Metales alcalinos térreos (grupo II) (página 2)

MII(s)   +  
2 H2O   =  
M(OH)2(ac)  +  H2(g)

Los metales del grupo 1 son todos blandos (ver
Fig. 1) y muy ligeros, de bajas temperaturas de fusión, como cabe esperar
del débil enlace metálico al cual cada átomo aporta sólo un
electrón. Todos cristalizan con empaquetamiento cúbico
centrado en el cuerpo (body centered cubic – bcc), lo que sin
dudas está relacionado con la regularidad en sus
propiedades.

Los del Grupo 2 son relativamente más duros si se les
compara con los del grupo 1, y este hecho, así como el resto
de sus propiedades refleja el aporte de dos electrones por
átomo al enlace. Las estructuras cristalinas de los
metales son diferentes en este grupo.

Los metales del grupo 2 también reaccionan
rápidamente con el oxígeno, pero mucho
más lentamente que los alcalinos

El magnesio también reacciona directamente con el
nitrógeno a alta temperatura, y es el
único que forma el
MII3N2 iónico, ya que
los restantes metales alcalino-térreos forman además
compuestos con otra estequiometria.

Todos, con excepción del berilio, reaccionan directamente
con el hidrógeno a temperaturas
entre 300 y 700 oC produciendo hidruros de tipo
iónico o salino. El berilio forma hidruros de tipo
polimérico. Aunque le formación del ion
H- es endotérmica, los bajos potenciales de
ionización de estos metales, así como la formación
exotérmica de las redes iónicas hacen posible la
existencia del poco estable ion hidruro:

Con excepción del berilio y el magnesio, todos reaccionan
con el agua a temperatura ambiente, incrementándose
la velocidad de estas reacciones
al aumentar el número atómico (la del litio es lenta a
25 oC). El magnesio reacciona lentamente en
frío y sólo si está finamente dividido.

BERILIO

El Berilio es un metal raro, se presenta en la naturaleza formando diversos
compuestos minerales. Constituye
aproximadamente el 0.006% de la corteza terrestre. El mineral
berilo  Be O Al O Si O, es la fuente principal del berilio.
Los berilos incluyen las piedras preciosas, esmeralda y
aguamarina.

El berilio puro se obtiene transformando en primer lugar la
mena en el oxido de berilio (Be O). Entonces el oxido se
convierte en el cloruro o fluoruro. El fluoruro de berilio se
calienta en un horno a 1000 C aproximadamente en presencia de
magnesio para producir berilio metálico.

PROPIEDADES

El berilio es un metal blanco plateado, duro de baja densidad y punto de fusión
alto, que presenta propiedades diferenciables del resto, por lo
que es considerado, en muchos casos en forma particular, ya que
su comportamiento químico
presenta una similitud con el aluminio (por la relación
diagonal).

Este elemento presenta un carácter más
anfótero que los otros elementos de este grupo. Su
átomo tiene el menor radio atómico y es
comparativamente bastante electronegativo. Es por ello que al
reaccionar con otro átomo, generalmente la diferencia en la
electronegatividad no es muy grande y el Be forma uniones
covalentes.

·           
Por la acción del aire, se recubre de una capa de
Be O que preserva el metal de un ataque posterior, por otro lado
el Be O presenta reactividad con el agua, probablemente su
comportamiento deba ser atribuido al hecho de que la unión
de esos dos elementos, se realiza mediante enlaces covalentes. En
los demás óxidos, las uniones son de tipo
iónico.

·           
Por las mismas reacciones expuestas anteriormente, la cubierta de
Be O formada, determina que el berilio no sea atacado por el
acido nítrico.

·           
El berilio puede reaccionar con los hidróxidos alcalinos, en
solución acuosa, por su carácter anfótero, con
desprendimiento de H.

Be + OH +
H2O                             
H Be O + H

Esta reacción, recalcamos, no se produce con los
demás elementos del  grupo ns.

·       El hidróxido
de berilio por su comportamiento anfótero, reacciona con
exceso de álcalis, formando berilatos.

Be (OH) + Na
OH       
         
                  Na
Be O + H2O

·       El carburo de
berilio, de formula Be C reacciona con agua produciendo metano.

APLICACIONES

·       Muchas piezas de
aviones supersónicos están hechas de aleaciones de berilio, por su
ligereza, rigidez y poca dilatación.

·       Añadiendo Be a
algunas aleaciones se obtienen a menudo productos de gran resistencia al calor, a la corrosión.

