Capítulo XXIV

LA FAMILIA DE LOS ALCALINOTÉRREOS

=========================================================================== MILIGRAMOS SOLU- BLES EN 1 L. DE AGUA A 18 °C SÍMBOLO PESO ATÓMICO DENSIDAD CARBONATO DESCOMPONE SULFATO HIDRÓXIDO Calcio Ca 40.1 1.54 2070.00 1670. Al rojo débil Estroncio Sr 87.6 2.50 170.00 7460. Al blanco Bario Ba 137.4 3.75 2.29 36300. Apenas nada ===========================================================================

~La familia.~ La familia de los alcalinotérreos está compuesta por el elemento muy abundante calcio y los elementos mucho más raros estroncio y bario. Se les llama metales alcalinotérreos porque sus propiedades están entre las de los metales alcalinos y los metales de la tierra. Los metales de la tierra se discutirán en un capítulo posterior. A esta familia también se le llama con frecuencia la familia del calcio.

1. Ocurrencia. Estos elementos no se encuentran libres en la naturaleza. Sus compuestos más abundantes son los carbonatos y sulfatos; el calcio también se encuentra en grandes cantidades como fosfato y silicato.

2. Preparación. Los metales fueron preparados por primera vez por Davy en 1808 mediante electrólisis. Este método ha vuelto a utilizarse en los últimos años. El estroncio y el bario solo se han obtenido hasta ahora en pequeñas cantidades y en estado impuro, por lo que muchas de sus propiedades físicas, como sus densidades y puntos de fusión, se conocen de manera imperfecta.

3. Propiedades. Los tres metales se parecen mucho entre sí. Son de color blanco plateado y tienen una dureza similar a la del plomo. Sus densidades aumentan con sus pesos atómicos, como se muestra en la tabla de la página opuesta. Al igual que los metales alcalinos, tienen una fuerte afinidad por el oxígeno, empañándose en el aire por oxidación. Descomponen el agua a temperatura ambiente, formando hidróxidos y liberando hidrógeno. Cuando se encienden al aire arden con brillantez, formando óxidos de fórmula general MO. Estos óxidos se combinan fácilmente con el agua, según la ecuación

MO + H{2}O = M(OH){2}.

Cada uno de los elementos tiene un espectro característico, y la presencia de los metales puede detectarse fácilmente mediante el espectroscopio.

4. Compuestos. Los elementos son divalentes en casi todos sus compuestos, y estos compuestos en solución dan iones simples, divalentes e incoloros. Las sales correspondientes de los tres elementos son muy similares entre sí y muestran una variación regular en sus propiedades al pasar de calcio a estroncio y de estroncio a bario. Esto se observa en la solubilidad del sulfato y el hidróxido, y en la facilidad de descomposición de los carbonatos, como se indica en la tabla. A diferencia de los metales alcalinos, sus carbonatos y fosfatos normales son insolubles en agua.

CALCIO

~Ocurrencia.~ Los compuestos de calcio son muy abundantes en la naturaleza, por lo que la cantidad total de calcio en la corteza terrestre es muy grande. Se conocen muchos compuestos diferentes que contienen el elemento, siendo los más importantes los siguientes:

Calcita (mármol) CaCO{3}. Fosforita Ca{3}(PO{4}){2}. Espato flúor CaF{2}. Wollastonita CaSiO{3}. Yeso CaSO{4}.2H{2}O. Anhidrita CaSO{4}.

~Preparación.~ Actualmente, el calcio se prepara por electrólisis del cloruro fundido, depositándose el metal en estado sólido en el cátodo. Es un metal gris, considerablemente más pesado y duro que el sodio. Actúa sobre el agua, formando hidróxido de calcio e hidrógeno, pero la reacción no libera suficiente calor como para fundir el metal. Promete convertirse en una sustancia útil, aunque todavía no se le han encontrado aplicaciones comerciales.

