Grupo II

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

ASIGNATURA:

Química Inorgánica

DOCENTE:

Ms. Ana María de la Haza Maraví

INTEGRANTES:

Alcántara Yurivilca Fidel

Arias Julca Edlen

Bautista Palián Erick Franco

Samaniego Castro Betty Britany

Damián Paulino Mijail Junior

Paz Flores Gianfranco Joshep

Taboada Sinche Hillary Ailyn

TEMA: ELEMENTOS DEL GRUPO II-A Y II-B

INTRODUCCIÓN

Los elementos de la tabla periódica tienen una gran importancia en nuestras vidas

ya que estos son nuestros componentes mínimos para nuestra existencia. Estos

se encuentran ubicados en grupos y periodos, en este caso nos enfocaremos en

el grupo IIA que son la familia de los alcalinotérreos y son los siguientes: berilio

magnesio, calcio, estroncio, bario y radio (este último no se considera por su

tiempo de vida media corta); son metales de baja densidad, coloreados y blandos.

Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas, y con agua

para formar hidróxidos fuertemente básicos.

También daremos a conocer el grupo IIB que son a familia de los metales de

transición interna, en los cuales también encontramos algunos elementos que son

radiactivos, que tienen un marcado carácter metálico; muchos de estos se

encuentran distribuidos en la corteza terrestre en abundancia y también un

preciado uso industrial.

Objetivos

Química Inorgánica 2

Conocer los elementos de la tabla periódica del grupo IIA y IIB.

Conocer las propiedades y las reacciones principales de los elementos del

grupo IIA y IIB.

Entender la obtención y la importancia de los elementos del grupo IIA y IIB.


Resumen:

En el presente trabajo se estudió las propiedades, características generales,

abundancia y reacciones del grupo IIA que son la familia alcalinotérreos y el grupo

IIB la familia de metales de transición interna, dado que los podemos encontrar en

la naturaleza sobre la corteza terrestre, así mismo también se da a conocer los

procesos básicos para su obtención mediante las principales reacciones que se

den para cada elemento, adicionalmente a esto se da a conocer una breve reseña

histórica sobre sus descubrimientos por lo cual se llegó a comprender que hay

varios elementos altamente radiactivos y es por ello que no podemos realizar

prácticas de este tipo en nuestro laboratorio. El tema también abarca a la

aplicación industrial de los elementos.

Grupo II-A (Metales Alcalinos Térreos):

El segundo grupo del sistema periódico está formado por los metales llamados

alcalinos térreos: berilio, calcio, Magnesio, Estroncio, Bario y Radio. Este último


elemento no existe en la naturaleza debido a la inestabilidad de su núcleo, es

radiactivo.

Desde el punto de vista de la configuración electrónica, los átomos de los alcalinos

térreos se caracterizan por tener dos electrones o de valencia en el orbital s , con

configuración electrónica ns2 , por lo que puede formar iones positivos , muy

estables, ya que tienen la configuración electrónica del gas inerte que los procede

en la tabla periódica . La atracción del núcleo sobre estos electrones de valencia

es algo mayor que el de los alcalinos correspondientes y son menos activos que

los metales alcalinos del mismo periodo.

1.BERILIO:

Descripción General:

CARACTERÍSTICAS GENERALES


Nombre: Berilio Símbolo: Be

Número atómico: 4 Masa atómica (uma): 9,0122

Período: 2 Grupo: IIA (alcalinotérreo)

Bloque: s (representativo) Valencias: +2

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [He] 2s2 Radio atómico (Å): 1,12

Radio iónico (Å): 0,31 (+2) Radio covalente (Å): 0,9

Energía de ionización (kJ/mol): 900 Electronegatividad: 1,57

Afinidad electrónica (kJ/mol): 0

PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 1,85 Color: Gris acero

Punto de fusión (ºC): 1287 Punto de ebullición (ºC): 2471

Volumen atómico (cm3/mol): 4,89

Historia

Descubridor: Nicholas Louis Vauquelin

Lugar de descubrimiento: Francia

Año de descubrimiento: 1798

Origen del nombre: De la palabra griega "béryllos", vocablo aplicado a las

gemas verdes, que derivó en el nombre de "berilo" para el mineral. Como el

elemento fue reconocido en el berilo y en las esmeraldas, se le dio el

nombre de berilio.

