Grupo 1: Metales alcalinos

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1 Grupo 1: Metales alcalinos

2 Los metales del grupo 1, también llamados metales alcalinos se caracterizan por:
Son abundantes Se descubrieron hace escasamente poco tiempo(200años) Los compuestos que forman no se descomponen fácilmente mediante procedimientos químicos ordinarios. Son solubles en agua. Son los metales más activos. Son los mayores de su período y los radios atómicos tienden a aumentar en sentido descendente dentro del grupo. Tienen una masa por unidad de volumen relativamente baja. Los más ligeros(Li,Na y K) flotan en agua. Poseen un solo electrón de valencia por átomo. Forman un enlace metálico bastante débil. Poseen puntos de fusión bajos. Poseen un gran potencial negativo.

3 Li: Características generales
Fue descubierto en por J.A. Arfvedson ( ) pero no pudo aislarlo en forma metálica, lo que consiguió Bunsen en El litio figura en el lugar 35º en orden de abundancia de los elementos en la corteza terrestre. No se presenta en estado libre sino únicamente en compuestos, que se encuentran ampliamente difundidos. Estructura : En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los isótopos 6- Li (7,5%) y 7- Li (92,5%).

4 Li: Características generales
Se asemeja al sodio en su comportamiento. Color: blanco-plateado. Químicamente reactivo. Se inflama al aire. Inestable al estado puro. Se oxida al instante y se corroe rápido. Su almacenamiento debe hacerse sumergiéndolo en nafta. Su enorme potencial permite considerarlo como el elemento base de la futura energía del planeta. Se obtiene a partir de salmueras y del LiCl fundido. Se disuelve en amoníaco líquido originando una disolución de color azul. En ella parece encontrarse la especie Li-1. Tiene el mayor calor específico de todos los elementos sólidos, por lo que junto con el intervalo inusualmente grande en que es líquido, encuentra aplicaciones en sistemas de transferencia de calor (refrigeradores), aunque es corrosivo y hay que manejarlo con cuidado (refrigeración en centrales nucleares).

5 Propiedades del Li Masa Atómica 6,941 uma Punto de Fusión 453,7 K
Punto de Ebullición: 1620 K Densidad 534 kg/m³ Dureza (Mohs) : 0,6 Potencial Normal de Reducción -3,04 V Li+ | Li Conductividad Térmica 84,80 J/m s ºC Conductividad Eléctrica 107,8 (mOhm.cm)-1 Calor Específico 3277,12 J/kg ºK Calor de Fusión 4,6 kJ/mol Calor de Vaporización 148,0 kJ/mol Calor de Atomización: 161,0 kJ/mol de átomos Calor de Atomización 161,0 kJ/mol de átomos Estados de Oxidación -1, +1 1ª Energía de Ionización 520,2 kJ/mol 2ª Energía de Ionización 7394,4 kJ/mol 3ª Energía de Ionización 11814,6 kJ/mol Afinidad Electrónica 59,6 kJ/mol Radio Atómico 1,55 Å Radio Covalente 1,23 Å Radio Iónico Li+1 = 0,68 Å Volumen Atómico 13,1 cm³/mol Polarizabilidad 24,3 ų Electronegatividad (Pauling) 0,98

6 Compuestos principales del Li
Alba del Valle Vilchez Acosta Compuestos principales del Li Hidruro de litio: 2LiH + H2O LiO + 2H2 Esta reacción se produce a una alta temperatura y permite obtener hidrógeno que puede hacer funcionar motores, actuando como combustible. Por ejemplo de cohetes. Cloruro de litio: 2LiCl(l)  2Li + Cl2 Mediante electrólisis del cloruro puede obtenerse Li. Se emplea, junto con el bromuro de litio en sistemas de aire acondicionado, y de control de humedad.

7 Compuestos principales del Li
Nitruro de litio: 6Li + N2 = 2NLi3 Es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un nitruro, el cual es de color negro. Hidróxido de litio: Li + H2O = LiOH + ½H2 El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un polvo blanco; el material comercial es hidróxido de litio monohidratado. Es soluble en agua, y ligeramente soluble en etanol. Es usado en la purificación de gases (como absorbente del dióxido de carbono), como medio para la transferencia de calor, y como almacenamiento de electrolito de baterías.

8 Compuestos principales del Li
Óxido y peróxido de litio: Li2O y Li2O2 El peróxido se emplea en aparatos respiratorios. El óxido constituye un importante aditivo en fabricación de vidrios y cerámicas. Carbonato de litio: Li2CO3 Se usa en el tratamiento de síndromes depresivos (pequeñas dosis). También en la industria del aluminio: Se adiciona al baño de criolita para la obtención de aluminio (electrólisis de sales fundidas), aumentando la productividad.

