Propiedades y Reacciones de Elementos Representativos: Metales Alcalinos, Alcalinotérreos, Aluminio, Halógenos, Oxígeno y Azufre

Elementos Representativos: Metales Alcalinos y Alcalinotérreos

Propiedades Físicas y Químicas

• Elementos representativos: Los metales alcalinos y alcalinotérreos poseen bajo potencial de ionización (PI) y electronegatividad (EN), cediendo electrones con facilidad.
• A mayor número atómico (Z) en cada columna, mayor densidad, menor punto de fusión y menor energía de hidratación.
• Propiedades físicas: Buenos conductores del calor y la electricidad, puntos de fusión bajos y blandos.
• Propiedades químicas: Alto potencial de oxidación (oxidantes), forman compuestos iónicos con no metales.

Reacciones

• Reacción con el O₂: Forman óxidos que pueden ser diferentes según los metales (Ejemplo: 4 Li + O₂ → 2 Li₂O). Los óxidos del grupo IIA son de la forma MO.
• Reacción con el H₂(g): Forman hidruros iónicos (Ejemplo: 2 Li + H₂ → 2 LiH). Los hidruros reaccionan con el agua liberando H₂ (Ejemplo: 2 H^- + 2 H₂O → 2 OH^- + 2 H₂).
• Reacción con ácidos: Generan sales (Ejemplo: 2 K + 2 HCl → 2 KCl + H₂).
• Reacción con H₂O: (Ejemplo: 2 Na(s) + 2 H₂O(l) → 2 Na⁺ + 2 OH^- + H₂).

Obtención y Usos

• Obtención: Debido a sus altos potenciales de oxidación, se encuentran en estado iónico (sales). Los metales puros son difíciles de obtener por métodos químicos, por lo que se recurre a la electrólisis de sus sales fundidas.
• Usos: Pocos usos en forma metálica. El magnesio (Mg), por ser liviano, forma aleaciones metálicas con el aluminio (Al) para fabricar objetos livianos.

Aluminio (Grupo IIIA)

• Tercer elemento y primer metal del grupo.
• El mineral más importante es la bauxita (Al₂O₃·2H₂O), de la cual se obtiene el aluminio por electrólisis.
• Propiedades: Número de oxidación (N.O.) 3+. La mayoría de sus sales son solubles en agua. Se disuelve en ácidos y bases.
• Cuando las sales acuosas del Al³⁺ se tratan con OH^-, NH₄OH, CO₃^2-, etc., se produce un precipitado gelatinoso de fórmula Al₂O₃·H₂O, que normalmente se escribe como Al(OH)₃.
• Carácter anfótero: Al³⁺(aq) + 3 OH^-(aq) → Al(OH)₃(s) / Al(OH)₃(s) + OH^- → [Al(OH)₄]^-(aq) // [Al(OH)₄]^- + H⁺ → Al(OH)₃(s) + H₂O / Al(OH)₃(s) + H⁺ → Al³⁺ + 3 H₂O.

Halógenos (Grupo VIIA)

• Configuración electrónica: ns²np⁵.
• Altos PI, EA y EN.
• Energía de red alta y positiva.
• Propiedades físicas: F₂(g), Cl₂(g), Br₂(l), I₂(s).
• Obtención: Electrólisis de sus sales fundidas, principalmente para F₂(g) y Cl₂(g). El Br₂(l) se obtiene del agua de mar mediante la oxidación del Br^-(aq) con Cl₂(g): Cl₂(g) + 2 Br^-(aq) → Br₂(l) + 2 Cl^-(aq). El I₂ se obtiene como subproducto del salitre natural.
• Propiedades químicas: Gran variedad. Con metales forman compuestos iónicos y con no metales, covalentes.

Familia del Oxígeno (Grupo VIA)

• Electronegatividad similar al cloro (Cl).
• Forma compuestos iónicos con metales y covalentes con no metales.
• Configuración electrónica: ns² 2s² 2p⁴, con dos electrones 2p no apareados.
• Paramagnético. La fórmula correcta se describe con orbitales moleculares.

Ozono (O₃)

• Molécula resonante.
• Formación del O₃ en la atmósfera: O₂(g) + hf → O(g) + O(g) / O₂(g) + O(g) → O₃(g).
• O₃ con radiación ultravioleta (UV): O₃(g) + hf → O₂(g) + O(g) / O₃(g) + O(g) → 2 O₂(g).
• O₃ como oxidante poderoso: O₃(g) + 2 H⁺(aq) + 2e^- → O₂(g) + H₂O.

Agua (H₂O)

• Compuesto más importante del oxígeno.

Peróxido de Hidrógeno (H₂O₂)

• Puede actuar como oxidante y reductor.
• Oxidante: H₂O₂ + 2 I^- + 2 H⁺ → 2 H₂O + I₂.
• Reductor: H₂O₂ + Cl₂ → O₂ + 2 H⁺ + 2 Cl^-.
• Obtención: Por electrólisis.
• Usos: Antiséptico y blanqueador de celulosa.
• Descomposición: H₂O₂ → H₂O + O₂.

Compuestos con Otros Elementos

• El oxígeno forma compuestos con casi todos los elementos, excepto los gases nobles.
• Principalmente forma óxidos, difíciles de clasificar: iónicos (normales, peróxidos, superóxidos), básicos, ácidos, anfóteros.
• Óxidos ácidos (oxicácidos): Generan ácidos disueltos en agua (Ejemplo: SO₃ + H₂O → H₂SO₄).
• Óxidos básicos: Reaccionan con bases en ciertas reacciones (Ejemplo: Na₂O + H₂O → 2 NaOH).
• Óxidos anfóteros: (Ejemplo: Al₂O₃ + 6 HCl → AlCl₃ + 3 H₂O / Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O → 2 Na[Al(OH)₄]).

Azufre

• Presenta varias formas moleculares (alotropía).
• Propiedades parecidas al oxígeno.
• Forma compuestos iónicos con metales (CuS, Na₂S) y covalentes con no metales (SO₂, CS₂).

Óxidos del Azufre

• S₂O, S₂O₃, S₂O₇, SO₂, SO₃, SO₄.
• Tostado de minerales (Ejemplo: CuS): CuS + 3 O₂ → 2 CuO + 2 SO₂ / S(s) + O₂ → SO₂(g).
• El SO₃ se obtiene por oxidación del SO₂.

Oxiácidos del Azufre

• Ácido sulfuroso (H₂SO₃), ácido sulfúrico (H₂SO₄).

Tiocompuestos

• Sustancias en las que un azufre (S) reemplaza a un oxígeno (O) (Ejemplo: SO₄^2- → S₂O₃^2-).

Sulfuros

• Solubilidad en H₂O: K₂S, Na₂S, CaS.
• Solubilidad en HCl: MnS, FeS, CoS, ZnS.
• Solubilidad en HNO₃: CdS, PbS, CuS.
• Solubilidad en KOH: SnS, As₂S₃, Sb₂S₃.
• Insoluble en agua pura: HgS.