terça-feira, 18 de agosto de 2009

rádio

Rádio
O Rádio ( do latim "radius" , raio ) é um elemento químico de símbolo Ra , número atômico 88 ( 88 prótons e 88 elétrons ) com massa atómica [226] u, pertencente a família dos metais alcalino-terroso, grupo 2 da classificação periódica dos elementos. À temperatura ambiente, o rádio encontra-se no estado sólido. É um metal altamente radioativo encontrado em minerais de urânio como na pechblenda. As suas aplicações são derivadas do seu caráter radioativo. Foi usado em medicina, porém substituído por radioisótopos mais eficientes.
Foi descoberto por
Marie Curie e seu marido Pierre em 1898 na pechblenda/uranita.
Frâncio - Rádio - Actínio
BaRa
Eletroafinidade
Ao se considerar as ligações químicas entre dois ou mais elementos as ligações iônicas e covalentes figuram como dois casos limítrofes, das quais apenas a segunda pode ocorrer em sólidos compostos por átomos de um único elemento (a ligação metálica em sólidos elementares figura então como um caso especial de ligação covalente). Na maioria dos casos a ligação apresenta uma natureza intermediária representando uma mistura dos dois casos limítrofes.
Uma medida qualitativa da ionicidade de uma ligação química é fornecida por meio de uma escala de eletronegatividade, uma
propriedade periódica que mede a tendência de um átomo, em uma ligação química, em atrair elétrons. Esta escala foi inicialmente proposta por Linus Pauling como resultado de seus estudos sobre energias de ligação. Posteriormente Millikan definiu numericamente a eletronegatividade E em termos da energia de ionização I e da afinidade eletrônica A mediante a equação.
E = 0,184(I + A)
Com as parcelas expressas em
elétron-volts (eV) obtemos a tabela para as eletronegatividades dos elementos exibida ao fim deste artigo, com valores também expressas em elétron-volts.
Em uma ligação entre dois átomos o átomo com maior eletronegatividade será o
ânion. A diferença entre as eletronegatividades dos dois átomos é uma medida da ionicidade da ligação, e se este valor superar a 1,7eV a ligação será puramente iônica e não apresentará caráter covalente.
Características principais
É o mais pesado dos metais alcalino-terrosos, é intensamente radioativo e assemelha-se quimicamente ao bário. Este metal é encontrado combinado em quantidades mínimas no minério de urânio pechblenda, e em vários outros minerais de urânio. É um emissor de partículas alfa , partículas beta e radiação gama. O rádio misturado com Berílio produz neutrons.
Quando recentemente obtido, o metal puro do rádio é branco brilhante, escurecendo quando exposto ao
ar ( provavelmente devido a formação de nitreto ). O rádio é luminiscente ( produzindo uma coloração azul fraca ), Reage com a água para formar hidróxido de rádio, Ra(OH)2 , e é um pouco mais volátil que o bário.
Aplicações
Algumas das propriedades do rádio são derivadas de suas características radioativas. A descoberta de radioisótopos mais recentes como, por exemplo, o cobalto-60 e o césio-137 , por serem mais eficazes e/ou mais seguros de serem manuseados e aplicados, substituíram o rádio.
Foi usado como tinta luminiscente em mostradores de relógios e instrumentos de medidas . Este uso foi interrompido na
década de 20 devido a morte de dezenas de usuários de relógios com esta tinta. Posteriormente, os efeitos adversos da radioatividade passaram a serem conhecidos e popularizados. Objetos pintados com esta pintura ainda podem ser perigosos, e devem ser manuseados com cuidado.
