Grupo 2
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ELEMENTOS DEL GRUPO II METALES ALCALINOTERREOS
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ELEMENTOS DEL GRUPO IIMETALES ALCALINOTERREOS
BERILIO
El berilio es un elemento químico de símbolo Be y número atómico 4. Es un elemento alcalinotérreo bivalente, tóxico, de color gris, duro, ligero y quebradizo. Se emplea principalmente como endurecedor en aleaciones, especialmente de cobre.
General
Nombre, símbolo, número Berilio, Be, 4
Serie química Metales alcalinotérreos
Grupo, periodo, bloque 2, 2 , s
Densidad, dureza Mohs 1848 kg/m³, 5,5
Propiedades atómicas
Masa atómica 9,012182(3) u
Radio medio† 112 pm
Radio atómico calculado 111,3 pm
Radio covalente 89 pm
Radio de Van der Waals sin datos
Configuración electrónica [He]2s²
Estados de oxidación (óxido) 2 (anfótero)
Estructura cristalina Hexagonal
Propiedades físicas
Estado de la materia sólido (diamagnético)
Punto de fusión 1551,15 K
Punto de ebullición 3243,15 K
Entalpía de vaporización 292,40 kJ/mol
Entalpía de fusión 12,20 kJ/mol
Presión de vapor 4180 Pa
Velocidad del sonido 13000 m/s
El berilio tiene uno de los puntos de fusión más altos entre los metales ligeros.
En condiciones normales de presión y temperatura el berilio resiste la oxidación del aire, aunque la propiedad de rayar al cristal se debe probablemente a la formación de un delgada capa de óxido.
HISTORIA
El berilio (del griego βερυλλoς berilo) o glucinio(del inglés glucinium y éste del griego γλυκυς, dulce) por el sabor de sus sales, fue descubierto por Vauquelin en 1798 en forma de óxido en el berilo (SiO3)6Al2Be3 y la esmeralda. Friedrich Wöhler y A. A. Bussy de forma independiente aislaron el metal en 1828 mediante reacción de potasio con cloruro de berilio.
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN
El berilio se encuentra en 30 minerales diferentes, siendo los más importantes berilo y bertrandita, principales fuentes del berilio comercial, crisoberilo y fenaquita. Actualmente la mayoría del metal se obtiene mediante reducción de fluoruro de berilio con magnesio. Las formas preciosas del berilo son el aguamarina y la esmeralda.
Geográficamente, las mayores reservas se encuentran en los Estados Unidos que lidera también la producción mundial de berilio (65%), seguido de Rusia (40%) y China (15%). Las reservas mundiales se estima que superan las 80.000 toneladas.
El hidróxido de este metal se disuelve en las bases fuertes formando el ion berilato Be(OH)4
2- . Las soluciones de las sales de Berilio son acidas debido a la hidrólisis Be(H2O)4
2+ = Be(H2O)3OH+ + H+.
las soluciones de fluoruro forman el ion BeF4
2+ este ion tetraédrico se comporta en los cristales de forma muy parecida al ion SO4
2-.
QUIMICA DEL BERILIO
La química del Berilio es significativamente diferente de la de los demás elementos del grupo II porque en sus compuestos predomina el enlace covalente. El muy pequeño cation berilio tiene una densidad de carga tan elevada (1100 C.mm-3) que polariza cualquier anion que se aproxima y se produce traslapo de densidad electrónica.
H2 O
Be
H2O OH2
OH2
Aunque el berilio es definitivamente metálico, tiene una propiedad que es mas característica de los no metales: la capacidad de formar especies oxianionicas.
Forma tetraédrica del ion (Be(OH2)4)2+
EFECTOS DEL BERILIO SOBRE LA SALUD
• El berilio no es un elemento crucial para los humanos: en realidad es uno de los más tóxicos que se conocen.
• El efecto más comúnmente conocido del berilio es la llamada beriliosis, una peligrosa y persistente enfermedad de los pulmones que puede incluso dañar otros órganos, como el corazón.
