ESTUDIO DE LOS GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA Y LOS PRINCIPALES COMPUESTOS DEL HIDROGENO, OXIGENO, NITROGENO Y AZUFRE.

¿Cómo reccionan los acidos con los metales?

Georgette del Carmen Hernández Reyes

ESTUDIO DE LOS GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA Y LOS PRINCIPALES COMPUESTOS DEL HIDROGENO, OXIGENO, NITROGENO Y AZUFRE.

metales alcalinos.

Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio integran el grupo 1 de la tabla periódica.

Deben su nombre a la basicidad (alcalinidad) de sus compuestos.  

No existen en estado libre debido a su actividad química y constituyen casi el 5 % de la composición de la corteza terrestre (especialmente sodio y potasio). Poseen las siguientes

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns1.
• Baja primera energía de ionización, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Estado de oxidación habitual: +1.
• Forman siempre compuestos iónicos.
• Puntos de fusión y ebullición bastante bajos dentro de los metales, que son menores según se baja en el grupo, aunque todos son sólidos a temperatura ambiente.
• Densidad también baja dentro de los metales debido a que son los elementos de cada periodo con mayor volumen atómico y menor masa. Lógicamente, la densidad aumenta según se baja en el grupo.
• Marcado carácter reductor con potenciales estándar de reducción muy negativos, alrededor de –3 V y que disminuye según descendemos en el grupo, con la excepción del Li, que es el elemento más reductor.[pic 1]
• Poseen estructura cúbica centrada en el cuerpo.
• La mayoría de sus sales a excepción de las de litio, son muy solubles en agua, por tratarse de compuestos muy iónicos.

Reacciones:

Debido al marcado carácter reductor, los metales alcalinos son muy reactivos en la búsqueda de su estado de oxidación natural (+1). Las principales reacciones son:

• Con el agua (de manera violenta): 2 M(s) + H2O → 2 MOH(aq) + H2(g).
• Con el hidrógeno (a temperatura alta) formando hidruros: 2 M + H2 → 2 MH
• Con azufre y halógeno formando sulfuros y haluros: 2 M+ X2 → 2 MX;
  2 M + S →  M2S.
• Con oxígeno formando peróxidos, excepto el litio que forma óxidos:
  2 M + O2 → M2O2; 4 Li +  O2 → 2 Li2O
• Sólo el litio reacciona con el nitrógeno formando nitruros: 6 Li +  N2 → 2 Li3N

Métodos de obtención:

Como suelen formar compuestos iónicos en los que se encuentran con estado de oxidación +1, hay que reducirlos para obtenerlos en estado puro. Dado que son muy reductores hay que acudir a la electrólisis o a otros metales alcalinos.

Es conocida la electrólisis del cloruro de sodio fundido para obtener sodio en el cátodo, o la del hidróxido de potasio también fundido para obtener potasio e hidrógeno en el cátodo, mientras se obtiene oxígeno en el ánodo:

• 2 NaCl(l) → Na(l) + Cl2(g).
• 2 KOH(l) → 2 K(l) + H2(g) + O2(g).

El potasio y elementos siguientes también puede obtenerse a partir de su cloruro fundido con vapor de sodio en ausencia de aire:

• RbCl(l) + Na(g)→ Rb(g) + RbCl(l).

metales alcalinotérreos.

Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla Periódica, a saber, berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio, si bien los primeros elementos del grupo, berilio y magnesio, tienen unas propiedades ligeramente distintas.

El nombre del grupo es debido a su situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y a que muchos de sus compuestos (tierras) son básicos. Constituyen más del 4% de la corteza terrestre (especialmente calcio y magnesio).

Al igual que los metales alcalinos no existen en estado libre debido a su actividad química. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran.

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns2.
• Baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo periodo, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Afinidad electrónica positiva.
• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
• Estado de oxidación habitual: +2.
• A excepción del berilio forman compuestos claramente iónicos.
• La solubilidad en agua de sus compuestos es bastante menor que la de los alcalinos.
• Son metales poco densos aunque algo mayor que sus correspondientes alcalinos.
• Sus colores van desde el gris al blanco.
• Son más duros que los alcalinos, aunque su dureza es variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable).
• Son muy reactivos, aunque menos que los alcalinos del mismo periodo, aumentando su reactividad al descender en el grupo.
• Se oxidan con facilidad por lo que son buenos reductores aunque menos que los alcalinos del mismo periodo.
• Sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos.

Reacciones:

• Con agua forman el correspondiente hidróxido, en muchos casos insoluble que protege el metal afrente a otras reacciones, desprendiéndose hidrógeno: M(s) + 2 H2O → M(OH)2 (s) + H2(g). 
• Con no-metales forman compuestos iónicos, a excepción del berilio y magnesio,
• Reducen los H+ a hidrógeno:  M(s) + 2 H+(aq)  → M2+(aq) + H2(g). Sin embargo, ni berilio ni magnesio reaccionan con ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.

Métodos de obtención:

Existen dos métodos fundamentales de obtención:

• Electrólisis de sus haluros fundidos: MX2(l) → M(l) + X2(g).
• Por reducción de sus óxidos con carbono: MO(s) + C(s) →  M(s) + CO(g).

Aplicaciones:

• El berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).

Elementos térreos o boroideos.

Forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son el boro, aluminio, galio, indio y talio.

El nombre del grupo térreos viene de tierra, ya que ésta contiene una importante cantidad de aluminio que es, con diferencia, el elemento más abundante del grupo dado que la corteza terrestre contiene un 7% en masa de dicho metal.

Al igual que los grupos anteriores son bastante reactivos, por lo que no se encuentran en estado elemental, sino que suelen encontrarse formando óxidos e hidróxidos.

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