Metales alcalinotérreos Química Descriptiva Metales alcalinotérreos

Características Generales El segundo grupo de la tabla periódica está constituido por los siguientes elementos: Berilio (Be) Magnesio (Mg) Calcio (Ca) Estroncio (Sr) Bario (Ba) Radio (Ra)

Características Generales Estos elementos son denominados alcalinotérreos, nombre proveniente del que recibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas.

Propiedades Físicas Metales de aspecto lustroso, de color blanco plateado. Blandos, se pueden hilar, cortar y mecanizar fácilmente. Gran tamaño atómico. Metales de baja densidad.

Propiedades Físicas Punto de fusión elevado, varía de forma irregular según las diferentes estructuras cristalinas de los elementos. Más duros que los metales alcalinos. Buenos conductores de la electricidad.

Propiedades Físicas La tabla muestra un resumen de las propiedades citadas anteriormente: *Escala en la que la plata tiene valor 100.

Propiedades Químicas Electronegatividad ≤1,5 en la escala de Pauling. Muy buenos agentes reductores. Configuración electrónica ns², dos e- en la capa de valencia que tienden a perder. Presentan un estado de oxidación +2.

Propiedades Químicas Alta energía de ionización. Reaccionan con halógenos para formar sales iónicas y con agua para formar hidróxidos muy básicos. El Berilio difiere en muchas propiedades con respecto a los demás elementos de este grupo.

Propiedades Químicas La siguiente tabla muestra más propiedades químicas:

Abundancia y Estado Natural Son bastante abundantes, en especial el calcio y el magnesio. No se encuentran libres en la naturaleza debido a su gran capacidad de reacción, sino en forma de compuestos, sobretodo sales (carbonatos, sulfatos…).

Obtención Se suelen obtener mediante dos procedimientos siguientes: Por reducción de sus óxidos con carbono: MO (s) + C (s)  M (s) + CO (g) Por electrólisis de sus haluros fundidos: MX2 (l)  M (l) + X2 (g)

Compuestos Haluros iónicos (excepto el Be) al reaccionar directamente con halógenos. Carbonatos y sulfatos insolubles en agua, son los compuestos minerales más importantes de este grupo. Óxidos e hidróxidos básicos (salvo el Be), algunos son insolubles y protegen el metal frente a otras reacciones desprendiendo H.

Aplicaciones Estos metales tienen gran utilidad técnica, las aplicaciones varían mucho según el elemento a tratar. Por ejemplo, el Be se usa en tecnología nuclear, el Mg en la construcción de estructuras ligeras…

Berilio

Características Generales Es un metal de color gris metálico, poco abundante en la Tierra y las estrellas. Tiene el punto de fusión muy alto, y una gran elasticidad. Por esto, la velocidad de propagación del sonido en este material es la mas alta.

Propiedades Densidad: 1,848 g/cm3 Abundancia: 0,006% Estado: Sólido Estructura cristalina: Hexagonal Punto de fusión: 1551,15 K Punto de ebullición: 3243,15 K Abundancia: 0,006% Descubrimiento: 1797 por Louis Nicolas Vaquelin Numero atómico: 4 Masa atómica: 9,01 u. Configuración electrónica: [He]2s2 Isótopos: 7Be: Artificial 9Be: Estable 10Be: Se produce en la atmósfera

Obtención Consiste en tratar el berilo con acido sulfúrico, para obtener sulfato de berilio. Si se calienta, se produce oxido de berilio. La técnica de extracción mas utilizada es la reducción por magnesio: BeF2 + Mg → MgF2 + Be También se puede obtener por electrolisis del fluoruro, o por reduccion con sodio.

Berilo Be3Al2(SiO3)6 El berilo es la mayor fuente de berilio y de su óxido, junto con la bertrandita. Este compuesto es en realidad transparente; con impurezas se colorea, produciendo piedras preciosas (cromo en la esmerada, y hierro en la aguamarina)

Berilo Be3Al2(SiO3)6 La esmeralda y la aguamarina, son gemas muy apreciadas en joyería.

Oxido de Berilio BeO En la universidad Purdue, se ha descubierto que mezclando BeO con el combustible de las centrales nucleares se consigue que el combustible tenga mayor rendimiento. Las cerámicas refractarias llevan impurezas de este compuesto. Esto hace que puedan aguantar temperaturas de hasta 3000OC

Utilidades en la industria Se utilizaba en los tubos fluorescentes, pero su uso se abandono porque provocaba beriliosis. Este metal es transparente a los rayos X, por lo que se usa para hacer ventanas en tubos de rayos X. Cuando es expuesto a partículas α (núcleos de helio), emite neutrones y se usa como fuente de éstos en reactores nucleares.

