METALES ALCALINOS

Elementos del Grupo 1 1

(ns , n  2)
Familia 1A
M M+1 + 1e-
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(ac) + H2(g)
Incremento de la reactividad 4M(s) + O2(g) 2M2O(s)

3
El nombre de los metales alcalinos, por otro lado, proviene
del árabe alqali, “ceniza”, debido a que los primeros
compuestos de sodio y de potasio se envolvían en cenizas
de madera para protegerlos de la humedad. Y hace además
relación con sus propiedades químicas, entre las que figura
un pH muy básico, es decir, alcalino. Es decir, en otras
palabras, a su capacidad ácidoneutralizante, o sea, de elevar
el pH de una sustancia.
5
 Grupo 1 de la Tabla Periódica: Metales Alcalinos

Este grupo está formado por

seis elementos. El hidrógeno a
pesar de no ser un metal
alcalino, generalmente es
incluido en este grupo debido a
su configuración electrónica.
Pero para efectos de este
artículo, solo nos referiremos a
los metales alcalinos.

El grupo incluye al litio (Li),

sodio (Na), potasio (K), rubidio
(Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Su
nombre proviene de las
propiedades alcalinas que estos
presentan.
Todos estos elementos presentan un solo electrón en su nivel energético más
externo, con disposición a perderlo, esto ocurre debido a que poseen poca
afinidad electrónica, y baja energía de ionización, por lo que forman un ion
monopositivo.

Propiedades físicas

Son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad.

Son blanco-plateados
Muestran densidades muy bajas.
Presentan puntos de fusión bajos, esto se debe a las fuerzas de enlace débiles
que unen sus átomos. Esta propiedad decrece según se desciende en el grupo.
Al ser el litio el más blando, este presenta menor punto de fusión.

Estado elemental del sodio (Na)

• La reactividad de estos elementos aumenta a
medida que se desciende en el grupo.

• Son reductores eficaces.

Sus óxidos e hidróxidos son básicos.

• Reaccionan con los halógenos, el hidrógeno, el

azufre y el fósforo produciendo los haluros,
hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes.

• Casi todas las sales son solubles en agua, siendo

menos solubles las de litio.
También se emplea en la elaboración de
vidrios especiales y en la preparación de
esmaltes para la cerámica.

Se utiliza ampliamente en la elaboración de

pirotecnia, debido al color rojo brillante que
Otra aplicación industrial del sodio, es en la
presenta su llama.
elaboración de combustibles para motores,
en la producción de tetraetilo de plomo,
También se utiliza el litio en la fabricación
que es un elemento antidetonante para
de baterías eléctricas y como aditivo en
evitar que los combustibles gasificados
algunos lubricantes.
exploten por la compresión.

Por su parte, el nitrato sódico (NaNO3) se

emplea en la preparación de un
medicamento dilatador de los vasos
sanguíneos coronarios.
El sodio y el potasio se encuentran casi en la misma cantidad en la
naturaleza. Se presentan en forma de minerales de silicatos como la
albita (NaAlSi3O8) y la ortoclasa (KAlSi3O8) . Durante periodos muy
prolongados (en la escala geológica), el viento y la lluvia descomponen los
silicatos, convirtiendo los iones sodio y potasio en compuestos más solubles.
Otros minerales que contienen sodio o potasio son la halita (NaCl), el salitre
de Chile (NaNO3) y la silvita (KCl) . El cloruro de sodio también se
obtiene de la sal de roca.
ABUNDANCIA Y ESTADO NATURAL DE LOS ELEMENTOS
Siempre aparecen en la naturaleza en forma combinada
en depósitos de sales disueltas en el mar

Compuestos más importantes

• NaCl (sal común)
• Na2SO4·10H2O (sal de Glauber)
• Na2CO3 (sosa Solvay)
• K2CO3 (potasa)
• NaNO3 (nitrato de Chile)
• Na2AlF6 (criolita)
El Fr es un elemento radioactivo de vida media 21 minutos
LiAl(Si O3)2
PROPIEDADES
Al tener su EI tan baja los metales alcalinos se encuentran normalmente como
especies monocatiónicas M+ formando normalmente compuestos iónicos
Son elementos con un marcado carácter reductor
• Se utiliza Na fundido para producir Zr y Ti de sus cloruros:
TiCl4(g) + 4 Na(l) --> 4 NaCl(s) + Ti(s) (Método van Arkel-de Boer)
• Reaccionan con el agua reduciendo el H2O a H2:
2 Na(s) + 2 H2O(l) --> 2 NaOH + H2(g)
• Liberan sus electrones de valencia cuando se disuelven en amoníaco

Reaccionan con la mayor parte de los no metales

• Todos los alcalinos en estado fundido arden en Cl2(g) formando el cloruro del
metal
• Sólo el Li lo hace con el N2:
6 Li(s) + N2(g) -->2 Li3N(s)
• Reaccionan con el O2 dando diversos productos
 Con el agua reaccionan de
manera violenta • 2 Na(s) + H2O 2 NaOH(aq) + H 2(g)

Con el hidrógeno (a
temperatura alta) formando • 2 Na + H2-→ 2NaH
hidruros
Con halógenos y azufre 2 NaCl
formando haluros y sulfuros:
• 2 Na +Cl2
• 2 Na + S Na2S

Sólo el litio reacciona con el

nitrógeno formando nitruros:
• 6 Li + N 2 2 Li3N

Con el oxígeno forman • 2 K +O2 K2O2

peróxidos, excepto el litio que
forma óxidos • 4 Li + O2 2 Li2O
LITIO

Fue descubierto en 1.817 por J.A. Arfvedson (1.792-1.841) pero no pudo

aislarlo en forma metálica, lo que consiguió Bunsen en 1.855.
• El litio figura en el lugar 35º en orden de abundancia de los elementos en
la corteza terrestre.
• No se presenta en estado libre sino únicamente en compuestos, que se
encuentran ampliamente difundidos.
Estructura :
• En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los isótopos 6-Li
(7,5%) y 7- Li (92,5%).