9 Compuestos principales del Li
Interés del carbonato de litio: El carbonato de litio es un fármaco que disminuye la intensidad y la frecuencia de los episodios maníaco-depresivos. En estos episodios el paciente sufre cambios de ánimo que varían de la euforia a la profunda depresión. El carbonato de litio actúa inhibiendo la despolarización (neutralización de la polaridad de la superficie de la membrana de las células nerviosas) que provocan las catecolaminas (transmisores químicos del impulso nervioso) en el sistema nervioso central.

10 Compuestos principales del Li
Otros compuestos: Yoduro de litio:Sirve de detector de neutrones. Estearato de litio: Se usa como lubricante de altas temperaturas. Jabones de litio: Se usan como espesantes de grasas lubricantes en aplicaciones de alta temperatura. (Puntos de fusión superiores a los jabones convencionales de sodio o potasio).

11 Compuestos principales del Li
Lepidolita [(K,Li)(Al2Si3O10)(OH,F)2]: Es un filosilicato lila o rosa violáceo del grupo de las micas, que es una fuente secundaria de litio.Se asocia con otros minerales de litio como espodumena en pegmatitas. Es una de las mayores fuentes del raro rubidio y del cesio. Petalita [(Li,Na)(AlSi4O10)]: Es un feldespato que tiene como base el litio, su utilidad es proporcionar una fuente insoluble de litio. Su punto de fusión se sitúa en 618º, por lo que se emplea para sustituir al feldespato de potasio y/o sódico en los esmaltes que queramos rebajar la temperatura de fusión.

12 Compuestos principales del Li
Espodumena [LiAl(Si2O6)]:mineral cristalino friable del grupo de los piroxenos. Su color puede variar entre blanco transparente y amarillo, gris, verde o morado.Se presenta en masas gigantescas de cristales grandes, en general como constituyente de las pegmatitas graníticas. Ambligonita[(Li,Na)Al(PO4)(F,OH)]: Es un fluosfato de aluminio y litio, sensible a los ácidos y al calor.Posee brillo vítreo y perlado en las superficies de exfoliación.Su color varía de blanco a verde pálido azul; rara vez amarillo oro o incoloro

13 Baterías de litio El litio es el metal más ligero y esto da lugar a una alta capacidad específica, lo que permite obtener la misma energía con un peso muy inferior.

14 SODIO El sodio fue descubierto en 1807 por medio de la electrolisis.
Es un metal suave, reactivo y de bajo punto de fusión. Desde el punto de vista comercial, el sodio es el más importante de los metales alcalinos.

15 Características principales
Es un metal ligero que flota en el agua debido a su baja densidad. Es un metal alcalino blando, untuoso, de color plateado que no se encuentra libre en la naturaleza. Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se oxida en presencia de oxigeno y reacciona violentamente con el agua formando hidróxido de sodio e hidrógeno. Una barra de sodio tiene la consistencia de mantequilla congelada y se corta fácilmente con un cuchillo. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio.

16 Propiedades Masa atómica 22.989770 u Configuración electrónica [Ne]3s1
Estados de oxidación (óxido) 1 (base fuerte) Estructura cristalina Cúbica centrada en el cuerpo Estado de la materia sólido (no magnético) Punto de fusión 370,87 K Punto de ebullición 1156 K Entalpía de vaporización 96,96 kJ/mol Entalpía de fusión 2,598 kJ/mol

17 Abundancia El sodio ocupa el séptimo lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre.

18 Compuestos más importantes y sus aplicaciones
Bicarbonato de sodio (NaHCO3), se utiliza en gastronomía como fuente de dióxido de carbono. Sulfato de sodio (Na2SO4), se utiliza en la industria del papel. Peróxido de sodio (Na2O2), se utiliza como agente blanqueador y potente agente oxidante. Palmitato de sodio es un jabón típico. Los jabones de sodio son los jabones ordinarios de pastilla dura. El palmitato es producto de la siguiente reacción: Cloruro de sodio o sal común (NaCl), es el compuesto más importante de sodio, y el mineral más utilizado en la obtención de productos químicos. Sosa caústica (NaOH), es una base muy fuerte y corrosiva, usado en detergentes. Carbonato de sodio (Na2CO3), es una sal blanca utilizada en la fabricación de jabón y de vidrio. Mineral trona fuente principal de Na2CO3

19 Obtención El sodio al igual que otros metales alcalinos se obtiene a partir de su cloruro fundido por electrolisis. Pero debido al alto punto de fusión del cloruro de sodio, esta electrolisis no es rentable, por lo que se le añade cloruro de calcio a la mezcla, para reducir el punto de fusión. Diagrama de la obtención de compuestos de sodio. Resalta la importancia central de cloruro de sodio y se muestra cómo pueden obtenerse otros compuestos a partir de él.