Quando misturado com o
berílio é uma fonte de neutrons para a física experimental, e análise de materiais
O rádio ( geralmente na formijhuoa de
cloreto de rádio ) é usado em medicina para produzir o gás radônio, usado para o tratamento do câncer.
Uma unidade da
radioatividade , curie , se baseia na radioatividade do rádio-226.
História
O rádio ( do latim "radius" , raio ) foi descoberto por Marie Curie e seu marido Pierre em 1898 na pechblenda/uraninita proveniente do norte da Boêmia. Os Curies, removendo o urânio da pechblenda encontraram um material residual que ainda emitia certa energia, a qual denominariam energia radioativa. Isolaram da mistura, composta principalmente de bário, um material de chama cor vermelha brilhante e linhas espectrais nunca visto antes , que concluiram ser um novo elemento. Em 1902, o rádio foi isolado na forma pura pelo casal Curie e Andre Debierne por eletrólise de uma solução de cloreto de rádio, usando um catodo de mercúrio e anodo de platina-irídio , numa atmosfera de gás hidrogênio.
Os
produtos da deterioração do rádio eram conhecidos como rádio A, B, C, etc. Estes agora são conhecidos como isótopos de outros elementos : emanação rádio ( radônio-222 ) , rádio A ( polônio-218 ) , radio B ( chumbo-214 ) , radio C ( bismuto-214 ) , rádio C 1 ( polônio-214 ) , rádio C2 - ( tálio-210 ) , rádio D ( chumbo-210 ) , rádio E ( bismuto-210 ) e rádio F ( polônio 210 ).
O rádio tem 25 diferentes
isótopos, 4 dos quais são encontrados na natureza, sendo o Ra-226 o mais comum e o mais estável. O Ra-223, Ra-224, Ra-226 e o Ra-228 são todos gerados a partir de da deterioração de urânio ou tório. O Ra-226 é um produto do decaimento do U-238 , e é o isótopo do rádio de mais longa vida, com uma meia-vida de 1602 anos. Em seguida, o de mais longa vida é o Ra-228, um produto do Th-232 , com uma vida inteira 200.0 anos.
Radioatividade
O rádio é um milhão de vezes mais radiativo do que a mesma massa de urânio. A sua deterioração ocorre em pelo menos sete estágios; os produtos sucessivos obtidos foram estudados e denominados “emanações do rádio” ou “exrádio” , que são o radônio, rádio A ( polônio ), rádio B ( chumbo ) , rádio C ( bismuto ), etc. ( o radônio é um gás pesado e os demais sólidos ). Estes produtos são radioativos, cada um com massa atómica um pouco mais baixa que a de seu predecessor.
O rádio perde aproximadamente 1% da sua atividade em 25 anos, sendo transformado em elementos com massa atômica mais baixa, sendo o chumbo o produto final da desintegração.
A unidade
SI que mede a atividade de uma fonte radioativa é o becquerel ( Bq ), que corresponde a uma desintegração por segundo A unidade de atividade curie é definida como sendo a taxa de desintegração de 1 grama de rádio—226 ( 3,7 · 1010 desintegrações por segundo , ou 37 GBq ).
Precauções
O rádio é extremamente radioativo e o seu produto de decaimento natural ( gás radônio ) é, também, radioativo. O rádio pode causar grandes danos aos ossos substituindo o cálcio. A inalação, ingestão ou exposição ao rádio pode causar câncer ou outros distúrbios orgânicos. O rádio quando armazenado deve ser ventilado para prevenir a acumulação de radônio.
A energia emitida da deterioração do rádio
ioniza gases, afeta filmes fotográficos, causa ulcerações na pele e pode levar até a morte

