El grupo 2 o alcalinotérreos

En la nomenclatura IUPAC moderna, a los elementos alcalinotérreos se les llama grupo 2, este grupo contiene al Berilio Be, Magnesio Mg, Calcio Ca, Estroncio Sr, Bario Ba y al Radio Ra. Y pertenecen al bloque S de la tabla periódica.

Este grupo debe su nombre a los óxidos que forman, los cuales forman soluciones básicas. “Térreo” es un viejo término aplicado por los primeros químicos para referirse a sustancias insolubles en agua y resistentes al calor. Cuando hacen ignición emiten un color distinguible, con excepción del Be y Mg, que emiten una luz blanca y brillosa.

Antoine Lavoisier,en su libro “tratado de los elementos químicos” de 1789, los llamó elementos que forman sales térreas, luego sugirió que quizás sean oxidos metálicoas, pero admitió que eran solo conjeturas. En 1808, guiado por la idea de Lavoisier, Humphry Davy fue el primero en obtener muestras de estos metales por electrólisis de las “tierras” fundidas.

Sir Humphry Davy, Bt

Reaccionan con los elementos halógenos (grupo 7) para formar sales iónicas, y con el agua forman fuertes hidróxidos alcalinos (bases). Sin embargo, hay algunas excepciones, el Berilio NO reacciona con agua incluso con altas temperaturas (Vapor) y sus halogenuros son covalentes. El magnesio reacciona únicamente con vapor y el Calcio con agua caliente

X + 2H2O → X(OH)2 + H2

Cualquier element del grupo 2, excepto Be

Tienen propiedades metálicas típicas, a diferencia de los metales Alcalinos (grupo 1) son más duros, densos y con puntos de fusión mucho más altos (energía de ionización).

TABLA I.- Propiedades de los elementos del grupo 2A.

TABLA I.- Propiedades de los elementos del grupo 1A.

Sus energías de ionización son de las más bajas, aunque no tan bajas como las del grupo 1 por lo que tienen tendencia a oxidarse, es decir, formar iones positivos al perder electrones

Primera energias de ionización vs Numero atómico

Be2+

Carga de iones

BePeso atómico 9.013Densidad (g/cm3) 1.85Punto de fusion (K) 1560Punto de ebullición (K) 2742Calor de vaporización (kJ/mol) 297Calor de fusión (kJ/mol) 12.2Electronegatividad (Escala de Pauling) 1.571a Energía de ionización (kJ/mol) 899.52a Energía de ionización (kJ/mol) 1757.13a Energía de ionización (kJ/mol) 14848.7Estructura Crstalina Hexagonal

El berilio tiene una rigidez excepcional y un punto de fusión razonablemente alto, su módulo de elasticidad es 50% mayor que el acero o cual lo hace un buen conductor acústico. El berilio se encuentra encima del aluminio en las series electroquímicas, por lo que se esperaría una mayor actividad química que el aluminio, sin embargo casi no reacciona con el aire y menos con el agua, aún al rojo vivo debido a una capa de óxido que le cubre, una vez que enciende, el berilio se quema de forma brillosa y forma una mezcla de BeO con Be3N2.

Los isotopos más comunes del Be son el berilio-10 y el berilio-9, este es el único isótopo estable.

Be2+

La producción del Berilio es un proceso complicado y que consume mucha energía. Durante el siglo 19 se obtenía a través de la electrólisis de una mezcla de BeF2 y NaF, pero era un proceso que consumía mucha energía. Hasta 1957 se logro producir Berilio puro, reduciendo sus componentes con potasio o sodio metálico.

Actualmente la mayoría del berilio se produce reduciendo el BeF2 con magnesio puro, la reacción que se lleva a cabo es la siguiente: BeF2 + Mg → MgF2 + Be, el precio en el mercado de lingotes de berilio fundido al vacío era de $745 por kilogramo. USA, China y Kazakhastan, son los únicos tres países que producen erilio a escala industrial. La producción mundial de Berilio a decaído de 343 a 200 toneladas, y USA produce el 88%.

