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Institución Educativa Exalumnas de la presentación

Alumna: Valeria Garcia Murcia

Grado: 11° 3

Area: Ciencias Naturales (Química)

Profesora: Diana Fernanda Jaramillo Cárdenas

2017

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Tabla de Contenidos

1. Introducción 2. La Tabla Periódica de los Elementos 3. Elementos del Grupo 14 (IV A) 4. Carbono 5. Silicio 6. Germanio 7. Estaño 8. Plomo 9. Flerovio 10. Elementos del Grupo 15 (V A) 11. Nitrógeno 12. Fosforo 13. Arsénico 14. Antimonio 15. Bismuto 16. Moscovio 17. Elementos del Grupo 16 (VI A) 18. Oxigeno 19. Azufre 20. Selenio 21. Telurio 22. Polonio 23. Livermorio 24. Videos 25. Bibliografia

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Introducción Desde la antigüedad el hombre ha estado rodeado de distintas clases de elementos químicos, con el pasar del tiempo este ha ido evolucionando y se ha interesado en aprender a utilizarlos, sin embargo, al existir gran cantidad de estos se vieron obli-gados a clasificarlos de acuerdo a una serie de características especiales. Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elemen-tos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la quí-mica neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcali-nos y alcalino-térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc. Durante el siglo XX, la investigación en los procesos radioactivos llevó al descubri-miento en cascada de una serie de elementos pesados (casi siempre sustancias artificiales sintetizadas en laboratorio, con periodos de vida estable muy cortos), hasta alcanzar la cifra de 118 elementos con denominación oficialmente aceptados por la IUPAC en noviembre de 2016

Con el descubrimiento de nuevos elementos que desde la antigüedad hasta la ac-tualidad se tuvo que implementar la conocida Tabla periódica de los elementos la cual contiene los aproximado 118 elementos conocidos, con el avance de las nue-vas tecnologías se determinó que existen elementos cuyas características son muy distintas a otras, entonces se determinó que los elementos debían ser clasificados y ordenados de tal manera que fue mucho más sencillo utilizarlos, he ahí que en la tabla periódica encontramos elementos separado

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La Tabla Periódica de los Elementos

La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento mues-tra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna. Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas pro-piedades químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los elemen-tos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no descubiertos o sin-tetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el comporta-miento químico y es ampliamente utilizada en química y otras ciencias.

Tabla Periódica Moderna (Figura 1)

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En la anterior Tabla Periódica (Figura 1) vemos como clasifican los elementos en grupos con una serie de colores en específicos; entre las características encontra-mos elementos:

Clasificación de los elementos por colores (Figura 2) Se han descubierto o sintetizado todos los elementos de número atómico del 1 (hi-drógeno) al 118 (oganesón); la IUPAC confirmó los elementos 113, 115, 117 y 118 el 30 de diciembre de 2015, y sus nombres y símbolos oficiales se hicieron públicos el 28 de noviembre de 2016. Los primeros 94 elementos existen naturalmente, aunque algunos solo se han en-contrado en cantidades pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio antes de ser encontrados en la naturaleza. Los elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido sintetizados en laboratorios. Allí también se produjeron numerosos radioisótopos sintéticos de ele-mentos presentes en la naturaleza. Los elementos del 95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados, pero actualmente no. La investigación para encon-trar por síntesis nuevos elementos de números atómicos más altos continúa.

Elementos del Grupo 14 IV A

El grupo 14 de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IV A), también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb).

La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, espe-cialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XX, ya que es el elemento principal de los circuitos integrados.

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Al bajar en el periodo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo son metales.

Elementos del grupo 4ª (Figura 3)

Carbono

El carbono (del latín: Carbo) es un elemento químico de número ató-mico 6, masa atómica 12.01, símbolo C. Como miembro del grupo de los carbonoideos de la tabla periódica de los elementos. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de forma-ción, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotró-picas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante res-pectivamente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este

número en unos 500.000 compuestos por año. Forma el 0,2 % de la corteza terres-tre.

Historia

El carbón (del latín carbo -ōnis, "carbón") fue descubierto en la prehistoria y ya era conocido en la antigüedad en la que se manufacturaba mediante la combustión in-completa de materiales orgánicos. Los últimos alótropos conocidos, los fullerenos (C60), fueron descubiertos como subproducto en experimentos realizados con gases moleculares en la década de los 80. Se asemejan a un balón de fútbol, por lo que coloquialmente se les llama futbolenos.

Newton, en 1704, intuyó que el diamante podía ser combustible, pero no se consi-guió quemar un diamante hasta 1772 en que Lavoisier demostró que en la reacción de combustión se producía CO2.

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Tennant demostró que el diamante era carbono puro en 1797. El isótopo más común del carbono es el 12C; en 1961 este isótopo se eligió para reemplazar al isótopo oxígeno-16 como base de los pesos atómicos, y se le asignó un peso atómico de 12.

Los primeros compuestos de carbono se identificaron en la materia viva a principios del siglo XIX, y por ello el estudio de los compuestos de carbono se llamó química orgánica.

Características

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas in-cluyen, una de las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (el diamante) y, desde el punto de vista económico, es de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples.

Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos de-nominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el trans-porte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esencia-les para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.

Estados alotrópicos

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Estructura del grafito

Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, dia-mante, fullerenos, nanotubos y carbinos.

Una de las formas en las cuales se encuentra el carbono es el grafito se caracteriza por qué los átomos de carbono se encuentran "en los vértices de hexágonos que tapiza un plano" , es de color negro, opaco y blando, es el material del cual está hecha la parte interior de los lápices de madera.

El grafito tiene exactamente los mismos átomos del diamante, pero por estar dis-puestos en diferente forma, por lo que tienen distintas propiedades físicas y quími-cas. Los diamantes naturales se forman en lugares donde el carbono ha sido some-tido a grandes presiones y altas temperaturas, su estructura es tetraédrica, que da como resultado una rede tridimensional y a diferencia del grafito tiene un grado de dureza alto: 10 Mohs. Los diamantes se pueden crear artificialmente, sometiendo el grafito a temperaturas y presiones muy altas. El precio del grafito es menor al de los diamantes naturales, pero si se han elaborado adecuadamente tienen la misma du-reza, color y transparencia.

La forma amorfa es esencialmente grafito, pero no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín.

Disposición geométrica de los orbitales híbridos sp2.

A presión normal, el carbono adopta la forma del grafito, en la que cada átomo está unido a otros tres en un plano compuesto de celdas hexagonales; este estado se puede describir como 3 electrones de valencia en orbitales híbridos planos sp² y el cuarto en el orbital p.

Las dos formas de grafito conocidas alfa (hexagonal) y beta (romboédrica) tienen propiedades físicas idénticas. Los grafitos naturales contienen más del 30 % de la forma beta, mientras que el grafito sintético contiene únicamente la forma alfa. La forma alfa puede transformarse en beta mediante procedimientos mecánicos, y esta recristalizar en forma alfa al calentarse por encima de 1000 °C.

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Estructura del diamante

Debido a la deslocalización de los electrones del orbital pi, el grafito es conductor de la electricidad, propiedad que permite su uso en procesos de electroerosión. El material es blando y las diferentes capas, a menudo separadas por átomos interca-lados, se encuentran unidas por enlaces de Van de Waals, siendo relativamente fácil que unas deslicen respecto de otras, lo que le da utilidad como lubricante.

Disposición geométrica de los orbitales híbridos sp3.

A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante, en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 4 electrones en orbitales sp³, como en los hidrocarburos.

El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio y, gra-cias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono, es, junto con el nitruro de boro, la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta, una forma similar al diamante, pero hexagonal.

El orbital híbrido sp1 que forma enlaces covalentes solo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno.

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Fullereno C60.

Los fullerenos fueron descubiertos hace 15 años tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y en cier-tos casos, heptágonos), lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal o cilíndrica.

El constituido por 60 átomos de carbono, que presenta una estructura tridimensional y geometría similar a un balón de fútbol, es especialmente estable. Los fullerenos en general, y los derivados del C60 en particular, son objeto de intensa investigación en química desde su descubrimiento a mediados de los 1980.

A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, que pueden descri-birse como capas de grafito enrolladas en forma cilíndrica y rematadas en sus ex-tremos por hemiesferas (fulerenos), y que constituyen uno de los primeros produc-tos industriales de la nanotecnología.

Aplicaciones

El principal uso industrial del carbono es como un componente de hidrocarburos, especialmente los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primero se ob-tienen, por destilación en las refinerías, gasolinas, queroseno y aceites, siendo ade-más la materia prima empleada en la obtención de plásticos. El segundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión más limpia. Otros usos son:

El isótopo radiactivo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la datación radiométrica.

El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Ade-más, se utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar utilizadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en el grafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus capas. Es negro y blando. Sus átomos están distribuidos en capas paralelas muy sepa-radas entre sí. Se forma a menos presión que el diamante. Aunque parezca difícil de creer, un diamante y la mina de un lapicero tienen la misma compo-sición química: carbono.

El diamante es transparente y muy duro. En su formación, cada átomo de carbono está unido de forma compacta a otros cuatro átomos. Se originan

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con temperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.

Como elemento de aleación principal de los aceros.

En varillas de protección de reactores nucleares.

Las pastillas de carbón se emplean en medicina para absorber las toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia.

El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.

El carbón amorfo ("hollín") se añade a la goma para mejorar sus propiedades mecánicas. Además, se emplea en la formación de electrodos (p. ej. de las baterías). Obtenido por sublimación del grafito, es fuente de los fulerenos que pueden ser extraídos con disolventes orgánicos.

Los fullerenos se emplean en medicina, "se ha probado que un derivado so-luble en agua del C60 inhibe a los virus de inmunodeficiencia humana VIH-1 y VIH-2.

La fibra de carbono (obtenido generalmente por termólisis de fibras de poli-acrilato) debido a que son de alta resistencia se añade a resinas de poliéster, obteniéndose los materiales denominados fibras de carbono, son empleadas fabricar raquetas de tennis.

La fibra de carbono también se utiliza para la elaboración de bicicletas de gama alta, logrando un menor peso, mayor resistencia y mejor geometría.

Las propiedades químicas y estructurales de los fullerenos, en la forma de nanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnolo-gía.

Abundancia y obtención

El carbono no se creó durante el Big Bang porque hubiera necesitado la triple coli-sión de partículas alfa (núcleos atómicos de helio) y el Universo se expandió y enfrió demasiado rápido para que la probabilidad de que ello aconteciera fuera significa-tiva. Donde sí ocurre este proceso es en el interior de las estrellas (en la fase RH (Rama horizontal)) donde este elemento es abundante, encontrándose además en otros cuerpos celestes como los cometas y en las atmósferas de los planetas.

Algunos meteoritos contienen diamantes microscópicos que se formaron cuando el Sistema Solar era aún un disco protoplanetario.

En combinaciones con otros elementos, el carbono se encuentra en la atmósfera terrestre y disuelto en el agua, y acompañado de menores cantidades de calcio, magnesio y hierro forma enormes masas rocosas (caliza, dolomita, mármol, etc.).

El grafito se encuentra en grandes cantidades en Rusia, Estados Unidos, México, Groenlandia y la India.

Los diamantes naturales se encuentran asociados a rocas volcánicas (kimberlita y lamproita).

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Los mayores depósitos de diamantes se encuentran en el África (Sudáfrica, Nami-bia, Botsuana, República del Congo y Sierra Leona). Existen además depósitos im-portantes en Canadá, Rusia, Brasil y Australia.

Compuestos inorgánicos

El más importante óxido de carbono es el dióxido de carbono (CO2), un componente minoritario de la atmósfera terrestre (del orden del 0,04 % en peso) producido y usado por los seres vivos (ver ciclo del carbono). En el agua forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) —las burbujas de muchos refrescos— pero, al igual que otros compuestos similares, es inestable, aunque a través de él pueden producirse iones carbonato estables por resonancia. Algunos minerales importantes, como la calcita, son carbonatos.

Los otros óxidos son el monóxido de carbono (CO) y el más raro subóxido de car-bono (C3O2). El monóxido se forma durante la combustión incompleta de materias orgánicas y es incoloro e inodoro. Dado que la molécula de CO contiene un enlace triple, es muy polar, por lo que manifiesta una acusada tendencia a unirse a la he-moglobina, formando un nuevo compuesto muy peligroso denominado Carboxihe-moglobina, impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ion cianuro (CN−), tiene una estructura similar y se comporta como los iones haluro.

Con metales, el carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos muy ácidos. A pesar de tener una electronegatividad alta, el carbono puede formar carburos co-valentes como es el caso de carburo de silicio (SiC) cuyas propiedades se asemejan a las del diamante.

Isótopos

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En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo 12C como la base para la masa atómica de los elementos químicos.

El carbono-14 es un radioisótopo con un periodo de semidesintegración de 5730 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos.

Los isótopos naturales y estables del carbono son el 12C (98,89 %) y el 13C (1,11 %). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite, fósiles cretácicos de belemnites, en Carolina del Sur). El δC-13 del CO2 de la atmósfera terrestre es −7‰. El carbono fijado por fotosíntesis en los tejidos de las plantas es significativamente más pobre en 13C que el CO2 de la atmósfera.

La mayoría de las plantas presentan valores de δC-13 entre −24 y −34‰. Otras plantas acuáticas, de desierto, de marismas saladas y hierbas tropicales, presentan valores de δC-13 entre −6 y −19‰ debido a diferencias en la reacción de fotosínte-sis. Un tercer grupo intermedio constituido por las algas y líquenes presentan valo-res entre −12 y −23‰. El estudio comparativo de los valores de δC-13 en plantas y organismos puede proporcionar información valiosa relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos.

Precauciones

Los compuestos de carbono tienen un amplio rango de toxicidad. El monóxido de carbono, presente en los gases de escape de los motores de combustión y el cia-nuro (CN) son extremadamente tóxicos para los mamíferos, entre ellos las perso-nas. Los gases orgánicos eteno, etino y metano son explosivos e inflamables en presencia de aire. Por el contrario, muchos otros compuestos no son tóxicos sino esenciales para la vida.

Obrero en la planta de negro de carbón en Sunray, Texas (foto por John Vachon,

1942)

El carbono puro tiene una toxicidad extremadamente baja para los humanos y puede ser manejado e incluso ingerido en forma segura en la forma de grafito o

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carboncillo. Es resistente a la disolución y ataque químico, incluso en los contenidos acidificados del tracto digestivo.

Esto resulta en que una vez que entra a los tejidos corporales lo más probable es que permanezcan allí en forma indefinida. El negro de carbón fue probablemente el primer pigmento en ser usado para hacer tatuajes y se encontró que Ötzi el hombre del hielo tenía tatuajes hechos con carbón que sobrevivieron durante su vida y 5200 años después de su muerte.

Sin embargo, la inhalación en grandes cantidades del polvo de carbón u hollín (ne-gro de carbón) puede ser peligroso, al irritar los tejidos del pulmón y causar una enfermedad conocida como neumoconiosis de los mineros del carbón. De forma similar el polvo de diamante usado como un abrasivo puede ser dañino si se ingiere o inhala.

También las micro-partículas de carbón producidas por los gases de escape de los motores diésel se pueden acumular en los pulmones al ser inhaladas. En estos ejemplos, los efectos dañinos pueden resultar de la contaminación de las partículas de carbón con elementos químicos orgánicos o de metales pesados más que del carbón en sí mismo.

Generalmente el carbono tiene baja toxicidad para casi toda la vida en la Tierra, sin embargo, para algunas criaturas es tóxico - por ejemplo, las nano-partículas de car-bón son toxinas mortales para la Drosophila.

También el carbono se puede quemar vigorosa y brillantemente en la presencia de aire a alta temperatura, como en el caso del Incendio de Windscale, el que fue cau-sado por la repentina liberación de energía Wigner acumulada en el núcleo de gra-fito.

Grandes acumulaciones de carbón, que han permanecido inertes por centenares de millones de años en la ausencia de oxígeno, pueden incendiarse espontánea-mente cuando son expuestas al aire, como por ejemplo en los desechos de las mi-nas de carbón.

Entre la gran variedad de compuestos de carbono se pueden incluir venenos letales tales como la tetradotoxina, la ricina lectina obtenida de las semillas de la planta de aceite de castor (Ricinus communis), el cianuro (CN−) y el envenenamiento por mo-nóxido de carbono.

Hibridación del carbono

La hibridación del carbono consiste en un re-acomodo de electrones del mismo nivel de energía (orbitales) al orbital del último nivel de energía. Los orbitales híbri-dos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, compuesta por nitrógeno líquido que hace compartirlas con cualquier otro elemento químico ya sea una alcano o

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comburente. La hibridación del átomo de carbono fue estudiada por mucho tiempo por el químico Chester Pinker.

Características

El carbono, se encuentra ubicado en el grupo IV A, tiene un número atómico 6 y número de masa 12; en su núcleo tienen 6 protones y 6 neutrones y está rodeado por 6 electrones, distribuidos en dos niveles: dos en 1s, dos en 2s y dos en 2p. Los orbitales del nivel dos adquieren una conformación llamada hibridación, donde se acomodan los 4 electrones del segundo nivel en un orbital híbrido llamado sp.

El carbono tiene la capacidad de compartir cuatro electrones de valencia y formar cuatro enlaces covalentes fuertes; además, los átomos de carbono se pueden unir entre ellos y formar largas cadenas y anillos. Pero a diferencia de todos los demás elementos, el carbono puede formar una gran variedad de compuestos, ya sean desde los más sencillos, hasta los más complejos, por ejemplo: desde el metano, con un átomo de carbono, hasta el Ácido Desoxirribonucleico(ADN), que contiene más de 100 centenas de millones de carbonos.

Estado basal y estado excitado

Primero hay que definir en que consiste el estado basal y el estado excitado:

Un átomo en estado excitado es aquél en el cual uno de sus electrones ha sido promocionado a un nivel energético superior.

mientras que el estado basal o estado fundamental, es el estado de menor energía en el que un átomo, molécula o grupo de átomos se puede encontrar sin absorber ni emitir energía, en pocas palabras en su estado más puro.

Su configuración electrónica en su estado natural es:

1s² 2s² 2p² (estado basal).

Su configuración electrónica en estado excitado es:

1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹.

Hibridación

La hibridación es una ley que se aplica en la química la cual nos permite demostrar la geometría y propiedades de algunas moléculas que en la teoría de enlace-valen-cia no se pueden demostrar.

La hibridación consiste en atribuir la composición de orbitales atómicos puros de un mismo átomo para obtener orbitales atómicos híbridos. De acuerdo con la teoría de

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máxima repulsión del enlace de valencia, los pares electrónicos y los electrones so-litarios alrededor del núcleo de un átomo, se repelen formando un ángulo lo más grande posible.

En estos compuestos se ha visto que normalmente son próximos a 109º, 120º y 180º. Para que pueda llevarse a cabo la hibridación el átomo de carbono tiene que pasar de su estado basal a uno activado cuando se aplica energía. Existen diversos tipos de hibridación que involucran orbitales atómicos s, p y d de un mismo átomo.

Hibridación sp³ (enlace simple C-C)

Cuatro orbitales sp³.

La hibridación sp³ se define como la unión de un orbital s con tres orbitales p (px, py y pz) para formar cuatro orbitales híbridos sp3con un electrón cada uno

Los orbitales atómicos s y p pueden formar tres tipos de hibridación, esto depende del número de orbitales que se combinen. Entonces, si se combina un orbital ató-mico s puro con tres orbitales p puros, se obtienen cuatro orbitales híbridos sp3 con un ángulo máximo de separación aproximado de 109.5º, esto es una de las carac-terísticas de los alcanos.

A cada uno de estos nuevos orbitales se los denomina sp³, porque tienen un 25% de carácter S y 75% de carácter P. Esta nueva configuración se llama átomo de carbono híbrido, y al proceso de transformación se llama hibridación.

De esta manera cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp³ del carbono puede enlazarse a otro átomo, es decir que el carbono podrá enlazarse a otros 4 átomos, así se explica la tetravalencia del átomo de carbono.

Debido a su condición híbrida, y por disponer de 4 electrones de valencia para for-mar enlaces covalentes sencillos, pueden formar entre sí cadenas con una variedad ilimitada entre ellas: cadenas lineales, ramificadas, anillos, etc. A los enlaces senci-llos –C-C– se los conoce como enlaces sigma.

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Todo esto recurre a la disposición de mezclarse un átomo con otro.

Hibridación sp² (enlace doble C=C)

Configuración de los orbitales sp².

Es la combinación de un orbital s con dos orbitales p (px y py) para formar tres orbitales híbridos sp2. Los orbitales híbridos sp2 forman un triángulo equilátero.

Los átomos de carbono también pueden formar entre sí enlaces llamados insatura-ciones:

- Dobles: donde la hibridación ocurre entre el orbital 2s y dos orbitales 2p, quedando un orbital p sin hibridar, se producirán 3 orbitales sp². A esta nueva estructura se la representa como:

1s² (2sp²) ¹ (2sp²) ¹ (2sp²) ¹ 2p¹

Al formarse el enlace doble entre dos átomos, cada uno orienta sus tres orbitales híbridos en un ángulo de 120°, como si los dirigieran hacia los vértices de un trián-gulo equilátero. El orbital no hibridado p queda perpendicular al plano de los 3 orbi-tales sp².

Hibridación sp

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La formación de estos enlaces es el resultado de la unión de un orbital atómico s con un orbital p puro (px), esto permite formar dos orbitales híbridos sp con un elec-trón cada uno y una máxima repulsión entre ellos de 180°, permaneciendo dos or-bitales p puros con un electrón cada uno sin hibridar.

Los orbitales híbridos sp forman una figura lineal. La hibridación sp se presenta en los átomos de carbono con una triple ligadura o mejor conocido con un triple enlace carbono-carbono en la familia de los alquinos.

El enlace triple es aún más fuerte que el enlace doble, y la distancia entre C-C es menor en comparación a las distancias de las otras hibridaciones.

Conclusión

La unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías, dependiendo de su enlace:

Enlace: Tetraédrica.

Enlace: Trigonal plana.

Enlace: Lineal.

También intervienen los enlaces gamma. Esto forma cadenas lineales simples do-bles y triple lo cual existe ramificadas.

Silicio (Si)

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El silicio (del latín: sílex) es un elemento químico metaloide, número ató-mico 14 y situado en el grupo 14 de la tabla periódica de los elementos de símbolo Si. Es el segundo elemento más abundante en la corteza te-rrestre (27,7 % en peso) después del oxígeno. Se presenta en forma amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco, más activo que la variante cristalina, que se presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.

Características

Sus propiedades son intermedias entre las del carbono y el germanio. En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un brillo metálico y color grisáceo. Aunque es un elemento relativamente inerte y resiste la acción de la mayoría de los ácidos, reacciona con los halógenos y álcalis diluidos. El silicio transmite más del 95 % de las longitudes de onda de la radiación infrarroja.

Polvo de silicio.

Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), con un agente reductor, como carbono o magnesio, en un horno eléctrico. El silicio cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.411 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad relativa de 2,33(g/ml). Su masa atómica es 28,086 u (unidad de masa atómica).

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Policristal de silicio.

Se disuelve en ácido fluorhídrico formando el gas tetrafluoruro de silicio, SiF4 (ver flúor), y es atacado por los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido de silicio formado inhibe la reacción. También se disuelve en hidróxido de sodio, formando silicato de sodio y gas hidrógeno. A temperaturas ordinarias el silicio no es atacado por el aire, pero a temperaturas elevadas reacciona con el oxígeno for-mando una capa de sílice que impide que continúe la reacción. A altas temperaturas reacciona también con nitrógeno y cloro formando nitruro de silicio y cloruro de sili-cio, respectivamente.

Olivino.

El silicio constituye un 28 % de la corteza terrestre. No existe en estado libre, sino que se encuentra en forma de dióxido de silicio y de silicatos complejos. Los mine-rales que contienen silicio constituyen cerca del 40 % de todos los minerales comu-nes, incluyendo más del 90 % de los minerales que forman rocas volcánicas.

El mineral cuarzo, sus variedades (cornalina, crisoprasa, ónice, pedernal y jaspe) y los minerales cristobalita y tridimita son las formas cristalinas del silicio existentes en la naturaleza. El dióxido de silicio es el componente principal de la arena. Los silicatos (en concreto los de aluminio, calcio y magnesio) son los componentes prin-cipales de las arcillas, el suelo y las rocas, en forma de feldespatos, anfíboles, piro-xenos, micas y zeolitas, y de piedras semipreciosas como el olivino, granate, zircón, topacio y turmalina.

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Silicio como base bioquímica

Sus características compartidas con el carbono, como estar en la misma familia 14, no ser metal propiamente dicho, poder construir compuestos parecidos a las enzi-mas (zeolitas), otros compuestos largos con oxígeno (siliconas) y poseer los mismos cuatro enlaces básicos, le confiere cierta oportunidad en llegar a ser base de seres vivos, aunque no sea en la Tierra, en una bioquímica hipotética.

Aplicaciones

Se utiliza en aleaciones, en la preparación de las siliconas, en la industria de la cerámica técnica y, debido a que es un material semiconductor muy abundante, tiene un interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como material básico para la creación de obleas o chips que se pueden implantar en transistores, pilas solares y una gran variedad de circuitos electrónicos. El silicio es un elemento vital en numerosas industrias. El dióxido de silicio (arena y arcilla) es un importante constituyente del hormigón y los ladrillos, y se emplea en la producción de cemento portland. Por sus propiedades semiconductoras se usa en la fabricación de transis-tores, células solares y todo tipo de dispositivos semiconductores; por esta razón se conoce como el Valle del Silicio a la región de California en la que concentran nu-merosas empresas del sector de la electrónica y la informática. También se están estudiando las posibles aplicaciones del siliceno, que es una forma alotrópica del silicio que forma una red bidimensional similar al grafeno. Otros importantes usos del silicio son:

Como material refractario, se usa en cerámicas, vidriados y esmaltados.

Como elemento fertilizante en forma de mineral primario rico en silicio, para la agricultura.

Como elemento de aleación en fundiciones.

Fabricación de vidrio para ventanas y aislantes.

El carburo de silicio es uno de los abrasivos más importantes.

Se usa en láseres para obtener una luz con una longitud de onda de 456 nm.

La silicona se usa en medicina en implantes de seno y lentes de contacto.

Se utiliza en la industria del acero como componente de las aleaciones de silicio-acero. Para fabricar el acero, se desoxida el acero fundido añadiéndole pequeñas cantidades de silicio; el acero común contiene menos de un 0,30 % de silicio. El acero al silicio, que contiene de 2,5 a 4 % de silicio, se usa para fabricar los núcleos de los transformadores eléctricos, pues la aleación presenta baja histéresis (véase Magnetismo). Existe una aleación de acero, el durirón, que contiene un 15 % de silicio y es dura, frágil y resistente a la corrosión; el durirón se usa en los equipos

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industriales que están en contacto con productos químicos corrosivos. El silicio se utiliza también en las aleaciones de cobre, como el bronce y el latón.

El silicio es un semiconductor; su resistividad a la corriente eléctrica a temperatura ambiente varía entre la de los metales y la de los aislantes. La conductividad del silicio se puede controlar añadiendo pequeñas cantidades de impurezas llamadas dopantes. La capacidad de controlar las propiedades eléctricas del silicio y su abun-dancia en la naturaleza han posibilitado el desarrollo y aplicación de los transistores y circuitos integrados que se utilizan en la industria electrónica.

La sílice y los silicatos se utilizan en la fabricación de vidrio, barnices, esmaltes, cemento y porcelana, y tienen importantes aplicaciones individuales. La sílice fun-dida, que es un vidrio que se obtiene fundiendo cuarzo o hidrolizando tetracloruro de silicio, se caracteriza por un bajo coeficiente de dilatación y una alta resistencia a la mayoría de los productos químicos. El gel de sílice es una sustancia incolora, porosa y amorfa; se prepara eliminando parte del agua de un precipitado gelatinoso de ácido silícico, SiO2•H2O, el cual se obtiene añadiendo ácido clorhídrico a una disolución de silicato de sodio. El gel de sílice absorbe agua y otras sustancias y se usa como agente desecante y decolorante.

El silicato de sodio (Na2SiO3), también llamado vidrio, es un silicato sintético impor-tante, sólido amorfo, incoloro y soluble en agua, que funde a 1088 °C. Se obtiene haciendo reaccionar sílice (arena) y carbonato de sodio a alta temperatura, o calen-tando arena con hidróxido de sodio concentrado a alta presión. La disolución acuosa de silicato de sodio se utiliza para conservar huevos; como sustituto de la cola o pegamento para hacer cajas y otros contenedores; para unir gemas artificiales; como agente incombustible, y como relleno y adherente en jabones y limpiadores. Otro compuesto de silicio importante es el carborundo, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza como abrasivo.