~Óxido de calcio~ (cal, cal viva) (CaO). La cal se prepara calentando fuertemente carbonato de calcio (caliza) en grandes hornos llamados caleras:

CaCO{3} = CaO + CO{2}.

Cuando es pura, la cal es una sustancia blanca y amorfa. Calentada intensamente, como en la llama oxihidrógeno, produce una luz brillante llamada luz de cal. Aunque es una sustancia muy difícil de fundir, en el horno eléctrico puede llegar a fundirse e incluso hervir. El agua actúa sobre la cal con la liberación de mucho calor,—de ahí el nombre de cal viva,—y el proceso se llama apagado. La ecuación es

CaO + H{2}O = Ca(OH){2}.

La cal absorbe fácilmente la humedad del aire y se utiliza para secar gases húmedos, especialmente amoníaco, que no puede secarse con los agentes desecantes habituales. También absorbe dióxido de carbono, formando el carbonato

CaO + CO{2} = CaCO{3}.

La cal expuesta al aire se convierte gradualmente en hidróxido y carbonato, y ya no puede apagarse con agua. Entonces se dice que está apagada al aire.

~Caleras.~ La calera antigua, aún de uso común, consiste en una gran torre cilíndrica en la que la caliza se apila de manera suelta. Se enciende un fuego en la base de la torre y, cuando la calcinación termina, se deja que el fuego se apague y la cal se retira de la calera. Las caleras modernas se construyen como se muestra en la Fig. 80. Se construyen varias cajas de fuego alrededor de la parte inferior de la calera, una de las cuales se muestra en B. El fuego se enciende en la parrilla F y los productos calientes de la combustión ascienden por la torre, descomponiendo la caliza. La calera se carga en C, y a veces se añade combustible junto con la caliza para provocar la combustión en todo el contenido de la calera. La cal quemada se saca por aberturas en la parte inferior de la torre, una de las cuales se muestra en D. La ventaja de este tipo de calera sobre la forma antigua es que el proceso es continuo, cargándose caliza en la parte superior a medida que se retira la cal en la parte inferior.

~Hidróxido de calcio~ (cal apagada) (Ca(OH){2}). El hidróxido de calcio puro es un polvo blanco y ligero. Es poco soluble en agua, formando una solución llamada agua de cal, que se usa a menudo en medicina como un álcali suave. Químicamente, el hidróxido de calcio es una base moderadamente fuerte, aunque no tanto como el hidróxido de sodio. Debido a su bajo costo, se utiliza mucho en la industria siempre que se necesita un álcali. Ya se han mencionado varios de sus usos. Se emplea en la preparación de amoníaco, polvo de blanqueo e hidróxido de potasio. También se usa para eliminar dióxido de carbono y compuestos de azufre del gas de hulla, para quitar el pelo de las pieles en las tenerías (esto recuerda las propiedades cáusticas o corrosivas del hidróxido de sodio), y para hacer mortero.

~Mortero~ es una mezcla de hidróxido de calcio y arena. Cuando se expone al aire o se extiende sobre materiales porosos, la humedad se elimina en parte por absorción en los materiales porosos y en parte por evaporación, y el mortero se endurece, o fragua. Al mismo tiempo, se absorbe lentamente dióxido de carbono del aire, formando carbonato de calcio duro:

Ca(OH){2} + CO{2} = CaCO{3} + H{2}O.

Por esta acción combinada, el mortero se vuelve muy duro y se adhiere firmemente a la superficie sobre la que se aplica. La arena sirve para dar cuerpo al mortero y lo hace poroso, de modo que el cambio a carbonato pueda ocurrir en toda la masa. También evita una contracción excesiva.

