Metales Alcalinotérreos
Los metales alcalinotérreos, también conocidos simplemente como alcalinotérreos, forman el grupo 2 de la Tabla Periódica. Esta familia está compuesta por el berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra).
Estos elementos presentan dos electrones de valencia, lo que les confiere propiedades químicas similares. Son metales reactivos, aunque menos que los metales alcalinos, y desempeñan un papel fundamental tanto en la naturaleza como en numerosas aplicaciones industriales y biológicas.
En esta página aprenderás sus propiedades físicas y químicas, cómo reaccionan con otras sustancias, las tendencias que siguen dentro del grupo y las características de cada uno de sus elementos.
ELEMENTO
SÍMBOLO
Nº ATÓMICO
Berilio
Be
4
Magnesio
Mg
12
Calcio
Ca
20
Estroncio
Sr
38
Bario
Ba
56
Radio
Ra
88
Características de los metales alcalinotérreos
- Todos presentan dos electrones en su capa de valencia: ns²
- Los metales alcalinotérreos presentan casi siempre estado de oxidación +2
- En estado elemental, como Mg, Ca o Ba metálicos, su estado de oxidación es 0.
- Presentan brillo metálico
- Conducen bien la electricidad y el calor
- Son sólidos a temperatura ambiente
- Pueden deformarse sin romperse, aunque son más duros que los metales alcalinos.
- El carácter metálico aumenta al descender en el grupo.
Propiedades Físicas
- Los metales alcalinotérreos son sólidos a temperatura ambiente y presentan las propiedades características de los metales: brillo metálico, buena conductividad térmica y eléctrica y capacidad para deformarse sin romperse.
- En comparación con los metales alcalinos, son generalmente más duros, más densos y presentan puntos de fusión más elevados. Esto se debe a que poseen dos electrones de valencia, lo que origina un enlace metálico más fuerte.
- Color y aspecto: presentan un color blanco plateado y brillo metálico cuando su superficie está limpia.
- Conductividad: son buenos conductores del calor y de la electricidad.
- Dureza: son más duros que los metales alcalinos, aunque siguen siendo relativamente blandos en comparación con muchos metales de transición.
- Densidad: sus densidades son, en general, bajas o moderadas, aunque tienden a aumentar al descender en el grupo.
- Puntos de fusión y ebullición: presentan valores más elevados que los metales alcalinos, pero su variación dentro del grupo no es completamente regular.
- Maleabilidad y ductilidad: pueden deformarse y estirarse, aunque algunos, como el berilio, son más frágiles.
- El berilio constituye una excepción dentro del grupo. Es más duro, menos denso, más frágil y posee un punto de fusión considerablemente más elevado que los demás metales alcalinotérreos.
- Radio atómico: aumenta al descender en el grupo, debido a que cada elemento posee una capa electrónica adicional.
- Volumen atómico: aumenta al descender en el grupo.
- Estructura cristalina: presentan estructuras metálicas compactas, aunque el tipo de red cristalina puede variar de un elemento a otro.
Propiedades Químicas
Los metales alcalinotérreos son elementos reactivos que tienden a perder los dos electrones de su capa de valencia. Como consecuencia, forman cationes con carga +2:
- Su reactividad es menor que la de los metales alcalinos, pero aumenta al descender en el grupo
- La mayoría de sus compuestos son iónicos, ya que contienen el catión M²⁺.
- Los óxidos e hidróxidos de los metales alcalinotérreos presentan, en general, carácter básico.
- Presentan estado de oxidación +2
- Reaccionan con oxígeno, agua, ácidos y halógenos
- Producen óxidos e hidróxidos de carácter básico
Reacciones de los Metales Alcalinotérreos
Los metales alcalinotérreos son elementos reactivos que poseen dos electrones en su capa de valencia.
Tienden a perderlos y formar cationes con carga +2: M → M²⁺ + 2 e⁻
Por esta razón, su estado de oxidación más habitual es +2 y sus compuestos presentan generalmente fórmulas del tipo MX₂, MO, M(OH)₂ o MCO₃.
Los metales alcalinotérreos son reactivos, aunque menos que los metales alcalinos. Esto se debe a que necesitan perder dos electrones para alcanzar una configuración electrónica estable, mientras que los metales alcalinos solo necesitan perder uno.
Al descender en el grupo aumenta el radio atómico y disminuye la energía necesaria para arrancar los electrones de valencia. Como consecuencia, el calcio, el estroncio y el bario reaccionan con mayor facilidad que el berilio y el magnesio.
Su reactividad aumenta al descender en el grupo: Be < Mg < Ca < Sr < Ba
Reacción con el agua
La reacción con el agua depende del metal:
- El berilio no reacciona con el agua, ni siquiera con vapor, porque su superficie queda protegida por una capa compacta de óxido de berilio que impide que el metal continúe reaccionando.
- El magnesio reacciona muy lentamente con agua fría. La reacción puede producir hidróxido de magnesio e hidrógeno
- Con agua caliente, la reacción es más rápida. Cuando el magnesio reacciona con vapor de agua, se forma óxido de magnesio Mg + H₂O(g) → MgO + H₂
- Sin embargo, el Mg(OH)₂ es poco soluble y forma una capa sobre el metal que ralentiza la reacción.
- El calcio, el estroncio y el bario reaccionan con agua fría formando el hidróxido correspondiente y liberando hidrógeno.
- El estroncio y el bario reaccionan todavía más rápidamente con agua fría
- La reacción general es: M + 2 H₂O → M(OH)₂ + H₂ , La intensidad de esta reacción aumenta al descender en el grupo.
- Con vapor de agua, el magnesio puede formar óxido de magnesio: Mg + H₂O(g) → MgO + H₂
- Los hidróxidos formados presentan carácter básico, que aumenta al descender en el grupo.
Reacción con el oxígeno
- Los metales alcalinotérreos reaccionan con el oxígeno formando principalmente óxidos: 2 M + O₂ → 2 MO
- Por ejemplo, el magnesio arde en presencia de oxígeno con una luz blanca muy intensa: 2 Mg + O₂ → 2 MgO
- Esta reacción es muy exotérmica, es decir, libera una gran cantidad de energía en forma de calor y luz.
- Los metales más pesados, especialmente el bario, también pueden formar peróxidos: Ba + O₂ → BaO₂
- El calcio también reacciona con el oxígeno formando óxido de calcio: 2 Ca + O₂ → 2 CaO
- El estroncio y el bario pueden formar óxidos, pero también presentan una mayor tendencia a formar peróxidos, en los que aparece el ion peróxido O₂²⁻.