Utilidades en la industria Se usa como moderador en centrales nucleares. Estos dispositivos sirven para controlar la velocidad de los neutrones, mediante el choque de estos con los núcleos de berilio. Se usa mucho la aleación de berilio y cobre, por su conductividad eléctrica y térmica, resistencia y dureza. Esta aplicación incluye la fabricación de muelles y electrodos. Esta aleación no produce chispas, así que se usa para fabricar las herramientas de las refinerías de petróleo, donde una chispa significa una explosión.

Utilidades en la industria Este metal se deforma poco con los cambios de temperatura y aguanta temperaturas muy altas, así que se usa en las toberas de cohetes espaciales o en los espejos de telescopios.

Efectos en el organismo El contacto con la piel tras un corte, puede producir eczemas y úlceras cutáneas. El efecto mas común es la beriliosis, producida por la inhalación de polvo de berilio. Los síntomas de esta enfermedad son: Inflamación del tejido pulmonar Tos y dificultad para respirar Pérdida de peso

Magnesio

Propiedades periódicas Número atómico: 12 Grupo: 2 Período: 3 Serie: Alcalino térreos

Propiedades atomicas Radio atómico: 1,72 A Volumen atómico: 13,97 cm3/mol Radio covalente: 1,36 A Estructura cristalina: hexagonal Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 Radio iónico: 0,72 A Estado de oxidación: 2

Propiedades químicas Electronegatividad: Calor de fusión: 8.954 kJ/mol 1,31 (Pauling) 1,23 (Allrond Rochow) Calor de fusión: 8.954 kJ/mol Potencial de ionización: Primero: 7.646 Segunda: 15.035 Tercera: 80.143

Propiedades físicas Masa atómica: 24,035 Punto de ebullición: 1363 K Coeficiente de dilatación lineal: 26,1·10-3 Conductividad: Eléctrica: 0,226·106 S/m Térmica: 1,56 W/cmK Densidad: 1,738 g/cc a 300 K Entalpía de atomización: 148,5 kJ/mol a 25ºC Entalpía de fusión: 8,95 kJ/mol Entalpía de vaporización: 922 K Estado físico: Sólido

El Mg es altamente reactivo

Magnesio puro Es conocido desde la antigüedad, pero no se pudo obtener en estado puro hasta el siglo XIX. Su nombre procede de Magnesia en Tesalia. El magnesio es el 6º elemento más abundante en la corteza terrestre (27.640 ppm). Aparece en 3 clases de compuestos: Carbonatos Depósitos marinos Silicatos

Carbonatos de magnesio Magnesita MgCO3 Dolomita CaCO3·MgCO3

Depósitos marinos Carnalita KCl·MgCl2·6H2O Epsomita MgSO4·7H2O Langbeinita K2SO4·2MgSO4

Silicatos de magnesio Olivina MgFeSi2O8 Talco Mg3(OH)2Si4O10

Magnesio puro Obtención H. Davis (reducción electrolítica) MgO (electricidad)  Mg + ½ O2 Doble sustitución (1813) 2K + MgCl2  Mg + 2KCl2 Faraday (1833)  Electrólisis del MgCl2

Usos El magnesio se usa para obtener hierro dúctil usado en los coches, mezclándolo con una aleación de hierro y silicio. Se usa en la purificación de hierro, añadiéndolo al metal en estado líquido, por lo que reacciona con el azufre y precipita.

Compuestos MgO: es el segundo compuesto más abundante de la corteza terrestre, después del SiO2 MgCl2: es el compuesto contenedor de magnesio más común en agua. MgCO3 y MgSO4: forman parte del agua dura, junto con calcio insoluble. Mg(OH)2: Se usa como antiácido MgCl2: se usa en la preparación de tejidos de algodón Mg2O2: se usa como blanqueador de ciertos tejidos como la seda. MgSO4: se usa como droga purgativa para intoxicaciones de bario y barbitúricos.