Obtención: El elemento fue descubierto por N.L. Vauquelin en 1798 al aislar

el óxido de berilio del berilo y de las esmeraldas (ambos son un mismo

mineral, donde varían las impurezas acompañantes: silicato de aluminio y

berilio Be3Al2(SiO3)6 ). Posteriormente, fue aislado el elemento puro, en

1828, por F. Wöhler e, independientemente, por A.B Bussy, mediante

reducción del cloruro de berilio con potasio. Más adelante, Lebeau lo obtuvo

puro mediante electrólisis de tetrafluoroberilato de sodio, Na2BeF4


Propiedades, estado natural y abundancia:

El berilio, uno de los metales alcalinotérreos, ocupa el lugar 51 en

abundancia entre los elementos naturales de la corteza terrestre. Su masa

atómica es 9.012. Tiene un punto de fusión de unos 1.287 °C, un punto de

ebullición de unos 3.000 ¡C, y una densidad de 1.85 g/cm3 . el berilio tiene

una alta resistencia por unidad de masa. Se oxida ligeramente al contacto

con el aire, cubriéndose con una fina capa de óxido. La capacidad del

berilio de rayar el vidrio se atribuye a este recubrimiento óxido. Los

compuestos del berilio son generalmente blancos (o incoloros en solución)

y bastante simples en sus propiedades químicas a los compuestos

correspondientes de aluminio. Esta similitud hace difícil separar el berilio del

aluminio, que casi siempre está presente en lo minerales de berilio.

Obtención:

Reducción del fluoruro de berilio, BeF2, con magnesio metálico

Aplicaciones:

El berilio, en finas capas, se usa en litografía con rayos X para la

producción de microcircuitos integrados y en ventanas de tubos de rayos X,

ya que el Be es relativamente transparente a dichas radiaciones (los

transmite 17 veces mejor que el aluminio).

Moderador y reflector de neutrones térmicos en reacciones nucleares.

Aleado con aluminio produce un material empleado en escudos térmicos de

astronaves, en aviones supersónicos, en misiles y en satélites de

comunicaciones.

Aleado con níquel produce un material extremadamente duro.

En aleaciones berilio-cobre se origina un material muy resistente a la

presión, conductor, no magnético y que no produce chispas por rozamiento.

Se utiliza para fabricar contactos eléctricos, electrodos de soldadura,


herramientas antichispa usadas en refinerías petrolíferas y en otros lugares

donde existe posibilidad de explosión.

El óxido de berilio se utiliza en la industria nuclear y en la fabricación de

cerámicas.

Reacciones del ion Berilio:

Solución de sulfato de amonio :

BeCl2 ⧾ (NH4)2S BeS ⧾ 2NH4Cl

Solución de oxalato de amonio : no se forma precipitado

Solución de tiosulfato de sodio : no se forma precipitado

2. MAGNESIO:



Nombre: Magnesio Símbolo: Mg



Período: 3 Grupo: IIA (alcalino-térreo)



Configuración electrónica: [Ne] 3s2 Radio atómico (Å): 1,6



Afinidad electrónica (kJ/mol): -


Densidad (g/cm3): 1,74 Color: Plateado


Volumen atómico (cm3/mol): 14

Historia:

Descubridor: Sir Humphrey Davy.

Lugar de descubrimiento: Inglaterra.

Año de descubrimiento: 1808.

Origen del nombre: De la palabra griega "Magnesia",distrito de la región de

Tesalia en Grecia, donde fue encontrado el óxido de magnesio (por lo cual

se le dio el nombre de magnesia). Davy propuso, primeramente, el nombre

de "magnium"; pero, finalmente, quedó como "magnesium" del cual deriva

el actual magnesio.