Aplicaciones conocidas

Ventanas de radiación.- Forman parte de los tubos de rayos X, también las bases para las muestras son hechas de berilio.

Aplicaciones mecánicas.- Es usado en los componentes estructurales en las industrias de defensa y aeroespaciales en aeronaves de alta velocidad (supersónicas) y satélites de comunicación.

Espejos de Berilio.- Son usados en los sistemas ópticos de guía para tanques de guerra y telescopios espaciales.

Herramientas diamagnéticas.- Este tipo de herramientas fabricadas con berilio puro es usado en los departamentos anti-explosivos de fuerzas armadas.

Diseño de armas nucleares.- Placas o láminas delgadas de berilio son usadas como pequeños reactores nucleares de berilio.

http://www.mercadosdelasenergias.com/noticia/1420/

PELIGROSIDAD

La toxicidad del berilio depende mucho del tiempo de exposición así como la forma en que se maneja. Es considerado un cancerígeno y también produce una enfermedad granulomatoa en los pulmones por exposición al berilio, la cual fue reportada por primera vez en Europa en 1933 y en USA en 1943 en los trabajadores de las plantas manufacturadoras de berilio y entre los que diseñan bombas nucleares. Ya que al principio se llevaba a la boca los componentes a examinar, buscando un sabor dulce, a fin de detectar la presencia del berilio. El berilio debe ser manejado con extrema precaución, ya que una exposición prolongada produce cáncer de pulmones.

MgPeso atómico 24.305Densidad (g/cm3) 1.738Punto de fusion (K) 923Punto de ebullición (K) 1363Calor de vaporización (kJ/mol) 128Calor de fusión (kJ/mol) 8.48Electronegatividad (Escala de Pauling) 1.311a Energía de ionización (kJ/mol) 737.72a Energía de ionización (kJ/mol) 1450.73a Energía de ionización (kJ/mol) 7732.7Estructura Crstalina Hexagonal

El magnesio es un elemento muy fuerte, de color plateado y tiene una densidad del 66.66% del aluminio, lo que lo hace muy ligero, se opaca ligeramente al ser expuesto al aire libre, aunque tiene una capa delgada de ´+oxido que lo hace impermeable y es muy difícil de eliminar.

Reacciona con agua líquida a temperatura ambiente, aunque reacciona más lentamente que el calcio, aunque en forma de polvo reacciona mucho más rápidamente, de igual forma si se aumenta la temperatura. Reacciona de forma exotérmica con la mayoría de los ácidos, como el ácido clorhídrico, produciendo cloruros del metal e hidrógeno gaseoso.

Es un metal altamente flameable y una vez que hace ignición es muy difícil extinguirlo, por este motivo fue usado en las bombas incendiarias durante la segunda guerra mundial, produce una luz blanca brillante con fuerte ultravioleta. Las temperaturas de la flama pueden alcanzar los 3,100 °C aunque es una flama baja, alrededor de 300 mm.

Tiene tres isótopos estables, Magnesio-24,25 y 26, y se encuentran presentes en cantidades significativas, alrededor del 79% del Mg es Magnesio-24. El isótopo Magnesio-28 es radioactivo.

Aun cuando se encuentra en más de 60 minerales, no todos son de interés comercial, en la producción de magnesio el agua de mar juega un papel muy importante, se añade Ca(OH) 2

(hidróxido de calcio) para precipitar Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio), según la siguiente reacción: MgCl2 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + CaCl2 , este precipitado se filtra y se hace reaccionar con el HCl para formar cloruro de magnesio: Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O. Y con la electrólisis se produce

magnesio.

USA ha sido tradicionalmente el mayor productor de Mg, produce el 45% del total mundial desde 1995. Sin embargo China ha incrementado su participación en el mercado del 4% al 60%, y depende casi totalmente de un proceso diferente para obtener el magnesio, lo hace a través de la reducción de óxido a altas temperaturas con silicon.