https://www.youtube.com/watch?v=wfzHuknfQNs
CARACTERISTICAS GENERALES
Se asemeja al sodio en su comportamiento • Color: blanco-plateado.
• Químicamente reactivo.
Se inflama al aire. • Inestable al estado puro. • Se oxida al instante y se corroe rápido.
• Su almacenamiento debe hacerse sumergiéndolo en nafta.
• Su enorme potencial permite considerarlo como el elemento base de la futura energía del
planeta.
• Se obtiene a partir de salmueras y del LiCl fundido. • Se disuelve en amoníaco líquido
originando una disolución de color azul.
En ella parece encontrarse la especie Li-1. • Tiene el mayor calor específico de todos los
elementos sólidos, por lo que junto con el intervalo inusualmente grande en que es líquido,
encuentra aplicaciones en sistemas de transferencia de calor (refrigeradores), aunque es
corrosivo y hay que manejarlo con cuidado (refrigeración en centrales nucleares).
 MINERALES DEL LITIO
Lepidolita [(K,Li)(Al2Si3O10)(OH,F)2]: Es un filosilicato lila o rosa
violáceo del grupo de las micas, que es una fuente secundaria de
litio.Se asocia con otros minerales de litio como espodumena en
pegmatitas. Es una de las mayores fuentes del raro rubidio y del
cesio.

Petalita [(Li,Na)(AlSi4O10)]: Es un feldespato que tiene como base

el litio, su utilidad es proporcionar una fuente insoluble de litio. Su
punto de fusión se sitúa en 618º, por lo que se emplea para sustituir
al feldespato de potasio y/o sódico en los esmaltes que queramos
rebajar la temperatura de fusión.
Espodumena [LiAl(Si2O6)]:mineral cristalino friable del grupo de
los piroxenos. Su color puede variar entre blanco transparente y
amarillo, gris, verde o morado.Se presenta en masas gigantescas
de cristales grandes, en general como constituyente de las
pegmatitas graníticas.

• Ambligonita[(Li,Na)Al(PO4)(F,OH)]: Es un fluosfato de aluminio y

litio, sensible a los ácidos y al calor.Posee brillo vítreo y perlado en
las superficies de exfoliación.Su color varía de blanco a verde
pálido azul; rara vez amarillo oro o incoloro
El litio se puede obtener de minerales presentes en rocas pegmatíticas (principalmente la
espodumena) o rocas sedimentarias (hectorita), aunque mayoritariamente se haya en las salmueras
o saladares continentales.
Compuestos principales del Li
• Hidruro de litio: 2LiH + H2O →LiO + 2H2 •
Esta reacción se produce a una alta temperatura y permite obtener hidrógeno que puede
hacer funcionar motores, actuando como combustible. Por ejemplo de cohetes.
• Cloruro de litio: 2LiCl(l) →2Li + Cl2
• Mediante electrólisis del cloruro puede obtenerse Li. Se emplea, junto con el bromuro de litio en
sistemas de aire acondicionado, y de control de humedad

Nitruro de litio: 6Li + N2 →2NLi3

• Es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un
nitruro, el cual es de color negro.
• Hidróxido de litio: Li + H2O → LiOH + ½H2
• El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un polvo blanco; el material comercial es
hidróxido de litio monohidratado. Es soluble en agua, y ligeramente soluble en etanol. Es usado en la
purificación de gases (como absorbente del dióxido de carbono), como medio para la transferencia de
calor, y como almacenamiento de electrolito de baterías
Óxido y peróxido de litio: Li2O y Li2O2

• El peróxido se emplea en aparatos respiratorios.

• El óxido constituye un importante aditivo en fabricación

de vidrios y cerámicas.

• Carbonato de litio: Li2CO3

• Se usa en el tratamiento de síndromes depresivos

(pequeñas dosis).

• También en la industria del aluminio: Se adiciona al baño

de criolita para la obtención de aluminio (electrólisis de
sales fundidas), aumentando la productividad.
Los móviles, las tablets, todos los dispositivos portátiles e incluso los
satélites funcionan gracias a las baterías de litio. Si pensamos en los
modernos coches eléctricos, se estima que pasaremos de 500.000
unidades el 2009 a 7 millones para el 2020. El potencial del metal para la
construcción de grandes acumuladores de energía se antoja
imprescindible para el desarrollo de las estrategias de descarbonización
del planeta, cuyo objetivo es el abandono de las energías fósiles y la lucha
contra el cambio climático.
El litio tiene varios usos además de encontrarse en las baterías, donde se aprovecha su
alto potencial electroquímico usándolo como material anódico. En las baterías Li-ion el
litio se encuentra en forma de sales. Como el carbonato y el perclorato de litio.

Las sales de litio (citrato de litio o carbonato de litio) son estabilizantes del humor,
utilizados en fármacos para el tratamiento de ciertos tipos de depresión.

Por sus capacidades higroscópicas el bromuro de litio y el cloruro de litio sirven como
desecantes.