El monóxido de silicio, SiO, se usa para proteger materiales, recubriéndolos de forma que la superficie exterior se oxida al dióxido, SiO2. Estas capas se aplican también a los filtros de interferencias.

Fue identificado por primera vez por Antoine Lavoisier en 1787.

Abundancia y obtención

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El silicio es uno de los componentes principales de los aerolitos, una clase de me-teoroides.

Medido en peso, el silicio representa más de la cuarta parte de la corteza terrestre y es el segundo elemento más abundante por detrás del oxígeno. El silicio no se encuentra en estado nativo; arena, cuarzo, amatista, ágata, pedernal, ópalo y jaspe son algunos de los minerales en los que aparece el óxido, mientras que formando silicatos se encuentra, entre otros, en el granito, feldespato, arcilla, hornablenda y mica.

Los métodos físicos de purifica-ción del silicio metalúrgico

Estos métodos se basan en la mayor solubilidad de las impurezas en el silicio lí-quido, de forma que éste se concentra en las últimas zonas solidificadas.

El primer método, usado de forma limitada para construir componentes de radar durante la Segunda Guerra Mundial, consiste en moler el silicio de forma que las impurezas se acumulen en las superficies de los granos; disolviendo éstos parcial-mente con ácido se obtenía un polvo más puro.

La fusión por zonas, el primer método usado a escala industrial, consiste en fundir un extremo de la barra de silicio y trasladar lentamente el foco de calor a lo largo de la barra de modo que el silicio va solidificando con una pureza mayor al arrastrar la zona fundida gran parte de las impurezas. El proceso puede repetirse las veces que sea necesario hasta lograr la pureza deseada bastando entonces cortar el extremo final en el que se han acumulado las impurezas.

Los métodos químicos de purifica-ción del silicio metalúrgico

Los métodos químicos, usados actualmente, actúan sobre un compuesto de silicio que sea más fácil de purificar descomponiéndolo tras la purificación para obtener el silicio. Los compuestos comúnmente usados son el triclorosilano (HSiCl3), el tetra-cloruro de silicio (SiCl4) y el silano (SiH4).

En el proceso Siemens, las barras de silicio de alta pureza se exponen a 1150 °C al triclorosilano, gas que se descompone depositando silicio adicional en la barra según la siguiente reacción:

2 HSiCl3 → Si + 2 HCl + SiCl4

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El silicio producido por éste y otros métodos similares se denomina silicio policris-talino y típicamente tiene una fracción de impurezas de 0,001 ppm o menor.

El método Dupont consiste en hacer reaccionar tetracloruro de silicio a 950 °C con vapores de cinc muy puros:

SiCl4 + 2 Zn → Si + 2 ZnCl2

Este método está plagado de dificultades (el cloruro de cinc, sub producto de la reacción, solidifica y obstruye las líneas), por lo que eventualmente se ha abando-nado en favor del proceso Siemens.

Una vez obtenido el silicio ultrapuro es necesario obtener un monocristal, para lo que se utiliza el proceso Czochralski.

Silicio de calidad solar: Tecnolo-gía de vanguardia

A continuación, se presentan las distintas alternativas de producción de SoG-Si. Todas ellas se han recogido y presentado desde 2004 en las Conferencias sobre Silicio Solar. Estas conferencias se han organizado anualmente por la revista Pho-ton International en Múnich, a raíz de la preocupación creciente por la escasez de polisilicio. Hasta ahora ninguna de estas alternativas ha conseguido llegar a la etapa de producción, aunque algunas se encuentran cerca.

Reactor de lecho fluidizado

Wacker Chemie, Hemlock y Solar Grade Silicon proponen un reactor de lecho flui-dizado. Éste consiste en un tubo de cuarzo en el que se introduce triclorosilano (Wacker, Hemlock) o silano (SGS) por la parte inferior, junto con hidrógeno. El gas pasa a través de un lecho de partículas de silicio sobre las que ocurre el depósito, dando así partículas de tamaño mayor. Alcanzado cierto tamaño, las partículas son demasiado pesadas y caen al suelo, pudiendo ser retiradas. Este proceso no sola-mente utiliza una cantidad de energía mucho menor que el Siemens, sino que ade-más puede realizarse de forma continua.

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Reactor de tubo

Joint Solar Silicon GmbH & Co. KG (JSSI) presenta un reactor similar al Siemens, cuyas diferencias son: a.) el silicio se deposita en un cilindro hueco de silicio en lugar de varillas; b.) se utiliza silano en lugar de triclorosilano, y por tanto la tempe-ratura del proceso puede limitarse a 800 °C.

Depósito de vapor a líquido

Tokuyama Corporation propone su proceso VLD (Vapour to Liquid Deposition). En un reactor se calienta un tubo de grafito a 1500 °C, por encima del punto de fusión del silicio. Se alimentan triclorosilano e hidrógeno por la parte superior. El silicio se deposita en las paredes de grafito en forma líquida. Por tanto, gotea en el suelo del reactor, donde solidifica en granulados y puede recogerse. El mayor gasto energé-tico con respecto al reactor Siemens compensa por la velocidad de depósito 10 ve-ces mayor.

Reducción con Zn

Chisso Corporation y el gobierno japonés investigan un proceso a partir de la reduc-ción de tetracloruro de silicio (SiCl4) con vapor de zinc (Zn). Se forma cloruro de cinc y silicio. Esta alternativa se desechó en los años 80 por Bayer AG ya que no se podían eliminar trazas de metales residuales. Chisso asegura que sus impurezas metálicas se encuentran en un nivel aceptable.

Alternativas metalúrgicas

También se han realizado grandes esfuerzos en conseguir SoG-Si evitando el paso energéticamente costoso del uso de triclorosilano, silano o tetraclorosilano, y el pos-terior depósito en Siemens o similares.

Elkem purifica mg-Si en tres pasos de refino relativamente simples, pirometalúrgico, hidrometalúrgico, y de limpieza, con un consumo de sólo el 20 al 25 % de la energía utilizada en la ruta Siemens. Junto con la Universidad de Constanza, han conse-guido eficiencias de célula sólo medio punto por debajo de las células comerciales.

Apollon Solar SAS y el laboratorio nacional de investigación francés CNRS purifican Mg-Si con un plasma. Se han conseguido células solares de un 11,7 % de eficiencia.

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Otra alternativa metalúrgica es producir mg-Si con cuarzo y carbón negro tan puros que no sea necesario refinarlo más. Hay dos trabajos en paralelo: uno es el de la Universidad Nacional Técnica de Kazakh en Almaty, Kazajstán. El otro es el pro-yecto SOLSILC, financiado por la Comisión Europea. Las células solares fabricadas con este material han obtenido eficiencias de momento relativamente bajas. 28 por ciento de este material ya no existe.

Isótopos

El silicio tiene nueve isótopos, con número másico entre 25 a 33. El isótopo más abundante es el Si-28 con una abundancia del 92,23 %, el Si-29 tiene una abun-dancia del 4,67 % y el Si-30 que tiene una abundancia del 3,1 %. Todos ellos son estables teniendo el resto de isótopos una proporción ínfima. El Si-32 es un isótopo radiactivo que proviene del decaimiento del argón. Su tiempo de semivida es apro-ximadamente de unos 132 años. Padece un decaimiento beta que lo transforma en P-32 (que tiene un periodo de semivida de 14,28 días).

Precauciones

La inhalación del polvo de sílice cristalina puede provocar silicosis.

Germanio (Ge)

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El germanio es un elemento químico con número atómico 32, y sím-bolo Ge perteneciente al período 4 de la tabla periódica de los elemen-tos.

Historia

Las propiedades del germanio (del latín Germania, Alemania) fueron predichas en 1871 por Mendeleyev en función de su posición en la tabla periódica, elemento al que llamó eka-silicio. El alemán Clemens Winkler demostró en 1886 la existencia de este elemento, descubrimiento que sirvió para confirmar la validez de la tabla periódica, habida cuenta con las similitudes entre las propiedades predichas y las observadas:

Propiedad Ekasilicio Germanio

(Predichas, 1871) (Observadas, 1886)

Masa atómica 72 72,59

Densidad (g/cm3) 5,5 5,35

Calor específico (kJ/kg·K) 0,31 0,32

Punto de fusión (°C) alto 960

Fórmula del óxido RO2 GeO2

Fórmula del cloruro RCl4 GeCl4

Densidad del óxido (g/cm3) 4,7 4,7

Punto de ebullición del cloruro (°C) 100 86

Color gris gris

Abundancia y obtención

Se obtiene de yacimientos de plata, zinc y cobre. Los únicos minerales rentables para la extracción del germanio son la germanita (69% de Ge) y garnierita (7-8% de Ge); además está presente en el carbón, la argirodita y otros minerales. La mayor cantidad, en forma de óxido (GeO2), se obtiene como subproducto de la obtención del zinc o de procesos de combustión de carbón (en Rusia y China se encuentra el proceso en desarrollo).

La purificación del germanio pasa por su tetracloruro que puede ser destilado y luego es reducido al elemento con hidrógeno o con magnesio elemental.

Con pureza del 99,99%, para usos electrónicos se obtiene por refino mediante fu-sión por zonas resultando cristales de 25 a 35 mm usados en transistores y diodos; con esta técnica las impurezas se pueden reducir hasta 0,0001 ppm.

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El desarrollo de los transistores de germanio abrió la puerta a numerosas aplicacio-nes electrónicas que hoy son cotidianas. Entre 1950 y a principios de los 70, la electrónica constituyó el grueso de la creciente demanda de germanio hasta que empezó a sustituirse por el silicio por sus superiores propiedades eléctricas. Actual-mente la gran parte del consumo se destina a fibra óptica (cerca de la mitad), equi-pos de visión nocturna y catálisis en la polimerización de plásticos, aunque se in-vestiga su sustitución por catalizadores más económicos. En el futuro es posible que se extiendan las aplicaciones electrónicas de las aleaciones silicio-germanio en sustitución del arseniuro de galio especialmente en las telecomunicaciones sin ca-ble.

Además se investigan sus propiedades bactericidas ya que su toxicidad para los mamíferos es escasa.

Isótopos

El germanio tiene cinco isótopos estables siendo el más abundante el Ge-74 (35,94%). Se han caracterizado 18 radioisótopos de germanio, siendo el Ge-68 el de mayor vida media con 270,8 días. Se conocen además 9 estados meta-estables.

Características principales

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Germanio puro

Es un semimetal, de color blanco grisáceo lustroso, quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presenta la misma estructura cristalina que el dia-mante y resiste a los ácidos y álcalis.

Forma gran número de compuestos organometálicos y es un importante material semiconductor utilizado en transistores y fotodetectores. A diferencia de la mayoría de semiconductores, el germanio tiene una pequeña banda prohibida (band gap) por lo que responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede usarse en amplificadores de baja intensidad.

Aplicaciones

Las aplicaciones del germanio se ven limitadas por su elevado costo y en muchos casos se investiga su sustitución por materiales más económicos.

Fibra óptica.

Electrónica: radares y amplificadores de guitarras eléctricas usados por mú-sicos nostálgicos del sonido de la primera época del rock and roll; aleaciones de Germanato de Silicio (SiGe) en circuitos integrados de alta velocidad. También se utilizan compuestos sandwich Si/Ge para aumentar la movilidad de los electrones en el silicio (streched silicon).

Óptica de infrarrojos: Espectroscopios, sistemas de visión nocturna y otros equipos.

Lentes, con alto índice de refracción, de ángulo ancho y para microscopios.

En joyería se usa la aleación Au con 12% de germanio.

Como elemento endurecedor del aluminio, magnesio y estaño.

Quimioterapia.

El tetracloruro de germanio es un ácido de Lewis y se usa como catalizador en la síntesis de polímeros (PET).

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Precauciones

Algunos compuestos de germanio (tetrahidruro de germanio o germano) tienen una cierta toxicidad en los mamíferos pero son letales para algunas bacterias. También es letal para la taenia.

Toxicidad

El germanio se encuentra más comúnmente en la naturaleza como un contaminante de diversos minerales y es obtenido de los residuos de cadmio remanentes del pro-cesado de los minerales de zinc. Las investigaciones toxicológicas han demostrado que el germanio no se localiza en ningún tejido dado que se excreta rápidamente principalmente por la orina. Las dosis excesivas de germanio lesionan los lechos capilares de los pulmones. Produce una diarrea muy marcada que provoca una des-hidratación, homoconcentración, caída de la presión arterial e hipotermia.

Estaño (Sn)

El estaño es un elemento químico de símbolo Sn (del latín stannum) y número atómico 50. Está situado en el grupo 14 de la tabla periódica de los elementos. Se conocen 10 isótopos estables. Su principal mena es la casiterita.

Historia

El uso del estaño comenzó en el Cercano Oriente y los Balcanes alrededor del 3000 a. C., utilizándose en aleación con el cobre para producir un nuevo metal, el bronce, dando así origen a la denominada Edad de Bronce. La importancia del nuevo metal, con el que se fabricaban armas y herramientas más eficaces que las de piedra o de hueso habidas hasta entonces, originó durante toda la Antigüedad un intenso co-mercio a largas distancias con las zonas donde existían yacimientos de estaño.

Características del estaño

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Estaño: ß (izquierda) y α (derecha).

Es un metal plateado, maleable, que se oxida fácilmente, a temperatura ambiente, cambiando de color a un gris más opaco, y es resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la corrosión. Una de sus características más llamativas es que bajo determinadas con-diciones sufre la peste del estaño. Al doblar una barra de este metal se produce un sonido característico llamado grito del estaño, producido por la fricción de los cris-tales que la componen. Por debajo de los -18°C empieza a descomponerse y a convertirse en un polvo gris; a este proceso se lo conoce como peste del estaño. El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: el estaño gris, polvo no metálico, semi-conductor, de estructura cúbica y estable a temperaturas inferiores a 13,2 °C, que es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco. El estaño blanco, el normal, metálico, conductor eléctrico, de estructura tetragonal y estable a tempe-raturas por encima de 13,2 °C.

Usos

Se usa como protector del cobre, del hierro y de diversos metales usados en la fabricación de latas de conserva.

También se usa para disminuir la fragilidad del vidrio.

Los compuestos de estaño se usan para fungicidas, tintes, dentífricos y pig-mentos.

Se usa para realizar bronce, aleación de estaño y cobre.

Se usa para la soldadura blanda, aleado con plomo.

Se usa en aleación con plomo para fabricar la lámina de los tubos de los órganos musicales.

Tiene utilidad en etiquetas.

Recubrimiento de acero.

Se usa como material de aporte en soldadura blanda con cautín, bien puro o aleado. La directiva RoHS prohíbe el uso de plomo en la soldadura de deter-minados aparatos eléctricos y electrónicos.

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El estaño también se utiliza en la industria de la cerámica para la fabricación de los esmaltes cerámicos. Su función es la siguiente: en baja y en alta es un opacificante. En alta la proporción del porcentaje es más alto que en baja temperatura.

Es usado también en el sobretaponado de botellas de vino, en forma de cáp-sula. Su uso se extendió tras la prohibición del uso del plomo en la industria alimentaria. España es uno de los mayores fabricantes de cápsulas de es-taño.

Obtención

El estaño se obtiene del mineral casiterita en donde se presenta como óxido (óxido de estaño (IV) o dióxido de estaño). Dicho mineral se muele y se enriquece en dió-xido de estaño por flotación, después se tuesta y se calienta con coque en un horno de reverbero con lo cual se obtiene el metal.

Aleaciones

Artesanos trabajan con hojas de estaño.

Las aleaciones con base de estaño, también conocidas como metales blancos, ge-neralmente contienen cobre, antimonio y plomo. Estas aleaciones tienen diferentes propiedades mecánicas, dependiendo de su composición.

Algunas aleaciones de estaño, cobre y antimonio son utilizadas como materiales antifricción en cojinetes, por su baja resistencia de cizalladura y su reducida adhe-rencia.

Las aleaciones estaño y plomo se comercializan en varias composiciones y puntos de fusión, siendo la aleación eutéctica aquella que tiene un 61,9 % de estaño y un 38,1 % de plomo, con un punto de fusión de 183 °C. El resto de aleaciones estaño-plomo funden en un rango de temperaturas en el cual hay un equilibrio entre la fase sólida y la fase líquida durante los procesos de fusión y de solidificación, dando lugar

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a la segregación de la fase sólida durante la solidificación y, por tanto, a estructuras cristalinas diferentes.

La aleación eutéctica, que necesita menor temperatura para llegar a la fase líquida es muy utilizada en la soldadura blanda de componentes electrónicos para disminuir las probabilidades de daño por sobrecalentamiento de dichos componentes. Algu-nas aleaciones basadas en estaño y plomo tienen además pequeñas proporciones de antimonio (del orden del 2,5 %).

El principal problema de las aleaciones con plomo es el impacto ambiental potencial de sus residuos, por lo que están en desarrollo aleaciones libres de plomo, como las aleaciones de estaño-plata-cobre o algunas aleaciones estaño-cobre.

El peltre es una aleación de estaño, plomo y antimonio utilizada para utensilios de-corativos. El estaño también es utilizado en aleaciones de prótesis dentales, alea-ciones de bronce y aleaciones de titanio y circonio.

Principales países productores

Los principales productores de estaño del mundo son China, Malasia, Perú, Indo-nesia, Brasil3 y Bolivia (especialmente en el estado de Minas Gerais)

País Reservas en to-neladas (2011)

China 1 500 000

Malasia 250 000

Perú 310 000

Indonesia 800 000

Brasil 590 000

Bolivia 400 000

Rusia 350 000

Tailandia 170 000

Australia 180 000

Fuente: United States Geological Survey (USGS) - 2011

Efectos toxicológicos

Tanto el estaño metálico como sus compuestos orgánicos e inorgánicos, ya sean formados de manera natural o en sus usos industriales, puede producir efectos tó-xicos sobre el medio ambiente y los seres vivos expuestos a ellos.

El estaño es liberado en el medio ambiente por procesos naturales y por las activi-dades humanas, tales como la minería, la combustión de petróleo y carbón, además de las actividades industriales asociadas a la producción y usos del estaño.

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El estaño metálico cuando se encuentra en la atmósfera en forma gaseosa se ad-hiere a las partículas de polvo, las cuales pueden ser movilizadas por la acción del viento la lluvia o la nieve.

Cuando se libera el estaño metálico en el medio ambiente, este se puede unir con el cloro, azufre u oxígeno para formar compuestos inorgánicos de estaño, tales como el cloruro de estaño, sulfuro de estaño, u dióxido de estaño. Este tipo de com-puestos no pueden ser degradados y solo pueden cambiar su forma química, de manera que son adheridos por el suelo y los sedimentos o son disueltos en el agua.

Cuando se combina con el carbono puede formar compuestos orgánicos tales como dibutilestaño, tributilo de estaño y el trifenilestaño. Este tipo de compuestos pueden ser acumulados en el suelo o en el agua, o ser degradados a compuestos inorgáni-cos por la acción de la luz solar o las bacterias.

El tiempo de permanencia en el medio de estos compuestos es variable en función del compuesto, pudiendo ser desde días hasta meses en el agua, y años si se en-cuentran en el suelo. Debido a su forma química los compuestos orgánicos de es-taño también pueden bioacumularse al ser asimilado por el metabolismo de los se-res vivos, sufriendo un proceso de biomagnificación a lo largo de las diferentes re-des tróficas.

Efectos sobre el ser humano

Las principales vías de intoxicación con estaño en humanos son:

La ingestión de alimentos o bebidas que se encuentran envasados en latas hechas con estaño, aunque la mayoría de las que se encuentran actualmente en el mercado están protegidas mediante una laca protectora.

Ingestión de pescados o mariscos que procedan de aguas contaminadas con este metal.

Contacto con productos domésticos que contengan compuestos de estaño, como algunos plásticos tales como el PVC.

Respirar aire que contenga vapores de estaño o polvo de estaño.

El estaño metálico en sí no es muy tóxico para el ser humano ya que en el tracto digestivo no se absorbe de manera efectiva, pero la inhalación de los vapores de estaño sí que es nociva para el aparato respiratorio.

La ingestión de grandes cantidades de compuestos inorgánicos de estaño puede producir dolores de estómago, anemia, y alteraciones en el hígado y los riñones.

La inhalación o la ingesta de compuestos orgánicos de estaño (tales como el trime-tilestaño y el trietilestaño) pueden interferir con el funcionamiento del sistema ner-vioso y el cerebro. En casos graves, puede causar la muerte. Otros compuestos

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orgánicos de estaño (tales como el dibutilestaño y el tributilestaño) afectan el sis-tema inmunitario y a la reproducción en animales, aunque esto no se ha evaluado aun en seres humanos.

Tanto compuestos orgánicos como inorgánicos pueden producir irritación por con-tacto con la piel o los ojos.

Límites legales

Los límites legales de contenido de estaño inorgánico marcados por la Unión Euro-pea son:

Estaño inorgánico

Contenidos máxi-mos (mg/Kg peso fresco)

Alimentos enlatados diferentes de las bebidas 200

Bebidas enlatadas incluidos zumos de frutas y verduras 100

Alimentos infantiles enlatados y alimentos enlatados elabora-dos a base de cereales para lactantes y niños de corta edad, excepto productos deshidratados y en polvo

50

Preparados para lactantes y preparados de continuación enla-tados (incluida la leche para lactantes y la leche de continua-ción), excepto productos deshidratados y en polvo

50

Alimentos dietéticos enlatados destinados a usos médicos es-peciales, específicamente destinados a los lactantes, excepto productos deshidratados y en polvo

50

Plomo (Pb)

El plomo es un elemento químico de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb (del latín plumbum) y su número atómico es 82 según la tabla actual, ya que no formaba parte en la tabla periódica de Mendeléyev. Este químico no lo reconocía como un elemento metálico común por su gran elasticidad molecular. Cabe destacar que la elasticidad de este elemento depende de la temperatura ambiente, la cual distiende sus

átomos, o los extiende.

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El plomo es un metal pesado de densidad relativa o gravedad específica 11,4 a 16 °C, de color plateado con tono azulado, que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico y se funde con facilidad. Su fusión se produce a 327,4 °C y hierve a 1725 °C.

Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente al ataque del ácido sulfúrico y del ácido clorhídrico, aunque se disuelve con lentitud en ácido nítrico y ante la presencia de bases nitrogenadas. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así como sales metálicas del ácido plúmbico. Tiene la capacidad de formar muchas sales, óxidos y compuestos organometálicos.

Características generales

Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de plomo, el tetraetilo de plomo y los silicatos de plomo. El plomo forma aleaciones con muchos metales, y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicacio-nes. Es un metal pesado y tóxico, y la intoxicación por plomo se denomina como saturnismo o plumbosis.

Isótopos del plomo

El plomo está constituido por muchos isótopos, siendo estables cuatro de ellos: 204Pb, 206Pb, 207Pb, y 208Pb.

Al 204Pb se le conoce como plomo primordial, y el 206Pb, 207Pb y 208Pb se forman por la desintegración radioactiva de dos isótopos del uranio (235U y 238U) y un isótopo del torio (232Th).

El 210Pb es radioactivo y un precursor del 210Po en la serie de decaimiento del 238U.

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La concentración de 210Pb en fumadores es el doble que la concentración en no fumadores. Esta diferencia se atribuye a la inhalación de 210Pb en el humo del ta-baco.

Fuentes de plomo

Galena, mena de plomo

El plomo rara vez se encuentra en su estado elemental. Se presenta comúnmente como sulfuro de plomo en la galena (PbS). Otros minerales de importancia comer-cial son los carbonatos (cerusita, PbCO3) y los sulfatos (anglesita, PbSO4). Los fos-fatos (piromorfita, Pb5Cl(PO4)3), los vanadatos (vanadinita, Pb5Cl(VO4)3), los arse-niatos (mimelita, Pb5Cl(AsO4)3), los cromatos (crocoita, PbCrO4) y los molibdatos (vulferita, PbMoO4), los wolframatos (stolzita, PbWO4)3 son mucho menos abundan-tes. También se encuentra plomo en varios minerales de uranio y de torio, ya que proviene directamente de la desintegración radiactiva (decaimiento radiactivo).

La mayoría de los minerales contienen menos del 10 % de plomo, y los minerales que contienen tan poco como 3 % de plomo pueden ser explotados económica-mente. Los minerales se trituran y se concentran por flotación por espuma típica-mente hasta el 70 % o más.

Los minerales constituidos por sulfuros se tuestan, produciendo óxido de plomo y principalmente una mezcla de sulfatos y silicatos de plomo y otros metales conteni-dos en la mena. El óxido de plomo del proceso de tostado se reduce en coque de alto horno para obtener el metal.

En el proceso se separan capas adicionales separados que flotan en la parte supe-rior de la capa de plomo metálico fundido. Estas son escoria (silicatos que contienen 1,5 % de plomo), mate (sulfuros que contienen 15 % de plomo), y speiss (arseniuros de hierro y cobre). Estos residuos contienen concentraciones de cobre, zinc, cadmio y bismuto que pueden ser recuperados económicamente, como puede ser su con-tenido en plomo sin reducir.

El plomo metálico que resulta de los procesos de horno de calcinación y alto horno todavía contiene significativas cantidades de contaminantes: arsénico, antimonio, bismuto, zinc, cobre, plata y oro. La masa fundida se trata en un horno de reverbero

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con aire, vapor y azufre, que oxida los contaminantes excepto plata, oro y bismuto. Los contaminantes oxidados son eliminados como escoria, que flota en la superficie y se retira.

Dado que las menas de plomo contienen concentraciones significativas de plata, el metal fundido también está generalmente contaminado con plata. La plata metálica, así como el oro se extraen y se recuperan económicamente por medio del proceso Parkes.

El plomo desplatado se libera del bismuto de acuerdo con el proceso Betterton-Kroll por tratamiento con calcio y magnesio metálicos, que forman una escoria de bismuto que pueden ser removida.

Se puede obtener plomo muy puro procesando electrolíticamente el plomo fundido mediante el proceso de Betts. Dicho proceso utiliza ánodos de plomo impuro y cá-todos de plomo puro en un electrolito constituido por una mezcla de fluorosilicato de plomo (PbSiF6) y ácido hexafluorosilícico (H2SiF6).

El uso más amplio del plomo como tal se encuentra en la fabricación de acumula-dores. Otras aplicaciones importantes son la fabricación de tetraetilo de plomo, fo-rros para cables, elementos de construcción, pigmentos, soldadura suave, municio-nes, plomadas para pesca y también en la fabricación desde soldaditos de juguete hasta para hacer tubos de órganos musicales.

Se están desarrollando compuestos organoplúmbicos para aplicaciones como son la de catalizadores en la fabricación de espuma de poliuretano, tóxicos para las pinturas navales con el fin de inhibir la incrustación en los cascos, agentes biocidas contra las bacterias grampositivas, ácaros y otras bacterias, protección de la madera contra el ataque de los barrenillos y hongos marinos, preservadores para el algodón contra la descomposición y el moho, agentes molusquicidas, agentes antihelmínti-cos, agentes reductores del desgaste en los lubricantes e inhibidores de la corrosión para el acero.

Merced a su excelente resistencia a la corrosión, el plomo encuentra un amplio uso en la construcción, en particular en la industria química. Es resistente al ataque por parte de muchos ácidos porque forma su propio revestimiento protector de óxido, pero es atacado por las bases nitrogenadas. Como consecuencia de esta caracte-rística ventajosa, el plomo se utiliza mucho en la fabricación y el manejo del ácido sulfúrico, ácido nítrico.

Durante mucho tiempo se ha empleado el plomo como pantalla protectora para las máquinas de rayos X. En virtud de las aplicaciones cada vez más amplias de la energía atómica, se han vuelto cada vez más importantes las aplicaciones del plomo como blindaje contra la radiación.

Usos en el tiempo

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En la historia

Bajorrelieve de plomo, en el Museo Cluny (París).

El plomo es uno de los metales más conocidos desde la antigüedad y el hombre lo empleó tanto por lo mucho que abunda como por su facilidad de fundirse. Suponen que Midácritas fue el primero que lo llevó a Grecia. Plinio el Viejo dice que en la antigüedad se escribía en láminas u hojas de plomo y algunos autores aseguran haber hallado muchos volúmenes de plomo en los cementerios romanos y en las catacumbas de los mártires.

El uso de escribir en láminas de plomo es antiquísimo y Pausanias menciona unos libros de Hesíodo escritos sobre hojas de dicho metal. Se han encontrado en York (Inglaterra) láminas de plomo en que estaba grabada una inscripción del tiempo de Domiciano.

En el Imperio romano las cañerías y las bañeras se recubrían con plomo o con co-bre.

