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