20 Aplicaciones Bomba de sodio potasio
Como el sodio es tan reactivo, su aplicación más importante es como agente reductor, para obtener metales como berilio, titanio, torio y circonio . Otra aplicación del sodio metálico es como intercambiador de calor en reactores nucleares. El sodio también se utiliza en las lámparas de vapor de sodio, muy empleadas para la iluminación de exteriores. Se utiliza para las luces de neón para reducir el consumo. En aleaciones antifricción (plomo). En la fabricación de células fotoeléctricas. El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las células. Bomba de sodio potasio

21 Otras aplicaciones de sus principales compuestos:
El peróxido de sodio se utiliza en dispositivos de emergencia para respirar en submarinos y naves espaciales, porque reaccionan con el dióxido de carbono para producir oxígeno. La sal se utiliza para conservar carne y pescado, eliminar el hielo de las carreteras y regenerar sustancias empleadas para ablandar agua. En la industria química, es una fuente de muchos productos químicos como sodio metálico, hidróxido de sodio... El hidróxido de sodio se utiliza para prevenir obturaciones en tuberías, y el carbonato de sodio se aplica en la purificación del agua para neutralizar ácidos. El bicarbonato de sodio es un constituyente de la levadura, y se aplica en la industria textil, industrias del cuero y en industrias de jabones. Los compuestos del sodio se utilizan en muchos procesos industriales, y en muchas ocasiones van a parar a aguas residuales de procedencia industrial. Se aplican el metalurgia y como agente refrigerante para reactores nucleares. El nitrato de sodio se aplica frecuentemente como un fertilizante sintético. El isótopo radiactivo del sodio es el 24Na y se utiliza en aplicaciones de investigación médica.

22 POTASIO

23 Características generales
El potasio es un metal alacalino de gran abundancia en la naturaleza.

24 En la naturaleza se encuentra en estado sólido.
Es un material blando Su punto de fusión es bajo(336.53K) Color blanco plateado Estructura cúbica centrada en el cuerpo

25 Masa atómica:39,0983u Número atómico:19 Su configuración electrónica hace que sea un metal muy reactivo. Se oxida con rapidez en contacto con el aire y reacciona de forma violenta con el agua desprendiendo hidrógeno.

26 Historia El potasio fue descubierto en 1807 por Humphry Davy.
Fue el primer elemento metálico aislado por electrólisis,en su caso, a partir del hidróxido de potasio (KOH). Su descubrimiento confirmó la hipótesis de Lavoisier, lo que permitió el aislamiento del Na a partir de la sosa (NaOH). Además, su gran reactividad con el oxígeno hizo posible el descubrimiento de otros metales ej: silicio, boro y aluminio.

27 Abundancia y obtención
El potasio constituye el 2.4% de la corteza terrestre (7º metal más abundante) Su gran solubilidad dificulta su extracción a partir de sus minerales. Sin embargo, en los fondos oceánicos existen grandes cantidades de estos minerales en los que la extracción del metal es económicamente rentable. La mayor mina de potasio es la potasa que es muy abundante en lugares como California o Nuevo México. Actualmente, el potasio se extrae por hidrólisis a partir de su hidróxido.

28 Compuestos y aplicaciones
Potasio metal:fabricación de células fotoeléctricas. Peróxido de potasio(KOH):fabricación de aparatos de respiración autónomos. Nitrato potásico(KNO3):componenete de la pólvora y fertilizante. Cloruro potásico(KCl):capaz de provocar el paro cardiaco y fertilizante. Carbonato potásico(potasa K2CO3):fabricación de vidrio y jabón blando. Aleación NaK:material empleado en la transferencia de calor. Ion potasio(K+)

29 Ion potasio en los humanos
Es el tercer mineral más abundante en el cuerpo humano, después del calcio y del fósforo. Es un elemento muy abundante en hortalizas, frutas, carne, pan, leche y frutos secos. Su absorción de realiza principalmente en el intestino delgado y se elimina a través de la orina.

30 Está presente en los telómeros de los cromosomas, estabilizando la estructura.
El ion potasio consigue estabilizar los ácidos nucleicos compensando la carga negativa de los grupos fosfato.