Obtención: En 1618 un granjero en Epsom, Inglaterra, trató de dar a sus

vacas agua de un pozo. Los animales la rechazaron a causa de su sabor

amargo; sin embargo, el granjero observó que el agua parecía curar heridas

y erupciones en la piel. La fama de las "sales de Epsom" se extendió. Se

descubrió que esa sal era el sulfato de magnesio, MgSO4. J. Black

reconoció que el magnesio era un elemento en 1755; pero, no fue aislado


hasta 1808 por Humphrey Davy. Se obtuvo por electrólisis de una mezcla

de magnesia (óxido de magnesio) y óxido mercúrico.

Métodos de obtención:

Electrólisis de cloruro de magnesio fundido con cloruro de calcio y cloruro

de sodio a una temperatura de 700 - 720 ºC en celdas Dow (el magnesio se

produce en el cátodo y el cloro en el ánodo).

Por reducción silicotérmica de óxido de magnesio en contenedores de

cromo-níquel (con una mezcla de ferrosilicio, espato flúor y dolomita

calcinada) a baja presión y 1160 ºC.

Aplicaciones:

Se utiliza como flash para las fotografías.

En cohetes de señales y en pirotecnia (incluyendo bombas incendiarias).

Es menos denso que el aluminio, por lo cual es utilizado en aleaciones

ligeras, materiales útiles para: construcciones aeronáuticas, automóviles y

construcción de misiles

Se usa como reductor para la producción de uranio y otros metales a partir

de sus sales.

El óxido de magnesio se usa en la producción de papel y goma y, en la

industria farmacéutica, como antiácido estomacal.

Una mezcla de óxido de magnesio pulvurulento y disolución concentrada de

cloruro de magnesio es el cemento de magnesio, que solidifica fuertemente

y se utiliza para fabricar piedras artificiales (mármol).

El carbonato de magnesio se emplea para obtención de aislantes, vidrios y

cerámicas. Así como para preparar papel, polvos cosméticos y pasta de

dientes.

El sulfato de magnesio se utiliza en la industria textil, papelera y como

laxante (parece impedir la absorción de agua por el intestino, por lo que

éste reacciona provocando la defecación).


El hidróxido de magnesio se emplea como antiácido estomacal y laxante.

El magnesio se utiliza para formar compuestos organometálicos, originando

los llamados "compuestos de Grignard", que son combinaciones de

magnesio, un hidrocarburo y un halógeno.

Reacciones del ión magnesio:

Solución de hidróxido de amonio:

MgSo4 ⧾ 2NH4OH Mg(OH)2 ⧾ (NH4)SO4

Solución de carbonato de amonio :

MgSO4 ⧾ (NH4)2CO3 MgCO3 ⧾ (NH4)SO4

Solución de fosfato de sodio :

MgSO4 ⧾ Na2HPO3 ⧾NH4OH ⧾H2O Mg(NH4)PO4 ⧾ Na2SO4 ⧾ 6H20

MgSO4 ⧾ NaHPO3 MgHPO4 ⧾ Na2SO4

3. CALCIO:

Descripción Gráfica:


Nombre: Calcio Símbolo: Ca






Configuración electrónica: [Ar] 4s2 Radio atómico (Å): 1,97








Historia:




Origen del nombre: Los romanos utilizaban la cal (óxido de calcio) en sus

morteros de construcción. La cal la obtenían igual que en la actualidad,

quemando caliza. La palabra "calcio" deriva del latín "calx", que significaba

"cal".

Obtención: El metal no fue descubierto hasta 1808 , año en que Berzelius y

Pontin prepararon amalgama de calcio por electrólisis de la cal en mercurio.

Enterado Davy se dispuso a obtener el metal, para ello efectuó la

electrólisis de una mezcla de cal y óxido de mercurio

Método de obtención:

Reducción aluminotérmica del óxido de calcio: una mezcla de cal

pulverizada y aluminio en polvo se comprime en frío para aglomerarlo y se

calienta a 1200 ºC a alto vacío; así, se recoge el vapor del calcio.


Electrólisis de cloruro cálcico fundido: a la sal se le añaden como fundentes

fluoruro cálcico y cloruro potásico (para disminuir el punto de fusión) y se

calienta a 790 ºC; como ánodo se utilizan placas de cobre y el cátodo es

una varilla de hierro.

