metales, cuyos átomos poseen un solo electrón en la capa externa, son monovalentes. Dada su estructura atómica, ceden fácilmente el electrón de valencia y pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras propiedades.

Sodio: un metal de la familia 1

Los metales del grupo 1, llamados metales alcalinos, constituyen la familia más reactiva. Por tal motivo no existen libres en la naturaleza. Sus propiedades más notables son:

· Tienen una enorme tendencia a perder un electrón (oxidarse) cuando se combinan químicamente. Por ello, existen generalmente como iones unipositivos:

Li+, Na+, K+,...

· Desarrollan una fuerte reacción con el agua, formando hidróxidos:

2Na + 2H2O 2Na OH + H2 + calor

· Son ligeros y maleables, pueden cortarse con un cuchillo.

· Sus sales son casi siempre solubles en agua y conducen la corriente eléctrica.

· Se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas. Pero ¿qué es la electrólisis? En este caso, es la forma en que logra reducirse el Na+ a Naelemental: el paso de corriente eléctrica a través del cloruro de sodio, NaCI, fundido, logra que se reponga el electrón que el sodio había perdido al combinarse con el cloro.

Aun en la sal fundida, el cloro existe como anión, CI-, y el sodio como catión, Na+ El electrodo negativo (cátodo), rico en electrones, aporta uno a cada ion sodio

cátodo: Na+ + e - Na (líquido) reducción

En tanto, en el electrodo positivo (ánodo), los cloruros pierden sus electrones, transformándose en cloro elemental:

ánodo: 2Cl - Cl2 (gas) + 2 e - oxidación

Así, gracias a la electrólisis pueden elaborarse dos elementos mediante un mismo proceso (véase Figura III.5).

 

 

Figura III.5. Diafragma de una celda de producción de sodio y cloro.

 

El sodio se emplea fundamentalmente como componente de la sosa cáustica o hidróxido de sodio, NaOH, cuyos usos más importantes son:

· Manufactura de productos químicos · Industria del papel · Tratamiento de alúmina (Al2O3) · Industria textil · Refinación de petróleo · Jabones y detergentes

La industria que utiliza el proceso electrolítico mencionado se denomina industria cloro-álcali. La más importante en México es "Cloro de Tehuantepec", que experimenta un rápido crecimiento, como se advierte en las gráficas de la figura III.6.

METALES ALCALINOTÉRREOS

 Grupo II A: Los Metales Alcalinotérreos

Se encuentran el berilio ( be ), magnesio ( mg ), calcio ( ca ), estroncio ( sr ),

bario ( ba ) y el radio ( ra ). Estos metales presentan puntos de fusión mas elevados que los del grupo anterior, sus densidades son todavía mas bajas, pero son algo mas elevadas que la de los metales alcalinos comparables. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva ( 2 +).

Son bivalentes y se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos. Como el nombre indica, manifiestan propiedades intermedias entre los metales alcalinos y los térreos; el magnesio y, sobre todo, el berilio son los que mas se asemejan a estos. No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos. Los metales son difíciles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido.

LA LITOSFERA

La litosfera conforma la parte sólida de la corteza terrestre. Como hemos visto, los elementos que en ella predominan son oxígeno (O), azufre (S), aluminio (Al), hierro (Fe), calcio (Ca), sodio (Na), potasio (k) y magnesio (Mg), de ahí que los compuestos más comunes están formados en primer lugar por oxígeno, como los óxidos. Además de este elemento, otros contienen silicio, formando silicatos, y otros más incorporan también aluminio en los alumino-silicatos.

Una de las clasificaciones más útiles de los elementos los agrupa en tres grandes sistemas.

1. Elementos siderófilos. Se encuentran en forma metálica como el oro (Au), el platino (Pt) y la plata (Ag).

2. Elementos calófilos. Se encuentran en forma de sulfuros, como el hierro (Fe), el cobre (Cu), el plomo (Pb) y el mercurio (Hg).

3. Elementos litófilos. Se encuentran formando silicatos, como el aluminio (Al), el calcio (Ca) y el magnesio (Mg).

Esta clasificación indica la forma más común en la que se encuentran los elementos en la Tierra

El estudio de los compuestos químicos en la litosfera correspondería principalmente al área de los silicatos, ya que ellos representan 95% de todos los minerales en esta capa (rocas, arenas, arcillas, etc.) el estudio de los metales, ha sido más importantes para el desarrollo de la humanidad.

HISTORIA

Son pocos los metales que no forman parte de un compuesto y existen en forma de "pepitas", como el oro y la plata, metales nativos, siderófilos.

