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.
• 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.
• Densidad también baja dentro de los metales debido a que son los elementos de cada periodo con mayor volumen atómico y menor masa.
• Marcado carácter reductor con potenciales estándar de reducción muy negativos.
• Poseen estructura cúbica centrada en el cuerpo.
• La mayoría de sus sales a excepción de las de litio, son muy solubles en agua.

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

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.

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns²p¹.
• El boro es claramente un no-metal y es semiconductor y forma enlaces covalentes, mientras que el resto son metales típicos aumentando el carácter metálico según descendemos en el grupo, si bien el aluminio forma enlaces covalentes perfectamente definidos.
• Mientras el boro es muy duro, los metales son mucho más blandos, destacando el talio que puede rayarse con la uña.
• Electronegatividad intermedia e irregular pues crece hacia abajo a excepción del boro.
• Estado de oxidación habitual: +3, aunque Ga, In y Tl presentan también +1.
• Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte.
• Puntos de fusión bastante bajos a excepción del boro, destacando el del galio que es líquido a 30ºC, y puntos de ebullición intermedios.
• La mayoría de las sales son solubles en agua.
• Son buenos reductores, especialmente el aluminio.
• El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores mientras que galio y talio son malos.

Reacciones:

• No reaccionan con el agua, a excepción del aluminio que si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma en seguida una capa de óxido que queda adherida al metal e impide que continúe la reacción: 2 Al(s) + 3 H₂O ® Al₂O₃(s) + 3 H₂(g).
• Únicamente el boro y el aluminio reaccionan con el nitrógeno a temperaturas altas, formando nitruros. 2 B(s) + N₂(g).® 2 BN(s).
• Reaccionan con los halógenos formando halogenuros: 2 E + 3X₂ ® 2 EX₃.

Métodos de obtención:

• El boro se obtiene por reducción del B₂O₃ con magnesio.
• El aluminio se prepara por electrólisis a partir de la bauxita cuya mena es AlO₃(OH).
• El resto de los metales del grupo también se obtiene por electrólisis de las disoluciones acuosas de sus sales.

Aplicaciones:

• En estado puro, el boro se utiliza en industria nuclear, en el dopado de semiconductores y en aleaciones; el aluminio se utiliza en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión; el galio, como arseniuro de galio se utiliza como semiconductor; indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios…

Elementos Carbonoideos

Son por los siguientes elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, y plomo y constituyen el grupo 14 de la Tabla Periódica.
Más de la cuarta parte de la masa de la corteza terrestre está formada por dichos elementos, especialmente por el silicio, segundo elemento más abundante tras el oxígeno. El carbono, constituyente fundamental de la materia orgánica es el segundo elemento del grupo en abundancia.
En estado natural sólo se encuentran carbono, estaño y plomo, si bien lo más común es encontrarlos como óxidos y sulfuros.

Propiedades:

• Configuración electrónica: ns²p².
• El carbono es un no-metal, mientras que estaño y plomo son metales típicos, siendo silicio y germanio semimetales (metaloides).
• Mientras el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mucho más blandos, de manera que el plomo puede rayarse con la uña. Los semimetales tienen dureza intermedia.
• Igualmente, el carbono tiene muy elevados puntos de fusión y ebullición descendiendo estos según se baja en el grupo.
• Los estados de oxidación que presentan son +2 y +4. El carbono presenta también el -4 (carburo), si bien en los compuestos orgánicos puede presentar una gran variedad de estados de oxidación.
• Mientras que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfóteros.
• El plomo es tóxico.

Reacciones:

• No reaccionan con el agua.
• Los ácidos reaccionan con el germanio, estaño y plomo.
• Las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la excepción del carbono, desprendiendo hidrógeno.
• Reaccionan con el oxígeno formando óxidos.

Métodos de obtención:

• El silicio se obtiene por reducción del SiO₂ con carbón o CaC₂ en horno eléctrico.
• El germanio puede obtenerse igual que el silicio o por reducción de su óxido con hidrógeno.

Aplicaciones:

• El silicio y el germanio se emplean como semiconductores en electrónica, especialmente en transistores para lo cual deben obtenerse muy puros.
• El óxido de silicio en la fabricación de vidrios.
• El carbono y sus derivados se utilizan como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos.
• El estaño se usa para soldadura y en aleaciones con otros metales.
• El plomo, tradicionalmente usado en la fabricación de tuberías de fontanería, está siendo reemplazado por el cobre y el PVC debido a su toxicidad