El hierro. Sí, es el más utilizado y uno de los metales más abundantes que se encuentran en el universo. ¿Qué es lo primero que te viene a la mente cuando piensas en el Hierro? Es duro, brillante y muy buen conductor de la electricidad. El hierro se encuentra en el bloque d de la tabla periódica.
Por el contrario, ¿sabes que algunos metales son muy blandos como la goma? El litio es uno de esos metales, ¡tan blando que se puede cortar con un cuchillo! El hogar del litio es el Grupo 1 de la tabla periódica. Sigue leyendo para saber más sobre la familia del Litio.
- En este artículo veremos qué elementos componen el grupo 1 de la química.
- En concreto, nos centraremos en los metales alcalinos.
- Conoceremos su posición en la tabla periódica.
- Después, exploraremos las propiedades de los elementos del grupo 1 y las tendencias que se encuentran a medida que se desciende en el grupo.
- También estudiaremos las estabilidades térmicas de los nitratos y carbonatos del grupo 1.
- A continuación, descubriremos cómo identificar los metales del grupo 1 mediante pruebas de llama y conoceremos los colores que producen.
- Por último, veremos algunos usos y aplicaciones de los elementos del grupo 1.
Elementos del grupo 1
Los elementosdel grupo 1 son elementos con un electrón en su capa externa (se encuentran en una subcapa s) e incluyen los metales alcalinos y el hidrógeno.
Desmenucemos esto un poco. Si miras la primera columna de la tabla periódica, se llama grupo uno. ¿Puedes decir cuál es el impar? Sí, es el hidrógeno. Es un gas y definitivamente no es un metal. Aunque todos los demás elementos de este grupo son muy parecidos, se llaman metales alcalinos, porque si los pones en agua, formarán con ella una solución alcalina.
¿Sabías que si "lo quieres lo suficiente" (esto, en términos químicos, suele significar temperaturas y presiones disparatadas), el hidrógeno puede convertirse en una sustancia parecida a un metal? Debería existir en algunos planetas pero, como es lógico, es difícil de comprobar.
Metales alcalinos del grupo 1
Los metales alcalinos son los metales que pertenecen al grupo 1A de la tabla periódica. Todos los metales alcalinos tienen un solo electrón en su capa más externa (también llamada capa de valencia/última capa).
| Litio | Li |
| Sodio | Na |
| Potasio | K |
| Rubidio | Rb |
| Cesio | Cs |
| Francio | Fr |
Tabla 1: Metales alcalinos-Familia del litio
Entonces, ¿por qué no se incluye al hidrógeno entre los metales alcalinos aunque tenga un electrón en la capa más externa, igual que los metales alcalinos?
El hidrógeno es un no metal y forma compuestos covalentes con los no metales, mientras que los metales alcalinos forman compuestos iónicos con los no metales. Los metales alcalinos reaccionan con el agua y forman hidróxidos de metales alcalinos solubles, y el hidrógeno no. Por tanto, como las propiedades del hidrógeno son distintas de las de los metales alcalinos, no es bienvenido a la fiesta.
Grupo 1 de la tabla periódica
Fig. 1: La tabla periódica de los elementos, con los metales del grupo 1 resaltados en morado, originales de StudySmarter
Propiedades del grupo 1
Veamos ahora las propiedades de los elementos del grupo 1. Todos los elementos del grupo 1 tienen propiedades similares porque todos tienen sólo 1 electrón en su capa más externa. Sin embargo, algunas de estas propiedades muestran tendencias a medida que se desciende por el grupo en la tabla periódica.
Configuración electrónica
Como ya se ha explicado, todos los metales alcalinos tienen un electrón s en la capa más externa (capa de valencia). Pero a medida que descendemos en el grupo, el número de capas de electrones aumenta. Consulta este artículo para saber más sobre la configuración electrónica.
| Número atómico | Metal alcalino y símbolo | Configuración electrónica | Número de capas |
| 3 | Litio- Li | [He] 2s1 | 2 |
| 11 | Sodio- Na | [Ne] 3s1 | 3 |
| 19 | Potasio- K | [Ar] 4s1 | 4 |
| 37 | Rubidio- Rb | [Kr] 5s1 | 5 |
| 55 | Cesio- Cs | [Xe] 6s1 | 6 |
| 87 | Francio- Fr | [Rn] 7s1 | 7 |
Tabla 2: Configuraciones electrónicas de los metales alcalinos.
