Metales alcalinos

ESTADO NATURAL Y ABUNDANCIA

Sodio y Potasio presente en la litosfera en depósitos de NaCl y carnalita. Litio, Rubidio y Cesio en minerales de silicatos. Francio escaso y radiactivo.

PROPIEDADES FÍSICAS

Tamaño y densidad. Mayor del correspondiente. Al eliminar el e- más externo, la carga positiva del núcleo es mayor que el número de e-, habiendo más atracción y siendo el ión más pequeño. Baja densidad, que aumenta a medida que se desciende en el grupo.

Dureza y puntos de fusión: blandos. Las energías de enlace en las redes cristalinas metálicas de empaquetamiento compacto son débiles. Los puntos de fusion y puntos de ebullicion son bajos y disminuyen al aumenta el tamaño.

Estructura: cúbica centrada en el cuerpo a temperatura ambiente (NC = 8). A temperaturas bajas, el Li es hexagonal con empaquetamiento compacto.

PROPIEDADES QUÍMICAS

Cuando se irradian con luz pueden emitir electrones, el Cs y K se usan en células fotoeléctricas.

Llama característica al volver los e- a su posición original: Li (carmesí), Na (amarillo), K (lila), Rb y Cs (azul-violeta).

Electropositivos y reactivos. La reactividad aumenta del Li al Cs. Energías de ionizacion bajas, debido a que el e- más externo se encuentra muy alejado del núcleo. La energia de ionizacion disminuye al bajar en el grupo porque el electrón está más distante y menos fuertemente retenidos.

El Li muestra unas diferencias considerables en comparación con los restantes elementos del grupo. Los iones diamagnéticos e incoloros.

Baja electronegatividad, forma enlaces iónicos. Compuestos blancos.

Agentes reductores poderosos. Las reactividades con respecto al aire y el aguas aumentan según se baja en el grupo. La amalgama de Na/Hg es un buen agente reductor.

Disolución de los metales en amoniaco líquido.

- En disoluciones diluidas, las especies presentes son iones metálicos y electrones solvatados. El color azul oscuro de la disolución se debe a estos electrones.

- En disoluciones concentradas, color bronce-cobre y lustre metálico debido a que se forman clústers de iones metálicos. Los clústers son complejos moleculares con enlaces M-M que forman estructuras cerradas triangulares o de mayor tamaño. Estas disoluciones conducen bien la corriente eléctrica por los iones solvatados.

Diferencias entre el Litio y los otros elementos del Grupo 1

- puntos de fusion y puntos de ebullicion altos
- Dureza menor
- Reacción con el oxígeno. Da Li2O con trazas de Li2O2. Los demás óxidos alcalinos reaccionan aún más.
- Menos electropositivo. Sus compuestos son menos estables y cuando se calientan suavemente forman el óxido.
- Forma nitruro, Li3N
- Reacciona directamente con el carbono para forma un carburo iónico
- Mayor tendencia a formar complejos con los elementos más pesados.
- Las sales de Li+ son poco solubles en agua.
- El ion Li+ y sus compuestos se hidratan con más facilidad

METODOS DE PREPARACIÓN

Litio: electrolisis de una mezcla de LiCl y KCl

Sodio: Proceso Downs. Electrolisis de NaCl con CaCl2.

Potasio: No se puede preparar como el sodio porque es soluble en la mezcla de cloruros fundida, en las condiciones de operación se evapora con facilidad y se forman superóxidos que producen explosión. Se obtiene por reducción de KCl fundido con vapor de Na metálico.

Rubidio y Cesio: Parecido al potasio pero como reductor se utiliza Ca.

Francio: desintegración radiactiva y reacciones nucleares.

APLICACIONES

Litio:
- Aleaciones ligeras de alta resistencia. Al-Li para la industria aeronáutica y Mg-Li para la aeroespacial.
- producción de tritio

Sodio:
- Fabricación de PbEt4 para aditivos antidetonantes de la gasolina.
- Preparación de metales por reducción de los cloruros
- Preparación de compuestos químicos
- En estado líquido como intercambiador de calor en reactores nucleares

Potasio:
- Preparación por combustión directa del superóxido KO2 que se usa en máscaras respiratorias.