Elementos quimicos tabla periodica

HidrógenoEste artículo trata sobre un elemento químico. Para la molécula (H2), formada por dos átomos de

hidrógeno, véase Dihidrógeno.

Para otros usos de este término véase Hidrógeno (desambiguación).

Hidrógeno → Helio

1H

Tabla completa • Tabla ampliada

Incoloro

Información general

Nombre, símbolo,número Hidrógeno, H, 1

Serie química No metales

Grupo, período, bloque 1, 1, s

Configuración electrónica 1s1

Electrones por nivel 1 (imagen)

Propiedades atómicas

http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Art%C3%ADculos_destacados

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hexagonal.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_001_Hidr%C3%B3geno.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:H,1.jpg

Radio medio 25 pm

Electronegatividad 2,2 (Pauling)

Radio atómico (calc) 53 pm (Radio de Bohr)

Radio covalente 37 pm

Radio de van der Waals 120 pm

Estado(s) de oxidación 1, -1

Óxido Anfótero

1.ª Energía de ionización 1312 kJ/mol

Propiedades físicas

Estado ordinario Gas

Densidad 0,089 9 kg/m 3

Punto de fusión 14,025 K (-259 °C)

Punto de ebullición 20,268 K (-253 °C)

Punto de inflamabilidad 255 K (-18 °C)

Entalpía de vaporización 0,44936 kJ/mol

Entalpía de fusión 0,05868 kJ/mol

Presión de vapor 209 Pa a 23 K

Punto crítico 23,97 K (-249 °C)

1,293·106 Pa

Volumen molar 22,42×10-3 m 3 /mol

Varios

Estructura cristalina Hexagonal

N° CAS 1333-74-0

N° EINECS 215-605-7

Calor específico 1,4304·104 J/(K·kg)

Conductividad eléctrica - S/m

Conductividad térmica 0,1815 W/(K·m)

Velocidad del sonido 1270 m/s a 293,15 K(20 °C)

Isótopos más estables

Artículo principal: Isótopos del hidrógeno

iso AN Periodo MD Ed PD

MeV1H 99,985 % Estable con 0 neutrones2H 0,015 % Estable con 1 neutrón3H trazas 12,33 años β 0,019 3He

Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se

indique lo contrario.

Representación animada de un átomo de deuterio, uno de los isótopos del

hidrógeno.

El hidrógeno es un elemento químico representado por el símbolo H1 y con unnúmero atómico de

1. En condiciones normales de presión y temperatura, es un gasdiatómico (H2) incoloro, inodoro,

insípido, no metálico y altamente inflamable. Con una masa atómica de 1,00794(7) u, el hidrógeno

es el elemento químico más ligero y es, también, el elemento más abundante, constituyendo

aproximadamente el 73,9% de la materia visible del universo.2

En su ciclo principal, las estrellas están compuestas por hidrógeno en estado deplasma. El

hidrógeno elemental es muy escaso en la Tierra y es producido industrialmente a partir

de hidrocarburos como, por ejemplo, el metano. La mayor parte del hidrógeno elemental se obtiene

"in situ", es decir, en el lugar y en el momento en el que se necesita. El hidrógeno puede obtenerse

a partir del agua por un proceso de electrólisis, pero resulta un método mucho más caro que la

obtención a partir del gas natural.

Sus principales aplicaciones industriales son el refinado de combustibles fósiles (por ejemplo,

el hidrocracking) y la producción de amoníaco (usado principalmente parafertilizantes).

El isótopo del hidrógeno más común en la naturaleza, conocido como protio (término muy poco

usado), tiene un solo protón y ningún neutrón. En los compuestos iónicos, el hidrógeno puede

adquirir carga positiva (convirtiéndose en un catión llamado hidrón, H+, compuesto únicamente por

un protón, a veces acompañado de algún neutrón); o carga negativa (convirtiéndose en

un anión conocido como hidruro, H-).

El hidrógeno puede formar compuestos con la mayoría de los elementos y está presente en

el agua y en la mayoría de los compuestos orgánicos. Desempeña un papel particularmente

importante en la química ácido - base, en la que muchas reacciones conllevan el intercambio de

protones (iones hidrógeno, H+) entre moléculas solubles. Puesto que es el único átomo neutro para

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Atomo_hidrogeno.gif

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Atomo_hidrogeno.gif

el cual la ecuación de Schrödinger puede ser resuelta analíticamente, el estudio de la energía y

del enlacedel átomo de hidrógeno ha sido fundamental para el desarrollo de la mecánica cuántica.

Índice

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1 Nomenclatura

2 Historia

o 2.1 Descubrimiento del hidrógeno

o 2.2 Papel del hidrógeno en la Teoría Cuántica

3 Abundancia

4 El átomo de hidrógeno

o 4.1 Niveles energéticos electrónicos

o 4.2 Isótopos

5 Formas elementales moleculares

o 5.1 Hidrógeno metálico

6 Aplicaciones

7 Compuestos

o 7.1 Compuestos covalentes y orgánicos

o 7.2 Hidruros

o 7.3 "Protones" y ácidos

8 Véase también

9 Referencias

10 Bibliografía adicional

11 Enlaces externos

[editar]Nomenclatura

Hidrógeno, del latín "hydrogenium", y éste del griego antiguo ὕδωρ (hydro): "agua" yγένος-

ου(genos): "generador". "generador de agua"

La palabra hidrógeno puede referirse tanto al átomo de hidrógeno (descrito en este artículo), como

a la molécula diatómica (H2) que se encuentra a nivel de trazas en laatmósfera terrestre. Los

químicos tienden a referirse a esta molécula como dihidrógeno,3 molécula de hidrógeno,

o hidrógeno diatómico, para distinguirla del átomo del elemento, que no existe de forma aislada en

las condiciones ordinarias.

[editar]Historia

[editar]Descubrimiento del hidrógeno

El hidrógeno diatómico gaseoso, H2, fue formalmente descrito por primera vez por T. Von

Hohenheim (más conocido como Paracelso, 1493-1541) que lo obtuvo artificialmente

mezclando metales con ácidos fuertes. Paracelso no era consciente de que el gas inflamable

generado en estas reacciones químicas estaba compuesto por un nuevo elemento químico.

En 1671, Robert Boyle redescubrió y describió la reacción que se producía entre limaduras

de hierro y ácidos diluidos, y que generaba hidrógeno gaseoso.4

En 1766, Henry Cavendish fue el primero en reconocer el hidrógeno gaseoso como una sustancia

discreta, identificando el gas producido en la reacción metal - ácido como "aire inflamable" y

descubriendo que la combustión del gas generaba agua. Cavendish tropezó con el hidrógeno

cuando experimentaba con ácidos y mercurio. Aunque asumió erróneamente que el hidrógeno era

un componente liberado por el mercurio y no por el ácido, fue capaz de describir con precisión

varias propiedades fundamentales del hidrógeno. Tradicionalmente, se considera a Cavendish el

descubridor de este elemento.

En 1783, Antoine Lavoisier dio al elemento el nombre de hidrógeno (en francés Hydrogène,

del griego ὕδωρ, ὕδᾰτος, "agua" y γένος-ου, "generador") cuando comprobó (junto a Laplace) el

descubrimiento de Cavendish.

En el artículo teoría del flogisto se narra un poco más acerca de esta historia.

[editar]Papel del hidrógeno en la Teoría Cuántica

Gracias a su estructura atómica relativamente simple, consistente en un solo protón y un solo

electrón para el isótopo más abundante (protio), el átomo de hidrógeno posee un espectro de

absorción que pudo ser explicado cuantitativamente lo que supuso un punto central del modelo

atómico de Bohr que sirvió como un hito en el desarrollo la Teoría de la Estructura Atómica.

Además, la consiguiente simplicidad de la molécula de hidrógeno diatómico y el

correspondiente catión dihidrógeno, H2+, permitió una comprensión más completa de la naturaleza

del enlace químico, que continuó poco después con el tratamiento mecano - cuántico del átomo de

hidrógeno, que había sido desarrollado a mediados de la década de 1920 por Erwin

Schrödinger y Werner Heisenberg.

