• Alcalinos y Alcalinoterreos 

Se llama metales alcalinos o simplemente alcalinos a seis elementos químicos determinados, caracterizados por tener un solo electrón en su orbital más externa (s), lo cual les confiere características particulares y semejantes, que permiten definirlos como un grupo más o menos homogéneo dentro de los elementos químicos conocidos por la humanidad.

Dichas propiedades comunes, de hecho, se conservan en la mayoría de los compuestos típicos de metales alcalinos: suelen ser solubles en agua, reaccionan rápidamente con el oxígeno y se pueden almacenar bajo aceite mineral queroseno.

Acidoneutralizante, o sea, de elevar el pH de una sustancia.

Puede servirte: Metales y no metales, Metaloides

1.          Propiedades

Los metales alcalinos son generalmente brillantes, blandos, maleables y fácilmente cortables, ligeros y altamente reactivos. Los alcalinos además son buenos conductores de la electricidad y del calor, son maleables y dúctiles.

2.          Metales alcalinos en la tabla periódica

Los metales alcalinos ocupan una posición distintiva en la Tabla Periódica de los Elementos: el grupo I (1), con excepción del hidrógeno. Son los seis elementos iniciales de la tabla, por debajo de este último, zona conocida como la “s”.

3.          Reactividad

La elevada reactividad de los metales alcalinos significa que forman enlaces químicos con muchos tipos de sustancias y elementos y que lo hacen con facilidad. Esto se debe a su elevada electronegatividad.
Así, los alcalinos se disuelven muy bien en agua, en presencia de la cual forman hidróxidos (antiguamente llamados álcalis) y en el aire se oxidan rápidamente. Entre todos, el más reactivo es el cesio y en segundo lugar el francio.

4.          Estado natural

Los metales alcalinos son muy abundantes en la naturaleza, pero jamás se encuentran en solitario, en estado puro.
Por el contrario, son elementos tan reactivos que siempre forman compuestos con otros elementos diferentes, a menudo disueltos en el agua, especialmente el agua de los océanos.

5.          Abundancia

Los más comunes de los metales alcalinos son el sodio, el litio y el potasio, muy abundantes en los mares, la corteza terrestre y en el cuerpo de los seres vivos.
El rubidio y cesio, que son radiactivos, son en cambio más escasos. Todavía más lo es el francio, cuya vida media es sumamente corta y suele obtenérselo a través de la descomposición natural del actinio.

6.          Usos

Los metales alcalinos se emplean a menudo como conductores de la electricidad, recubiertos en aislantes plásticos, como reductores cuando se necesitan elementos desecantes, o como refrigerantes líquidos en plantas nucleares (litio, sodio y potasio, sobre todo).
Sin embargo, sus numerosísimos compuestos tienen una gran cantidad de aplicaciones industriales posibles, especialmente las sales.

7.          Ununennio

Hace tiempo que se intenta sintetizar el ununennio (119-Uue), el llamado elemento 119, que ingresaría al grupo de los metales alcalinos, pero siendo un elemento superpesado.
Este tipo de procedimientos sintéticos ha tenido éxito con otros elementos como el unununio o ununumio (Uuu), pero todavía no con éste.

8.          Hidrógeno

A pesar de hallarse en el mismo grupo de los alcalinos ya que comparte con ellos muchas características, el hidrógeno (primer elemento de la tabla periódica) no es un metal alcalino sino un gas.
Su comportamiento químico está a medias entre los alcalinos (pues le sobra un electrón) y los halógenos (pues con un electrón más se convertiría en helio). Es altamente reactivo, inflamable y existe como un gas incoloro e inodoro de moléculas diatómicas.

9.          Metales alcalinotérreos

Los alcalinotérreos son el grupo de al lado de los metales alcalinos en la tabla periódica: el grupo II (2), compuesto por el berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra), este último escaso al ser radiactivo y tener vida media muy corta.
Estos elementos son semejantes a los alcalinos, pero más duros, menos reactivos, y tienen en su última capa de valencia dos electrones, en vez de uno solo.

10.Ejemplos

Los metales alcalinos son seis: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Se ha intentado sintetizar un elemento adicional a este grupo, que se llamaría ununennio (119-Uue), pero hasta ahora no se ha logrado.

• Alcalinoterreos  

Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio (Be), magnesio(Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corta.