~Cemento.~ Cuando la caliza a la que se le ha añadido arcilla y arena en ciertas proporciones se calcina hasta que queda parcialmente fundida (algunas margas naturales ya tienen aproximadamente la composición adecuada), y el clinker así producido se muele hasta obtener un polvo, el producto se llama cemento. Cuando este material se humedece, fragua en una masa dura similar a la piedra que conserva su dureza incluso cuando se expone a la acción continua del agua. Puede usarse para trabajos bajo el agua, como pilares de puentes, donde el mortero se ablandaría rápidamente. Se fabrican varias variedades de cemento, la más conocida de las cuales es el cemento Portland.

~Creciente importancia del cemento.~ El cemento está siendo cada vez más utilizado para una gran variedad de fines. A menudo se usa en lugar de mortero en la construcción de edificios de ladrillo. Mezclado con piedra triturada y arena forma concreto, que se emplea en trabajos de cimentación. También se utiliza para fabricar piedra artificial, adornos de terracota para edificios, aceras y pisos de piedra artificial, y similares. Se está utilizando cada vez más para fabricar muchos artículos que antes se hacían de madera o piedra, y a veces las paredes completas de los edificios se hacen de bloques de cemento o de concreto.

~Carbonato de calcio~ (CaCO{3}). Esta sustancia se encuentra en muchas formas naturales a las que se les han dado diversos nombres. Pueden clasificarse en tres grupos:

1. Carbonato amorfo. Esto incluye aquellas formas que no son marcadamente cristalinas. La caliza es la más conocida de ellas y es una roca grisácea que suele encontrarse en masas estratificadas y duras. A veces, cordilleras enteras están formadas por este material. Siempre es impura, conteniendo generalmente carbonato de magnesio, arcilla, sílice, compuestos de hierro y aluminio, y con frecuencia restos fósiles. La marga es una mezcla de caliza y arcilla. Las perlas, la tiza, el coral y las conchas están compuestos en gran parte de carbonato de calcio.

2. Carbonato hexagonal. El carbonato de calcio cristaliza en forma de cristales romboidales que pertenecen al sistema hexagonal. Cuando la sustancia es muy pura y transparente se le llama espato de Islandia. La calcita es una forma similar, pero algo opaca o nublada. El ónix mexicano es una variedad maciza, veteada o bandeada con colores debidos a impurezas. El mármol, cuando es puro, está formado por pequeños cristales de calcita. Las estalactitas y estalagmitas son formas parecidas a carámbanos que a veces se encuentran en las cavernas.

3. Carbonato rómbico. El carbonato de calcio a veces cristaliza en forma de agujas pertenecientes al sistema rómbico. Esta es la forma inestable y tiende a transformarse en la otra variedad. La aragonita es el ejemplo más conocido de esta forma.

~Preparación y usos del carbonato de calcio.~ En el laboratorio, el carbonato de calcio puro puede prepararse tratando una sal soluble de calcio con un carbonato soluble:

Na{2}CO{3} + CaCl{2} = CaCO{3} + 2NaCl.

Cuando se prepara de esta manera es un polvo blanco y suave, llamado a menudo tiza precipitada, y se usa mucho como polvo para pulir. Es insoluble en agua, pero se disuelve en agua saturada con dióxido de carbono, debido a la formación del carbonato ácido de calcio, que es ligeramente soluble:

CaCO{3} + H{2}CO{3} = Ca(HCO{3}){2}.

Las variedades naturales de carbonato de calcio tienen muchos usos, como en la preparación de cal y dióxido de carbono; en operaciones metalúrgicas, especialmente en los altos hornos; en la fabricación de sosa, vidrio y crayón (que, además de tiza, suele contener arcilla y sulfato de calcio); como piedra de construcción y balasto para caminos.

~Cloruro de calcio~ (CaCl{2}). Esta sal se encuentra en cantidad considerable en el agua de mar. Se obtiene como subproducto en muchos procesos técnicos, como en el proceso Solvay para la sosa. Cuando se cristaliza a partir de soluciones saturadas, forma agujas incoloras de composición CaCl{2}.6H{2}O. Al evaporar una solución hasta la sequedad y calentar a temperatura moderada, se obtiene cloruro de calcio anhidro como una masa blanca y porosa. En esta condición absorbe agua con gran energía y es un valioso agente desecante.