Aun así, estos metales libres son muy raros; baste decir que la propia palabra "metal" se deriva de un vocablo griego que significa "buscar, procurar".

Desde luego, los metales nativos fueron los primeros que el hombre encontró.

Se cree que el oro empezó a trabajarse hacia el año 4500 a. C. Fue y es altamente estimado a causa de su belleza y rareza. Constituye la recompensa universal en todos los países, las culturas y las épocas. Amarillo, brillante, maleable, inalterable, ha sido para muchos el símbolo de la perfección. Los egipcios decían que "el oro poseía los extremos poderes del Sol encerrados en su cuerpo".

Paradójicamente, si algún alquimista hubiera encontrado la "piedra filosofal", que pudiera convertir otros metales en oro, éste hubiera perdido todo su valor, sería como chatarra.

Para que los metales se popularizaran fue necesario idear un método para obtenerlos a partir de los minerales que los contienen, y no depender del hallazgo de pepitas aquí y allá. Este paso en la metalurgia debió ocurrir alrededor del año 4000 a. C., en el Medio Oriente. Entonces pudo obtenerse el cobre a partir de su mena.

Mena = mineral metálico

  Hacia 3000 a C., se descubrieron algunos minerales con cobre y arsénico (As), que al transformarse en metales generaban una aleación más dura y resistente que el cobre solo. Este fue el primer metal que se utilizó para algo más que adorno, con él se fabricaron herramientas que suplieron a las de piedra.

Aleación = disolución de dos metales

  El trabajo con arsénico es sumamente peligroso, de manera que resultó muy afortunado descubrir que mezclando minerales de cobre y estaño (Sn) podía obtenerse otra aleación (el bronce) tan eficaz como el Cu-As, pero más segura.

Bronze = Cu-Sn

Alrededor de 200 a. C., el bronce se empleó sobre todo para la fabricación de herramientas, armas y armaduras. Un ejército sin armas de este metal se encontraba indefenso ante sus posibles atacantes, de ahí que los forjadores de aquella época gozaran de un enorme prestigio.

Sin embargo, los minerales de estaño son menos abundantes que los de cobre, y las minas conocidas pronto quedaron exhaustas: la humanidad se enfrentó por primera vez al agotamiento de un recurso natural.

Mientras tanto, para 1300 a. C., en Asia Menor se había desarrollado un procedimiento para extraer hierro de sus minerales. Para llevarlo a cabo se requería una alta temperatura, así que no todas las culturas disfrutaron de este avance por carecer de la técnica necesaria. Sin embargo, el hierro que se obtenía era muy quebradizo y no fue sino hasta 900 a. C., cuando, al mezclar carbón de leña con el mineral, se obtuvo el hierro endurecido, o acero.

Durante el siglo pasado se descubrieron nuevos procedimientos para la fabricación de acero. Se emplearon algunos metales desconocidos para los antiguos, como cobalto (Co), níquel (Ni), vanadio (V), niobio (Nb), wolframio

(W), los cuales proporcionan al acero más resistencia y otras propiedades sorprendentes. Asimismo, se desarrollaron procedimientos para obtener aluminio, magnesio, titanio (Ti) y muchos otros metales, como los de las tierras raras.

Grupo II (metales alcalino - térreos)

Materiales: 1 vaso de 250 ml.

1 tubo de ensayo de 15x150

1 erlenmeyer de 125

1 pinza para crisol

Ca(s), 2 tiras de Mg(s), indicador fenolftaleína

1 balón de 100 ml.

Procedimiento 1:

- Eche 60 ml. De agua en un vaso de 250 ml.

- Llene el tubo de ensayo hasta el borde, y adiciónele 4 gotas de indicador fenolftaleína. Sosténgalo con una mano sobre el vaso.

- Prepare un pedazo de papel periódico humedecido (de unos 2x2 cm.) sosténgalo con la mano libre, bien próximo a la boca del tubo y lista para taparlo.

- Luego echamos dentro del tubo con agua el pedacito de calcio y procedemos a tapar el tubo con el papel, invertimos e introducimos en el agua dejándolo boca abajo en el fondo.

Observaciones y Conclusiones:

- Del trocito de calcio salen burbujas y este sube y baja dentro del tubo pequeño, la reacción es más o menos rápida. También se observa que el agua empieza a tomar un color violeta hacia rojo y el agua que se encontraba dentro del tubo de ensayo empieza a ser desplazado por las burbujas que salen de la reacción del calcio con el H2O.