• El nombre «alcalinotérreos» proviene del nombre que recibían sus óxidos, «tierras», que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,57 según la escala de Pauling.
  Los alcalinotérreos son más duros que los metales alcalinos, tienen brillo y son buenos conductores eléctricos; menos reactivos que los alcalinos, buenos agentes reductores y forman compuestos iónicos. Todos ellos tienen dos electrones en su capa más externa (electrones de Valencia).
  ·         Tienen una configuración electrónica ns^2.
  ·         Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo.
  ·         A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos.
  ·         Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
  ·         La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos.
  ·         Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, por su lado con lo que forman un ion positivo.
  ·         Todos tienen como valencia +2.
  
  
  • Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas.
  M + X₂ —> MX₂
  
  
  ·         Existen dos métodos fundamentales de obtención:
  Electrólisis de sus haluros fundidos: MX_2(l) —> M_(l) + X_2(g). Reducción de sus óxidos con carbono: MO_(s) + C_(s) —> M_(s) + CO_(g)
  ·         El Berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión.
  
  
  
  
  

• Clasificar las propiedades físicas y químicas de los metales

Las propiedades físicas de los metales son características como qué tan brillantes son, que tan bien conducen el calor y la electricidad, a qué temperatura se derriten, y qué tan tensos son.

Las propiedades químicas incluyen: cómo reaccionan cuando se exponen al oxígeno, si pueden incendiarse, y que tan difícil es para ellos aferrarse a sus electrones durante reacciones químicas.

Distintos elementos pueden tener propiedades en común. Por ejemplo, el hierro y el cobre son elementos que conducen electricidad. Sin embargo, no comparten todas las mismas propiedades.

Cuando el hierro se expone al aire húmedo se oxida, pero cuando el cobre es expuesto a las mismas condiciones, se torna de color verde.

Un elemento es la forma más simple de materia que no puede ser dividida en sustancias más simples o no pueden ser construida desde sustancias más simples por algún químico ordinario o método físico.

Existen 110 elementos conocidos, de los cuales 92 ocurren naturalmente, mientras que el resto ha sido preparado artificialmente. Los elementos se pueden clasificar en metales, no metales y metaloides.

La mayoría de los elementos son metales. Esto incluye metales alcalinos de la tierra, metales alcalinos, metales de transición, actínidos, y lantánidos. Los metales están separados de los no metales en una tabla periódica a través de una línea en zigzag.

Propiedades físicas de los metales

Los metales son lustrosos, maleables, dóciles y son buenos conductores de calor y electricidad.

1- Estado sólido

Los metales son sólidos a temperatura ambiente, con la excepción del mercurio que es líquido a temperatura ambiente.

Los metales sólidos son mantenidos por una alta densidad compartida de electrones deslocalizados.

Los metales típicamente son fuertes, densos, y buenos conductores de electricidad y calor. La humanidad ha utilizado metales por una variedad de propósitos desde tiempos prehistóricos.

Su fuerza ha llevado a su gran uso en la construcción de edificios y otras estructuras, así como también en vehículos, herramientas, rieles, etc.

El hierro y el aluminio son dos de los metales comúnmente más usados por su estructura; también son los metales más abundantes en la corteza terrestre.

Ya que los metales son buenos conductores electricidad, son valiosos en los electrodomésticos eléctricos y para transportar corrientes de energía a lo largo de grandes distancias con poca pérdida de energía.

2- Brillo

Los metales tienen la cualidad de reflejar la luz desde su superficie y pueden ser pulidos, como por ejemplo el oro, el cobre y la plata.

El brillo de los metales tiene distintos tipos. El brillo metálico generalmente es opaco y refleja la luz; tienen la apariencia de metal pulido.

3- Maleabilidad

Los metales tienen la habilidad de soportar un martilleo y pueden ser convertidos en capas delgadas conocidas como láminas.

Por ejemplo, un pedazo de oro del tamaño de un cubo de azúcar puede ser golpeado o convertido en una lámina delgada que cubra un campo de fútbol.

4- Ductilidad

Esta propiedad se refiere a que un metal pueda ser transformado en alambres delgados; es determinado por el porcentaje de elongación y el porcentaje de reducción en área de un metal.

La ductilidad significa que los metales pueden ser convertidos en alambres; 100 g de plata pueden ser transformados en una rejilla delgada de alrededor de 200 m de largo.

5- Dureza

La dureza es la habilidad de un metal para resistir un cambio permanente de forma causado por una fuerza externa. Todos los metales son duros excepto por el sodio y el potasio los cuales son suaves y pueden ser cortados con el cuchillo.

6- Valencia

Los metales tienen de uno a tres electrones en la capa más externa de sus átomos.