Uno de los primeros efectos cuánticos que fue explícitamente advertido (pero no entendido en ese

momento) fue una observación deMaxwell en la que estaba involucrado el hidrógeno, medio siglo

antes de que se estableciera completamente la Teoría Mecano - Cuántica. Maxwell observó que el

calor específico del H2, inexplicablemente, se desviaba del correspondiente a un gas diatómico por

debajo de la temperatura ambiente y comenzaba a parecerse cada vez más al correspondiente a un

gas monoátomico a temperaturas muy bajas. De acuerdo con la Teoría Cuántica, este

comportamiento resulta del espaciamiento de los niveles energéticos rotacionales (cuantizados),

que se encuentran particularmente separados en el H2 debido a su pequeña masa. Estos niveles

tan separados impiden el reparto equitativo de la energía calorífica para generar movimiento

rotacional en el hidrógeno a bajas temperaturas. Los gases diatómicos compuestos de átomos

pesados no poseen niveles energéticos rotacionales tan separados y, por tanto, no presentan el

mismo efecto que el hidrógeno.5

Sólo hay un elemento en la tabla periódica que no pertenezca a ningún grupo en particular: el

hidrógeno. Este elemento tiene una química singular. Además sus tres isótopos difieren tanto en

sus masas moleculares que las propiedades físicas y químicas son sensiblemente diferentes.

[editar]Abundancia

NGC 604, una enorme región de hidrógeno ionizado en la Galaxia del Triángulo.

El hidrógeno es el elemento más abundante del universo, suponiendo más del 75% en masa y más

del 90% en número de átomos.6 Este elemento se encuentra en abundancia en las estrellas y

los planetas gaseosos gigantes. Las nubes moleculares de H2 están asociadas a la formación de

las estrellas. El hidrógeno también juega un papel fundamental como combustible de las estrellas

por medio de las reacciones defusión nuclear entre núcleos de hidrógeno.

En el universo, el hidrógeno se encuentra principalmente en su forma atómica y en estado de

plasma, cuyas propiedades son bastante diferentes a las del hidrógeno molecular. Como plasma,

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nursery_of_New_Stars_-_GPN-2000-000972.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Nursery_of_New_Stars_-_GPN-2000-000972.jpg

el electrón y el protón del hidrógeno no se encuentran ligados, por lo que presenta una

alta conductividad eléctrica y una gran emisividad(origen de la luz emitida por el Sol y otras

estrellas). Las partículas cargadas están fuertemente influenciadas por los campos eléctricos y

magnéticos. Por ejemplo, en losvientos solares las partículas interaccionan con

la magnetosfera terrestre generandocorrientes de Birkeland y el fenómeno de las auroras.

Bajo condiciones ordinarias en la Tierra, el hidrógeno existe como gas diatómico, H2. Sin embargo,

el hidrógeno gaseoso es extremadamente poco abundante en la atmósfera de la Tierra (1 ppm en

volumen), debido a su pequeña masa que le permite escapar al influjo de la gravedad terrestre más

fácilmente que otros gases más pesados. Aunque los átomos de hidrógeno y las moléculas

diatómicas de hidrógeno abundan en el espacio interestelar, son difíciles de generar, concentrar y

purificar en la Tierra. El hidrógeno es el decimoquinto elemento más abundante en la superficie

terrestre7 La mayor parte del hidrógeno terrestre se encuentra formando parte de compuestos

químicos tales como los hidrocarburos o el agua.8 El hidrógeno gaseoso es producido por

algunasbacterias y algas, y es un componente natural de las flatulencias. El metano es una fuente

de enorme importancia para la obtención del hidrógeno.

[editar]El átomo de hidrógeno

[editar]Niveles energéticos electrónicos

Representación de los niveles energéticos del átomo de hidrógeno.

El nivel energético del estado fundamental electrónico de un átomo de hidrógeno es -13,6 eV, que

equivale a un fotón ultravioleta de, aproximadamente, 92 nm de longitud de onda.

Los niveles energéticos del hidrógeno pueden calcularse con bastante precisión empleando el

modelo atómico de Bohr, que considera que el electrón orbita alrededor del protón de forma

análoga a la órbita terrestre alrededor del Sol. Sin embargo, la fuerza electromagnética hace que el

protón y el electrón se atraigan, de igual modo que los planetas y otros cuerpos celestes se atraen

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por la fuerza gravitatoria. Debido al carácter discreto (cuantizado) del momento angular postulado

en los inicios de la Mecánica Cuántica por Bohr, el electrón en el modelo de Bohr sólo puede orbitar

a ciertas distancias permitidas alrededor del protón y, por extensión, con ciertos valores de energía

permitidos. Una descripción más precisa del átomo de hidrógeno viene dada mediante un

tratamiento puramente mecano - cuántico que emplea la ecuación de onda de Schrödinger o la

formulación equivalente de las integrales de camino de Feynman para calcular la densidad de

probabilidad del electrón. El tratamiento del electrón a través de lahipótesis de De Broglie (dualidad

onda - partícula) reproduce resultados químicos (tales como la configuración del átomo de

hidrógeno) de manera más natural que el modelo de partículas de Bohr, aunque la energía y los

resultados espectrales son los mismos. Si en la construcción del modelo se emplea la masa

reducida del núcleo y del electrón (como se haría en el problema de dos cuerpos en Mecánica

Clásica), se obtiene una mejor formulación para los espectros del hidrógeno, y los desplazamientos

espectrales correctos para el deuterio y el tritio. Pequeños ajustes en los niveles energéticos del

átomo de hidrógeno, que corresponden a efectos espectrales reales, pueden determinarse usando

la Teoría Mecano - Cuántica completa, que corrige los efectos de la Relatividad

Especial (ver ecuación de Dirac), y computando los efectos cuánticos originados por la producción

de partículas virtuales en el vacío y como resultado de los campos eléctricos (ver Electrodinámica

Cuántica).

En el hidrógeno gaseoso, el nivel energético del estado electrónico fundamental está dividido a su

vez en otros niveles de estructura hiperfina, originados por el efecto de las interacciones

magnéticas producidas entre los espines del electrón y del protón. La energía del átomo cuando los

espines del protón y del electrón están alineados es superior que cuando los espines no lo están.

La transición entre esos dos estados puede tener lugar mediante la emisión de un fotón a través de

una transición de dipolo magnético. Losradiotelescopios pueden detectar la radiación producida en

este proceso, lo que sirve para crear mapas de distribución del hidrógeno en la galaxia.

[editar]IsótoposArtículo principal: Isótopos de hidrógeno.

Tubo de descarga lleno de hidrógeno puro.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrogen_discharge_tube.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Hydrogen_discharge_tube.jpg

Tubo de descarga lleno de deuterio puro.

El protio, el isótopo más común del hidrógeno, tiene un protón y un electrón. Es el

único isótopo estable que no posee neutrones.

El hidrógeno posee tres isótopos naturales que se denotan como 1H, 2H y 3H. Otros isótopos

altamente inestables (del 4H al 7H) han sido sintetizados en laboratorio, pero nunca observados en

la naturaleza.9 10

1H, conocido como protio, es el isótopo más común del hidrógeno con una abundancia de más

del 99,98%. Debido a que el núcleo de este isótopo está formado por un solo protón se le ha

bautizado como protio, nombre que a pesar de ser muy descriptivo, es poco usado.

2H, el otro isótopo estable del hidrógeno, es conocido comodeuterio y su núcleo contiene un

protón y un neutrón. El deuterio representa el 0,0026% o el 0,0184% (según sea enfracción

molar o fracción atómica) del hidrógeno presente en la Tierra, encontrándose las menores

concentraciones en el hidrógeno gaseoso, y las mayores (0,015% o 150 ppm) en aguas

oceánicas. El deuterio no es radiactivo, y no representa un riesgo significativo de toxicidad. El

agua enriquecida en moléculas que incluyen deuterio en lugar de hidrógeno 1H (protio), se

denomina agua pesada. El deuterio y sus compuestos se emplean en marcado no radiactivo en

experimentos y también en disolventes usados en espectroscopia 1H - RMN. El agua pesada

se utiliza como moderador de neutrones y refrigerante en reactores nucleares. El deuterio es

también un potencial combustible para la fusión nuclear con fines comerciales.

3H se conoce como tritio y contiene un protón y dos neutrones en su núcleo. Es radiactivo,

desintegrándose en 32He+ a través de una emisión beta. Posee un periodo de

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Deuterium_discharge_tube.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Deuterium_discharge_tube.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrogen.svg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Hydrogen.svg

semidesintegración de 12,33 años.8 Pequeñas cantidades de tritio se encuentran en la

naturaleza por efecto de la interacción de los rayos cósmicos con los gases atmosféricos.

También ha sido liberado tritio por la realización de pruebas de armamento nuclear. El tritio se

usa en reacciones de fusión nuclear, como trazador en Geoquímica Isotópica, y en dispositivos

luminosos auto - alimentados. Antes era común emplear el tritio como radiomarcador en

experimentos químicos y biológicos, pero actualmente se usa menos.

