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Los metales alcalinos se encuentran en la primera columna de la tabla de Mendeléyev. Agrupan elementos particularmente homogéneos como el sodio, el litio, el potasio, el francio, el cesio y el rubidio. En su forma habitual, son blandos y brillantes. Con un color plateado, estos metales también son reactivos al aire libre. Caracterizados por su baja dureza, pueden cortarse fácilmente con un cuchillo. Esto puede dejar un corte brillante.
Al reaccionar con el dinitrógeno, un metal alcalino tiende a empañarse bajo el efecto del aire, la humedad y el dioxígeno. Es esencial conservarlo en aceite mineral para protegerlo de estos elementos. Además, el cesio es considerado el metal más reactivo. En la naturaleza, se encuentra una cantidad importante de sodio, potasio y litio. En cuanto al francio, este es relativamente raro. De hecho, presenta una radioactividad más elevada y una vida media de aproximadamente 22 minutos.
Los metales alcalinos se utilizan en el ámbito industrial y tecnológico. Por ejemplo, el rubidio se emplea en métodos de datación. Ofreciendo una medida del tiempo precisa, también está presente en los relojes atómicos. En cuanto al sodio, tiene varias aplicaciones industriales como fluido de transferencia de calor. Sus compuestos también están presentes en numerosos productos como la lejía, la sosa y la sal de mesa.
Los alcalinos se distinguen por su fórmula electrónica que es ns1. Como número del período, n confiere a estos metales un enlace metálico más débil. Además de ser blandos, poseen temperaturas de ebullición y fusión más bajas. Su entalpía de vaporización y sublimación también es bastante baja. Pueden cristalizar en una estructura cúbica centrada. Gracias a su electrón s1 que se excita fácilmente, los alcalinos tienen su propio color de llama. Cabe precisar que la configuración ns1 otorga a estos diferentes metales un radio iónico más alto. También les confiere una importante conductividad térmica y eléctrica.
En cuanto a la química de los alcalinos, está caracterizada por la pérdida del electrón de valencia de los metales. En estado de oxidación, esto da un catión. La primera energía de ionización de los alcalinos es más baja.
Los alcalinos tienen una gran reactividad química. Expuestos a temperatura ambiente, absorben oxígeno y nitrógeno. También tienden a disolverse en amoníaco líquido. La mayoría de estos metales son reconocibles por su color plateado. Sin embargo, el cesio se caracteriza por su tono dorado pálido. Por lo tanto, es considerado un metal puro coloreado. La segunda energía de ionización presenta un valor más alto gracias a la configuración de gas noble del catión M+.
Los metales alcalinos ligeros como el litio, el sodio, el potasio, el rubidio y el cesio son químicamente bien conocidos. En cuanto al francio, es demasiado radiactivo. Por el momento, sus propiedades químicas aún no se conocen en detalle. Según las simulaciones numéricas, su valor se acerca al del cesio.
Los alcalinos forman una familia homogénea. El rubidio, el potasio y el cesio son difíciles de separar. De hecho, su radio iónico presenta una gran similitud. Sin embargo, el sodio y el litio están individualizados. Cuando el radio atómico aumenta, la electronegatividad decrece y la reactividad química aumenta. Al igual que las temperaturas de ebullición y fusión, la entalpía de vaporización y la entalpía de fusión disminuyen.
Los metales alcalinos son muy reactivos. En la naturaleza, no existen en estado puro. Por lo tanto, deben conservarse en aceite de parafina o aceite mineral. Mezclados con halógenos, estos metales reaccionan violentamente formando halogenuros de metal alcalino. Estos corresponden a compuestos cristalinos hidrosolubles.
Los alcalinos también pueden reaccionar con el agua para formar hidróxidos particularmente básicos que deben utilizarse con precaución. Los metales más pesados parecen más reactivos que los más ligeros. Comparado con el potasio, el cesio explota violentamente cuando está en contacto con el agua.
Los metales alcalinos reaccionan con todos los donadores de protones, es decir, los fenoles, los alcoholes, los alquinos y el amoníaco gaseoso. Estos diferentes elementos dan lugar a reacciones violentas. Son a menudo apreciados para reducir metales a partir de sus halogenuros y óxidos.
Los alcalinos poseen una carga nuclear efectiva menos importante. Por consiguiente, su primera energía de ionización parece más baja. Adoptan fácilmente una configuración electrónica de gases nobles. La segunda energía de ionización de estos metales es muy elevada. De hecho, pierden únicamente un solo electrón cuando forman cationes. Sin embargo, los alcalinos son la excepción. Estos compuestos disponen de una subcapa saturada.