En la Edad Media se empleaban grandes planchas de plomo para las techumbres y para revestir la armazón de madera de las flechas o torres. También se fundían en plomo muchos medallones, mascarones de fuentes, etc. Y había también fuentes

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bautismales de plomo. En 1754 se halló en la Alcazaba o Albaicín de Granada una lámina de plomo de 30 pulgadas (76,2 cm) de largo y 4 (10,16 cm)de ancho con tres dobleces y entre ellos, una cruz y en 17 del mismo mes y año un libro de hojas de plomo escritas. Los caracteres de estos descubrimientos persuadieron de que eran de una fecha anterior al siglo VIII.

En la actualidad

Su utilización como cubierta para cables, ya sea la de teléfono, de televisión, de internet o de electricidad, sigue siendo una forma de empleo adecuada. La ductilidad única del plomo lo hace muy apropiado para esta aplicación, porque puede estirarse para formar un forro continuo alrededor de los conductos internos.

El uso del plomo en pigmentos sintéticos o artificiales ha sido muy importante, pero está decreciendo en volumen. Los pigmentos que se utilizan con más frecuencia e intervienen en este elemento son:

El blanco de plomo (conocido también como albayalde) 2PbCO3.Pb(OH)2

Sulfato básico de plomo

El tetróxido de plomo también conocido como minio.

Cromatos de plomo.

El silicatoeno de plomo (más conocido en la industria de los aceros blandos)

Se utilizan una gran variedad de compuestos de plomo, como los silicatos, los car-bonatos y sales de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de cloruro de polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabri-cación de frituras (esmaltes) de vidrio y de cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio y de la cerámica.

La azida de plomo, Pb(N3)2, es el detonador estándar para los explosivos plásticos como el C-4 u otros tipos de explosivos H.E. (High Explosive). Los arseniatos de plomo se emplean en grandes cantidades como insecticidas para la protección de los cultivos y para ahuyentar insectos molestos como cucarachas, mosquitos y otros animales que posean un exoesqueleto. El litargirio (óxido de plomo) se emplea mu-cho para mejorar las propiedades magnéticas de los imanes de cerámica de ferrita de bario.

Asimismo, una mezcla calcinada de zirconato de plomo y de titanato de plomo, co-nocida como PETE, está ampliando su mercado como un material piezoeléctrico.

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Efectos

Origen de la contaminación por plomo

Hoy por hoy la mayor fuente de plomo es la atmósfera, aunque su contenido está disminuyendo gracias a la prohibición de utilizar gasolina con plomo. El plomo puede entrar en el agua potable a través de la corrosión de las tuberías. Esto es más co-mún que ocurra cuando el agua es ligeramente ácida. Esta es la razón por la que los sistemas de tratamiento de aguas públicas ajustan el pH del agua potable. El plomo no cumple ninguna función esencial en el cuerpo humano; este puede prin-cipalmente hacer daño después de ser ingerido en la comida, o a través del aire o el agua.

Efectos en el organismo

El plomo puede causar varios efectos no deseados, como son:

Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia.

Incremento de la presión sanguínea.

Daño a los riñones.

Aborto espontáneo

Perturbación del sistema nervioso.

Daño al cerebro.

Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma.

Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños.

Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión, compor-tamiento impulsivo e hipersensibilidad.

Alteraciones graves en la propiocepción, equilibriocepción, nocicepción y electrocepción, magnetocepción, ecolocalización en ciertos animales.

La formación de depósitos plúmbicos en las encías que forman una línea de color gris claro azulado llamada "la línea del plomo" o "la línea de Burton".

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El plomo puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Debido a esto puede causar serios daños al sistema nervioso y al cerebro de los niños por nacer.

Plomo en el medio ambiente

Con respecto a su incidencia en el medio ambiente, el plomo se encuentra de forma natural en el ambiente, pero las mayores concentraciones encontradas son el resul-tado de las actividades humanas.

Las sales de plomo entran en el medio ambiente a través de los tubos de escape (principalmente los defectuosos) de los coches, camiones, motos, aviones, barcos y aerodeslizadores y casi todos los tipos de vehículos motorizados que utilicen de-rivados del petróleo como combustible, siendo las partículas de mayor tamaño las que quedarán retenidas en el suelo y en las aguas superficiales, provocando su acumulación en organismos acuáticos y terrestres, y con la posibilidad de llegar hasta el hombre a través de la cadena alimenticia. Las pequeñas partículas quedan suspendidas en la atmósfera, pudiendo llegar al suelo y al agua a través de la lluvia ácida.

La acumulación de plomo en los animales puede causar graves efectos en su salud por envenenamiento, e incluso la muerte por paro cardio-respiratorio. Algunos orga-nismos, como los crustáceos u otros invertebrados, son muy sensibles al plomo (dado que el plomo cuando se encuentra en exceso se deposita en los huesos y al no poseerlos queda retenido en su organismo), y en muy pequeñas concentraciones les causan graves mutaciones. Se registraron casos en donde las crías de crustá-ceos con saturnismo crónico, presentaban extremidades más largas, deformidades en otras y un comportamiento agresivo y poco coordinado llegando a producirse automutilaciones y autolaceraciones múltiples, atribuido a alteraciones genéticas generadas por la contaminación por plomo.

Otro efecto significativo del plomo en las aguas superficiales, es que provoca per-turbaciones en el fitoplancton, que es una fuente importante de producción de oxí-geno en los océanos y de alimento para algunos organismos acuáticos de variado tamaño (desde ballenas hasta pequeños pececillos).

Estudios sobre la conducta

Un estudio realizado en mayo de 2000 por el consultor económico Rick Nevin de-mostró que entre un 65 % y un 90 % de los crímenes violentos cometidos en Esta-dos Unidos tienen como causa la exposición al plomo. En el 2007, Nevin demostró, en un nuevo estudio, que la exposición al plomo (tomando el nivel en sangre de plomo) por parte de un 60 % de los niños y adolescentes conlleva un bajo nivel de

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coeficiente intelectual, carácter agresivo y antisocial con tendencia a lo criminal. Es-tos estudios fueron realizados a lo largo de varios años y en 9 países diferentes; siendo discutidos por el Washington Post en julio de ese año. También llamó la atención del científico político de Darthmouth, el Dr. Roger D. Masters quien junto a otros científicos de envergadura internacional apoyan los estudios realizados por Nevin.

Flerovio (Fl)

Flerovio (anteriormente llamado ununcuadio, Uuq) es el nombre de un elemento químico radiactivo con el símbolo Fl y número atómico 114. Nombrado en honor a Gueorgui Fliórov.

Hasta la fecha se han observado alrededor de 80 desintegraciones de átomos de flerovio, 50 de ellas directamente y 30 de la desintegración de los elementos más pesados Livermorio y Ununoctio. Todas las desintegraciones han sido asignados a los cuatro isótopos vecinos con números de masa 286-289. El isótopo de más larga vida conocido actualmente es el 289Fl114 con una vida media de aproximadamente 2,6 s, aunque hay evidencias de un isómero, 289bFl114, con una vida media de apro-ximadamente 66 s, que sería uno de los núcleos más longevos en la región de los elementos superpesados.

Experimentos químicos muy recientes han indicado fuertemente que el elemento 114 no posee propiedades 'eka'-plomo y parece comportarse como el primer ele-mento superpesado, que presenta propiedades similares a los gases nobles debido a efectos relativistas.

Historia

Descubrimiento del elemento

En diciembre de 1998, científicos del Instituto Conjunto para la Investigación Nuclear de Dubná en Rusia, bombardearon un blanco de Pu-244 con iones de Ca-48. Se produjo un solo átomo del elemento 114, asignado al isótopo 289Uuq114, que se de-sintegró mediante emisión alfa de 9,67 MeV, con un tiempo de vida medio de 30 s. Esta observación fue posteriormente publicada en enero de 1999. Sin embargo, la cadena de desintegración observado no se ha repetido y la identidad exacta de esta actividad es desconocida, aunque es posible que sea debida a un isómero meta-estable, llamado, 289mFl114.

En marzo de 1999, el mismo equipo reemplazó el blanco de Pu-244 con uno de Pu-242 a fin de producir otros isótopos. En esta ocasión se produjeron dos átomos del

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elemento 114, que se desintegraron por emisión alfa de 10.29 MeV con una vida media de 5.5 s. Fueron asignados como 287Uuq114. Una vez más, esta actividad no se ha observado de nuevo y no está claro qué núcleo se produjo. Es posible que se tratara de un isómero meta-estable, llamado287mUuq114.

El descubrimiento ahora confirmado del elemento 114 se realizó en junio de 1999, cuando el equipo de Dubná repitió la reacción del Pu-244. Esta vez se produjeron dos átomos del elemento 114 que se desintegraron por emisión de partículas alfa de 9,82 MeV, con una vida media de 2,6 s.

Esta actividad fue inicialmente asignada erróneamente al 288Uuq114, debido a la con-fusión en cuanto a las anteriores observaciones. Nuevos trabajos en diciembre de 2002, permitieron una reasignación positiva al 289Fl114, 244Pu94 + 48Ca20 → 292Fl114

* → 289Fl114 + 3 1n0

En mayo de 2009, el Joint Working Party (JWP) de la IUPAC publicó un informe sobre el descubrimiento del elemento 112 copernicio en el que se reconoció el des-cubrimiento del isótopo 283Cn112. Esto implica el descubrimiento de facto del ele-mento 114, del reconocimiento de los datos para la síntesis de 287Uuq114 y 291Uuh116, relacionada con 283Cn112, aunque esto no puede determinarse como la primera sín-tesis del elemento. Un informe inminente de la JWP discutirá estos temas.

El descubrimiento del elemento 114, como 287Uuq114 y 286Uuq114, fue confirmado en enero de 2009 en Berkeley. Esto fue seguido de la confirmación del 288Uuq114 y 289Uuq114 en julio de 2009 en el GSI.

Nombres

Ununquadio (Uuq) es un nombre de elemento sistemático IUPAC temporal. Los in-vestigadores por lo general se refieren al elemento simplemente como elemento 114.

Según recomendaciones de la IUPAC, el descubridor de un nuevo elemento tiene derecho a sugerir un nombre. El 8 de diciembre de 2011 se le puso el nombre de Flerovio en honor a Gueorgui Fliórov.

Experimentos actuales

En abril de 2009, el Instituto de Paul Scherrer (PSI) en colaboración con el Labora-torio Fliórov de Reacciones Nucleares (FLNR) del Instituto Conjunto para la Investi-gación Nuclear realizaron otro estudio de la química del elemento 114. Los resulta-dos no están aún disponibles.

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Experimentos futuros

El equipo de RIKEN ha señalado planes para estudiar la reacción de fusión fría:

208Pb82 + 76Ge32 → 284Fl114* →?

El Separador Transactinido y Aparato de Química (TASCA) colaboración basada en el Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI) realizarán sus primeros experimen-tos de química sobre el E114 que comienzan en agosto de 2009, después de su acertada producción del elemento en abril de 2009.

El FLNR tiene futuros planes para estudiar isótopos ligeros del elemento 114, for-mados en la reacción entre el 239Pu y el 48Ca.

Isótopos y propiedades nuclea-res

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Nucleosíntesis

Combinaciones de proyectil-objetivo que conducen a núcleos compuestos

Z=114

En las siguientes tablas se contiene varias combinaciones de objetivos y proyectiles que podrían usarse para formar núcleos compuestos con Z=114.

Destino Proyectil NC Resultado esperado 208Pb 76Ge 284114 Falta de datos 232Th 54Cr 286114 Reacción con éxito 238U 50Ti 288114 Reacción aún no intentada 244Pu 48Ca 292114 Reacción con éxito 242Pu 48Ca 290114 Reacción con éxito 239Pu 48Ca 287114 Reacción con éxito 248Cm 40Ar 288114 Reacción aún no intentada 249Cf 36S 285114 Reacción aún no intentada

Fusión fría

208Pb (76Ge, xn)284−x114

El primer intento de sintetizar el elemento 114 en reacciones de fusión en frío se realizó en el Grand Accélérateur National d'Ions Lourds (GANIL), en Francia, en 2003. No se han detectado átomos estableciendo un límite de detección de 1,2 pb.

Fusión caliente

244Pu (48Ca, xn)292−x114 (x=3,4,5)

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El primer experimento de síntesis del elemento 114 fue efectuado por el equipo en Dubná en noviembre de 1998. Pudieron detectar una única, larga cadena de desin-tegración, asignada a 289114. La reacción fue repetida en 1999 y se detectaron otros 2 átomos del elemento 114. Los productos fueron asignados a 288114. El equipo también estudió la reacción en 2002. Durante la medición de las funciones de exci-tación de evaporación de 3n, 4n y 5n fueron capaces de detectar 3 átomos de 289Uuq114, 12 átomos del nuevo isótopo 288Uuq114, y 1 átomo del nuevo isótopo 287Uuq114. Basándose en estos resultados, el primer átomo de ser detectado fue asignado provisionalmente al 290Uuq114 o 289mUuq114, mientras que los dos átomos posteriores fueron asignados a 289Uuq114 y por lo tanto pertenecen al descubrimiento experimental no oficial. En un intento de estudiar la química del elemento 112 como el isótopo 285Cn112, se repitió esta reacción en abril de 2007. Sorprendentemente, el PSI-FLNR detectó directamente 2 átomos de 288Uuq114 que forman la base para los primeros estudios químicos del elemento 114. En junio de 2008, se repitió el experimento con el fin de evaluar mejor la química del elemento utilizando el isótopo 289Uuq114. El único átomo que se detectó parece confirmar las propiedades de gas noble del elemento. En mayo-julio de 2009, el equipo del GSI estudió esta reacción, por primera vez, como un primer paso hacia la síntesis del elemento 117. El equipo fue capaz de confirmar la síntesis y los datos de la desintegración del 288Uuq114 y 289Uuq114.

242Pu (48Ca, xn)290−x114 (x=2,3,4)

El equipo de Dubná estudió por primera vez esta reacción en marzo-abril de 1999 y detectó dos átomos del elemento 114, asignados al 287Uuq114. La reacción fue repe-tida en septiembre de 2003 para tratar de confirmar los datos de las desintegracio-nes del 287Uuq114 y del 283Cn112 ya que entraban en conflicto con los datos del 283Cn112 que ya habían sido recogidos.

Los científicos rusos fueron capaces de medir datos de la desintegración de 288Uuq114, 287Uuq114 y el nuevo isótopo 286Uuq114 a partir de las medidas para las funciones de excitación de 2n, 3n y 4n.

En abril de 2006, una colaboración PSI-FLNR utilizó la reacción para determinar las primeras propiedades químicas del elemento 112 mediante la producción de 283Cn112 como un producto de desecho. En un experimento de confirmación en abril de 2007, el equipo fue capaz de detectar 287Uuq114 directamente y por lo tanto medir algunos datos iniciales sobre las propiedades químicas atómicas del elemento 114. El equipo de Berkeley, usando el Berkeley gas-filled separator (BGS), continuó sus estudios utilizando los recientemente adquiridos objetivos de 242Pu para intentar la síntesis del elemento 114 en enero de 2009 usando la anterior reacción.

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En septiembre de 2009, informaron de que habían tenido éxito en la detección de 2 átomos de E114, como 287Uuq114 y 286Uuq114, confirmando las propiedades de de-sintegración informadas en el FLNR, aunque las secciones transversales medidas fueron ligeramente inferiores, pero las estadísticas eran de menor calidad.

Como un producto de desinte-gración

Los isótopos de flerovio también se han observado en la desintegración de los ele-mentos 116 y 118

Residuo de evaporación Isótopo Uuq observado 293Uuh116 289Uuq114 292Uuh116 288Uuq114 291Uuh116 287Uuq114 294Uuo118, 290Uuh116 286Uuq114

Isótopos retirados

285Uuq114

En la síntesis reclamada del 293Uuo118 en 1999, fue identificado el isótopo 285Uuq114 como la desintegración por emisión alfa de 11.35 MeV con una vida media de 0.58 ms. La reclamación fue retirada en 2001 y de ahí que este isótopo flerovio sea ac-tualmente desconocido o no confirmado.

Cronología del descubrimiento de isótopos

Isótopo Año de descubrimiento Reacción de descubrimiento 286Uuq 2002 249Cf(48Ca,3n)

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287aUuq 2002 244Pu(48Ca,5n) 287bUuq 1999 242Pu(48Ca,3n) 288Uuq 2002 244Pu(48Ca,4n) 289aUuq 1999 244Pu(48Ca,3n) 289bUuq 1998 244Pu(48Ca,3n)

Fisión de núcleos compuestos con Z=114

Entre 2000-2004 se han realizado varios experimentos en el Laboratorio Fliórov de Reacciones Nucleares en Dubná para estudiar las características de fisión del nú-cleo compuesto 292Uuq114. La reacción nuclear utilizada es 244Pu + 48Ca. Los resul-tados han revelado como los núcleos como éste fisionan predominantemente ex-pulsando núcleos de capa cerrada como 132Sn50. También se encontró que el ren-dimiento para la vía fusión-fisión era similar entre los proyectiles 48Ca y 58Fe, indi-cando un futuro empleo posible de proyectiles de 58Fe en la formación de elementos superpesados.

Isomerismo nuclear

289Uuq114

En la primera síntesis alegada del elemento 114, un isótopo asignado como 289Uuq114 se descompuso emitiendo una partícula alfa de 9,71 MeV, con una dura-ción de 30 segundos. Esta actividad no se ha observado en repeticiones de la sín-tesis directa de este isótopo. Sin embargo, en un solo caso de la síntesis de 293 Uuh116, se midió una cadena de desintegración que comenzaba con la emisión de una partícula alfa de 9,63 MeV, con un periodo de semidesintegración de 2,7 minu-tos.

Todas las descomposiciones posteriores fueron muy similares a los observados a partir de 289Uuq114, suponiendo que se perdió la descomposición de los padres. Esto sugiere fuertemente que la actividad debe ser asignada a un nivel de isómeros. Las ausencias de actividad en experimentos recientes indican que el rendimiento del isómero es de ~ 20% con respecto al estado fundamental y supone que la observa-ción en el primer experimento fue afortunada (o no según indica la historia del caso). Se requiere investigación adicional para resolver estas cuestiones.

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287Uuq114

De manera similar a la del 289Uuq114, los primeros experimentos con un objetivo de 242Pu identificaron un isótopo 287Uuq114 que se desintegró por emisión de una partí-cula alfa de 10.29 MeV, con un tiempo de vida de 5,5 segundos. El núcleo hijo fi-sionó espontáneamente con un tiempo de vida de acuerdo con la síntesis anterior del 283Cn112. Ambas de estas actividades no se han observado (ver copernicio). Sin embargo, la correlación sugiere que los resultados no son al azar y son posibles debido a la formación de isómeros cuyo rendimiento es, obviamente, dependiente de los métodos de producción. Se requiere investigación adicional para desentrañar estas discrepancias.

Rendimientos de los isótopos

Las tablas siguientes proporcionan las secciones y las energías de excitación para las reacciones de fusión que producen directamente isótopos flerovio. Los datos en negrita representan máximos a partir de medidas de funciones de excitación.

Fusión fría

Proyectil Objetivo NC 1n 2n 3n 76Ge 208Pb 284Uuq < 1.2 pb

Fusión caliente

Proyec-til

Obje-tivo

NC 2n 3n 4n 5n

48Ca 242Pu 290Uuq 0.5 pb, 32.5 MeV

3.6 pb, 40.0 MeV

4.5 pb, 40.0 MeV

< 1.4 pb, 45.0 MeV

48Ca 244Pu 292Uuq 1.7 pb, 40.0 MeV

5.3 pb, 40.0 MeV

1.1 pb, 52.0 MeV

Cálculos teóricos

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Secciones transversales de evaporación de residuos

La siguiente tabla contiene varias combinaciones objetivo-proyectil para los que los cálculos han proporcionado estimaciones para los rendimientos de la sección trans-versal de diferentes canales de la evaporación de neutrones. Se indica el canal con el mayor rendimiento esperado.

MD = multi-dimensional; DNS = Sistema dinuclear; σ = sección transversal

Objetivo Proyectil NC Canal (producto) σmax Modelo 208Pb 76Ge 284114 1n (283114) 60 fb DNS 208Pb 73Ge 281114 1n (280114) 0.2 pb DNS 238U 50Ti 288114 2n (286114) 60 fb DNS 244Pu 48Ca 292114 4n (288114) 4 pb MD 242Pu 48Ca 290114 3n (287114) 3 pb MD

Características de la desintegración

La estimación teórica de la vida media de la desintegración alfa de los isótopos del elemento 114 soporta los datos experimentales. La supervivencia a la fisión del isó-topo 298Uuq114 se prevé para una desintegración alfa de una vida media de alrededor de 17 días.

En busca de la isla de la estabilidad: 298Uuq114

Según la teoría macroscópica-microscópica (MM), Z = 114 es el siguiente número mágico esférico. Esto significa que estos núcleos son esféricos en su estado funda-mental y debe tener altas y amplias barreras de fisión a la deformación y por lo tanto, tiempos de vida media para la fisión parcial simple largos.

En la región de Z = 114, la teoría MM indica que N = 184 es el próximo número mágico de neutrones esférico y pone el núcleo 298Uuq114 como un fuerte candidato para el próximo núcleo esférico doblemente mágico, después de 208Pb82 (Z = 82, N = 126). El 298Uuq114 parece estar en el centro de una hipotética 'isla de estabilidad'. Sin embargo, otros cálculos la teoría de campo medio relativista (RMF) proponen Z = 120, 122, y 126 como números mágicos de protones alternativos, dependiendo del conjunto de parámetros seleccionado. Es posible que, en lugar de un pico para una capa específica de protones, existe una meseta de efectos de la capa de pro-tones de Z = 114 a Z =126.

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Debería hacerse notar que los cálculos sugieren que el mínimo de la energía de corrección de cáscara y de ahí la barrera de fisión más alta exista para 297115, cau-sado por efectos de pares. Debido a las altas barreras de fisión esperadas, cualquier núcleo dentro de esta isla de estabilidad exclusivamente se desintegrará por la emi-sión de partícula alfa y como tal el núcleo con la vida media más alta predicho es el 298Uuq>114.

La vida media esperada es poco probable que alcance valores superiores a los 10 minutos, a no ser que la capa de neutrones N=184 demuestre ser más estabilizante de lo predicho, para lo que existen algunas pruebas. Además, el 297Uuq114 puede tener una vida media aún más larga debido al efecto de neutrón impar, que crea transiciones entre niveles de Nilsson similares con valores de Qalfa menores.

En uno u otro caso, una isla de estabilidad no representa núcleos con las mayores vida media, sino aquellos que están significativamente estabilizados contra la fisión por los efectos de capa cerrada.

Evidencia de la capa de protones ce-rrada para Z = 114

Si bien las pruebas para las capas de neutrones cerradas pueden considerarse di-rectamente de la variación sistemática de los valores de Qalfa para las transiciones de estado fundamental ha estado fundamental, las pruebas para las capas de pro-tones cerradas provienen de la vida media de la fisión espontánea (parcial).

Estos datos pueden a veces ser difíciles de extraer, debido a unas tasas de produc-ción bajas y una ramificación de fisión simple (SF) débil. En el caso de Z = 114, la evidencia de los efectos de esta capa cerrada propuesta proviene de la comparación entre las parejas de núcleos 282Cn112 (TSF1/2 = 0.8 ms) y 286Uuq114 (TSF1/2 = 130 ms), y por otro lado 284Cn112 (TSF = 97 ms) y 288Uuq114 (TSF >800 ms). Otras pruebas que provienen de la medición de la vida media SF parcial de los núcleos con Z> 114, como 290Uuh116 y 292Uuo118 (ambos isótonos, con N = 174). La extracción de efectos de Z = 114 se complica por la presencia de un efecto dominante N = 184 en esta región.

Dificultad de la síntesis de 298Uuq114

La síntesis directa del núcleo de 298Uuq114 por una vía de evaporación-fusión es imposible, ya que ninguna combinación conocida de objetivo y proyectil puede pro-porcionar 184 neutrones en el núcleo compuesto.

Se ha sugerido que un isótopo rico en neutrones formarse por la quasifisión (fusión parcial seguido por fisión) de un núcleo masivo. Tales núcleos tienden a la fisión

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con la formación de los isótopos cercanos a los de capa cerrada Z = 20 / N = 20 (40Ca), Z = 50 / N = 82 (132Sn) o Z = 82 / N = 126 (208Pb / 209Bi). Si Z = 114 representa una capa cerrada, entonces la reacción hipotética que sigue puede representar un método de síntesis:

204Hg80 + 136Xe54 → 298Uuq114 + 40Ca20 + 2 1n0

Recientemente se ha demostrado que las reacciones de transferencia de múltiples nucleones en colisiones de núcloes de los actínidos (como U + Cm) podría utilizarse para sintetizar núcleos superpesados ricos en neutrones localizados en la isla de estabilidad.

También es posible que el 298Uuq114 pueda ser sintetizados por la desintegración alfa de un núcleo masivo. Este método dependerá en gran medida de la estabilidad SF de tales núcleos, ya que la vida media para la desintegración alfa se espera que sean muy cortos. Los rendimientos de estas reacciones también es muy probable que sea extremadamente pequeña. Una reacción de este tipo es:

224Pu94(96Zr40, 2n) → 338Utq134 → → 298Uuq114 + 10 4He2

Propiedades químicas

Propiedades químicas extrapoladas

Estados de oxidación

El elemento 114 se prevé que sea el segundo miembro de la serie 7p de no metales y el miembro más pesado del grupo 14 (IVA) en la Tabla Periódica, debajo del plomo. Cada uno de los miembros de este grupo muestra el estado de oxidación del grupo de +IV y los últimos miembros de este grupo tienen una química aumentada +II debido a la aparición del efecto de par inerte. El estaño representa el punto en que la estabilidad de los estados +II y +IV es similar. El plomo, el miembro más pesado, representa un cambio desde el estado +IV al estado +II. El elemento 114, por tanto, sigue esta tendencia y posee un estado oxidante + IV, y un estado estable + II.

Química

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Elemento 114 debería presentar las propiedades químicas del eka-plomo y, por tanto, podría formar un monóxido, UuqO, y dihaluros, UuqF2, UuqCl2, UuqBr2, y UuqI2. Si el estado +IV + es accesible, es probable que sólo sea posible en el óxido, UuqO2, y el fluoruro, UuqF4. También puede mostrar una mezcla de óxidos, Uuq3O4 análoga a Pb3O4.

Algunos estudios también sugieren que el comportamiento químico del elemento 114 pudiera, de hecho, estar más cercano al del gas noble radón, que al del plomo.

Química experimental

Fase de gas atómico

Dos experimentos fueron realizados en mayo-abril de 2007 en una colaboración FLNR-PSI para estudiar la química de elemento 112. El primer experimento implicó la reacción:

242Pu(48Ca,3n) → 287Uuq114 y el segundo implicó la reacción: 244Pu(48Ca,4n) → 288Uuq114.

Las propiedades de adsorción de los átomos resultantes sobre una superficie de oro se compararon con las del radón. El primer experimento permitió la detección de 3 átomos de 283Cn112 (ver copernicio), pero también detectó al parecer 1 átomo de 287Uuq114. Este resultado fue una sorpresa, dado que el tiempo de transporte de los átomos de producto es de ~ 2 s, por lo que los átomos del elemento 114 podrían desintegrarse antes de la absorción. En la segunda reacción, fueron detectados 2 átomos de 288Uuq114 y, posiblemente, 1 átomo de 289Uuq114. Dos de los tres átomos mostraban características de adsorción asociadas con un elemento volátil, que se ha sugerido del tipo de los gases nobles, pero no ha sido predicho por cálculos más recientes. Estos experimentos proporcionaron, sin embargo, confirmación indepen-diente para el descubrimiento de los elementos 112, 114 y 116, a través de la com-paración con datos publicados de desintegración. Otros experimentos fueron reali-zados en 2008 para confirmar este importante resultado y se detectó un solo átomo de 289Uuq114 que dio datos acordes con los datos anteriores en apoyo de la interac-ción como un gas noble del elemento 114 con el oro.

Elementos del grupo 15 (V A)

El grupo del nitrógeno está compuesto por los elementos químicos del grupo 15 de la tabla periódica, que son: nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi) y el elemento sintético moscovio (Mc), cuyo descubrimiento ya ha

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sido confirmado. Estos elementos también reciben el nombre de pnicógenos o ni-trogenoideos.

Propiedades

A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas.

Ejemplo de reacción con H2:

N2 + 3H2 → 2NH3

El bismuto reacciona con O2 y con halógenos, formando bismita y bismutina entre otros compuestos..

A continuación, se muestra una tabla con las características generales de estos elementos.