- La tendencia a formar peróxidos aumenta al descender en el grupo porque los cationes de mayor tamaño estabilizan mejor el ion peróxido.
- Los óxidos de los metales alcalinotérreos son sólidos. En general, poseen carácter básico, aunque el BeO es anfótero y puede reaccionar tanto con ácidos como con bases.
Reacción con los halógenos
Los metales alcalinotérreos reaccionan con los halógenos —flúor, cloro, bromo y yodo— formando haluros.
La reacción general es: M + X₂ → MX₂
- En estos compuestos, el metal presenta estado de oxidación +2 y cada halógeno presenta estado de oxidación −1.
- La mayoría de los haluros de los metales alcalinotérreos son compuestos iónicos. Sin embargo, los haluros de berilio presentan un carácter covalente considerable debido al pequeño tamaño y a la elevada densidad de carga del ion Be²⁺.
- Los haluros suelen ser sólidos cristalinos y muchos de ellos son solubles en agua, aunque existen excepciones, como el fluoruro de calcio, CaF₂, que es poco soluble.
Reacción con los ácidos
Los metales alcalinotérreos reaccionan con los ácidos diluidos formando una sal y liberando hidrógeno.
La reacción general con el ácido clorhídrico es: M + 2 HCl → MCl₂ + H₂
- En estas reacciones, el metal se oxida: M → M²⁺ + 2 e⁻
- Al mismo tiempo, los iones H⁺ del ácido se reducen y forman hidrógeno molecular: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂
- Por tanto, se trata de reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox.
- El magnesio reacciona con los ácidos de forma claramente observable, produciendo un desprendimiento de burbujas de hidrógeno. El calcio, el estroncio y el bario reaccionan de manera más rápida y enérgica.
- El berilio puede reaccionar lentamente debido a la presencia de una capa superficial protectora de óxido.
- La reacción con determinados ácidos puede frenarse si se forma sobre el metal una sal insoluble. Por ejemplo, el calcio puede recubrirse de sulfato de calcio al reaccionar con ácido sulfúrico: Ca + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂
- La capa de CaSO₄ dificulta que el ácido continúe entrando en contacto con el metal.
- En estos compuestos, el metal presenta estado de oxidación +2 y el hidrógeno presenta estado de oxidación −1.
- Los hidruros de los metales alcalinotérreos son, en general, sólidos iónicos. Al reaccionar con agua liberan hidrógeno y forman el hidróxido correspondiente: MH₂ + 2 H₂O → M(OH)₂ + 2 H₂
Reacción con el nitrógeno
Los metales alcalinotérreos pueden reaccionar con el nitrógeno, especialmente cuando se calientan, formando nitruros.
La reacción general es: 3 M + N₂ → M₃N₂
Los nitruros reaccionan con agua y producen el hidróxido del metal y amoniaco: Mg₃N₂ + 6 H₂O → 3 Mg(OH)₂ + 2 NH₃
- En estos compuestos, el metal presenta estado de oxidación +2 y el nitrógeno presenta estado de oxidación −3
- Los nitruros reaccionan con agua y producen el hidróxido del metal y amoniaco: Mg₃N₂ + 6 H₂O → 3 Mg(OH)₂ + 2 NH₃
- Cuando el magnesio arde en el aire, reacciona principalmente con el oxígeno, pero una pequeña parte también puede reaccionar con el nitrógeno y formar nitruro de magnesio.
Reacción con el azufre
Los metales alcalinotérreos reaccionan con el azufre, generalmente al calentarse, formando sulfuros.
La reacción general es: M + S → MS
- En estos compuestos, el metal presenta estado de oxidación +2 y el azufre presenta estado de oxidación −2.
- Los sulfuros de los metales alcalinotérreos son sólidos. Algunos de ellos reaccionan con agua o con ácidos liberando sulfuro de hidrógeno, H₂S, un gas tóxico con olor característico a huevos podridos. CaS + 2 HCl → CaCl₂ + H₂S
Reacción de los óxidos con el agua
- Los óxidos de los metales alcalinotérreos reaccionan con agua formando hidróxidos: CaO + H₂O → Ca(OH)₂
- Esta reacción es muy exotérmica y se conoce como apagado de la cal.
- El óxido de calcio, CaO, recibe el nombre de cal viva, mientras que el hidróxido de calcio, Ca(OH)₂, se denomina cal apagada.
- El óxido de magnesio reacciona más lentamente con el agua: MgO + H₂O → Mg(OH)₂
- Los óxidos de estroncio y bario reaccionan con mayor facilidad.
- La basicidad de los óxidos aumenta al descender en el grupo: BeO < MgO < CaO < SrO < BaO
- El BeO es anfótero, el MgO es débilmente básico y los óxidos de calcio, estroncio y bario son claramente básicos.
Reacción de los óxidos con los ácidos
Los óxidos básicos reaccionan con los ácidos formando una sal y agua: MO + 2 HCl → MCl₂ + H₂O
- Estas reacciones son neutralizaciones ácido-base.
- El óxido de berilio presenta un comportamiento diferente porque es anfótero.
- Puede reaccionar con ácidos: BeO + 2 HCl → BeCl₂ + H₂O
- Pero también puede reaccionar con bases fuertes formando especies complejas solubles.
Reacción con el carbono
Algunos metales alcalinotérreos reaccionan con el carbono a temperaturas elevadas formando carburos.
- El calcio forma carburo de calcio: Ca + 2 C → CaC₂
- El carburo de calcio reacciona con agua y produce etino o acetileno: CaC₂ + 2 H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂
- Esta reacción tuvo gran importancia industrial para la producción de acetileno.
- El berilio y el magnesio pueden formar carburos con composiciones y estructuras diferentes debido a sus características particulares.
Comportamiento particular del berilio
El berilio presenta un comportamiento diferente al resto de los metales alcalinotérreos.
Su pequeño tamaño atómico y la elevada densidad de carga del ion Be²⁺ hacen que:
- sea menos reactivo que los demás elementos del grupo
- no reaccione con el agua
- forme compuestos con mayor carácter covalente
- su óxido y su hidróxido sean anfóteros
- pueda formar complejos con facilidad.
- Por ello, el berilio se parece en algunos aspectos al aluminio, fenómeno conocido como relación diagonal dentro de la Tabla Periódica.