Compuestos MgO (Magnesia) Este compuesto tiene usos medicinales como: Alivio de la acidez de estómago, como laxante o como suplemento en casos de déficit de magnesio Se usa en la conservación de libros Aislante eléctrico Elemento óptico Síntesis: Mg(OH)2 (calor) → MgO(s) + H2O(l) MgCO3 (calor) → MgO(s) + CO2(g)

Compuestos Mg(OH)2 (Leche de magnesia) Compuesto poco soluble, que forma suspensiones de color blanquecino. Usos: Antiácido Laxante Efectos secundarios: Diarrea Inhibición de la absorción de hierro y ácido fólico Síntesis Mg2+ (aq) + 2(OH)− (aq) → Mg(OH)2 ↓

Compuestos MgSO4 Usos: En forma anhidra se usa como desecante Coagulante en el tofu Terapéutico: Tratamiento de la hipomagnesemia Broncodilatador Reduce el dolor en fibromialgia y osteoporosis Previene la parálisis cerebrales en bebés prematuros Se usa como dilatador en el hígado para eliminar piedras Síntesis: doble sustitución Mg2+ + X  Mg + X(ionizado)

Magnesio en la fisiología: Debido a que hay una competitividad natural entre el magnesio y el calcio un déficit de magnesio puede ser compensado por un exceso de magnesio. Los síntomas de una deficiencia de magnesio son comparable a los de las enfermedades tiroideas, como el hipotirodismo. Las funciones fisiológicas del magnesio son el permitir que los músculos se relajen, por lo tanto si hay una cantidad inadecuada de magnesio los músculos se contraen. Cuando esto pasa se produce un arritmia cardiaca, en el cual hay una aceleración del ritmo del corazón y contracción irregular. El magnesio también aparece formando parte de la clorofila, una magnesio porfirina, por lo que estrictamente necesario para la fotosíntesis

Calcio

Historia Descubridor: Sir Humphrey Davy. Lugar de descubrimiento: Inglaterra. Año de descubrimiento: 1808. 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.

Características principales El calcio es un metal alcalinotérreo blando, maleable y dúctil que arde con llama roja formando óxido de calcio y nitruro. Reacciona violentamente con el agua para formar el hidróxido Ca(OH)2 desprendiendo hidrógeno. En nuestro organismo lo podemos encontrar en dos estados: En estado iónico: Calcio circulante. Formando parte del sistema óseo. El calcio es el mineral más abundante en nuestro organismo. La función primordial de este mineral es la construcción de huesos y dientes. También es un regulador fisiológico para la contracción muscular.

Propiedades atómicas y físicas Símbolo: Ca Grupo: 2, alcalinotérreos Masa atómica: 40,078 u Configuración elec.: [Ar]4s² Periodo: 4 1º P. de ionización: 589,8 kJ/mol Isótopos: 10 Número atómico: 20 Clasificación: Metal Densidad: 1,550 g/mL Radio atómico: 194 pm Punto de fusión: 1115 K Punto de ebullición: 1757 K Calor específico 0,632 J/(kg*K)

Abundancia y localización Es el quinto elemento en abundancia en la corteza terrestre (3,96% en peso). No lo encontramos en estado nativo, sino formando compuestos como el carbonato y el sulfato. Con respecto a nuestro organismo, es el cuarto componente más abundante después del agua, las proteínas y las grasas. Podemos encontrarlo formando parte de los huesos, dientes, en el torrente sanguíneo, los líquidos intersticiales y las células musculares.

Abundancia y localización El calcio de nuestro organismo podemos obtenerlo mediante el agua que bebemos y ciertos alimentos, como los productos lácteos, frutos secos o legumbres. En la naturaleza encontramos el calcio en forma de sales de calcio formando parte de rocas como el mármol y la caliza. La obtención industrial de calcio elemental tiene lugar a través de un proceso llamado ALUMINOTERMIA, con el cual podemos obtener muchos metales, incluso a pequeña escala. 12 CaO + 6 Al (1200º C) ↔ 9 Ca + 3 Al2O3CaO Esta reacción se puede poner como ejemplo de reacción fuertemente exotérmica o como proceso redox.

Obtención El método Solvay es un proceso químico El metal se aísla por electrólisis del cloruro de calcio (subproducto del proceso Solvay) fundido: Cátodo: Ca2+ + 2 e- → Ca Ánodo: Cl- → ½ Cl2 (gas) + e- El método Solvay es un proceso químico utilizado para la fabricación de carbonato de sodio a nivel industrial.

Aplicaciones industriales Agente reductor en la extracción de otros metales como el uranio, circonio y torio. Desoxidante, desulfurizador, o decarburizador para varias aleaciones ferrosas y no ferrosas. Agente de aleación utilizado en la producción de aluminio, berilio, cobre, plomo y magnesio.