Propiedad N P As Sb Bi

Estructura electrónica externa 2s² 2p³ 3s² 3p³ 4s² 4p³ 5s² 5p³ 6s² 6p³

Densidad (kg/m³) 1'25 (1) 1.820 5.780 6.690 8.900

Punto de fusión (°C) -210 44 814 613 271

1ª Energía de ionización (kJ/mol) 1.402 1.012 947 834 703

Electronegatividad 3'0 2'1 2'1 1'9 1'8

Estados de oxidación comunes -3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5

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Nitrógeno (N)

El nitrógeno es un elemento químico de número atómico 7, símbolo N y que en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diató-mico o molecular) que constituye del orden del 78 % del aire atmosfé-rico.1 En ocasiones es llamado ázoe —antiguamente se usó también Az como símbolo del nitrógeno.

Uso

La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.

Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de po-tasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.

Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.

El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado que está presente en la atmósfera no solo como N2 (78 %) sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente como N2O, NO y NO2, los llamados NOx. También forma otras combinaciones con oxígeno tales como N2O3 y N2O5 (anhídridos), "precursores" de los ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3), compuesto gaseoso en condiciones normales.

Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear at-mósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del orden de 78K de forma sencilla y económica. Inclusive se utiliza para inflar los trenes de aterrizaje de los aviones, evitando condensación de agua a grandes alturas o su combustión al aterrizar.

Propiedades atómicas del nitrógeno.

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La masa atómica de un elemento está determinada por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el nitrógeno dentro de la tabla periódica de los elementos, el nitrógeno se encuentra en el grupo 15 y periodo 2. El nitrógeno tiene una masa atómica de 14,0067 u.

La configuración electrónica del nitrógeno es [He] 2s2 2p3. La configuración elec-trónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estruc-turados en los átomos de un elemento. El radio medio del nitrógeno es de 65 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 56 pm, su radio covalente es de 75 pm y su radio de Van der Waals es de 155 pm. El nitrógeno tiene un total de 7 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones y en la se-gunda tiene 5 electrones.

Características del nitrógeno.

A continuación, puedes ver una tabla donde se muestra las principales característi-cas que tiene el nitrógeno.

Nitrógeno Símbolo químico N Número atómico 7 Grupo 15 Periodo 2 Aspecto incoloro Bloque p Densidad 1.2506 kg/m3 Masa atómica 14.0067 u Radio medio 65 pm Radio atómico 56 Radio covalente 75 pm Radio de van der Waals 155 pm Configuración electrónica [He] 2s2 2p3 Electrones por capa 2, 5 Estados de oxidación +-3, 5, 4, 2, 1 (ácido fuerte) Estructura cristalina hexagonal Estado gaseoso Punto de fusión 63.14 K Punto de ebullición 77.35 K Calor de fusión 0.3604 kJ/mol Temperatura crítica 126,19 K Presión crítica 3.39 MPa Pa Electronegatividad 3,04

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Calor específico 1040 J/(K·kg) Conductividad eléctrica __ 106S/m Conductividad térmica 0,02598 W/(K·m)

Etimología.

El nitrógeno (del latín nitrum -i y éste del griego νίτρον, "nitro" -nombre que históri-camente ha sido usado en forma vaga para referirse a diversos compuestos de so-dio y de potasio que contienen nitrógeno-, y -geno, de la raíz griega γεν-, "generar") se considera que fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772 al dar a conocer algunas de sus propiedades. Sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo aisló, Cavendish, y Priestley.

El nitrógeno es un gas tan inerte que Lavoisier se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida3 (o tal vez lo llamó así por no ser apto para respira). Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo líquido a 50 atm y –110 °C, hasta los experimentos de Pictet y Cailletet que en 1877 consiguieron licuarlo.

Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la Edad Media; así, los alquimistas llamaban aqua fortis al ácido nítrico y aqua regia (agua regia) a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de disolver el oro y el platino.

Abundancia y obtención.

El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1 % en volu-men) y se obtiene para usos industriales de la destilación del aire líquido. Está pre-sente también en los restos de animales, por ejemplo el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos. Por deficiencia causa falta de relajación de los músculos, problemas en el sistema cardiovascular, en el nervioso central y periférico.

También ocupa el 3 % de la composición elemental del cuerpo humano.

Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas. Se obtiene de Haizea

Compuestos

Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3), los nitritos (NO2), los nitratos (NO3), los ácidos nítricos (HNO3), la hidracina (N2H4) y el aziduro de hidrógeno (N3H, también

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conocido como azida de hidrógeno o ácido hidrazoico). El amoníaco líquido, anfó-tero como el agua, actúa como una base en una disolución acuosa, formando iones amonio (NH4

+), y se comporta como un ácido en ausencia de agua, cediendo un protón a una base y dando lugar al anión amida (NH2). Se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables.

Con los halógenos forma: NF3, NF2Cl, NFCl2, NCl3, NBr3.6 NH3, NI3.6 NH3, N2F4, N2F2 (cis y trans), N3F, N3Cl, N3Br y N3I.

Con el oxígeno forma varios óxidos que ya hemos nombrado: el nitroso o gas de la risa, el nítrico y el dióxido de nitrógeno. Son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico. Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N2O3) y el pentóxido de dinitrógeno (N2O5), ambos muy inestables y explosivos.

Importancia biológica

Ciclo del nitrógeno.

El nitrógeno es un componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para los seres vivos. De todos los nutrientes minerales, el nitrógeno es el que mayor efecto tiene en el crecimiento de las plantas y, por lo tanto, en la productividad primaria de los ecosistemas, lo que afecta a su vez a todos los organismos que dependen de ellas: el aumento en el rendimiento de las cosechas a partir de que se comenzaron a utilizar fertilizantes nitrogenados en el siglo XIX lo demuestra. A pesar de la gran cantidad de nitrógeno atmosférico, este elemento es limitante: pocos or-ganismos pueden asimilarlo en esta forma. Las plantas solamente pueden asimilarlo eficientemente forma de iones amonio (NH4+) o nitrato (NO3

-), aunque también pue-den absorber pequeñas cantidades de aminoácidos y urea.

Algunas plantas han establecido relaciones simbióticas con hongos y procationtes capaces de reducir el nitrógeno atmosférico a amonio, a cambio de lo cual reciben moléculas energéticas de la planta hospedera. El nitrógeno reducido es así incor-porado a la cadena trófica.

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Quizás el caso más conocido sea el de las bacterias del género Rhizobium con las leguminosas, pero también existen asociaciones con bacterias del género Frankia e inclusive algunas cianobacterias. Finalmente, también algunos hongos, llamados ectomicorrízicos, extienden sus filamentos más allá del alcance de las raíces, for-mando micorrizas que hacen más eficiente la absorción de nitritos, nitratos y amonio del suelo en ambientes limitantes.

Isótopos

Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-14 y N-15, siendo el primero —que se produce en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas— el más común sin lugar a dudas (99,634 %). De los diez isótopos que se han sintetizado, uno tiene un pe-riodo de semidesintegración de nueve minutos (el N-13), y el resto de segundos o menos.

Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de manera de-terminante en la dinámica del nitrógeno en el suelo, casi siempre produciendo un enriquecimiento en N-15 del sustrato.

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Precauciones

Los fertilizantes nitrogenados son una importante fuente de contaminación del suelo y de las aguas. Los compuestos que contienen iones de cianuro forman sales ex-tremadamente tóxicas y son mortales para numerosos animales, entre ellos los mamíferos.

Efectos del nitrógeno sobre la salud

Las moléculas de nitrógeno, en estado natural, se encuentran principalmente en el aire. En el agua y en los suelos el nitrógeno puede ser encontrado compuesto, en forma de nitratos y nitritos.

Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El nitrógeno es emitido en grandes cantidades por las industrias. A lo largo de la his-toria, se nota un incremento de la presencia de nitratos y nitritos en el suelo y en el agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del nitrógeno. Esto se refleja en un incremento de la concentración de nitrógeno en las fuentes utilizadas para consumo humano, y por ende también en el agua potable.

Los nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud hu-mana. Estos son los efectos más comunes:

Tiene reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminu-ción en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)

Provoca la disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)

Ocasiona un bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)

Favorece la producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las causas más comunes de cáncer. (nitratos y nitritos)

Desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más im-portante que el nitrógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que éste era un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y hoy se sabe que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro.

Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a través de las membranas para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabe-zado por K.–E. Anderson del hospital universitario de Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto.

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Fosforo (P)

El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. El nombre proviene del griego φώς [fos] ‘luz’ y φόρος [foros] ‘porta-dor’. Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA): nitrogenoideos) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos vivos, pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida espontáneamente en con-tacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz.

Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen, lo que hace que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha permitido resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación sexual.

El fósforo como molécula de Pi («fosfato inorgánico»), forma parte de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía me-diante el adenosín trifosfato (ATP). Además, la adición y eliminación de grupos fos-fato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación, respectivamente, es el meca-nismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotas tales como los espermatozoides.

Es un ciclo sedimentario, su reservorio es la corteza terrestre. El elemento se alma-cena en rocas fosfatadas y a medida que estas son erosionadas se van liberando compuestos fosfatados hacia el suelo y el agua. Luego son absorbidos por las plan-tas, a través de las raíces, incorporándose a los componentes vivos del sistema, a medida que pasan por los distintos niveles tróficos. Una vez que los organismos (plantas o animales) mueren, se descomponen y se libera el fósforo contenido en la materia orgánica.

Historia

El fósforo —del latín phosphŏrus, y éste del griego φωσφόρος, portador de luz— antiguo nombre del planeta Venus, fue descubierto por el alquimista alemán Hennig Brandt en 1669 en Hamburgo al destilar una mezcla de orina y arena (utilizó 50 cubos) mientras buscaba la piedra filosofal; al evaporar la urea obtuvo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía con una llama brillante; desde entonces, las sustancias que brillan en la oscuridad sin emitir calor se las llama fosforescentes. Brandt mantuvo su descubrimiento en secreto, pero otro alquimista alemán, Kunckel, lo redescubrió en 1677 y enseñó a Boyle la forma de producirlo.

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Características principales

El fósforo es un componente esencial de los organismos.

Forma parte de los ácidos nucleicos (ADN y ARN).

Forma parte de los huesos y dientes de los animales.

En las plantas en una porción de 0,2 % y en los animales hasta el 1 % de su masa es fósforo.

El fósforo común es un sólido.

De color blanco, pero puro es incoloro.

Un característico olor desagradable.

Es un no metal.

Emite luz por fosforescencia.

Dibujo de la molécula del Fósforo, realizado a base en literatura en cuanto a

dónde colocar los átomos.

Existen varias formas alotrópicas del fósforo siendo las más comunes el fósforo blanco y el rojo; ambos formando estructuras tetraédricas de cuatro átomos. El fós-foro blanco, extremadamente tóxico e inflamable presenta dos formas, alfa y beta, con una temperatura de transición de −3,8 °C; expuesto a la luz solar o al calor (300 °C) se transforma en fósforo rojo en reacción exotérmica.

Éste es más estable y menos volátil y tóxico que el blanco y es el que se encuentra normalmente en los laboratorios y con el que se fabrican las cerillas. El fósforo negro presenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad, es el más denso que los otros dos estados y no se inflama.

Función biológica

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Los compuestos del fósforo intervienen en funciones vitales para los seres vivos, por lo que está considerado como un elemento químico esencial, aunque recientes experimentos apuntan que algunas formas de vida pudieran sustituirlo por arsénico. Forma parte de la molécula de Pi («fosfato inorgánico»), así como de las molécu-las de ADN y ARN y de los fosfolípidos en las membranas lipídicas.

Las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato. Además, la adición y eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosfo-rilación y desfosforilación, respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotas tales como los espermatozoides.

Abundancia y obtención

Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, Estados Unidos y otros países.

La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450 °C en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor.

Precauciones

El fósforo blanco es extremadamente venenoso —una dosis de 50 mg puede ser fatal— y muy inflamable por lo que se debe almacenar sumergido en aceite o agua para evitar su contacto con el oxígeno. El contacto con el mismo provoca combus-tión inmediata y violenta. Provoca quemaduras si entra en contacto con la piel. La exposición continua al fósforo provoca la necrosis de la mandíbula.

El fósforo rojo no se inflama espontáneamente en presencia de aire y no es tóxico, pero debe manejarse con precaución ya que puede producirse la transformación en fósforo blanco y la emisión de vapores tóxicos al calentarse.

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Arsénico (As)

El arsénico es un elemento químico de la tabla periódica que perte-nece al grupo de los metaloides, también llamados semimetales, se puede encontrar de diversas formas, aunque raramente se encuentra en estado sólido.

Se conoce desde la antigüedad y se reconoce como extremada-mente tóxico. A presión atmosférica el arsénico sublima a 613 °C.

Es un elemento esencial para la vida y su deficiencia puede dar lugar a diversas complicaciones. La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede obtenerse sin problemas con la dieta diaria de carnes, pescados, vegetales y cereales, siendo los peces y crus-táceos los que más contenido de arsénico presentan.

El arsénico (del persa zarnikh, ‘oropimente amarillo’ o bien del griego arsenikón, ‘masculino’) es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es As y el número atómico es 33. En la tabla periódica de los elementos se encuentra en el quinto grupo principal. El arsénico se presenta raramente sólido, principalmente en forma de sulfuros. Pertenece a los metaloides, ya que muestra propiedades inter-medias entre los metales de transición y los no metales.

Se conocen compuestos de arsénico desde la antigüedad, siendo extremadamente tóxicos, aunque se emplean como componentes en algunos medicamentos. El ar-sénico es usado para la fabricación de semiconductores y como componente de semiconductores III-V como el arseniuro de galio.

El arsénico es muy común en la atmósfera terrestre, en rocas y suelos, en la hidros-fera y la biosfera. Es llevado al medio ambiente a través de una combinación de procesos como:

Naturales como la meteorización, actividad biológica, emisiones volcánicas

Antropogénicos como la actividad minera, uso de combustibles fósiles, uso de pesticidas, herbicidas, etc.

Historia

Símbolo alquimista del arsénico.

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El arsénico (del griego άρσενιχόν, oropimente) se conoce desde tiempos remotos, lo mismo que algunos de sus compuestos, especialmente los sulfuros. Dioscórides y Plinio (Griegos siglo I ) conocían las propiedades del oropimente y el rejalgar y Celso Aureliano( Romano siglo I), Galenoe(siglo II) sabían de sus efectos irritantes, tóxicos, corrosivos y parasiticidas y observaron sus virtudes contra las toses perti-naces, afecciones de la voz y las disneas. Los médicos árabes usaron también los compuestos de arsénico en fumigaciones, píldoras y pociones además de en apli-caciones externas. Durante la Edad Media los compuestos arsenicales cayeron en el olvido quedando relegados a los curanderos que los prescribían contra la escró-fula y el hidrocele.

Roger Bacon y Alberto Magno se detuvieron en su estudio —se cree que este último fue el primero en aislar el elemento en el año 1250— y Paracelso hizo de él una panacea. Leonardo da Vinci lo utilizó mediante endoterapia aplicándolo a los man-zanos para controlar a los ladrones de frutas. El primero que lo estudió con detalle fue Brandt en 1633 y Schroeder lo obtuvo en 1649 por la acción del carbón sobre el ácido arsénico. A Berzeliuss se deben las primeras investigaciones acerca de la composición de los compuestos del arsénico.

En el siglo XVIII los arsenicales consiguieron un puesto de primer orden en la tera-péutica hasta que fueron sustituidos por las sulfamidas y los antibióticos.

Características principales

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Arsénico puro gris metálico.

El arsénico se presenta en tres estados alotrópicos, gris o metálico, amarillo y negro. El arsénico gris metálico (forma α) es la forma estable en condiciones normales y tiene estructura romboédrica, es un buen conductor del calor pero pobre conductor eléctrico, su densidad es de 5,73 g/cm³, es deleznable y pierde el lustre metálico expuesto al aire.

El arsénico “amarillo” (forma γ) se obtiene cuando el vapor de arsénico se enfría muy rápidamente. Es extremadamente volátil y más reactivo que el arsénico metá-lico y presenta fosforescencia a temperatura ambiente. El gas está constituido por moléculas tetraédricas de As4 de forma análoga al fósforo y el sólido formado por la condensación del gas tiene estructura cúbica, es de textura jabonosa y tiene una densidad aproximada de 1,97 g/cm³. Expuesto a la luz o al calor revierte a la forma estable (gris). También se denomina arsénico amarillo al oropimente, mineral de trisulfuro de arsénico.

Una tercera forma alotrópica, el arsénico “negro” (forma β) de estructura hexagonal y densidad 4,7 g/cm³, tiene propiedades intermedias entre las formas alotrópicas descritas y se obtiene en la descomposición térmica de la arsina o bien enfriando lentamente el vapor de arsénico.

Todas las formas alotrópicas excepto la gris carecen de lustre metálico y tienen muy baja conductividad eléctrica por lo que el elemento se comportará como metal o no metal en función, básicamente, de su estado de agregación. También vea metal pesado.

A presión atmosférica el arsénico sublima a 613 °C, y a 400 °C arde con llama blanca formando el sesquióxido As4O6. Reacciona violentamente con el cloro y se combina, al calentarse, con la mayoría de los metales para formar el arseniuro co-rrespondiente y con el azufre. No reacciona con el ácido clorhídrico en ausencia de oxígeno, pero sí con el nítrico caliente, sea diluido o concentrado y otros oxidantes como el peróxido de hidrógeno, ácido perclórico, etc. Es insoluble en agua, pero muchos de sus compuestos lo son.

Es un elemento químico esencial para la vida, aunque tanto el arsénico como sus compuestos son extremadamente venenosos.

Se encuentra en el 2.º grupo analítico de cationes; precipita con H2S de color ama-rillo.

Aplicaciones

En uso

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Preservante de la madera (arseniato de cobre y cromo), uso que representa, según algunas estimaciones, cerca del 70 % del consumo mundial de arsé-nico.

El arseniuro de galio es un importante material semiconductor empleado en circuitos integrados más rápidos, y caros, que los de silicio. También se usa en la construcción de diodos láser y LED.

Aditivo en aleaciones de plomo y latones.

Insecticida (arseniato de plomo), herbicidas (arsenito de sodio) y venenos: A principios del siglo XX se usaban compuestos inorgánicos pero su uso ha desaparecido prácticamente en beneficio de compuestos orgánicos (deriva-dos metílicos).

El disulfuro de arsénico se usa como pigmento y en pirotecnia.

Decolorante en la fabricación del vidrio (trióxido de arsénico).

En desuso

Históricamente el arsénico se ha empleado con fines terapéuticos práctica-mente abandonados por la medicina occidental aunque recientemente se ha renovado el interés por su uso como demuestra el caso del trióxido de arsé-nico para el tratamiento de pacientes con leucemia promielocítica aguda.

Como elemento fertilizante en forma de mineral primario rico, para la agricul-tura.

A lo largo de la historia el arsénico y sus compuestos han sido utilizados con fines homicidas, fundamentalmente en forma de anhídrido arsenioso (polvo blanco, insípido e inodoro llamado rey de los venenos).

Elaboración de insecticidas, herbicidas, raticidas, fungicidas, etc., aunque cada vez se utiliza menos con estos fines.

Función biológica

Si bien el arsénico se asocia con la muerte, es un elemento esencial para la vida y su deficiencia puede dar lugar a diversas complicaciones. La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede obtenerse sin problemas con la dieta diaria de carnes, pescados, ve-getales y cereales, siendo los peces y crustáceos los que más contenido de arsénico presentan, generalmente en forma de arsenobetaína, menos tóxica que el arsénico inorgánico.

El 2 de diciembre de 2010, la Agencia Espacial Estadounidense (NASA) confirmó2 el hallazgo de la Dra. Felisa Wolfe-Simonsen del Instituto de Astrobiología de la NASA, en las aguas tóxicas y salobres del Lago Mono, en California, una bacteria

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de la familia Halomonadaceae que puede sustituir el fósforo (que hasta la fecha se consideraba indispensable para la vida) con arsénico, al punto de incorporar este elemento a su ácido desoxirribonucleico (ADN).

Este descubrimiento abre la puerta a la búsqueda de nuevas formas de vida en planetas que no contengan fósforo en su atmósfera. Sin embargo, en un estudio realizado en 2012 algunos de los descubrimientos fueron refutados. Aparentemente, la bacteria sí es resistente al arsénico, pero no puede sustituir por completo el fós-foro.

Si bien la información anterior fue publicada en la prestigiosa revista científica Science, a la fecha los resultados han y siguen siendo fuertemente cuestionados por numerosos científicos que han tratado de reproducir el mismo diseño experi-mental sin resultados positivos, a raíz de lo cual han postulado que la bacteria GFAJ-1 pudo sobrevivir en el medio de cultivo sintético empleado para la experi-mentación gracias a las trazas de fósforo presentes en él.

Abundancia y obtención

Arsénico de origen natural.

Es el 52.º elemento en abundancia de la corteza terrestre con 2 ppm (5·10−4 %) y es uno de los 22 elementos conocidos que se componen de un solo núcleo estable. El arsénico se encuentra en forma nativa y, principalmente, en forma de sulfuro en una gran variedad de minerales que contienen cobre, plomo, hierro (arsenopirita o mispickel), níquel, cobalto y otros metales.

En la fusión de minerales de cobre, plomo, cobalto y oro se obtiene trióxido de ar-sénico que se volatiliza en el proceso y es arrastrado por los gases de la chimenea que pueden llegar a contener más de una 30 % de trióxido de arsénico. Los gases de la chimenea se refinan posteriormente mezclándolos con pequeñas cantidades de galena o pirita para evitar la formación de arsenitos y por tostación se obtiene trióxido de arsénico entre el 90 y 95 % de pureza, por sublimaciones sucesivas puede obtenerse con una pureza del 99 %.

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Reduciendo el óxido con carbón se obtiene el metaloide, sin embargo, la mayoría del arsénico se comercializa como óxido. Prácticamente la totalidad de la produc-ción mundial de arsénico metálico es china, que es también el mayor productor mundial de trióxido de arsénico.

Según datos del servicio de prospecciones geológicas estadounidense (U.S. Geo-logical Survey) las minas de cobre y plomo contienen aproximadamente 11 millones de toneladas de arsénico, especialmente en Perú y Filipinas, y el metaloide se en-cuentra asociado con depósitos de cobre-oro en Chile y de oro en Canadá.

También es un componente del tabaco y es altamente tóxico.

Precauciones

El arsénico y sus compuestos son extremadamente tóxicos, especialmente el arsé-nico inorgánico. En Bangladés se ha producido una intoxicación masiva, la mayor de la historia, debido a la construcción de infinidad de pozos de agua instigada por las ONG occidentales que han resultado estar contaminados afectando a una po-blación de cientos de miles de personas. También otras regiones geográficas, Es-paña incluida, se han visto afectadas por esta problemática.

Arsénico en el aire

El As en el aire puede incidir en la prevalecencia del cáncer al pulmón, en las fundi-ciones este elemento es muy común en el aire. Normativas ambientales indican que el máximo permisible es 10 μg/m³.

Arsénico en el agua

La presencia de arsénico en el agua potable puede ser el resultado de la disolución del mineral presente en cuencas hidrográficas cercanas a volcanes y naturalmente en el suelo por donde fluye el agua antes de su captación para uso humano; o bien, por vía antrópica por contaminación industrial o por pesticidas. El arsénico se pre-senta como As+3 (arsenito) y As+5 (arseniato, abundante), de las cuales el arsenito es el más tóxico para el humano y el más difícil de remover de los cuerpos de agua. La norma FAO/OMS señala que el nivel máximo permitido se ha reducido a 0,01 ppm o en el agua (anteriormente era de 0,05 ppm).

La ingestión de pequeñas cantidades de arsénico puede causar efectos crónicos por su bio-acumulación en el organismo. Envenenamientos graves pueden ocurrir cuando la cantidad tomada es de 100 mg. Se ha atribuido al arsénico enfermedades de prevalencia carcinogénica a la piel, pulmón y vejiga.

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Algunos estudios de toxicidad del arsénico indican que muchas de las normas ac-tuales basadas en las guías de la OMS señalan concentraciones muy altas y plan-tean la necesidad de revaluar los valores límites basándose en estudios epidemio-lógicos.

Normativa en agua

Una manera de ingerir arsénico es a través del agua. Los acuíferos de muchas Co-munidades se ven afectados, en estos casos el arsénico generalmente proviene de pozos profundos, donde existe la pirita o arsenopirita (combinación de hierro, azufre y arsénico).

La norma de la Organización Mundial de la Salud (OMS) permite una concentración máxima de arsénico en aguas destinadas para el consumo humano de 10 µg/L. aunque se recomienda no superar los 0,05 mg/L en el agua potable

Eliminación de arsénico del agua

El tratamiento de agua potable convencional está orientado a eliminar color, turbie-dad y microorganismos. Esta eliminación se logra a través de una combinación ade-cuada de procesos de: coagulación, floculación, sedimentación, filtración y desin-fección. Pero cuando se desea eliminar elementos químicos del agua, como el ar-sénico es necesario, en ocasiones, recurrir a métodos más complejos.

Las tecnologías utilizadas generalmente para eliminar el arsénico, además de coa-gulación y floculación, son: adsorción-precipitación usando sales de hierro y alumi-nio, adsorción en alúmina activada, ósmosis inversa, intercambio iónico y oxidación seguida de filtración.

En las plantas de tratamiento de agua, el As+5 puede ser eliminado en forma efectiva por coagulación con sulfato de aluminio o hierro y por los procesos de ablanda-miento con cal. Los coagulantes señalados se hidrolizan formando hidróxidos, sobre los cuales el As+5 se absorbe y precipita con otros iones metálicos.

Mapas de riesgo de contaminación en aguas subterráneas

Alrededor de un tercio de la población mundial obtiene agua potable de las reservas de agua subterránea. Se estima que alrededor de un 10 por ciento de la población

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mundial -en torno a 300 millones de personas- se abastecen de agua de reservorios subterráneos contaminados con arsénico y fluoruro. La contaminación por estos oli-goelementos es en general de origen natural y se produce por la liberación al medio acuoso de contaminantes por medio de mecanismos de alteración y/o desorción de los minerales contenidos tanto en rocas como en sedimentos.

En el año 2008, el Instituto Suizo de Investigación del Agua (Eawag) presentó un nuevo método que permite establecer mapas de riesgo para sustancias tóxicas de origen geológico en las aguas subterráneas. La principal ventaja de esta aproxima-ción, es que permite establecer, para cada zona de extracción, la probabilidad de que el agua esté ó no contaminada, lo que facilita los trabajos de muestreo y la identificación de nuevas áreas potencialmente contaminadas.

En el año 2016 éste grupo de investigadores ha puesto a disposición pública los conocimientos adquiridos por medio de la plataforma Groundwater Assessment Platform GAP (www.gapmaps.org). Esta plataforma permite a expertos de todo el mundo, utilizar y visualizar datos analíticos propios, a fin de elaborar mapas de riesgo para una determinada zona de interés. La plataforma GAP funciona al mismo tiempo como un foro de discusión para el intercambio de conocimientos, con el fin de continuar desarrollando y perfeccionando los métodos para la eliminación de sustancias nocivas de las aguas destinadas al consumo humano.

Arsénico en el suelo

El arsénico es encontrado de forma natural en la tierra en pequeñas concentracio-nes, tanto en el suelo como en los minerales, pero también puede entrar en el aire y mucho más fácil en el agua, a través de las tormentas de polvo y las aguas de escorrentía.

Es un componente que difícilmente se convierte en productos solubles en agua o volátiles. Es un elemento muy móvil, refiriéndonos con esto a que grandes concen-traciones del mismo no aparecen en un sitio específico, esto tiene aspectos positi-vos, pero también negativos, y es que es por ello por lo que la contaminación por arsénico es amplia debido a la alta movilidad y desplazamiento de este.

Cuando es inmóvil no se puede movilizar fácilmente, pero debido a las actividades humanas (minería y fundición de metales) este arsénico inmóvil se moviliza, ello hace que pueda ser encontrado en lugares donde no existe de forma natural.

Una vez que llega a medio ambiente, este no puede ser destruido, por lo que la cantidad va aumentando y esparciéndose causando efectos sobre la salud de los humanos y los animales.

Efectos en plantas

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Las plantas lo absorben fácilmente, ello hace que alto rango de concentraciones pueden estar presentes en la comida (cuando las plantas de consumo humano ab-sorben As).

Contenido de arsénico para un 50% de reducción del crecimiento en ppm (Woolson, 1973)

Tipo de cultivo Parte comestible Parte completa

Rábano (Raphanus sativus) 76,0 43,8

Espinacas (Spinacia oleracea) 10,0 10,0

Repollo (Brassica oleracea) 1,5 3,4

Judías (Phaseolus vulgaris) 4,2 3,7

Tomate (Solanum lycopersicum) 0,7 4,5

Tabla I. Contenido de arsénico para un 50% de reducción del crecimiento

Efectos en animales

Los peces pueden ver afectado su material genético, ello es debido a la presencia de arsénico inorgánico que antes mencionábamos. Esto es principalmente causado por la acumulación del arsénico en los organismos de las aguas dulces consumido-res de plantas.