31 Unas concentraciones adecuadas de potasio y sodio en los medios intracelular y extracelular permiten mantener la presión osmótica de las células de nuestro organismo y la transmisión del impulso nervioso. La bomba de sodio/potasio es la encargada de regular dichas concentraciones.

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34 Ion potasio en plantas El ion potasio interviene en la respiración de las plantas regulando la apertura de los estomas. Su entrada en las células oclusivas provoca la entrada de agua por ósmosis en estas células. Así aumentan su turgencia y el estoma se abre.

35 RUBIDIO,CESIO Y FRANCIO
María Lobo Pecellín y Paula Martínez Delgado

36 RUBIDIO Descubierto por Robert Bunsen y Gustav Kirchoff en Alemania en 1861 en la lepidolita. Del latín rubidus (rojo obscuro)

37 Características Generales
Es un metal alcalino blando, de color plateado brillante. Es el 2º elemento más electropositivo, siendo por lo tanto muy reactivo. Al igual que los demás elementos del grupo 1,puede arder espontáneamente con aire, con llama de color violeta amarillento. Reacciona violentamente con el agua produciendo hidrógeno. 2 Rb + 2 H2O → 2 RbOH + H2 Es líquido a partir de 38,9 ºC.

38 Propiedades Número atómico: 37 Radio atómico: 265 pm
Punto de ebullición: 688ºC Punto de fusión: 38.9ºC Calor específico: 363 J/(kg*K) Densidad: 1.53 g/cm3 Masa atómica: 85,4287 Electronegatividad: 0.82 Configuración electrónica: 1s22s2p63s2p6d104s2p65s1 Estado de oxidación: +1

39 Estructura cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo

40 Abundancia No es un elemento muy abundante en la corteza terrestre ya que se encuentra entre los 56 elementos que engloban un 0,05% del peso de la misma. Es el 23.º elemento más abundante y el 16.º de los metales. No se conocen minerales en los que el rubidio sea el elemento predominante. Se encuentra en diversos minerales como lepidolita, leucita, polucita y zinnwaldita.

41 Obtención Mediante reducción del cloruro de rubidio con calcio o calentando su hidróxido con magnesio en corriente de hidrógeno. Por calentamiento a vacío del dicromato de rubidio con zirconio; el rubidio destila por encima de 39ºC. Pequeñas cantidades pueden obtenerse calentando sus compuestos con cloro mezclados con óxido de bario en vacío.

42 Compuestos más importantes
Rb2O2 : superóxido que se forma en contacto con el aire RbO2, Rb2O3 y Rb2O4 Rb2O : otros óxidos que puede formar. RbAg4I5 : tiene la más alta conductividad a temperatura ambiente de cualquier cristal iónico conocido: a 20ºC su conductividad es casi misma que la del ácido sulfúrico diluido. RbCl: se emplea en la obtención del propio elemento. Rb(OH): también se utiliza para obtener el elemento y además, es una base fuerte y ataca el vidrio.

43 Isótopos Se conocen 24 isótopos de rubidio, existiendo en la naturaleza tan sólo dos, el Rb-85 y el radioactivo Rb-87. El isótopo Rb-87 se ha usado para la datación de rocas. La frecuencia de resonancia del átomo de Rb-87 se usa como referencia en normas y osciladores utilizados en transmisores de radio y televisión, en la sincronización de redes de telecomunicación y en la navegación y comunicación vía satélite. El isótopo se emplea además en la construcción de relojes atómicos. El isótopo Rb-82 se utiliza en la obtención de imágenes del corazón mediante tomografía por emisión de positrones.

44 Aplicaciones Afinador de vacío, getter, (sustancia que absorbe las últimas trazas de gas, especialmente oxígeno) en tubos de vacío para asegurar su correcto funcionamiento. Para la datación de rocas. En baterías muy finas (RbAg4I5) En la fabricación de cristales especiales para sistemas de telecomunicaciones de fibra óptica y equipos de visión nocturna. Componente de fotorresistencias (resistencias en las que la resistencia eléctrica varía con la iluminación recibida) y de ciertos catalizadores. En muchas aplicaciones puede sustituirse por el cesio por su semejanza química.

45 CESIO Fue descubierto por Robert Bunsen y Gustav Kirchoff en Alemania en 1861. Del latín caesius (azul del cielo)

46 Características Generales
Es un metal blando, ligero, de color amarillo claro y de bajo punto de fusión. Es el más reactivo y más electropositivo de todos los elementos, por lo que se oxida muy fácilmente. Puede arder espontáneamente con aire. Reacciona violentamente con el agua produciendo hidrógeno, así como con los halógenos, amoniaco y monóxido de carbono.

