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Aclaraciones
BLOQUE S
Sus átomos (estado fundamental/neutro) sólo tienen ocupados total o parcialmente el orbital S de la capa de
Valencia.
● Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
● Son buenos conductores del calor y la electricidad.
● Son maleables/blandos.
● Tienen bajos PF & PE, y baja densidad, debido a las fuerzas de enlace débiles de sus uniones metálicas.
● Son formadores de cationes.
● Presentan baja energía de ionización ya que forman cationes y así adquieren la configuración
electrónica del gas noble anterior. La primera energía de ionización aumenta a medida que aumentan los
números atómicos de los elementos dentro de un período (a la derecha). Se observa una disminución a medida que
aumenta el número atómico en un grupo.
● Las afinidades electrónicas de los metales en general son bajas.
La afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un período, con
excepción del berilio y magnesio.
● Tienen baja electronegatividad. La electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda
a derecha en un período.
● Son muy reactivos.
● Poseen potenciales de reducción negativos (elevada tendencia a perder e-, o sea, AR fuertes).
RELACIONES DIAGONALES
El litio, berilio y boro presentan propiedades similares a los elementos del tercer periodo magnesio, aluminio y
silicio. La explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de carga de sus cationes.
RELACIÓN LITIO-MAGNESIO
La semejanza Li-Mg se origina en los tamaños casi idénticos de sus átomos e iones (Li+ y Mg
2+
). La química del
litio en algunos aspectos es semejante a la del magnesio: la dureza del litio es > que los metales alcalinos,
pareciéndose + a los del grupo 2. Al = que los metales alcalinotérreos, el litio es el único que puede dar óxidos
normales. El litio forma el nitruro al igual que el magnesio y el resto de los elementos del grupo 2, al reaccionar
con nitrógeno. El carbonato, fosfato y fluoruro de litio son menos solubles que los que forman los demás
elementos del grupo 1.
RELACIÓN BERILIO-ALUMINIO
El berilio es el único elemento anfótero del grupo 2. Tanto el berilio como el aluminio tienen carácter anfótero
(pueden reaccionar con ácidos y con bases). El berilio y el aluminio reaccionan con ácidos obteniendo el catión
berilio (o aluminio) y se libera hidrógeno. En medio básico el berilio forma un complejo, también con liberación
de hidrógeno. Los óxidos tanto del aluminio como del berilio son anfóteros.
GRUPO 1
METALES ALCALINOS
CEE: ns1 (1 sólo e- de Valencia).
● No se encuentran libres en la naturaleza debido a que son muy reactivos (se oxidan fácilmente).
● Forman cationes monovalentes.
● Son los menos electronegativos de la tabla periódica. Normalmente al combinarse con no metales forman
compuestos iónicos, sin embargo, la mayoría de los compuestos que forma el berilio son covalentes, formando
sólidos moleculares. El cesio es el elemento con menor valor de electronegatividad.
● Son + reactivos que los del grupo 2. Forman cationes en un único estado de oxidación +1 cuando se
combinan con otro elemento para dar diferentes sustancias.
● VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO → el electrón externo se encuentra en el orbital ns; como el tamaño del orbital
aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal (n), el tamaño del metal aumenta al descender en un
grupo. En un período el radio disminuye a medida que aumenta el número atómico; a medida que aumenta la carga
nuclear, los electrones tienden a ser más atraídos hacia el núcleo y por lo tanto los átomos se hacen más pequeños.
Con lo cual, cualquier elemento del grupo 1 siempre tendrá > radio que un elemento del grupo 2 que
comparta el mismo período. Al desplazarse en el mismo período el número cuántico principal es el mismo, pero
la carga nuclear aumenta.
● Tienen un único electrón de valencia, apantallado por los electrones más internos → por lo que es
energéticamente más fácil quitar un electrón y formar así un catión que tendrá la misma configuración
electrónica que la del gas noble anterior. Las bajas Ei de los metales del G1 indican que su último e- de
la capa más externa se puede eliminar con facilidad (alta tendencia a la oxidación), por lo que sus
potenciales de reducción estándar son muy negativos, o sea que son potentes AR, y lo son más que los
del G2.
● Sus átomos son los >`s de su período y tienden a aumentar en sentido descendente dentro del grupo.
Estos grandes tamaños, combinado con el hecho de tener 1 e- de Valencia, los hacen poseer
enlaces muy débiles, de ahí que son tan dúctiles y tienen PF & PE tan bajos.
El Li posee alta densidad de carga por ser el + pequeño, por lo que es el más polarizante, haciendo que sus sc´s
sean particularmente densas, y que sus compuestos tengan > carácter covalente. Tambien por ser el + pequeño,
tiene la Ei + alta, y es el elemento + difícil de oxidar.
REACCIÓN CON HIDRÓGENO
Todos los metales del grupo 1 reaccionan con hidrógeno formando hidruros salinos/iónicos → en este caso el
hidrógeno presenta número de oxidación -1. En esta reacción el metal se oxida y el hidrógeno se reduce y que
corresponde a una reacción redox en vía seca. Los hidruros salinos/iónicos son fuertes AR.