Las aves también se ven afectadas, sobre todo las que consumen peces con gran-des cantidades de arsénico. Mueren como resultado del envenenamiento por arsé-nico como consecuencia de la descomposición de los peces en sus propios cuerpos.

Efectos en humanos

En humanos la exposición a As es más elevada para aquellos que trabajan en em-presas donde utilizan As en sus procesos industriales, para gente que vive en casas que contienen conservantes de la madera, gente que vive en granjas donde han sido aplicados pesticidas y herbicidas con As, para personas que usan acuíferos para el suministro de agua que contienen cantidades elevadas de As, como ocurre casi de forma generalizada en algunos países del sur de Asia (India, Tailandia, etc.).

Los efectos tóxicos del As en el ser humano dependerán del modo y la duración de la exposición, también será importante la fuente y el tipo de arsénico.

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Según algunos estudios la dosis letal de As en adultos será 1-4 mg As/kg y sus compuestos como AsH3, As2O3, As2O5 la dosis variará entre 1,5 mg/kg y 500 mg/kg de la masa del cuerpo.

La principal vía de exposición será por ingesta o inhalación, de esta manera entra en el organismo y llega a las superficies epiteliales del tracto digestivo, del aparato respiratorio o de la piel donde se absorbe, entrando en el torrente sanguíneo y siendo transportado a los demás órganos, donde puede ocasionar daños perma-nentes.

Pasado 24 horas el As puede ser encontrados en hígado, riñón, pulmones, bazo y piel; en la piel se acumula debido a la fácil reacción con las proteínas.

Cuando la ingesta es mayor que la excreción, se acumula en cabello y uñas. El nivel normal de As en la orina es 5-40 µg/día, en el cabello de 80-250 µg/día y en las uñas de 430-1080 µg/día.

Los efectos tóxicos varían dependiendo e varios factores como la genética, la dieta, el metabolismo, a la nutrición entre otras cosas. Los que tienen mayores riesgos son los que tengan una baja metilación del arsénico, los más afectados también serán los niños por su mayor división celular debido a que está en desarrollo y no metabolizara el As como un adulto.

La orina es el mejor bio-marcador para la medición de arsénico inorgánico absor-bido, se pueden medir hasta el décimo día después de la exposición. En el cabello o uñas se pueden medir entre los seis a doce meses de la exposición.

La intoxicación puede ser aguda o crónica

Intoxicación Aguda

El arsénico en grandes cantidades afecta la vía digestiva, presentándose como un cuadro gastrointestinal con dolores abdominales, vómitos, diarreas y deshidrata-ción. La pérdida de sensibilidad en el sistema nervioso periférico es el efecto neu-rológico más frecuente; aparece una a dos semanas después de grandes exposi-ciones. Los síntomas de la intoxicación aguda pueden aparecer en minutos o bien muchas horas después de la ingestión de entre 100 y 300 mg de As, aunque tam-bién es posible la inhalación de polvo de As o la absorción cutánea.

Intoxicación crónica

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La ingestión de As durante un tiempo prolongado y dosis repetitivas, aparecerán síntomas como: fatiga, gastroenteritis, leucopenia, anemia, hipertensión, alteracio-nes cutáneas. En la mayoría de los casos los síntomas ´presentados por intoxica-ción crónica por arsénico se relacionan a la sintomatología general de algunas en-fermedades comunes, debido a esto es necesario realizar un seguimiento del origen de la fuente contaminada por arsénico y una serie de análisis médicos que cuantifi-quen la concentración de este en el organismo.

Las enfermedades más comunes causadas por la intoxicación por As se enumeran a continuación

-Cáncer de pulmón, vejiga, riñón, próstata.

Lineas de Mees.

Abortos espontáneos.

Malformaciones congénitas.

Arsénico en alimentos.

El arsénico se encuentra omnipresente en los alimentos, ya que cantidades míni-mas del mismo se incorporan por contaminación.

El arsénico puede estar presente en los alimentos por varias causas, estas se mues-tran en la Tabla II.

Tabla II.

Principales causas de la presencia de arsénico en los alimentos

Residuos de usos industriales

Producción de aceros especiales.

Fabricación de pinturas, vidrio y esmaltes.

Residuos de usos agrícolas y áreas relacionadas

Herbicidas, fungicidas.

Insecticidas, rodendicidas.

Fosfatos que contienen arsénico.

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Suplementación mineral de los piensos

– Utilización de ácido arsanílico en la alimentación de cerdos y aves de corral para promover su crecimiento.

Residuos de usos farmacéuticos

– Utilizado en el tratamiento de enfermedades parasitárias.

Residuos emitidos directamente a la atmósfera

– Gases de combustión del carbón y gases industriales.

Los alimentos que llegan al consumidor son producto de una larga cadena de pro-ducción, preparación y procesado, durante la cual pueden ser contaminados por elementos metálicos, como por ejemplo de arsénico. Estos elementos se encuen-tran presentes en toda la biosfera, corteza terrestre, aguas, suelos, atmósfera…

La cantidad de arsénico ingerida por el hombre depende de qué alimentos tome y en qué cantidad, pudiéndose alcanzar contenidos máximos de hasta 40 µg/g.

Antimonio (Sb)

El antimonio es un elemento químico de número atómico 51 situado en el grupo 15 de la tabla periódica de los elementos. Su nombre y abreviatura (Sb) procede de estibio, término hoy ya en desuso, que a su vez procede del latín stibium ("Banco de arena gris brillante"), de donde se deriva la palabra estibio.

Este elemento semimetálico tiene cuatro formas alotrópicas. En su forma estable es un metal blanco azulado. El antimonio negro y el amarillo son formas no metálicas inestables. Principalmente se em-

plea en aleaciones metálicas y algunos de sus compuestos para dar resistencia contra el fuego, en pinturas, cerámicas, esmaltes, vulcanización del caucho y fuegos artificiales.

Historia

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Estudios arqueológicos e históricos indican que el antimonio y sus sulfuros han sido usados por los humanos al menos durante los últimos 6 milenios. En la antigüedad la antimonita o estibina, Sb2S3, la forma más común de sulfuro de antimonio fue el principal ingrediente del “kohl”, una pasta negra usada por los egipcios entre otros como maquillaje para los ojos.

Los babilonios conocían la forma de obtener antimonio de sus compuestos y lo usa-ban como ornamento para vasijas.

El alquimista Basil Valentine (1565-1624), presentado a veces como el descubridor del antimonio, fue el primero en describir la extracción de antimonio de sus com-puestos en su tratado “Triumph Wagens des Antimonij” (El carro triunfal del antimo-nio).

"Crisis médica sobre el antimonio" (1701) Diego Mateo Zapata.

El nombre antimonio viene de una latinización de la palabra árabe انتيمون ("al-ithmīd"), que a su vez consistía en una arabización de la palabra latina stibium.

Otras teorías sugieren que antimonio es un compuesto de las palabras latinas “anti"(miedo) y “mono” (solo); lo que haría referencia a su existencia en la naturaleza normalmente como compuesto.

Tras la invención de la imprenta en el siglo XVI el antimonio fue usado como aleante para los sellos tipográficos. Al enfriar, el antimonio líquido tiene la propiedad excep-cional de expandirse mientras se solidifica. De este modo consigue rellenar las grie-tas de los moldes, por lo que las aristas de las piezas que se obtienen son muy afiladas. Por esta razón, se usó para hacer tipos de imprenta. En el siglo XIX su aleación con zinc (metal inglés) fue utilizada en los cubiertos, palmatorias y cande-labros.

Tras el invento del acumulador eléctrico L.A., se comprobó que el uso de la aleación de plomo y antimonio hacía durar mucho más a los mismos. Durante la Primera

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Guerra Mundial se alcanzó un máximo de producción, debido a su uso en arma-mentística, ya que este semimetal aumenta mucho la dureza y la fuerza mecánica del plomo y del estaño. Con el desarrollo de la industria automovilística el uso del antimonio ha ido aumentando año tras año, aunque los niveles de la Primera Guerra Mundial no se volvieron a alcanzar hasta los años 1990.

Características principales

El antimonio en su forma elemental es un sólido cristalino, fundible, quebradizo, blanco plateado que presenta una conductividad eléctrica y térmica baja y se eva-pora a bajas temperaturas. Este elemento semimetálico se parece a los metales en su aspecto y propiedades físicas, pero se comportan químicamente como un no metal. También puede ser atacado por ácidos oxidantes y halógenos.

Las estimaciones sobre la abundancia de antimonio en la corteza terrestre van desde 0,2 a 0,5 ppm. El antimonio es calcófilo, presentándose con azufre y con otros metales como plomo, cobre y plata.

Aplicaciones

El antimonio tiene una creciente importancia en la industria de semiconductores en la producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.

Usado como aleante, este semimetal incrementa mucho la dureza y resistencia a esfuerzos mecánicos de la aleación. También se emplea en distintas aleaciones como peltre, metal antifricción (aleado con estaño), metal inglés (formado por zinc y antimonio), etc.

Algunas aplicaciones más específicas:

baterías y acumuladores

tipos de imprenta

recubrimiento de cables

cojinetes y rodamientos

Compuestos de antimonio en forma de óxidos, sulfuros, antimoniatos y halogenuros de antimonio se emplean en la fabricación de materiales resistentes al fuego, es-maltes, vidrios, pinturas y cerámicas. El trióxido de antimonio es el más importante y se usa principalmente como retardante de llama.

Estas aplicaciones como retardantes de llama comprenden distintos mercados como ropa, juguetes, o cubiertas de asientos.

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Usos metálicos

Mineral de antimonio.

Desde que la batería eléctrica de plomo y ácido fue desarrollada en el siglo XIX, ha sido en gran medida la batería secundaria (o recargable) más importante por todo el mundo. Se utilizan en vehículos de motor, o como baterías industriales.

Las baterías eléctricas industriales incluyen las baterías de acumuladores de trac-ción en las locomotoras de las minas, carros del golf, y así sucesivamente, baterías de "energía de emergencia". El antimonio en aleación con el plomo es usado para ciertas piezas de los acumuladores eléctricos para las cuales la resistencia a la co-rrosión es necesaria.

El antimonio es un componente menor pero importante de muchas soldaduras sua-ves, que son las soldaduras que funden en temperaturas debajo del 625 K. Estas soldaduras pueden contener entre 0,5 y 3% de antimonio. La función del antimonio en estas soldaduras es consolidar la soldadura y suprimir la formación del alótropos de estaño a bajas temperatura, lo que degradaría de otra manera la integridad es-tructural de los empalmes soldados en las temperaturas debajo del punto de la tran-sición de fase (289 K). El antimonio se ha utilizado como un endurecedor para el plomo usado en la munición.

En Estados Unidos su uso se confina en gran parte a la fabricación de balas y per-digones. La contaminación del agua subterránea, del suelo y de la cadena trófica con el tóxico plomo al antimonio ha preocupado por muchos años, y las regulaciones ambientales han conducido al reemplazo del plomo al antimonio con una aleación de tungsteno.

Las aleaciones de plomo que contienen cerca del 2 al 8% de antimonio son resis-tentes al uso atmosférico y la corrosión por lo que son utilizadas en la construcción de canales y barreras de la humedad. En la industria química, las aleaciones que contienen a partir 4 a 15 % de antimonio proporcionan la protección contra varios estados líquidos de los productos químicos, especialmente del ácido sulfúrico o del azufre. Aleado con bismuto, plomo y estaño, el antimonio es un componente de algunas de las aleaciones fusibles usadas en dispositivos de seguridad de fuego.

El metal que se emplea para la fabricación de caracteres y demás material tipográ-fico se obtiene con una aleación de plomo, antimonio y estaño. El plomo se usa por la fácil fusión y para que la aleación sea dúctil y compacta. El antimonio sirve para

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dar más resistencia al metal con el fin de que no se aplaste tan fácilmente durante las repetidas y numerosas tiradas. Las aleaciones son diversas, según los tamaños de los tipos y el uso a que se destinan.

Así que, para la fabricación del metal destinado a blancos, se suele usar la aleación siguiente, denominada ordinaria: 75 partes de plomo, 20 partes de antimonio y 5 partes de estaño. Cantidades pequeñas de antimonio de gran pureza se utilizan en los vídeo discos (DVD).

Usos no metálicos

La punta de los fósforos de seguridad contiene trisulfuro de antimonio. La combus-tión es una reacción exotérmica mantenida por los radicales libres internamente ge-nerados y el calor radiante. Los retardadores con halógeno de la llama actúan inter-firiendo con el mecanismo de cadena radical en la fase de gas (la llama). Cuando son utilizados por sí mismos, los retardadores de la llama del halógeno se deben utilizar en cantidades muy grandes.

Este problema es evitado agregando el trióxido del antimonio, que trabaja de forma conjunta con los halógenos, reduciendo la cantidad necesaria de retardante de llama y reduciendo también el coste del tratamiento total. El mecanismo del trabajo conjunto del antimonio y los halógenos se ha intentado explicar de varias maneras, pero ninguna es definitiva.

Muchos plásticos comunes son susceptibles a la degradación por el calor y la luz ultravioleta (UV) y se deben proteger durante la vida de servicio los productos he-chos de ellos por la adición de compuestos conocidos como estabilizadores. El an-timonio ha sido utilizado desde los años 1950 como estabilizador de calor eficaces para el PVC, especialmente en las formas rígidas del plástico.

El trióxido de antimonio se utiliza como catalizador en la polimerización del PET, que es un plástico usado en las botellas, películas, acondicionamiento de los ali-mentos, y muchos otros productos. Los compuestos del antimonio, junto con el dió-xido de germanio, son los catalizadores preferidos para PET.

El dióxido de germanio da un producto con una transparencia mejor que el antimo-nio, pero que es demasiado costoso para muchas aplicaciones del PET. El trióxido de antimonio es utilizado también como pigmento blanco para las pinturas exterio-res, donde su resistencia al desgaste por la acción atmosférica le hizo el objeto de valor, sin embargo, al descubrirse su capacidad tóxica el trióxido de antimonio ha sido suplantado por el dióxido de titanio (TiO2).

Todavía se utiliza en cantidades significativas como estabilizador del color, donde es importante mantener intensidad del color y evitar el cambio de la tonalidad, por ejemplo, en las pinturas amarillas usadas para los autobuses de las escuelas (esta-dounidenses y sudafricanas) y en las rayas amarillas aplicadas a los pavimentos del camino.

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Los pigmentos conductores de la electricidad del óxido de estaño (SnO) con anti-monio se han introducido en años recientes para incorporarlos en las capas plásti-cas que protegen las computadoras y otros componentes electrónicos contra la electricidad estática.

El antimonio fue utilizado en medicina, por su buenas cualidades expectorantes, eméticas y purgantes. Y se llegaron a escribir tratados sobre sus cualidades médi-cas. Hasta que se decidió declararlo veneno, de forma oficial, el 3 de agosto de 1866. En forma de sales de antimonio Sb(OH)2Cl (Sbv) o como antimonio pentava-lente, aún se menciona como tratamiento inicial contra Leishmaniosis.

En la actualidad el antimonio no tiene ningún uso específico en la aeronáutica; sin embargo, se utiliza en las mismas situaciones que en el resto de las industrias: PET, pinturas, soldaduras, etc.

Antimonio y ambiente

El antimonio es liberado al ambiente desde fuentes naturales e industriales. Puede permanecer en el aire adherido a partículas muy pequeñas por muchos días. La mayoría del antimonio en el aire se deposita en el suelo, en donde se adhiere firme-mente a partículas que contienen hierro, manganeso o aluminio. Altos niveles de antimonio en el aire que respiramos por períodos muy largos pueden ocasionar irri-tación de los ojos y los pulmones y causar problemas respiratorios, del corazón y del estómago.

El límite de exposición ocupacional es 0,5 mg de antimonio por m3 de aire por un día laborable de 8 h. El nivel máximo permitido del antimonio en agua potable en Europa es 0,006 ppm.

En el aire urbano, la principal fuente de antimonio es la combustión de combustibles fósiles en vehículos automotores, centrales eléctricas e incineradores.

El inventario tóxico de Estados Unidos de la Agencia de Protección del Ambiente (EPA) para el período a partir de 1993 a 2005 demostró que las plantas industriales de E. U. A. lanzaron más de 900 t/año de antimonio en todas las formas a la tierra y cerca de 25 t/año al agua subterránea. Del antimonio lanzado a la tierra por indus-trias importantes, los fundidores de cobre primarios suponen cerca de 60 %; fundi-dores primarios para otros metales no ferrosos, 20%; fundidores no ferrosos secun-darios, 7% y refinerías de petróleo, 2%. El 11% restante se atribuye a la fabricación de varios productos del antimonio. El lanzamiento postconsumición del antimonio de productos desechados del uso final es también de importancia.

Hay preocupación, especialmente en Europa, por la lixiviación de los pigmentos del antimonio, de los estabilizadores de calor, y de los retardadores de la llama de pro-ductos desechados de los plásticos. Estas preocupaciones han contribuido a un cambio a los estabilizadores de calcio-cinc en Europa y a los estabilizadores basa-dos en estaño en Estados Unidos y el Japón. Se cree que el país que más antimonio

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lanza a la atmósfera es China, debido a gran uso que se hace de este elemento en ese país, ya que posee las principales minas de antimonio del mundo. Sin embargo, debido al régimen político no se tienen datos.

Abundancia y obtención

El antimonio se encuentra en la naturaleza en numerosos minerales, aunque es un elemento poco abundante. Aunque es posible encontrarlo libre, normalmente está en forma de sulfuros; la principal mena de antimonio es la antimonita (también lla-mada estibina), Sb2S3.

Mediante el tostado del sulfuro de antimonio se obtiene óxido de antimonio (III), Sb2O3, que se puede reducir con coque para la obtención de antimonio.

2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2

También se puede obtener por reducción directa del sulfuro, por ejemplo, con cha-tarra de hierro:

Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS

Compuestos

Sus estados de oxidación más comunes son el 3 y el 5.

"Antimonio crudo" y "crudum" son términos aplicados al mineral que contiene más de 90% de antimonio, y al mineral del sulfuro licuado, que es esencialmente una mezcla del antimonio-sulfuro que contiene 70% o más antimonio. El metal refinado del antimonio, es la forma común estable de antimonio.

El antimonio amarillo o alfa-antimonio es producido por la acción de ozono en SbH3 líquido, -90 °C. Es amorfo y poco soluble en disulfuro de carbono. El antimonio ama-rillo es muy inestable y se transforma fácilmente a temperaturas superiores -90 °C en antimonio negro, que también se puede formar directamente a partir de SbH3 líquido y oxígeno a -40 °C. El antimonio negro se oxida espontáneamente en aire y se convierte en el antimonio romboédrico ordinario o beta-antimonio. La cuarta forma alotrópica del antimonio es el antimonio explosivo que se forma a partir del electrólisis del cloruro de antimonio.

Esta forma se transforma a 475 K en la forma alotrópica más común produciendo una explosión. Hay estudios que intentan demostrar que el antimonio amarillo es en realidad antimonio impuro y no es una forma alotrópica verdadera del antimonio.

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Debido a su dureza, fragilidad, y carencia de la maleabilidad, el antimonio no tiene ninguna aplicación como metal por sí mismo a excepción de las cantidades peque-ñas usadas para los bastidores ornamentales y los dispositivos de semiconductor. Sin embargo, es un componente de menor importancia en muchas aleaciones del plomo y estaño.

La mayoría del antimonio que se utiliza en el estado metálico, como en baterías del LA, la cubierta del cable, y varios otros usos, se utiliza como cierta forma de plomo antimonial, que puede contener hasta 25% de antimonio, pero contiene más común-mente porcentajes de un solo dígito. El antimonio es también un componente de varias aleaciones de estaño, tales como metal de Bretaña, metal antifricción y sol-daduras de estaño-antimonio-plata usada para ensamblar tubos para agua potable.

El antimonio forma un número muy grande de compuestos inorgánicos. Los sulfuros predominan en naturaleza y están disponibles para el comercio como minerales procesados del antimonio. En términos de las cantidades producidas, el compuesto sintético más importante del antimonio en gran medida es el trióxido (Sb2O3), que es utilizado por sí mismo para algunas aplicaciones.

Otros compuestos usados en cantidades substanciales son el pentóxido (Sb2O5), el trisulfuro (Sb2S3) y el pentasulfuro (Sb2S5). Estos compuestos se utilizan como los retardadores de la llama, en los pigmentos, estabilizadores del calor y de la radia-ción en los plásticos y de catalizadores.

Se conocen todos sus trihalogenuros, SbX3, y el pentafluoruro y pentacloruro, SbX5. El trifluoruro se emplea como fluorante. El pentafluoruro junto con HSO3F forma un sistema SbF5-FSO3H con propiedades de superácido. Con estos halogenuros se pueden preparar distintos complejos. Se conoce el hidruro SbH3 (estibina), pero es poco estable y se descompone con mucha facilidad.

Se conoce el trióxido de antimonio, Sb2O3 y el pentóxido, Sb2O5.

Precauciones

El antimonio y muchos de sus compuestos son tóxicos, debiéndose tener los mayo-res cuidados posibles en su manipulación. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes (ejemplo: halógenos, permanganatos alcalinos y nitratos) originando riesgo de incendio y explosión. Reacciona en medio ácido con hidrógeno naciente produ-ciendo un gas muy tóxico (estibamina). En contacto con ácidos concentrados en caliente, emite gases tóxicos (estibamina). Estos compuestos se forman en presen-cias de metales atacables por el ácido que se está usando, como por ejemplo el hierro, por lo que nunca deben emplearse objetos metálicos (recipientes, pinzas, etc.) cuando se limpien con ácido minerales de antimonio.

Su temperatura de autoignición es 900 °C, y su almacenamiento debe realizarse separado de alimentos y piensos, oxidantes fuertes, ácidos, sustancias reductoras. Se debe manejar con guantes, gafas protectoras.

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Bismuto (Bi)

El bismuto es un elemento químico de la tabla periódica cuyo sím-bolo es Bi, su número atómico es 83 y se encuentra en el grupo 15 del sistema periódico.

Ya era conocido en la antigüedad, pero hasta mediados del siglo XVIII era confundido con el plomo, estaño y zinc. Ocupa el lugar 73 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre (representa el 8,5x10-7 % del peso de la corteza) y es tan escaso como la plata. Los

principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene prin-cipalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo.

Es un metal típico desde el punto de vista químico. En compuestos, tiene valencias de +3 o +5, siendo más estables los compuestos de bismuto trivalente. Existen va-rios nitratos, especialmente el nitrato de bismuto, Bi(NO3)3, o trinitrato de bismuto, y su pentahidrato, Bi(NO3)3•5H 2O, que se descompone en nitrato de bismuto. Éste también se conoce como oxinitrato de bismuto, nitrato de bismutilo, blanco perla y blanco de España, y se emplea en medicina y en cosmética.

El bismuto se expande al solidificarse; esta extraña propiedad lo convierte en un metal idóneo para fundiciones. Algunas de sus aleaciones tienen puntos de fusión inusualmente bajos. Es una de las sustancias más fuertemente diamagnéticas (difi-cultad para magnetizarse). Es un mal conductor del calor y la electricidad, y puede incrementarse su resistencia eléctrica en un campo magnético, propiedad que lo hace útil en instrumentos para medir la fuerza de estos campos. Es opaco a los rayos X y puede emplearse en fluoroscopia.

Entre los elementos no radiactivos, el bismuto tiene el número atómico y la masa atómica (208,98) más altos. Tiene un punto de fusión de 271 °C, un punto de ebu-llición de 1560 °C y una densidad de 9,8 g/cm³.

Historia

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Símbolo alquímico usado por Torbern Bergman, 1775

El bismuto es uno de los primeros diez metales que fueron descubiertos, ya cono-cido desde la antigüedad, por lo que a ninguna persona se le atribuye su descubri-miento. El elemento se confundió en los primeros tiempos con el estaño y el plomo, debido a su parecido con esos elementos. Georgius Agricola, en De Natura Fossi-lium (ca. 1546) afirma que el bismuto es un metal distinto en una familia de metales que incluía al estaño y al plomo, basándose en la observación de sus propiedades físicas. Los mineros en la edad de la alquimia también dieron al bismuto el nombre de tectum argenti, o "plata haciéndose", en el sentido de que la plata estaría todavía en proceso de formación dentro de la Tierra.

A partir de Johann Heinrich Pott en 1738,5 Carl Wilhelm Scheele y Torbern Olof Bergman, la distinción entre el plomo y el bismuto se hizo evidente, y Claude Fra-nçois Geoffroy demostró en 1753 que este metal era distinto del plomo y del estaño.

El bismuto también era conocido por los incas y fue utilizado (junto con el habitual cobre y estaño) en una aleación de bronce especial para cuchillos.8

El nombre bismuto es de etimología incierta. Aparece en la década de 1660, a partir de los términos obsoletos alemanes, Bismuth, Wismut o Wissmuth (inicios del siglo XVI); tal vez relacionado con el antiguo alto alemán hwiz ("blanco"). El nuevo latín bisemutum (debido a Agricola, que latinizó muchas palabras mineras y técnicas ale-manas) es del alemán Wismuth, tal vez del weiße Masse, "masa blanca".

Características del bismuto

Cuando es sólido flota sobre su estado líquido, por tener menor densidad en el es-tado sólido. Esta característica es compartida con el agua, el galio, el ácido acético, el antimonio y el silicio.

En casi todos los compuestos de bismuto aparece en forma trivalente, no obstante, en ocasiones puede ser pentavalente o monovalente. El bismutato de sodio y el pentafluoruro de bismuto son quizá los compuestos más importantes de Bi(V). El primero es un agente oxidante poderoso y el último un agente fluorante útil para compuestos orgánicos.

El átomo de bismuto se sigue considerando popularmente como el más pesado en-tre los átomos estables, ya que su tiempo de vida es varios millones la edad total

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del Universo, además de que, en teoría, todos los elementos químicos a partir del niobio están sujetos a fisión espontánea, es decir, todos los elementos con número superior al número 41 teóricamente pueden ser inestables, si bien en el bismuto la desintegración fue observado por estudios franceses en la última década. Es tam-bién el elemento no radiactivo monoatómico más pesado que existe.

Cristal de bismuto.

El bismuto es uno de los dos peores conductores térmicos que existen entre todos los metales (junto al manganeso); es también el metal más diamagnético y sus alea-ciones aprovechan ambas ventajas en situaciones donde se requiera. No existe de manera natural en el cuerpo humano ni en ninguna forma de vida en general. Se utiliza mucho en medicina, siendo parte de los astringentes recetados para proble-mas relacionados con el sistema digestivo, diarreas fuertes o irritaciones esofági-cas, del colon, duodeno o intestinos.

Químicamente recuerda a los metales nobles y preciosos, se oxida con dificultad y se mantiene en algunos ácidos como el clorhídrico. Puede presentarse en estado nativo, hecho que refuerza su nobleza. El metal es gris con un muy ligero toque rosado, muy «vidrioso» y frágil, no soporta un impacto mínimo, su ductilidad y ma-leabilidad es nula. De no ser por su escasez, podría reemplazar al plomo como escudo antinuclear debido a la gran masa atómica que posee.

El bismuto se considera un metal pesado, pero es irónicamente muy poco tóxico, prácticamente no agresivo, pese a estar rodeado de metales venenosos y peligro-sos para el medioambiente. Sus cristales pueden ser trabajados hasta conseguir resultados de una increíble belleza. Oxidado en el laboratorio se consiguen maclas de iris fascinantes.

El metal es muy barato teniendo en cuenta su escasez (igual a la del oro) y dificultad para encontrarlo. No parece demasiado importante en ningún sector de la industria o la medicina, pues se usa muy poco.

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El bismuto será el último elemento en desintegrarse en el universo. La vida media del elemento se estima en 20 trillones de años.

Usos

Sustituto del plomo

La diferencia entre las densidades del plomo (densidad 11.32 g·cm−3) y del bismuto (densidad 9.78 g·cm−3) es lo suficientemente pequeña para que pueda ser utilizado en lugar del plomo en numerosos usos en balística y como balasto. Por ejemplo, puede reemplazar al plomo como material en plomadas para la pesca. Ha sido uti-lizado como substituto del plomo en munición de perdigones, balas y balines para dispersar multitudes.

Los Países Bajos, Dinamarca, Inglaterra, Gales y Estados Unidos y numerosos otros países han prohibido el uso de perdigones de plomo para la caza de aves acuáticas, ya que muchas aves sufrían de envenenamiento por plomo al ingerir ma-terial al confundir los perdigones con piedrecillas que ingieren para mejorar el fun-cionamiento de su sistema digestivo, o incluso han prohibido el uso de plomo en todo tipo de caza como es el caso de los Países Bajos.