Aplicaciones:

Reductor para la obtención de otros metales: uranio, circonio, torio, etc.

Desoxidante en la manufactura de muchos aceros.

El calcio, aleado con aluminio, se emplea para la fabricación de cojinetes.

Se utiliza el calcio como material de separación de mezclas nitrógeno-

argón.

La cal o cal viva (óxido de calcio), que se obtiene calentando la caliza, se

transforma en cal apagada (hidróxido de calcio) al añadirle agua. La cal

apagada tiene muchos usos: mezclada con arena constituye el mortero que

fragua separándose el exceso de agua, es un absorbente excelente para el

dióxido de carbono pues reacciona formando carbonato cálcico insoluble.

La caliza (carbonato de calcio) junto con arcilla, molidas ambas, originan el

cemento.

Reacciones del ion calcio:

Solución de carbonato de amonio :

CaCl2⧾ H2CO3 CaCO3 ⧾ 3NH4Cl

Solución de ácido sulfúrico diluido:

CaCl2⧾ H2SO4 CaSO4 ⧾ 2HCl

Solución de oxalato de amonio :

CaCl2⧾ (NH4)2C2O4 CaC2O4 ⧾ 2NH4Cl


Solución de ferrocianuro de potasio :

CaCl2⧾ K4(Fe(CN)6) CaK2[Fe(CN)6] ⧾ 2KCl

4. ESTRONCIO:



Nombre: Estroncio Símbolo: Sr






Configuración electrónica: [Kr] 5s2 Radio atómico (Å): 2,15








Historia:




Origen del nombre: En el pueblo escocés llamado "Strontian" se encontró

un mineral, que recibió el nombre de estroncianita (en honor al pueblo). Fue

de este mineral, que contiene al estroncio, de donde derivó el nombre.

Obtención: En 1790, A. Crawford reconoció un nuevo mineral en un pueblo

de Escocia. Este mineral se llamó estroncianita (carbonato de estroncio) y

se descubrió que contenía un nuevo elemento. El metal fue aislado por

Davy, en 1808, mediante electrólisis de una mezcla de cloruro de estroncio

y óxido de mercurio


Por electrólisis del cloruro de estroncio fundido, mezclado con cloruro

potásico para rebajar el punto de fusión.

Mediante reducción de óxido de estroncio con aluminio en virutas, a vacío y

a temperaturas en las que el estroncio destila.


Aplicaciones:

El estroncio se utiliza para producir vidrio para tubos de televisión en color.

El estroncio se emplea para el refinado del zinc.

El titanato de estroncio, SrTiO3, se emplea para fabricar gemas artificiales.

El nitrato de estroncio da un color carmesí a las llamas, por lo cual se

emplea para fuegos artificiales y en cohetes de señales.

El Sr tiene una vida media muy larga y es uno de los peores componentes

de los productos nucleares: se incorpora a la cadena alimenticia y, de ésta,

a los huesos, debido a su gran analogía con el calcio, donde produce

sarcoma.

Reacciones del ion estroncio:

Solución de carbonato de amonio:

SrCl2 + (NH4)2CO3 SrCO3 + 2NH4Cl

Solución de ácido sulfúrico diluido :

SrCl2 + H2SO4 SrSO4 + 2HCl

Solución de carbonato de sodio :

SrSO4 + Na2CO3 SrCO3 + Na2SO4

Solución de oxalato de amonio:

SrCl2 + (NH4)2C2O4 SrC2O4 + 2(NH4)Cl

Solución saturada de sulfato de calcio :

SrCl2 + CaSO4 SrSO4 + CaCl2


5. BARIO:

Descripción general:


Nombre: Bario Símbolo: Ba

Número atómico: 56 Masa atómica (uma):





Configuración electrónica: [Xe] 6s2 Radio atómico (Å): 2,22








Historia:




Origen del nombre: De la palabra griega "barys" que significa "pesado", en

atención a la gran densidad de muchos de sus compuestos.

Obtención: La barita (óxido de bario) fue diferenciada de la cal (óxido de

calcio) por Scheele en 1774. El bario elemental fue aislado por Sir

Humphrey Davy mediante electrólisis de barita fundida con óxido de

mercurio, obteniendo una amalgama de bario.