El magnesio constituye aproximadamente el 2% de la masa en la corteza terrestre, donde es el octavo elemento más abundante y es el 11avo elemento más abundante en el cuerpo humano, sus iones son esenciales para las células porque participan en el manejo de ATP, ADN Y RNA, y cientos de enzimas requieren de iones de magnesio para realizar sus funciones.

PAPEL BIOLÓGICO DEL MAGNESIO

El magnesio es esencial para los procesos vitales de la células y el manejo de los ácidfos nucleicos básicos (ATP, ADN y ARN). Más de 300 enzimas requieren la presencia de iones de magnesio para sus procesos catalizadores. También las plantas utilizan el magnesio como el centro regulador de la clorofila. Es un componente vital en la dieta humana y una deficiencia de magnesio produce enfermedades crónicas como el asma, diabetes y osteoporosis.

La concentración de magnesio en el plasma es usado como referencia para diagnosticar víctimas potenciales de envenenamiento y sobredosis. Incluso se especula sobre la relación entre una deficiencia de magnesio y la depresión.

Aplicaciones conocidas

Componentes de automóviles.- La tendencia actual es producir rines con aleaciones de aluminio-magnesio. Muchos automóviles de carreras fueron construidos con aleaciones de magnesio debido a su peso ligero. En 2006, BMW renovó el interés por utilizar aleaciones de magnesio

Dispositivos tecnológicos.- Encendedores, afeitadoras, tajadores, cintas y dispositivos electrónicos son hechos de magnesio.

Componentes biológicos.- Se incluyen sales de magnesio en los fertilizantes, medicinas y alimentos.

FLASH DE FOTOGRAFÍA

http://fotofilos.wordpress.com/category/fotografos/

PELIGROSIDAD

Las aleaciones de magnesio son inflamables y una vez encendidas o ardiendo, reaccionan de forma violenta con el agua. Cuando se usa para soldadura, se tiene que emplear gafas especiales porque produce rayos UV que pueden dañar permanentemente las retinas de los ojos.

Es capaz de reducir el agua y producir el altamente inflamable gas hidrógeno: Mg (s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2 (s) + H2 (g). Por tanto, el agua no debe usarse para extinguir incendios donde haya magnesio, ni tampoco extinguidores a base de diózido de carbono: 2 Mg (s) + CO2 → 2 MgO (s) + C (s). Lo más recommendable es el químico seco Clase D o cubrir el fuego con arena seca para cortar el suministro de aire.

CaPeso atómico 40.078Densidad (g/cm3) 1.55Punto de fusion (K) 1115Punto de ebullición (K) 1757Calor de vaporización (kJ/mol) 154.7Calor de fusión (kJ/mol) 8.54Electronegatividad (Escala de Pauling) 11a Energía de ionización (kJ/mol) 589.82a Energía de ionización (kJ/mol) 1145.43a Energía de ionización (kJ/mol) 4912.4Estructura Crstalina FCC

El calcio es un metal reactivo y suave, sin embargo es un poco difícil cortarlo con ayuda de un cuchilo. Es de color plateado que se extrae con electrólisis de una sal fundida como el CaCl 2. Una vez expuesto al aire libre, forma rápidamente óxidos y nitruros de color gris-blanco. Es difícil de inflamar, pero una vez que hace ignición se quema con una flama brillante de color naranja-rojo. Reacciona con el agua líquida a temperatura ambiente, pero no genera mucho calor.

Es el alcalino térreo más ligero, tiene mayor resistividad eléctrica que el cobre o el aluminio, sin embargo debido a su ligereza es mejor conductor eléctrico que ambos. Aunque su uso es limitado por su alta reactividad con el aire. Es el 5° elemento más abundante, por masa, en el cuerpo humano.

Tiene 4 isótopos estables: Calcio-40,42,43,44 y dos más que por su largo tiempo de vida se consideran isótopos estables en la práctica, son: Calcio-46,48. El calcio no se encuentra de forma natural en su estado elemental, se encuentra mayormente en rocas sedimentadas.

PAPEL BIOLÓGICO DEL CALCIO

El calcio es muy importante en la dieta saludable necesaria para la vida. Aproximadamente el 99% del calcio en el cuerpo humano esta almacenado en los huesos y los dientes, el resto tiene importantes usos como neurotransmisores y como ayudan en la contracción muscular.