• El berilio puede también causar reacciones alérgicas en personas que son hipersensibles a los productos químicos.
EFECTOS AMBIENTALES DEL BERILIO
* El berilio entra en el aire, agua y suelo como resultado de procesos naturales y actividades humanas. Esto ocurre de forma natural en el medio ambiente en pequeñas cantidades. El hombre añade berilio a través de la producción de metal y de la combustión de carbón y aceite.
MAGNESIO
El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Su masa atómica es de 24.31. Es el séptimo elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de la corteza terrestre y el tercero más abundante disuelto en el agua de mar. El ion Magnesio es esencial para todas las células vivas. El metal puro no se encuentra en la naturaleza. Una vez producido a partir de las sales de magnesio, este metal alcalino-térreo es utilizado como un elemento de aleación.
General Nombre, símbolo, número Magnesio, Mg, 12 Serie química Metales alcalinotérreos Grupo, periodo, bloque 2, 3 , s Densidad, dureza Mohs 1738 kg/m³, 2,5
Propiedades atómicas Masa atómica 24,305 u Radio medio† 150 pm Radio atómico calculado 145 pm Radio covalente 130 pm Radio de Van der Waals 173 pm Configuración electrónica [Ne]3s2 Estados de oxidación (óxido) 2 (base fuerte) Estructura cristalina Hexagonal
Propiedades físicas Estado de la materia sólido (paramagnético) Punto de fusión 923 K Punto de ebullición 1363 K Entalpía de vaporización 127,4 kJ/mol Entalpía de fusión 8,954 kJ/mol Presión de vapor 361 Pa a 923 K Velocidad del sonido 4602 m/s a 293,15 K
el magnesio,no se encuentra en la naturaleza en estado libre (como metal), sino que forma parte de numerosos compuestos, en su mayoría óxidos y sales. El magnesio elemental es un metal liviano, medianamente fuerte, color blanco plateado. En contacto con el aire se vuelve menos lustroso, aunque a diferencia de otros metales alcalinos no necesita ser almacenado en ambientes libres de oxigeno, ya que esta protegido por una fina capa de oxido
HISTORIA
El nombre procede de magnesia, que en griego designaba una región de Tesalia. El inglés Joseph Black, reconoció el magnesio como un elemento químico en 1755, en 1808 Sir Humphrey Davey obtuvo metal puro mediante electrólisis de una mezcla de magnesia y HgO.
También el Mg se ocupa mucho para fabricar fuegos artificiales
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN
El magnesio es el séptimo elemento más abundante en la corteza terrestre, sin embargo no se encuentra libre, aunque entra en la composición de más de 60 minerales, siendo los más importantes industrialmente los depósitos de dolomía, dolomita, magnesita, brucita, carnalita y olivino.
En los EE.UU. el metal se obtiene principalmente por electrólisis del cloruro de magnesio, método que ya empleara Bunsen, obtenido de salmueras y agua de mar.
APLICACIONES
• El uso principal del metal es como elemento de aleación del aluminio, empleándose las aleaciones aluminio-magnesio en envases de bebidas.
• El hidróxido (leche de magnesia), el cloruro, el sulfato (sales Epsom) y el citrato se emplean en medicina.
• El polvo de carbonato de magnesio (MgCO3) es utilizado por los atletas como gimnastas y levantadores de peso para mejorar el agarre de los objetos.
• Otros usos incluyen flashes fotográficos, pirotecnia y bombas incendiarias.
USOS
• Es utilizado para tratar problemas digestivos asociados al tránsito intestinal, como el de colon irritable. Este es el caso de algunas estaciones termales (como la de Châtelguyon[1] ) con aguas muy ricas en magnesio y que proponen tratamientos digestivos, urinarios y anti-estrés.
• Contra el Blefaroespasmo tomado como suplemento de Cloruro de Magnesio resulta ser efectivo en algunos casos.