En estos casos ciertas aleaciones de bismuto-estaño ofrecen una alternativa con propiedades similares al plomo para uso en balística. Sin embargo, dado que el bismuto es muy poco maleable, no es un material adecuado para fabricar balas de caza del tipo expansivas.

Al ser el bismuto un elemento denso con un peso atómico elevado, es utilizado para fabricar escudos de látex impregnados con bismuto para protección de los rayos-X durante exámenes médicos, tales como tomografías computarizadas con rayos X, principalmente porque se le considera un elemento no tóxico.

La directiva de la Comunidad Europea sobre la restricción en cuanto al uso de subs-tancias peligrosas que impulsa la reducción en cuanto al uso del plomo, ha ampliado el uso del bismuto en la industria electrónica como uno de los componentes de las soldaduras con bajo punto de fusión, reemplazando a las soldaduras tradicionales a base de plomo-estaño. Su baja toxicidad es especialmente importante para aque-llas soldaduras que se utilizan en la fabricación de equipos para procesamiento de alimentos y tuberías de cobre para agua.

Cosméticos y pigmentos

El oxicloruro de bismuto (BiOCl) a veces es utilizado en cosméticos, como pigmento en pintura para sombra de ojos, espray para el cabello y esmalte para uñas.

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El compuesto se presenta en la naturaleza como el mineral bismoclita y la forma cristalina contiene capas de átomos que refractan la luz en forma cromática, produ-ciendo un aspecto iridiscente similar al nácar de las perlas. Fue utilizado como cos-mético en el antiguo Egipto y en muchas otras civilizaciones desde entonces. El término blanco de bismuto puede hacer referencia al oxicloruro de bismuto o al oxi-nitrato de bismuto (BiONO3), cuando son utilizados como pigmentos blancos.

Toxicidad

El salicilato de bismuto y el tioglicolato de bismuto utilizados para combatir la lúes y otros tipos de enfermedades infecciosas o parasitarias pueden causar, cuando se administran por vía parental, un cuadro de intoxicación por bismuto. El nitrato de bismuto administrado por vía oral puede metabolizarse en nitritos que se absorben en el intestino y son metahemoglobinizantes.

La intoxicación aguda causa cefaleas, gastroenteritis, hepatopatías, anuria y shock. En la intoxicación crónica hay estomatitis, ribete gingival azulado, enteritis, ictericia, nefropatías y dermatitis de tipo exantemático o exfoliativo.

El tratamiento de la intoxicación aguda consiste en administrar dimercaprol e ingerir abundante agua, salvo que haya daño renal, en cuyo caso debe tratarse de la misma forma que el hidroarsenisismo crónico regional endémico.

Moscovio (Mc)

El moscovio (anteriormente llamado unumpentio, Uup) es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Mc y su número atómico es 115.

Actualmente se conocen cuatro isótopos desde 287Mc hasta 290Mc. Se prevé que el isótopo más estable del moscovio sea el 299Mc, que contiene el número mágico de 184 neutrones. El isótopo con mayor número de neutrones conocido hasta la fecha es el 290Mc, con 175 neutrones. Es muy inestable, con una vida media de milésimas de segundo. Su nombre hace referencia a la provincia de Moscú, región a la que pertenece la ciudad rusa donde se descubrió, Dubna.

Descubrimiento

El 2 de febrero de 2004 se informó en la revista Physical Review C que un equipo integrado por científicos rusos en el Instituto Central de Investigaciones Nucleares en Dubná, y los científicos norteamericanos en el Lawrence Livermore National La-

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boratory hicieron el descubrimiento del moscovio. El equipo informó que bombar-dearon americio 243 con calcio 48 para producir iones de cuatro átomos de mosco-vio. Estos átomos se desintegraron por emisión de partículas alfa en nihonio en aproximadamente 100 milisegundos. En agosto de 2013 otro experimento indepen-diente confirmó el hallazgo del elemento.

Otros elementos químicos sintetizados con anterioridad, como los de números ató-micos 111 (roentgenio) y 112 (copernicio), tienen una existencia muy breve, de ape-nas milésimas de segundo, antes de desintegrarse. Esta característica es muy co-mún entre los elementos transuránicos (los que aparecen en la tabla periódica más allá del uranio, cuyo número atómico es 92).

Pero, cuando en 1999 se sintetizó el elemento 114 (flerovio), se comprobó que es mucho más estable de lo que se pensaba: su vida media es de treinta segundos. A raíz de esto, muchos científicos pensaron que estaban a punto de encontrar la isla de estabilidad, es decir, átomos superpesados pero estables durante años. El pre-mio Nobel Glenn Seaborg predijo esta posibilidad en 1991. Calculó que se podría conseguir con algún isótopo de los elementos 114 o 115.

La clave de la estabilidad radica en que el núcleo del átomo sea lo más esférico posible, algo que, según Seaborg, puede ocurrir si posee al menos 298 nucleones (la suma de los protones y los neutrones). En el caso del experimento realizado recientemente por investigadores suizos, dirigidos por el doctor Heinz Gäggeler, la vida del nuevo átomo fue muy breve: una décima de segundo.

Pero eso sólo indica que con el proceso empleado (bombardear un disco de ameri-cio con un rayo de iones de calcio) se ha obtenido un isótopo del elemento 115 que no llega a alcanzar la tan esquiva estabilidad.

En el centro de investigación nuclear de Dubna (Rusia), donde se ha sintetizado el moscovio, varios equipos internacionales llevan años tratando de obtener nuevos elementos químicos.

Allí se descubrió también el elemento 114 y, es muy probable que sea en este centro donde se consiga un isótopo estable de este elemento, aunque expertos astróno-mos creen podría conseguirse en estado natural en el universo al igual que otros elementos superpesados.

Por otra parte, y aunque parezca sorprendente, ésta no fue la primera vez que se tiene conocimiento de dicho elemento, ya que, en noviembre de 1989, Bob Lazar apareció en una entrevista especial con el periodista e investigador George Knapp en la cadena de televisión de Las Vegas KLAS-TV para hablar de diversos asuntos, de los cuáles, uno de ellos trata acerca del descubrimiento y el uso en bases milita-res norte americanas del elemento 115, también conocido como Moscovio.

Nucleosíntesis

Objetivo Proyectil CN Resultado 208Pb 75As 283Mc Reacción aún no se ha intentado

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232Th 55Mn 287Mc Reacción aún no se ha intentado 238U 51V 289Mc Reacción no exitosa 237Np 50Ti 287Mc Reacción aún no se ha intentado 244Pu 45Sc 289Mc Reacción aún no se ha intentado 243Am 48Ca 291Mc Reacción exitosa 241Am 48Ca 289Mc Reacción planificada 248Cm 41K 289Mc Reacción aún no se ha intentado 249Bk 40Ar 289Mc Reacción aún no se ha intentado 249Cf 37Cl 286Mc Reacción aún no se ha intentado

El moscovio en la tabla perió-dica de los elementos

El 5 de diciembre del 2016 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (UICPA) y la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (UIPPA) aprobaron su denominación junto a otros tres elementos como el nihonio, tenesino y oganesón. Además, el moscovio formará parte de la tabla periódica de los elementos junto a los otros tres elementos.

Elementos del grupo 16 (Vl A)

El grupo de los anfígenos o calcógenos es también llamado familia del oxígeno y es el grupo conocido antiguamente como VI A, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elemen-tos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El nombre de anfígeno en español deriva de la propiedad de algunos de sus elementos de formar compuestos con carácter ácido o básico.

Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4), sus pro-piedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico.

El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.

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Descripción

Para adquirir la configuración electrónica de octeto típica de un gas noble, estos elementos deben aceptar un par de electrones, por lo que generalmente presentan estados de oxidación negativo, aunque al descender en el grupo los potenciales de ionización son más pequeños y se presentan también estados de oxidación positi-vos más típicos de los metales. El oxígeno existe abundantemente en la tierra, en el aire y combinado en el agua, formando óxidos, hidróxidos y algunas sales.

El azufre también se presenta en abundancia, tanto en estado elemental como com-binado. El selenio y el telurio se encuentran libres y combinados, aunque con menos abundancia. Finalmente, el polonio es un elemento radiactivo que se encuentra es-casamente presente en la naturaleza, en forma de sales. Este grupo de elementos también se combina con algunos metales formando calcogenuros.

La reactividad de estos elementos varía desde el oxígeno no metálico y muy elec-tronegativo, hasta el polonio metálico. El oxígeno presenta unas propiedades muy distintas de los otros elementos del grupo, pues su diferente reactividad nace del pequeño tamaño del oxígeno, que le hace muy oxidante y, por tanto, muy reactivo.

Oxígeno, azufre, selenio y telurio.

Etimología

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El término «anfígeno» proviene del griego y significa formador de ácidos y bases.

Oxigeno (O)

El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y represen-tado por el símbolo O. Su nombre proviene de las raíces griegas ὀξύς (oxys) («ácido», literalmente «punzante», en referencia al sabor de los ácidos) y –γόνος (-gonos) («productor», literalmente «engendrador»), porque en la época en que se le dio esta denominación se creía, in-correctamente, que todos los ácidos requerían oxígeno para su com-posición. En condiciones normales de presión y temperatura, dos áto-mos del elemento se enlazan para formar el dioxígeno, un gas diató-

mico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Esta sustancia comprende una importante parte de la atmósfera y resulta necesaria para sostener la vida terrestre.

El oxígeno forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla periódica y es un elemento no metálico altamente reactivo que forma fácilmente compuestos (espe-cialmente óxidos) con la mayoría de elementos, excepto con los gases nobles helio y neón. Asimismo, es un fuerte agente oxidante y tiene la segunda electronegativi-dad más alta de todos los elementos, solo superado por el flúor.

Medido por su masa, el oxígeno es el tercer elemento más abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio, y el más abundante en la corteza terrestre, formando prácticamente la mitad de su masa. Debido a su reactividad química, el oxígeno no puede permanecer en la atmósfera terrestre como elemento libre sin ser reabaste-cido constantemente por la acción fotosintética de los organismos que utilizan la energía solar para producir oxígeno elemental a partir del agua.

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El oxígeno elemental O2 solamente empezó a acumularse en la atmósfera después de la aparición de estos organismos, aproximadamente hace 2500 millones de años. El oxígeno diatómico constituye el 20,8 % del volumen de la atmósfera terrestre.

Dado que constituye la mayor parte de la masa del agua, es también el componente mayoritario de la masa de los seres vivos. Muchas de las moléculas más importan-tes que forman parte de los seres vivos, como las proteínas, los ácidos nucleicos, los carbohidratos y los lípidos, contienen oxígeno, así como los principales com-puestos inorgánicos que forman los caparazones, dientes y huesos animales. El oxígeno elemental se produce por cianobacterias, algas y plantas, y todas las for-mas complejas de vida lo usan para su respiración celular.

El oxígeno es tóxico para los organismos de tipo anaerobio obligado, las formas tempranas de vida que predominaban en la Tierra hasta que el O2 comenzó a acu-mularse en la atmósfera. Otra forma (alótropa) del oxígeno, el ozono (O3), ayuda a proteger la biosfera de la radiación ultravioleta a gran altitud, en la llamada capa de ozono, pero es contaminante cerca de la superficie, donde es un subproducto del esmog. A altitudes aún mayores de la órbita baja terrestre, el oxígeno atómico tiene una presencia significativa y causa erosión en las naves espaciales.

Carl Wilhelm Scheele descubrió el oxígeno de forma independiente en Upsala en 1773, o incluso antes, y Joseph Priestley, en Wiltshire en 1774, pero el honor suele adjudicársele a Priestley debido a que publicó su trabajo antes. Antoine Lavoisier, cuyas investigaciones ayudaron a desacreditar la entonces popular teoría del flo-gisto de combustión y corrosión, acuñó el nombre «oxígeno» en 1777.7 Este se pro-duce industrialmente mediante la destilación fraccionada de aire licuado, el uso de zeolita con ciclos de presión para concentrar el oxígeno del aire, la electrólisis del agua y otros medios. El oxígeno se utiliza en la producción de acero, plásticos y textiles; los propulsores de cohetes; la oxigenoterapia; y la asistencia para la respi-ración en aeronaves, submarinos, vuelos espaciales y submarinismo.

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Historia

Primeros experimentos

El experimento de Filón inspiró a investigadores posteriores.

Uno de los primeros experimentos conocidos sobre la relación entre la combustión y el aire lo desarrolló el escritor sobre mecánica de la Antigua Grecia Filón de Bi-zancio, en el S. II a. C. En su obra Pneumática, Filón observó que invirtiendo un recipiente sobre una vela prendida y rodeando el cuello de este con agua, una parte del líquido subía por el cuello. Supuso, de forma incorrecta, que algunas partes del aire en el recipiente se convertían en elemento clásico del fuego y, entonces, era capaz de escapar a través de poros en el cristal. Muchos siglos después, Leonardo da Vinci observó que una porción del aire se consume durante la combustión y la respiración.

A finales del S. XVII, Robert Boyle probó que el aire es necesario para la combus-tión. El químico inglés John Mayow perfeccionó su trabajo mostrando que solo re-quería de una parte del aire, que llamó spiritus nitroaereus o simplemente nitroae-reus.

En un experimento, descubrió que, colocando tanto un ratón como una vela encen-dida en un contenedor cerrado sobre agua, hacía que esta subiera y reemplazara un catorceavo del volumen del aire antes de que se apagara la vela y muriera el ratón. Debido a esto, supuso que el nitroaereus se consume tanto por la respiración como por la combustión.

Mayow observó que el antimonio incrementaba su peso al calentarse e infirió que el nitroaereus debía haberse combinado con él. Pensó también que los pulmones se-paraban el nitroaereus del aire y lo pasaba a la sangre, y que el calor animal y el movimiento muscular eran producto de la reacción del nitroaereus con ciertas sus-tancias en el cuerpo.

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Publicó informes sobre estos experimentos y otras ideas en 1668, en su obra Trac-tatus duo, en el tratado «De respiratione».

Teoría del flogisto

Georg Stahl ayudó a desarrollar y popularizar la teoría del flogisto.

Robert Hooke, Ole Borch, Mijaíl Lomonósov y Pierre Bayen produjeron oxígeno du-rante experimentos entre los siglos XVII y XVIII, pero ninguno de ellos lo reconoció como un elemento. Esto pudo deberse en parte a la prevalencia de la filosofía de la combustión y la corrosión, denominada teoría del flogisto, que por aquel entonces era la explicación predilecta para esos procesos.

Esta teoría, establecida en 1667 por el químico alemán Johann Joachim Becher y modificada por el también químico Georg Stahl en 1731, postulaba que todos los materiales combustibles constaban de dos partes; una, llamada flogisto, que era emitida al quemar la sustancia en cuestión, y otra, denominada desflogisticada, que se tenía por su verdadera forma o calx (ceniza; creta en latín).

Los materiales altamente combustibles que dejan poco residuo, como la madera o el carbón, se creían hechos en su mayor parte por flogisto, mientras las sustancias no combustibles que corroen, como el hierro, contienen muy poco. El aire no tenía ningún papel en la teoría del flogisto ni se realizaron experimentos cuantivativos para poner a prueba la idea; por el contrario, se basaba en observaciones de lo que sucedía cuando algo se quemaba: los objetos más comunes parecían volverse más ligeros y perder algo en el proceso.

El hecho de que una sustancia como la madera realmente ganara peso en su con-junto durante el quemado se ocultaba por la flotabilidad de los productos gaseosos de la combustión. Una de las primeras pistas sobre la falsedad de la teoría del flo-gisto fue que los metales también ganaban peso en la oxidación (cuando supuesta-mente perdían flogisto).

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Descubrimiento

Carl Wilhelm Scheele se adelantó a Priestley en el descubrimiento, pero publicó su

trabajo con posterioridad.

El descubrimiento se le suele adjudicar a Joseph Priestley.

El oxígeno fue descubierto por el farmacéutico sueco Carl Wilhelm Scheele, que produjo oxígeno gaseoso calentando óxido de mercurio y varios nitratos alrededor de 1772. Scheele llamó al gas «aire del fuego», porque era el único apoyo conocido para la combustión, y escribió un informe de su descubrimiento en un manuscrito que tituló «Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer» («Tratado químico del aire y del fuego») y envió a su editor en 1775, si bien no se publicó hasta 1777.

Entre tanto, el 1 de agosto de 1774, el clérigo británico Joseph Priestley condujo un experimento en el que enfocó la luz solar sobre óxido de mercurio (II) (HgO) en el interior de un tubo de cristal, que liberó un gas que él llamó «aire desflogisticada».

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Notó que las velas prendían más vivamente en el gas y que el ratón estaba más activo y vivía más tiempo mientras lo respiraba.

Tras inhalar él mismo el gas, escribió: «La sensación del gas en mis pulmones no era perceptiblemente diferente al del aire normal, pero sentí mi pecho particular-mente ligero y desahogado durante un rato después». Priestley publicó sus hallaz-gos en 1775 en un artículo titulado «An Account of Further Discoveries in Air» («In-forme de más descubrimientos en el aire»), que incluyó en el segundo volumen de su libro titulado Experiments and Observations on Different Kinds of Air. Debido a que publicó sus hallazgos primero, Priestley suele ser considerado el autor del des-cubrimiento.

El renombrado químico francés Antoine Lavoisier reclamó posteriormente haber descubierto la sustancia de forma independiente. No obstante, Priestley visitó a La-voisier en octubre de 1774 y le habló sobre su experimento y cómo había liberado el nuevo gas. Scheele también escribió una carta a Lavoisier el 30 de septiembre de ese mismo año, en la que describía su propio descubrimiento de la sustancia antes desconocida, pero el francés nunca accedió a recibirla. Después de la muerte de Scheele se encontró una copia de la carta entre sus pertenencias.

Contribución de Lavoisier

Antoine Lavoisier desacreditó la teoría del flogisto.

Aunque fue cuestionado en su época, Lavoisier condujo los primeros experimentos cuantitativos adecuados sobre la oxidación y dio la primera explicación correcta acerca del funcionamiento de la combustión. Usó estos y otros experimentos simi-lares que comenzaron en 1774 para desacreditar la teoría del flogisto y para de-mostrar que la sustancia descubierta por Priestley y Scheele era un elemento quí-mico.

En un experimento, Lavoisier observó que no se producía un incremento global en el peso cuando el estaño y el aire se calentaban en un contenedor cerrado. Notó

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que, cuando abrió el contenedor, el aire entró súbitamente en él, lo que indicaba que parte del aire atrapado se había consumido. También notó que el estaño había aumentado su peso y que el aumento era igual al del peso del aire que volvió al contenedor cuando lo abrió.

Este y otros experimentos sobre la combustión se documentaron en su libro Sur la combustion en général, publicado en 1777. En esa obra, probó que el aire es una mezcla de dos gases: el «aire esencial», fundamental para la combustión y la res-piración, y el azote (del griego ἄζωτον, sin vida), que no servía para ninguna de las dos y se denominaría posteriormente nitrógeno.

Lavoisier renombró al «aire esencial» como oxígeno en 1777, desde las raíces grie-gas ὀξύς (oxys) (ácido, literalmente «punzante», por el sabor de los ácidos) y -γενής (-genēs) (productor, literalmente «engendrador»), porque pensaba, erróneamente, que el oxígeno era un constituyente de todos los ácidos. Los químicos —en particu-lar sir Humphry Davy en 1812— al cabo de un tiempo determinaron que Lavoisier se equivocó en su apreciación, pues, de hecho, es el hidrógeno el que forma la base de los ácidos, pero el nombre ya se había popularizado.

Historia posterior

Robert Goddard y un cohete de combustible de oxígeno líquido.

La hipótesis atómica original de John Dalton asumía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos de los compuestos tendrían normalmente las rela-ciones atómicas más simples. Por ejemplo, Dalton pensaba que la fórmula del agua

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era HO, presentando la masa atómica del oxígeno como 8 veces la del hidrógeno, en vez de 16, el valor que se le da hoy en día.

En 1805, Louis Joseph Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno y, en 1811, Amedeo Avogadro dio con la correcta interpretación de la composición del líquido, basado en la que hoy se denomina Ley de Avogadro y en la suposición de moléculas diatómicas elementales.

A finales del S. XIX, los investigadores se dieron cuenta de que el aire podía licuarse y sus componentes aislarse mediante compresión y enfriamiento. Utilizando un mé-todo de cascada, el químico y físico suizo Raoul Pictet evaporó dióxido de azufre para licuar dióxido de carbono, que por su parte era evaporado para enfriar el oxí-geno gaseoso lo suficiente para pasarlo a líquido.

Envió un telegrama a la Academia de Ciencias de Francia el 22 de diciembre de 1877 anunciando su descubrimiento del oxígeno líquido. Solo dos días después, el físico francés Louis Paul Cailletet anunció su propio método para licuar oxígeno mo-lecular.

En ambos casos solo se produjeron unas pocas gotas del líquido, por lo que no se pudo llevar a cabo un análisis concluyente. El oxígeno fue licuado de forma estable por primera vez el 29 de marzo de 1883 por los científicos polacos de la Universidad Jagellónica Zygmunt Wróblewski y Karol Olszewski.

En 1891, el químico escocés James Dewar pudo producir la suficiente cantidad de oxígeno líquido para estudiarlo. El primer proceso viable comercialmente para pro-ducir oxígeno líquido fue desarrollado en 1895 de forma independiente por los inge-nieros Carl von Linde, alemán, y William Hampson, británico.

Redujeron la temperatura del aire hasta que se licuó y, entonces, destilaron los com-ponentes gaseosos haciéndolos bullir uno a uno y capturándolos. Más tarde, en 1901, la soldadura de oxiacetileno se demostró por primera vez al quemar una mez-cla de acetileno y O2 comprimido. Este método de soldaje y cortado del metal se convertiría después en corriente.

El físico William Thomson, en 1898, calculó que el oxígeno que permanece en el planeta tiene solo unos 400 o 500 años, basándose en el ritmo de uso de los com-bustibles fósiles en la combustión.

En 1923, el científico estadounidense Robert Goddard se convirtió en la primera persona en desarrollar un motor cohete, que usaba gasolina como combustible y oxígeno líquido como oxidante. El 16 de marzo, hizo volar con éxito un pequeño cohete propulsado por combustible líquido durante 56 m a 97 km/h, en Auburn (Massachusetts).

Características

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Estructura

Tubo de descarga lleno de oxígeno puro.

En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno es un gas incoloro e inodoro con fórmula molecular O2, en el que dos átomos de oxígeno se enlazan con una configuración electrónica en estado triplete. Este enlace tiene un orden de en-lace de dos y se suele simplificar en las descripciones como un enlace doble8 o como una combinación de un enlace de dos electrones y dos enlaces de tres elec-trones

El oxígeno triplete —no debe confundirse con el ozono, O3— es el estado funda-mental de la molécula O2, que cuenta con dos electrones desparejados que ocupan dos orbitales moleculares degenerados. Estos orbitales se clasifican como antien-laces —debilitan el orden de enlace de tres a dos—, de manera que el enlace del dioxígeno es más débil que el triple enlace del nitrógeno diatómico, en el que todos los orbitales de los enlaces moleculares se rellenan, pero algunos orbitales de an-tienlace no lo están.

En su forma normal de triplete, las moléculas de O2 son paramagnéticas; es decir, que en presencia de un campo magnético forman un imán, debido al momento mag-nético del espín de los electrones desparejados en la molécula y la interacción de canje negativa entre moléculas de O2 contiguas. Un imán atrae al oxígeno líquido hasta tal punto que, en demostraciones de laboratorio, un hilo de oxígeno líquido puede sostenerse contra su propio peso entre los polos de un imán potente.

El oxígeno molecular singlete es un nombre dado a varias especies de O2 de mayor energía, en los que todos los espínes de los electrones se emparejan. Es mucho más reactivo con moléculas orgánicas habituales que el oxígeno molecular en sí mismo. En la naturaleza, el oxígeno singlete se suele formar con el agua en la foto-síntesis, usando la energía solar.

También se produce en la troposfera a causa de la fotolisis del ozono por la luz de onda corta, así como por el sistema inmunitario como una fuente de oxígeno activo. En los organismos fotosintéticos —y posiblemente también en los animales—, los carotenoides juegan un papel fundamental en la absorción de energía del oxígeno singlete y la conversión de este a su estado no excitado antes de que pueda causar daño a los tejidos.

Energía de disociación Energía de disociación de las moléculas diatómicas O-X a 25°C en kJ/mol (en con-diciones de laboratori18

101

Alótropos

El ozono es un gas poco común en la Tierra y se encuentra en su mayor parte en la estratosfera

H 429,91

He

Li 340,5

Be 437

B 809

C 1076,38

N 631,62

O 498,36

F 220

Ne

Na 270

Mg 358,2

Al 501,9

Si 799,6

P 589

S 517,9

Cl 267,47

Ar

K 271,5

Ca 383,3

Sc 671,4

Ti 666,5

V 637

Cr 461

Mn 362

Fe 407

Co 397,4

Ni 366

Cu 287,4

Zn 250

Ga 374

Ge 657,5

As 484

Se 429,7

Br 237,6

Kr 8

Rb 276

Sr 426,3

Y 714,1

Zr 766,1

Nb 726,5

Mo 502

Tc 548

Ru 528

Rh 405

Pd 238,1

Ag 221

Cd 236

In 346

Sn 528

Sb 434

Te 377

I 233,4

Xe 36,4

Cs 293

Ba 562

* Hf 801

Ta 839

W 720

Re 627

Os 575

Ir 414

Pt 418,6

Au 223

Hg 269

Tl 213

Pb 382,4

Bi 337,2

Po At Rn

Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

* La 798

Ce 790

Pr 740

Nd 703

Pm

Sm 573

Eu 473

Gd 715

Tb 694

Dy 615

Ho 606

Er 606

Tm 514

Yb 387,7

Lu 669

** Ac 794

Th 877

Pa 792

U 755

Np 731

Pu 656,1

Am 553

Cm 732

Bk 598

Cf 498

Es 460

Fm 443

Md 418

No 268

Lr 665

102

El alótropos más normal del oxígeno elemental es el llamado dioxígeno (O2), que tiene una longitud de enlace de 121 pm y una energía de enlace de 498 kJ•mol−1. Esta es la forma que usan las formas de vida complejas, como los animales, en su respiración celular (véase rol biológico) y es la forma que tiene una gran importancia en la composición de la atmósfera terrestre (véase Abundancia).

El trioxígeno (O3) se conoce habitualmente como ozono y es un alótropo muy reac-tivo, dañino para el tejido pulmonar. El ozono se produce en la atmósfera superior cuando el O2 se combina con el oxígeno atómico a causa de la división del O2 por la radiación ultravioleta.7 Ya que el ozono es un poderoso absorbente en la región ultravioleta del espectro electromagnético, la capa de ozono de la atmósfera supe-rior funciona como un escudo protector de la radiación que recibe el planeta. Cerca de la superficie terrestre, no obstante, es un contaminante formado como subpro-ducto de las emisiones de automóviles.

La molécula metaestable del tetraoxígeno (O4) no fue descubierta hasta 2001, y se dio por descontado que existía en una de las seis fases del oxígeno sólido. En 2006 se demostró que esta fase, creada mediante la presurización del O2 a 20 GPa, es, de hecho, un clúster O8 de sistema trigonal. Este clúster tiene potencial para ser un oxidante mucho más potente que el O2 y el O3 y podría, por tanto, ser usado como propulsor de cohetes.

En 1990 se descubrió una fase metálica cuando el oxígeno sólido se somete a una presión superior a 96 GPa y se demostró en 1998 que a temperaturas muy bajas se convierte en superconductor.

Propiedades físicas

En la fase tardía de la vida de una estrella masiva, el 16O se concentra en la capa

O, el 17O lo hace en la capa H y el 18O en la capa He.

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El agua fría contiene más O2 disuelto.

El oxígeno es más soluble en agua que el nitrógeno; esta contiene aproximada-mente una molécula de O2 por cada dos moléculas de N2, comparado con la pro-porción en la atmósfera, que viene a ser de 1:4. La solubilidad del oxígeno en el agua depende de la temperatura, disolviéndose alrededor del doble (14,6 mg•L−1) a 0 °C que a 20 °C (7,6 mg•L−1).11 27 A 25 °C y 1 atmósfera de presión, el agua dulce contiene alrededor de 6,04 mililitros (ml) de oxígeno por litro, mientras que el agua marina contiene alrededor de 4,95 ml por litro. A 5 °C la solubilidad se incrementa hasta 9,0 ml (un 50 % más que a 25 °C) por litro en el agua y 7,2 ml (45 % más) en el agua de mar.