bário

Bário

O bário ( do grego "barýs" , pesado ) é um elemento químico de símbolo Ba , número atômico 56 ( 56 prótons e 56 elétrons ) com massa atómica 137 u. À temperatura ambiente, o bário encontra-se no estado sólido.
O bário é um elemento químico
tóxico, macio, de aspecto prateado, com alto ponto de fusão pertencente a família dos metais alcalino terrosos. É encontrado no mineral barita, não sendo encontrado livre na natureza, devido a sua elevada reatividade.
Os
compostos deste metal são usados em pequenas quantidades para a produção de tintas e vidros. Também é usado foguetes pirotécnicos.
Foi descoberto em
1808 pelo inglês Humphry Davy.
Césio - Bário - Lantânio
SrBaRa
Tabela Periódica
Geral
Nome, símbolo, número
Bário, Ba, 56
Classe , série química
Metal , representativo
(
alcalino-terroso )
Grupo, período, bloco
2, 6, s
Densidade, dureza
3510
kg/m³, 1,25
Cor e aparência
Branco prateado

Propriedades atômicas
Massa atómica
Estado da matéria
Sólido (paramagnético)
Ponto de fusão
1000
K (727 °C)
Ponto de ebulição
2170
K (1897 °C)
Informações diversas
Eletronegatividade
0,89 (
Pauling)
Calor específico
204
J/(kg·K)
Condutividade elétrica
3 x 106 m−1·
Ω−1
Condutividade térmica
18,4
W/(m·K)
Potencial de ionização
502,9
kJ/mol
Potencial de ionização
965,2
kJ/mol
Características principais
O bário é um elemento metálico quimicamente semelhante ao cálcio, contudo é macio e, na forma pura, apresenta aspecto branco prateado semelhante ao chumbo. Este metal oxida-se muito facilmente quando exposto ao ar e é altamente reativo com água ou álcool. Alguns dos compostos de bário são notáveis pela elevada massa específica, como o sulfato de bário ,BaSO4, ( barita ).
Aplicações
O bário é usado principalmente em velas de ignição, tubos de vácuo, foguetes pirotécnicos, e em lâmpadas fluorescentes.
Outros usos:
Na forma pura é utilizado em sistemas "getter" , para a remoção de
oxigênio e nitrogênio, em tubos de vácuo.
O
sulfato de bário é usado como pigmento branco em pinturas, como contraste em diagnósticos por raio-X , e em vidros.
A
barita é usada extensivamente em fluidos para a perfuração de poços de petróleo e na produção da borracha.
O
carbonato de bário é usado como veneno para ratos e também pode ser usado para a fabricação de vidros e tijolos.
O
nitrato de bário e cloreto de bário produzem chamas verdes em foguetes pirotécnicos.
O
sulfeto de bário impuro torna-se fosforescente após a exposição a luz.
Os
sais de bário, especialmente o sulfato de bário, quando aplicados por via oral , aumentam o contraste para o raio-X no diagnóstico médico do sistema digestivo.
O
litopone é um pigmento que contém uma mistura de sulfato de bário e sulfeto de zinco. Tem um bom poder de cobertura e não escurece quando exposto aos sulfetos.
O
Sulfato de Bário Precipitado é utilizado em baterias VRLA e outras formas de acumuladores de energia.
História
O bário ( do grego "barys" que significa "pesado" ) foi primeiramente identificado em
1774 por Carl Scheele num minério de espato denominado "pedra de Bolonha" ( baritina ) , do qual extraiu um mineral de sulfato insolúvel em água. Devido a sua elevada densidade este mineral foi chamado de "barote" por Guyton de Morveau, mudado por Antoine Lavoisier para barita. O bário foi isolado em 1808 , pela eletrólise do cloreto de bário, por Sir Humphry Davy na Inglaterra.
Ocorrência
Como o bário é facilmente oxidado pelo ar, é difícil obter este metal na forma pura. É encontrado e extraído da barita, que é o sulfato de bário cristalizado. O bário é produzido comercialmente pela eletrólise do cloreto de bário fundido ( BaCl2 )
(
catodo ): Ba2+ + 2elétrons ⇒ Ba
(
anodo ): 2 Cl- - 2 elétrons ⇒ Cl2 gasoso
O bário também pode ser obtido pela
redução do óxido de bário com silício, no vácuo, a 1200°C.
Compostos
Os compostos mais importantes do bário são: peróxido, cloreto, sulfato, carbonato, nitrato, e clorato.
Quando
queimados produzem chamas verdes.
Isótopos
São conhecidos 22 isótopos de bário. O bário natural é uma mistura de 7 isótopos estáveis Os demais são altamente radioativos com meias vidas de milisegundos até minutos. A única exceção é o Ba-133 que apresenta uma meia-vida de 10,51 anos.
Precauções
Os compostos de bário quando dissolvidos em água são extremamente venenosos . O sulfato de bário pode ser usado em medicina, por via oral, como contraste porque não se dissolve e por ser eliminado rapidamente pelo trato digestivo.
A
oxidação do bário ocorre muito facilmente e, para permanecer puro, deve ser mantido imerso em líquidos derivados de petróleo ( como a querosene ) ou outro líquido isento de oxigênio.

segunda-feira, 10 de agosto de 2009

Cálcio e Estrôncio.

