Metalli alcalino-terrosi

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Categoria:	Chimica
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BARIO
Il bario è l'elemento chimico di numero atomico 56 e di peso atomico 137,34. Scheele distinse l'ossido di calcio dall'ossido di bario (che chiamò "terra pesante") nel 1774, Davy isolò per primo il metallo nel 1808 e gli attribuì il nome di bario.
In natura è molto meno abbondante del calcio; si trova soprattutto sotto forma di solfato (baritina) e di carbonato (witherite). Il bario è un metallo bianco, avente la lucentezza dell'argento. Come il calcio e lo stronzio, è molto elettropositivo, con valenza eguale a due. Si ossida facilmente all'aria. I suoi composti sono isomorfi con quelli del calcio e dello stronzio.
Il bario non viene usato nell'industria, e si prepara solo in laboratorio riducendo sotto vuoto, ad alta temperatura, l'ossido di bario con magnesio, alluminio o ferrosilicio: il metallo si ottiene per distillazione.
Composti del bario
L'ossido di bario BaO è un solido biancastro, di sapore acre, difficilmente fusibile, non decomponibile con il calore; è molto difficile da ridurre; con carbonio, al forno elettrico, dà il carburo BaC2. Riscaldato a 500 °C in corrente d'ossigeno, l'ossido di bario si trasforma in biossido BaO2, che si dissocia a temperatura più elevata. L'ossido di bario si prepara per calcinazione del nitrato di bario.
L'idrossido di bario o barite Ba(OH)2 si ottiene dalla reazione dell'ossido con acqua, che libera molto calore. Poco solubile in acqua (acqua di barite), è una base energica.
Il cloruro di bario BaCl2 è un solido incolore, che cristallizza con due molecole di acqua. Di sapore pungente, è solubile in acqua. Si impiega in laboratorio come reattivo dell'acido solforico e dei solfati. Si prepara trattando il carbonato di bario con l'acido cloridrico:
BaCO3 + 2HCl → BaCl2 + H2CO3
Il solfuro di bario BaS è preparato per riduzione del solfato con carbone. È un solido grigiastro, che l'acqua trasforma in idrogeno solfuro Ba(SH)2; può servire a preparare tutti gli altri sali di bario.
Il solfato di bario BaSO4 (baritina), si può ottenere per azione dell'acido solforico su un sale solubile di bario. È un solido bianco, la cui alta insolubilità è sfruttata nel dosaggio ponderale dell'acido solforico e dei suoi sali. È impiegato come pigmento per vernici con il nome di bianco fisso e in miscela con il solfuro di zinco (litopone). Il solfato di bario puro, molto insolubile e molto stabile, è usato in radiologia per la sua opacità ai raggi X, come mezzo di contrasto soprattutto per le radiografie dell'apparato digerente.
Il nitrato di bario Ba(NO3)2 è preparato per azione del carbonato sull'acido nitrico diluito.
BaCO3 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + H2CO3
Solubile in acqua e decomposto dal calore, viene usato in pirotecnica.
Il carbonato di bario BaCO3 (witherite), si ottiene per azione dell'anidride carbonica sull'ossido di bario. Solido bianco, è solubile in acqua satura di biossido di carbonio. Difficile da decomporre, dà ossido di bario quando si scalda con carbone.
Il carburo di bario BaC2 è un solido cristallino ottenuto per azione del carbone sull'ossido di bario al forno elettrico; reagisce con acqua a freddo dando acetilene.
BaC2 + H2O → BaO + C2H2
Il cianuro di bario Ba(CN)2 può essere ottenuto per azione dell'azoto al calor rosso su una miscela di carbonato di bario e di carbone. Idrolizzato a caldo dà ammoniaca.
Proprietà dei sali di bario
Lo ione bario è incolore. In soluzione concentrata i sali di bario danno con gli alcali un precipitato bianco d'idrossido, solubile in un eccesso d'acqua. Producono con l'acido solforico, anche in soluzione diluita, un precipitato bianco di solfato, insolubile negli acidi. Colorano la fiamma in verde; sono generalmente tossici.

BERILLIO
Il berillio di numero atomico 4, peso atomico 9,0122 fu individuato nello smeraldo di Limoges da cui, nel 1798, Vauquelin ottenne l'ossido e preparò alcuni sali. Poiché questi avevano sapore dolce chiamò l'elemento glucinio (dal gr., dolce). Il nome berillio fu coniato da Wöhler che ottenne alcuni sali dal silicato di alluminio e berillio
Be3Al2(SiO3)6, che è il minerale più comune e che era noto come berillo.
È protetto dalla corrosione atmosferica da un sottile strato di ossido. È attaccabile dalle soluzioni di idrossido di sodio o potassio, dagli acidi cloridrico e fluoridrico; lentamente dall'acido solforico, per nulla dall'acido nitrico.
