Química del grupo IA y IIA

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Los grupos IA y IIA de la tabla periódica, también conocidos como los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, respectivamente, incluyen elementos que comparten características químicas y físicas distintivas. Estos grupos desempeñan un papel fundamental en la química y la industria, así como en procesos biológicos y ambientales.

Grupo IA: Metales Alcalinos

El grupo IA está compuesto por los elementos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Estos metales son altamente reactivos, especialmente con el agua, formando hidróxidos y liberando hidrógeno. Su reactividad aumenta al descender en el grupo, lo que significa que el francio es el más reactivo.

Los metales alcalinos tienen un solo electrón en su capa externa, lo que les permite perder fácilmente ese electrón para formar cationes con carga +1. Esta propiedad les confiere una gran capacidad para formar compuestos iónicos, y son fundamentales en aplicaciones como baterías (por ejemplo, el litio) y en la producción de compuestos químicos.

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Grupo IIA: Metales Alcalinotérreos

El grupo IIA incluye el berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). Estos metales son menos reactivos que los metales alcalinos, pero aun así pueden reaccionar vigorosamente con agua, aunque generalmente requieren condiciones más específicas.

Los metales alcalinotérreos tienen dos electrones en su capa externa, lo que les permite formar cationes con carga +2 al perder ambos electrones. Esta característica les permite formar una variedad de compuestos, incluidos óxidos, hidróxidos y carbonatos. El magnesio y el calcio, en particular, son esenciales en procesos biológicos, como la fotosíntesis y la formación de huesos.

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Ambos grupos son fundamentales en la química inorgánica y tienen aplicaciones en áreas que van desde la medicina hasta la fabricación de materiales. Su estudio no solo revela las similitudes y diferencias en su comportamiento químico, sino que también proporciona una comprensión más profunda de los principios que rigen la reactividad y la formación de compuestos en la naturaleza.

Materiales

  • Espátula de metal
  • Tubos de ensayo
  • Mechero
  • Varilla de agitación de vidrio
  • Vaso de precipitado

Reactivos

  • Sodio (Na)
  • Potasio (K)
  • Oxígeno (O₂)
  • Ácido clorhídrico diluido (HCl dil.)
  • Ácido sulfúrico diluido (H₂SO₄ dil.)
  • Agua destilada
  • Fenolftaleína
  • Sulfato de magnesio (MgSO₄)
  • Carbonato de sodio (Na₂CO₃)
  • Cloruro de calcio (CaCl₂)
  • Jabón (Estearato de sodio)
  • Amoniaco (NH₃ ac.)
  • Oxalato de amonio ((NH₄)₂C₂O₄)
  • Acetato de sodio (CH₃COOH)
  • Dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇)

Procedimiento

Preparación del Peróxido de Sodio y Peróxido de Potasio

Peróxido de Sodio: En una espátula de metal, colocar un trocito de sodio (Na) y fundirlo. Una vez fundido, esparcirlo por la espátula y dejarlo a temperatura ambiente. Se observará el color característico del peróxido de sodio, un color amarillento.

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\text{Calor} \quad \rightarrow \quad 2\text{Na(s)} + \text{O}_{2} \rightarrow \text{Na}_{2}\text{O}_{2}

Peróxido de Potasio: Realizar el mismo procedimiento con potasio (K). Se observará el color característico del peróxido de potasio, un color anaranjado.

\text{Calor} \quad \rightarrow \quad 2\text{K(s)} + \text{O}_{2} \rightarrow \text{K}_{2}\text{O}_{2}

Reacción del ión Potasio con algunas sales de Sodio

\text{NaClO}_{4}\text{(ac)} + \text{KCl (dil.)} \rightarrow \text{KClO}_{4} + \text{NaCl}

Reacciones de Magnesio Metálico

Colocar una biruta de magnesio (Mg) en un tubo de ensayo y agregar HCl diluido. Se observará efervescencia y un ligero aclarado de la biruta de magnesio.

\text{Mg(s)} + 2\text{HCl (dil.)} \rightarrow \text{MgCl}_{2} + \text{H}_{2}

Repetir el procedimiento anterior con H₂SO₄ diluido. Se observará una efervescencia más violenta y un mayor aclarado de la biruta de magnesio.

\text{Mg(s)} + \text{H}_{2}\text{SO}_{4} \rightarrow \text{MgSO}_{4} + \text{H}_{2}

En un tubo de ensayo, colocar una biruta de Mg y 5 ml de agua destilada. Calentar hasta el punto de ebullición. Tras dejar en reposo y añadir fenolftaleína, la solución se torna color grosella, indicando la formación de hidróxido de magnesio.