Cálcio
Características principais

Teste de chama: cor característica do cálcio
O cálcio é um
metal alcalino-terroso, mole, maleável e dúctil que arde com chama vermelha formando óxido de cálcio e nitreto.
As superfícies recentes são de coloração branco prateada que rapidamente tornam-se levemente amareladas expostas ao
ar, finalmente com coloração cinzas ou brancas devido a formação de hidróxido ao reagir com a umidade ambiental. Reage violentamente com a água para formar o hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 , com desprendimento de hidrogênio.
Papel biológico
O cálcio é armazenado no
Retículo nucleoplasmático e no Retículo endoplasmático das células. Atua como mediador intracelular, cumprindo uma função de segundo mensageiro como, por exemplo, o íon Ca2+ intervém na contração dos músculos. Também está implicado no controle de algumas enzimas quinases que realizam funções de fosforilação como, por exemplo, na proteína quinase C (PKC). O cálcio participa de funções enzimáticas de maneira similar ao magnésio em processos de transferência do fosfato como, por exemplo, a enzima fosfolipase (A2). Ainda interfere nos processos de transcrição, ativação de genes e apoptose.
História
O cálcio, do
latim calcium, foi isolado pela primeira vez em 1808, em uma forma impura, pelo químico inglês Humphry Davy mediante a eletrólise de uma amálgama de mercúrio (HgO) e cal (CaO). Davy misturou cal umedecida com óxido de mercúrio que colocou sobre uma lâmina de platina, o anodo, e submergiu uma parte de mercúrio no interior da pasta funcionando como catodo. Na eletrólise obteve uma amálgama que destilada originou um resíduo sólido facilmente oxidável. Davy não ficou convencido de que havia obtido cálcio puro. Posteriormente, Robert Bunsen em 1854 e Matthiessen em 1856 obtiveram o metal por eletrólise do cloreto de cálcio (CaCl2) e, Henri Moissan obteve o cálcio com uma pureza de 99% por eletrólise do iodeto de cálcio (CaI2).
Muitos compostos contendo cálcio já eram conhecidos desde a antigüidade pelos indianos, egípcios, gregos e romanos. Os romanos já prepravam a cal, ou calx (óxido de cálcio, CaO) desde o século I; em 975 d.C., o
gipso desidratado (gesso, CaSO4) já era citado na literatura da época para "engessar" pernas e braços quebrados; o gesso como a cal já era utilizados para alvenaria.
Abundância e ocorrência
É o quinto elemento em abundância na crosta terrestre ( 1,6% em massa ) e cerca de 8% da crosta da Lua. Não é encontrado em estado nativo na natureza, estando sempre como constituinte de rochas ou minerais de grande interesse industrial, como as que apresentam em sua composição carbonatos (mármore, calcita, calcário e dolomita) e sulfatos (gipso, alabastro) a partir dos quais se obtém a cal viva , o estuque, o cimento, etc. Outros minerais que o contém são a fluorita (fluoreto), apatita (um fluorfosfato da cálcio) e granito (rochas silicatadas).
Em sua forma pura, o cálcio se apresenta como um metal de baixa dureza, prateado, que reage facilmente com o oxigênio presente no ar e na água.
Obtenção industrial e utilidades
O cálcio em sua forma pura e isolada pode ser obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de cálcio (CaCl2) anidro ( subproduto do
processo Solvay ) fundido:
cátodo: Ca2+ + 2 e– → Ca
anodo: 2Cl– → Cl2 (gás) + 2e–
Atualmente, ele é obtido pela fusão da cal com alumínio metálico.
Na indústria, o cálcio metálico é largamente utilizado para eliminar gases residuais em tubos de vácuo, entrando também como agente redutor na preparação de metais como