Función Biológica La presencia del calcio en nuestro organismo está ligada a la presencia del fósforo. La falta o exceso de cualquiera de estos dos macrominerales puede afectar la absorción del otro. Provee rigidez y fortaleza a huesos, dientes y encías. Ayuda en la regularidad de la frecuencia cardíaca, y en la transmisión de impulsos nerviosos. Previene enfermedades cardiovasculares, ya que disminuye los niveles de colesterol en sangre. Previene los calambres en la musculatura corporal, debido a que el músculo utiliza el calcio para realizar sus movimientos y contracciones.

Función Biológica Es preventivo ante enfermedades como el cáncer. Contribuye a reducir la tensión arterial en personas con hipertensión arterial. Previene la osteoporosis (perdida de masa ósea). Es activador de diferentes enzimas. Mantiene la permeabilidad de las membranas celulares. Mantiene la piel sana. Durante el embarazo reduce la incidencia de la preeclampsia (hipertensión gestacional o aumento de la presión arterial con edema y/o protenuria, proteínas en orina, que ocurre después de la 20 semana de gestación). Es fundamental para que la sangre coagule adecuadamente. Una de las grandes ventajas que presenta el calcio refiere a su invariabilidad en el tiempo desde el momento en que es envasado hasta el momento de consumo, podemos decir que el contenido de calcio de los alimentos no se altera en ninguna etapa.

Deficiencia de calcio La deficiencia de calcio puede provocar: Dolores en las articulaciones Hormigueos y calambres musculares Un ritmo cardíaco anormal, palpitaciones Convulsiones y deterioro cerebral Depresión Fragilidad en las uñas, uñas quebradizas. Alteraciones cutáneas Dientes defectuosos Aumento del colesterol sanguíneo Hipertensión Entumecimiento de miembros superiores e inferiores Raquitismo Osteoporosis

CaCO3 + (21.000 calorías) ↔ CaO + CO2 Compuestos del calcio El carbonato de calcio es el compuesto de calcio más abundante en la naturaleza. Se lo encuentra formando varios minerales: calcita, dragonita y espato de Islandia. El mármol es una roca que contiene como componente principal carbonato de calcio y lo mismo sucede con la piedra caliza. Esta última es la materia prima con la cual se prepara la cal viva. Para obtener ésta, se calcina la piedra caliza, con lo cual el CaCO3 que contiene, se transforma en CaO, desprendiendo CO2. CaCO3 + (21.000 calorías) ↔ CaO + CO2

Compuestos del calcio Cal (óxido de calcio): Se forma óxido de calcio cuando el carbonato de calcio se quema en el aire. CaCO3 ↔ CaO + CO2 Cemento: El cemento, material de construcción típico, cuya fabricación constituye una industria de proporciones gigantescas, se obtiene calcinando juntos CaCO3 y arcillas en proporciones convenientes. Mármol: Se consideran mármoles a los agregados granoso-vítreos, formadas básicamente por carbonato de calcio y con trazas más o menos significativas de carbonato magnésico (mármol dolomítico).

estroncio

Características generales Nombre: Estroncio Símbolo: Sr Número atómico: 38 Masa atómica (uma): 87,62 Período: 5 Grupo: IIA (alcalino-térreo) Bloque: s (representativo) Valencias: +2

Propiedades periódicas Configuración electrónica: [Kr] 5s2 Radio atómico (Å): 2,15 Radio iónico (Å): 1,13 (+2) Radio covalente (Å): 1,92 Energía de ionización (kJ/mol): 548   Electronegatividad: 0,95 Afinidad electrónica (kJ/mol): -

Estructura cristalina(caras) Propiedades físicas Densidad (g/cm3): 2,63 Color: Plateado Punto de fusión (ºC): 777 Punto de ebullición (ºC): 1382 Volumen atómico (cm3/mol): 33,7 Estructura cristalina(caras)

El estroncio fue descubierto en Escocia en las minas de Strontian(Escocia), de donde procede su nombre, este elemento fue aislado por primera vez en 1808 por Davy por la electrolisis de la estronciana(óxido de estroncio),y observado por primera vez por Adair Crawford. El estroncio es el menos abundante de los alcalinos térreos, con un abundancia de 0,0042%. Los principales compuestos que forma el estroncio son la celestita(SrSO4 ), y la estroncianita(SrCO3 ). Crea compuestos divalentes que son todos solubles. Actualmente se prepara de forma similar al calcio: por electrólisis del cloruro fundido mezclado con KCl para rebajar el punto de fusión, o por reducción de óxido de estroncio con aluminio en virutas, a vacío, y a temperaturas en las que el estroncio destila.