El hidrógeno es el único elemento que posee diferentes nombres comunes para cada uno de sus

isótopos (naturales). Durante los inicios de los estudios sobre la radiactividad, a algunos isótopos

radiactivos pesados les fueron asignados nombres, pero ninguno de ellos se sigue usando. Los

símbolos D y T (en lugar de 2H y 3H) se usan a veces para referirse al deuterio y al tritio, pero el

símbolo P corresponde al fósforo y, por tanto, no puede usarse para representar al protio.

La IUPAC declara que aunque el uso de estos símbolos sea común, no es lo aconsejado.

[editar]Formas elementales moleculares

Las primeras trazas observadas en una cámara de burbujas de hidrógeno líquido

en el Bevatron.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Liquid_hydrogen_bubblechamber.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Liquid_hydrogen_bubblechamber.jpg

Existen dos tipos distintos de moléculas diatómicas de hidrógeno que difieren en la relación entre

los espines de sus núcleos:11

Orto - hidrógeno: los espines de los dos protones se encuentran paralelos y conforman

un estado triplete.

Para - hidrógeno: los espines de los dos protones se encuentran antiparalelos y conforman

un estado singlete.

En condiciones normales de presión y temperatura el hidrógeno gaseoso contiene

aproximadamente un 25% de la forma para y un 75% de la formaorto, también conocida como

"forma normal".12 La relación del equilibrio entre orto - hidrógeno y para - hidrógeno depende de la

temperatura, pero puesto que la forma orto es un estado excitado, y por tanto posee una energía

superior, es inestable y no puede ser purificada. A temperaturas muy bajas, el estado de equilibrio

está compuesto casi exclusivamente por la forma para. Las propiedades físicas del para - hidrógeno

puro difieren ligeramente de las de la forma normal (orto).13 La distinción entre

formas orto / para también se presenta en otras moléculas o grupos funcionales que contienen

hidrógeno, tales como el agua o el metileno.

La interconversión no catalizada entre el para - hidrógeno y el orto - hidrógeno se incrementa al

aumentar la temperatura; por esta razón, el H2 condensado rápidamente contiene grandes

cantidades de la forma orto que pasa a la formapara lentamente.14 La relación orto / para en el

H2 condensado es algo importante a tener en cuenta para la preparación y el almacenamiento del

hidrógeno líquido: la conversión de la forma orto a la forma para es exotérmicay produce el calor

suficiente para evaporar el hidrógeno líquido, provocando la pérdida del material

licuado. Catalizadores para la interconversión orto / para, tales como compuestos de hierro, son

usados en procesos de refrigeración con hidrógeno.15

Una forma molecular llamada "hidrógeno molecular protonado", H3+, se encuentra en el medio

interestelar, donde se genera por laionización del hidrógeno molecular provocada por los rayos

cósmicos. También se ha observado en las capas superiores de laatmósfera de Júpiter. Esta

molécula es relativamente estable en el medio del espacio exterior debido a las bajas temperaturas

y a la bajísima densidad. El H3+ es uno de los iones más abundantes del universo, y juega un papel

notable en la química del medio interestelar.16

[editar]Hidrógeno metálicoArtículo principal: Hidrógeno metálico.

Si bien se suele catalogar al hidrógeno como no metal, a bajas temperaturas y altas presiones

puede comportarse como metal. En marzo de 1996, un grupo de científicos del Laboratorio

Nacional Lawrence Livermore informó de que habían producido casualmente, durante

un microsegundo y a temperaturas de miles de kelvins y presiones de más de un millón de

atmósferas (> 100 GPa), el primer hidrógeno metálico identificable.17

[editar]Aplicaciones

El átomo de hidrógeno no puede aislarse, siempre se encuentra formando moléculas o compuestos.

La molécula más sencilla es el hidrógeno diatómico. Para conocer información adicional de alguna

sustancia que contiene átomos de hidrógeno, diríjase a los artículos

sobre dihidrógeno, hidruro, ácido, o hidrocarburo.

[editar]Compuestos

[editar]Compuestos covalentes y orgánicos

A pesar de que el H2 no es muy reactivo en condiciones normales, forma multitud de compuestos

con la mayoría de los elementos químicos. Se conocen millones de hidrocarburos, pero no se

generan por la reacción directa del hidrógeno elemental con el carbono(aunque la producción

del gas de síntesis seguida del proceso Fischer - Tropsch para sintetizar hidrocarburos parece ser

una excepción pues comienza con carbón e hidrógeno elemental generado in situ). El hidrógeno

puede formar compuestos con elementos más electronegativos, tales como

los halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo) o los calcógenos (oxígeno, azufre, selenio); en estos

compuestos, el hidrógeno adquiere carga parcial positiva debido a la polaridad del enlace

covalente. Cuando se encuentra unido al flúor, al oxígeno o al nitrógeno, el hidrógeno puede

participar en una modalidad de enlace no covalente llamado "enlace de hidrógeno" o "puente de

hidrógeno", que es fundamental para la estabilidad de muchas moléculas biológicas. El hidrógeno

puede también formar compuestos con elementos menos electronegativos, tales como metales o

semi - metales, en los cuales adquiere carga parcial negativa. Estos compuestos se conocen como

hidruros.

El hidrógeno forma una enorme variedad de compuestos con el carbono. Debido a su presencia en

los seres vivos, estos compuestos se denominan compuestos orgánicos; el estudio de sus

propiedades es la finalidad de la Química Orgánica, y el estudio en el contexto de los organismos

vivos se conoce como Bioquímica. Atendiendo a algunas definiciones, los compuestos "orgánicos"

requieren la presencia de carbono para ser denominados así (ahí tenemos el clásico ejemplo de

la urea) pero no todos los compuestos de carbono se consideran orgánicos (es el caso

del monóxido de carbono, o los carbonatos metálicos. La mayoría de los compuestos orgánicos

también contienen hidrógeno y, puesto que es el enlace carbono-hidrógeno el que proporciona a

estos compuestos muchas de sus principales características, se hace necesario mencionar

el enlace carbono-hidrógeno en algunas definiciones de la palabra "orgánica" en Química. (Estas

recientes definiciones no son perfectas, sin embargo, ya que un compuesto indudablemente

orgánico como la urea no podría ser catalogado como tal atendiendo a ellas).

En la Química Inorgánica, los hidruros pueden servir también como ligandos puente que unen dos

centros metálicos en un complejo de coordinación. Esta función es particularmente común en los

elementos del grupo 13, especialmente en los boranos (hidruros de boro) y en los complejos

de aluminio, así como en los clústers de carborano.8

Algunos ejemplos de compuestos covalentes importantes que contienen hidrógeno

son: amoniaco (NH3), hidracina (N2H4), agua (H2O),peróxido de hidrógeno (H2O2), sulfuro de

hidrógeno (H2S), etc.

[editar]Hidruros

A menudo los compuestos del hidrógeno se denominan hidruros, un término usado con bastante

inexactitud. Para los químicos, el término "hidruro" generalmente implica que el átomo de hidrógeno

ha adquirido carga parcial negativa o carácter aniónico (denotado como H-). La existencia del anión

hidruro, propuesta por G. N. Lewis en 1916 para los hidruros iónicos del grupo 1 (I) y 2 (II), fue

demostrada por Moers en 1920 con la electrolisis del hidruro de litio (LiH) fundido, que producía una

cantidad estequiométrica de hidrógeno en el ánodo.18 Para los hidruros de metales de otros grupos,

el término es bastante erróneo, considerando la baja electronegatividad del hidrógeno. Una

excepción en los hidruros del grupo II es el BeH2, que es polimérico. En el tetrahidruroaluminato (III)

de litio, el anión AlH4- posee sus centros hidrúricos firmemente unidos al aluminio (III).