Tendencias dentro del grupo
Los metales alcalinotérreos pertenecen al grupo 2 de la Tabla Periódica: Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra
Todos presentan la misma configuración electrónica externa: ns²
Por ello, comparten numerosas propiedades químicas. Sin embargo, al descender desde el berilio hasta el bario, aumenta el número de capas electrónicas y cambia progresivamente el tamaño de los átomos, la atracción del núcleo sobre los electrones de valencia y la reactividad de los elementos.
Radio atómico
El radio atómico aumenta al descender en el grupo: Be < Mg < Ca < Sr < Ba
Cada elemento posee una capa electrónica más que el elemento situado encima. Por ejemplo, el berilio tiene dos capas electrónicas, mientras que el calcio tiene cuatro.
Aunque también aumenta la carga nuclear, los electrones internos producen un mayor efecto de apantallamiento. Como consecuencia, los electrones de valencia se encuentran cada vez más alejados del núcleo.
Radio iónico
Los metales alcalinotérreos forman normalmente cationes con carga +2: M → M²⁺ + 2 e⁻
El radio de los cationes M²⁺ aumenta al descender en el grupo: Be²⁺ < Mg²⁺ < Ca²⁺ < Sr²⁺ < Ba²⁺
Cada catión es más pequeño que el átomo neutro del que procede, ya que pierde los dos electrones de su capa externa. Además, al disminuir el número de electrones, aumenta la atracción efectiva del núcleo sobre los electrones restantes.
Energía de ionización
La energía de ionización es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso.
Al descender en el grupo, la primera y la segunda energía de ionización disminuyen, en general: Be > Mg > Ca > Sr > Ba
Esto se debe a que los electrones de valencia se encuentran más alejados del núcleo y están más protegidos por las capas electrónicas internas. Por tanto, la atracción nuclear sobre ellos es menor y pueden eliminarse con más facilidad.
La disminución de la energía de ionización explica por qué la reactividad metálica aumenta al descender en el grupo.
Electronegatividad
La electronegatividad mide la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
La electronegatividad disminuye al descender en el grupo: Be > Mg > Ca > Sr > Ba
El aumento del radio atómico y del efecto de apantallamiento reduce la capacidad del núcleo para atraer los electrones compartidos.
Como consecuencia, los elementos situados en la parte inferior del grupo presentan un carácter más electropositivo y forman compuestos con mayor carácter iónico.
Carácter metálico
El carácter metálico aumenta al descender en el grupo: Be < Mg < Ca < Sr < Ba
Los electrones de valencia se pierden cada vez con mayor facilidad, por lo que aumenta la tendencia a formar cationes M²⁺.
El berilio presenta algunas propiedades menos típicamente metálicas y muchos de sus compuestos tienen un carácter covalente significativo. El calcio, el estroncio y el bario presentan un comportamiento metálico e iónico mucho más marcado.
Reactividad química
La reactividad aumenta al descender en el grupo: Be < Mg < Ca < Sr < Ba
El berilio es poco reactivo y suele quedar protegido por una capa superficial de óxido.
El magnesio es más reactivo, aunque también puede pasivarse por la formación de una capa de MgO.
El calcio reacciona con facilidad con el agua y con el oxígeno.
El estroncio y el bario son todavía más reactivos y deben conservarse protegidos del aire y de la humedad.
El aumento de la reactividad se debe principalmente a la disminución de la energía de ionización y al aumento del radio atómico.
Carácter iónico de los compuestos
El carácter iónico de los compuestos aumenta al descender en el grupo.
El ion Be²⁺ es muy pequeño y posee una elevada densidad de carga. Por ello, puede deformar intensamente la nube electrónica de los aniones y formar enlaces con un carácter covalente considerable.
Al descender en el grupo, aumenta el tamaño del catión y disminuye su poder polarizante. Como consecuencia, los compuestos de Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺ y Ba²⁺ presentan un carácter progresivamente más iónico.
Densidad
La densidad tiende a aumentar al descender en el grupo, aunque la variación no es completamente regular.
Esto se debe a que al descender aumentan tanto la masa atómica como el volumen de los átomos, y ambos factores no cambian en la misma proporción.
Por esta razón, las tendencias de las propiedades físicas, como la densidad, suelen presentar más irregularidades que las tendencias electrónicas.
Puntos de fusión y ebullición
Los puntos de fusión y ebullición no siguen una tendencia completamente regular dentro del grupo.
En general, los metales alcalinotérreos presentan puntos de fusión más elevados que los metales alcalinos porque aportan dos electrones al enlace metálico y existe una atracción más intensa entre los cationes metálicos y los electrones deslocalizados.
Sin embargo, las diferencias en sus estructuras cristalinas provocan irregularidades. Por ello, no puede afirmarse que los puntos de fusión aumenten o disminuyan continuamente desde el berilio hasta el bario.
Dureza
Los metales alcalinotérreos son más duros que los metales alcalinos.
Dentro del grupo, la dureza tiende a disminuir al descender, aunque también existen irregularidades. El berilio es especialmente duro y frágil, mientras que el calcio, el estroncio y el bario son progresivamente más blandos.
Esta tendencia está relacionada con el aumento del tamaño atómico y con el debilitamiento relativo del enlace metálico.
Errores frecuentes sobre los metales alcalinotérreos
Los metales alcalinotérreos presentan propiedades relativamente regulares debido a que todos poseen dos electrones en su capa de valencia. Sin embargo, existen varias excepciones y tendencias que pueden provocar errores al estudiar este grupo de la Tabla Periódica.
- Confundirlos con los metales alcalinos: Los metales alcalinotérreos pertenecen al grupo 2, mientras que los metales alcalinos pertenecen al grupo 1.
- Pensar que forman iones con carga +1: El estado de oxidación característico de los metales alcalinotérreos es +2, no +1.
- No serían correctas fórmulas como MgCl o CaCl, porque no respetan la carga +2 del metal.
- Creer que todos reaccionan igual con el agua: La reacción con el agua no es igual para todos los elementos del grupo.
- El berilio no reacciona con el agua.
- El magnesio reacciona muy lentamente con agua fría, aunque lo hace con mayor facilidad con agua caliente o vapor.
- El calcio, el estroncio y el bario reaccionan con agua fría
- No debe afirmarse, por tanto, que todos los metales alcalinotérreos reaccionan violentamente con el agua.