A nivel industrial es usado como espesante para grasas lubricantes en forma de

estearato de litio. También es usado en la formulación de esmaltes para porcelana. El
hidróxido de litio es también usado en naves espaciales y submarinos para extraer el
CO2 del aire liberando oxígeno.
Interés del carbonato de litio:
El carbonato de litio es un fármaco que disminuye la
intensidad y la frecuencia de los episodios maníaco-
depresivos. En estos episodios el paciente sufre
cambios de ánimo que varían de la euforia a la
profunda depresión.
El carbonato de litio actúa inhibiendo la
despolarización (neutralización de la polaridad de la
superficie de la membrana de las células nerviosas)
que provocan las catecolaminas (transmisores
químicos del impulso nervioso) en el sistema
nervioso central.
Otros compuestos:
• Yoduro de litio:Sirve de detector de neutrones.
• Estearato de litio: Se usa como lubricante de
altas temperaturas.
• Jabones de litio: Se usan como espesantes de
grasas lubricantes en aplicaciones de alta
temperatura. (Puntos de fusión superiores a los
jabones convencionales de sodio o potasio).
Usos tecnológicos

Agente de aleación para producir aleaciones resistentes y de baja densidad; industria

aeroespacial
• Aleación LA-141 (Mg: 85%; Li: 14%; Al: 1%) tiene una densidad de 1,35 g·cm-3 (la mitad que
el Al)
El uso industrial más relevante (60%): fabricación de grasas de Li
• estearato de litio (C17H35COOLi):no se endurece con las bajas temperaturas estable a altas
temperaturas
Creciente interés para la industria nuclear: bombardeando Li con neutrones se obtiene tritio
Debido a su ligereza y a su elevado potencial redox, se utiliza en la fabricación de baterías: se
Consigue una elevada densidad de energía.
• Pilas y baterías recargables de Li; marcapasos cardíacos
marcapasos cardíaco Imagen
de RX
FARMACOS DEL LITIO
Na+ y K+ tienen funciones fisiológicas bien conocidas:
• portadores de carga en las celulas
• regulación de la frecuencia cardíaca
Li+ no presenta este tipo de funciones fisiológicas

Tras su descubrimiento (1817) a las sales de Li se le atribuyeron poderes de

curación casi magicos
• 1927 C.L. Grigg comercializaba una bebida que contenía sales de Li:
Bib- Label Lithiated Lemon-Lime Sosa (después Seven-up®)
• Se eliminó en los 50
EFECTOS DE LA EXPOSICIÓN AL LITIO
Si vas a manipularlo pon atención porque es muy inflamable , muchas
reacciones pueden causar fuego o explosión. Por si no fuera poco el
incendio, en caso de incendio el litio libera vapores irritantes y tóxicos. No es
recomendable inhalarlo por que provoca sensación de quemadura, tos,
dificultad respiratoria y dolor de garganta. Si entra en contacto con la piel
provoca irritación, quemaduras, ampollas. Los efectos de su ingestión serian
terribles: provoca calambres abdominales, nauseas, shock o colapso,
además de vómitos y debilidad. Por lo que se aconseja de manejarlo con
cautela.
https://www.youtube.com/watch?v=wfzHuknfQNs
SODIO
El sodio fue descubierto en 1807
por medio de la electrolisis. Es un
metal suave, reactivo y de bajo
punto de fusión. Desde el punto de
vista comercial, el sodio es el más
importante de los metales
alcalinos.
Es el metal alcalino con mayor demanda industrial
Obtención: electrolisis en las celdas de Downs
• Reacciones en la celda:
Reacción anódica (oxidación): 2Cl - -->Cl2(g) + 2e-
Reacción catódica (reducción): Na + + e- --> Na
Reacción total: 2 Na+(l) + 2Cl-(l) --> Cl2(g) + Na(l); Eº= - 4,08 V
• Electrolisis de una mezcla fundida de (60%) CaCl2/ (40%) NaCl
• La utilización de esta mezcla eutéctica tiene varias ventajas:
consigue bajar la temperatura de trabajo haciendo el proceso viable comercialmente,
PF(m. eutéctica)=580ºC; PF(CaCl2 772ºC), PF (NaCl: 803ºC) la temperatura más
baja disminuye la presión de vapor del sodio; importante puesto que el vapor de
sodio es pirofórico a la temperatura de trabajo, el Na no se disuelve en la mezcla
eutéctica. Si lo hiciera cortocircuitaría los electrodos paralizando el proceso
• Se debe impedir que el Na entre en contacto con el Cl2 (con el que reacciona
inmediatamente formando NaCl) y con el O2 ya que se oxidaría inmediatamente a la
temperatura de trabajo.
Sodio. Célula Downs
Las células de Donws operan a 25–40 kA y potenciales
de 7–8 V
Propiedades Masa atómica 22.989770 u Configuración electrónica [Ne]3s1
Estados de oxidación (óxido) 1 (base fuerte) Estructura cristalina Cúbica centradaen el cuerpo
Estado de la materia sólido (no magnético) Punto de fusión 370,87 K Punto de ebullición 1156 K
Entalpía de vaporización 96,96 kJ/mol Entalpía de fusión 2,598 kJ/mol

Abundancia

El sodio ocupa el séptimo lugar por su abundancia entre todos los elementos de la
corteza terrestre.
COMPUESTOS MAS IMPORTANTES Y SUS APLICACIONES

Cloruro de sodio o sal común (NaCl), es el compuesto más importante de sodio, y el mineral
más utilizado en la obtención de productos químicos.

Sosa caústica (NaOH), es una base muy fuerte y corrosiva, usado en detergentes.

Carbonato de sodio (Na2CO3), es una sal blanca utilizada en la fabricación de jabón y de

vidrio.

Sulfato de sodio (Na2SO4), se utiliza en la industria del papel.

Peróxido de sodio (Na2O2), se utiliza como agente blanqueador y potente agente oxidante.