Composti del berillio
L'idrossido Be(OH)2 si ottiene per precipitazione con ammoniaca aggiunta alla soluzione di un suo sale: BeCl2 + 2NH4OH → Be(OH)2 + NH4Cl2
Per calcinazione dà l'ossido di berillio BeO, polvere bianca, importante intermedio nell'ottenimento dei sali di berillio dai minerali. Il cloruro BeCl2, si prepara facendo passare una corrente di cloro su agglomerati di ossido di berillio e di carbone, a 800 °C.
Usi
L'80 % della produzione mondiale del berillio serve per la fabbricazione del bronzo al berillio (lega di rame contenente il 2% di berillio), duro ed elastico quanto l'acciaio, pur avendo le proprietà del bronzo di resistere alla corrosione e di essere buon conduttore elettrico. Il berillio puro è soprattutto impiegato come moderatore nelle pile atomiche. A causa della grande permeabilità ai raggi X, col berillio si fanno finestre interne (con spessore da 0,5 a 1 mm) per tubi a raggi X.
Metallurgia
Il processo più corrente per ottenere berillio puro è l'elettrolisi a 780 °C (con una tensione di 6-8 V) del cloruro di berillio BeCl2, sciolto al 15% in una miscela fusa di cloruro di potassio e di cloruro di sodio in parti uguali. Il berillio si deposita in laminette sul crogiolo di acciaio al cromo-nichel che costituisce il catodo e il cloro si libera su un anodo centrale di grafite.

Be++ + 2e- → Be
Una compagnia americana riduce il fluoruro di berillio BeF2, per mezzo di magnesio in trucioli portato a 1300 °C, in un crogiolo di grafite scaldato al forno a induzione. Il berillio si agglomera per fusione in piccole sfere, che vengono separate dalla ganga per lavaggio; la fusione è fatta sotto vuoto e sotto una piccola pressione di argo, in crogioli di ossido di berillio sinterizzato. Ottenuto l'elemento puro si preferisce agglomerarlo per compressione e fare una sinterizzazione a 1.080 °C, sotto vuoto; la sfera sinterizzata è poi trafilata a 1.100 °C o fucinata a 800 °C, dopo esser stata rinchiusa in una guaina saldata d'acciaio dolce per proteggerla dall'ossidazione. Per la fabbricazione del bronzo al berillio, si prepara direttamente una lega madre al 4,5% di berillio riducendo al forno elettrico l'ossido di berillio con carbone, in presenza di rame, a circa 2.000 °C:
2BeO + C + Cu → 2BeCu + CO2
Le proprietà chimiche dei composti di berillio sono molto simili a quelle dell'alluminio; l'idrossido è capace di combinarsi con acidi e con basi; i sali sono fortemente idrolizzati e si conosce lo ione idrossoberillato [Be(OH)4]-- .
Tossicità
Il berillio e i suoi composti sono fortemente tossici: un assorbimento di 50 millesimi di mg può provocare un'affezione acuta dei polmoni talvolta mortale; dosi più piccole provocano dermatosi e lesioni cutanee; è una sostanza cancerogena.

MAGNESIO
Il magnesio ha numero atomico 12 e di peso atomico 24,312. Venne isolato nel 1829 da Antoine Bussy. È un solido bianco argenteo, malleabile, ma poco duttile. Inalterabile in aria secca, si ossida in aria umida e brucia, se in nastro sottile, filo o polvere, con fiamma luminosissima dando l'ossido MgO. Si combina con gli alogeni e con l'azoto, decompone l'acqua bollente, riduce la maggior parte degli ossidi e si scioglie negli acidi.
Composti del magnesio
Il suo ossido MgO è la magnesia. Il cloruro di magnesio MgCl2 viene estratto dall'acqua marina o dalla carnallite (KCl – KBr – MgCl2). A caldo si idrolizza dando idrossido e acido cloridrico; questa trasformazione avviene quando si distilla l'acqua marina.
Il solfato di magnesio è presente, come il cloruro, nell'acqua di mare e nell'acqua di talune sorgenti minerali. Il solfato eptaidrato è noto col nome di sale inglese, usato in medicina come purgante.
Con i solfati alcalini può dare sali doppi del tipo K2Mg(SO4)2·6H2O.
Il carbonato di magnesio MgCO3 esiste in natura sotto forma di magnesite, mentre la dolomite è un carbonato doppio di calcio e magnesio (CaCO3 – MgCO3). Per sintesi da idrossido di magnesio e biossido di carbonio si prepara un idrocarbonato, detto "magnesia alba". Il carbonato riscaldato si decompone e dà la "magnesia usta" MgO.