Representación del ion hidronio(H3O+), en la que se puede apreciar la

condensación de carga negativa en el átomo de oxígeno, y el carácter positivo de

los átomos de hidrógeno.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydroxonium-3D-elpot.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Hydroxonium-3D-elpot.png

Aunque los hidruros pueden formarse con casi todos los elementos del grupo principal, el número y

combinación de posibles compuestos varía mucho; por ejemplo, existen más de 100 hidruros

binarios de boro conocidos, pero solamente uno de aluminio.19 El hidruro binario de indio no ha sido

identificado aún, aunque existen complejos mayores.20

[editar]"Protones" y ácidos

La oxidación del H2 formalmente origina el protón, H+. Esta especie es fundamental para explicar las

propiedades de los ácidos, aunque el término "protón" se usa imprecisamente para referirse al

hidrógeno catiónico o ion hidrógeno, denotado H+. Un protón aislado H+ no puede existir en

disolución debido a su fuerte tendencia a unirse a átomos o moléculas con electrones mediante

un enlace coordinado o enlace dativo. Para evitar la cómoda, aunque incierta, idea del protón

aislado solvatado en disolución, en las disoluciones ácidas acuosas se considera la presencia del

ion hidronio (H3O+) organizado en clústers para formar la especie H9O4+.21 Otros iones oxonio están

presentes cuando el agua forma disoluciones con otros disolventes.22

Aunque exótico en la Tierra, uno de los iones más comunes en el universo es el H3+, conocido

como hidrógeno molecular protonado o catión hidrógeno triatómico.23

[editar]Véase también

Litio

Helio ← Litio → Berilio

3Li


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Lattice_body_centered_cubic.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_003_Litio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Li,3.jpg

Blanco plateado/gris


Nombre, símbolo,número Litio, Li, 3

Serie química Metales alcalinos


Masa atómica 6.94174064 u

Configuración electrónica [He]2s1

Electrones por nivel 2, 1 (imagen)



1 (Allred y Rochow)(Pauling)




Estado(s) de oxidación 1 (base fuerte)

1.ª Energía de ionización 520,2 kJ/mol




Estado ordinario Sólido (no magnético)

Densidad 535 kg/m 3

Punto de fusión 453,69 K (181 °C)

Punto de ebullición 1 615 K (1 342 °C)


Entalpía de fusión 3 kJ/mol

Varios

Estructura cristalina Cúbica centrada en el

cuerpo

N° CAS 7439-93-2

N° EINECS 231-102-5

Calor específico 3582 J/(K·kg)

Conductividad eléctrica 10,8 × 106 S/m




Artículo principal: Isótopos del litio


MeV6Li 0,075 Estable con 3 neutrones7Li 0,925 Estable con 4 neutrones8Li Sintético 838 ms β- 16,004 8Be



El litio (griego: λιθίον, «piedrecita»)?1 es un elemento químico de símbolo Li ynúmero atómico 3. En

la tabla periódica, se encuentra en el grupo 1, entre los elementos alcalinos. En su forma pura, es

un metal blando, de color blanco plata, que se oxida rápidamente en aire o agua. Es el

elemento sólido más ligero y se emplea especialmente en aleaciones conductoras del calor, en baterías

eléctricas y, sus sales, en el tratamiento de ciertos tipos de depresión.

Es el metal más ligero, su densidad es la mitad de la del agua. Al igual que los demás metales alcalinos

es univalente y muy reactivo, aunque menos que el sodio, por lo que no se encuentra libre en la

naturaleza. Acercado a una llama la tornacarmesí pero, si la combustión es violenta, la llama adquiere

un color blanco brillante.

Índice

[ocultar]

1 Nomenclatura

2 Historia

3 Aplicaciones

4 Abundancia y obtención

5 Isótopos

6 Precauciones

7 Rol biológico

8 Véase también

9 Referencias

o 9.1 Referencias externas

10 Enlaces externos


El litio toma su nombre del griego λίθoς -ου, "piedra". El nombre del elemento proviene del hecho de

haber sido descubierto en un mineral, mientras que el resto de los metales alcalinos fueron descubiertos

en tejidos de plantas.

[editar]Historia

El litio fue descubierto por Johann Arfvedson en 1817. Arfvedson encontró el nuevo elemento en la

espodumena y lepidolita de una mina de petalita, LiAl (Si2O5)2, de la isla Utö (Suecia) que estaba

analizando. En 1818 C.G. Gmelin fue el primero en observar que las sales de litio tornan la llama de un

color rojo brillante. Ambos intentaron, sin éxito, aislar el elemento de sus sales, lo que finalmente

consiguieronWilliam Thomas Brande y Sir Humphrey Davy mediante electrólisis del óxido de litio.

En 1923 la empresa alemana Metallgesellschaft AG comenzó a producir litio mediante la electrólisis

del cloruro de litio y cloruro de potasio fundidos.

En el 2010, las baterías de litio se han convertido en el método principal para reemplazar a los

contaminantes combustibles fósiles. El "triángulo del litio" compuesto por el salar de Uyuni, en Bolivia,

el salar de Atacama, en Chile y el salar del Hombre Muerto en Argentina concentran aproximadamente

entre el 50 y el 85% de ese mineral.2 3 El crecimiento acelerado en el uso del ion-litio ha provocado que

una tonelada de litio suba su precio, desde los 450 dólares que costaba en 2003 hasta los 3.000 dólares

en 2009.


Por su elevado calor específico, el litio se emplea en aplicaciones de transferencia de calor, y por su

elevado potencial electroquímico constituye un ánodo adecuado para las baterías eléctricas. También se

le dan los siguientes usos:

El cloruro de litio y el bromuro de litio tienen una elevada higroscopicidad por lo que son

excelentes secantes. El segundo se emplea en bombas de calor de absorción, entre otros

compuestos como el nitrato de litio.

Las sales de litio, particularmente el carbonato de litio (Li2C O 3) y el citrato de litio, se emplean en el

tratamiento de la manía y la depresión bipolar, así como en otras psicopatologías. Es un

estabilizador del estado de ánimo. Es el único fármaco antimaníaco[cita requerida]. Sus mecanismos de

acción son varios: 1. Bloquea la liberación de dopamina -bloquea la hipersensibilidad de los

receptores dopaminérgicos-; 2. Bloquea resultados en la neurona posináptica -bloquea la

reutilización de grupos fosfatos del trifosfato inositol que activa la liberación de calcio-; 3.

Reemplaza el sodio en el canal sináptico por ser más pequeño y el potencial de acción se hace más

lento, haciendo que el paciente se calme. El litio no es sustrato para la bomba sustrato sodio

potasio ATPasa que impide el paso de los iones de sodio, reemplazando la concentración del sodio,

lo cual en altas concentraciones puede resultar tóxico.

El estearato de litio es un lubricante de propósito general en aplicaciones a alta temperatura.

El litio es un agente altamente empleando en la síntesis de compuestos orgánicos, usado para la

coordinación de ligandos a través del intermedio litiado.

El hidróxido de litio se usa en las naves espaciales y submarinos para depurar el aire extrayendo

el dióxido de carbono.

Es componente común de las aleaciones de aluminio, cadmio, cobre y manganeso empleadas en la

construcción aeronáutica, y se ha empleado con éxito en la fabricación de cerámicas y lentes, como

la del telescopio de 5,08 m de diámetro (200 pulgadas) deMonte Palomar.

También tiene aplicaciones nucleares.

[editar]Abundancia y obtención

El litio es un elemento moderadamente abundante y está presente en la corteza terrestre en 65 partes

por millón (ppm). Esto lo coloca por debajo del níquel, cobre y wolframio y por encima del cerio y estaño,

en lo referente a abundancia. Se encuentra disperso en ciertas rocas, pero nunca libre, dada su gran

reactividad. Se encuentra en pequeña proporción en rocas volcánicas y sales naturales, como en

el Salar de Uyuni en Bolivia (que tiene el 40% de las reservas mundiales) o el Salar de

Atacama en Chile (45% de las reservas). Hay otros salares de menor tamaño en la Puna Argentina.

Desde 2010 se investigan, descubiertas recientemente enAfganistán, unas reservas cuya magnitud

todavía está por determinarse con precisión, pero que podrían cambiar radicalmente la evaluación de

los porcentajes antes mencionados y la evolución de los acontecimientos políticos y económicos de

aquel país.

El litio, junto al hidrógeno y al helio, es uno de los únicos elementos obtenidos en el Big Bang. Todos los

demás fueron sintetizados a través de fusiones nucleares en estrellas en la secuencia principal o

durante estallidos de supernovas. Industrialmente es obtenido a partir de la electrólisis del cloruro de litio

fundido (LiCl).

Desde la Segunda Guerra Mundial la producción de litio se ha incrementado enormemente, separándolo

de las rocas de las que forma parte y de las aguas minerales. Los principales minerales de los que se

extrae son lepidolita, petalita, espodumena y ambligonita. EnEstados Unidos se obtiene de las salinas

de California y Nevada principalmente.

[editar]Isótopos

Los isótopos estables del litio son dos, Li-6 y Li-7, siendo éste último el más abundante (92,5%). Se han

caracterizado seisradioisótopos siendo los más estables el Li-8 con un periodo de

semidesintegración de 838 milisegundos y el Li-9 con uno de 178,3 ms. El resto de isótopos radiactivos

tienen periodos de semidesintegración menores de 8,5 ms. También se da, en laboratorio, el isótopo

inestable Li-11-

Los pesos atómicos del litio varían entre 4,027 y 11,0348 uma del Li-4 y el Li-11 respectivamente. El

modo de desintegración principal de los isótopos más ligeros que el isótopo estable más abundante (Li-

7) es la emisión protónica (con un caso de desintegración alfa) obteniéndose isótopos de helio; mientras

que en los isótopos más pesados el modo más habitual es la desintegración beta, (con algún caso

de emisión neutrónica) resultando isótopos de berilio.