- Confundir la reacción del magnesio con agua líquida y con vapor: El magnesio puede formar productos diferentes según las condiciones de la reacción.
- Con agua líquida puede formarse hidróxido de magnesio: Mg + 2 H₂O → Mg(OH)₂ + H₂
- Con vapor de agua se forma principalmente óxido de magnesio: Mg + H₂O(g) → MgO + H₂
- Un error frecuente consiste en utilizar indistintamente ambas ecuaciones sin tener en cuenta el estado físico y la temperatura del agua.
- Pensar que son más reactivos que los metales alcalinos: Los metales alcalinotérreos son reactivos, pero generalmente son menos reactivos que los metales alcalinos del mismo periodo.
- Afirmar que todos forman únicamente óxidos
- Confundir un óxido con un peróxido
- Suponer que todos sus compuestos son completamente iónicos: La mayoría de los compuestos de los metales alcalinotérreos son predominantemente iónicos, pero el berilio constituye una excepción importante.
- Considerar que el berilio se comporta igual que los demás elementos
- Afirmar que todos los óxidos son únicamente básicos
- Confundir anfótero con neutro: Una sustancia anfótera puede reaccionar tanto con ácidos como con bases.
- Pensar que la solubilidad de todos los compuestos cambia de la misma manera: La solubilidad depende tanto del catión como del anión. No existe una única tendencia válida para todos los compuestos del grupo.
- Pensar que el carbonato de calcio es soluble en agua: El CaCO₃ es poco soluble en agua.
- Confundir radio atómico y energía de ionización
- Suponer que los puntos de fusión siguen una tendencia completamente regular
- Olvidar ajustar las ecuaciones químicas
- Olvidar que las reacciones con ácidos son procesos redox
Consejo para la PAU:
En los ejercicios y preguntas teóricas de la PAU no suele ser suficiente con memorizar que los metales alcalinotérreos pertenecen al grupo 2. Es importante relacionar su posición en la Tabla Periódica con su configuración electrónica, sus estados de oxidación y las tendencias que presentan dentro del grupo.
- Todos poseen una configuración electrónica externa ns².
- Tienden a perder los dos electrones de valencia y formar cationes M²⁺.
- Su estado de oxidación habitual en los compuestos es +2.
- El radio atómico aumenta al descender en el grupo.
- La energía de ionización y la electronegatividad disminuyen al descender.
- El carácter metálico y la reactividad aumentan desde el berilio hasta el bario.
- La reacción con el agua se hace más rápida e intensa al descender en el grupo.
Cuando tengas que justificar una tendencia periódica, no te limites a indicar que una propiedad aumenta o disminuye. Explica siempre la causa utilizando tres conceptos:
- Número de capas electrónicas.
- Efecto de apantallamiento.
- Atracción del núcleo sobre los electrones de valencia.
No modifiques los subíndices para ajustar una reacción química. Los subíndices pertenecen a la fórmula del compuesto; el ajuste se realiza colocando coeficientes estequiométricos delante de las fórmulas.
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Curiosidades sobre los metales Alcalinotérreos
- Su nombre procede de sus óxidos, que antiguamente se denominaban “tierras”, y de su carácter básico o alcalino.
- No suelen encontrarse libres en la naturaleza porque reaccionan con facilidad y aparecen formando minerales y sales.
- Todos son sólidos a temperatura ambiente.
- El berilio es el elemento más ligero del grupo y presenta un comportamiento diferente al de los demás metales alcalinotérreos.
- El berilio es duro, frágil y relativamente poco reactivo.
- El polvo y los compuestos de berilio son tóxicos y deben manipularse bajo condiciones de seguridad muy estrictas.
- El berilio se utiliza en determinadas aleaciones aeroespaciales porque combina baja densidad, rigidez y resistencia térmica.
- También se emplea en algunas ventanas de equipos de rayos X, ya que absorbe relativamente poca radiación.
- El magnesio es uno de los metales estructurales más ligeros.
- Las aleaciones de magnesio se utilizan en automóviles, aviones, bicicletas y dispositivos electrónicos para reducir su peso.
- El magnesio arde con una luz blanca muy intensa: Debido a esa luminosidad, se utilizó históricamente en flashes fotográficos y bengalas.
- No debe intentarse apagar un incendio de magnesio con agua, porque el metal caliente puede reaccionar con ella y liberar hidrógeno.
- Para incendios de metales se requieren agentes extintores específicos.
- El magnesio es esencial para los seres vivos.
- El magnesio ocupa la zona central de la molécula de clorofila.
- El calcio interviene en la formación y conservación de huesos y dientes.
- Aproximadamente la mayor parte del calcio del organismo se encuentra almacenada en los huesos y dientes.
- El calcio metálico no aparece en los huesos. En ellos se encuentra formando compuestos, principalmente estructuras relacionadas con fosfatos de calcio.
- Las estalactitas y estalagmitas de las cuevas se forman principalmente por precipitación de carbonato de calcio: La formación de estas estructuras puede tardar cientos o miles de años.
- El estroncio recibe su nombre de Strontian, una localidad de Escocia donde se identificaron minerales que lo contenían.
- Algunas sales de estroncio producen una coloración roja intensa en la prueba de la llama: Por esta razón, se utilizan compuestos de estroncio en fuegos artificiales y bengalas rojas.
- El estroncio natural no debe confundirse con algunos isótopos radiactivos, como el estroncio-90.
- El estroncio-90 puede incorporarse a los huesos porque el organismo puede confundir químicamente Sr²⁺ con Ca²⁺: Esa semejanza química hace que determinados isótopos radiactivos del estroncio sean especialmente peligrosos.
- El magnesio y el calcio se encuentran entre los elementos más importantes tanto en los seres vivos como en la corteza terrestre.
- A pesar de pertenecer al mismo grupo, el berilio y el radio requieren especial atención: el primero por su toxicidad y el segundo por su radiactividad.
Berilio (Be)
Propiedades Químicas
- Símbolo químico: Be
- Número atómico: 4
- Grupo: 2
- Periodo: 2
- Familia química: metales alcalinotérreos
- Configuración electrónica: 1s² 2s²
- Es el metal alcalinotérreo menos reactivo.
- Presenta un comportamiento diferente al resto de los elementos del grupo 2.
- A temperatura ambiente queda protegido por una capa superficial de óxido de berilio.
- Carácter químico: anfótero
- El berilio y muchos de sus compuestos son tóxicos.
- Debe manipularse bajo medidas de seguridad estrictas.