El calcio al reacciona con el agua según:

Ca(s) + 2H2O Ca(OH)2(ac) + H2(g) H < 0

Las burbujas que se ven es del gas H2 producido y es el causante del desplazamiento del agua, y se forma la base Ca(OH)2 es por ello que el agua toma un color violeta.

Procedimiento 2:

- Llenar con agua hasta la mitad del balón de 100 ml. Y hervir luego colocamos dos tiras de magnesio juntas y retorcidas, sujetados por un extremo por la pinza para crisol y acercarlas al mechero. Luego acercarlas a la boca del balón. Cuando el vapor de agua haya desalojado todo el aire, observe bien la llama del magnesio.

Observaciones y Conclusiones:

- El magnesio al acercarlo a la llama se observa a una luz intensa.

- Al dejar caer el magnesio salen burbujas y se mueve por todo el recipiente, una parte del magnesio se puso de color blanco y el agua se tornó de color violeta.

- Cuando el magnesio toca la llama comienza su oxidación, el óxido resultante es el residuo sólido de color blanco.

- El magnesio necesita energía para reaccionar con el agua por eso fue necesario que para reaccionar con el agua, ésta estuviera en ebullición.

- El magnesio cuando reacciona con el agua

El magnesio descompone el agua con la liberación de hidrógeno según:

Mg + H2O MgO + H2

- El magnesio al someterlo a la llama la colorea característicamente.

- El calcio y magnesio son los más abundantes en la naturaleza (con respecto a los metales alcalinos térreos).

CARBONOIDES

El carbono es un elemento no metálico. El silicio y el germanio son semimetales y conducen la corriente eléctrica cuando aumenta la temperatura, o cuando se encuentran mezclados con pequeñas cantidades de otro elemento; mientras que el estaño y el plomo muestran ya un comportamiento típicamente metálico. El aumento de este carácter metálico tiene lugar al descender en el grupo y se pone de manifiesto en el comportamiento de sus oxidos: los del carbono y el silicio presentan un pequeño carácter acido; los correspondientes al germanio y el estaño tienen un carácter anfótero, y los del plomo poseen ya cierto carácter básico.

Los elementos de este grupo, debido a la configuración electrónica en su nivel más externo (ns2np2), tienen como estados principales de oxidación +2 y +4. Este ultimo estado es muy importante en la química del carbono y del silicio ; a medida que descendemos en el grupo, el estado de oxidación +2 adquiere mayor importancia.

Los potenciales de ionización disminuyen al descender en el grupo y la perdida de dos electrones es un proceso cada vez más fácil: el Ge2+ es poco estable, el Sn2+ es más estable y el Pb2+ lo es más aún.

El carbono tiene un comportamiento que difiere mucho del resto de los elementos del grupo, como consecuencia del pequeño tamaño de su átomo y de la ausencia de niveles internos d y f. Gracias a su electronegatividad, tiene la propiedad de unirse mediante enlaces covalentes, consigo mismo y con otros átomos de hidrógeno, oxígeno, azufre, nitrógeno y halógenos, formando cadenas lineales o anillos. El carbono puede formar: cuatro enlaces simples

mediante hibridación sp3, enlaces dobles mediante hibridación sp2, y enlaces triples mediante hibridación sp. Por ello puede originar un número casi ilimitado de compuestos.

La reactividad del carbono a temperatura ambiente es baja; se une con varios metales para formar carburos de tipo salino y con elementos de parecida electronegatividad para formar carburos de tipo covalente. Sin embargo, cuando se eleva la temperatura se combina con oxígeno, cloro, azufre y diversos metales. En el aire arde transformándose en dióxido de carbono.

El silicio se parece más al carbono que al estaño y al plomo. A temperatura ambiente es muy inerte, mientras que a altas temperaturas reacciona con los halógenos formando halogenuros, con el oxígeno para formar SiO2 y con el nitrógeno para formar Si2N4.

El germanio tiene propiedades muy parecidas a las del silicio.

El estaño y el plomo son metales poco reactivos; reaccionan con ácidos oxidantes, como el acido nítrico, y con ácidos no oxidantes, como el acido clorhídrico.

ESTADO NATURAL

-El carbono libre se encuentra , en la mayoría de las ocasiones, en forma amorfa. También se presenta bajo dos formas alotrópicas: El grafito y el diamante. El grafito, muy difundido en la naturaleza, es una sustancia de color negro, blanda, untuosa al tacto y de menor densidad que el diamante. Este último es la sustancia más dura de la naturaleza y presenta distintos tonos de color, según las impurezas que contenga.