~Polvo de blanqueo~ (CaOCl{2}). Cuando el cloro actúa sobre una solución de hidróxido de calcio, la reacción es similar a la que ocurre entre el cloro y el hidróxido de potasio:

2 Ca(OH){2} + 4 Cl = CaCl{2} + Ca(ClO){2} + 2 H{2}O.

Sin embargo, si el cloro se hace pasar sobre hidróxido de calcio en forma de polvo seco, es absorbido y se forma una sustancia que parece tener la composición representada por la fórmula CaOCl{2}. Esta sustancia se llama polvo de blanqueo, o hipoclorito de cal. Probablemente es la sal cálcica tanto del ácido clorhídrico como del ácido hipocloroso, de modo que su estructura se representa por la fórmula

/ClO Ca \Cl.

En solución, esta sustancia actúa exactamente como una mezcla de cloruro de calcio (CaCl{2}) e hipoclorito de calcio (Ca(ClO){2}), ya que se disocia para formar los iones Ca++, Cl-, y ClO-.

El polvo de blanqueo experimenta varias reacciones que lo convierten en una sustancia importante.

1. Cuando se trata con un ácido, libera cloro:

/ClO Ca + H{2}SO{4} = CaSO{4} + HCl + HClO, \Cl

HCl + HClO = H{2}O + 2Cl.

Esta reacción puede emplearse en la preparación de cloro, o el cloro naciente puede usarse como agente blanqueador.

2. Se descompone lentamente por el dióxido de carbono del aire, produciendo carbonato de calcio y cloro:

CaOCl{2} + CO{2} = CaCO{3} + 2Cl.

Debido a esta acción lenta, la sustancia es un buen desinfectante.

3. Cuando su solución se hierve, la sustancia se descompone en cloruro de calcio y clorato:

6CaOCl{2} = 5CaCl{2} + Ca(ClO{3}){2}.

Esta reacción se utiliza en la preparación de clorato de potasio.

~Fluoruro de calcio~ (espato flúor) (CaF{2}). El espato flúor ya ha sido mencionado como el principal compuesto natural del flúor. Se encuentra en grandes cantidades en varios lugares, y a menudo se cristaliza en cubos perfectos de color verde claro o amatista. Puede fundirse fácilmente en un horno, y a veces se usa en estado fundido en operaciones metalúrgicas para proteger un metal de la acción del aire durante su reducción. Se utiliza como la principal fuente de compuestos de flúor, especialmente ácido fluorhídrico.

~Sulfato de calcio~ (yeso) (CaSO{4}.2H{2}O). Esta sustancia abundante se presenta en cristales muy bien formados o en depósitos masivos. A menudo se encuentra disuelta en aguas naturales y en el agua de mar. Por lo tanto, las sales depositadas del agua de mar probablemente contienen esta sustancia (véase sales de Stassfurt).

Es muy poco soluble en agua, y se precipita como un fino polvo blanco cuando se juntan en solución cantidades considerables de una sal de calcio y un sulfato soluble (o ácido sulfúrico). Su principal uso es en la fabricación de yeso de París y de ladrillos huecos para muros a prueba de fuego. Este material se llama yesita. También se utiliza como fertilizante.

El sulfato de calcio, al igual que el carbonato, se encuentra en muchas formas en la naturaleza. Yeso es el nombre que se da a todas las variedades comunes. Los especímenes granulares o masivos se llaman alabastro, mientras que todos los que están bien cristalizados se llaman selenita. El satín spar es otra variedad que a menudo se ve en colecciones de minerales.

~Yeso de París.~ Cuando el yeso se calienta a unos 115 grados pierde parte de su agua de cristalización de acuerdo con la ecuación

2(CaSO{4}.2H{2}O) = 2CaSO{4}.H{2}O + 2H{2}O.