Masa atómica
En el grupo inferior, a medida que aumenta el número de capas, aumenta el número de electrones, así como el número de protones y neutrones. Al aumentar el número de protones y neutrones, aumenta también la masa atómica.
Fuerza
Los metales del grupo 1 son todos tan blandos que se pueden cortar con un cuchillo. La blandura aumenta a medida que descendemos en el grupo. Esto se debe a que la fuerza de los enlaces metálicos entre átomos disminuye a medida que aumenta su tamaño atómico.
Radio atómico
La distancia entre el centro del núcleo y el electrón más externo de un átomo se denomina radio atómico.
El radio atómico aumenta a medida que descendemos en el grupo 1. Esto se debe al aumento del número de capas de electrones. Veamos de nuevo las configuraciones electrónicas:
Litio: 1s² 2s¹
Sodio: 1s2 2s² 2p⁶ 3s1
Hay más capas de envolturas electrónicas entre el electrón más externo y el núcleo a medida que descendemos en el grupo. Y como los electrones se repelen entre sí, el radio atómico tiende a aumentar a medida que aumenta el número de electrones.
Fig. 2: Radio atómico de los elementos del grupo 1 | Chemguide
Densidad
Todos los elementos del grupo 1 tienen densidades muy bajas. La densidad aumenta a medida que descendemos en el grupo porque el aumento de la masa atómica es mayor que el aumento del tamaño atómico. El potasio es una excepción a esta tendencia: tiene una densidad menor que el sodio.
Fig. 3: Densidades de los elementos del grupo 1 | Chemguide
El agua tiene una densidad de 1 g cm-3. Si observas el gráfico anterior, te darás cuenta de que el litio, el sodio y el potasio tienen una densidad menor que el agua.
Puntos de fusión y ebullición
Los elementos del grupo 1 tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos, en comparación con otros metales. Su punto de fusión disminuye a medida que descendemos en el grupo. Esto se debe a la disminución de la fuerza de los enlaces metálicos a medida que descendemos en el grupo. Los enlaces metálicos entre los átomos son más débiles y fáciles de romper; una vez rotos, el metal se ha fundido y sus átomos pueden moverse libremente.
Fig. 4: Tendencias de los puntos de fusión y ebullición de los elementos del grupo 1 | Chemguide
Energía de ionización
La primera energía de ionización es la energía necesaria para eliminar 1 electrón de 1 mol de un átomo de un elemento en estado gaseoso. La energía de ionización se mide en kilo julios mol-1 (kJ-mol-1) o en electronvoltios (eV).
$$X_{(g)}\rightarrow X^{+}_{(g)}+e^{-}I_{2}=ykJ\cdot mol^{-1}$$
I1es la primera energía de ionización. Según la ecuación, un elemento X pierde su electrón más externo para formar un catión cargado positivamente. La energía que se invierte en eliminar ese primer electrón más externo se denomina energía de primera ionización.
¿Qué ocurre si queremos eliminar más electrones de un ion? Ya has eliminado un electrón, ahora es un catión. Ahora, quieres eliminar más electrones de este ion. ¿Qué necesitarías? Por supuesto, ¡más energía! ¿Por qué? Porque el núcleo te está observando. Ya has sacado un electrón, se resistirá a que saques más.
Por tanto, la segunda energía de ionización es mayor que la primera, ya que necesitas más energía para vencer la atracción nuclear.
Analicemos este concepto con el metal alcalino sodio.
\(flecha recta Na^+ + cuadrado e^- I_1 = 496\space kJmol^{-1}\)
La segunda energía de ionización del sodio alcanza los 4563 k J mol-1. Observa la enorme diferencia entre la primera y la segunda energías de ionización. Se debe a que el átomo de sodio pierde un electrón y alcanza la configuración estable de gas noble del neón. Es muy estable, ya que tiene una capa exterior de electrones completamente llena, y la eliminación del segundo electrón requiere una enorme cantidad de energía.
Fig. 5: Primera energía de ionización de los elementos del grupo 1 | Chemguide
A medida que descendemos en el grupo, el radio atómico aumenta y, por tanto, el electrón más externo queda más suelto en el núcleo. Por tanto, se necesita menos energía para extraerlo del átomo, lo que se traduce en una menor energía de primera ionización.
Electronegatividad
Los metales del grupo 1 tienen una electronegatividad baja.
Laelectronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer un par de electrones. La electronegatividad se mide en la escala de Pauling.
Fig. 6: Electronegatividad de los elementos del Grupo 1 | Chemguide
La electronegatividad no tiene unidades.
El elemento más electronegativo (el flúor) tiene un valor de electronegatividad de 4,0 en la escala de Pauling. A juzgar por esto, puedes ver que todos los elementos del grupo 1 tienen una electronegatividad muy baja. La electronegatividad disminuye a medida que descendemos en el grupo, lo que significa que los elementos empeoran a la hora de atraer un par de electrones.
Observa que, los metales alcalinos tienen un electrón más que sus respectivos gases nobles más próximos. Por ejemplo, el sodio tiene 11 electrones. Su gas noble más próximo es el neón (10 electrones). Para alcanzar la estabilidad, el sodio tiene que perder electrones. Por tanto, los metales alcalinos prefieren perder un electrón para alcanzar las configuraciones del gas noble más cercano. De ahí que su tendencia a atraer un par de electrones sea muy reducida. ¡Siempre prefieren perder!
Reactividad
La reactividad de los metales alcalinos aumenta a medida que descendemos en el grupo 1. A medida que descendemos en el grupo, el radio atómico aumenta y el electrón más externo queda más suelto en el núcleo. Esto facilita que los átomos de metal alcalino pierdan 1 electrón, ya que el núcleo no está vigilando, lo que facilita su participación en las reacciones.
Los metales alcalinos suelen dar reacciones enérgicas cuando reaccionan con el agua. ¿Has visto algún vídeo en YouTube que demuestre la reacción del metal sodio con el agua? Si es así, habrás observado que basta un pequeño trozo de sodio para provocar una violenta explosión. Es peligroso tocar el sodio metálico cuando te sudan las manos.
Para evitar estas reacciones violentas, el litio se almacena en parafina y el sodio en aceite de queroseno.
Entonces, ¿por qué son violentas las reacciones?
Los metales alcalinos reaccionan con el agua para formar hidróxido de metal alcalino y gas hidrógeno. Esta reacción es exotérmica y libera grandes cantidades de calor. Este calor inflama el gas hidrógeno, altamente inflamable, provocando una explosión.
Veamos la ecuación de la reacción entre el sodio y el agua para entenderlo mejor.
\(Na(s)+H_2O(l)\arrow NaOH(aq) + H_2(g)\arrow \)
Todos los demás metales alcalinos reaccionan de la misma manera, provocando reacciones químicas explosivas.
Estabilidad térmica
Los nitratos y carbonatos de los elementos del grupo 1 suelen tener una tendencia en su estabilidad térmica tal que aumenta a medida que descendemos en el grupo. Estudiemos en detalle por qué ocurre esto. Esto puede explicarse en términos de tamaño y carga de los cationes implicados.
Un catión de un átomo pequeño acumula mucha carga en un volumen menor. Por tanto, tiene una densidad de carga elevada. Un catión de la misma carga pero de un átomo más grande tiene una densidad de carga menor, ya que la carga se reparte en un volumen mayor. La densidad de cargade los cationes metálicos disminuye a medida que descendemos en el grupo 1.
Visualicemos ahora el ion carbonato (CO32-).
Fig. 7: Ión carbonato | StudySmarter Originals
La carga negativa de un ion carbonato no está concentrada en uno o dos átomos de oxígeno, sino que está deslocalizada en todo el ion (aunque más concentrada en los átomos de oxígeno que en el átomo de carbono). El oxígeno está marcado en rojo para indicar que es más probable que la carga negativa se encuentre en esos átomos.
Visualicemos ahora el aspecto de un compuesto carbonado de un elemento del grupo 1.
Fig. 8: Carbonato de un elemento del grupo 1 | StudySmarter Originals
La presencia de carga positiva de un catión distorsiona el anión cargado negativamente. Como puede verse en esta figura, la carga negativa se concentra ahora en el oxígeno más cercano al catión. Cuando se proporciona energía a este compuesto en forma de calor, el oxígeno más cercano al catión forma óxido con el catión, y se libera dióxido de carbono.
Cuanto mayor sea la distorsión del anión, más fácil será que se produzca esta descomposición. Los cationes con mayor densidad de carga distorsionarán más el anión. Como la densidad de carga de los cationes disminuye a medida que descendemos en el grupo 1, aumenta la estabilidad de los carbonatos. La estabilidad de los nitratos también puede justificarse con esta explicación.