El Li-7 es uno de los elementos primordiales, producidos por síntesis nuclear tras el big bang. Los

isótopos de litio se fraccionan sustancialmente en una gran variedad de procesos naturales, incluyendo

la precipitación química en la formación de minerales, procesos metabólicos, y la sustitución

del magnesio y el hierro en redes cristalinas de minerales arcillosos en los que el Li-6 es preferido frente

al Li-7, etc. los principales isótopos son carbono, hidrógeno y cloro.

[editar]Precauciones

Al igual que otros metales alcalinos, el litio puro es altamente inflamable y ligeramente explosivo cuando

se expone al aire y especialmente al agua. Es además corrosivo por lo que requiere el empleo de

medios adecuados de manipulación para evitar el contacto con la piel. Se debe almacenar en un líquido

hidrocarburo inflamable como tolueno o nafta. Puede generar hipotiroidismo al impedir la entrada del

yodo a la hormona tiroidea. El litio no es sustrato para la bomba sustrato sodio potasio ATPasa que

impide el paso de los iones de sodio, reemplazando la concentración del sodio, lo cual en altas

concentraciones puede resultar tóxico.

[editar]Rol biológico

No se conoce adecuadamente su función biológica, pero se ha encontrado que incrementa

la permeabilidad celular y actúa sobre los neurotransmisores, favoreciendo la estabilidad del estado

anímico habiendo sido usado para tratar trastornos de bipolaridad.

Sodio

Neón ← Sodio → Magnesio

11

Na


Blanco plateado


Nombre, símbolo,número Sodio, Na, 11



Masa atómica 22.98976928(2) u


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_011_Sodio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Na,11.jpg

Configuración electrónica [Ne]3s1

Electrones por nivel 2, 8, 1 (imagen)


Radio medio 180 pm






Óxido Na2O












Estado ordinario sólido (no magnético)

Densidad 968 kg/m 3


Punto de ebullición 1 156 K (883 °C)



Presión de vapor 1,43 × 10-5 Pa a 1234 K

Varios

Estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo

N° CAS 7440-23-5

N° EINECS 45.63


Conductividad eléctrica 21 × 106 S/m

Conductividad térmica 141 W/(K·m)



Artículo principal: Isótopos del sodio


MeV22Na Sintético 2,602 a β + 2,842 22Ne23Na 100% Estable con 12 neutrones



El sodio es un elemento químico de símbolo Na (del latín, natrium y de árabe natrun) número atómico

11, fue descubierto por Sir Humphry Davy. Es un metal alcalinoblando, untuoso, de color plateado, muy

abundante en la naturaleza, encontrándose en la sal marina y el mineral halita. Es muy reactivo, arde

con llama amarilla, se oxida en presencia de oxígeno y reacciona violentamente con el agua.

El sodio está presente en grandes cantidades en el océano en forma ionica. También es un componente

de muchos minerales y un elemento esencial para la vida.

Índice

[ocultar]

1 Características principales

2 Usos del sodio

3 Papel biológico

4 Historia

5 Abundancia

6 Compuestos

7 Isótopos

8 Absorción y excreción de sodio

9 Funciones

10 Hipernatremia

11 Hiponatremia

12 Sodio en la dieta

13 Precauciones

14 Referencias

[editar]Características principales

Al igual que otros metales alcalinos, el sodio es un metal blando, ligero y de color plateado que no se

encuentra libre en la naturaleza. El sodio flota en el agua descomponiéndola,

desprendiendo hidrógeno y formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona

espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por debajo de 40 °C.

[editar]Usos del sodio

El sodio metálico se emplea en síntesis orgánica como agente reductor. Es además componente del

cloruro de sodio necesario para la vida. Otros usos son:

En aleaciones antifricción (oro).

En la fabricación de desodorantes (en combinación con ácidos grasos).

En la purificación de metales fundidos.

La aleación Na K, es un material empleado para la transferencia de calor además de desecante

para disolventes orgánicos y como reductor. A temperatura ambiente es líquida. El sodio también se

emplea como refrigerante.

Aleado con plomo se emplea en la fabricación de aditivos detonantes para las gasolinas.

Se emplea también en la fabricación de células fotoeléctricas.

Iluminación mediante lámparas de vapor de sodio.

Los óxidos Na2O generados por combustión controlada con oxígeno se utilizan para intercambiar el

dióxido de carbono por oxígeno y regenerar así el aire en espacios cerrados (p. ej. en submarinos)

[editar]Papel biológico

El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la

transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el

volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular,

el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las membranas.

La concentración plasmática de sodio es en condiciones normales de 137-145 mmol/L. El aumento de

sodio en la sangre se conoce como hipernatremia y su disminución hiponatremia.

[editar]Historia

El sodio (del italiano soda, "sosa") conocido en diversos compuestos, fue aislado

en1807 por Sir Humphry Davy por medio de la electrólisis de la soda cáustica. En laEuropa medieval se

empleaba como remedio para las jaquecas un compuesto de sodio denominado sodanum. El símbolo

del sodio (Na), proviene de natrón (o natrium, del griego nítron) nombre que recibía antiguamente el

carbonato sódico.

[editar]Abundancia

El sodio es relativamente abundante en las estrellas, detectándose su presencia a través de la línea D

del espectro solar, situada aproximadamente en el amarillo. La corteza terrestre contiene

aproximadamente un 2,6% de sodio, lo que lo convierte en el cuarto elemento más abundante, y el más

abundante de los metales alcalinos.

Actualmente se obtiene por electrólisis de cloruro sódico fundido, procedimiento más económico que el

anteriormente usado, laelectrólisis del hidróxido de sodio. Es el metal alcalino más barato.

El compuesto más abundante de sodio es el cloruro sódico o sal común, aunque también se encuentra

presente en diversos minerales como halita y zeolitas, etc.

[editar]Compuestos

Los compuestos de sodio de mayor importancia industrial son:

Sal común (NaCl).

Carbonato de sodio (Na2C O 3).

Bicarbonato de sodio (NaHCO3).

Sosa cáustica (NaOH). El hidróxido de sodio, más conocido como sosa cáustica, es una base muy

fuerte y corrosiva usada en productos destinados a la limpieza de desagües y al desengrase de

hornos, así como a la fabricación de jabones debido a lasaponificación de los ácidos grasos.

Cuando se disuelve en agua produce una reacción muy exotérmica (-42,9 kJ/mol). Su poder

corrosivo hace de la sosa cáustica un compuesto letal para los tejidos vivos y los compuestos

orgánicos, e incluso puede atacar al vidrio en caso de que el contacto sea permanente. En

presencia del dióxido de carbono atmosférico produce carbonato de sodio, por lo que sus

soluciones son poco estables.

Nitrato de sodio (NaNO3).

Tiosulfato de sodio (Na2S2O3 · 5H2O).

Bórax (Na2B4O7 · 10H2O).

Yoduro de sodio (NaI)

Eritorbato de sodio (C6H7NaO6) utilizado en carnes de todo tipo y bebidas no alcohólicas como

preservante. Mútageno para el ser humano y letal para algunos ecosistemas acuáticos. leer más...

Tripolifosfato de sodio (Na5P3O10) componente fundamental de los jabones, de detergentes y de

productos diferentes para dulcificar las aguas duras. Usado también en alimentos. Tumorígeno en

estudios en ratas.

[editar]Isótopos

Se conocen trece isótopos de sodio. El único estable es el Na-23. Además existen dos isótopos

radioactivos cosmogénicos, Na-22 y Na-24, con períodos de semidesintegración de 2,605 años y

aproximadamente 15 horas respectivamente.

[editar]Absorción y excreción de sodio

El sodio se absorbe en humanos, de manera fácil desde el intestino delgado y de allí es llevado a los

riñones, en donde se infiltra y regresa a la sangre para mantener los niveles apropiados. La cantidad

absorbida es proporcional a la consumida. Alrededor del 90 -95% de la pérdida normal del sodio es a

través de la orina y el resto en las heces y el sudor. Se considera que lo normal de la cantidad de sodio

excretada es igual a la cantidad ingerida. La secreción de sodio se mantiene por un mecanismo que

involucra los riñones (tasa de filtración glomerular, sistema renina-angiotensina), el sistema nervioso

simpático, la circulación de catecolaminas y la presión sanguínea1

[editar]Funciones

El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la

transmisión del impulso nervioso(mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el

volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el

equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las células.

