Guías · 03
Metales alcalinos y alcalinotérreos: guía de los grupos 1 y 2
Los grupos 1 y 2 explicados: propiedades de los metales alcalinos y alcalinotérreos, tendencias de reactividad, colores del ensayo a la llama, usos cotidianos y el lugar del hidrógeno.
Las dos columnas del extremo izquierdo de la tabla periódica contienen algunos de los metales más reactivos que existen. Los del grupo 1, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio, son los metales alcalinos. Los del grupo 2, berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio, son los metales alcalinotérreos. Ambos pertenecen al bloque s, y el simple hecho de que sus átomos solo tengan uno o dos electrones en la capa más externa explica la mayor parte de su comportamiento.
De dónde vienen los nombres
«Álcali» procede de una palabra árabe que designaba las cenizas de las plantas. Antiguamente se lavaban con agua las cenizas de madera o de algas quemadas para fabricar jabón y vidrio, y esas cenizas eran ricas en carbonatos de potasio y de sodio, fuertemente básicos. Los metales que más tarde se extrajeron de estas sustancias pasaron a ser los metales alcalinos.
«Tierra» era un antiguo término químico para los óxidos que soportan un calentamiento intenso sin alterarse. La cal (óxido de calcio) y la magnesia (óxido de magnesio) eran tierras que se disolvían en agua dando disoluciones básicas, y de ahí «alcalinotérreos». Los metales en sí se obtuvieron por primera vez en 1808, cuando Humphry Davy usó la electrólisis en Inglaterra para aislar el calcio, el magnesio, el estroncio y el bario, un año después de haber hecho lo mismo con el sodio y el potasio.
Grupo 1: propiedades comunes
Todos los átomos de los metales alcalinos tienen un único electrón en su orbital s externo. Ese electrón está lejos del núcleo y apantallado por los electrones internos, así que se pierde con facilidad. Por eso estos elementos aparecen casi siempre como iones +1.
- Son blandos. El sodio y el potasio se cortan con un cuchillo como mantequilla fría. Una superficie recién cortada es plateada, pero se empaña en segundos al aire.
- Son ligeros. El litio tiene una densidad de unos 0,53 g/cm³, la más baja de todos los metales, y flota en el agua. El sodio y el potasio también son menos densos que el agua.
- Funden con facilidad. El litio funde a unos 180 °C, el sodio a unos 98 °C, el potasio a unos 63 °C y el cesio a unos 28 °C. El cesio se fundiría en una mano caliente, pero nunca debe tocarse, porque reacciona violentamente con la humedad de la piel.
- Se guardan bajo aceite o gas inerte, porque reaccionan con el oxígeno y el vapor de agua del aire.
La reactividad aumenta al bajar por el grupo
Los metales alcalinos reaccionan con el agua produciendo hidrógeno gaseoso y un hidróxido. Para el sodio:
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂
La misma reacción se vuelve mucho más violenta al bajar por el grupo. El litio burbujea suavemente y desaparece poco a poco. El sodio se funde en una bolita que corre por la superficie. El potasio inflama el hidrógeno que libera y arde con llama lila. El rubidio y el cesio reaccionan de forma explosiva.
La tendencia sigue a la energía de ionización. Cada paso hacia abajo añade una capa electrónica, de modo que el electrón externo queda más lejos del núcleo y es más fácil de arrancar. Las primeras energías de ionización bajan de unos 5,39 eV en el litio a 5,14 eV en el sodio, 4,34 eV en el potasio y 3,89 eV en el cesio.
Las reacciones con el oxígeno muestran otra diferencia. El litio forma sobre todo el óxido Li₂O, el sodio tiende a formar el peróxido Na₂O₂, y el potasio y los metales más pesados forman superóxidos como el KO₂. Los cationes más grandes forman redes más estables con aniones más grandes.
El francio está al pie del grupo 1, pero su isótopo de vida más larga tiene una semivida de solo unos 22 minutos. Nunca se ha reunido una cantidad visible, así que la mayoría de sus propiedades son estimaciones basadas en sus vecinos.
Grupo 2: propiedades comunes
Los metales alcalinotérreos tienen dos electrones en el orbital s externo y forman iones +2. Arrancar dos electrones cuesta más energía, así que son menos reactivos que el metal del grupo 1 del mismo periodo, y son más duros, más densos y de mayor punto de fusión.
La tendencia dentro del grupo es un reflejo de la del grupo 1. El berilio apenas reacciona con el agua, el magnesio reacciona con agua caliente o vapor, y el calcio, el estroncio y el bario reaccionan con agua fría liberando hidrógeno.
Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂
El berilio es la oveja negra. Su átomo es tan pequeño que tiende a formar enlaces covalentes en lugar de iónicos, y su óxido es anfótero: reacciona tanto con ácidos como con bases. Además, los compuestos de berilio pueden causar una enfermedad pulmonar grave si se inhalan en forma de polvo, así que se manipulan con cuidado.
Colores del ensayo a la llama
Cuando se ponen en una llama compuestos de los metales alcalinos y de algunos alcalinotérreos, cada elemento da un color característico. El calor excita los electrones a niveles de energía superiores, y al volver a caer emiten luz de longitudes de onda concretas. Los fuegos artificiales se basan en el mismo efecto.
| Elemento | Color de la llama |
|---|---|
| Litio | rojo carmesí |
| Sodio | amarillo |
| Potasio | lila |
| Rubidio | rojo violáceo |
| Cesio | azul violáceo |
| Calcio | rojo anaranjado |
| Estroncio | rojo intenso |
| Bario | verde pálido |
El amarillo del sodio es tan intenso que puede ocultar otros colores. Los químicos observan la llama lila del potasio a través de un vidrio azul de cobalto para filtrar el amarillo del sodio. El berilio y el magnesio no dan un color de llama característico; la luz blanca deslumbrante de una cinta de magnesio ardiendo procede de la propia combustión, no de una emisión de ensayo a la llama.
Usos cotidianos e industriales
- Litio: baterías recargables de iones de litio de teléfonos y coches eléctricos, aleaciones ligeras de aluminio y litio, y el carbonato de litio como medicamento estabilizador del ánimo.
- Sodio: la sal de mesa (cloruro de sodio), el bicarbonato (hidrogenocarbonato de sodio), las farolas amarillas de vapor de sodio y el refrigerante de algunos reactores nucleares.
- Potasio: uno de los tres nutrientes principales de las plantas y un ingrediente clave de los fertilizantes. En el organismo es imprescindible para las señales nerviosas y el ritmo cardiaco.
- Rubidio y cesio: relojes atómicos. El segundo del SI se define mediante una frecuencia de transición concreta del átomo de cesio-133.
- Magnesio: aleaciones ligeras para piezas de coche y carcasas de portátiles, y el átomo central de la clorofila.
- Calcio: huesos y dientes, caliza, cemento y yeso. El agua del grifo «dura» es agua rica en iones de calcio y magnesio.
- Estroncio: el rojo de los fuegos artificiales y de las bengalas de señales.
- Bario: el sulfato de bario es tan insoluble que puede ingerirse sin peligro como contraste para rayos X, aunque los compuestos solubles de bario son tóxicos.
¿Dónde va el hidrógeno?
El hidrógeno tiene un único electrón, así que la mayoría de las tablas lo colocan en lo alto del grupo 1. Sin embargo, el hidrógeno es un gas no metálico a temperatura ambiente y se comporta de forma muy distinta de los metales alcalinos.
Los argumentos a favor del grupo 1 se basan en su configuración, 1s¹, y en su capacidad de formar H⁺. Por otro lado, como un halógeno, puede ganar un electrón para formar el ion hidruro H⁻ y existe como molécula diatómica, H₂, así que hay quien sostiene que debería ir sobre el grupo 17. Otros señalan que su capa externa está exactamente semillena, como la del carbono, y proponen el grupo 14.
Por eso algunas tablas colocan el hidrógeno sobre el grupo 1 pero lo colorean como no metal, mientras que otras lo dejan flotando solo sobre el centro de la tabla. Más que tener una única respuesta correcta, el debate muestra que el hidrógeno es único y no encaja perfectamente en ningún grupo. Los teóricos también han predicho que, bajo las presiones extremas del interior de planetas como Júpiter, el hidrógeno podría existir en estado metálico.
Relaciones diagonales
Un elemento del periodo 2 se parece a menudo al elemento del periodo 3 situado en diagonal, abajo a su derecha. Es lo que se llama una relación diagonal. El litio comparte varios rasgos con el magnesio más que con el sodio: forma un nitruro, y su carbonato se descompone con facilidad al calentarlo. El berilio se parece al aluminio, sobre todo por su óxido anfótero. La explicación habitual es que la relación entre carga y tamaño se vuelve parecida a lo largo de la diagonal. Conocer estas excepciones junto con las tendencias principales de los grupos da una visión mucho más profunda de los grupos 1 y 2.