El producto es un polvo blanco y fino llamado yeso de París. Al humedecerse, vuelve a absorber esta agua, y al hacerlo primero forma una masa plástica, que pronto se vuelve muy firme y dura y recupera su estructura cristalina. Estas propiedades lo hacen muy valioso como material para formar moldes y trabajos de estuco, para cementar vidrio a metales y para otros fines similares. Si se sobrecalienta de modo que se elimine toda el agua, el proceso de absorción de agua es tan lento que el material resulta inútil. A este material se le llama calcinado muerto. El yeso de París se utiliza ampliamente como capa de acabado para muros enyesados.

~Agua dura.~ Las aguas que contienen compuestos de calcio y magnesio en solución se llaman aguas duras porque se sienten ásperas al tacto. La dureza del agua puede ser de dos tipos: (1) dureza temporal y (2) dureza permanente.

1. Dureza temporal. Hemos visto que cuando el agua cargada de dióxido de carbono entra en contacto con la piedra caliza, cierta cantidad de esta última se disuelve, debido a la formación del carbonato ácido de calcio soluble. La dureza de estas aguas se dice que es temporal, ya que puede eliminarse por ebullición. El calor transforma el carbonato ácido en el carbonato normal insoluble, que luego se precipita, volviendo el agua blanda:

Ca(HCO{3}){2} = CaCO{3} + H{2}O + CO{2}.

Estas aguas también pueden ablandarse añadiendo suficiente cal o hidróxido de calcio para convertir el carbonato ácido de calcio en el carbonato normal. La ecuación que representa la reacción es

Ca(HCO{3}){2} + Ca(OH){2} = 2CaCO{3} + 2H{2}O.

2. Dureza permanente. La dureza del agua también puede deberse a la presencia de sulfatos o cloruros de calcio y magnesio. Hervir el agua no afecta a estas sales; por lo tanto, a estas aguas se les atribuye dureza permanente. Sin embargo, pueden ablandarse añadiendo carbonato de sodio, que precipita el calcio y el magnesio como carbonatos insolubles:

CaSO{4} + Na{2}CO{3} = CaCO{3} + Na{2}SO{4}.

A este proceso a veces se le llama "romper" el agua.

~Métodos comerciales para ablandar el agua.~ El agua promedio de suministro de una ciudad contiene no solo los carbonatos ácidos de calcio y magnesio, sino también los sulfatos y cloruros de estos metales, junto con otras sales en menor cantidad. Estas aguas se ablandan a escala comercial añadiendo las cantidades adecuadas de hidróxido de calcio y carbonato de sodio. El hidróxido de calcio se añade primero para precipitar todos los carbonatos ácidos. Después de un corto tiempo se añade el carbonato de sodio para precipitar las otras sales solubles de calcio y magnesio, junto con cualquier exceso de hidróxido de calcio que se haya añadido. La cantidad de hidróxido de calcio y carbonato de sodio requerida se calcula a partir de un análisis químico del agua. Se notará que el agua ablandada de esta manera contendrá sulfato y cloruro de sodio, pero la presencia de estas sales no es objetable.

~Carburo de calcio~ (CaC{2}). Esta sustancia se fabrica calentando coque bien seco y cal en un horno eléctrico. La ecuación es

CaO + 3C = CaC{2} + CO.

El carburo puro es una sustancia cristalina, incolora y transparente. Al contacto con el agua se descompone con la evolución de gas acetileno puro, que tiene un agradable olor etéreo. El producto comercial es una sustancia gris opaca y porosa que contiene muchas impurezas. El acetileno preparado a partir de esta sustancia tiene un olor muy característico debido a impurezas, siendo la principal de ellas la fosfina. Se utiliza en cantidades considerables como fuente de gas acetileno para fines de iluminación.