tório, urânio, zircônio etc. É usado também como desoxigenador, dessulfurizador e descarbonizador de várias ligas metálicas; encontra usos como componente de ligas de alumínio, de berílio, de cobre, de chumbo, de magnésio, e outras. Os compostos de cálcio são usados na fabricação de uma enorme variedade de produtos que vai de tintas a fertilizantes. Em processos industriais como na curtição de couros e no refino do petróleo, utiliza-se o óxido de cálcio (CaO), sendo este último preparado pela decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO3). Uma vez hidratado, o CaO forma a cal hidratada, cuja suspensão em água é muito usada como uma tinta branca de baixo custo para pintar paredes e meio-fio de ruas.
O giz, um material mole feito de calcáreo finamente pulverizado, é nada mais do que carbonato de cálcio (CaCO3) de baixa dureza, que se formou como uma lama no fundo de um antigo oceano. O óxido de cálcio ou a cal (CaO) entra na composição de mais de 90% de todos os vidros comercializados, que têm a seguinte composição: cerca de 72% de sílica (da areia), 13% de óxido de sódio, Na2O, a partir do Na2CO3, cerca de 11% de CaO, a partir de calcáreo, e 4% de outros ingredientes. A maioria dos vidros planos, recipientes de vidro, lâmpadas e muitos outros objetos industriais e de arte ainda são feitos assim, com os mesmos materiais, há centenas de anos. Esse tipo de vidro é barato e bem resistente, podendo ser moldado e fundido facilmente.
Isótopos
O cálcio tem seis
isótopos estáveis, dos quais o Ca-40 é o mais abundante ( 97% ). O Ca-40 e o Ar-40 são produtos da desintegração do K-40. O segundo é usado para a determinação da idade de rochas em geologia pela datação radiométrica porém, a prevalência do isótopo Ca-40 na natureza tem impedido de fazer o mesmo com o cálcio.
Diferentemente de outros isótopos cosmogênicos produzidos na atmosfera terrestre, o Ca-41 se origina por ativação neutrônica do Ca-40, formando-se nas camadas mais superficiais do solo, onde o bombardeio de
neutrons é suficientemente intenso. Além disso, o Ca-41 tem recebido uma atenção dos cientistas porque se desintegra em K-41, um indicador crítico das anomalias do sistema solar.
Nutrição
O cálcio é essencial para a transmissão nervosa, coagulação do sangue, contração muscular, atua também na respiração celular, além de garantir uma boa formação e manutenção de ossos e dentes. Por sua presença na formação óssea o cálcio é um dos elementos mais abundantes no corpo humano.
Deficiência
Por ser essencial para o funcionamento do organismo, quando existe deficiência de cálcio na corrente sanguínea (por má alimentação, questões hormonais ou outros motivos) o corpo tende a repor a deficiência retirando cálcio dos ossos. A deficiência de cálcio pode levar a
osteopenia e osteoporose, na qual os ossos se deterioram e há um aumento no risco de fraturas especialmente nos ossos mais porosos.
Também sua deficiência pode causar: agitação, unhas quebradiças, propensão à cáries, depressão, hipertensão, insônia, irritabilidade, dormência no corpo e palpitações.
Excesso
Seu excesso pode ocasionar as conhecidas "pedras" no rim, que são na verdade pequenos aglomerados de uma substância conhecida como oxalato de cálcio. Este tipo de formação é mais comum em decorrência da ingestão de cálcio de origem mineral (presente no solo e conseqüentemente na água de determinadas regiões) e também em alguns suplementos alimentares, já que este tipo de cálcio não é muito bem absorvido pelo organismo. Ingestão de água em quantidade suficiente ajuda evitar as pedras nos rins.
Consumir cálcio em excesso também pode ocasionar a redução de outros minerais, como magnésio.
Também seu excesso pode causar anorexia, dificuldade de memorização, depressão, irritabilidade e fraqueza muscular.
Necessidade diária
A ingestão diária recomendada de cálcio varia com a idade:
Idade