- La inhalación de polvo o partículas puede causar daños graves.
- Particularidad principal: comportamiento anómalo dentro de los metales alcalinotérreos.
En la Industria
El berilio es un metal ligero, rígido y resistente al calor. Aunque su uso es limitado por su toxicidad y su elevado coste, resulta muy valioso en aplicaciones industriales que requieren materiales de altas prestaciones.
Industria aeroespacial:
El berilio se utiliza en componentes de aviones, satélites, cohetes y naves espaciales debido a su baja densidad, elevada rigidez y estabilidad dimensional.
También se emplea en estructuras de precisión, sistemas de guiado, instrumentos ópticos y componentes de vehículos espaciales.
Una de sus aplicaciones más importantes es la fabricación de aleaciones de cobre y berilio.
Las aleaciones de cobre-berilio se utilizan para fabricar muelles, contactos eléctricos, conectores, herramientas especiales, válvulas y componentes de precisión.
Las herramientas fabricadas con aleaciones de cobre y berilio generan menos chispas por impacto que muchas herramientas de acero.
Estas herramientas incluyen llaves, martillos, alicates y destornilladores.
Por esta razón, se emplean en lugares donde puede haber gases, vapores o polvos inflamables, como:
- Refinerías
- Plantas químicas
- Instalaciones de gas
- Minas
- Fábricas de explosivos
- Industria nuclear
- El berilio se utiliza en algunos reactores nucleares como reflector y moderador de neutrones.
- También se utiliza en algunas fuentes de neutrones cuando se combina con materiales radiactivos emisores de partículas alfa.
- El berilio absorbe relativamente poco los rayos X debido a su bajo número atómico.
El berilio se emplea en espejos y estructuras de instrumentos ópticos de alta precisión.
Historia y Descubrimiento
El berilio fue identificado a finales del siglo XVIII durante el estudio de varios minerales, especialmente el berilo y la esmeralda.
En 1798, el químico francés Louis-Nicolas Vauquelin analizó muestras de berilo y esmeralda. Durante sus experimentos detectó la presencia de una sustancia desconocida que no correspondía a ninguno de los elementos identificados hasta entonces.
Vauquelin comprobó que ambos minerales contenían el mismo óxido de un nuevo elemento. De este modo, demostró que el berilo y la esmeralda, a pesar de presentar colores y aspectos diferentes, compartían un componente químico común.
En aquel momento no obtuvo el metal puro, sino su óxido, BeO, conocido antiguamente como glucina o glucinia.
El nuevo elemento recibió inicialmente el nombre de glucinio, derivado del término griego glykys, que significa “dulce”.
Este nombre hacía referencia al sabor dulce de algunas sales de berilio. Actualmente no deben probarse estas sustancias, ya que el berilio y muchos de sus compuestos son tóxicos.
El nombre berilio procede del mineral berilo, cuyo componente principal es un silicato de berilio y aluminio: Be₃Al₂Si₆O₁₈
Magnesio (Mg)
Propiedades Químicas
- Símbolo químico: Mg
- Número atómico: 12
- Grupo: 2
- Periodo: 3
- Familia química: metales alcalinotérreos
- Configuración electrónica: [Ne] 3s²
- Es un metal reactivo, aunque menos que el calcio, el estroncio y el bario.
- La mayoría de sus compuestos presentan carácter iónico.
- En condiciones normales puede quedar protegido por una fina capa superficial de óxido.
- Carácter químico: básico
- Particularidad principal: arde con una luz blanca muy intensa y forma una capa superficial de óxido que reduce su reactividad en frío.
En la Industria
El magnesio es uno de los metales estructurales más ligeros y presenta una buena relación entre resistencia mecánica y masa. Por ello, se utiliza principalmente en sectores donde es importante reducir el peso de los componentes.
El magnesio y sus aleaciones se emplean para fabricar piezas ligeras de vehículos, como:
- Carcasas de cajas de cambios
- Volantes
- Soportes
- Estructuras de asientos
- Paneles interiores
- Llantas y piezas de competición.
La reducción de peso puede disminuir el consumo energético del vehículo y mejorar su rendimiento.
Industria aeroespacial:
Las aleaciones de magnesio se utilizan en determinados componentes de aviones, helicópteros, satélites y equipos espaciales.
Sus principales ventajas son:
- Baja densidad
- Facilidad de mecanizado
- Buena relación resistencia-peso
- Capacidad para absorber vibraciones.
Sin embargo, su uso se limita cuando existen temperaturas muy elevadas, riesgo de corrosión o posibilidad de incendio.
Industria electrónica:
El magnesio se utiliza en carcasas y estructuras de dispositivos electrónicos, como:
- Ordenadores portátiles
- Cámaras fotográficas
- Teléfonos móviles
- Proyectores
- Herramientas eléctricas
- Equipos de comunicación.
Las aleaciones de aluminio y magnesio se utilizan ampliamente en el transporte, la construcción y la fabricación de envases.
El magnesio actúa como agente reductor en la obtención de determinados metales a partir de sus compuestos.
Historia y Descubrimiento
El magnesio fue reconocido como elemento químico a comienzos del siglo XIX, aunque sus compuestos se conocían y utilizaban desde mucho antes.
El nombre magnesio está relacionado con Magnesia, una región de la antigua Grecia donde se encontraban diversos minerales ricos en magnesio.
De esta misma región proceden también nombres como magnetita y manganeso, aunque se refieren a sustancias y elementos diferentes.
Durante siglos se utilizaron minerales que contenían magnesio sin conocer la existencia del elemento.
Entre ellos destacan:
- Magnesita, MgCO₃
- Dolomita, CaMg(CO₃)₂
- Sales de Epsom, MgSO₄·7H₂O
Las sales de Epsom recibieron su nombre de la localidad inglesa de Epsom, cuyas aguas minerales contenían sulfato de magnesio.
En 1808, el químico inglés Humphry Davy obtuvo por primera vez una forma impura de magnesio.
Utilizó un procedimiento basado en la electrólisis de una mezcla de óxido de magnesio y óxido de mercurio.
El magnesio obtenido se combinó inicialmente con el mercurio y formó una amalgama. Después, al eliminar el mercurio, quedó una pequeña cantidad de magnesio metálico.
En 1831, el químico francés Antoine Bussy obtuvo magnesio metálico con mayor pureza.