47 Propiedades Número atómico: 55 Radio atómico: 298 pm
Punto de ebullición: 671 ºC Punto de fusión: 28,59 ºC Calor específico: 240 J/(kg·K) Densidad: 1873 kg/m³ Masa atómica: 132,9054 Electronegatividad: 0,79 Configuración electrónica: 1s22s2p63s2p6d104s2p66s1 Estado de oxidación: +1

48 Estructura Cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo

49 Abundancia Es poco abundante, tan solo 7 partes por millón.
Ocupa el 46º lugar en abundancia en la corteza terrestre. Se encuentra normalmente asociado al rubidio en minerales como la lepidolita y la carnalita.

50 Obtención Electrolisis de cianuro de cesio (CsCN) fundido.
Descomposición térmica de azida de cesio (CsN3) para obtención muy pura. Calentando su hidróxido con magnesio o aluminio. Por descomposición de su cloruro fundido con calcio en vacío.

51 Compuestos más importantes
Sus compuestos principales son el cloruro, el nitrato y el carbonato. CsCN Azida de cesio (CsN3) CsO2 (superóxido) CsBH4 : como combustible de cohetes. Estructura del CsCl

52 Aplicaciones Como getter ( para eliminar gases) de tubos de vacío.
Como cátodo en fotocélulas y como catalizador. Como fuente de radiaciones en la terapia antitumoral. Al ser el elemento más electropositivo, se usa en sistemas de propulsión iónicos. Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica. Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas de arsénico Para la construcción de relojes atómicos. El isótopo cesio-137se utiliza en procedimientos de braquiterapia para el tratamiento del cáncer. Como combustible sólido de cohetes (CsBH4). Reloj atómico

53 Efectos del cesio Los humanos pueden estar expuestos al cesio por respiración o al ingerirlo con alimentos y bebidas. En el aire los niveles de cesio son bajos, pero el cesio radiactivo ha sido detectado en aguas superficiales y en muchos tipos de comidas. El cesio se encuentra en la naturaleza principalmente a causa de la erosión y desgaste de rocas y minerales. Es también liberado al aire, al agua y al suelo a través de la minería y fábricas.

54 FRANCIO Fue descubierto por Marguerite Perey en Francia en 1939.
Su nombre se debe al país donde fue descubierto.

55 Características Generales
Sus características son muy similares a las del cesio. Algunas son: Fue el último elemento es descubrirse. Es el elemento con la electronegatividad más baja. Es muy radiactivo y reactivo Todos los isótopos del francio se desintegran generando astato, radio y radón, siendo 223Fr el más estable.

56 Propiedades Número atómico: 87 Radio atómico: sin datos
Punto de ebullición: 677ºC Punto de fusión: 27ºC Calor específico: sin datos Densidad: 1870 kg/m³ Masa atómica: 223 Electronegatividad: 0,7 Configuración electrónica: 1s22s2p63s2p6d104s2p67s1 Estado de oxidación: +1

57 Estructura Cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo

58 Abundancia Fuera del laboratorio, es extremadamente escaso, siendo el 2º menos abundante. El 223Fr está continuamente formándose y desintegrándose. La cantidad de 223Fr en la corteza terrestre en un momento dado no excede los 30 gramos; el resto de isótopos son sintéticos.

59 Obtención Hasta el año 2006, el francio no ha sido sintetizado en cantidades lo suficientemente grandes como para ser pesadas. Algunos de los métodos utilizados son: Síntesis mediante en la reacción nuclear 197Au + 18O → 210Fr + 5n. Mediante bombardeo de radio con neutrones. Mediante el bombardeo de torio con protones, deuterones o iones de helio. Mediante desintegración alfa del actinio.

60 Compuestos más importantes
El francio coprecipita con sales de cesio, como el perclorato de cesio, formando pequeñas cantidades de perclorato de francio (puede emplearse para aislarlo). También coprecipita con otras sales de cesio como el yodato, el picrato, el tartrato.

61 Aplicaciones Debido a su escasez e inestabilidad.
¡NO TIENE! Debido a su escasez e inestabilidad. Ha sido usado en tareas de investigación. Se pensó que el francio podría servir de ayuda para el diagnóstico de enfermedades, sin embargo, esta aplicación se ha considerado impracticable.

62 Realizado por: Elena Torres Elena López Ortega María Lobo Pecellín Paula Martínez Delgado Alba del Valle Vilches Acosta