Se obtiene mediante reducción aluminotérmica del óxido de bario a alto

vacío.

Mediante electrólisis del cloruro de bario.

Aplicación:

El bario se emplea para eliminar trazas de gases en tubos de vacío y

televisión.


El sulfato de bario se emplea en pinturas (blanco permanente), goma y

papel. Junto con sulfuro de zinc forma el litopón, colorante blanco brillante

muy estable e insoluble, con buenas propiedades de recubrimiento y que no

se oscurece en presencia de sulfuros.

El sulfato de bario se emplea como contraste en radioscopia de aparato

digestivo, ya que absorbe muy bien los rayos X.

El óxido y el hidróxido de bario se usan como desecantes.

El carbonato de bario se emplea como veneno para ratas. También se

emplea en la industria de vidrio y cerámica.

El nitrato y el clorato de bario se emplean para dar color verde en

pirotecnia.

El sulfuro impuro es fosforescente después de exponerlo a la luz.

Reacción del ion bario:

Solución de carbonato de amonio:

BaCl2 + (NH4)2CO3 BaCO3 + 2(NH4)Cl

Solución de oxalato de amonio:

BaCl2 + (NH4)2C2O4 BaC2O4 + 2(NH4)Cl

Solución de ácido sulfúrico diluido:

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

Solución de cromato de potasio:

BaCl2 + k2CrO4 BaCrO4 + 2KCl


6. RADIO:



Nombre: Radio Símbolo: Ra

Número atómico: 88 Masa atómica (uma): (226,03)





Configuración electrónica: [Rn] 7s2 Radio atómico (Å): 2,15

Radio iónico (Å): 1,52 (+2) Radio covalente (Å): -




Densidad (g/cm3): 5,000 Color: Blanco brillante



Historia:

Descubridor: Marie y Pierre Curie.

Lugar de descubrimiento: Francia.


Origen del nombre: De la palabra latina "radius" que significa "rayo", debido

a su poderosa radiactividad.

Obtención: El radio fue descubierto en 1898 por M. Curie en la pechblenda

del Norte de Bohemia (7 toneladas de mineral contienen aproximadamente

1 g de radio). El elemento fue aislado en 1911 por M. Curie y A. Debierne

mediante electrólisis de una disolución de cloruro de radio puro con un

cátodo de mercurio; la amalgama se destila en atmósfera de hidrógeno y,

así, se obtiene el metal puro.

Obtención:

Se obtiene como resultado de los procesos de desintegración en minerales de

torio y uranio. Puede extraerse mediante lavados durante el procesado de los

mismos, obteniéndose como bromuro o cloruro de radio.

Importancia:


Se emplea en pinturas luminosas, ya que, tanto el radio como sus sales

presentan luminiscencia.

Se utiliza como fuente de neutrones.

En medicina se emplea para el tratamiento del cáncer (aunque está siendo

sustituido por isótopos más baratos y menos peligrosos, como el60Co).

REACCIONES DEL RADIO:

Ya que el radio fue descubierto en el mineral pechblenda por los químicos

franceses Marie y Pierre Curie en 1898. Estos descubrieron que el mineral era

más radiactivo que su componente principal, el uranio, y separaron el mineral en

varias fracciones con el fin de aislar las fuentes desconocidas de radiactividad.

Una fracción aislada utilizando sulfuro de bismuto, contenía una sustancia

fuertemente radiactiva, el polonio, que los Curie conceptuaron como nuevo

elemento. Mas arde se trató otra fracción altamente de cloruro de bario para

obtener a sustancia radiactiva, que resultó ser un nuevo elemento, el radio. Es por

esta razón que no logramos encontrar reacciones del radio, un elemento

altamente radiactivo.

Grupo II-B (Elementos puente):

El grupo II-B del sistema periódico está formado por: zinc, cadmio, mercurio y

ununbio.