Calcio (Ca)
Propiedades Químicas
- Símbolo químico: Ca
- Número atómico: 20
- Grupo: 2
- Periodo: 4
- Familia química: metales alcalinotérreos
- Configuración electrónica: [Ar] 4s²
- Es un metal reactivo
- Es más reactivo que el berilio y el magnesio, pero menos que el estroncio y el bario
- La mayoría de sus compuestos presentan carácter iónico
- No se encuentra libre en la naturaleza debido a su elevada reactividad
- Aparece principalmente formando carbonatos, sulfatos, fosfatos y silicatos
- Reacciona con el oxígeno y la humedad del aire
- Reacciona con agua fría
- Al exponerse al aire, el calcio pierde progresivamente su brillo metálico
- Carácter químico: básico
- Es poco soluble en agua y aparece en la naturaleza formando piedra caliza, mármol, creta, conchas y caparazones
- También forma complejos con moléculas biológicas, proteínas y agentes quelantes
- Los compuestos de calcio producen una coloración rojo anaranjada o rojo ladrillo en la prueba de la llama
- El Ca²⁺ es esencial para los seres vivos.
- Participa en la formación de huesos y dientes.
- Interviene en la contracción muscular
- Participa en la transmisión de señales celulares
- Es necesario para la coagulación sanguínea
- Contribuye al funcionamiento del sistema nervioso
El calcio metálico no se encuentra en el organismo. El calcio biológico aparece en forma de Ca²⁺ y formando compuestos, principalmente fosfatos de calcio.
En la Industria
El calcio metálico tiene un uso industrial más limitado que muchos de sus compuestos. Esto se debe a su elevada reactividad con el oxígeno, el agua y la humedad.
Sin embargo, compuestos como el carbonato de calcio, el óxido de calcio, el hidróxido de calcio, el sulfato de calcio y el cloruro de calcio son fundamentales en numerosos sectores industriales.
Industria de la Construcción
El calcio es esencial en la fabricación de cemento, cal, morteros, hormigón, yeso y materiales cerámicos.
El carbonato de calcio, CaCO₃, presente en la piedra caliza, se calienta en hornos para producir óxido de calcio: CaCO₃ → CaO + CO₂
La piedra caliza constituye una de las principales materias primas del cemento.
Industria del Yeso
El sulfato de calcio dihidratado: CaSO₄·2H₂O , es el componente principal del yeso natural.
Al calentarlo parcialmente pierde parte de su agua y forma sulfato de calcio hemihidratado: CaSO₄·2H₂O → CaSO₄·½H₂O + 3/2 H₂O
Este material se utiliza para fabricar:
- Escayolas
- Moldes
- Placas de yeso
- Revestimientos
- Elementos decorativos
- Inmovilizaciones médicas.
Industria Siderúrgica
El óxido de calcio se utiliza como fundente en la producción de hierro y acero.
Su función es reaccionar con impurezas ácidas, como la sílice, y formar escorias que pueden separarse del metal fundido: CaO + SiO₂ → CaSiO₃
También ayuda a eliminar fósforo, azufre y otras impurezas del metal.
Industria Metalúrgica
El calcio metálico puede utilizarse como agente reductor y desoxidante.
Se emplea para:
- Eliminar oxígeno del acero
- Eliminar azufre de metales fundidos
- Purificar aleaciones
- Obtener determinados metales a partir de sus compuestos
- Modificar la forma de las inclusiones presentes en el acero.
También se utiliza en pequeñas cantidades en aleaciones de plomo, aluminio, cobre y otros metales.
Tratamiento de Aguas
La cal viva y la cal apagada se utilizan en el tratamiento de aguas potables y residuales.
Sus principales funciones son:
- Regular el pH
- Neutralizar aguas ácidas
- Reducir la dureza del agua
- Precipitar determinados metales
- Favorecer la coagulación de impurezas
- Eliminar fosfatos
- Estabilizar lodos.
El carbonato y el hidróxido de calcio se utilizan para eliminar dióxido de azufre, SO₂, de los gases procedentes de centrales térmicas y procesos industriales.
Industria Química
Los compuestos de calcio se utilizan como materias primas para fabricar numerosas sustancias.
Entre sus aplicaciones se encuentran:
- Producción de hidróxido de calcio
- Fabricación de carburo de calcio
- Obtención de hipoclorito de calcio
- Producción de sales de calcio
- Neutralización de ácidos
- Control del pH
- Secado de gases y disolventes
Industria del Vidrio
El carbonato de calcio se utiliza en la fabricación de vidrio.
Durante el calentamiento, se descompone y aporta óxido de calcio a la mezcla.
El CaO mejora:
- La resistencia química del vidrio
- Su dureza
- Su estabilidad
- Su resistencia frente al agua.
Se utiliza especialmente en la fabricación de vidrio sodocálcico, empleado en ventanas, botellas y recipientes.
Historia y Descubrimiento
El calcio se conoce desde la Antigüedad a través de sus compuestos, aunque el elemento metálico no pudo aislarse hasta comienzos del siglo XIX.
En 1808, Humphry Davy aísla por primera vez calcio metálico mediante electrólisis.
Mucho antes de identificarse el calcio como elemento, ya se utilizaban sustancias que lo contenían, especialmente:
- Piedra caliza, formada principalmente por carbonato de calcio, CaCO₃
- Yeso, compuesto por sulfato de calcio dihidratado, CaSO₄·2H₂O
- Cal viva, CaO
- Cal apagada, Ca(OH)₂
- Mármol, constituido principalmente por CaCO₃.
Esta abundancia de compuestos explica por qué el calcio era conocido indirectamente mucho antes de aislarse como metal.
Durante el siglo XIX y, especialmente, durante el siglo XX, aumentó el uso industrial de los compuestos de calcio.
Con el desarrollo de la fisiología y la bioquímica se comprobó que el calcio es esencial para los seres vivos.
El calcio es uno de los elementos más abundantes de la corteza terrestre.
Sus compuestos forman grandes estructuras geológicas, como:
- Cordilleras de roca caliza
- Cuevas con estalactitas y estalagmitas
- Depósitos de yeso
- Capas de mármol
- Arrecifes y sedimentos formados por organismos marinos.
Estroncio (Sr)
Propiedades Químicas
- Símbolo químico: Sr
- Número atómico: 38
- Grupo: 2
- Periodo: 5
- Familia química: metales alcalinotérreos
- Configuración electrónica: [Kr] 5s²
- Es un metal muy reactivo.