·       Aparte de su
importancia en la fabricación de los aviones
supersónicos y los tubos de rayos X, el berilio se usa en
ordenadores de computadoras, televisión y cubiertas
protectoras del cuerpo.

Por otro lado es importante destacar que el berilio y sus
compuestos son extremadamente tóxicos.

Las intoxicaciones son producidas
fundamentalmente por la inhalación del polvo o por su
contacto con la piel, que se manifiesta en
irritaciones y lesiones en las vías respiratorias pudiendo
dañar incluso los pulmones (bronquitis, neumonía, dermatitis, las denominada
"enfermedad del berilio" o beriliosis).

Ciclo silicatos: Como su nombre lo
indica se caracterizan por presentar grupos cerrados. éstos
pueden tener tres, cuatro o seis tetraedros. Se destacan el
berilo (portador de aluminio y berilio)

ESTRONCIO

Propiedades

ESTADO NATURAL

El Estroncio se presenta como carbonato y conocido como
estroncianita, y también como sulfato, celestina .Es mucho
más escaso que el calcio y el bario.

PROPIEDADES

En sus propiedades el  estroncio se parece al calcio. Es
un metal blanco de peso específico bajo (2.6) y es
químicamente mas reactivo que el calcio.

OBTENCIÓN

Para la preparación del estroncio metálico, pueden
emplearse métodos similares a los
utilizados para el calcio. Generalmente es obtenido por
electrolisis del cloruro.

COMPUESTO DEL ESTRONCIO

Oxido de Estroncio: Se prepara en gran escala calentando el carbonato en
vapor sobrecalentado, se desprende anhídrido carbónico
y se forma hidróxido de Estroncio.

          
                            SrCO3
+ H2O→Sr (OH)2 + CO2

El oxido de estroncio se prepara también comercialmente a
partir de la celestina. Calentándola con carbón y
tratando el sulfuro formado con soda caustica. El sulfuro de
sodio es eliminado por medio de agua y el hidróxido de
estroncio es convertido en oxido por calentamiento.

           
                            SrSO4
+ 4C→ SrS + 4CO

         
                              SrS
+ 2Na OH→Sr (OH) 2 + NaS

El oxido de estroncio se parece a la cal viva. Se apaga
análogamente por adición de agua.

Hidróxido de Estroncio: Puede ser preparado a partir de
la celestina. Es una base mas fuerte que la cal apagada. Se usa
extensamente en la refinación del azúcar, ya que se combina
con la sacarosa formando sacarato insoluble, del que puede
regenerarse el azúcar por medio de de anhídrido
carbónico, precipitando carbonato de estroncio. De este modo
por su empleo puede extraerse una
cantidad inferior de azúcar de las melazas que quedan
después de separar cristalizado del azúcar de primero
extracción.

Carbonato de Estroncio: existe nativo como estroncianita, y se
prepara comercialmente de la celestina por fusión de
carbonato de sodio.

Nitrato de Estroncio: se prepara técnicamente
precipitando soluciones concentradas de
cloruro de estroncio y nitrato de sodio. S

Sulfato de Estroncio: es poco soluble en agua.

Cloruro de Estroncio: es preparado comercialmente por
acción de cloruro de calcio sobre el carbonato de estroncio.
Es muy soluble en agua.

APLICACIONES

Hasta ahora no se ha encontrado uso para el metal mismo,
aunque se ha sugerido su empleo en células foto eléctrica.
Algunos de sus compuestos tienen uso comercial. Por ejemplo el
hidróxido se emplea en la refinación del azúcar y
en nitrato en la preparación de fuegos de artificios.

Estroncita

BARIO

ESTADO NATURAL

 Constituye el 0.0425 % de la corteza terrestre. Se lo
encuentra combinado. El principal mineral de bario es el sulfato,
conocido como baritina.

PROPIEDADES

Es un metal blanco plateado. Es blando, muy reactivo y se
inflama espontáneamente si es expuesto al aire cuando esta
finamente dividido. Se lo conserva en petróleo u otros
líquidos o atmosferas que lo aíslan del oxigeno.

OBTENCIÓN

El bario es uno de los metales más difíciles de
separar. Ha sido obtenido por electrolisis del cloruro de bario
fundido, es preferible utilizar la reducción del Ba con
aluminio o silicio a temperaturas de 1200ºC, a presiones
reducidas.