QUIMICA DEL MAGNESIO
El magnesio metálico se oxida lentamente en el aire a temperatura ambiente, pero con gran vigor cuando se calienta. Al arder el magnesio despide una intensa luz blanca. La combustión de magnesio pulverizado se utilizaba como fuente de iluminación en los primeros tiempos de la fotografía:
2Mg(s) + O2 (g) 2MgO(s)
La reacción de combustión es tan vigorosa que no se puede extinguir mediante un material convencional para apagar incendios, como el CO2 .El magnesio encendido reacciona incluso con el CO2
para dar oxido de magnesio y carbono. 2Mg(s) + CO2 (g) 2MgO(s) + C(s)
En cuanto a su química, el magnesio difiere del resto de los metales del grupo II. Por ejemplo, si se calientan los cloruros de calcio, estroncio o bario se desprenden en forma de vapor los moléculas de agua unidas a ellos y queda el cloruro metálico anhídrido.
CaCl2 - 2H2O(S) CaCl2(s) + 2H2O(g)
En cambio, el monohidrato de cloruro de magnesio se descompone al calentarse para dar hidroxicloruro de magnesio y cloruro de hidrogeno gaseoso.
MgCl2 – H2O(s) Mg(OH)Cl(s) + HCl(g)
EFECTOS DEL MAGNESIO SOBRE LA SALUD
Inhalación: el polvo de magnesio puede irritar las membranas mucosas o el tracto respiratorio superior. Ojos: daños mecánicos o las partículas pueden incrustarse en el ojo. Visión directa del polvo de magnesio ardiendo sin gafas especiales puede resultar en ceguera temporal, debido a la intensa llama blanca. Piel: Incrustación de partículas en la piel. Ingestión: Poco posible; sin embargo, la ingestión de grandes cantidades de polvo de magnesio puede causar daños.
EFECTOS AMBIENTALES DEL MAGNESIO
Hay muy poca información disponible acerca de los efectos ambientales de los vapores de óxido de magnesio. Si otros mamíferos inhalan vapores de óxido de magnesio, pueden sufrir efectos similares a los de los humanos. En un espectro del 0 al 3, los vapores de óxido de magnesio registran un 0,8 de peligrosidad para el medioambiente. Una puntuación de 3 representa un peligro muy alto para el medioambiente y una puntuación de 0 representa un peligro insignificante.
CALCIO
El calcio es un metal alcalinotérreo blando, maleable y dúctil que arde con llama roja formando óxido de calcio y nitruro. Las superficies recientes son de color blanco plateado pero palidecen rápidamente tornándose levemente amarillentas expuestas al aire y en última instancia grises o blancas por la formación del hidróxido al reaccionar con la humedad ambiental. Reacciona violentamente con el agua para formar el hidróxido Ca(OH)2 desprendiendo hidrógeno.
General
Nombre, símbolo, número Calcio, Ca, 20
Serie química Metales alcalinotérreos
Grupo, periodo, bloque 2 (IIA), 4, s
Densidad, dureza Mohs 1550 kg/m³, 1,75
Propiedades atómicas
Masa atómica 40,078 u
Radio medio† 180 pm
Radio atómico calculado 194 pm
Radio covalente 174 pm
Radio de Van der Waals Sin datos
Configuración electrónica [Ar]4s²
Estados de oxidación (óxido)
2 (base fuerte)
Estructura cristalina Cúbica centrada en las caras
Propiedades físicas
Estado de la materia Sólido (paramagnético)
Punto de fusión 1115 K
Punto de ebullición 1757 K
Entalpía de vaporización 153,6 kJ/mol
Entalpía de fusión 8,54 kJ/mol
Presión de vapor 254 Pa a 1112 K
Velocidad del sonido 3810 m/s a 293,15 K
Elemento químico secundario que se
encuentra en el medio interno de los
organismos como ion(ca) o formando
parte de otras moléculas; en algunas
seres vivos se halla precipitado en
forma de esqueleto interno o externo.