Palmitato de sodio es un jabón típico. Los jabones de sodio son los jabones ordinarios de
pastilla dura. El palmitato es producto de la siguiente reacción: Compuestos más importantes
y sus aplicaciones
 REACCIÓN DEL Na CON O2
En presencia de una cantidad escasa de oxígeno, el sodio se quema formando óxido de sodio
(Na2O) . Sin embargo, en presencia de un exceso de oxígeno se forma peróxido de sodio , el
cual tiene un color amarillo pálido:

2 Na(s) + 2 O2(g) --> Na2O2(s) + H = - 504.9 kJ·mol-1

El peróxido de sodio reacciona con agua para formar una disolución alcalina y peróxido de hidrógeno

Na2O2(s) + 2H2O(l) ----→ 2NaOH(ac) + H2O2(ac)

 Obtención El sodio al igual que otros metales alcalinos se obtiene a partir de su cloruro fundido por
electrolisis. Pero debido al alto punto de fusión del cloruro de sodio, esta electrolisis no es rentable, por lo
que se le añade cloruro de calcio a la mezcla, para reducir el punto de fusión.

Diagrama de la obtención de compuestos de sodio. Resalta la importancia central de cloruro de sodio y se

muestra cómo pueden obtenerse otros compuestos a partir de él.
Usos principales
Es el metal alcalino con mayor demanda industrial. Se obtiene en grandes cantidades. Solo en
USA 200.000 tn/año
El Na es un potente reductor
• El 20 % se utiliza para obtener metales como Th, Zr, Ta y Ti reduciéndolos de los tetracloruros:
método van Arkel-de Boer
TiCl4(l) + Na(s) --> Ti(s) + 4 NaCl(s)
• Reductor en síntesis orgánica

El 60% de la producción se dedicaba (aleación con Pb) a la obtención del tetraetilplomo (Et)4Pb.
Aditivo
de las gasolinas para aumentar el octanaje.
• Prohibido su uso en USA y Europa debido a la polución por Pb (altamente tóxico)
• 4 Na/Pb(s) + 4 C2H5Cl(g) --> (C2H5)4Pb(l) + 3 Pb(s) + 4 NaCl(s)
Otros usos:
• intercambiador de calor en reactores nucleares: conveniente debido a que tiene un punto de
fusión bajo, un punto de ebullición alto y una presión de vapor baja. Su conductividad térmica y
su calor específico son mayores que otros metales líquidos. Su baja densidad y viscosidad
facilitan su bombeo.
• fabricación de lámparas de vapor de sodio: alumbrado público
LÁMPARAS DE SODIO
Son las típicas lámparas de luz amarilla que vemos en el alumbrado público
Pueden ser de alta o baja presión de Na.
Baja presión:
• Funcionan produciendo descargas eléctricas dentro de una atmósfera de Na(g) a baja presión.
• Las ampollas son de vidrio tipo borax
• Potencias desde 35 hasta 180W. Para arrancar necesitan 400 V. Producen una luz
amarillenta que altera el cromatismo de todos los objetos que son iluminados
• Presentan el mayor rendimiento (174 lm/w) y una larga vida útil
Alta presión
• Las ampollas se fabrican en material cerámico resistente a 2000ºC
• Potencias desde 250 w a 1000w. Para arrancar necesitan entre 3 y 4 kV. Tiempo de
arranque en torno a 4 minutos.
Otras aplicaciones de sus principales compuestos:
El peróxido de sodio se utiliza en dispositivos de emergencia para respirar en submarinos y naves
espaciales, porque reaccionan con el dióxido de carbono para producir oxígeno.
Cloruro de Sodio la sal se utiliza para conservar carne y pescado, eliminar el hielo de las
carreteras y regenerar sustancias empleadas para ablandar agua. En la industria química, es una
fuente de muchos productos químicos como sodio metálico.

El hidróxido de sodio se utiliza para prevenir obturaciones en tuberías, y el carbonato de sodio se

aplica en la purificación del agua para neutralizar ácidos.

El bicarbonato de sodio es un constituyente de la levadura, y se aplica en la industria textil,

industrias del cuero y en industrias de jabones.

Los compuestos del sodio se utilizan en muchos procesos industriales, y en muchas ocasiones
van a parar a aguas residuales de procedencia industrial. Se aplican el metalurgia y como agente
refrigerante para reactores nucleares. El nitrato de sodio se aplica frecuentemente como un
fertilizante sintético.
El isótopo radiactivo del sodio es el 24Na y se utiliza en aplicaciones de investigación médica.
Potasio K
CARACTERÍSTICAS GENERALES
El potasio es un metal alcalino que se encuentra en el grupo 1 de
la tabla periódica, en una posición intermedia entre el sodio y el
rubidio. Este elemento es identificado por el símbolo K. Su
número atómico es el 19, y posee una masa atómica igual a
39,0983 unidades.
Es el séptimo elemento más abundante en la corteza terrestre,
constituyendo un 2,59% de ésta. Pero, en lo que respecta al peso
de la corteza, es el décimo séptimo elemento más abundante
contribuyendo solamente con un 2,6% del peso total.
Fue descubierto en 1807 por el químico Humphry Davy, quien
sometió a la potasa cáustica (hidróxido de potasio) a un proceso
electrolítico y obtuvo como resultado el nuevo elemento
conocido como Potasio.
CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES
El potasio es un metal químicamente similar al sodio.
Este elemento químico presenta un potencial de reactividad alto. Por ello, al
exponerse al aire se oxida rápidamente.
Para evitar la rápida oxidación del potasio este debe ser almacenado en
contenedores de aceite mineral, como el queroseno.
El potasio es el segundo metal más ligero en el universo, siendo precedido
por el litio.

Posee un punto de fusión muy bajo en comparación con otros metales

alcalinos.
El potasio interviene, iónicamente, en procesos biológicos relevantes en
plantas, animales y seres humanos.