APLICACIONES

Como Agente reductor en la extracción de otros metales como el Uranio, Circonio y Torio.

Como componente de aleaciones con otros metales como aluminio, berilio, cobre y magnesio.

El CaCo3, es usado en la fabricación de cementos o morteros usados en la industria de la construcción.

El Ca3(AsO4)2 se usa en insecticidas.

El hipoclorito de calcio (Ca(OCl)2) se usa como desinfectante de piscinas, desodorante y fungicida.

ELEMENTO DE LOS HUESOS

Quimica – La Ciencia Central Brown (9ª edición) -Español

Peligrosidad

Comparado con otros metales el calcio es poco tóxico, por lo que es extremadamente raro algún caso de envenenamiento por calcio a menos que sea administrado intravenosamente. Sin embargo debe manejarse con cuidado ya que ocasionalmente reacciona violentamente con el agua. Algunos destapa caños contienen calcio metálico, para generar calor, hidróxidos de calcio y para saponificar y licuar las proteínas y grasas. Si se ingiere produce el mismo efecto en la boca, el esófago y estómago con consecuencias fatales. El exceso en el consumo de calcio en antiácidos y suplementos alimenticios, puede resultar en una falla potencial de los riñones.

SrPeso atómico 87.62Densidad (g/cm3) 2.64Punto de fusion (K) 1050Punto de ebullición (K) 1655Calor de vaporización (kJ/mol) 136.9Calor de fusión (kJ/mol) 7.43Electronegatividad (Escala de Pauling) 0.951a Energía de ionización (kJ/mol) 549.52a Energía de ionización (kJ/mol) 1064.23a Energía de ionización (kJ/mol) 4138Estructura Crstalina FCC

El estroncio es un metal de color gris, más suave que el Ca y más reactivo en agua líquida, con la que al contacto produce Sr(OH)2 (hidróxido de estroncio) y H2. Debido a su alta reactividad con el agua y el oxígeno, no se encuentra en la naturaleza de forma pura. Se almacena sumergido en hidrocarburos como el aceite mineral para evitar su oxidación. Si se expone al aire libre, rápidamente cambia su color a un color amarillo formando óxidos. Pero el polvo de estroncio reacciona de forma casi espontánea con el aire haciendo ignición a temperatura ambiente.

El principal productor de estroncio en 2007 fue China, seguido por España, México, Turquía, Argentina e Irán. Es el 15avo elemento más abundante en la tierra representando el 0.034% de las rocas y siendo encontrado principalmente como sulfato mineral de celestita (SrSO4) y carbonato de estroncio (SrCO3). Es usado mayormente en su forma de carbonato, y comúnmente se prepara por electrólisis de SrCl2 mezclado con KCl.

Tiene 4 isótopos estables: Estroncio-84,86,87,88, de los cuales el 82.58% se encuentra en forma de estroncio-88.

Aplicaciones conocidas

Tecnología.- Se usa principalmente en los vidrios de los tubos de rayos catódicos de los televisores a color.

Mecánica.- Es usado en aleaciones para fabricar motores de automóviles y bicicletas.

Neurología.- También es usado en estudios de neurotransmisores de neuronas.

Fuegos artificiales.- El Carbonato de estroncio es muy usado en fuegos artificiales, debido al profundo color rojo que genera al quemarse.

SUPLEMENTO PARA CORALES

http://www.aquanovel-online.com/advantagestron.htm

Precauciones

El estroncio puro es extremadamente reactivo y arde espontáneamente en presencia de aire por lo que se le considera un riesgo de incendio.

El cuerpo humano absorbe estroncio al igual que calcio. Las formas estables (no radiactivas) de estroncio no provocan efectos adversos significativos en la salud, pero el Sr-90 radiactivo se acumula en el cuerpo prolongando la exposición a la radiación y provocando diversos desórdenes incluido el cáncer en los huesos.El polvo de estroncio reacciona de forma casi espontánea con el aire haciendo ignición a temperatura ambiente.