Caratteristiche dei sali di magnesio
Incolori in soluzione, sono caratterizzati da un sapore amaro. Per azione degli alcali e dei carbonati alcalini danno un precipitato di idrossido di magnesio; con fosfato di ammonio danno un precipitato cristallino di fosfato ammonicomagnesiaco NH4MgPO4·6H2O.
Composti organici del magnesio
Si conoscono alcuni composti organici del magnesio, corrispondenti alla formula RMgR, o alla formula RMgX (dove R è un residuo idrocarburico e X un alogeno). Essi si decompongono facilmente per azione degli agenti atmosferici e come tali non presentano alcun interesse pratico. Molto maggiore importanza hanno soluzioni dei composti organometallici del magnesio che si ottengono da un alogenuro RX per reazione con trucioli di magnesio in etere anidro: vengono chiamati reattivi di Grignard dal nome del loro scopritore.
Queste soluzioni contengono in equilibrio tra loro un miscuglio di tre composti RMgR, RMgX, XMgX, eventualmente solvatati con una o due molecole di etere. L'isolamento e la caratterizzazione di questi composti sono molto complessi, perciò si usano direttamente le loro soluzioni che possono essere considerate, agli effetti della reattività, come costituite essenzialmente dal composto RMgX. I Grignard danno quattro tipi di reazioni:
a)le sostanze acide e anche i composti che possiedono un atomo di idrogeno mobile li decompongono nell'idrocarburo RH e nell'ossialogenuro di magnesio.
Per es:
RMgX + HOH ( RH + MgXOH
b) i composti organici che possiedono un atomo di alogeno sufficientemente mobile, ad es. il cloruro di allile, reagiscono con i Grignard eliminando il sale di magnesio e legando il residuo idrocarburico al carbonio che portava l'alogeno. Per es.:
RMgX + ClCH2CH = CH2 ( RCH2CH = CH2 + MgXCl.
c)i magnesiaci si addizionano ai composti che contengono un gruppo carbonilico CO come le aldeidi, i chetoni, gli esteri degli acidi carbossilici, gli esteri dell'acido carbonico e il biossido di carbonio; così un'aldeide RCHO condensa con R'MgX dando il composto RCH(OMgX)R' che con l'acqua si decompone in MgXOH e alcool RCHOHR'. Parimenti il biossido di carbonio secco conduce a un sale misto RCOOMgX, che con un acido forte, ad es. HCI, si decompone in RCOOH e MgXCL.
d)si conoscono anche reazioni più complesse come quelle con i cloruri degli acidi, le aldeidi e i chetoni α e β non saturi, ecc.
Metallurgia
La preparazione industriale del magnesio si effettua mediante processi termochimici di riduzione nei quali si tratta l'ossido di magnesio, ottenuto per calcinazione della dolomite, al forno elettrico in presenza di riducenti, come il ferrosilicio. Il magnesio si ottiene sia sotto forma solida sublimata (processo Pidgeon e derivati) sia sotto forma liquida (processo Magnetherm). Il magnesio che si libera allo stato di vapore si condensa nella zona di testa del forno. Nel processo elettrolitico si ottiene in un primo tempo cloruro di magnesio anidro per clorurazione del minerale (magnesia, dolomite).Poi l'elettrolisi del cloruro fuso, a 700 °C circa, lascia il metallo alla superficie del bagno, verso il bacino che costituisce il catodo, mentre il cloro liberato viene ricuperato per il trattamento di clorurazione. Il magnesio preparato elettroliticamente viene successivamente raffinato per sublimazione e distillazione fuori del contatto dell'aria, sotto vuoto o in atmosfera di argon (processo Chaudron).
Farmacologia
Oltre agli ossidi i principali sali di magnesio adoperati in terapia sono: il cloruro, ad azione colagogo (facilitazione del deflusso della bile) e del quale alcuni sfrutterebbero un'asserita attività antineoplastica (azione contro i tumori); il solfato (sale di Epsom o sale inglese), purgativo; i silicati, naturali (come il talco) o no; il tiosolfato o iposolfito desensibilizzante nelle manifestazioni allergiche; il citrato, purgante insipido adoperato in genere sotto forma di limonata; l'idrocarbonato, o magnesia alba, antiacido.
Impieghi
L'affinità magnesio-ossigeno fa del magnesio un agente di riduzione e di depurazione. Sotto forma di cupromagnesio è impiegato in fonderia per la disossidazione dei bagni di rame e delle sue leghe: la rapidità della combustione che dà fiamma abbagliante viene sfruttata in fotografia (lampo al magnesio)
Mg + ½O2 → MgO
e in pirotecnica; non si hanno invece pericoli di incendio quando il magnesio è in pezzi e spezzoni di un certo spessore. Il magnesio è impiegato per la desolforazione dell'acciaio pronto da colare (addizione di polvere di magnesio-alluminio), e sotto forma di leghe magnesio-nichel o magnesio-rame, per la fabbricazione della ghisa sferoidale.