REACCIÓN CON AGUA
Cuando los metales del grupo 1 reaccionan con agua forman hidróxidos (como hidróxido de litio) e hidrógeno
gaseoso. En esta reacción el metal se oxida y el hidrógeno del agua se reduce a hidrógeno gaseoso;
corresponde a una reacción redox en vía húmeda en medio básico. Este tipo de reacciones son altamente
exotérmicas y en muchos casos, se genera suficiente calor como para encender al hidrógeno formado y producir fuego, o a
veces, una explosión. De acuerdo a las bajas energías de ionización, la reacción será más violenta a medida que
descendemos en el grupo.
REACCIÓN CON HALÓGENOS
Cuando los metales del grupo 1 reaccionan con los elementos del grupo 17 se forman halogenuros de metal. En
esta reacción el metal se oxida y el halógeno se reduce. Es una reacción redox en vía seca, y puede llegar a ser
explosiva.
REACCIÓN CON NITRÓGENO
El litio es el único metal del grupo 1 que se combina con el nitrógeno para formar un nitruro, el nitruro de litio.
REACCIÓN CON OXÍGENO
Los metales del grupo 1 reaccionan con oxígeno de manera diferente según el elemento:
solo el Li da el ÓXIDO NORMAL → Li2O
el Na da el PERÓXIDO de sodio → Na2O2
el K, el Rb o el Cs dan SUPERÓXIDOS → KO2, RbO2 y CsO2.
- ANIÓN ÓXIDO → es monoatómico y tiene carga neta 2-.
- ANIÓN PERÓXIDO → es diatómico y con carga neta 2- en donde el oxígeno actúa con número de oxidación -1.
- ANIÓN SUPERÓXIDO → es diatómico y con carga neta 1- en donde el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5.
Todas estas reacciones son reacciones REDOX EN VÍA SECA, donde el metal se oxida y el oxígeno se reduce.
- Cuando al ÓXIDO NORMAL se lo hace reaccionar con AGUA forma HIDRÓXIDO. Esta reacción no es redox, sino
ÁCIDO-BASE, en donde el anión óxido actúa como una base de Brønsted. Este tipo de óxido es un óxido básico.
- Cuando al PERÓXIDO se lo hace reaccionar con AGUA, forma el correspondiente HIDRÓXIDO y PERÓXIDO DE
HIDRÓGENO (ésta no es una reacción redox, sino una reacción ÁCIDO-BASE).
GRUPO 2
METALES ALCALINOTÉRREOS
CEE: ns2 (2 e- de Valencia, EO +2).
Tendrán valores + altos de Ei que los del G1 → ya que, al tener 2 e- de Valencia, éstos no se apantallan entre sí
y la carga efectiva nuclear es > que la del metal alcalino que le precede. Los metales alcalinotérreos forman
cationes divalentes que son isoelectrónicos con el gas noble anterior.
BERILIO
Es el primer miembro del grupo 2 y -como sucede con el resto de los primeros elementos de los otros grupos de la TP-
tiene características que difieren del resto de los elementos que forman el grupo. El berilio presenta
propiedades algo anómalas:
1. Es anfótero.
2. No reacciona con el agua.
3. Tiene carácter no metálico y la mayoría de sus compuestos son covalentes.
4. Es fuertemente polarizante (debido a su alta densidad de carga), y, por lo tanto, los compuestos de
berilio tienen carácter covalente.
5. El berilio forma óxidos solamente a altas temperaturas (anfóteros).
REACCIÓN CON AGUA
Cuando los metales del grupo 2 reaccionan con agua forman hidróxido e hidrógeno gaseoso; la excepción la
constituye el berilio. Los hidróxidos son poco solubles pero su solubilidad aumenta con el Z. Sus reacciones son
menos violentas que las del grupo 1.
REACCIÓN CON HIDRÓGENO
Cuando los metales alcalinotérreos reaccionan con hidrógeno forman hidruros salinos/iónicos (excepto el Be y
el Mg que forman hidruros covalentes).
REACCIÓN CON ÁCIDOS
Cuando reaccionan con ácidos, liberan hidrógeno gaseoso.
REACCIÓN CON OXÍGENO
Los elementos del grupo 2 reaccionan con oxígeno para dar lugar al óxido correspondiente.
Desde el Be hasta el Ba dan óxidos normales; sin embargo, bajo determinadas condiciones puede obtenerse el peróxido
de bario. Los óxidos normales, al ser disueltos en agua, salvo el óxido de berilio (el cual es anfótero), dan los
hidróxidos correspondientes (con lo cual, son básicos).
REACCIÓN CON HALÓGENOS
Cuando los metales alcalinotérreos reaccionan con halógenos, forman halogenuros de metal.
La única excepción es el cloruro de Be que forma redes que no son monoméricas.
COMPUESTOS + IMPORTANTES DEL GRUPO 2
ÓXIDOS
Los óxidos de los metales del grupo 2 pueden obtenerse por REACCIÓN CON OXÍGENO o por DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA
DE LOS CARBONATOS → estos cuando se calientan pueden desprender dióxido de carbono y generar el óxido
correspondiente (no es redox).
HIDRÓXIDOS
Se obtienen a través de la reacción de un óxido con agua; son poco solubles, pero su solubilidad aumenta con el Z.
SULFATOS
La mayoría de los sulfatos de metales del grupo 2 se encuentran en la naturaleza.
Se los obtiene por tratamiento del óxido correspondiente con ácido sulfúrico.
La solubilidad de los sulfatos alcalinotérreos disminuye con el Z, a medida que descendemos en el grupo.
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