Efectos nocivos Los compuestos de Sr que suponen un riesgo para la salud son aquellos solubles en agua, los insolubles no suponen un riesgo directo. La principal vía de intoxicación es por la ingesta directo de alimentos. De forma que se acumula de forma gradual en el cuerpo El único compuesto que se considera realmente tóxico es el cromato de estroncio, que es conocido por producir cáncer de pulmón. En la naturaleza debido a su elevada reactividad el metal se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos y compuestos .

Utilidad en la industria Hoy día el principal uso del estroncio es en cristales para tubos de rayos catódicos de televisores en color debido a la existencia de regulaciones legales que obligan a utilizar este metal para filtar los rayos x evitando que incidan sobre el espectador. El titanato de estroncio tiene un índice de refracción extremadamente alto y una dispersión óptica mayor que la del diamante, propiedades de interés en diversas aplicaciones ópticas. También se ha usado ocasionalmente como gema. El isótopo radiactivo Sr-89 se usa en la terapia del rcancer, el Sr-85 se ha utilizado en radiologia y el Sr-90 en generadores de energía autónomos.

Otros compuestos El nitrato de estroncio se emplea en pirotecnia. El hidróxido de estroncio forma con cierto número de ácidos orgánicos jabones y grasas de estructura estable.

Bario

Características Generales Nombre: Bario Símbolo: Ba Número atómico: 56 Masa atómica (uma): 137,327 Período: 6 Grupo: IIA (alcalino-térreo) Bloque: s (representativo) Valencias: +2

Características periódicas Configuración electrónica: [Xe] 6s2 Radio atómico (Å): 2,22 Radio iónico (Å): 1,35 (+2) Radio covalente (Å): 1,98 Energía de ionización (kJ/mol): 503 Electronegatividad: 0,89 Afinidad electrónica (kJ/mol): -

Características físicas Densidad (g/cm3): 3,594 Color: Plateado Punto de fusión (ºC): 727 Punto de ebullición (ºC): 1897 Volumen atómico (cm3/mol): 38,21 Estructura cristalina centrada en el cuerpo

El bario fue identificado en 1774 por Carl Scheele y extraído en 1808 por Humprhy Davy, posteriormente fue llamado barita por Lavoisier, del cual derivó Bario. El bario se encuentra formando dos compuestos fundamentalmente, la barita(sulfato de bario) que representa el 65,79%, y la whiterita( carbonato de bario) que supone el 72%. Se oxida rápidamente, pero a diferencia de otros al oxidarse crea una película protectora de oxido que lo protege de este proceso. Es dúctil y maleable.

Efectos nocivos del bario En general el bario se encuentra en poca cantidad en la naturaleza. Algunos alimentos(frutos secos, pescados...) lo contienen pero en bajas cantidades. La ingesta de pequeñas cantidades de bario pueden provocar síntomas como inflamación de cerebro e hígado y dolor de estómago. Mayores cantidades pueden provocar parálisis general e incluso la muerte. No se ha demostrado que exposición al bario provoque cáncer, ni malformaciones en el feto.

Usos del bario - Tiene pocas aplicaciones prácticas, las más importantes son: La barita purificada se usa en la radiología para diagnosticar problemas gastrointestinales. El paciente ingiere una papilla de sulfato de bario que es opaco a los rayos X. Se usa para recubrir conductores eléctricos. Muy usado en pirotecnia y como pigmento en pinturas.

Compuestos del bario La barita es muy importante para la industria petrolífera. El carbonato de bario es usado como matarratas. El oxido de bario sirve para recubrir electrodos. El nitrato de bario es colorante verde para los fuegos artificiales.

Radio

Historia Durante las investigaciones que condujeron al descubrimiento del polonio, los químicos franceses Marie y Pierre Curie hallaron indicios de que junto al bario separado de la pechblenda podía haber otro elemento. Separaron este segundo elemento en 1898, con la ayuda de Gustave Bémont, resultando incluso más importante que el polonio. El radio 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 el polonio, que los Curie catalogaron como nuevo elemento. Más tarde trataron otra fracción altamente radiactiva de cloruro de bario para obtener la sustancia radiactiva, que resultó ser un nuevo elemento, el radio.