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\text{Mg(s)} + 2\text{H}_{2}\text{O} \rightarrow \text{Mg(OH)}_{2} + \text{H}_{2}

Algunas propiedades de las sales de Magnesio

   – Colocar MgSO₄(ac) en un tubo de ensayo y añadir Na₂CO₃(ac). Se forma un precipitado blanco de carbonato de magnesio.

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\text{Na}_{2}\text{CO}_{3}\text{(ac)} + \text{MgCl}_{2}\text{(ac)} \rightarrow \text{MgCO}_{3} + 2\text{NaCl}

Reacciones del Cloruro de Calcio en agua de Jabón

En un vaso de precipitado, añadir agua destilada y trocitos de jabón (estearato de sodio). Agitar. Se observa la formación de espuma y una grasa, el ácido esteárico.

\text{CH}_{3}(\text{CH}_{2})_{16}\text{COONa(s)} + \text{H}_{2}\text{O} \rightarrow \text{CH}_{3}(\text{CH}_{2})_{16}\text{COOH} + \text{NaOH}

En un vaso de precipitado, añadir agua destilada y CaCl₂(ac), luego trocitos de jabón. Al agitar, aparecen grumos, formando estearato de calcio.

2\text{CH}_{3}(\text{CH}_{2})_{16}\text{COONa(s)} + \text{CaCl}_{2} \rightarrow \left( \text{CH}_{3}(\text{CH}_{2})_{16}\text{COO} \right)_{2}\text{Ca} + 2\text{NaCl}

Algunas características de las soluciones de las sales de Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺

En tres tubos de ensayo, colocar CaCl₂, SrCl₂ y BaCl₂ respectivamente. Añadir NH₃(ac) y (NH₄)₂C₂O₄. Se observa un precipitado blanco de los oxalatos de calcio, estroncio y bario. El orden de solubilidad es Ba > Sr > Ca.

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\text{CaCl}_{2}\text{(ac)} + (\text{NH}_{4})_{2}\text{C}_{2}\text{O}_{4}\text{(ac)} \rightarrow \text{CaC}_{2}\text{O}_{4} + 2\text{NH}_{4}\text{Cl}

\text{SrCl}_{2}\text{(ac)} + (\text{NH}_{4})_{2}\text{C}_{2}\text{O}_{4}\text{(ac)} \rightarrow \text{SrC}_{2}\text{O}_{4} + 2\text{NH}_{4}\text{Cl}

\text{BaCl}_{2}\text{(ac)} + (\text{NH}_{4})_{2}\text{C}_{2}\text{O}_{4}\text{(ac)} \rightarrow \text{BaC}_{2}\text{O}_{4} + 2\text{NH}_{4}\text{Cl}

En tres tubos de ensayo con CaCl₂, SrCl₂ y BaCl₂, agregar K₂Cr₂O₇(ac). El Ca²⁺ forma una solución amarillo claro, Sr²⁺ una amarilla, y Ba²⁺ una amarillo-anaranjada.

\text{CaCl}_{2}\text{(ac)} + \text{K}_{2}\text{Cr}_{2}\text{O}_{7}\text{(ac)} \rightarrow \text{CaCr}_{2}\text{O}_{7} + 2\text{KCl}

\text{SrCl}_{2}\text{(ac)} + \text{K}_{2}\text{Cr}_{2}\text{O}_{7}\text{(ac)} \rightarrow \text{SrCr}_{2}\text{O}_{7} + 2\text{KCl}

\text{BaCl}_{2}\text{(ac)} + \text{K}_{2}\text{Cr}_{2}\text{O}_{7}\text{(ac)} \rightarrow \text{BaCr}_{2}\text{O}_{7} + 2\text{KCl}

Como citar este artículo:

APA: (2025-09-03). Química del grupo IA y IIA. Recuperado de https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/quimica-del-grupo-ia-y-iia/

ACS: . Química del grupo IA y IIA. https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/quimica-del-grupo-ia-y-iia/. Fecha de consulta 2025-09-05.

IEEE: , "Química del grupo IA y IIA," https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/quimica-del-grupo-ia-y-iia/, fecha de consulta 2025-09-05.

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Vancouver: . Química del grupo IA y IIA. [Internet]. 2025-09-03 [citado 2025-09-05]. Disponible en: https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/quimica-del-grupo-ia-y-iia/.

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