Bloque s: Grupo 1 y 2 Química General e Inorgánica. Dra Sandra M Ferreira.

Grupo 1

Tabla periódica moderna

Variación del radio atómico

Grupo Período Energía de ionización (kJ/mol) Energía de ionización

Grupo Período Pierde electrones

energías de ionización (kJ/ mol) Energía de ionización Configuración ns2 Primeras y segundas energías de ionización (kJ/ mol)

Afinidad electrónica Grupo Período Afinidad electrónica (kJ/mol)

Aumenta Electronegatividad

Propiedades de los metales alcalinos Son metales plateados brillantes. Conductividad térmica y eléctrica elevada. Son buenos conductores de calor. Son buenos conductores de la electricidad. Son blandos. Bajo punto de fusión (Cs funde a T ambiente) Baja densidad.

Relaciones diagonales Li el Mg con nitrógeno: 3 Mg (s) + N2 (g)  Mg3N2 (s) 6 Li (s) + N2 (g)  2 Li3N (s)

Relaciones diagonales Li A dureza del Li es mayor que los metales alcalinos Al igual que los alcalino térreos da óxidos normales Forma el nitruro como el Mg y el resto de los elementos del grupo 2 con nitrógeno El carbonato, el fosfato y el fluoruro son menos solubles que para el grupo 1 Sales de Li presentan cierto grado de covalencia. Tal como lo que pasa con el Mg o el Be

Propiedades físicas de los metales alcalinos

Hidruros salinos o iónicos: Presentan en su molécula el ion hidruro H- Reacciones químicas Con hidrógeno: 2 Li + H2  2 LiH (Hidruro de litio) 2 Na + H2  2 NaH (Hidruro de sodio) 2 K + H2  2 KH (Hidruro de potasio) Hidruros salinos o iónicos: Presentan en su molécula el ion hidruro H-

Reacciones químicas Con agua: 2 Li + 2 H2O  2 LiOH + H2 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

Reacciones químicas 2 Na (s) + 2 H2O (l) 2 NaOH (ac) + H2 (g) Acción de los metales alcalinos sobre agua Metal + agua hidróxido + H2 (g) 2 Na (s) + 2 H2O (l) 2 NaOH (ac) + H2 (g) Li Na K

Metales grupo 1 son más reductores que los del grupo 2 Variación de los potenciales de reducción Los elementos del bloque s se pueden comportar como reductores E° < 0 Metales grupo 1 son más reductores que los del grupo 2

Comportamiento redox El litio (a pesar de su elevada energía de ionización) es el más reductor de los elementos del grupo 1, debido su H de hidratación (muy exotérmico, por radio iónico pequeño) En solución acuosa (Li+) es el más reductor pero fundido es el menos reductor (alta Ei). +

Ciclo de Born-Haber M(S)  M+(aq) + e- H total H de M(g)  M+(g) + e- H de ionización H de sublimación hidratación H total = H de sublimación + H ionización + H hidratación

H (kJ/ mol) asociado a la reacción de oxidación para elementos del bloque s en agua.

Correcciones al modelo iónico Catión polarizante Nube electrónica distorsionada Anión polarizable

Poder polarizante  Relación carga/ tamaño del catión En el caso de los metales alcalinos Igual carga  Condiciona el tamaño Li  más polarizante

Reacciones químicas Con halógenos: 2 Li + X2  2 LiX (haluro de litio) 2 Na + X2  2NaX (haluro de sodio) Con nitrógeno: 6 Li (s) + N2 (g)  2 Li3N (s) Li3N (s) + 3 H2O (l) 3 LiOH(ac) +NH3 (g)

Los cationes grandes estabilizan aniones voluminosos y viceversa. Reacciones químicas 4 Li + O2  2 Li2O (óxido de litio) 2 Na + O2  Na2O2 (peróxido de sodio) K + O2  KO2 (superóxido de potasio) Con oxígeno: Los cationes grandes estabilizan aniones voluminosos y viceversa.

Compuestos Oxigenados Oxidos: Li Peróxidos: Na Superóxidos: K; Rb; Cs

Li2O (s) + H2O (l)  2 LiOH (ac) Óxidos normales Básicos Li2O (s) + H2O (l)  2 LiOH (ac)

Peróxidos Superóxidos O2 2- (ac) + 2 H2O (l) H2O2(l) + 2 OH- (ac) Son bases fuertes de BrØnsted Superóxidos 2 O2 - (ac) + 2 H2O (l) O2(g) + 2 OH- (ac) + H2O2 (l) Son bases fuertes de BrØnsted

Superóxidos en equipos de respiración 4 KO2(s) + 2CO2(g) ⎯→ 2K2CO3(s) + 3O2(g)

Superóxidos 4 KO2 (s) + 2 CO2 (g) 3O2(g) + 2 K2CO3 (s) K2CO3 (s) + H2O(l) + CO2 (g) 2 KHCO3 (s) Son utilizados en máscaras de respiración ya que absorben la humedad y el dióxido de carbono exhalado

Metales de Grupo 1 Colores a la llama Cuando una muestra de sal de un metal alcalino se calienta en la llama da un color caracteristico. Esta transferencia hace que electrones de los átomos del metal alcalino se eleven a estados excitados. La energía se libera en forma de radiación visible cuando el electrón regresa al estado basal.