La concentración plasmática de sodio es, en condiciones normales, de 135-145 mmol/L. El aumento

de sodio en la sangre se conoce como hipernatremia y su disminución como hiponatremia. Como el

catión (ion positivo) predominante del liquido extracelular de los fluidos animales y en humanos, el sodio

regula el tamaño de este compartimiento así como el volumen del plasma.1 Estos fluidos, como el

plasma sanguíneo y fluidos extracelulares en otros tejidos bañan las células y realizan funciones de

transporte de nutrientes y sustancias de desecho en el organismo. Aunque el sistema para mantener el

óptimo balance de sal y agua en el cuerpo es complejo, una de las principales maneras que el

organismo mantiene este balance es a través de osmoreceptores ubicados en el hipotálamo, y su acción

posterior sobre la hipófisis para la producción de vasopresina. Cuando los niveles de sodio en la sangre

no aumentan, los receptores de la sed (osmoreceptores) estimulan la sensación de sed. Cuando los

niveles en la sangre de sodio son bajos, la excreción de sodio a través de la orina disminuye.1

La pérdida relativa de agua podría causar que las concentraciones de sodio lleguen a ser más altas de

lo normal, una condición conocida como hipernatremia, que resulta en una sed extraordinaria.

Contrariamente, un exceso de agua corporal por mayor ingesta resultará en menor concentración de

sodio en el plasma, conocido como hiponatremia, una condición captada por el hipotálamo a través de

sus osmoreceptores, causando una disminución de la secreción de la hormona vasopresina de la

glándula pituitaria posterior o hipófisis; esto conduce a una pérdida de agua a través de la orina, lo cual

actúa para restaurar las concentraciones de sodio en el plasma hasta niveles normales.

Personas severamente deshidratadas, como las rescatadas del océano o en situaciones de

sobrevivencia en desiertos, usualmente tienen altas concentraciones de sodio sanguíneo. Esto debe ser

cuidadosamente y lentamente retornado a la normalidad, ya que una corrección demasiado rápida de la

hipernatremia puede resultar en daño cerebral con edema celular, ya que el agua se mueve

rápidamente hacia el interior de las células con un alto contenido osmolar.

Debido a que el sistema osmoreceptor / hipotálamo, ordinariamente trabaja bien sea para causar la

ingesta de líquidos o la eliminación del mismo (orina), para restaurar las concentraciones de sodio a lo

normal, este sistema puede ser usado en el tratamiento médico para regular el contenido del fluido

corporal total, principalmente para controlar el contenido de sodio corporal. Por esto, cuando

unadroga potencialmente diurética es suministrada puede causar que los riñones excreten sodio, el

efecto es acompañado por una excreción de agua corporal. Esto sucede porque el riñón es incapaz de

retener eficientemente agua mientras excreta grandes cantidades de sodio. Adicionalmente, después de

la excreción de sodio, el sistema osmoreceptor puede captar bajas concentraciones de sodio en la

sangre y luego dirigir las perdidas urinarias de agua para corregir la hiponatremia.

Además de esta función importante, el sodio juega un importante papel en diversos procesos fisiológicos

del organismo humano. Las células animales excitables, por ejemplo, permiten la entrada de sodio a su

interior para causar la despolarización de la membrana celular. Un ejemplo de esto es la señal de

transducción en el sistema nervioso central del humano, el cual depende del movimiento del sodio a

través de la membrana celular en todos los nervios. Algunas neurotoxinas potentes, como las

batracotoxinas, incrementan la permeabilidad del sodio en la membrana celular de células nerviosas y

musculares, causando una masiva e irreversible despolarización de las membranas, lo cual trae

consecuencias potencialmente fatales al organismo. Sin embargo, las drogas con efectos más

pequeños sobre el movimiento de sodio en los nervios pueden tener diversos efectos farmacológicos

como efectos antidepresivos, entre otros.

[editar]Hipernatremia

Se considera hipernatremia cuando la concentración de sodio en plasma o sangre es mayor a

145 meq/L. Las causas principales, se deben a una acción insuficiente de la hormona vasopresina o

ADH (sea por déficit de producción en hipófisis o por falta de respuesta renal), a pérdidas excesivas de

agua, y a un balance positivo de sal. El cuadro clínico, depende al igual que en la mayoría de los

trastornos de electrolitos, de la magnitud y su forma de instauración. El síntoma predominante es la sed,

que puede acompañarse de poliuria (aumento en el volumen de orina), diarrea y sudoración. La

presencia de trastornos neurológicos, aparecen con valores por encima de 160 meq/L, que pueden

caracterizarse por irritabilidad muscular, alteraciones del nivel de consciencia, coma e incluso

convulsiones.2

[editar]Hiponatremia

Se considera hiponatremia cuando la concentración de sodio en plasma es menor a 135 meq/L. Las

causas principales incluyen: pérdidas grandes de sodio (por uso de diuréticos, diuresis osmótica o

perdida de solutos a través de la orina que arrastran agua y sodio, enfermedades renales que aumenten

la pérdida de sodio urinario.) aumento de la ingesta o aporte de agua al organismo, lo que causa

aumento del agua a nivel extracelular. Entre los síntomas más comunes están, náuseas, vómitos,

calambres musculares, alteraciones visuales, cefalea, letargia. Convulsiones y coma. Se considera que

una disminución en la concentración de sodio por debajo de 125 meq/L es potencialmente fatal para el

organismo humano.2

[editar]Sodio en la dieta

La mayor fuente de sodio es el cloruro de sodio o una ración común de sal, del cual el sodio constituye

el 40%. Sin embargo, todos los alimentos contienen sodio en forma natural, siendo más predominante la

concentración en alimentos de origen animal que vegetal. Aproximadamente 3 gramos de sodio están

contenidos en los alimentos que se consumen diariamente, sin la adición de cloruro de sodio o sal

común, esto es importante considerarlo en pacientes que tengan una restricción o disminución en la

ingesta de sal diaria (pacientes nefrópatas, diabéticos, hipertensos). El requerimiento de sodio es de 500

mg /día aproximadamente.3 La mayoría de las personas consumen más sodio que el que

fisiológicamente necesitan, para ciertas personas con presión arterial sensible al sodio, esta cantidad

extra puede causar efectos negativos sobre la salud.


Fotografía de una explosión de sodio en contacto con agua.

En forma metálica el sodio es explosivo en agua y con muchos otros elementos. El metal debe

manipularse siempre cuidadosamente y almacenarse en atmósfera inerte, generalmente de argón

evitando el contacto con el agua y otras sustancias con las que el sodio reacciona como el oxígeno:

2Na + 2H2O ----------> 2NaOH + H2(g)+ Energía

La explosión del sodio con el agua es debida a la generación de hidrógeno en la misma y con la

consecuente energía liberada por la reacción exergónica se pueden producir explosiones del

hidrógeno generado. Por lo tanto se debe tener mucho cuidado, trabajar con precaución y con los

elementos necesarios para protegerse de sus reacciones químicas.

Potasio

Argón ← Potasio → Calcio

19

K


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Large_Sodium_Explosion.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Large_Sodium_Explosion.jpg


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_019_Potasio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:K,19.jpg

Blanco plateado


Nombre, símbolo,número Potasio, K, 19



Masa atómica 39,0983 u

Configuración electrónica [Ar]4s1

Electrones por nivel 2, 8, 8, 1 (imagen)


Radio medio 220 pm

















Estado ordinario Sólido

Densidad 856 kg/m 3


Punto de ebullición 1 032 K (759 °C)



Presión de vapor 1,06×10-4 Pa a 336,5 K

Varios

Estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo

N° CAS 7440-09-7

N° EINECS 231-119-8





Artículo principal: Isótopos del potasio


MeV39K 93,26% Estable con 20 neutrones40K 0,012% 1,277 × 109 años β -

ε1,3111,505

40 Ca 40 Ar

41K 6,73% Estable con 22 neutrones



El potasio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo químico es K(del latín Kalium y

del árabe. القلية, DMG al-qalya, "ceniza de plantas"), cuyo número atómico es 19. Es un metal

alcalino de color blanco-plateado, que abunda en la naturaleza en los elementos relacionados con

el agua salada y otros minerales. Seoxida rápidamente en el aire, es muy reactivo, especialmente

en agua, y se parece químicamente al sodio. Es un elemento químico esencial.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones

3 Historia


5 Propiedades químicas

o 5.1 Isótopos

6 Papel biológico

o 6.1 Potasio en el cuerpo

o 6.2 Absorción, filtración y excreción

o 6.3 Potasio en la dieta

7 Precauciones

8 Véase también

9 Referencias

o 9.1 Bibliografía

10 Enlaces externos


Potasio.

Es el quinto metal más ligero y liviano; es un sólido blando que se corta con facilidad con un cuchillo,

tiene un punto de fusión muy bajo, arde con llama violeta y presenta un color plateado en las superficies

expuestas al aire, en cuyo contacto se oxida con rapidez, lo que obliga a almacenarlo recubierto de

aceite.