El oxígeno se condensa a 90,20 K (−182,95 °C, −297,31 °F) y se congela a 54,36 K (−218,79 °C, −361,82 °F). Tanto el O2 líquido como el sólido son sustancias con un suave color azul cielo causado por la absorción en el rojo, en contraste con el color azul del cielo, que se debe a la dispersión de Rayleigh de la luz azul. El O2 líquido de gran pureza se suele obtener a través de la destilación fraccionada de aire li-cuado.

El oxígeno líquido también puede producirse por condensación del aire, usando ni-trógeno líquido como refrigerante. Es una sustancia altamente reactiva y debe se-pararse de materiales inflamables.

Isótopos y origen estelar

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El oxígeno que encontramos en la naturaleza se compone de tres isótopos estables: 16O, 17O y 18O, siendo el 16O el más abundante (99,762 % de abundancia natural).

La mayor parte del 16O se sintetiza al final del proceso de combustión del helio en una estrella masiva, pero otra parte se produce en el proceso de combustión del neón. El 17O surge fundamentalmente por la combustión del hidrógeno en helio du-rante el ciclo CNO, convirtiéndolo en un isótopo común en las zonas de combustión de hidrógeno en las estrellas.

Por su parte, la mayoría del 18O se produce cuando el 14N —que abunda debido a la combustión CNO— captura un núcleo de 4He, causando una abundancia de 18O en las zonas ricas en helio de las estrellas masivas.

Se han caracterizado catorce radioisótopos, de los que los más estables son el 15O con un periodo de semidesintegración de 70,606 segundos. Todos los restantes isótopos radiactivos tienen periodos de semidesintegración inferiores a 27 segun-dos y la mayor parte de estos, inferiores a 83 milisegundos. La forma de descom-posición de los isótopos más ligeros que el 16O es la descomposición β+34 para producir nitrógeno y, para los más pesados que el 18O, la desintegración beta para formar flúor.

Abundancia

La nebulosa Ojo de Gato tiene regiones ricas en oxígeno ionizado, mostrado de

color verde en la imagen.

El oxígeno es el elemento químico más abundante, por masa, en la biosfera, el aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más abundante en el universo, tras el hidrógeno y el helio. Alrededor del 0,9 % de la masa del Sol es oxígeno, que constituye también el 49,2 % de la masa de la corteza terrestre3 y es el principal componente de los océanos de la Tierra (88,8 % de su masa total).

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El oxígeno gaseoso es el segundo componente más abundante en la atmósfera terrestre, ya que supone un 20,8 % de su volumen y el 23,1 % de su masa (unas 1015 toneladas).

La Tierra es una excepción entre los planetas del Sistema Solar por la alta concen-tración de oxígeno gaseoso en su atmósfera; por ejemplo, Marte (con un 0,1 % de O2 del total de su volumen) y Venus tienen concentraciones mucho menores. Sin embargo, el O2 que rodea a estos planetas proviene exclusivamente de la reacción que sufren moléculas que contienen oxígeno, como el dióxido de carbono, por efecto de la radiación ultravioleta.

La inusualmente alta concentración de oxígeno gaseoso en la Tierra es el resultado del ciclo de circulación. Este ciclo biogeoquímico describe el movimiento del oxígeno en el interior de sus tres principales reservas en el planeta: la atmósfera, la biosfera y la litosfera. El factor de conducción más importante en este ciclo es la fotosíntesis, responsable de la atmósfera moderna de la Tierra, que libera oxígeno en la atmós-fera, mientras que los procesos de respiración y descomposición lo eliminan. En el equilibrio actual, la producción y el consumo tienen lugar con una ratio aproximado de 1/2000 de la totalidad del oxígeno atmosférico por año.

Los diez elementos más comunes en la Vía Láctea estimados estereoscópicamente

Z Elemento Fracción másica en partes por millón

1 hidrógeno 739 000

2 helio 240 000

8 Oxígeno 10 400

6 Carbono 4600

10 neón 1340

26 Hierro 1090

7 nitrógeno 960

14 Silicio 650

12 Magnesio 580

16 Azufre 440

El oxígeno no combinado también se da en soluciones en las masas de agua del planeta. La mayor solubilidad del O2 a baja temperatura (véase Propiedades físicas) tiene implicaciones importantes para la vida marina, ya que los océanos polares

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sostienen una densidad de vida mucho mayor debido a su superior contenido de oxígeno.

La cantidad de O2 en el agua puede haberse visto reducida por la contaminación hídrica, debido a la acción de la descomposición de las algas y otros biomateriales por un proceso llamado eutrofización. Los científicos evalúan este aspecto de la calidad del agua a través de la medición de su demanda biológica de oxígeno, o cantidad de O2 necesaria para restaurarla a una concentración normal.

Rol biológico

Fotosíntesis y respiración

La fotosíntesis divide el agua para liberar O2 y une el CO2 al azúcar.

El oxígeno es liberado por las bacterias fotosintéticas, las algas y las plantas me-diante la fotosíntesis. En el proceso inverso, los organismos aerobios mediante la respiración usan el oxígeno para convertir los nutrientes en energía (ATP). La dis-minución de oxígeno provoca hipoxemia y su falta total, anoxia, lo que puede pro-vocar la muerte del organismo.

En la naturaleza, el oxígeno no combinado se produce por la foto descomposición del agua durante la fotosíntesis. Según algunas estimaciones, las algas verdes y las cianobacterias de ambientes marinos proporcionan alrededor del 70 % del produ-cido en la Tierra, y las plantas terrestres, el resto. Otros investigadores estiman que la contribución oceánica al oxígeno atmosférico es aún mayor, mientras que otros la sitúan por debajo, en torno a un 45 % del oxígeno atmosférico total del planeta cada año.

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Una fórmula global simplificada de la fotosíntesis es:

6 CO2 + 6 H2O + fotones → C6H12O6 + 6 O2

dióxido de carbono + agua + luz solar → glucosa + dioxígeno

La evolución fotolítica del oxígeno tiene lugar en las membranas tilacoides de los organismos fotosintéticos y requiere la energía de cuatro fotones. Están implicados muchos procesos, pero el resultado es la formación de un gradiente de un protón a través de la membrana tilacoide, que se usa para sintetizar adenosín trifosfato (ATP) por la fotofosforilación. El O2 restante tras la oxidación de la molécula de agua se libera a la atmósfera.

El dioxígeno molecular es esencial para la respiración celular en todos los organis-mos aerobios, ya que las mitocondrias lo usan para ayudar a generar adenosín tri-fosfato durante la fosforilación oxidativa. La reacción para la respiración aerobia es básicamente lo contrario que la fotosíntesis y se simplifica de la siguiente forma:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + 2880 kJ•mol−1

En los vertebrados, el O2 se difunde por membranas pulmonares hacia los glóbulos rojos. La hemoglobina envuelve el O2 cambiando su color de un rojo azulado a un rojo brillante (el CO2 se libera desde otra parte de la hemoglobina mediante el efecto Bohr). Otros animales usan la hemocianina (moluscos y algunos artrópodos) o la hemeritrina (arañas y langostas).37 Un litro de sangre puede disolver 200 cm³ de O2.

Las especies reactivas de oxígeno, como el ion superóxido (O2-) y el peróxido de

hidrógeno, son peligrosos subproductos del uso de oxígeno en los organismos.

Algunas partes del sistema inmunitario de organismos más avanzados, sin em-bargo, crean peróxido, superóxido y oxígeno singlete para destruir microbios inva-sores. Las especies reactivas de oxígeno también tienen un rol importante en la respuesta hipersensible de las plantas contra ataques patógenos.

Un adulto humano en reposo respira de 1,8 a 2,4 gramos de oxígeno por minuto.

Sumada la cantidad inhalada por todas las personas del planeta, hace un total de 6000 millones de toneladas de oxígeno por año.

Contenido en el cuerpo

Presiones parciales del oxígeno en el cuerpo humano (PO2)

Unidad Presión alveolar de los gases pulmona-res

Oxígeno de la sangre ar-terial

Gas sanguíneo ve-noso

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kPa nota 10 14.2 11-13 4.0-5.3

mmHg45 46 107 75-100 30-40

El contenido de oxígeno en el cuerpo de un ser vivo es normalmente mayor en el sistema respiratorio y disminuye a lo largo de cualquier sistema arterial, los tejidos periféricos y el sistema venoso, respectivamente. El contenido de oxígeno en este sentido se suele dar como la presión parcial, que es la presión que tendría el oxí-geno si ocupase por sí solo el volumen de las venas.

Acumulación en la atmósfera Acumulación del O2 en la atmósfera terrestre: 1) Sin producción de O2; 2) O2 produ-cido, pero absorbido en océanos y rocas del fondo marino; 3) El O2 comienza a salir de los océanos, pero es absorbido por la superficie terrestre y debido a la formación de la capa de ozono; 4–5) El O2 desciende y el gas se acumula.

El oxígeno gaseoso no combinado era casi inexistente en la atmósfera terrestre antes de la evolución de las bacterias y arqueobacterias fotosintéticas. Apareció por primera vez en cantidades significativas durante el Paleoproterozoico (hace alrede-dor de 2500 y 1600 millones de años). En un principio, el oxígeno se combinó con Hierro disuelto en los océanos para crear formaciones de hierro bandeado. Los océanos comenzaron a exhalar oxígeno no combinado hace 2700 millones de años, alcanzando el 10 % de su nivel actual hace unos 1700 millones de años.

La presencia de grandes cantidades de oxígeno no combinado disuelto en los océa-nos y la atmósfera pudo haber conducido a la extinción de la mayoría de los orga-nismos anaerobios que vivían entonces, durante la Gran Oxidación (catástrofe del oxígeno) hace unos 2400 millones de años. Sin embargo, el uso de O2 en la respi-ración celular permite producir a los organismos aerobios mucho más ATP que los anaerobios, ayudando a los primeros a dominar a biosfera de la Tierra. La fotosín-tesis y la respiración celular del O2 permitieron la evolución de las células eucariotas y, finalmente, la aparición de organismos multicelulares complejos como plantas y animales.

Desde el comienzo del periodo Cámbrico hace 540 millones de años, los niveles de O2 han fluctuado entre el 15 % y el 30 % por volumen. Hacia finales del Carbonífero (hace unos 300 millones de años) el nivel de O2 en la atmósfera alcanzó un volumen máximo del 35 %, que pudo haber contribuido al gran tamaño de los insectos y an-fibios de aquella época.

La actividad humana, incluyendo la combustión de 7000 millones de toneladas de combustible fósil cada año, ha tenido un impacto muy pequeño en la cantidad de oxígeno combinado en la atmósfera. Con los niveles actuales de fotosíntesis, lleva-ría unos 2000 años regenerar la cantidad total de O2 en la atmósfera actual.

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Producción industrial

El voltámetro de Hofmann se usa en la electrólisis del agua.

Se emplean principalmente dos métodos para producir 100 millones de toneladas de O2 extraídas del aire para usos industriales cada año. El más común consiste en destilar fraccionadamente aire licuado en sus diversos componentes, con el N2 des-tilado como vapor y el O2 dejado como líquido.

El otro método principal de obtención de O2 gaseoso consiste en pasar un chorro de aire limpio y seco a través de un lecho de tamices moleculares de zeolita, que adsorben el nitrógeno y dejan pasar un chorro de gas que es de un 90 a un 93 % O2.

Simultáneamente, el otro lecho de zeolita saturada de nitrógeno libera este gas al reducir la presión de funcionamiento de la cámara e introducir en ella a contraco-rriente parte del oxígeno separado en el lecho productor. Después de cada ciclo completo, los lechos se intercambian, permitiendo un suministro constante de oxí-geno. Esto se conoce por adsorción por oscilación de presión y se utiliza para pro-ducir oxígeno a pequeña escala.

El oxígeno también puede producirse mediante la electrólisis del agua, descompo-niéndola en oxígeno e hidrógeno, para lo cual debe usarse una corriente continua; si se usara una corriente alterna, los gases de cada extremo consistirían en hidró-geno y oxígeno en la explosiva relación 2:1. Contrariamente a la creencia popular, la relación 2:1 observada en la electrólisis de corriente continua del agua acidificada no demuestra que la fórmula empírica del agua sea H2O, a menos que se asuman ciertas premisas sobre la fórmula molecular del hidrógeno y el oxígeno.

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Un método similar es la evolución electrocatalítica del O2 de óxidos a oxoácidos. También se pueden usar catalizadores químicos, como en el generador químico de oxígeno o en las velas de oxígeno que se usan en el equipamiento de apoyo en submarinos y que aún son parte del equipamiento estándar en aerolíneas comer-ciales para casos de despresurización. Otra tecnología de separación del aire con-siste en forzar la disolución del aire a través de membranas de cerámica basadas en dióxido de zirconio, ya sea por alta presión o por corriente eléctrica, para producir O2 gaseoso prácticamente puro.

Para grandes cantidades, el precio del oxígeno líquido era en 2001 de aproxima-damente 0,21 USD/kg.

El coste de la energía necesaria para licuar el aire supone el principal coste de pro-ducción, por lo cual el coste del oxígeno varía en función del precio de la energía. Por razones de economía, el oxígeno se suele transportar en grandes cantidades en estado líquido, almacenado en tanques especialmente aislados, ya que un litro de oxígeno licuado equivale a 840 litros de oxígeno gaseoso a presión atmosférica y 20 °C (68 °F).

Estas cisternas se usan para rellenar los grandes contenedores de oxígeno líquido que se encuentran en el exterior de los hospitales y demás instituciones que nece-sitan ingentes cantidades de oxígeno gaseoso puro. El oxígeno líquido se pasa por unos intercambiadores de calor que convierten el líquido criogénico en gas antes de que entre en el edificio. El oxígeno también se almacena y envía en cilindros que contienen el gas comprimido, lo que resulta útil para ciertas aplicaciones médicas portátiles y oxicorte.

Usos y aplicaciones

El 55 % de la producción mundial de oxígeno se consume en la producción de acero Otro 25 % se dedica a la industria química. Del 20 % restante la mayor parte se usa para aplicaciones medicinales, oxicorte, como oxidante en combustible de cohetes y en tratamiento de aguas.

Medicina

El propósito esencial de la respiración es tomar el O2 del aire y, en medicina, se usan suplementos de oxígeno. El tratamiento no solo incrementa los niveles de oxí-geno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo de la sangre en muchos tipos de pulmones enfermos, facilitando el trabajo de bombeo del corazón.

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La oxigenoterapia se usa para tratar el enfisema, la neumonía, algunas insuficien-cias cardíacas, algunos desórdenes que causan una elevada presión arterial pul-monar y cualquier enfermedad que afecte a la capacidad del cuerpo para tomar y usar el oxígeno.

Los tratamientos son lo suficientemente flexibles como para ser usados en hospita-les, la vivienda del paciente o, cada vez más, con instrumentos móviles. Así, las tiendas de oxígeno se solían usar como suplementos de oxígeno, pero han ido sus-tituyéndose por las máscaras de oxígeno y las cánulas nasales.

La medicina hiperbárica (de alta presión) usa cámaras especiales de oxígeno para aumentar la presión parcial del O2 en el paciente y, cuando son necesarias, en el personal médico.

La intoxicación por monóxido de carbono, la mionecrosis (gangrena gaseosa) y el síndrome de descompresión a veces se tratan con estos aparatos. El aumento de la concentración del O2 en los pulmones ayuda a desplazar el monóxido de carbono del hemogrupo de hemoglobina.

El oxígeno es tóxico para la bacteria anaerobia que causa la gangrena gaseosa, de manera que aumentar su presión parcial ayuda a acabar con ellas.

El síndrome de descompresión les sucede a los buzos que salen demasiado rápido del mar, lo que resulta en la formación de burbujas de gas inerte, sobre todo nitró-geno, en su sangre.

También se usa oxígeno para pacientes que necesitan ventilación mecánica, nor-malmente a concentraciones superiores al 21 % encontrado en el aire ambiental. Por otra parte, el isótopo 15O se usó de forma experimental en la tomografía por emisión de positrones.

Apoyo vital y uso recreativo

En los trajes espaciales se usa O2 a baja presión.

Una aplicación notable del O2 como gas respirable de baja presión se encuentra en los trajes espaciales modernos, que envuelven el cuerpo de sus ocupantes con aire presurizado. Estos dispositivos usan oxígeno casi puro a una presión de alrededor

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de un tercio de la común, resultando en una presión parcial normal en el O2 de la sangre.

Este intercambio de oxígeno de alta concentración para una baja presión es nece-sario para mantener la flexibilidad de los trajes espaciales.

Los buceadores y los tripulantes de submarinos también usan O2 artificialmente pro-porcionado, pero la mayoría usan una presión normal o una mezcla de oxígeno y aire. El uso de O2 puro o casi puro en buceo a presiones por encima del nivel del mar se limita generalmente a los descansos, descompresiones y tratamientos de emergencia a relativamente poca profundidad (~6 metros o menos).

El buceo a mayor profundidad requiere una dilución significativa de O2 con otros gases, como nitrógeno o helio, para ayudar a prevenir el efecto de Paul Bert (toxici-dad del oxígeno).

Los escaladores de montaña y los que viajan en aviones no presurizados a veces tienen un suplemento de O2. Los pasajeros de aviones comerciales (presurizados) tienen un suministro de O2 para emergencias, que les es puesto automáticamente a su disposición en caso de despresurización de la cabina.

Una pérdida repentina de presión en la cabina activa generadores químicos de oxí-geno sobre cada asiento y hacen caer máscaras de oxígeno. Al tirar de la máscara para comenzar el flujo de oxígeno, tal y como indican las instrucciones de seguridad, se fuerzan las limaduras de hierro en el clorato de sodio dentro del recipiente. Se produce, entonces, un chorro constante de oxígeno debido a la reacción exotérmica.

El oxígeno, como un supuesto eufórico suave, tiene una historia de uso recreativo en deportes y bares de oxígeno. Estos son establecimientos que aparecieron en Japón, California y Las Vegas a finales de los años 1990 que ofertan exposiciones a niveles de O2 superiores a lo normal a cambio de una determinada tarifa.

Los atletas profesionales, especialmente en fútbol americano, también salen del campo en ocasiones, durante los descansos, para ponerse máscaras de oxígeno y obtener una estimulación en su juego. El efecto farmacológico es dudoso y el efecto placebo es la explicación más factible. Existen estudios que respaldan esa estimu-lación con mezclas de O2 enriquecido, pero solo si se inhalan durante el ejercicio aeróbico.

Industria

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La mayor parte del O2 producido con propósito comercial se utiliza para la fundi-ción del Hierro en acero.

La fundición de mena de hierro en acero consume el 55 % del oxígeno producido comercialmente.

En este proceso, el O2 es inyectado mediante una lanza de alta presión en el molde de hierro, que expulsa las impurezas de Azufre y el exceso de Carbono, en forma de sus respectivos óxidos, SO2 y CO2. Las reacciones son exotérmicas y la tempe-ratura asciende hasta los 1700 Cº.

Otro 25 % de este oxígeno se dedica a la industria química. El etileno reacciona con el O2 para crear óxido de etileno, que, a su vez, se convierte en etilenglicol, el ma-terial usado como base para fabricar una gran variedad de productos, incluyendo anticongelantes y polímeros de poliéster (los precursores de muchos plásticos y textiles).

El oxígeno se usa en el oxicorte quemando acetileno con O2 para producir una llama muy caliente. En este proceso, el metal de hasta 60 centímetros de grosor se ca-lienta primero con una pequeña llama de oxiacetileno para después ser rápidamente cortado por un gran chorro de O2.

Ciencia

500 millones de años de cambio climático comparados con el nivel de 18O.

Los paleoclimatólogos miden la relación entre el oxígeno-18 y el oxígeno-16 en los esqueletos y exoesqueletos de los organismos marinos para determinar cómo era el clima hace millones de años. Las moléculas de agua de mar que contienen el isótopo más ligero, el oxígeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente mayor que las moléculas que contienen oxígeno-18 (un 12 % más pesado); esta disparidad se incrementa a bajas temperaturas.

En periodos con una temperatura global más baja, la nieve y la lluvia procedentes de esa agua evaporada tienden a ser más ricas en oxígeno-16, mientras que el agua marina que queda tiende a serlo en oxígeno-18. Los organismos marinos, por tanto,

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incorporan más oxígeno-18 en sus esqueletos y exoesqueletos de lo que harían en un medio más cálido.

Los paleoclimatólogos también miden directamente esta relación en las moléculas de agua de muestras de núcleo de hielo que se han conservado durante varios cientos de miles de años.

Los geólogos planetarios han medido las diferencias en la abundancia de isótopos de oxígeno en muestras de la Tierra, la Luna, Marte y meteoritos, pero no han es-tado lejos de poder obtener valores de referencia para las relaciones entre isótopos del Sol, que se creen iguales a aquellas de la nebulosa protosolar. Sin embargo, el análisis de una oblea de Silicio expuesta al viento solar en el espacio y devuelta a la Tierra por la sonda Génesis desveló que el Sol tiene una proporción de oxígeno-16 mayor que nuestro planeta. La medición implica que un proceso desconocido agotó el oxígeno-16 del disco protoplanetario del Sol antes de la fusión de los granos de polvo que formaron la Tierra.

El oxígeno presenta dos bandas de absorción espectrofotométrica con máximos en longitudes de onda de 687 y 760 nanómetros. Algunos científicos de detección re-mota han propuesto usar la medición del resplandor procedente de los doseles de vegetación en aquellas bandas para caracterizar la salud de las plantas desde una plataforma satelital.

Esta aproximación explota el hecho de que en esas bandas es posible distinguir la reflectividad de la vegetación de su fluorescencia, que es mucho más débil. La me-dición tiene una alta dificultad técnica, debido a la baja relación señal/ruido y la es-tructura física de la vegetación, pero se ha propuesto como un posible método de monitoreo del ciclo del carbono desde satélites a escala global.

Compuestos

El agua (H2O) es el compuesto de oxígeno más familiar.

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El estado de oxidación del oxígeno es -2 en casi todos los compuestos conocidos del oxígeno. Por su parte, el estado de oxidación -1 se encuentra en unos cuantos compuestos, como los peróxidos. Los compuestos en otro estado de oxidación son muy poco comunes: −1/2 (superóxidos), −1/3 (ozónidos), 0 (elemental, hipofluo-roso), +1/2 (dioxigenil), +1 (difluoruro de dioxígeno) y +2 (difluoruro de oxígeno).

Óxidos y otros compuestos inorgánicos

El agua (H2O) es el óxido de hidrógeno y es el compuesto de oxígeno más común. Los átomos de hidrógeno están enlazados covalentemente al oxígeno en la molé-cula de agua, pero también tienen una atracción adicional (sobre 23,3 kJ•mol−1 por átomo de hidrógeno) con un átomo de oxígeno adyacente de una molécula dife-rente.

Estos enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua las mantienen aproxima-damente un 15 % más cerca de lo que sería esperable en un líquido simple solo con las fuerzas de Van der Waals.

Los óxidos, como el óxido de hierro o el orín, se forman cuando el oxígeno se

combina con otros elementos.

Debido a su electronegatividad, el oxígeno forma enlaces químicos con casi todos los demás elementos a temperaturas elevadas para dar los óxidos correspondien-tes. Sin embargo, algunos elementos forman óxidos directamente a condiciones normales de presión y temperatura, como el orín formado del Hierro.

La superficie de metales como el aluminio y el titanio se oxidan en presencia del aire y se cubren con una fina capa de óxido que pasiva el metal y ralentiza la corro-sión. Algunos de los óxidos metálicos de transición se encuentran en la naturaleza como compuestos no estequiométricos, con ligeramente menos metal de lo que la fórmula química sugiere.

Por ejemplo, el FeO (wustita), que se forma de manera natural, se escribe en reali-dad como Fex-1O, donde la «x» está normalmente en torno a 0,05.

El oxígeno como compuesto está presente en la atmósfera en pequeñas cantidades en forma de dióxido de carbono (CO2). La roca de la corteza terrestre se compone de grandes partes de óxidos de Silicio (dióxido de silicio SiO2, que se encuentra en

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el granito y la arena), aluminio (alúmina Al2O3, en la bauxita y el corindón), hierro (óxido férrico Fe2O3, en la hematita y el orín) y calcio (carbonato cálcico CaCO3, en la caliza). El resto de la corteza terrestre se compone también de compuestos de oxígeno, en particular varios silicatos complejos. En el manto terrestre, de una masa mucho mayor que la corteza, abundan los silicatos de hierro y Magnesio.

Los silicatos solubles en agua con las formas Na4SiO4, Na2SiO3 y Na2Si2O5 se utili-zan como detergentes y adhesivos.

El oxígeno también actúa como ligazón para metales de transición, formando enla-ces de O2 metálico con el átomo de iridio en el complejo de Vaska, con el platino en el PtF6

98 y con el centro de hierro en el grupo hemo de la hemoglobina.

Compuestos orgánicos y biomoléculas

La acetona es un material importante para la industria química. Oxígeno Car-

bono Hidrógeno.

El oxígeno representa más del 40 % de la masa molecular de la molécula de la

ATP.

Entre las clases más importantes de compuestos orgánicos que contienen oxígeno están los siguientes (donde «R» es un grupo orgánico): alcoholes (R-OH), éteres (R-O-R), cetonas (R-CO-R), aldehídos (R-CO-H), ácidos carboxílicos (R-COOH), Ésteres (R-COO-R), anhídridos de ácido (R-CO-O-CO-R) y amidas (R-C(O)-NR2).

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Hay muchos disolventes orgánicos importantes que contienen oxígeno, entre ellos: acetona, metanol, etanol, alcohol isopropílico, furano, tetrahidrofurano, éter etílico, dioxano, etanoato de etilo, dimetilformamida, dimetilsulfóxido, ácido acético y ácido fórmico. La acetona (CH3(CO)CH3) y el fenol (C6H5OH) se usan como materiales en la síntesis de muchas sustancias diferentes. Otros compuestos orgánicos importan-tes que contienen oxígeno son: glicerol, formaldehído, glutaraldehído, ácido acético y acetamida. Los epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos.

El oxígeno reacciona espontáneamente con muchos compuestos orgánicos a tem-peratura ambiente o inferior, en un proceso llamado autooxidación. La mayor parte de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno no se producen por la acción directa del O2. Los compuestos orgánicos importantes en la industria y el comercio producidos por oxidación directa de un precursor incluyen al óxido de etileno y el ácido peracético.

El elemento se encuentra en casi todas las biomoléculas importantes para (o gene-radas por) la vida. Solo unas cuantas biomoléculas complejas comunes, como el escualeno y el caroteno, no contienen oxígeno. De los compuestos orgánicos con relevancia biológica, los carbohidratos contienen la mayor proporción de oxígeno en su masa. Todas las grasas, ácidos grasos, aminoácidos y proteínas contienen oxí-geno (debido a la presencia de grupos carbonilos en esos ácidos y sus residuos de éster). El

oxígeno también está presente en grupos de fosfato (PO4-3) en las moléculas biológicamente importantes que transportan

energía, ATP y ADP, en la columna vertebral y las purinas (excepto la adenina y las perimidnos de ARN y ADN) y en los

huesos como fosfato cálcico e hidroxiapatita.

Seguridad y precauciones

Toxicidad

Los principales síntomas de la toxicidad del oxígeno.

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La toxicidad del oxígeno tiene lugar cuando los pulmones toman una presión par-

cial del O2 mayor de lo normal, lo que puede suceder durante el buceo.

El O2 gaseoso puede ser tóxico a presiones parciales elevadas, produciendo con-vulsiones y otros problemas de salud.

La toxicidad generalmente comienza a aparecer con presiones parciales de más de 50 kPa o 2,5 veces la presión parcial del O2 a nivel del mar (21 kPa; igual a alrededor del 50 % de la composición del oxígeno a presión normal).

Esto no resulta un problema excepto para pacientes con ventilación mecánica, de-bido a que el gas administrado a través de las máscaras de oxígeno se compone típicamente de solo un 30 %-50 % de O2 por volumen (sobre 30 kPa a presión nor-mal), aunque estas cifras varían sensiblemente dependiendo del tipo de máscara.

Durante un tiempo, los bebés prematuros se colocaban en incubadoras que conte-nían aire rico en O2, pero esta práctica cesó después de que algunos de estos niños perdieran la visión.

La respiración de O2 puro en aplicaciones espaciales, como en algunos trajes aero-espaciales modernos o en naves pioneras como la Apolo, no causa daños debido a las bajas presiones totales utilizadas.

En el caso de los trajes, la presión parcial del O2 en el gas respiratorio se encuentra, en general, sobre 30 kPa (1,4 veces lo normal) y la presión parcial resultante en la sangre arterial del astronauta solo está marginalmente por encima de lo normal al nivel del mar.

La toxicidad del oxígeno para los pulmones y el sistema nervioso central también puede darse en el buceo profundo y en el buceo profesional.