-El silicio, a pesar de ser el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre, no se encuentra libre en la naturaleza. Aparece en forma de silice, cuya estructura cristalina más conocida es el cuarzo.

-El germanio, el estaño y el plomo son mucho menos abundantes. El estaño se encuentra en la casiterita y en la estannina; el plomo en la galena y el germanio en minerales asociado a los sulfuros de plomo y estaño. El estaño se puede presentar en tres formas alotrópicas: estaño blanco, estaño gris y estaño frágil.

OBTENCIÓN DE LOS ELEMENTOS

-El silicio se obtiene por reducción de arena (SiO2) con carbono elemental:

SiO2 + 2C -> Si + 2CO

El silicio obtenido contiene impurezas; para purificarlo se trata con cloro.

El silicio también se puede preparar mediante un proceso de aluminotermia:

3SiO2 + 4Al -> 2Al2O2 + 3Si

-El germanio se obtiene mediante un procedimiento similar al seguido en la obtención del silicio.

-El estaño se obtiene a partir de la casiterita, por reducción con carbono:

SnO2 + C -> Sn + 2CO

El producto final se purifica mediante electrólisis.

-El plomo se consigue por reacción entre el sulfuro de plomo, que se extrae de la galena y oxígeno:

2PbS + 3O2 -> 2PbO + 2 SO2

Para reducir el monóxido de plomo se utilizan diferentes procedimientos:

PbO + C -> Pb + CO

PbO + CO -> Pb + CO2

Este plomo contiene pequeñas cantidades de metales preciosos, como oro y plata, por lo que se purifica para recuperarlos.

NITROGENOIDEOS

Son los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto y constituyen el grupo 15 de la Tabla Periódica.

- El nitrógeno es un gas incoloro, el resto de los elementos del grupo son sólidos.

- Únicamente forman el 0,35 % de la masa de la corteza terrestre. A veces se

presentan nativos pero más habitual es encontrarlos como óxidos o sulfuros.

Propiedades:

- Configuración electrónica: ns2p3.

- El carácter metálico se incrementa según se desciende en el grupo. Así, mientras el nitrógeno es un no-metal típico, el fósforo, el arsénico y antimonio, considerados también como no-metales, presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado.

- El nitrógeno es un gas por formar moléculas biatómicas y el resto de los elementos son sólidos, si bien disminuyen los puntos de fusión a partir del arsénico, al descender el carácter covalente de los enlaces y aumentar el metálico.

- Al encontrarse los orbitales “p” semiocupados el potencial de ionización es bastante elevado, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.

- Poseen estado de oxidación –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los electronegativos. El nitrógeno tiene todos los estados de oxidación comprendidos entre –3 y 5.

- Las combinaciones con oxígeno con E.O. = +5 son siempre ácidas, disminuyendo su fuerza según se desciende en el grupo, mientras que con E.O. = +3 el Bi(OH)3 es básico; sin embargo, el resto de hidróxidos son ácidos, tanto más cuanto más arriba se encuentre el elemento en el grupo.

- Con E.O. = +3 el Bi(OH)3 es básico.

- En cambio, el resto de hidróxidos con E.O. = +3 son ácidos, tanto más cuanto más arriba se encuentre el elemento en el grupo.

- Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efectivos

- El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos.

- Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efectivos.

- El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos.

Los puntos de ebullición (rojo) crecen de forma continua, pero no así los puntos de fusión (azul) cuyo máximo correspondería al Sb, no al As que sublima a 400ºC antes de llegar a fundir, por lo que sólo se le puede tener fundido a presiones altas.

Reacciones:

- No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes

- Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.

- A temperatura y presión elevada y en presencia de catalizadores, el nitrógeno reacciona con hidrógeno formando amoniaco.

- El nitrógeno reacciona con metales formando nitruros.

- Sin embargo, solo con litio la reacción se produce a temperatura ambiente.

Métodos de Obtención

- El nitrógeno se obtiene a partir del aire por licuación de éste y posterior destilación fraccionada.

- En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):

2 NH3 (g) + 3 CuO(s) -> 3 Cu(s) + 3 H2O(g) + N2 (g)

*También puede obtenerse por calentamiento del nitrito de amonio:

NH4NO2 (s) -> 2 H2O(g) + N2 (g)

Anfígenos

Significa formador de ácidos y bases. El oxígeno y el azufre se encuentran en la naturaleza en estado elemental, aunque también formando óxidos, sulfuros y sulfatos. Pertenecen a este grupo los siguientes elementos que constituyen el grupo 16 de la tabla periódica:

-Oxígeno.