El potasio constituye diversos minerales, entre los que destacan la carnalita,

langbeinita, polihalita y silvina.
DÓNDE SE ENCUENTRA

Los principales yacimientos de minerales de potasio se encuentran en los

territorios de Canadá, Rusia, Estados Unidos, Bielorrusia, Alemania, Israel,
Kazajistán, entre otros países. El mayor depósito mundial (encontrado hasta ahora)
se encuentra a 1000 metros por debajo de la provincia canadiense de
Saskatchewan
PROPIEDADES FÍSICAS
•Su punto de fusión se alcanza a la temperatura de 63°C.
•El punto de ebullición del potasio es de 759°C.
•Su estado de agregación ordinario es el sólido.
•En estado sólido, y a temperatura y presión atmosférica, posee una densidad
igual a 856 kg/m3.
•Desarrolla estructura cristalina con geometría cúbica centrada en el cuerpo.
•Organolépticamente, es un metal blando que desarrolla una tonalidad
plateada, de textura cristalina e inodoro.
•Es un metal paramagnético.
•Presenta una dureza de 0,4 en la escala de Mohs.
•Cuando el potasio entra en combustión emite fotones con una longitud de
onda igual a 766,5 nm, lo que explica el color violeta de la llama.
 PROPIEDADES QUÍMICAS

•Atómicamente, está compuesto por 19 protones, 19 electrones y 20 neutrones.

•Es un metal alcalino monovalente; con único electrón en el nivel cuántico más
energético.
•Sus estados de oxidación son -1 y +1, típicos de una base fuerte.
•El potasio al reaccionar con el agua libera hidrogeno, hidróxidos y calor de
forma violenta. Esta es una reacción con alto riesgo de inflamación espontánea.
•Los productos de la oxidación del potasio son el monóxido (K2O), el peróxido
(K2O2) y el súper-óxido (KO2).
•El ion K+ estabiliza la estructura del ADN y, junto con el ion Na+, facilita la
transmisión de impulsos nerviosos.
Cuando el superóxido de potasio reacciona con agua, se desprende oxígeno
gaseoso:

2KO2(s) + 2H2O(l) --- 2KOH(ac) + O2(g) + H2O2(ac)

Esta reacción se utiliza en equipos de respiración. El aire exhalado contiene tanto

humedad como dióxido de carbono. La humedad reacciona con el KO2 del aparato
para generar oxígeno gaseoso

El KO2 también reacciona con el CO2 exhalado y produce más oxígeno gaseoso:

4KO2(s) + 2CO2(g) ----→ 2K2CO3(s) + 3O2(g)

De esta manera, la persona que está utilizando el equipo puede continuar

respirando oxígeno sin exponerse a los humos tóxicos externos.
Elemento esencial para la vida. El 95% de los compuestos de K se utilizan
como fertilizantes:
•KCl 90%, K2SO4: 9% y KNO3: 1%
El K metálico no tiene demasiados usos. Mayoritariamente se destina a
obtener KO2
Reactividad general:
•Reacciona fácilmente con los halógenos para formar haluros.
•Reacciona fácilmente con el oxígeno para formar el óxido y el peróxido.
COMPUESTOS RELEVANTES
•El fosfato potásico se utilizaba en la fabricación de detergentes. Se ha
eliminado porque potencia la eutrofización
•El carbonato potásico se utiliza en la industrial del vidrio
El KNO3 se utiliza en la fabricación de la pólvora negra: 75% KNO3;
15% C y 10% azufre.
Su descomposición genera dioxígeno
Compuestos y aplicaciones

• Potasio metal: fabricación de células fotoeléctricas.

• Peróxido de potasio(KOH):fabricación de aparatos
de respiración autónomos.
• Nitrato potásico(KNO3):componenete de la pólvora
y fertilizante.
•Cloruro potásico(KCl):capaz de provocar el paro
cardiaco y fertilizante.
• Carbonato potásico(potasa K2CO3):fabricación de
vidrio y jabón blando.
• Aleación NaK:material empleado en la transferencia
de calor.
• Ion potasio(K+)
 USOS Y APLICACIONES
El 95 % de la producción química de potasio se dedica
exclusivamente a la producción de fertilizantes, los cuales
están constituidos por nitratos, sulfatos y cloruros de sodio.
Estos fertilizantes son utilizados en la agricultura,
horticultura y en el cultivo hidropónico.

El cloruro (KOH) es el compuesto de potasio más

producido, ya que el 90% de la producción del metal puro se
enfoca en su generación. Además de ser un fertilizante, es
un medicamento para el tratamiento y la prevención de la
hipopotasemia. En ciertas intervenciones quirúrgicas y en
ejecuciones por inyección letal es usado para paralizar el
corazón.
▪ En la industria, el cloruro potásico es aplicado para neutralizar ácidos
débiles, y así estabilizar el pH de sales potásicas. También sirve para
saponificar grasas y aceites.

▪ La sal Rochelle, un compuesto orgánico formado por el potasio y el sodio,

es el componente esencial del polvo de hornear.
▪ Uno de los conservadores de alimentos más utilizados es el bisulfato de
potasio. Este compuesto conserva adecuadamente cervezas y vinos, entre
otros alimentos excepto la carne.
▪ En el sector tecnológico, el potasio puro es empleado en la fabricación de
células fotoeléctricas.
▪ En el ámbito científico, la aleación de sodio y potasio (NaK) es aplicada
como agente de transferencia térmica durante procesos reactivos, para así
secar y renovar a solventes.
▪ El súper oxido de potasio se utiliza en los sistemas de ventilación y
soporte vital de minas, submarinos y vehículos aeroespaciales.
El potasio en el cuerpo humano y en el campo alimenticio
Se añaden buenas cantidades de este metal a la harina para
que sea mucho más fuerte. Asimismo, se eleva su densidad,
a la vez que se le da un mayor suministro de minerales al
cuerpo humano.
Es un elemento indispensable para el correcto
funcionamiento del cuerpo humano. Básicamente potencia
el correcto funcionamiento del sistema nervioso y la
contracción normal de los músculos, además, hace que el
ritmo cardiaco se mantenga constante.