Cálcio (mg/dia)
0 a 6 meses
210
7 a 12 meses
270
1 a 3 anos
500
4 a 8 anos
800
9 a 13 anos
1300
14 a 18 anos
1300
19 a 50 anos
1000
51+ anos
1200
Fontes alimentares de cálcio: Os principais alimentos fontes de cálcio são:
laticínios (leite e derivados, como iogurte e queijo)
hortaliças da espécie Brassica oleracea (
couves): como brócolis, couve-flor, couve, repolho, ...
verduras verde escuras (com exceção do espinafre, devido ao alto teor de ácido oxálico)
outros: algas marinhas,
gergelim integral, amêndoas, feijões, etc.
Estrôncio
Características principais
O estrôncio é um
metal de coloração prateada brilhante, pouco maleável, que rapidamente se oxida em presença do ar adquirindo uma tonalidade amarelada devido a formação do óxido, por isso deve ser conservado imerso em querosene. Devido à sua elevada reatividade, o metal se encontra na natureza combinado com outros elementos formando compostos. Reage rapidamente com a água libertando hidrogênio para formar o hidróxido.
O metal arde em presença do ar - espontaneamente quando se encontra na forma de pó finamente dividido - com chama vermelha rosada formando óxido e
nitreto; como o nitrogênio não reage abaixo da temperatura de 380 °C, forma-se unicamente óxido quando arde a temperatura ambiente. Os sais voláteis de estrôncio produzem uma chama coloração carmim, por isso usados em pirotecnia.
Apresenta três estados
alotrópicos com pontos de transição a 235 °C e 540 °C.
Aplicações
Atualmente a principal aplicação do estrôncio é em cristais para tubos de raios catódicos de televisores em cores. Existem regulamentações que exigem a utilização deste metal para filtrar os
raios X, evitando que incidam sobre o telespectador.
Outros usos:
Pirotecnia: É usado o seu nitrato.
Produção de
imãs de ferrita
O
carbonato é usado na refinação do zinco porque remove o chumbo durante a eletrólise.
O metal é usado na dessulfurização do
aço e na produção de diversas ligas metálicas
O titanato de estrôncio tem um
índice de refração extremamente alto e uma dispersão óptica maior que a do diamante, propriedades de interesse em diversas aplicações ópticas. Por isso, também é usado ocasionalmente como pedra preciosa.
Outros compostos de estrôncio são utilizados na fabricação de
cerâmicas, produtos de vidro, pigmentos para pintura ( cromato ) , lâmpadas fluorescentes ( fosfato ) , e medicamentos na forma de cloreto e peróxido.
O
isótopo radioativo Sr-89 é usado na terapia do câncer , o Sr-85 se tem usado em radiologia e o Sr-90 em geradores de energia autónomos.
História
O estrôncio ( de estronciana ) foi identificado em
1790 por Adair Crawford e o mineral estroncianita diferenciando-o de outros minerais de bário. Em 1798 Martin Klaproth e Thomas Hope o descobriram de forma independente. O primeiro a isolar o estrôncio foi Humphry Davy através da eletrólise da estronciana - óxido de estrôncio - de onde provém o nome do metal.
Abundância e obtenção
O estrôncio é um elemento abundante na natureza, representando uma média de 0,034% de todas as
rochas ígneas e é encontrado majoritariamente na forma de sulfato (celestita) e carbonato (estroncianita). A similaridade dos raios iônicos do cálcio e estrôncio permitem que este substitua o primeiro nas redes iônicas de suas espécies minerais, o que provoca a grande distribuição do estrõncio. A celestita é encontrada em depósitos sedimentares em quantidade suficiente para que a sua mineração seja rentável, razão pela qual é a principal fonte de estrôncio. Os depósitos de estroncianita economicamente viáveis encontrados até agora são escassos. As principais explorações de minérios de estrôncio são efetuadas na Inglaterra. O metal pode-se extrair por eletrólise do cloreto fundido misturado com cloreto de potássio:
(cátodo) Sr2+ + 2e– → Sr
(ánodo) 2 Cl– → Cl2 (gás) + 2e–
ou por
aluminotermia, que é a redução do óxido com alumínio no vácuo, na temperatura de destilação do estrônsioIsótopos
O estrôncio tem quatro
isótopos naturais estáveis: Sr-84 ( 0,56% ), Sr-86 ( 9,86% ), Sr-81 ( 7,0% ) e Sr-88 ( 82,58% ). Somente o isótopo Sr-87 é radioativo , produto da desintegração do rubídio-87. Portanto, o Sr-87 pode ter duas origens: formado durante a síntese nuclear primordial ( junto com os outros três isótopos estáveis ) e formado pelo decaimento do rubídio. A razão Sr-87/Sr-86 é o parâmetro tipicamente utilizado na datação radiométrica da investigação geológica, encontrando-se valores entre 0,7 e 4,0 em diferentes minerais e rochas.
São conhecidos 16 isótopos radioativos. O mais importante é o Sr-90, de 29 anos de
meia-vida, subproduto da chuva nuclear que segue as explosões nucleares, representando um sério risco porque substitui com facilidade o cálcio dos ossos dificultando sua eliminação. Este isótopo é um dos mais conhecidos emissores beta de alta energia e de grande meia-vida, sendo empregado em geradores nucleares auxiliares ( SNAP, "Systems for Nuclear Auxiliary Power" ) para naves espaciais, estações meteorológicas remotas, balizas de navegação e, em geral, para aplicações que requerem uma fonte de energia elétrica rápida e com grande autonomia.
Precauções
O estrôncio puro é extremamente
reativo e queima espontaneamente em presença do ar, pelo qual pode ser considerado um agente causador de incêndio.
O corpo absorve estrôncio como o cálcio. As formas estáveis ( não radioativas ) de estrôncio não provocam efeitos adversos significativos na saúde, porém o Sr-90 radioativo se acumula no corpo. A exposição prolongada à radiação provoca diversas desordens incluindo o
câncer de ossos.