Configuración electrónica color a la llama Litio rojo carmin

Metales de Grupo 1 Colores a la llama METAL COLOR (nm) Litio Rojo Carmesí 650 Sodio Amarillo 580 Potasio Lila 480 Rubidio Violeta 460 Cesio Azul 470

Salar Hombre Muerto. Catamarca Salar Olaroz. Jujuy Salar Hombre Muerto. Catamarca

Bloque s: Grupo 2

Configuración de valencia ns2 Be Mg Ca Sr Ba Configuración de valencia ns2

Propiedades físicas de los metales alcalinos terreos

Relaciones diagonales

Carácter anfótero del Be El Be es el único de los elementos del grupo 2 que carácter anfótero. Be (s) + 2 H+ Be2+ + H2 (g) Be (s) + 2 OH- + 2 H2O Be(OH)42- + H2 (g)

Relaciones diagonales Be y Al ambos poseen carácter anfótero Be (s) + 2 H+ (ac) Be2+ (ac)+ H2 (g) 2 Al (s) + 6 H+ (ac) 2 Al3+ (ac)+ 3 H2 (g) Be(s)+ 2 OH- (ac)+ 2 H2O (l) Be(OH)42- (ac) + H2 (g) 2Al (s)+2OH- (ac)+ 6H2O (l) 2 Al(OH)4- (ac) + 3 H2 (g)

Berilio Forma óxidos solo a temperaturas altas No reacciona con el agua. La mayoría de sus compuestos son covalentes hidruros (BeH2) y halogenuros (BeCl2)

Propiedades químicas Reacción con el agua M (s) + 2 H2O(l)  M(OH)2 (ac)+H2 (g) excepto el Be hidróxidos Reacción con hidrógeno M (s) + H2 (g)  MH2 (s) excepto el Be y Mg hidruros ionicos Reacción con los ácidos M (s) + 2H+ (ac)  M2+(ac) + H2 (g) excepto el Be

Propiedades químicas Reacción con oxígeno 2 M(s) + O2(g) 2 MO(s) (óxido) A temperaturas elevadas 2 Be(s) + O2(g) 2 BeO(s) Anfótero 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) oxido básico A temperatura ambiente Ca, Sr y Ba dando óxidos básicos Reacción con halogenos M (s) + X2 (g,l,s)  MX2 (s) Ej: Mg (s) + Cl2 (g)  MgCl2 (s)

Compuestos mas importantes Óxidos Se pueden obtener: 1- combinación directa 2 M(s) + O2(g) 2 MO(s) 2- por descomposición térmica de los carbonatos MCO3  MO(s) + CO2 calor

Compuestos mas importantes Hidróxidos Se obtienen: MO + H2O(l)  M(OH)2(ac) Son poco solubles, pero su solubilidad aumenta con el Z . El Be(OH)2 es el menos soluble. Tiene carácter anfóterico. Los otros hidróxidos actuan como bases fuertes, cuya basicidad aumenta con el Z.

Compuestos mas importantes Sulfatos: la mayoría se encuentran en la naturaleza Se pueden obtener por tratamiento del oxido correspondiente con ácido sulfúrico MO+ SO4H2  MSO4 + H2O En el caso de los menos solubles (Ba, Sr, Ca) se obtienen por precipitacion de sus iones con un sulfato soluble: M 2+ +SO42- MSO4 (s) La solubilidad de los sulfatos alcalinoterreos disminuye con el Z, el sulfato de berilio es el mas soluble

Compuestos más importantes Carbonatos: la mayoría se encuentran en la naturaleza M 2+ +CO32-  MCO3 (s) son poco solubles y se descomponen térmicamente MCO3  MO(s) + CO2 calor

Repasar Acido- base Solubilidad Equilibrio Electroquímica Termodinámica Electroquímica Equilibrio

Ciclo de Born-Haber para el NaCl Afinidad electronica + pero ΔH -349 kJ ΔH5 ΔH5 es el proceso inverso al ΔHreticular

Hreticular Hhidratación Hdisolución = Hreticular + Hhidratación Por definición, lleva signo positivo. Más endotérmico a mayor carga y menor tamaño. Hhidratación Por convención, lleva signo negativo. Más exotérmico a mayor carga y menor tamaño.

Entalpías de hidratación a 298 K

Entalpía reticular a 298 K

Entalpía de disolución

Bibliografía Atkins P.W, Jones L. Química . 3° edición. Ed Omega. 1999. Capítulos 7 y 19. Chang R. Química. Ed. McGraw Hill. 10° edición. Capítulos 8 y 20. Rayner –Canham. Química Inorgánica Descriptiva. Ed. Pearson. 2° edición. 2000. Consultas: smferrer@ffyb.uba.ar (Dra Sandra Ferreira) Campus virtual www.ffyb.uba.ar