BaPeso atómico 137.33Densidad (g/cm3) 3.51Punto de fusión (K) 1000Punto de ebullición (K) 2170Calor de vaporización (kJ/mol) 140.3Calor de fusión (kJ/mol) 7.12Electronegatividad (Escala Pauling) 0.891a Energía de ionización (kJ/mol) 502.92a Energía de ionización (kJ/mol) 965.23a Energía de ionización (kJ/mol) 3600Estructura Cristalina BCC

El Ba es un metal blando y de color blanco plateado. Se oxída rápidamente al exponerse al aire libre. Cuando hace ignición despide una flama verde. Sus compuestos simples son notables por su gravedad específica, esta alta densidad es muy común en los yacimientos minerales de Ba, donde se encuentra en forma de Baritina (BaSO4), también conocida como “mástil pesado” por su alta densidad (4.5 g/cm3).

Es un elemento altamente reductivo. Reacciona exotérmicamente con el oxígeno a temperatura ambiente formando Oxido de Bario (BaO) y peróxido de Bario (BaO2), debido a esto, las muestras de Ba se almacenan dentro de ollas de protección, dicha reacción se hace de forma aún más violenta si el Ba se encuentra en forma de polvo.

Este metal es fácilmente disuelto por los ácidos con excepción del ácido Sulfúrico (H 2SO4), el cual actúa como pasivante formando Sulfato de Bario (BaSO4) insoluble.

El Ba en forma natural se encuentra como una mezcla de siete isótopos estables, los más abundantes son los de Bario-138 (71.7%), aunque la mayoría de los 22 isótopos conocidos son radioactivos, de estos, el más notable es el Bario-133 que se utiliza como un calibrador estándar en los detectores de rayos gamma en estudios de física nuclear.

PRODUCCION DE BARIO

Aunque el Bario se encuentra en su mayoría como Baritina, también ha sido extraído de minas que contienen BaCO3 desde el siglo XVII. Se han encontrado grandes depósitos de baritina en China,

Alemania, India, Marruecos y USA. También existe una gema muy rara formada por benitoíta (BaTiSi3O9).

Debido a la rápida oxidación del Ba en el aire, es muy difícil obtener el metal puro y nunca se encuentra puro en la naturaleza. Ya que la baritina es tan insoluble, no se utiliza de forma directa en la obtención de otros componentes del Ba. En lugar de esto, el mineral se calienta con carbón para reducirlo a sulfuro de Bario (BaS). BaSO4 + 2 C → BaS + 2 CO2

Luego se hidroliza el BaS o es tratado con ácidos para formar los componentes de Ba, tales como el BaCl2 y el Ba(NO3)2.

Comercialmente se produce a través de la electrólisis de BaCl2 derretido:

Cátodo: Ba2+ + 2 e− → Ba

Ánodo: 2 Cl– → Cl2 + 2 e−

Aplicaciones conocidas

Limpiador.- La aplicación dominante del Ba, es como limpiador de residuos de oxígeno y otros gases dentro de tubos electrónicos sellados al vacío. Y limpiador de residuos en la industria petrolera.

Automóviles.- También se utiliza una aleación de Ba y Ni para hacer ignición en los combustibles de los automóviles.

Medicina.- Se utiliza la baritina como contraste de rayos X.

El BaO se usa como revestimiento de electrodos de lámparas fluorescentes.

El BaCO3 se usa para hacer vidrio y dar un color verde a los fuegos artificiales.

El BaO2 se usa como catalizador en reacciones térmicas con aluminio.

El BaTiO3 es un prometedor electrocerámico.

El BaF2 se usa en aplicaciones ópticas de infrarrojo.

CONTRASTE PARA RAYOS X

http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/ency/esp_imagepages/9098.htm

Peligrosidad

Los componentes solubles del Ba son venenosos, en dosis bajas actúa como un estimulante muscular, pero altas dosis afectan al sistema nervioso, causando irregularidades cardiacas, tumores, debilidad, ansiedad, disnea y parálisis. Debido a que bloquea los canales de absorción del potasio.