Los iones de calcio actúan de cofactor
en muchas reacciones enzimáticas,
interviene en el metabolismo del
gluconeo, junto al K y NA regulan la
contracción muscular.
HISTORIA
El calcio (del latín calx, calcis, cal) fue descubierto en 1808 por Humphry Davy mediante electrólisis de una amalgama de mercurio (elemento) y cal. Davy mezcló cal humedecida con óxido de mercurio que colocó sobre una lámina de platino, el ánodo, y sumergió una parte de mercurio en el interior de la pasta que hiciera de cátodo; por electrólisis obtuvo una amalgama que destilada dejó un residuo sólido muy oxidable, aunque ni siquiera el mismo Davy estaba muy seguro de haber obtenido calcio puro; con posterioridad Bunsen en 1854 y Matthiessen en 1856 obtuvieron el metal por electrólisis del cloruro de calcio, y Henri Moissan obtuvo calcio con una pureza del 99% por electrólisis del yoduro.
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN
Es el quinto elemento en abundancia en la corteza terrestre (3,6% en peso) pero no se encuentra en estado nativo sino formando compuestos con gran interés industrial como el carbonato (calcita, mármol, caliza y dolomita) y el sulfato (aljez, alabastro) a partir de los cuales se obtienen la cal viva, la escayola, el cemento, etc.; otros minerales que lo contienen son fluorita (fluoruro), apatito (fosfato) y granito (silicato).
El metal se aísla por electrólisis del cloruro de calcio (subproducto del proceso Solvay) fundido:
· cátodo: Ca2+ + 2 e- → Ca · ánodo: Cl- → ½ Cl2 (gas) + e-
QUIMICA DEL CALCIO
El calcio tiene seis isótopos estables de los cuales el Ca-40 es el más abundante (97%). El Ca-40 y el Ar-40 son productos de la desintegración del K-40, pero mientras que el segundo se ha usado para la datación en geología, la prevalencia del isótopo Ca-40 en la naturaleza ha impedido hacer lo mismo con el calcio.
EFECTOS SOBRE LA SALUD
Es un componente esencial para la preservación del esqueleto y dientes de los humanos. También asiste en funciones de los nervios y musculares. El uso de más de 2,5 gramos de calcio por día sin una necesidad médica puede llevar a cabo el desarrollo de piedras en los riñones, esclerosis y problemas en los vasos sanguíneos.
La falta de calcio es una de las causas principales de la osteoporosis. La osteoporosis es una enfermedad caracterizada por una fragilidad de los huesos producida por una menor cantidad de sus componentes minerales, lo que disminuye su densidad.
EFECTOS SOBRE EL MEDIO AMBIENTE
El fosfato de calcio es muy tóxico para los organismos acuáticos.
ESTRONCIO
El estroncio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sr y su número atómico es 38.
General
Nombre, símbolo, número Estroncio, Sr, 38
Serie química Metal alcalinotérreo
Grupo, periodo, bloque 2, 5, s
Densidad, dureza Mohs 2.630 kg/m³, 1,5
Propiedades atómicas
Masa atómica 87,62 u
Radio medio† _ pm
Radio atómico calculado 219 pm
Radio covalente 37 pm
Radio de Van der Waals Sin datos
Configuración electrónica [Kr]5s²
Estados de oxidación (óxido)
2 (base fuerte)
Estructura cristalina Cúbica centrada en las caras
Propiedades físicas
Estado de la materia Sólido (paramagnético)
Punto de fusión 1050 K
Punto de ebullición 1655 K
Entalpía de vaporización 144 kJ/mol
Entalpía de fusión 8,3 kJ/mol
Presión de vapor 246 Pa a 1042 K
Velocidad del sonido sin datos
El estroncio es un metal blando de
color plateado brillante, algo
maleable, que rápidamente se
oxida en presencia de aire
adquiriendo un tono amarillento
por la formación de óxido, por lo
que debe conservarse sumergido
en queroseno.
