Bloque s: Grupo 1 y 2 Química General e Inorgánica.

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

2 Grupo 1

3 Tabla periódica moderna

4 Variación del radio atómico

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

6 Grupo Período Pierde electrones

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

8 Afinidad electrónica Grupo Período Afinidad electrónica (kJ/mol)

9 Aumenta Electronegatividad

10 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.

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

12 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

13 Propiedades físicas de los metales alcalinos

14 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-

15 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

16 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) NaOH (ac) + H2 (g) Li Na K

17 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

18 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). +

19 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

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

21 Correcciones al modelo iónico
Catión polarizante Nube electrónica distorsionada Anión polarizable

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

23 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)

24 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.

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

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

27 Peróxidos Superóxidos
O2 2- (ac) 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

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

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

30 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.

31 Configuración electrónica color a la llama
Litio rojo carmin

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

33

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

35 Bloque s: Grupo 2

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

37 Propiedades físicas de los metales
alcalinos terreos

38 Relaciones diagonales

39 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)

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

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

42 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

43 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)

44 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

45 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.

46 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+ +SO MSO4 (s) La solubilidad de los sulfatos alcalinoterreos disminuye con el Z, el sulfato de berilio es el mas soluble

47 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

48 Repasar Acido- base Solubilidad Equilibrio Electroquímica
Termodinámica Electroquímica Equilibrio

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

50 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.

51 Entalpías de hidratación a 298 K

52 Entalpía reticular a 298 K

53 Entalpía de disolución

54 Bibliografía Atkins P.W, Jones L. Química . 3° edición. Ed Omega 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 Consultas: (Dra Sandra Ferreira) Campus virtual