- Tiende a perder sus dos electrones de valencia y formar el catión Sr²⁺
- Sus compuestos presentan un carácter predominantemente iónico.
- Carácter químico: base fuerte
- Sus compuestos presentan un carácter más iónico que los del calcio.
- Las sales de estroncio producen una coloración roja intensa o rojo carmesí en la prueba de la llama.
- Esta propiedad permite identificar cualitativamente la presencia de Sr²⁺.
- El estroncio no se considera un elemento esencial para el organismo humano.
- Algunos isótopos radiactivos, como el estroncio-90, son peligrosos porque pueden acumularse en el tejido óseo y emitir radiación durante periodos prolongados.
En la Industria
El estroncio metálico tiene pocas aplicaciones directas debido a su elevada reactividad. La mayor parte de sus usos industriales se basa en compuestos como el carbonato de estroncio, el nitrato de estroncio, el cloruro de estroncio y el ferrito de estroncio.
La aplicación más conocida del estroncio es la producción de colores rojos en fuegos artificiales, bengalas y señales luminosas.
Fabricación de bengalas y señales de emergencia:
- Las sales de estroncio se utilizan en:
- Bengalas marítimas
- Señales de emergencia
- Dispositivos de señalización ferroviaria
- Iluminación militar
Fabricación de imanes cerámicos: El carbonato de estroncio se utiliza para fabricar ferritas de estroncio.
Uno de los materiales más importantes es el ferrito de estroncio: SrFe₁₂O₁₉
Los imanes de ferrita de estroncio se utilizan en:
- Altavoces
- Motores eléctricos
- Generadores
- Sensores
- Cierres magnéticos
- Pequeños electrodomésticos
- Sistemas de separación magnética.
- Estos imanes son relativamente baratos, resistentes a la corrosión y estables frente a la desmagnetización.
Industria Cerámica
El carbonato de estroncio se utiliza en la fabricación de determinados materiales cerámicos.
Puede mejorar propiedades como:
- Resistencia mecánica
- Estabilidad térmica
- Acabado superficial
- Comportamiento eléctrico
- Resistencia química.
Industria Electrónica
Los compuestos de estroncio se utilizan en la fabricación de materiales electrónicos y cerámicas avanzadas.
El titanato de estroncio: SrTiO₃ , presenta propiedades eléctricas y ópticas de interés.
Se utiliza o se investiga en aplicaciones como:
- Condensadores
- Sensores
- Dispositivos electrónicos
- Componentes de microondas
- Materiales dieléctricos
- Dispositivos ópticos.
Industria Metalúrgica
El estroncio se utiliza en pequeñas cantidades para modificar determinadas aleaciones metálicas.
Puede añadirse a aleaciones de aluminio y silicio para mejorar su estructura interna durante la solidificación.
Esta modificación puede favorecer:
- Mayor resistencia mecánica
- Mejor ductilidad
- Menor fragilidad
- Mejor calidad de las piezas fundidas
Industria Química
Los compuestos de estroncio se utilizan como materias primas en la síntesis de otras sustancias.
Entre ellos destacan:
- SrCO₃, carbonato de estroncio
- Sr(NO₃)₂, nitrato de estroncio
- SrCl₂, cloruro de estroncio
- Sr(OH)₂, hidróxido de estroncio
- SrO, óxido de estroncio
- Estos compuestos se emplean para fabricar materiales magnéticos, cerámicos, electrónicos y pirotécnicos.
Industria médica y farmacéutica
Algunos compuestos de estroncio han tenido aplicaciones médicas.
Determinadas sales se han utilizado en productos relacionados con:
- Sensibilidad dental
- Salud ósea
- Tratamientos dermatológicos
- Medicina nuclear.
Historia y Descubrimiento
El estroncio fue identificado a finales del siglo XVIII durante el estudio de un mineral encontrado en Escocia. Su descubrimiento estuvo relacionado con el análisis de sustancias que inicialmente se confundieron con compuestos de bario.
El nombre estroncio procede de Strontian, una localidad situada en las Tierras Altas de Escocia.
Cerca de esta población se encontró un mineral que contenía un compuesto desconocido. Este mineral recibió posteriormente el nombre de estroncianita.
En 1790, el médico y químico escocés Adair Crawford estudió muestras del mineral procedente de Strontian.
Crawford observó que sus propiedades no coincidían completamente con las de los minerales de bario conocidos en aquella época.
A partir de sus experimentos propuso que el mineral contenía una nueva “tierra”, término que se utilizaba entonces para designar ciertos óxidos metálicos.
En 1791, el químico escocés Thomas Charles Hope continuó el estudio del mineral de Strontian.
Demostró que la nueva tierra poseía propiedades características y ayudó a establecer que correspondía a un nuevo elemento.
El estroncio metálico fue aislado por primera vez en 1808 por el químico inglés Humphry Davy.
Davy utilizó un procedimiento basado en la electrólisis, similar al que empleó para aislar otros metales alcalinos y alcalinotérreos.
Estroncio y radiactividad:
El descubrimiento de la radiactividad y el desarrollo de la física nuclear permitieron identificar diversos isótopos del estroncio.
El estroncio natural está formado principalmente por isótopos estables.
Sin embargo, algunos isótopos artificiales son radiactivos. El más conocido es el estroncio-90.
El estroncio-90 se produce en procesos de fisión nuclear y tiene una vida media relativamente larga.
Radio (Ra)
Nota: el radio es extremadamente radiactivo; muchas imágenes disponibles son representaciones, minerales o muestras en recipientes, no piezas manipulables de metal puro.
Propiedades Químicas
- Número atómico: 88
- Grupo: 2
- Periodo: 7
- Familia química: metales alcalinotérreos
- Bloque: s
- Configuración electrónica: [Rn] 7s²
- Ion característico: Ra²⁺
- Es un metal alcalinotérreo muy reactivo.
- Sus compuestos presentan un carácter predominantemente iónico.
- No se encuentra libre en la naturaleza debido a su reactividad y radiactividad.
- Todos sus isótopos son radiactivos.
- Reacciona rápidamente con el oxígeno y la humedad del aire.
- Su elevada radiactividad dificulta el estudio experimental detallado de sus reacciones.
- Carácter químico: fuertemente básico
- Las sales de radio pueden producir una coloración roja carmesí en la llama.
- Sin embargo, esta prueba no se utiliza habitualmente debido al peligro asociado a la radiactividad del elemento.