Preparación técnica. La figura 81 representa un tipo reciente de horno para carburo. La base del horno está provista de un gran bloque de carbono A, que sirve como uno de los electrodos. Los otros electrodos B, varios en número, están dispuestos horizontalmente a cierta distancia por encima de este. Una mezcla de carbón y cal se introduce en el horno a través de la tapa trampa C, y en la parte inferior del horno esta mezcla se calienta intensamente, formando carburo líquido. Este se extrae por el orificio de descarga D.

El monóxido de carbono formado en la reacción escapa por los tubos E y se conduce de nuevo al horno. Los tubos F suministran aire, de modo que el monóxido se quema al reingresar al horno y ayuda a calentar la carga. El dióxido de carbono así formado, junto con el nitrógeno que entra como aire, escapan por G. Se utiliza corriente alterna.

Fosfato de calcio (Ca{3}(PO{4}){2}). Esta importante sustancia se encuentra abundantemente en la naturaleza como constituyente de la apatita (3Ca{3}(PO{4}){2}.CaF{2}), en la roca fosfórica y como el principal componente mineral de los huesos. La ceniza de hueso es, por lo tanto, fosfato de calcio casi puro. Es un polvo blanco, insoluble en agua, aunque se disuelve fácilmente en ácidos, siendo descompuesto por ellos y convertido en fosfatos ácidos solubles, como se explicó en relación con los ácidos del fósforo.

ESTRONCIO

Ocurrencia. El estroncio se encuentra en la naturaleza en pequeñas cantidades, usualmente como estroncianita (SrCO{3}) y como celestina (SrSO{4}). Ambos minerales forman hermosos cristales incoloros, aunque la celestina a veces presenta una débil coloración azul. Solo unos pocos compuestos de estroncio tienen aplicaciones comerciales.

Hidróxido de estroncio (Sr(OH){2}.8H{2}O). El método de preparación del hidróxido de estroncio es análogo al del hidróxido de calcio. Esta sustancia tiene la propiedad de formar un compuesto insoluble con el azúcar, que puede separarse nuevamente en sus componentes con facilidad. Por ello, a veces se utiliza en las refinerías de azúcar para extraer azúcar de los licores madre impuros de los que el azúcar no cristaliza.

Nitrato de estroncio (Sr(NO{3}){2}.4H{2}O). Esta sal se prepara tratando el carbonato nativo con ácido nítrico. Cuando se enciende junto con materiales combustibles, imparte un color carmesí brillante a la llama, y debido a esta propiedad se utiliza en la fabricación de luces rojas.

BARIO

El bario es algo más abundante que el estroncio, encontrándose en la naturaleza principalmente como baritina o espato pesado (BaSO{4}) y witherita (BaCO{3}). Al igual que el estroncio, se parece mucho al calcio tanto en las propiedades del metal como en los compuestos que forma.

Óxidos de bario. El óxido de bario (BaO) puede obtenerse calentando fuertemente el nitrato:

Ba(NO{3}){2} = BaO + 2NO{2} + O.

Calentado a un bajo rojo en el aire, el óxido se combina con oxígeno, formando el peróxido (BaO{2}). Si la temperatura se eleva aún más, o se reduce la presión, se desprende oxígeno y se vuelve a formar el óxido. La reacción

BaO{2} BaO + O

es reversible y se ha utilizado como un medio para separar oxígeno del aire. Tratado con ácidos, el peróxido de bario produce peróxido de hidrógeno:

BaO{2} + 2HCl = BaCl{2} + H{2}O{2}.

Cloruro de bario (BaCl{2}.2H{2}O). El cloruro de bario es una sustancia blanca y bien cristalizada que se prepara fácilmente a partir del carbonato nativo. Se utiliza ampliamente en el laboratorio como reactivo para detectar la presencia de ácido sulfúrico o sulfatos solubles.

Sulfato de bario (baritina) (BaSO{4}). El sulfato de bario se encuentra en la naturaleza en forma de cristales blancos y pesados. Se precipita como un polvo cristalino cuando se añade una sal de bario a una solución de un sulfato o de ácido sulfúrico:

BaCl{2} + H{2}SO{4} = BaSO{4} + 2HCl.