El radio del átomo y la mayor carga nuclear resultante de estar los 10 electrones d

En un subnivel inferior determina que estos metales son menos activos que los

metales alcalinos térreos (con los que guardan cierta semejanza) .Si bien, el zinc y

el cadmio , son relativamente activos y muy parecidos entre sí , el mercurio es un

gas noble.


Estos tienen gran tendencia a formar iones complejos y compuestos covalentes.

Sus iones son complejos

1. Zinc:



Nombre: Zinc Símbolo: Zn


Período: 4 Grupo: IIB (transición)

Bloque: d (no representativo) Valencias: +2


Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 Radio atómico (Å): 1,37



Afinidad electrónica (kJ/mol): 9


Densidad (g/cm3): 7,14 Color: Blanco-Azulado



Historia:

Descubridor: Desconocido.

Lugar de descubrimiento: Desconocido.

Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.


Origen del nombre: De la palabra alemana "zink" nombre con el que se

designaba a uno de los metales presentes en el latón (aleación de cobre y

zinc) o también de la palabra alemana "zinke" (punta aguda) por la forma

que adoptaba al depositarse en los altos hornos.

Obtención: Los minerales de zinc fueron usados, desde tiempos remotos,

junto al cobre para obtener latón. Se ha encontrado en Palestina un latón

cuya fecha de fabricación está comprendida entre el 1400 y el 1000 antes

de Cristo. También, en unas ruinas prehistóricas en Transilvania se

encontró una aleación con un 87 % de zinc. Las fundiciones de minerales

de zinc con cobre parece que fueron descubiertas en Chipre y fueron

usados posteriormente por los romanos. El zinc metálico se obtuvo en el

siglo XIII en la India mediante reducción de calamina (carbonato de zinc)

con sustancias orgánicas, como la madera. En 1746, Andreas Marggraf

redescubrió el metal en Europa, obteniéndolo por reducción de calamina

con carbón.


Concentración de los minerales y tostación para obtener el óxido y

reducción de éste con carbón o carbono y posterior destilación del metal o

efectuar procedimientos electrolíticos.

Aplicaciones:

Se utiliza como reductor.

Se emplea, en grandes cantidades, para el galvanizado (zincado) de otros

metales como el hierro e impedir su corrosión.

Se emplea para obtener numerosas aleaciones: latones, plata alemana, etc.

Al adicionar al zinc pequeñas cantidades de aluminio y cobre se aumenta

su solidez; por ejemplo, la aleación denominada Prestal(R) que contiene un

22 % de aluminio es más fuerte que el acero y tan fácil de moldear como un

plástico. El zinc metálico se usa para fabricar pilas secas y para proteger


estructuras de hierro de la corrosión, utilizando el zinc como ánodo de

sacrificio, a causa de las posiciones relativas del zinc y el hierro en la serie

electroquímica.

El óxido de zinc (color blanco) se utiliza en manufactura de pinturas (blanco

de zinc), relleno de materiales de caucho, cosméticos, productos

farmacéuticos, recubrimiento de suelos, plásticos, tintas, jabones, baterías,

productos textiles y equipos eléctricos.

El sulfuro de zinc es un sólido blanco que, por adición de pequeñas

impurezas de cobre o plata, produce fosforescencia al iluminarlo. Se utiliza

en señales luminosas, pantallas de rayos X y de TV y luces fluorescentes.

El cloruro de zinc se emplea como deshidratante.

Reacciones del ion zinc:

SOLUCION DE HIDROXIDO DE SODIO:

ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2 + NaSO4

SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE AMONIO:

ZnSO4 + 2NH4OH → Zn(OH)2 + (NH4)2 SO4

Zn(OH)2 + 6NH4OH → (Zn(NH3)6)(OH)2 + 6H2O

SOLUCIÓN DE SULFURO DE AMONIO:

ZnSO4 + (NH4)2S → ZnS + H2SO4

2NaC2H3O2 + H2SO4 → 2HC2H3O2 +Na2SO4

Na2ZnO2 + H2S → ZnS + NaOH

SOLUCION DE FOSFATO DE SODIO:

ZnSO4 + NH4Cl + 2Na2HPO4 → Zn(NH4)PO4 + NaH2PO4 + NaCl


SOLUCION DE FERROCIANURO DE POTASIO:

2ZnSO4 + K4(Fe(CN)6) → Zn(Fe(CN)6) + 2K2SO4

3Zn(Fe(CN)6) + K4(Fe(CN)6) → 2Zn3K2(Fe(CN)6)2

Zn(Fe(CN)6) + 8NaOH → 2Na2ZnO2 + Na4(Fe(CN)6) + 4H2O

REACTIVO MERCURITIOCIANATO ACETATO DE COBALTO:

Zn++ + Hg(CNS)42- → Zn(Hg(CNS)4)

2. Cadmio:

Descripción Grafica:


Nombre: Cadmio Símbolo: Cd



Bloque: d (no representativo) Valencias: +2


Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 Radio atómico (Å): 1,54





Densidad (g/cm3): 8,65 Color: Blanco plateado




Historia:

Descubridor: Friedrich Strohmeyer.

Lugar de descubrimiento: Alemania.


Origen del nombre: De la palabra latina "cadmia" que significa "calamina"

(carbonato de zinc) y de la palabra griega "kadmeia" con el mismo

significado. Ya que fue encontrado en una impureza de la calamina.

Obtención: Se encontró en una impureza de algunas muestras de

carbonato de zinc. Strohmeyer observó que esas muestras, en particular,

cambiaban el color al calentarlas, lo cual no le ocurría al carbonato de zinc

puro. Strohmeyer fue lo suficientemente persistente para continuar la

observación. así consiguió aislar el elemento mediante tostación y posterior

reducción del sulfuro.


Se obtiene como subproducto en el procesado de minerales de zinc, cobre

y plomo.

Aplicación:

Es componente de aleaciones de bajo punto de fusión. Se emplea en

aleaciones de cojinetes, con bajo coeficiente de fricción y gran resistencia a

la fatiga.

Se utiliza mucho en electrodeposición: recubrimiento de rectificadores y

acumuladores.

Se emplea en baterías níquel-cadmio recargables.


Utilizado en barras de control del flujo de neutrones en los reactores

nucleares.

El hidróxido de cadmio se emplea en galvanotecnia y en la fabricación de

electrodos negativos de baterías de níquel-cadmio.

El óxido de cadmio se usa como catalizador para la hidrogenación y la

síntesis de metano. Además, se emplea para fabricación de esmaltes y en

sinterización.

El cloruro de cadmio se utiliza en galvanotecnia, fotografía y tintorería.

El sulfuro de cadmio se utiliza como pigmento amarillo.

El estearato de cadmio se emplea para mejorar la estabilidad de materiales

Los silicatos y los boratos de cadmio presentan fosforescencia y

fluorescencia y se usan como componentes de las sustancias

fosforescentes de televisión en blanco y negro.

Reacciones del ion cadmio:

SULFURO DE HIDROGENO:

CdSO4 + H2S → CdS + H2SO4

SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE AMONIO:

CdSO4 + 2NaOH → Cd(OH)2 + Na2SO4

CdSO4 + 2NH4OH → Cd(OH)2 + (NH4)2SO4

Cd(OH)2 + (NH4)2SO4 → NH4OH + (Cd(NH3)4)SO4 + 4H2O

SOLUCIÓN DE CIANURO DE POTASIO:

CdSO4 + 2KCN → Cd(CN)2 + K2SO4

Cd(CN)2 + 2KCN → K2(Cd(CN)4)

K2(Cd(CN)2) + H2S → CdS + 2KCN + 2HCN


3. Mercurio:

Descripción general.


Nombre: Mercurio Símbolo: Hg



Bloque: d (no representativo) Valencias: +1, +2


Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 Radio atómico (Å): 1,55





Densidad (g/cm3): 13,546 Color: Blanco plateado

Punto de fusión (ºC): -39 Punto de ebullición (ºC): 357


Historia:

Descubridor: Desconocido.

Lugar de descubrimiento: Desconocido.

Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.

Origen del nombre: Debido a la movilidad del metal, se le asignó el nombre

del Dios Mercurio -alado e inquieto mensajero-. (El origen del símbolo Hg

proviene de la palabra latina "hydrargyrum", que significa "plata líquida",


aludiendo al aspecto plateado del metal y a su estado líquido a temperatura

ambiente).