La respiración prolongada de una mezcla de aire con una presión parcial de O2 mayor a 60 kPa puede llegar a producir una fibrosis pulmonar permanente.

119

La exposición a presiones parciales superiores a 160 kPa (~1,6 atmósferas) podría causar convulsiones, normalmente fatales para los buzos. La toxicidad aguda puede producirse al respirar una mezcla de aire con más de un 21 % de O2 a 66 o más metros de profundidad; lo mismo puede ocurrir al respirar un 100 % de O2 a solo 6 metros.

Combustión y otros riesgos

El interior del módulo de mando del Apolo 1. El O2 puro a una presión mayor de lo normal y una chispa produjeron un incendio y la consiguiente pérdida de la tripula-

ción.

Las fuentes de oxígeno que están altamente concentradas estimulan una rápida combustión. Los riesgos de fuego y explosión se dan cuando los oxidantes concen-trados y los combustibles se sitúan demasiado cerca entre sí; sin embargo, la igni-ción, ya sea por el calor o por una chispa, es necesaria para iniciar la combustión.

El oxígeno en sí mismo no es un combustible, sino un oxidante. Los riesgos de la combustión también se aplican a compuestos de oxígeno de alto potencial oxidante, como los peróxidos, cloratos, nitratos, percloratos y dicromatos, porque pueden dar oxígeno al fuego.

El O2 concentrado permite una combustión rápida y enérgica. Las tuberías y los recipientes de acero usados para almacenar y trasmitir tanto el oxígeno líquido como el gaseoso actúan como combustible; por tanto, el diseño y la fabricación de los sistemas de O2 requieren una atención especial para asegurar que las fuentes de ignición se minimizan.

El incendio que acabó con la vida de la tripulación del Apolo 1 en una prueba en la plataforma de lanzamiento se extendió tan rápidamente debido a que la cápsula estaba presurizada con O2 puro, pero a una presión ligeramente mayor que la at-mosférica, en lugar de una presión de 1/3 de la normal que debía usarse en la mi-sión.

En caso de un derrame de oxígeno líquido, si este llega a empaparse en materia orgánica como madera, productos petroquímicos y asfalto puede provocar que es-tos materiales detonen de forma impredecible al sufrir un impacto mecánico poste-rior.

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Al igual que otros líquidos criogénicos, en contacto con el cuerpo humano puede causar congelamiento en piel y ojos.

Azufre (S)

El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S (del latín sulphur). Es un no metal abundante con un olor característico.

El azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en sus formas reducidas formando sulfuros y sulfosales o bien en sus formas oxidadas como sulfatos. Es un elemento químico esencial constitu-yente de los aminoácidos cisteina y metionina y, por consiguiente, ne-cesario para la síntesis de proteínas presentes en todos los organismos

vivos. Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación de pólvora, laxantes, fósforos e insecticidas.

Historia

El azufre (del latín sulphur, sulfŭris, vinculado con el sánscrito śulbāri) es conocido desde la Antigüedad, y ya los egipcios lo utilizaban para purificar los templos.

En el Génesis (19,24), los hebreos decían que Dios (Yahvé) hizo llover sobre So-doma y Gomorra azufre y fuego desde el cielo.

Homero recomendaba, en el siglo IX aec, evitar la pestilencia mediante la quema de azufre (zeio en griego, relacionado con zeos-Zeus).

Y Odiseo entonces le habló a la nodriza Euriclea, diciendo: Trae azufre (zéeion), ¡oh an-ciana!, remedio del aire malsano, y trae fuego, pues quiero azufrar (zeeoso) el palacio.

Homero, Odisea (22, 480-483)

Según el Diccionario sánscrito-inglés (1899) de Monier Monier-Williams, en sáns-crito al azufre se lo llamaba śulbāri (pronunciado /shulbári/), siendo śulba o śulva: ‘cobre’, y a-rí o a-rís: ‘enemigo, envidioso’ (lit. ‘no liberal’).

En el Apocalipsis (20, 10) se dice que el diablo será lanzado a un lago de fuego y azufre.

Durante toda la Edad Media se vinculó a Satanás con los olores sulfurosos (relacio-nados con los volcanes, que se suponían eran entradas a los infiernos subterrá-neos).

Dicho elemento es generado en estrellas masivas en las que predominan tempera-turas que provocan la fusión entre un núcleo de silicio y otro de helio.

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Características principales

Este no metal tiene un color amarillento fuerte, amarronado o anaranjado y arde con llama de color azul, desprendiendo dióxido de azufre. Es insoluble en agua pero se disuelve en disulfuro de carbono. Es multivalente, y son comunes los estados de oxidación -2, +2, +4, +6.

En todos los estados (sólido, líquido y gaseoso): según los químicos presenta for-mas alotrópicas cuyas relaciones no son completamente conocidas. Las estructuras cristalinas más comunes son el octaedro ortorrómbico (azufre α) y el prisma mono-clínico (azufre β), siendo la temperatura de transición de una a otra de 96 °C; en ambos casos el azufre se encuentra formando moléculas de S8 con forma de anillo, y es la diferente disposición de estas moléculas la que provoca las distintas estruc-turas cristalinas. A temperatura ambiente, la transformación del azufre monoclínico en ortorrómbico, es más estable y muy lenta.

Al fundir el azufre, se obtiene un líquido que fluye con facilidad formado por molé-culas de S8. Sin embargo, si se calienta, el color se torna marrón algo rojizo, y se incrementa la viscosidad. Este comportamiento se debe a la ruptura de los anillos y la formación de largas cadenas de átomos de azufre, que pueden alcanzar varios miles de átomos de longitud, que se enredan entre sí disminuyendo la fluidez del líquido; el máximo de la viscosidad se alcanza en torno a los 200 °C.

Enfriando rápidamente este líquido viscoso se obtiene una masa elástica, de con-sistencia similar a la de la goma, denominada «azufre plástico» (azufre γ) formada por cadenas que no han tenido tiempo de reordenarse para formar moléculas de S8; transcurrido cierto tiempo la masa pierde su elasticidad cristalizando en el sistema rómbico. Estudios realizados con rayos X muestran que esta forma deforme puede estar constituida por moléculas de S8 con estructura de hélice espiral.

En estado vapor también forma moléculas de S8, pero a 780 °C ya se alcanza el equilibrio con moléculas diatómicas y por encima de aproximadamente 1800 °C la disociación es completa y se encuentran átomos de azufre.

Además de en trozos, barras o polvo grueso, existe en el mercado una presentación en forma de polvo muy fino, llamada "Flor de azufre", que puede obtenerse por pre-cipitación en medio líquido o por sublimación de su vapor sobre una placa metálica fría.

Aplicaciones

El azufre se usa en multitud de procesos industriales, como la producción de ácido sulfúrico para baterías, la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho.

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Los sulfitos se usan para blanquear el papel y en fósforos. El tiosulfato de sodio o amonio se emplea en la industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bro-muro de plata; y el sulfato de magnesio (sal de Epsom) tiene usos diversos como laxante, exfoliante, o suplemento nutritivo para plantas.

También el azufre se emplea en la industria enologica como antiseptico, en uno de sus principales usos como Anhidrido Sulfuroso.

El azufre tiene usos como fungicida y en la manufactura de fosfatos fertilizantes.

Abundancia y obtención

Fotografía de azufre fundido (foto superior) y de azufre ardiendo (foto inferior).

El azufre es un elemento muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en grandes cantidades combinado en forma de sulfuros (pirita, galena) y de sulfatos (yeso). En forma nativa se encuentra en las cercanías de aguas termales, zonas volcánicas y en minas de cinabrio, galena, esfalerita y estibina, y en Luisiana (Esta-dos Unidos, primer productor mundial) se extrae mediante el proceso Frasch con-sistente en inyectar vapor de agua sobrecalentado para fundir el azufre que poste-riormente es bombeado al exterior utilizando aire comprimido. También se obtiene separándolo del gas natural, si bien su obtención anteriormente era a partir de de-pósitos de azufre puro impregnado en cenizas volcánicas (Italia, y más reciente-mente Argentina).

También está presente, en pequeñas cantidades, en combustibles fósiles (carbón y petróleo) cuya combustión produce dióxido de azufre que combinado con agua pro-duce la lluvia ácida; para evitarlo las legislaciones de los países industrializados

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exigen la reducción del contenido de azufre de los combustibles, constituyendo este azufre, posteriormente refinado, un porcentaje importante del total producido en el mundo. También se extrae del gas natural que contiene sulfuro de hidrógeno que una vez separado se quema para obtener azufre:

2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O

El color distintivo de Ío, la luna volcánica de Júpiter, se debe a la presencia de dife-rentes formas de azufre en estado líquido, sólido y gaseoso. El azufre se encuentra, además, en varios tipos de meteoritos, y se cree que la mancha oscura que puede observarse cerca del cráter lunar Aristarco puede ser un depósito de azufre.

Compuestos

Muchos de los olores desagradables de la materia orgánica se deben a compuestos de la materia que contienen azufre como el sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua es ácido (pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92) y reacciona con los metales. Los sulfuros me-tálicos se encuentran en la naturaleza, sobre todo el de hierro (pirita) que puede presentar resistencia negativa y la galena, sulfuro de plomo que es un semiconduc-tor natural que fue usado como rectificador.

El nitruro de azufre polímero (SN)x, sintetizado en 1975 por Alan G. MacDiarmid y Alan J. Heeger, presenta propiedades metálicas, a pesar de estar constituido por no metales, e inusuales propiedades eléctricas y ópticas. Este trabajo sirvió de base para el posterior desarrollo, con Hideki Shirakawa, de plásticos conductores y semi-conductores que motivó la concesión del Nobel de Química, en 2000, a los tres investigadores.

Los óxidos más importantes son el dióxido de azufre, SO2 (formado por la combus-tión del azufre) que en agua forma una solución de ácido sulfuroso, y el trióxido de azufre, SO3, que en solución forma el ácido sulfúrico; siendo los sulfitos y sulfatos las sales respectivas.

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Isótopos

.

Se conocen 25 isótopos del azufre, de los cuales cuatro son estables: S-32 (95,02 %), S-33 (0,75 %), S-34 (4,21 %) y S-36 (0,025 %). Aparte del S-35, formado al incidir la radiación cósmica sobre el argón-40 atmosférico y que tiene un periodo de semidesintegración de 87 días, los demás isótopos radiactivos son de vida corta.

Precauciones

El disulfuro de carbono, el sulfuro de hidrógeno (sulfhídrico), y el dióxido de azufre deben manejarse con precaución.

El sulfhídrico y algunos de sus derivados, los mercaptanos, son bastante tóxicos (más que el cianuro). Aunque muy maloliente incluso en concentraciones bajas, cuando la concentración se incrementa el sentido del olfato rápidamente se satura o se narcotiza desapareciendo el olor por lo que a las víctimas potenciales de la exposición les puede pasar desapercibida su presencia en el aire hasta que se ma-nifiestan sus efectos, posiblemente mortales.

El dióxido de azufre reacciona con el agua atmosférica para producir la lluvia ácida. Irrita las mucosidades y los ojos y provoca tos al ser inhalado.

Los vapores del ácido sulfúrico pueden provocar hemorragias en los pulmones, lle-nándolos de sangre con la consiguiente asfixia.

El azufre en las artes plásticas

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En la orfebrería el uso del azufre está ampliamente extendido, en particular para la oxidación de la plata, es decir, para la creación de la pátina (de color negro).

Existen varias técnicas para este fin; una de éstas es mezclar azufre en polvo con una materia grasa -vaselina, aceite-, aplicar el ungüento sobre la pieza de plata y, mediante el uso de un soplete, calentar el metal y la mezcla, hasta que obtenga un color negruzco. Posteriormente, lavar con agua y jabón neutro. El patinado es du-radero.

De igual manera se puede patinar la plata con sulfato de potasio y agua.

Selenio (Se)

El selenio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Se y cuyo número atómico es 34

Historia

El selenio (del griego σελήνιον,"selénion", resplandor de la Luna) fue descubierto en 1817 por Jöns Jacob Berzelius. Al visitar la fábrica de ácido sulfúrico de Gripsholm observó un líquido pardo rojizo que calentado al soplete desprendía un olor fétido que se consideraba entonces característico y exclusivo del telurio —de hecho su nombre deriva de su relación con este elemento ya que telurio proviene del latín Tellus, la Tierra— resultando de sus investigaciones el descubrimiento del selenio. Más tarde, el perfeccionamiento de las técnicas de análisis permitió detectar su pre-sencia en distintos minerales, pero siempre en cantidades extraordinariamente pe-queñas.

Características principales

El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas. El selenio amorfo existe en tres formas, la vítrea, negra, obtenida al enfriar rápidamente el selenio líquido, funde a 180 °C y tiene una densidad de 4,28 g/cm3; la roja, coloidal, se obtiene en reacciones de reducción; el selenio gris cristalino de estructura hexagonal, la forma más común, funde a 220,5 °C y tiene una densidad de 4,81 g/cm3; y la forma roja, de estructura monoclínica, funde a 221 °C y tiene una densidad de 4,39 g/cm3.

Es insoluble en agua y alcohol, ligeramente soluble en disulfuro de carbono y soluble en éter.

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Presenta el efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en electricidad, y, además, su conductividad eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por debajo de su punto de fusión es un material semiconductor tipo p, y se encuentra en su forma natural.

Aplicaciones

El selenio se usa con diversos fines. Su derivado, el selenio de amonio, por ejemplo, se ocupa en la fabricación de vidrio. Otro derivado, el sulfuro de selenio, se usa en lociones y champúes como tratamiento para la dermatitis seborreica.

Papel biológico

El selenio es un micronutriente para todas las formas de vida conocidas que se encuentra en el pan, los cereales, el pescado, las carnes, las lentejas, la cáscara de las patatas y los huevos. Está presente en el aminoácido selenocisteína y también se puede encontrar como selenometionina, reemplazando al azufre de la cisteína y la metionina respectivamente. Forma parte de las enzimas glutatión peroxidasa y tiorredoxina reductasa.

Es antioxidante, ayuda a neutralizar los radicales libres, induce la apoptosis, esti-mula el sistema inmunológico e interviene en el funcionamiento de la glándula tiroi-des. Las investigaciones realizadas sugieren la existencia de una correlación entre el consumo de suplementos de selenio y la prevención del cáncer en humanos.

De manera similar, algunos estudios han comprobado que algunas concentraciones de selenio resultan quimioprotectoras frente a la apoptosis inducida por estrés oxi-dativo. Aún es tema de investigación, pero se sabe que la forma química en la que se encuentra el selenio (selenito, selenato o selenoaminoácidos) afecta a su absor-ción y a su posible toxicidad. Los datos actuales apuntan a que la forma orgánica (formando parte de proteínas como selenoaminoácidos) es la más beneficiosa para los animales. Además, potencia el buen humor.

La deficiencia de selenio es relativamente rara, pero puede darse en pacientes con disfunciones intestinales severas o con nutrición exclusivamente parenteral, así como en poblaciones que dependan de alimentos cultivados en suelos pobres en selenio. La ingesta diaria recomendada para adultos es de 55-70 μg; más de 400 μg puede provocar efectos tóxicos (selenosis).

Abundancia y obtención

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El selenio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre en la mayoría de las rocas y suelos se halla en concentraciones entre 0,1 y 2,0 ppm. Raramente se en-cuentra en estado nativo obteniéndose principalmente como subproducto de la refi-nación del cobre ya que aparece en los lodos de electrólisis junto al telurio (5-25% Se, 2-10% Te). La producción comercial se realiza por tostación con cenizas de sosa o ácido sulfúrico de los lodos.

Primeramente, se añade un aglomerante de cenizas de sosa y agua a los lodos para formar una pasta dura que se extruye o corta en pastillas para proceder a su secado. La pasta se tuesta a 530-650 °C y se sumerge en agua resultando selenio hexavalente que se disuelve como selenato de sodio (Na2SeO4). Este se reduce a seleniuro de sodio calentándolo de forma controlada obteniendo una solución de un vivo color rojo. Inyectando aire en la solución el seleniuro se oxida rápidamente ob-teniéndose el selenio. La reducción del selenio hexavalente también puede hacerse empleando ácido clorhídrico concentrado, o sales ferrosas e iones cloro como cata-lizadores.

El segundo método consiste en mezclar los lodos de cobre con ácido sulfúrico tos-tando la pasta resultante a 500-600 °C para obtener dióxido de selenio que rápida-mente se volatiliza a la temperatura del proceso. Este se reduce a selenio elemental durante el proceso de lavado con dióxido de azufre y agua, pudiendo refinarse pos-teriormente hasta alcanzar purezas de 99,5-99,7% de selenio.

Los recursos de selenio asociados a los depósitos de cobre identificados rondan las 170.000 toneladas y se estima que existen alrededor de 425.000 toneladas más en depósitos de cobre y otros metales aún no explotados. El carbón suele contener entre 0,5 y 12 ppm de selenio, es decir, unas 80 o 90 veces el promedio que se encuentra en las minas de cobre, sin embargo, su recuperación no se prevé que pueda realizarse en un futuro próximo.

Isótopos

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El selenio tiene seis isótopos naturales, cinco de los cuales son estables: 74Se, 76Se, 77Se, 78Se, y 80Se. Los tres últimos también se presentan como productos de fisión, junto con 79Se que tiene una vida media de 295.000 años.

Precauciones

El selenio está considerado un elemento peligroso para el medio ambiente por lo que sus compuestos deben almacenarse en áreas secas evitando filtraciones que contaminen las aguas. Los residuos de selenio se tratan en solución ácida con sul-fito de sodio, calentándolo después para obtener el selenio elemental que presenta una menor biodisponibilidad.

Telurio (Te)

E l telurio o teluro es un elemento químico cuyo símbolo es Te y su número atómico es 52. Es un metaloide muy conocido, que se encuentra en el grupo 16 y el periodo 5 de la Tabla pe-riódica de los elementos. Fue descubierto en 1782 en minera-les de oro por Franz-Joseph Müller von Reichenstein, inspector jefe de minas en Transilvania, Rumania. En principio se con-fundió el telurio con el antimonio. Fue Martin Heinrich Klaproth, en 1798, quien aisló el metal y lo llamó telurio, pero el descu-brimiento se le atribuyó a Müller.

El telurio es un elemento relativamente estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero soluble en ácido nítrico y en agua regia. Reacciona con un exceso de cloro para formar dicloruro de teluro, TeCl2 y tetracloruro de teluro, TeCl4. Se oxida con ácido nítrico y produce dióxido de teluro, TeO2, y con ácido crómico para dar ácido telúrico, H2TeO4. En combinación con el hidrógeno y ciertos metales, forma telururos, como el telururo de hidrógeno, H2Te, y el telururo de sodio, Na2Te. El teluro tiene un punto de fusión de 452° C, un punto de ebullición de 990° C, y una densidad relativa de 6,25. Su masa atómica es 127,60.

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Isótopos

Se conocen 29 isótopos del telurio, con masas atómicas que fluctúan entre 108 y 137. En la naturaleza hay 8 isótopos del telurio, de los cuales tres son radiactivos. El 128Te tiene el periodo de semidesintegración más largo conocido de todos los radioisótopos de telurio (2,2·1024 años). El telurio es el elemento con menor número atómico que puede experimentar la desintegración alfa. Con los isótopos del 106Te al 110Te, puede experimentar este tipo de desintegración.

Abundancia y obtención

Barra de telurio puro

El telurio puede obtenerse combinado con oro en la calaverita, un mineral metálico relativamente poco abundante.

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Telururo de cadmio

El telururo de cadmio (CdTe) es un compuesto cristalino formado por cadmio y te-lurio. Se utiliza como ventana óptica de infrarrojos y como material de célula solar. Por lo general se intercala con sulfuro de cadmio para formar una célula fotovoltaica de unión pn. Normalmente, las células de CdTe utilizan una estructura n-i-p .

Polonio (Po)

El polonio es un elemento químico en la tabla periódica cuyo símbolo es Po y su número atómico es 84. Se trata de un raro metaloide alta-mente radiactivo, químicamente similar al telurio y al bismuto, presente en minerales de uranio.

Historia

También conocido como Radio F, el polonio fue descubierto por Marie Curie-Skłodowska y Pierre Curie en 1898, y fue posteriormente renombrado en honor a la tierra natal de Marie Curie, Polonia. En aquella época, Polonia no era un país inde-pendiente y se encontraba bajo el dominio de Rusia, Prusia y Austria, y Marie alber-gaba la esperanza de que este nombramiento le añadiría notoriedad. Fue el primer elemento cuyo nombre derivaba de una controversia política.

Fue el 1º elemento descubierto por el matrimonio Curie mientras investigaban las causas de la radiactividad de la pechblenda. La pechblenda, tras eliminar el uranio y el radio, era incluso más radiactiva que estos elementos juntos. Esto les llevó a encontrar el nuevo elemento. El electroscopio lo mostró separándolo con bismuto.

Características

Esta sustancia radiactiva se disuelve con mucha facilidad en ácidos, pero es sólo ligeramente soluble en alcalinos. Está químicamente relacionado con el teluro y el bismuto. El polonio es un metal volátil, reducible al 50% tras 45 horas al aire a una temperatura de 54,8 °C (328 K). Ninguno del alrededor de 50 isotopos de polonio es estable. Es extremadamente tóxico y altamente radiactivo. Se ha encontrado po-lonio en minerales de uranio, humo de tabaco y como contaminante. Todos los ele-mentos a partir del polonio son significativamente radiactivos. Se encuentra en el grupo 16 y su número atómico es 84.

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Aplicaciones

Mezclado o aleado con berilio, el polonio puede ser una fuente de neutrones.

Se utiliza también en dispositivos destinados a la eliminación de carga estática, en cepillos especiales para eliminar el polvo acumulado en películas fotográficas y tam-bién en fuentes de calor para satélites artificiales o sondas espaciales.

Polonio-210

Este isótopo de polonio es un emisor alfa con un período de semidesintegración de 138,39 días. Un miligramo de 210Po emite tantas partículas alfa como 5 gramos de radio. Por ello libera gran cantidad de energía, alcanzando los dispositivos produc-tores de calor (en los Generadores Termoeléctricos de Radioisótopos o RTG en inglés) una temperatura superior a los 750 K con tan sólo medio gramo. Un único gramo de este isótopo genera 130 vatios de potencia calórica.

El 210Po se ha utilizado como fuente ligera de calor para dar energía a las células termoeléctricas de algunos satélites artificiales y sondas lunares.

Polonio-210 en el tabaco

La presencia de polonio en el humo de tabaco se conoce desde principios de los años 60. Algunas de las empresas tabacaleras más importantes del mundo han investigado formas de eliminar esta sustancia (sin éxito) durante 40 años. Sin em-bargo, nunca publicaron los resultados.

El polonio-210 contenido en los fertilizantes fosfatados es absorbido por las raíces de plantas (como el tabaco) y almacenado en sus tejidos. Las plantas fertilizadas con fosfatos de roca contienen polonio-210, y la radiación alfa que emite se estima que causa alrededor de 11 700 muertes anuales en todo el mundo por cáncer de pulmón.

Obtención

Aunque es un elemento de procedencia natural, sólo está presente en los minerales de uranio natural en razón de 100 microgramos por tonelada.

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En 1934 se demostró que, cuando el bismuto natural (209Bi) es bombardeado con neutrones, se crea 210Bi, que se transforma mediante una desintegración beta en Polonio-210. Se puede crear polonio en cantidades de miligramos mediante este procedimiento, utilizando flujos de neutrones grandes, como los que se encuentran en los reactores nucleares.

Precauciones

El polonio es un elemento altamente tóxico (DL50 = 10ng (inhalados) o 50 ng (inge-ridos) en seres humanos), radiactivo y de peligroso manejo. Incluso en cantidades de microgramos, el manejo de 210Po, es muy peligroso y requiere de equipamiento especial utilizado bajo estrictos procedimientos de seguridad.

Ejemplo de Peligrosidad

El ex espía ruso Aleksandr Litvinenko fue asesinado con 210Po, supuestamente de-bido a su investigación por el asesinato de la periodista Anna Politkóvskaya. Esto está reflejado en uno de los capítulos de la serie Mil maneras de morir, con una adaptación gráfica del envenenamiento del espía. Manera de Morir #304 Radio des-activado.

Alexander Litvinenko fue empleado por el Centro Nacional de Inteligencia (CNI) en una investigación sobre los posibles vínculos entre la mafia rusa y el presidente del país, Vladimir Putin. Según los diarios británicos Daily Mail y Evening Standar, esta revelación fue hecha por Ben Emerson, abogado de la esposa del fallecido, durante la audiencia preliminar para la investigación de la muerte en Londres, en el año 2006, del antiguo agente del KGB, que fue envenenado con polonio 210 supuesta-mente vertido en una taza de té que bebió en el hotel Mayfair durante una reunión con antiguos compañeros de los servicios de seguridad.

Fuentes del CNI, rehusaron confirmar o desmentir esta revelación, alegando que la ley impide taxativamente decir si una persona, aunque esté muerta, fue o no una fuente, un miembro del servicio o un colaborador. No obstante, seis meses antes de morir envenenado, Litvinenko contactó con policías españoles para explicarles qué papel desempeñaban ciertos hombres de negocios involucrados con la mafia rusa. El ex agente ruso dio algunas pistas sobre la importancia que tenían algunos jefes mafiosos y qué tipo de relaciones podían mantener con altas instancias del Estado ruso.

Según una investigación de Al Jazeera de julio de 2012, también Yaser Arafat habría muerto envenenado con Polonio 210

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Livermorio (Lv)

El livermorio (anteriormente llamado ununhexio, Uuh) es el nombre del elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Lv y su número atómico es 116.

Su nombre viene dado en honor al Laboratorio Nacional Lawrence Livermore (La-wrence Livermore National Laboratory), en Livermore, California.

Historia

En 1999, investigadores del Laboratorio Nacional Lawrence Livermore anunciaron la creación del elemento 116, en un artículo publicado en una revista de los EEUU llamada Physical Review Letters, explican que lo hicieron cuando se observó el de-caimiento-α de un átomo de mayor número atómico. El año siguiente publicaron su retracción tras ver que no eran capaces de volver a hacer el experimento.3 En junio 2002, el director del laboratorio anunció que los datos del experimento habían sido falseados por su autor principal Víctor Ninov.

En junio de 2000, el Instituto Conjunto para la Investigación Nuclear, en la ciudad de Dubna, realizó estudios por los cuales se describió el decaimiento-α del isótopo 292Uuh que se produjo en la reacción de fusión de un núcleo de 248 Cm al ser bom-bardeado con iones de 48 Ca acelerados por un ciclotrón, como producto secunda-rio se obtuvieron 4 neutrones. Tiene una vida media de cerca de 6 milisegundos (0,006 segundos). Luego de esto tiene un decaimiento-α en 288Fl (Flerovio) seguido de dos más consecutivos en otros átomos de menor número atómico para más tarde tener una fisión espontánea.

Nuevos experimentos se hicieron entre finales de 2000 e inicios de 2001, pero estos fallaron en crear un nuevo átomo.

El 2 de mayo de 2001, el mismo instituto informó sobre la síntesis de un segundo átomo en su cuarta ronda de estudios, y que las propiedades confirmaron una región de la estabilidad "aumentada", aunque son acreditados de gran calidad y cuidado-sos la confirmación de estos resultados está todavía pendiente por falta de estudios entre ellos un estudio con rayos X que pruebe la conexión entre las reacciones y descendientes.

En octubre de 2006 se anunció que, en tres ocasiones, bombardeando átomos de californio-249 con iones de calcio-48 producían ununoctio (elemento 118), que pos-teriormente decaía a ununhexio en tiempos de milisegundos. Confirmando esto, la síntesis del elemento 116 habrá sido demostrada definitivamente.

La reacción que crea el livermorio es:

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Decae en 47 milisegundos a un isótopo previamente identificado del elemento 114, Fl.

Aplicaciones

Por su inestabilidad, vida media tan reducida y dificultad de obtención, en la actua-lidad son nulas las aplicaciones industriales, comerciales o propagandísticas de este elemento muy pesado por lo que su aplicación se relega sólo a la investigación científica.

El nombre definitivo del Liver-morio

Ununhexio es un nombre temporal IUPAC. Algunos científicos del Joint Institute for Nuclear Research propusieron para este elemento el nombre de "Flyorovium" (Fl) - en honor a G. N. Flyorov, director del grupo que sintetizó los elementos del 102 al 110. Pero no hay ninguna mención que confirme este nombre para el elemento aún.

El 8 de diciembre de 2011, la división de Química Inorgánica de la IUPAC confirmó el nombre y símbolo de este elemento a la vez que el nombre y símbolo del Unun-quandio, ahora llamado Flerovio (Fl). El nombre definitivo decidido fue Livermorio (Lv), en honor al Laboratorio Nacional de la ciudad de Livermore, California.

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