Las reacciones a las sales de Ba son muy diversas de una persona a otra, algunas personas pueden manejar pequeñas cantidades sin problemas y otras sufren de enfermedades, Por ejemplo el acetato de Bario (Ba(C2H3O2)2) fue usado por Marie Robards para envenenar a su padre.

RaPeso atómicoDensidad (g/cm3)Punto de fusión (K)Punto de ebullición (K)Calor de vaporización (kJ/mol)Calor de fusión (kJ/mol)Electronegatividad (Escala Pauling)

El Ra es un meta blanco plateado, sólido, similar al Ba. Es el metal alcalinotérreo más pesado. Reacciona violentamente al exponerse cal aire, formando nitruro de Ra el cual produce un color oscuro en el metal. Los iones de Ra no forman compuestos fácilmente debido al carácter básico de los iones.

La mayor parte de los componentes del Ra se co-precipitan con todo el Ba y la mayoría del estroncio formando sales ionicas alcalinas. Los iones de Ra son incoloros. Al igual que otros metales alcalinos, reacciona violentamente con agua y aceite, formando hidróxido de Ra. Es ligeramente más volátil que el Ba y mucho más radioactivo.

Se conocen 25 diferentes isótopos, 4 se encuentran en la naturaleza: Radio-223,224,226,228, siendo el Radio-226 el más abundante y producto del decaimiento del Uranio-238, con una vida media de 1601 años. Ninguno de estos es un isótopo estable, ni se conoce alguno.

Radioactividad

El Ra es más de un millón de veces más radioactivo que el Uranio, el Ra pierde alrededor del 1% de su actividad en 25 años, transformándose en elementos menos pesados hasta su desintegración. Debido a la emisión de radiación se mantiene siempre arriba de la temperatura ambiental.

Producción

Al ser producto del decaimiento del Uranio, se encuentra en minerales de Uranio. Originalmente se obtiene de la Pitchblenda (variedad masiva e impura de Uraninita) en la República Checa, pero las minas más abundantes se encontraron en el Congo. Sin embargo también puede extraerse de los desperdicios de las plantas nucleares, grandes depósitos de Ra se localizan en Rusia, Canadá, USA y Australia.

Las cantidades producidas siempre han sido relativamente pequeñas. Por ejemplo, en USA se produjeron 13.6 gr de Ra en 1918, y para 1954 el total mundial producido era de 5 libras.

Aplicaciones Conocidas

En una mezcla con Be, se usa como una fuente de neutrones para experimentos.

En la medicina se usa en el tratamiento de cáncer

Históricas

El Ra ha sido usado como pintura luminosa en relojes, paneles nucleares e instrumentos.

Ernest Rutherford usó el Ra como fuente de neutrones para probar su teoría atómica en láminas de Oro.

PELIGROSIDAD

Es altamente radioactivo, su producto de decaimiento es el Gas Radón, también radioactivo. Por su gran parecido con el Ca puede dañar seriamente el cuerpo humano al sustituirlo en los huesos, una exposición prolongada puede causar cáncer y otra serie de desordenes, ya que las partículas alfa que emite pueden matar o mutar a las células.

El daño que causa, comienza desde la primera exposición, en 1900 se reportó el primer caso de la llamada Radio-dermatitis, tan sólo dos años después del descubrimiento del elemento. El Físico Antoine Becquerel cargaba consigo una pequeña ámpula de Ra y reportaba úlceras en su piel 6 horas después.

Se culpa al Ra de haber matado a su descubridora, Marie Curie, ya que manejaba una pequeña muestra durante más de 10 horas, aparentemente le produjo anemia aplásica.

El radio almacenado tiene que ser ventilado para evitar el acumulamiento de Radón, durante el desarrollo de la bomba nuclear, se fijó la “dosis de tolerancia” al Ra en 0.1 microgramos.

PRODUCTOS MILAGROSOS

http://prepareseparaelfuturo.blogspot.com/2009/06/la-radioactividad-te-hara-sentir-mas.html