Resumen
Resumamos las tendencias periódicas que hemos aprendido hasta ahora.
| Propiedad periódica | Tendencia en el grupo | Razón |
| Configuración electrónica | Aumenta |
|
| Radio atómico | Aumenta |
|
| Densidad | Aumenta (excepción: potasio) |
|
| Reactividad | Aumenta |
|
| Estabilidad térmica de los carbonatos | Aumenta |
|
| Resistencia metálica | Disminuye |
|
| Punto de fusión | Disminuye |
|
| Energía de primera ionización | Disminuye |
|
| Electronegatividad | Disminuye |
|
Tabla 3: Resumen de todo lo que hemos aprendido hasta ahora.
Prueba de la llama del grupo 1
En el laboratorio de química, los metales del grupo 1 pueden identificarse por el color de su llama. Los metales del grupo 1 arden con un color de llama característico.
Colores de llama característicos de los metales alcalinos:
- Litio: rojo.
- Sodio: amarillo anaranjado.
- Potasio: rosa.
- Rubidiu: rojo-violeta.
- Cesio: azul violeta.
Cuando estos metales se calientan bajo una llama, los electrones se excitan desde su estado básico a orbitales superiores. Cuando vuelven a su estado básico, liberan energía. Este retorno de los electrones de su estado excitado al estado básico puede producirse en un solo paso o en varios pasos. Cada paso corresponde a una cantidad específica de energía liberada, que corresponde a una longitud de onda específica de la luz. El color visible para nosotros es la combinación de todas estas longitudes de onda.
Usos del grupo 1
Los elementos del grupo 1 tienen multitud de usos no sólo industriales, sino también biomédicos y académicos.
Los metales alcalinos pueden alearse con otros metales diferentes, incluidos los metales de transición, para mejorar sus propiedades físicas y químicas. Las aleaciones de metales alcalinos tienen varias aplicaciones: por ejemplo, la aleación Li-Al se utiliza para fabricar piezas de aviones. El aluminio es un metal ligero ideal para fabricar piezas de aviones, pero no se puede utilizar solo debido a su baja resistencia a la tracción. Cuando el aluminio se alea con litio, la aleación formada tiene mayor resistencia a la tracción, y puede utilizarse en piezas de aviones.
Veamos algunas aplicaciones comunes de los metales alcalinos del grupo 1.
El litio se utiliza mucho en las pilas. Las baterías de litio alimentan todos los aparatos electrónicos modernos, los vehículos eléctricos y la mayoría de las cosas que necesitan energía eléctrica.
Elsodio se utiliza para fabricar jabones y también en las farolas.
El pot asio es un componente vital de los fertilizantes y desempeña un papel importante en el funcionamiento diario del cuerpo humano. El potasio también se utiliza para fabricar detergentes.
El rubidio se utiliza en la fabricación de vidrios ópticos, y también en la refrigeración por láser.
Elcesio se utiliza en los equipos de visión nocturna. El Cs-137 se utiliza para tratar el cáncer, mientras que el Cs-134 se utiliza en la industria de la energía nuclear.
¿Puedes ver cómo el rubidio y el cesio (elementos con átomos más grandes) tienen aplicaciones menores y más específicas en comparación con los elementos con átomos más pequeños?
Grupo 1 - Puntos clave
- Los elementos del grupo 1 se encuentran en la primera columna de la tabla periódica(excepto el hidrógeno). También se denominan metales alcalinos. Todos los elementos del grupo 1 tienen sólo 1 electrón en su capa más externa.
- Los metales alcalinos son blandos, muy reactivos, con puntos de fusión- ebullición relativamente bajos..
- El radio at ómico aumenta a medida que descendemos en el grupo 1, debido a que cada elemento tiene 1 capa de electrones adicional.
- Todos los elementos del grupo 1 tienen densidades bajas. La densidad aumenta a medida que descendemos en el grupo 1 (a excepción del potasio, que tiene menor densidad que el sodio).
- Todos los metales del grupo 1 tienen una baja energía de primera ionización y una baja electronegatividad, que disminuyen a medida que descendemos en el grupo.
- Los metales del grupo 1 tienen una reactividad elevada, ya que pierden fácilmente 1 electrón y, por tanto, participan fácilmente en las reacciones.
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