7- Conducción

Los metales son buenos conductores porque tienen electrones libres. La plata y el cobre son los dos mejores conductores de calor y electricidad.

El plomo es el conductor de calor más pobre. El mercurio, el hierro, y el bismuto también son conductores pobres.

8- Densidad

Los metales tienen una densidad alta y son bastante pesados. El iridio y el osmio tienen las densidades más altas, mientras que el litio tiene la densidad más baja.

9- Puntos de ebullición y derretido 

Los metales tienen un alto punto de ebullición y derretido. El tungsteno tiene el punto de derretido más alto, mientras que la plata tiene el más bajo punto de ebullición. El sodio y el potasio también tienen bajos puntos de derretido.

Propiedades químicas de los metales

Los metales son elementos electro positivos que generan óxidos básicos o anfotéricos con el oxígeno.

10- Carácter electro positivo

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas (lo que quiere decir que se oxidan), y típicamente pierden electrones cuando se someten a reacciones químicas. Normalmente no aceptan electrones.

Los compuestos de metales con no metales tienden a ser iónicos por naturaleza. La mayoría de óxidos metálicos son óxidos básicos y se disuelven en el agua para formar hidróxido metálicos.

La mayoría de óxidos metálicos exhiben su naturaleza química básica al reaccionar con ácidos para formar sales y agua.

11-Corrosión

Los metales se corroen fácilmente. La corrupción es un proceso natural que convierte un metal refinado en una forma química más estable, tal como un óxido, hidróxido, o sulfuro.

Es la destrucción gradual del metal por reacciones electroquimicas o químicas con su ambiente.

12- Forman óxidos básicos

Un óxido básico es un cocido que muestra propiedades básicas en oposición con los óxidos ácidos. Los óxidos básicos usualmente son óxidos mayormente de metales, especialmente de metales alcalinos y metales alcalinotérreos.

13-Son buenos agentes reductores

Un agente reductor es un compuesto que pierde o dona un electrón a otra especie química en una reacción química de reducción-oxidación. Ya que el agente reductor está perdiendo electrones, se dice que ha sido oxidado.

Los lantánidos son especialmente buenos en esta reacción; donan sus electrones para ganar estabilidad y convirtiéndose en un elemento más ácido.

• Reconocer la teoría de lewis

El científico estadounidense, desarrolló la famosa teoría de Lewis referente a dos sustancias químicas, muy importantes. En ella propuso la definición de cada uno de los términos y los componentes estaban estructurados de manera que:

Un ácido es una sustancia química capaz de tomar un par de electrones, por lo tanto acepta, para con ello completar los 8 electrones necesarios para que obtienen la estabilidad del elemento.

Mientras que la base se define como una sustancia química, que conservaba unos cuantos electrones libres, es decir sin mantener enlace alguno capaz de donar a esa cantidad de electrones.

Como se puede observar el término requiere necesariamente de un par de ácidos-base, funcionando en vinculación, donde en ocasiones es inaceptable abandonar electrones en un mismo contexto.

 Para diferenciar el ácido Lewis lo delimitó a aquella estructura que debe tener sus electrones incompletos, es decir no debe llegar a ocho electrones en su estructura molecular. Tomando como ejemplo el trifluoruro de boro, un ácido representativo de Lewis.

Los ácidos de Lewis comúnmente son los metales, sobre todo los metales de transición.

¿Cómo reconocer una base?

Para reconocerlas, este científico la determinó con un par de electrones libres y colocó como ejemplo al amoníaco, el cual se reconoce como una base representativa de la Teoría de Lewis. Así mismo las bases de él pertenecen a los aniones, los no-metales y sus derivados.

¿Cómo crear estructuras de Lewis?

Los enlaces químicos estan creados con la libertad de ganar y ceder electrones, sin problema. Se conforman con la finalidad de hacer una compartición y lograr las configuraciones electrónicas estables o llamados también enlaces covalentes.

Conformándose entonces el orbital molecular, en donde la última superficie tiene falta de electrones para su estabilidad. La cual se le otorga al elemento al que se esté uniendo para equilibrar su estado. Estos enlaces covalentes se crean entre átomos de un mismo elemento no metal, entre distintos no metales, también entre un no metal y el hidrógeno.

Para representar de manera correcta la estructura de Lewis es necesario:

·         Contabilizar el número de los electrones de valencia de los elementos involucrados, es decir la cantidad de electrones a representar.

·         Graficar el o los átomos centrales, con sus electrones de valencia en torno a ellos, pueden ser representados por x o por puntos.