Es un compuesto rico en muchos alimentos como frutas

(ciruelas pasas, naranjas, bananas y pasitas), verduras
(calabazas, papas, espinacas y tomates), lentejas, yogurt,
carnes, aves y pescados.
Ión potasio en los humanos Es el tercer mineral más abundante en el
cuerpo humano, después del calcio y del fósforo. Es un elemento muy
abundante en hortalizas, frutas, carne, pan, leche y frutos secos. Su
absorción de realiza principalmente en el intestino delgado y se elimina a
través de la orina.
Está presente en los telómeros de los cromosomas, estabilizando la
estructura. El ión potasio consigue estabilizar los ácidos nucleicos
compensando la carga negativa de los grupos fosfato.

Unas concentraciones adecuadas de potasio y sodio en los medios

intracelular y extracelular permiten mantener la presión osmótica de las
células de nuestro organismo y la transmisión del impulso nervioso. • La
bomba de sodio/potasio es la encargada de regular dichas concentraciones
RUBIDIO
El rubidio es un elemento químico que forma parte del grupo de
los metales alcalinos. En la tabla periódica se encuentra entre el
kriptón y el estroncio. Posee una masa atómica de 85,468, su
número atómico es 37 y su símbolo químico es Rb.
A pesar de ser uno de los metales más abundantes en la corteza
terrestre, es un elemento poco extraído, especialmente si se
compara con la extracción de metales como el cobre, plomo y el
zinc, los cuales se encuentran en menor proporción en la corteza.
El rubidio es un metal alcalino que fue descubierto en 1861 por el
químico alemán Robert Bunsen y el físico alemán Gustav Kirchhoff, al
analizar una muestra de lepidolita por medio de la espectroscopía de
emisión de llama, observando unas características líneas rojas en el
espectro.
El rubidio abunda en los yacimientos minerales de polucita, en especial
en el yacimiento del Lago Bernic en Canadá y en la isla italiana de Elba;
representando el 1% de este mineral. Aunque existe en mayor proporción
la lepidolita (1,5 %), escasean los yacimientos de este mineral.

En el cuerpo humano se pueden encontrar trazas de rubidio, ya que el

organismo tiende a tratar a los cationes de rubidio como si iones de
potasio. Este se encuentra estando contenido en el fluido intracelular.
ABUNDANCIA

A pesar de no ser un elemento muy abundante en la corteza

terrestre ya que se encuentra entre los 56 elementos que
engloban conjuntamente un 0,05% del peso de la misma, no
puede considerarse escaso.

El metal se obtiene, entre otros métodos, reduciendo

el cloruro de rubidio con calcio en vacío, o calentando su
hidróxido con magnesio en corriente de hidrógeno. Pequeñas
cantidades pueden obtenerse calentando sus compuestos con
cloro mezclados con óxido de bario en vacío.
OBTENCIÓN
El principal método para obtener rubidio es la cristalización
fraccionada, que convierte al alumbre de rubidio y cesio en
alumbre de rubidio puro luego de 30 pasos. Alternativamente,
se emplean el proceso de clorostato y el proceso de
ferrocianuro.
El rubidio también puede hallarse en el océano. En promedio,
en el océano se hallan 125 μg/L de rubidio, siendo el 18°
elemento más abundante en este entorno.

Anteriormente, el rubidio se obtenía como residuo de la

producción de potasio. Este residuo era llamado Alkarb y
contenía 21% de rubidio.
• Mediante reducción del cloruro de rubidio con
calcio o calentando su hidróxido con magnesio
en corriente de hidrógeno.
• Por calentamiento a vacío del dicromato de
rubidio con zirconio; el rubidio destila por encima
de 39°C.
• Pequeñas cantidades pueden obtenerse
calentando sus compuestos con cloro mezclados
con óxido de bario en vacío
PROPIEDADES FÍSICAS
•Su punto de fusión es de 39 °C y su punto de ebullición es de 688 °C.
•Generalmente, en condiciones ambientales promedio se encuentra
en estado sólido, aunque puede también encontrarse en estado
líquido.
•Organolépticamente, es un metal muy blando, inodoro con un color
plateado brillante y blanquecino.
•Su densidad es igual a 1532 kg/m3.
•Su dureza en la escala de Mohs es de 0,3.
•Es un metal paramagnético. Sin embargo, un compuesto como el
ioduro de plata de rubidio (RbAg4I5) tiene la mayor conductividad a
temperatura ambiente entre los conocidos cristales iónicos.
PROPIEDADES QUÍMICAS

•Posee alta reactividad. Necesita ser cuidadosamente almacenado

en un recipiente con aceite mineral seco o sellado en vidrio en
una atmosfera inerte, para evitar el peligro de explosiones.
•Posee dos estados de oxidación: -1 y +1.
•Al entrar en combustión una llama violenta con una tonalidad
amarillenta.
•El cloruro de rubidio induce a las células a tomar ADN.
•Atómicamente, está estructurado por 37 electrones, 49
neutrones y 37 protones.
•Su enjambre de electrones oscila en cinco niveles energéticos.
Propiedades mecánicas
Compuestos más importantes

• Rb2O2 : superóxido que se forma en contacto con el aire

• RbO2, Rb2O3 y Rb2O4Rb2O : otros óxidos que puede formar.

•RbAg4I5 : tiene la más alta conductividad a temperatura ambiente de cualquier cristal

iónico conocido: a 20°C su conductividad es casi misma que la del ácido sulfúrico
diluido.

• RbCl: se emplea en la obtención del propio elemento.

• Rb(OH): también se utiliza para obtener el elemento y además, es una base fuerte y
ataca el vidrio.
Isótopos
Se conocen 24 isótopos de rubidio, existiendo en la naturaleza tan sólo dos,
el Rb-85 y el radioactivo Rb-87.