Por otra parte, el anión M− está presente en todos los metales alcalinos, excepto el litio. Los aniones alcalinos se caracterizan por su bajo potencial de ionización, sobre todo por su estequiometría inusual. Por ejemplo, para el hidruro de sodio invertido con una fórmula H+Na−, los dos iones son complejos comparados con el hidruro de sodio clásico Na+H-5. Dotados de una energía más elevada, estos compuestos son inestables. Esto provoca el desplazamiento de los electrones del hidrógeno hacia los del sodio.
El potencial redox M+ → M0 figura en la lista de las propiedades más raras de los alcalinos. Por ejemplo, el del litio parece anormal. Sensiblemente negativo en comparación con el de otros metales, su potencial de oxidorreducción decrece de arriba abajo. El catión Li+ tiene una entalpía de hidratación elevada en fase gaseosa. Esto significa que Li+ provoca una perturbación de la estructura del agua, resultando en una variación de entalpía más elevada. Este elemento se presenta así como más electropositivo.
Cuando están en solución acuosa, los alcalinos tienden a formar iones [M(H2O)n]+. Su coordinación y geometría concuerdan perfectamente con su radio iónico. Las moléculas de agua pertenecen a la primera capa de solvatación cuando están vinculadas a los átomos metálicos en solución acuosa. Este fenómeno se llama enlace covalente de coordinación. El oxígeno cede los dos electrones. Así, la molécula de agua coordinada puede unirse a otras moléculas de H2O. En el caso de los cationes de los alcalinos, este enlace de hidrógeno no está bien definido. En efecto, la carga eléctrica de estas acciones es menos suficiente. Estas no pueden polarizar las moléculas de agua de la capa de solvatación. Esto lleva a un enlace de hidrógeno con una segunda capa de moléculas.
En cuanto al número de solvatación del litio, este está definido experimentalmente con el valor 4 y con un ion tetraédrico. Esto da la fórmula [Li(H2O)4]+. En el caso del sodio, este número es probablemente 6. Se acompaña de un ion octaédrico, proporcionando así la fórmula [Na(H2O)6]+. El del rubidio y del potasio es 8 con iones [Rb(H2O)8]+ antiprismáticos y [K(H2O)8]+. Finalmente, el número de solvatación es de 12.
Excitados por la electricidad o el calor, los metales alcalinos emiten vapores de color característico:
Estos colores son el resultado del espectro de emisión atómica que es una línea espectral. Gracias a los experimentos de un químico llamado Bunsen y un físico llamado Kirchhoff, se realizó la espectroscopía o la espectrometría.
Las reacciones de los metales alcalinos difieren según el elemento utilizado.
Todos los metales alcalinos reaccionan violentamente con el agua. Esta reacción exotérmica provoca la inflamación del hidrógeno con una llama de color amarillo. Para el potasio, esta última es de color lila.
En función de las cantidades utilizadas, las reacciones de los alcalinos con el agua pueden ser peligrosas. Por ejemplo, cuando las baterías de litio están degradadas, el líquido de enfriamiento entra directamente en contacto con el litio. Si la temperatura es de aproximadamente 20 °C, esto puede desencadenar una combustión.
Los alcalinos se disuelven fácilmente en el amoníaco líquido. Esto proporciona soluciones azules paramagnéticas. Aquí está la fórmula: Na sólido + NH3 líquido → Na+ solv + e− solv.
Teniendo en cuenta la presencia de electrones libres, el volumen ocupado por la solución es superior a la suma de los volúmenes del amoníaco y el metal. Gracias a los electrones libres, estas soluciones se convierten en buenos agentes reductores.
Cuando los metales alcalinos reaccionan con el hidrógeno, forman hidruros. Debido a su carácter básico, estos últimos se muestran inestables en solución. Reaccionan fácilmente con el agua para formar hidróxidos e hidrógeno.
Los metales alcalinos también pueden reaccionar con el oxígeno. Esto permite obtener un óxido soluble en agua. En general, la reacción se favorece por el calentamiento. En su caso, el superóxido y el peróxido pueden hacer su aparición:
La solvatación del óxido provoca la disociación del sodio y del óxido. Por otra parte, el ion óxido resulta inestable en solución. Su carácter básico genera la desprotonación del agua. Por último, los superóxidos y los peróxidos pueden dismutar en óxido y en oxígeno.
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