·         Representar el remanente de las porciones mínimas próximas al central, para combinar un electrón de valencia de este con uno del subsiguiente.

·         Calcular la cantidad de electrones que estan alrededor de cada átomo, tomando en cuenta que debe conformar la regla del dueto o la regla del octeto. La del dueto, si los elementos están rodeaos por dos electrones. Ellos la cumplen los átomos de hidrógeno, litio y berilio. La regla del octeto, es cuando los átomos están rodeados de ocho electrones. De no cumplir con este punto, se pasa al siguiente paso.

·   

      Si el paso 4 no se cumple hay que hacerlas coincidir, si abundan electrones romper los enlaces y si por el contrario disminuyen los enlaces establecer nuevos enlaces hasta que se verifiquen las reglas.

 Gilbert Lewis, científico estadounidense, planteó una teoría ácido-base basándose en las estructuras propuestas por él mismo (ver Anexo 1) a inicios del siglo XX. Según Lewis, un ácido era una sustancia química capaz de aceptar un par electrónico, completando así su octeto y por ende logrando estabilidad, mientras que una base era una sustancia química que poseía a lo menos un par electrónico libre (sin enlazar). Como se puede ver, este tipo de definición necesita obligatoriamente un par ácido-base actuando en conjunto, debido a que, por lo general, es imposible dejar electrones libres en un medio cualquiera (salvo con nitrógeno líquido). Una imagen que represente este tipo de enlace  donde se puede apreciar claramente que uno de los dos pares electrónicos del oxígeno se comparte con un ion hidrógeno.

  Por lo general, los ácidos de Lewis corresponden a metales (sobre todo a metales de transición), a cationes, y a compuestos con aluminio o boro (como los que se ven en la Imagen DAL-1(a) y en la Imagen DAL-1(b)). Por su parte, las bases de Lewis corresponden principalmente a aniones, no-metales (sobre todo los de los grupos 15, 16 y 17) y sus derivados (como el ion hidroxílo mostrado  , en donde la parte básica está localizada en el oxígeno).

Imagen DAL-1: Vista de dos ácidos de Lewis: a) Compuesto de Aluminio; b) Compuesto de Boro.

• Reconocer la neutralizacion 

Una reacción de neutralización es aquella que ocurre entre una especie ácida y una básica de manera cuantitativa. De forma general, en este tipo de reacciones en medio acuoso se produce agua y una sal (especie iónica compuesta por un catión diferente al H⁺ y un anión diferente al OH^– u O^2-) según la siguiente ecuación: ácido + base → sal + agua.

En una reacción de neutralización tienen incidencia los electrolitos, que son aquellas sustancias que al ser disueltas en agua, generan una solución que permite la conductividad eléctrica. Se consideran electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

De esta manera, los electrolitos fuertes son aquellas especies que se disocian completamente en sus iones constituyentes cuando se encuentran en solución, mientras los electrolitos débiles solo se ionizan de manera parcial (poseen menor capacidad de conducir una corriente eléctrica; es decir, no son buenos conductores como los electrolitos fuertes).

En primer lugar, se debe enfatizar que si una reacción de neutralización se inicia con cantidades iguales del ácido y de la base (en moles), cuando finaliza dicha reacción se obtiene solamente una sal; es decir, no hay cantidades residuales de ácido o base.

Además, una propiedad muy importante de las reacciones ácido-base es el pH, el cual indica qué tan ácida o básica es una solución. Este se determina por la cantidad de iones H⁺que se encuentran en las soluciones medidas.

 Por otro lado, existen varios conceptos de acidez y basicidad dependiendo de los parámetros que se tomen en consideración. Un concepto que destaca es el de Brønsted y Lowry, que considera un ácido como una especie capaz de donar protones (H⁺) y una base como la especie capaz de aceptarlos.

La neutralización del ácido nítrico con el amoníaco da como resultado el compuesto nitrato de amonio, como se muestra a continuación:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NO₃(ac)

En este caso no se observa el agua producida junto a la sal, debido a que se tendría que representar como:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^–(ac) → NH₄NO₃(ac) + H₂O(l)

De modo que sí puede observarse el agua como producto de la reacción. En este caso, la solución tendrá un pH esencialmente ácido.

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(liq) Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de iones positivos y negativos a estos compuestos se les llama electrolitos. 

Los compuestos iónicos que se disocian completamente se conocen como electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl. Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas constantes de disociación, un ejemplo de disociación es la del agua: 2H2O H3O+ + OHLos subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes: Ka = constante de disociación de ácido Kb = constante de disociación de base Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o producto iónico del agua.