Los elementos de la segunda y tercera serie suelen ser más estables en estados de oxidación, los números de estados oxidación más altos corresponden a pérdido de la mayoría de electrones en los orbitales s y d de sus capas de valencia. Eliminar electrones de estos elementos se facilita por su radio (incrementa al descender en los grupos en la tabla periódica). Por ejemplo el molibdeno (Mo) y el wolframo (W), miembros del grupo 6, están limitados en su mayoría a un estado de oxidación de 6+ en disolución acuosa.

El término “bloque s” surgió en el siglo XX, gracias a los avances en la teoría atómica. En 1923, Niels Bohr propuso que los electrones ocupaban niveles y subniveles definidos, y en los años 40 Glenn Seaborg consolidó el uso de los bloques electrónicos (s, p, d, f) en la tabla periódica. De esta manera, los elementos que terminaban en orbitales s pasaron a formar una clasificación propia: el bloque s.

Su historia inicia con el descubrimiento del hidrógeno por Cavendish en 1766 y del helio en 1868 en el espectro solar, aislado en la Tierra en 1895. Los metales alcalinos fueron reconocidos progresivamente: Davy aisló sodio y potasio en 1807, y poco después magnesio, calcio, estroncio y bario (1808). El litio fue identificado en 1817, mientras que rubidio y cesio fueron descubiertos entre 1860 y 1861 mediante espectroscopía, y el francio en 1939 gracias a estudios radiactivos. En el grupo de los alcalinotérreos, el berilio fue aislado en 1798 y el radio descubierto en 1898 por los Curie, destacando su carácter radiactivo.

Los metales alcalinos se distinguen por tener un solo electrón en su capa de valencia, lo que les da alta reactividad y facilidad para formar cationes M⁺. Presentan radios atómicos grandes que aumentan al descender en el grupo y energías de ionización bajas, lo que favorece la pérdida de electrones. Son elementos de baja densidad y con puntos de fusión y ebullición bajos debido a sus enlaces metálicos débiles. Forman compuestos altamente iónicos y solubles en agua, reaccionan vigorosamente con el agua liberando hidrógeno gaseoso y sus sales pueden identificarse mediante la prueba de flama, que muestra colores característicos para cada metal.

Al avanzar en cada serie aumenta la carga nuclear y los radios atómicos disminuyen progresivamente. Como los electrones f no protegen bien la atracción nuclear, se produce una contracción notable. Esto explica la semejanza química entre elementos vecinos y la dificultad de separarlos, además de afectar su solubilidad y reactividad.

Propiedades magnéticas y espectroscópicas

Los lantánidos presentan colores característicos y un magnetismo peculiar debido a la poca superposición de los orbitales 4f. Esto los hace útiles en luminóforos, láseres e imanes permanentes. En los actínidos, los orbitales 5f tienen mayor participación en los enlaces y muestran comportamientos magnéticos más complejos, influenciados también por efectos relativistas.

Mientras la mayoría de los lantánidos son estables, los actínidos poseen núcleos inestables y sufren desintegraciones radiactivas. Esto conlleva riesgos ambientales y biológicos, pero también aplicaciones en la datación geológica, la producción de energía y el uso en medicina nuclear.