El isótopo Rb-87 se ha usado para la datación de rocas. La frecuencia de

resonancia del átomo de Rb-87 se usa como referencia en normas y
osciladores utilizados en transmisores de radio y televisión, en la
sincronización de redes de telecomunicación y en la navegación y
comunicación vía satélite.

El isótopo se emplea además en la construcción de relojes atómicos.

El isótopo Rb-82 se utiliza en la obtención de imágenes del corazón

mediante tomografía por emisión de positrones
REACTIVIDAD
El rubidio reacciona violentamente con agua o hielo a temperaturas
por debajo de –100°C pudiendo provocar la inflamación del
hidrógeno desprendido en la reacción:
2 Rb + 2 H2O → 2 RbOH + H2
• Es tan reactivo con oxígeno que puede arder espontáneamente con
este elemento puro. El metal pierde el brillo muy rápidamente en
contacto con el aire, forma un recubrimiento de óxido y puede arder.
Rb + O2 → Rb2O
• Reacciona con hidrógeno para formar un hidruro, uno de los
hidruros alcalinos menos estables.
2Rb + H2 → 2RbH
USOS
El rubidio es elemento importante en la fabricación
de cristales especiales para sistemas de
telecomunicaciones de fibra óptica y aparatos de
visión nocturna.
El compuesto RbAg4I5 es un potencial recurso en la
industria electrónica para la fabricación de
baterías laminares delgadas y de demás
dispositivos electrónicos más eficientes.
El rubidio puede ser utilizado en generadores
termoeléctricos valiéndose del principio de la
magnetohidrodinámica para controlar el flujo de
iones de rubidio generados a alta temperatura por
medio de un campo magnético, obtenido por
corriente eléctrica.
Este metal es utilizado como componente de fotorresistencias, afinador
de vacío en tubos de vacío y como fluido de trabajo en turbinas de
vapor. Además, es un buen sustito del cesio por su similitud química.
La aleación de teluio-rubidio se emplea en células fotoeléctricas y
detectores electrónicos.
Para la medicina, el rubidio se emplea en la tomografía por emisión de
positrones, en el tratamiento de la epilepsia y en la separación por
centrifugado de ácido nucleico y virus.
En la pirotecnia es usado para otorgar un color purpura a los fuegos
artificiales.
En ciencia se utiliza como enfriador de láser, en la creación de
condensados de Bose-Einstein y para afinar la alta precisión de los
relojes atómicos.
El rubidio es una de las opciones futuras para la fabricación de motores
iónicos para aeronaves.
El cesio es un elemento químico que forma parte de la serie
química de los metales alcalinos. En la tabla periódica está
posicionado entre el xenón y el bario. Su masa atómica es
igual a 132,905, es representado por el símbolo Cs y su
número atómico es 55.
Este metal alcalino es relativamente escaso en la corteza
terrestre, y por su reactividad es comúnmente hallado
formando parte de minerales, principalmente de la polucita y
la lepidolita. Este metal es aplicado mayormente en la
industria eléctrica, electrónica y química.
El cesio fue descubierto por el químico germano Robert
Bunsen y por el físico alemán Gustav Kirchhoff en 1860, los
cuales hicieron uso de la pionera técnica de espectroscopía
por emisión de llama para analizar las líneas espectrales del
agua mineral de Dürkheim.
CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES

El cesio es un metal alcalino ligero, blanco, de color plateado dorado.

Este metal pertenece al grupo 1 y al bloque s de la tabla periódica.
Es el metal más reactivo de todos.
Es el segundo elemento más pesado de todos los metales alcalinos. Solamente es
superado por el francio.
Es un metal pirofórico, que al interactuar con agua produce una reacción explosiva,
incluso a una temperatura tan baja como -116 °C.
Química y físicamente similar al rubidio y al potasio.
Es uno de los cinco metales que son líquidos a una temperatura cercana a la
temperatura ambiente, debido a su bajo punto de fusión. El único metal con un
punto de fusión más bajo es el mercurio.
Puede ser aleado con otros metales alcalinos, con el oro y el mercurio, pero no con
el cobalto, hierro, molibdeno, níquel, platino, tantalio o el tungsteno.
Al cesio se le conocen 39 isótopos, de los cuales la gran mayoría
son producidos en estrellas y en supernovas. El único isótopo
estable es el cesio-133.
El cesio es el 45° elemento más abundante en la corteza
terrestre, siendo más abundante que metales como el cadmio, el
antimonio, el estaño, el tungsteno, el mercurio y la plata.
• Se encuentra normalmente asociado al rubidio en minerales como
la lepidolita y la carnalita.
OBTENCIÓN

El principal método de obtención de cesio a partir de la polucita consiste

en la digestión ácida del mineral en ácidos fuertes; se emplean
generalmente el hidroclórico, el sulfúrico, el bromhídrico y el fluorhídrico.
Alternativamente, se emplea el método de descomposición alcalina y el
método de reducción directa.
Incluso, se puede obtener cesio puro por medio de la electrólisis del
cianuro de cesio.
Electrolisis de cianuro de cesio (CsCN) fundido.
• Descomposición térmica de azida de cesio (CsN3) para obtención muy
pura.
▪ Calentando su hidróxido con magnesio o aluminio.
▪ Por descomposición de su cloruro fundido con calcio en vacío.
PROPIEDADES FÍSICAS
•Su punto de fusión es 28 °C y su punto de ebullición es 671 °C.
•Organolépticamente, es un metal blando, liviano, inodoro, de color
dorado pálido.
•Generalmente a temperatura ambiente se encuentra en estado
sólido.
•Su densidad es igual a 1879 kg/m3.
•Su dureza en la escala de Mohs es de 0,2.
•Es un metal paramagnético.