HISTORIA
El estroncio fue identificado en las minas de plomo de Strontian (Escocia), de donde procede su nombre, en 1790 por Adair Crawford en el mineral estroncianita distinguiéndolo de otros minerales de bario. En 1798 Klaproth y Hope lo descubrieron de forma independiente. El primero en aislar el estroncio fue Humphry Davy, en 1808, mediante electrólisis de la estronciana —óxido de estroncio— de donde proviene el nombre del metal.
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN
El estroncio es un elemento abundante en la naturaleza representando una media del 0,034% de todas las rocas ígneas y se encuentra mayoritariamente en forma de sulfato (celestita) y carbonato (estroncianita).
El metal se puede extraer por electrólisis del cloruro fundido mezclado con cloruro de potasio:
(cátodo) Sr2+ + 2e– → Sr (ánodo) Cl– ½Cl2 (gas) + e– o bien por aluminotermia, es decir, reducción del óxido con
aluminio en vacío a la temperatura de destilación del estroncio.
QUIMICA DEL ESTRONCIO
El estroncio tiene cuatro isótopos naturales estables: Sr-84 (0,56%), Sr-86 (9,86%), Sr-81 (7,0%) y Sr-88 (82,58%). Únicamente el isótopo Sr-87 es radiogénico, producto de la desintegración de rubidio-87. Por tanto, el Sr-87 puede tener dos orígenes: el formado durante la síntesis nuclear primordial (junto con los otros tres isótopos estables) y el formado por el decaimiento del rubidio. La razón Sr-87/Sr-86 es el parámetro típicamente utilizado en la datación radiométrica de la investigación geológica, encontrándose entre valores entre 0,7 y 4,0 en distintos minerales y rocas.
EFECTOS DEL ESTRONCIO SOBRE LA SALUD
Los compuestos del estroncio que son insolubles en agua pueden llegar a ser solubles en agua, como resultado de reacciones químicas. Los compuestos solubles en agua constituyen una mayor amenaza para la salud de los humanos que los compuestos insolubles en agua. Además, las formas solubles del Estroncio tienen la oportunidad de contaminar el agua. Afortunadamente las concentraciones en agua potable son a menudo bastante bajas.
EFECTOS AMBIENTALES DEL ESTRONCIO
El Estroncio en su estado elemental ocurre de forma natural en muchos compartimentos del medio ambiente, incluyendo rocas, suelo, agua y aire. Los compuestos del estroncio pueden moverse a través del medio ambiente con bastante facilidad, porque mucho de los compuestos son soluble en agua.
BARIO
Propiedades químicas Reacciona con el agua y se oxida rápidamente en aire húmedo. El
elemento es tan reactivo que no existe en estado libre en la naturaleza, siempre se encuentra formando compuestos con halógenos, aunque también se presenta en forma de nitratos o sulfatos no solubles en agua. Algunos de sus compuestos se consideran gemas.
Propiedades físicas Punto de Ebullición: 1640 °C Punto de Fusión: 725 °C Densidad: 3,5
g/ml Color: plateado. Olor: inodoro. Aspecto: sólido frágil y blando. Cualquier sal de bario, expuesta al fuego del mechero de Bunsen (el más adecuado para este experimento), colorea la llama de un verde intenso, aún más que el del cobre,el bario es también utilizado para los juegos piritecnicos.
RADIO
El radio es un elemento químico de la tabla periódica. Su símbolo es Ra y su número atómico es 88.
Es de color blanco inmaculado, pero se ennegrece con la exposición al aire. El radio es un alcalinotérreo que se encuentra a nivel de trazas en minas de uranio. Es extremadamente radiactivo. Su isótopo más estable, Ra-226, tiene un periodo de semidesintegración de 1.602 años y se transmuta dando radón.
Cuando se mezcla con berilio, es una fuente de neutrones para experimentos físicos.
El cloruro de radio se usa en medicina para producir radón, que se usa en tratamientos contra el cáncer.