Este precipitado se utiliza, al igual que el sulfato y el carbonato nativos finamente molidos, como pigmento en pinturas. Debido a su bajo costo, a veces se emplea como adulterante del albayalde, que también es una sustancia blanca y pesada.

Los compuestos de bario tiñen la llama de verde, y el nitrato (Ba(NO{3}){2}) se utiliza en la fabricación de luces verdes. Los compuestos solubles de bario son venenosos.

RADIO

Historia. En 1896 el científico francés Becquerel observó que la pechblenda posee ciertas propiedades notables. Afecta placas fotográficas incluso en completa oscuridad y descarga un electroscopio de hojas de oro cuando se le acerca. En 1898 Madame Curie realizó un estudio minucioso de la pechblenda para determinar si estas propiedades le pertenecen a ella o a alguna sustancia desconocida contenida en ella. Logró extraer de ella una cantidad muy pequeña de una sustancia que contenía un nuevo elemento al que llamó radio.

En 1910 Madame Curie logró obtener el radio puro mediante la electrólisis de cloruro de radio. Es un metal blanco plateado que funde a unos 700 grados. Se ennegrece en el aire formando un nitruro y descompone el agua. Su peso atómico es aproximadamente 226.5.

Propiedades. Los compuestos de radio afectan una placa fotográfica o un electroscopio incluso a través de capas de papel o láminas de metal. También provocan cambios químicos en sustancias colocadas cerca de ellos. El estudio de estas extrañas propiedades ha sugerido que los átomos de radio son inestables y sufren una descomposición. Como resultado de esta descomposición, se proyectan desde el átomo de radio cuerpos diminutos, a los que se ha dado el nombre de corpúsculos, con una velocidad sumamente alta. Es a estos corpúsculos a quienes se deben las extrañas propiedades del radio. Parece probable que el gas helio se forme de algún modo durante la descomposición del radio.

Se ha encontrado que dos o tres elementos más, especialmente el uranio y el torio, poseen muchas de las propiedades del radio en menor grado.

El radio y la teoría atómica. Si estas ideas respecto al radio resultan bien fundadas, será necesario modificar en algunos aspectos la concepción del átomo desarrollada en un capítulo anterior. El átomo tendría que considerarse como una unidad compuesta formada por varias partes. En unos pocos casos, como en el radio y el uranio, parecería que esta unidad es inestable y se transforma en combinaciones más estables. Esta modificación no estaría, en ningún aspecto esencial, en desacuerdo con la teoría atómica propuesta por Dalton.

EJERCICIOS

1. ¿Qué propiedades tienen en común los metales alcalinotérreos con los metales alcalinos? ¿En qué se diferencian?

2. Escribe la ecuación para la reacción entre carburo de calcio y agua.

3. ¿Para qué se utiliza el clorato de calcio?

4. ¿Podría descomponerse completamente la caliza si se calienta en un recipiente cerrado?

5. Las cuevas suelen formarse en la caliza. Explica su formación.

6. ¿Cuál es el significado del término espato flúor? (Consulta el diccionario.)

7. ¿Podría usarse cloruro de calcio en lugar de cloruro de bario para comprobar la presencia de sulfatos?

8. ¿Qué peso de agua es necesario para apagar la cal obtenida de 1 tonelada de carbonato de calcio puro?

9. ¿Qué peso de yeso es necesario en la preparación de 1 tonelada de yeso de París?

10. Escribe las ecuaciones que representen las reacciones involucradas en la preparación de hidróxido de estroncio y nitrato de estroncio a partir de estroncianita.

11. Escribe las ecuaciones que representen las reacciones involucradas en la preparación de cloruro de bario a partir de espato pesado.

12. ¿Podría usarse hidróxido de bario en lugar de hidróxido de calcio para comprobar la presencia de dióxido de carbono?