-Azufre.

-Selenio.

-Telurio.

-Polonio.

Los elementos de este grupo son los más abundantes en la corteza siendo el oxígeno el que más destaca ya que solo el ocupa el 50% en masa de la corteza terrestre, pero también otros importantes como el azufre que le sigue de cerca

y otros no tan imortantes como el polonio ya que debido a su formación mediante las series de desintegración su vida es muy corta.

Propiedades:

-Su configuración electrónica es ns2 p4 .

-Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6.

-el azufre y el oxígeno son no-metales.

-el cáracter metálico aumenta del selenio al polonio.

-El oxígeno es un gas diatómico.

-El azufre un sólido amarillo formado por moléculas cíclicas de 8 átomos.

- El polonio es un metal pesado.

-Todos estos elementos son débiles en disolución acuosa.

-Si se combinan estos elementos hidrogenadamente, con excepción del agua, son gases tóxicos de olores muy desagradables.

Halógenos

Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 17 del Sistema Periódico. Los halógenos F, Cl, Br, I y At, son elementos volátiles, diatómicos y cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico.

PROPIEDADES MÁS IMPORTANTES :

Son elementos no metálicos, aunque el yodo y el astato poseen cierto carácter metálico.

Forman moléculas diatómicas mediante un enlace covalente simple : F2, Cl2, Br2, I2 .

La reactividad o capacidad de combinación con otros elementos es tan grande en los halógenos que rara vez aparecen libres en la naturaleza. Reaccionantanto con metales, formando compuestos iónicos, como con la mayoría de los no metales, formando compuestos covalentes.

La característica química fundamental de los halógenos es su capacidad oxidante, por la que arrebatan electrones o unidades elementales de carga a otros elementos y moléculas de signo eléctrico negativo para formar iones también negativos denominados aniones haluro. La energía de oxidación de los

halógenos es máxima en el flúor (capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación) y se debilita hasta el yodo.

ESTADO NATURAL:

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas, X2. Para llenar por completo su último nivel energético necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar aniones, X-. Este anión se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.

El estado físico de los halógenos en condiciones ambientales normales oscila entre el gaseoso del flúor y el cloro y el sólido del yodo y el astato; el bromo, por su parte, es líquido a temperatura ambiente.

El flúor (gas de color amarillo pálido), se halla en minerales.

El cloro (gas amarillo verdoso), se encuentran en forma de sales disueltas en el agua de mar o en extensos depósitos salinos originados por evaporación de mares antuguos, en forma de cloruros de metales o en estado sólido.

El bromo (líquido de color rojo oscuro), se encuentra también disueto en agua, como bromuro de metales…

El yodo (sólido cristalino, de color negro y brillante), aparece en algas y animales marinos, o combinado con otros elementos ( NaIO3, NaNO3 )

El Astato es un elemento muy inestable que existe sólo en formas radiactivas de vida corta, y que aparece en el proceso de desintegración del 235U.

OBTENCIÓN DE LOS ELEMENTOS :

La gran reactividad de los halógenos hace que no se encuentren libres en la naturaleza. Se preparan por electrólisis de sales fundidas o disueltas, o por oxidación de los iones halogenuros (Cl-, Br-, I-).

El flúor no se puede obtener por oxidación del ión fluoruro, ya que debido a su elevado potencial de oxidación, no hay ningún oxidante capaz de oxidarle. Tanto en el laboratorio como en la industria se recurre a la electrólisis del HF (fluoruro de hidrógeno), al que se le añade KF (fluoruro de potasio) para que la mezcla sea conductora. La reacción tiene lugar en vasijas de cobre y con electrodos de grafito; en el ánodo se recoge el flúor, mientras que en el cátodo se desprende hidrógeno.

El cloro se obtiene como producto secundario en el proceso de fabricación de la sosa, NaOH, o por electrólisis del NaCl fundido. En el laboratorio se obtiene

por oxidación del ión cloruro, Cl-, con permanganato, dicromato o dióxido de manganeso.

El bromo y el yodo se preparan a partir del agua de mar por oxidación con cloro.

En el laboratorio, el cloro, bromo y yodo se pueden preparar por reacción de cloruros alcalinos (NaCl, KBr o KI) con óxido de manganeso (IV) en medio ácido.

El astato se obtiene al bombardear bismuto con partículas alfa (núcleos de helio), por lo que constituye un producto asociado a las distintas series radiactivas.