             
                    3BaO
+ 2Al→Al2O3 + 3Ba

APLICACIONES

El bario metálico tiene pocas aplicaciones
prácticas, aunque a veces se usa para recubrir conductores
eléctricos en aparatos eléctricos y en sistemas de incendio de
automóviles. El BaSO4 (baritina) se utiliza también
como material de relleno por los productos de caucho, y en pinturas. La
baritina BaSO4 opaca a los rayos X, se utiliza para examinar por
rayos X el sistema gastrointestinal. Es
insoluble en agua (por lo que no es venenoso), absorbe 
también los rayos X.

BARITINA

RADIO

ESTADO NATURAL

El radio se forma por la desintegración radiactiva del
uranio y por lo tanto se encuentra en todos los minerales de
Uranio. Se extrae del mineral añadiéndole un compuesto
de bario que actúa como "portador".

PROPIEDADES

Este metal se oxida rápidamente en el aire.

APLICACIONES

La radiación emitida por el
radio tiene efectos nocivos sobre las células vivas, y la
exposición excesiva
produce quemaduras. Sin embargo las células cancerígenas son a menudo
más sensibles a la radiación que las células
normales y dichas células pueden ser destruidas, sin
dañar seriamente el tejido sano, controlando la intensidad y
la dirección de la
radiación. El radio se utiliza actualmente en el tratamiento
de unos pocos tipos de cáncer.

Grupo II (metales alcalino –
térreos)

Materiales: 1 vaso de 250 ml.

1 tubo de
ensayo de 15×150

1 erlenmeyer de 125

1 pinza para crisol

Ca(s), 2 tiras de Mg(s), indicador fenolftaleína

1 balón de 100 ml.

Procedimiento 1:

– Eche 60 ml. De agua en un vaso de 250 ml.

– Llene el tubo de ensayo hasta el borde, y
adiciónele 4 gotas de indicador fenolftaleína.
Sosténgalo con una mano sobre el vaso.

– Prepare un pedazo de papel periódico humedecido (de
unos 2×2 cm.) sosténgalo con la mano libre, bien
próximo a la boca del tubo y lista para taparlo.

– Luego echamos dentro del tubo con agua el pedacito de calcio
y procedemos a tapar el tubo con el papel, invertimos e
introducimos en el agua dejándolo boca abajo en el
fondo.

Observaciones y Conclusiones:

– Del trocito de calcio salen burbujas y este sube y baja
dentro del tubo pequeño, la reacción es más o
menos rápida. También se observa que el agua empieza a
tomar un color violeta hacia rojo y el
agua que se encontraba dentro del tubo de ensayo empieza a ser
desplazado por las burbujas que salen de la reacción del
calcio con el H2O.

El calcio al reacciona con el agua según:

Ca(s) + 2H2O  Ca(OH)2(ac) +
H2(g)  H < 0

Las burbujas que se ven es del gas H2 producido y es
el causante del desplazamiento del agua, y se forma la base
Ca(OH)2 es por ello que el agua toma un color
violeta.

Procedimiento 2:

– Llenar con agua hasta la mitad del balón de 100 ml. Y
hervir luego colocamos dos tiras de magnesio juntas y retorcidas,
sujetados por un extremo por la pinza para crisol y acercarlas al
mechero. Luego acercarlas a la boca del balón. Cuando el
vapor de agua haya desalojado todo el aire, observe bien la llama
del magnesio.

Observaciones y Conclusiones:

– El magnesio al acercarlo a la llama se observa a una
luz
intensa.

– Al dejar caer el magnesio salen burbujas y se mueve por todo
el recipiente, una parte del magnesio se puso de color blanco y
el agua se tornó de color violeta.

– Cuando el magnesio toca la llama comienza su oxidación,
el óxido resultante es el residuo sólido de color
blanco.

– El magnesio necesita energía para reaccionar con el
agua por eso fue necesario que para reaccionar con el agua,
ésta estuviera en ebullición.

– El magnesio cuando reacciona con el agua

El magnesio descompone el agua con la liberación de
hidrógeno según:

Mg + H2O  MgO + H2

– El magnesio al someterlo a la llama la colorea
característicamente.

– El calcio y magnesio son los más abundantes en la
naturaleza (con respecto a los metales alcalinos
térreos).

GRUPO II

METALES ALCALINOS TERREOS

Autor:

Profesor Marcelo Lazarte

Ledesma Jujuy, Argentina