Trova impiego anche in campo militare grazie alla reazione:
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2 + Q
Con la quale, visto il rilascio di calore, si può scaldare il cibo dei soldati.
Leghe
Le leghe del magnesio costituiscono le leghe "superleggere" (densità inferiore a 2). Per tale caratteristica sono impiegate nelle costruzioni aeronautiche per particolari di cui è indispensabile un peso ridotto. A parità di resistenza il loro peso è inferiore del 20% rispetto alle leghe di alluminio (leghe leggere). Le leghe di uso più frequente sono: magnesio-alluminio-zinco (electron), magnesio-alluminio-rame, magnesio-cerio o zirconio.
Le leghe di magnesio sono suscettibili di estrusione, laminazione, stampaggio; possono essere saldate (ad arco, in atmosfera di argo); sono facilmente lavorabili con utensili. Allo stato di getti da fonderia (pistoni, carter, ruote, ecc.), laminati, fucinati, trafilati, estrusi (eliche, lamierini per il rivestimento delle ali degli aerei), tali leghe possono essere sottoposte al trattamento di bonifica, con un lungo preriscaldamento prima della tempra per omogeneizzarne la struttura, allo scopo di ottenere un miglioramento delle caratteristiche meccaniche.

RADIO
Il radio è l'elemento di numero atomico 88, il cui isotopo radioattivo più comune ha numero di massa 226. Il radio si estrae dalla pechblenda di Boemia, dalla carnotite del Colorado o dall'autunite del Portogallo, nelle quali è presente solo in minima quantità; parecchie tonnellate di questi minerali consentono di estrarre solo qualche decigrammo di radio. In particolare nel trattamento della carnotite si ottiene un miscuglio di cloruri di radio e di bario che vengono separati per cristallizzazione frazionata. Il radio metallico fu isolato nel 1910 da Marie Curie e A. Debierne per elettrolisi del cloruro (RaCl2·2H2O) il suo sale più comune.
Il radio presenta un interesse notevole dovuto all'elevata radioattività di cui è dotato; è un elemento radioattivo naturale e si disintegra trasformandosi nel gas nobile radon e in elio.
Le trasformazioni del radio sono accompagnate dallo sviluppo di una grande quantità di energia; per un grammo di radio l'energia prodotta equivale al calore sviluppato dalla combustione di 340 kg di carbone. Le radiazioni i, , e emesse sono complesse e sono caratterizzate dalla proprietà di ionizzare i gas, di impressionare le lastre fotografiche, di provocare la fluorescenza, ecc. L'elevato potere battericida e l'azione distruttrice che esercitano sui tessuti viventi vengono sfruttati in terapia. Il radio fu per lungo tempo il più importante elemento radioattivo; per questa ragione il numero di atomi, contenuti in un grammo di radio, che si disintegrano (numero di disintegrazioni) in un secondo, pari a 3,7 · 10¹º, è stato assunto come unità di radioattività e chiamato curie.
STRONZIO
Lo stronzio è l'elemento chimico di numero atomico 38 e di peso atomico 87,62. Venne scoperto in un minerale estratto da una miniera di piombo di Strontian , in Scozia (donde il nome) e isolato allo stato metallico nel 1808 da H. Davy. È presente nel suolo allo stato di carbonato (stronzianite – SrCO3) e di solfato (celestina – SrSO4). Se ne trovano tracce nell'acqua di mare e in talune acque minerali.
È un metallo bianco, tenero che imbrunisce quasi istantaneamente al contatto dell'aria per ossidazione. Molto ossidabile, si unisce alla maggior parte degli elementi non metallici e con gli acidi dà numerosi sali, nei quali ha numero di ossidazione 2. Si prepara riducendo l'ossido con alluminio o per elettrolisi del cloruro fuso. I sali dello stronzio colorano la fiamma in rosso vivo; per questa caratteristica il nitrato e il clorato di stronzio sono impiegati in pirotecnica. Nei suoi sali lo stronzio ha proprietà intermedie fra quelle del calcio e del bario, ma, a differenza di quest'ultimo, non è tossico. Molto tossico è invece l'isotopo radioattivo 90 dello stronzio, uno dei prodotti della fissione nucleare di bombe atomiche, che si fissa al posto del calcio nelle ossa e può permanervi per molto tempo a causa del lungo periodo di decadimento, spesso provocando leucemia e cancro alle ossa.
Farmacologia
I sali di stronzio, in quanto poco tossici e facilmente assorbibili, sono talvolta utilizzati in terapia. Il lattato di stronzio ha azione diuretica e antielmintica (vermicida).