PROPIEDADES MECÁNICAS
•Posee una alta ductilidad.
PROPIEDADES QUÍMICAS
•Alta reactividad y piroforicidad. Reacciona violentamente con el oxígeno y
con el hidrógeno, formando óxidos e hidruros respectivamente.
•Puede entrar en combustión espontáneamente.
•No reacciona con el nitrógeno para crear nitruros.
•Es almacenado en seco y en recipiente lleno con aceite mineral, una
sustancia saturada con hidrocarbonos. Solamente puede ser manejado en
atmosferas compuestas únicamente por gases inertes, como el argón.
•El hidróxido de cesio es la base más fuerte conocida, la cual es capaz de
atacar al vidrio.
•Sus estados de oxidación son -1 y +1, actuando generalmente como una
base.
•Su estructura atómica está conformada por 55 protones, 78 neutrones y 55
electrones.
•Sus electrones oscilan en 6 niveles de energía
USOS
El vapor de cesio es usado en generadores termiónicos, para convertir calor
en energía eléctrica con bajo poder, y en magnetómetros.
El cesio también es importante en la fabricación de celdas fotoeléctricas y
es aplicado en componentes de dispositivos de reconocimiento de
caracteres faciales, tubos fotomultiplicadores y tubos de videocámaras.

Cristales de ioduro, bromuro y fluoruro de cesio son empleados en

detectores de centello, usados en investigaciones de física de partículas.
Las soluciones de cloruro de cesio, sulfato de cesio y trifluoracetato de
cesio son utilizados en biología molecular para procesos de
ultracentifugación, los cuales permiten aislar virus, orgánulos celulares y
ácidos nucleicos de muestras.
Los compuestos de cesio también son usados en la fabricación de
cerámicas y vidrios, y como absorbentes en plantas de purificación de
dióxido de carbono.
En medicina, las sales de cesio se aplican como agentes antishock. Y el
isótopo cesio-137 es utilizado en radioterapia interna para el tratamiento
del cáncer.
EFECTOS DEL CESIO
Los humanos pueden estar expuestos al cesio por respiración o al
ingerirlo con alimentos y bebidas. En el aire los niveles de cesio
son bajos, pero el cesio radiactivo ha sido detectado en aguas
superficiales y en muchos tipos de comidas. El cesio se encuentra
en la naturaleza principalmente a causa de la erosión y desgaste
de rocas y minerales. Es también liberado al aire, al agua y al suelo
a través de la minería y fábricas.
El francio es un metal muy escaso en el planeta, sólo
se puede encontrar trazas de este elemento en
minerales de uranio y de torio. En concreto, el
radioisótopo francio-223 está continuamente
creándose y desintegrándose en la naturaleza,
produciendo astato, radio y radón.
Este metal alcalino radiactivo fue descubierto y
aislado en 1939 por la física francesa Marguerite
Perey, quien trabajó en el Instituto Curie. Perey logró
purificar muestras de lantano que contenía actinio,
el cual por decaimiento alfa (emisión de núcleos de
helio) se transmuta en francio.
El isótopo más estable del francio es el 223Fr, el cual tiene una vida media de
21,8 minutos, luego de los cuales se transmuta en astato-219 a través del
decaimiento alfa, que es el único elemento radiactivo comparable a este en la
naturaleza, con una vida media de apenas 56 segundos.
Se conocen 34 isotopos del francio, de los cuales 32 son sintéticos, y todos ellos
se desintegran en isótopos del astato, radio y radón. Los isótopos producidos en
la naturaleza son el francio-223 y el francio-221, este último tiene una vida
media de 4,8 minutos.
Es un metal químicamente parecido al cesio.
Por ser un metal alcalino se asume que tiene una alta reactividad.
Por ser un metal muy pesado y porque su nivel de mayor energía sólo puede
ser ocupado por un electrón, posee el mayor peso equivalente de todos los
elementos químicos.
Es el segundo elemento más escaso en el planeta, siendo solamente superado
por el astato
PROPIEDADES FÍSICAS
•Su punto de fusión es 27°C y su punto de ebullición es 677 °C.
•Su densidad es igual a 1870 kg/m3.
•A temperatura ambiente se encuentra en estado líquido.
•Es un metal paramagnético.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Su único estado de oxidación es +1, desempeñándose como una base fuerte.
Configuración electrónica del Francio
Configuración electrónica del Francio
Alta reactividad.
El francio coprecipita al interactuar con el perclorato de cesio (también con el yodato,
picrato, tartrato, cloroplatinato y silicowolframato de cesio y con el tartrato de
rubidio), formando minúsculas cantidades de perclorato de francio.
El francio también puede coprecipitar al interactuar con el ácido silicowolfrámico y
con el ácido perclórico, sin que otro metal esté presente en la coprecipitación.
La mayoría de las sales de francio son solubles en agua.
Atómicamente, está compuesto por 87 electrones, 136 neutrones y 87 protones.
Su nube de electrones oscila en 7 niveles energéticos.
USOS

El francio es un metal sin aplicaciones comerciales debido a su alta inestabilidad

nuclear y a su escasez en el planeta.
No obstante, en el ámbito científico ha sido usado por propósitos
investigativos en el campo de la química y en el estudio de la estructura atómica.
Los esfuerzos en el perfeccionamiento de la síntesis del francio han llevado a
experimentos de espectroscopía especializada, que a su vez han conducido a la
obtención de mayor conocimiento de los niveles de energía y las constantes de
acoplamiento de partículas subatómicas.
Asimismo, estudios acerca de la luz emitida por iones de francio-210 atrapados
por láser han permitido obtener datos precisos de las transiciones entre niveles
atómicos de energía, verificándose que estos coinciden con las predicciones de la
teoría cuántica.
METALES Minerales Estado Obtención Principales Usos
ALCALINOS Color compuestos
Abundancia

Li

Na

Rb

Cs

Fr