Obtención: El mercurio era conocido por los antiguos chinos e hindúes,

antes del 2000 a.C.; encontrado en tumbas egipcias datadas del 1500 a.C.

Se usaba para formar amalgamas con otros metales sobre el año 500 a.C.

los griegos usaban el mercurio para fabricar pomadas y los romanos para

fabricar cosméticos.


El metal se obtiene triturando el cinabrio (mineral de sulfuro de mercurio (II))

y calentando en un horno a 700 ºC en una corriente de aire. El vapor se

condensa y se recoge en recipientes de hierro.

Aplicación:

Se emplea en laboratorios para termómetros, barómetros, bombas de

difusión y otros instrumentos.

Se utiliza para fabricar lámparas de vapor de mercurio para iluminación y en

anuncios luminosos e interruptores líquidos.

Se usa para fabricar pesticidas, como cátodo para la electrólisis de cloruros

alcalinos, para amalgamas dentales, pinturas antisuciedad, baterías y como

catalizador.

El cloruro mercurioso (calomelanos) se emplea en medicina, como

insecticida y en la fabricación de electrodos de calomelanos.

El fulminato de mercurio se utiliza como detonador en explosivos.

El sulfuro mercúrico se emplea como pigmento: pinturas, cera de lacrar.

Reacciones del ion cadmio:

REACCIONES CON EL IÓN MERCURIOSO:


ÁCIDO CLORHIDRICO DILUIDO:

Ag2(NO3)2 + 2HCl → 2HgCl2 + HNO3

HgCl2 + 2NH4OH → Hg(NH2)Cl + Hg NH4Cl +2H2

HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O

2Hg(NH2)Cl + 3Cl2 → 2HgCl2 + 4HCl +N2

Hg + Cl2 → HgCl2

SOLUCION DE CORMATO DE POTASIO:

Hg2(NO3)2 + K2CrO4 → HgCrO4 + 2KNO3

SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO:

Hg(NO3)2 + 2NaOH → Hg2O +2Na2NO3 +H2O

REACCIONES CON EL IÓN MERCURICO:

SULFURO DE HIDRÓGENO:

Inicialmente un precipitado blanco luego amarillo castaño y finalmente negro.

3HgCl2 + 2H2S → Hg3S2Cl2 + 4HCl

Hg3S2Cl +H2S → 2HCl + 3HgS

HgCl2 + H2S → HgS +HCl

3HgS + 2HNO3 + 6HCl → 3HgCl2 +2NO + 3S +4H2O

SOLUCIÓN DE CLORURO ESTAÑOSO:


Inicialmente un precipitado blanco de HgCl2 que por exceso de reactivo se reduce

a mercurio elemento gris oscuro.

2HgCl2 + SnCl2 → SnCl4 +Hg2Cl2

Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 +2Hg

SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO:

Inicialmente un precipitado pardo rojizo de cloruro básico que se convierte por

exceso de reactivo en oxido mercúrico amarillo.

HgCl2 + 2NaOH → HgO + 2NaCl + H2O

SOLUCIÓN DE HIDROXIDO DE AMONIO:

HgCl2 + NH4OH → Hg(NH2)Cl + NH4Cl + 2H2O

SOLUCIÓN DE YODURO DE POTASIO:

Inicialmente un precipitado amarillo de HgI2 luego un precipitado rojo.

HgCl2 + 2KI → HgI2 + 2KCl

HgI2 + KI → K2(HgI4)

COBRE:

Cuando una lámina de cobre brillante se introduce en solución de HgCl2 se cubre

de una película gris de Hg que adquiere al frotarlo una apariencia plateada.

HgCl2 + Cu → Hg + CuCl2



Referencia Bibliografica:-Pons Muzzo Gaston,Editorial Bruño Primera edicion . Lima - Peru, 1987.-Skoog , D. West , D. Mc Graw Hill Cuarta edicion . 1990.-Stein,Editorial Alhambra 1972-Wood Kennan Bill,Editorial Harla S.A. Nueva york . 1994.

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