Plateado metálico blanquecino Propiedades físicas Nombre, símbolo, número Radio, Ra, 88 Serie química Metal alcalinotérreo Grupo, periodo 2, 7 Densidad 5000 kg/m³ Apariencia Plateado metálico blanquecino

Propiedades atómicas Masa atómica (226,0254) u Radio iónico 1.62 Å Radio atómico calculado 215 pm Configuración electrónica [Rn]7s² Estados de oxidación (óxido) 2 (base fuerte) Estructura cristalina Cúbico centrado en el cuerpo

Propiedades físicas Estado de la materia sólido (no magnético) Punto de fusión 973 K Punto de ebullición 2010 K Entalpía de fusión 37 kJ/mol Presión de vapor 327 Pa a 973 K

Periodo de semidesintegración Isótopos más estables Isótopo Periodo de semidesintegración 226Ra 1602 años 228Ra 6,7 años

Aspecto Cuando son de preparación reciente, casi todos los compuestos de radio son blancos, pero se decoloran permanentemente a causa de su intensa radiación. Las sales de radio ionizan la atmósfera que los rodea, por eso parece que emiten un resplandor azul. Los compuestos de radio descargan los electroscopios, velan las placas fotográficas protegidas de la luz y producen fosforescencia y fluorescencia en ciertos compuestos inorgánicos como el sulfuro de zinc. El espectro de emisión de los compuestos de radio se parece al de otros alcalinotérreos; los halogenuros de radio imparten color rojo carmín a la llama

Estructura electrónica Configuración electrónica: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p67s2

Estructura cristalina La estructura del radio es cúbica centrada en el cuerpo. Está formada por un átomo de radio en cada uno de los vértices de un cubo y un átomo en el centro.

Obtención y abundancia El radio es un producto de descomposición del uranio y por lo tanto se puede encontrar en todas las minas de uranio. Originalmente se obtenía de las minas de pechblenda de Joachimstal, Bohemia (con una concentración de unas siete partes por millón, siete toneladas de pechblenda dan un gramo de radio). De las arenas de carnotita de Colorado se obtiene también este elemento, pero se han encontrado minas más ricas en la República Democrática del Congo (minas del Alto Catanga) y el área de los Grandes Lagos en Canadá, además de poder obtenerse de los residuos radiactivos de uranio. Hay grandes depósitos de uranio en Ontario, Nuevo México, Utah y Australia, entre otros lugares.

Aplicaciones Diversas aplicaciones del radio debido a sus emisiones de partículas α y β y rayos γ: Radioterapia contra el cáncer Fabricación de pinturas luminiscentes Relojes Fuente de neutrones (mezcla con berilio)

Radioterapia Las radiaciones del radio y de sus productos en descomposición destruyen preferentemente los tejidos malignos, por lo que se está empleando eficazmente en la lucha contra el cáncer, aunque se está sustituyendo por radioisótopos más baratos y menos peligrosos. El cloruro de radio se utiliza para obtener radón, utilizado e tratamientos contra el cáncer.

Pinturas luminiscentes Esferas y manecillas de relojes para que éstas se vieran en la oscuridad. Muchos de los pintores de esferas de relojes manipulaban murieron expuestos a las radiaciones. Actualmente, fosfatos con pigmentos que capturan la luz.

Obtención neutrones El radio, mezclado con berilio, es una buena fuente de electrones para experimentos físicos.

Otros usos A principios de siglo se vendía agua destilada con bario como remedio médico Se mezclaba en infinidad de cosas, como chicles, pastas de dientes, cremas… Empleado en cristales para darles una tonalidad verdosa Sus componentes dan a las llamas de tono carmín purpúreo

Efectos sobre la salud Tras una exposición prolongada el radio puede producir: Anemia Neoplasias cancerosas Fractura de dientes Cataratas Muerte, debida a largas exposiciones Durante los años 30 se descubrió que la exposición de los trabajadores a pinturas luminiscentes causaba serios daños a la salud como llagas, anemia o cáncer de huesos. Por eso posteriormente se frenó este uso del radio. Esto ocurre porque el radio es asimilado como calcio por el cuerpo y depositado en los huesos, donde la radiactividad degrada la médula ósea y puede hacer mutar a las células.

Efectos sobre la salud El Radio está presente de forma natural en el medio ambiente en muy pequeña cantidad. Debido a que siempre estamos expuesto al Radio y pequeñas cantidades de radiación es liberada al ambiente. Las cantidades se han ido incrementando debido a diversas actividades industriales, como la quema de algunos fueles.

Efectos sobre la salud Grupos expuestos a altas radiaciones: Trabajadores de las minas de uranio Pintores de esferas de reloj, al moldear el pincel con la boca