En la Industria
El radio tuvo una notable importancia industrial y comercial durante la primera mitad del siglo XX. Sin embargo, su uso se redujo drásticamente cuando se comprendieron los graves efectos de la radiación sobre la salud.
Actualmente, el radio apenas se utiliza en la industria convencional. Sus aplicaciones se concentran principalmente en la medicina nuclear, la investigación científica y el control de materiales radiactivos.
Una de las aplicaciones históricas más conocidas del radio fue la fabricación de pinturas luminiscentes.
Estas pinturas contenían normalmente una sal de radio mezclada con sulfuro de zinc. La radiación emitida por el radio excitaba el material luminiscente, que producía luz visible.
Se aplicaban sobre:
- Esferas y agujas de relojes
- Brújulas
- Instrumentos de navegación
- Indicadores de aviones
- Paneles militares
- Instrumentos de medida.
- El radio no era el material que emitía directamente la luz visible. Su radiación activaba el compuesto luminiscente que lo acompañaba.
El uso de radio-226 en pinturas luminiscentes se abandonó debido a los graves riesgos para trabajadores y usuarios. En Estados Unidos dejó de emplearse en este tipo de productos durante la década de 1970.
Las trabajadoras del Radio
Durante las décadas de 1910 y 1920, numerosas trabajadoras pintaban manualmente las esferas de relojes con pinturas de radio.
Para mantener fina la punta del pincel, algunas humedecían sus cerdas con los labios. Esto provocaba la ingestión repetida de pequeñas cantidades de radio.
El organismo incorporaba el Ra²⁺ a los huesos debido a su semejanza química con el Ca²⁺. La radiación emitida desde el interior del tejido óseo produjo enfermedades graves, como lesiones en los huesos, anemia y cáncer.
Este episodio contribuyó al desarrollo de:
- Normas de protección radiológica
- Controles sobre la exposición laboral
- Sistemas de vigilancia sanitaria
- Legislación sobre materiales radiactivos
- Reconocimiento de enfermedades profesionales.
Fuentes de Radiación
Históricamente, las sales de radio se utilizaron como fuentes de radiación en laboratorios, hospitales e instalaciones industriales.
El radio-226 emite partículas alfa y origina radón-222 durante su desintegración: ²²⁶Ra → ²²²Rn + ⁴He
Debido a su larga vida media y a la producción de radón, estas fuentes requieren sistemas especiales de confinamiento y almacenamiento.
Radiografía Industrial
El radio se empleó antiguamente como fuente de radiación para examinar piezas metálicas, soldaduras y estructuras sin destruirlas.
La radiación permitía detectar:
- Grietas internas
- Poros
- Defectos en soldaduras
- Irregularidades en piezas fundidas
- Variaciones en el espesor de los materiales.
- Esta técnica se conoce como radiografía industrial.
Actualmente se utilizan principalmente fuentes como el iridio-192, el cobalto-60 o equipos de rayos X, por lo que el radio ha quedado prácticamente desplazado.
Medición de Espesores y Niveles
Las fuentes radiactivas pueden utilizarse para medir de forma continua el espesor, la densidad o el nivel de determinados materiales.
Históricamente, algunas fuentes de radio se emplearon en equipos destinados al control de:
- Láminas metálicas
- Papel
- Plásticos
- Recubrimientos
- Líquidos almacenados en depósitos.
- El principio se basa en medir la cantidad de radiación que atraviesa o es absorbida por el material.
Medicina y Radioterapia Histórica
Durante la primera mitad del siglo XX, el radio se utilizó ampliamente para tratar tumores.
Las fuentes se colocaban cerca o dentro del tejido afectado para destruir células cancerosas mediante radiación.
Esta técnica contribuyó al desarrollo de la braquiterapia, en la que una fuente radiactiva se sitúa cerca de la zona que debe tratarse.
El radio-226 fue reemplazado progresivamente por otros radioisótopos, como el cesio-137, el iridio-192 y el cobalto-60, que ofrecen mayor facilidad de control y menores problemas asociados al radón.
Una de las principales aplicaciones actuales del radio es el empleo médico del radio-223.
Se utiliza en determinadas condiciones para tratar a pacientes con cáncer de próstata resistente a la castración que se ha extendido a los huesos y produce síntomas. Su administración está sometida a indicaciones médicas específicas y a restricciones de seguridad.
El dicloruro de radio-223 es un radiofármaco emisor de partículas alfa. Debido a su semejanza química con el calcio, puede acumularse en zonas del hueso con elevada actividad de formación ósea.
Las partículas alfa tienen un alcance muy corto, lo que permite depositar energía en una zona limitada y reducir parcialmente la irradiación de tejidos alejados.
Historia y Descubrimiento
El radio fue descubierto a finales del siglo XIX por Marie Skłodowska Curie y Pierre Curie durante sus investigaciones sobre la radiactividad. Su identificación constituyó uno de los acontecimientos más importantes en el desarrollo de la física y la química nuclear.
En 1896, el físico francés Henri Becquerel descubrió que las sales de uranio emitían espontáneamente una radiación capaz de atravesar ciertos materiales e impresionar placas fotográficas.
Este fenómeno despertó el interés de Marie Curie, que decidió estudiarlo como tema de su investigación doctoral.
Marie Curie comprobó que la intensidad de la radiación dependía de la cantidad de uranio presente y no del compuesto químico en el que se encontrara. Esto la llevó a proponer que la radiación era una propiedad del propio átomo.
Marie Curie introdujo el término radiactividad para describir este fenómeno.
Marie y Pierre Curie comenzaron a analizar la pechblenda, un mineral rico en óxidos de uranio, conocido actualmente también como uraninita.
Observaron que algunas muestras de pechblenda eran mucho más radiactivas que el uranio puro.
Esta diferencia indicaba que el mineral debía contener uno o varios elementos desconocidos con una radiactividad superior a la del uranio.
En diciembre de 1898, Marie Curie, Pierre Curie y el químico Gustave Bémont anunciaron la existencia de otro nuevo elemento, al que llamaron radio.
El nombre procede del latín radius, que significa “rayo”, debido a la intensa radiación emitida por sus compuestos.
El nuevo elemento se encontraba mezclado con el bario y presentaba propiedades químicas muy parecidas a las de este.
Los investigadores demostraron su existencia mediante el análisis de su espectro, en el que aparecían líneas que no correspondían a ningún elemento conocido.
El radio fue descubierto en 1898, aunque en ese momento todavía no se había obtenido el metal puro.