Al igual que otros metales alcalinosreacciona violentamente con el aguadesprendiendo hidrógeno,

incluso puede inflamarse espontáneamente en presencia de agua.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Kalium.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Kalium.jpg


El potasio metal se usa en células fotoeléctricas.

El cloruro y el nitrato se emplean como fertilizantes.

El peróxido de potasio se usa en aparatos de respiración autónomos de bomberos y mineros.

El nitrato se usa en la fabricación de pólvora y el cromato y dicromato enpirotecnia.

El carbonato potásico se emplea en la fabricación de cristales.

La aleación NaK, una aleación de sodio y potasio, es un material empleado para la transferencia de

calor.

El cloruro de potasio se utiliza para provocar un paro cardíaco en las ejecuciones con inyección

letal.

Otras sales de potasio importantes son el bromuro, cianuro, potasio, yoduro, y elsulfato.

El ion K+ está presente en los extremos de los cromosomas (en los telómeros) estabilizando la

estructura. Asimismo, el ion hexahidratado (al igual que el correspondiente ion de magnesio) estabiliza

la estructura del ADN y del ARNcompensando la carga negativa de los grupos fosfato.

La bomba de sodio es un mecanismo por el cual se consiguen las concentraciones requeridas de iones

K+ y Na+ dentro y fuera de la célula —concentraciones de iones K+ más altas dentro de la célula que en

el exterior— para posibilitar la transmisión del impulso nervioso.

Las hortalizas (brócoli, remolacha, berenjena y coliflor) y las frutas (los bananos y las de hueso,

como aguacate, albaricoque, melocotón, cereza, ciruela), son alimentos ricos en potasio.

El descenso del nivel de potasio en la sangre provoca hipopotasemia.

Es uno de los elementos esenciales para el crecimiento de las plantas —es uno de los tres que se

consumen en mayor cantidad— ya que el ion potasio, que se encuentra en la mayoría de los tipos de

suelo, interviene en la respiración.

[editar]Historia

El potasio (del latín científico potassium, y éste del neerlandés pottasche, ceniza de pote) nombre con

que lo bautizó Humphry Davy al descubrirlo en 1807, fue el primer elemento metálico aislado

por electrólisis, en su caso del hidróxido de potasio (KOH), compuesto de cuyo nombre latino, Kalĭum,

proviene el símbolo químico del potasio.

El propio Davy hacía el siguiente relato de su descubrimiento ante la Royal Society of London el 19 de

noviembre de 1807: «Coloqué un pequeño fragmento de potasa sobre un disco aislado de platino que

comunicaba con el lado negativo de una batería eléctrica de 250 placas de cobre y zinc en plena

actividad. Un hilo de platino que comunicaba con el lado positivo fue puesto en contacto con la cara

superior de la potasa. Todo el aparato funcionaba al aire libre. En estas circunstancias se manifestó una

actividad muy viva; la potasa empezó a fundirse en sus dos puntos de electrización. Hubo en la cara

superior (positiva) una viva efervescencia, determinada por el desprendimiento de un fluido elástico; en

la cara inferior (negativa) no se desprendía ningún fluido elástico, pero pequeños glóbulos de vivo brillo

metálico completamente semejantes a los glóbulos de mercurio. Algunos de estos glóbulos, a medida

que se formaban, ardían con explosión y llama brillante; otros perdían poco a poco su brillo y se cubrían

finalmente de una costra blanca. Estos glóbulos formaban la sustancia que yo buscaba; era un principio

combustible particular, era la base de la potasa: el potasio.»1

La importancia del descubrimiento radica en que confirmó la hipótesis de Antoine Lavoisier de que si la

sosa y la potasa reaccionaban con los ácidos de igual modo que los óxidos de plomo y plata era porque

estaban formados de la combinación de un metal con el oxígeno, extremo que se confirmó al aislar el

potasio y tan sólo una semana después el sodio por electrólisis de la sosa. Además, la obtención del

potasio permitió el descubrimiento de otros elementos, ya que dada su gran reactividad es capaz de

descomponer óxidos para combinarse y quedarse con el oxígeno; de este modo pudieron aislarse

el silicio, el boro y el aluminio.


El potasio constituye del orden del 2,4% en peso de la corteza terrestre siendo el séptimo más

abundante. Debido a su solubilidad es muy difícil obtener el metal puro a partir de sus minerales. Aun

así, en antiguos lechos marinos y de lagos existen grandes depósitos de minerales de potasio

(carnalita, langbeinita, polihalita y silvina) en los que la extracción del metal y sus sales es

económicamente viable.

La principal mena de potasio es la potasa, que se extrae en California, Alemania, Nuevo México, Utah y

en Saskatchewan (Canadá) (donde se encuentra en depósitos de evaporita a 900 m de profundidad).

En el futuro pueden convertirse en fuentes importantes de potasio y sales de potasio muchos

yacimientos que se encuentran en otros países, tal es el caso de Argentina, donde se esta desarrollando

un proyecto en la Provincia de Mendoza y Provincia de Neuquén,2 por parte de empresas extranjeras.

Los océanos también pueden ser proveedores de potasio, pero en un volumen cualquiera de agua

salada la cantidad de potasio es mucho menor que la de sodio, disminuyendo el rendimiento económico

de la operación.

Gay-Lussac y Thénard utilizaron en 1808 un método consistente en fundir la potasa y hacerla atravesar

hierro calentado al blanco para obtener el potasio, método que se empleó hasta 1823, año en que

Brunner obtuvo el metal calentando al rojo vivo una mezcla de carbonato potásico y carbón. Ambos

métodos tenían un rendimiento muy deficiente, hasta que Sainte-Claire Deville descubrió que el método

de Brunner mejoraba utilizando en la mezcla carbonato cálcico. En la actualidad el metal se obtiene

por electrólisis de suhidróxido en un proceso que ha sufrido tan sólo pequeñas modificaciones desde la

época de Davy.

[editar]Propiedades químicas

El potasio debe ser protegido del aire para prevenir la corrosión del metal por el óxido e hidróxido. A

menudo, las muestras son mantenidas bajo un medio reductor como el queroseno. Como otros metales

alcalinos, el potasio reacciona violentamente con agua, produciendo hidrógeno. La reacción es

notablemente más violenta que la del litio o sodio con agua, y es suficientemente exotérmicapara que el

gas hidrógeno desarrollado se encienda. Como el potasio reacciona rápidamente con aún los rastros del

agua, y sus productos de reacción son permanentes, a veces es usado solo, o como NaK (una aleación

con el sodio que es líquida a temperatura ambiente) para secar solventes antes de la destilación. En

este papel, el potasio sirve como un potente disecante. El hidróxido de potasio reacciona fuertemente

con el dióxido de carbono, debido a la alta energía del ion K+. El ion K+ es incoloro en el agua. Los

métodos de separación del potasio incluyen precipitación, algunas veces por análisis gravimétrico.

[editar]Isótopos

Se conocen diecisiete isótopos de potasio, tres de ellos naturales 39K (93,3%), 40K (0,01%) y 41K (6,7%).

El isótopo 40K, con unperiodo de semidesintegración de 1,277×109 años, decae a 40Ar (11,2%) estable

mediante captura electrónica y emisión de unpositrón, y el 88,8% restante a 40Ca

mediante desintegración β.

La desintegración del 40K en 40Ar se emplea como método para la datación de rocas. El método K-Ar

convencional se basa en la hipótesis de que las rocas no contenían argón cuando se formaron y que el

formado no escapó de ellas si no que fue retenido de modo que el presente proviene completa y

exclusivamente de la desintegración del potasio original. La medición de la cantidad de potasio y40Ar y

aplicación de este procedimiento de datación es adecuado para determinar la edad de minerales como

el feldespato volcánico,moscovita, biotita y hornblenda y en general las muestras de rocas volcánicas e

intrusivas que no han sufrido alteración.

Más allá de la datación, los isótopos de potasio se han utilizado mucho en estudios del clima, así como

en estudios sobre el ciclo de los nutrientes por ser un macro-nutriente requerido para la vida.

El isótopo 40K está presente en el potasio natural en cantidad suficiente como para que los sacos de

compuestos de potasio comercial puedan emplearse en las demostraciones escolares como fuente

radiactiva.


[editar]Potasio en el cuerpo

El potasio es el catión mayor del líquido intracelular del organismo humano. Está involucrado en el

mantenimiento del equilibrio normal del agua, el equilibrio osmótico entre las células y el fluido

intersticial 3 y el equilibrio ácido-base, determinado por el pH del organismo. El potasio también está

involucrado en la contracción muscular y la regulación de la actividad neuromuscular, al participar en la

transmisión del impulso nervioso a través de los potenciales de acción del organismo humano. Debido a

la naturaleza de sus propiedades electrostáticas y químicas, los iones de potasio son más grandes que

los iones de sodio, por lo que los canales iónicos y las bombas de las membranas celulares pueden

distinguir entre los dos tipos de iones; bombear activamente o pasivamente permitiendo que uno de

estos iones pase, mientras que bloquea al otro.4 El potasio promueve el desarrollo celular y en parte es

almacenado a nivel muscular, por lo tanto, si el músculo está siendo formado (periodos de crecimiento y

desarrollo) un adecuado abastecimiento de potasio es esencial. Una disminución importante en los

niveles de potasio sérico (inferior 3,5 meq/L) puede causar condiciones potencialmente fatales conocida

como hipokalemia, con resultado a menudo de situaciones como diarrea, diuresis incrementada, vómitos

y deshidratación. Los síntomas de deficiencia incluyen: debilidad muscular, fatiga, astenia, calambres, a

nivel gastrointestinal: íleo, estreñimiento, anormalidades en el electrocardiograma, arritmias cardiacas, y

en causas severas parálisis respiratorias y alcalosis.5

La hiperkalemia, o aumento de los niveles de potasio por encima de 5,5 meq/L, es uno de los trastornos

electrolíticos más graves y puede ser causado por aumento del aporte (oral o parenteral: vía

sanguínea), redistribución (del líquido intracelular al extracelular) o disminución de la excreción renal.

Por lo general, las manifestaciones clínicas aparecen con niveles mayores a 6,5 meq/L, siendo las

principales: cardiovasculares: con cambios en el electrocardiograma, arritmias ventriculares y asístole

(paro cardíaco), a nivel neuromuscular: parestesias, debilidad, falla respiratoria y a nivel gastrointestinal

náuseas y vómitos.5

[editar]Absorción, filtración y excreción

El potasio es absorbido de forma rápida desde el intestino delgado. Entre 80 y 90% del potasio ingerido

es excretado en la orina, el resto es perdido en las heces. Los riñones mantienen los niveles normales

de potasio en suero a través de su habilidad de filtrar, reabsorber y excretar potasio bajo la influencia de

la hormona aldosterona.6 Conjuntamente con el sodio, ambos regulan el balance entre fluidos

y electrolitos en el organismo, ya que son los principales cationes del líquido intracelular (potasio) y

extracelular (sodio) de los fluidos corporales totales del organismo. La concentración del sodio en el

plasma es cerca de 145 meq/L, mientras que la del potasio es de 3,5 a 4,5 meq/L (en plasma). El

plasma es filtrado a través de los glomérulos de los riñones en cantidades enormes, cerca de 180

L/día.7 Diariamente el sodio y potasio ingerido en la dieta debe ser reabsorbido; el sodio debe ser

reabsorbido tanto como sea necesario para mantener el volumen del plasma y la presión osmótica

correctamente, mientras que el potasio debe ser reabsorbido para mantener las concentraciones séricas

del catión en 4,8 meq/L (cerca de 190 miligramos) (6). La bomba de sodio debe mantenerse siempre

operativa para conservar el sodio. El potasio debe ser conservado algunas veces, pero dado que las

cantidades de potasio en plasma son tan pequeñas, y la concentración de potasio a nivel celular es

cerca de tres veces más grande, la situación no es tan crítica para el potasio. Dado que el potasio se

transporta pasivamente8 9 en respuesta a un flujo contrario al sodio, la orina nunca puede disminuir las

concentraciones de potasio en suero, excepto algunas veces donde se observe una excreción activa de

agua. El potasio es secretado doblemente y reabsorbido tres veces antes de que la orina alcance los

túbulos colectores del riñón.10 A este punto usualmente se alcanza la misma concentración en plasma.

Si el potasio fuese eliminado de la dieta, obligaría al riñón a una excreción mínima de potasio alrededor

de 200 mg/día cuando el potasio en suero decline a 3,0 meq/L en una semana aproximadamente.11 La

bomba de sodio/potasio es un mecanismo por el cual se consiguen las concentraciones requeridas de

iones K+ y Na+ dentro y fuera de la célula —concentraciones de iones K+ más altas dentro de la célula

que en el exterior— para posibilitar la transmisión del impulso nervioso.

[editar]Potasio en la dieta

La ingesta adecuada de potasio puede ser generalmente garantizada al consumir una variedad de

alimentos que contengan potasio, y la deficiencia es muy rara en individuos que consuman una dieta

equilibrada. Los alimentos que son fuente alta de potasio incluyen: las hortalizas

(brócoli, remolacha, berenjena y coliflor) y las frutas (los bananos, los plátanos y las de hueso,

como uva, albaricoque,melocotón, cereza, ciruela, etc.), son alimentos ricos en potasio.12 El potasio es el

tercer mineral más abundante en nuestro cuerpo. Está implicado en la reacción de los nervios, en el

movimiento muscular y en su mantenimiento saludable.

Los alimentos que poseen más potasio son, las judías o chauchas que aporta 1300 mg de potasio c/

100 g, el germen de trigo que nos aporta unos 842 mg de potasio c/ 100 g, el aguacate o llamado en

algunos países palta que aporta 600 mg c/ 100 g, la soja aporta 515 mg c/ 100 g, las nueces nos

aportan 441 mg de potasio c/ 100 g, banana o llamados plátanos aportan 396 mg c/ 100 g.13

Las dietas altas en potasio pueden reducir el riesgo de hipertensión y la deficiencia de potasio

combinada con una inadecuada ingesta de tiamina ha producido muertes en ratones experimentales.14

Los suplementos de potasio en medicina son usados en la mayoría en conjunto con diuréticos de

asa y tiazidas, una clase de diuréticos que disminuye los niveles de sodio y agua corporal cuando esto

es necesario, pero a su vez causan también perdida de potasio en la orina. Individuos nefrópatas o que

sufran de enfermedad renal, pueden sufrir efectos adversos sobre la salud al consumir grandes

cantidades de potasio. En la insuficiencia renal crónica, los pacientes que se encuentran bajo

tratamiento recibiendo diálisis renal deben recibir una dieta estricta en el contenido de potasio aportado,

dado que los riñones controlan la excreción de potasio, la acumulación de potasio serico por falla renal,

puede causar problemas fatales como una arritmia cardiaca fatal. La hipercalemia aguda puede ser

reducida a través de tratamiento con soda vía oral,15 glucosa,16 17 hiperventilación 18 y perspiración.19

Véase también: Dosis equivalente a un plátano


El potasio sólido reacciona violentamente con el agua, más incluso que el sodio, por lo que se ha de

conservar inmerso en un líquido apropiado como aceite o queroseno.

Rubidio

Kriptón ← Rubidio → Estroncio

37

Rb


Plateado blanquecino


Nombre, símbolo,número Rubidio, Rb, 37



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_037_Rubidio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Rb,37.jpg



Configuración electrónica [Kr]5s1

Dureza Mohs 0,3

Electrones por nivel 2, 8, 18, 8, 1 (imagen)


Radio medio 235 pm





Estado(s) de oxidación 1

Óxido Base fuerte













Densidad 1532 kg/m 3


Punto de ebullición 961 K (688 °C)



Presión de vapor 1,56·10-4 Pa a 312,6 K

Varios


cuerpo

N° CAS 7440-17-7

N° EINECS 231-126-6


Conductividad eléctrica 7,79·106 S/m




Artículo principal: Isótopos del rubidio


MeV85Rb 72,168% Estable con 48 neutrones87Rb 27,835% 4,88 × 1010 a β- 0,283 87 Sr



El rubidio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es el Rb y sunúmero atómico es

37.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones

3 Historia


5 Isótopos

6 Precauciones

7 Referencias

8 Enlaces externos


El rubidio es un metal alcalino blando, de color plateado blanco brillante que empaña rápidamente al

aire, muy reactivo —es el segundo elemento alcalino más electropositivo y puede encontrarse líquido a

temperatura ambiente. Al igual que los demás elementos del grupo 1 puede arder espontáneamente en

aire con llama de color violeta amarillento, reacciona violentamente con el agua

desprendiendohidrógeno y forma amalgama con mercurio. Puede formar aleaciones con oro,los

demás metales alcalinos, y alcalinotérreos, antimonio y bismuto.

Al igual que los demás metales alcalinos presenta un único estado de oxidación (+1) y reacciona

con dióxido de carbono, hidrógeno, nitrógeno, azufre y halógenos.


El rubidio se puede ionizar con facilidad por lo que se ha estudiado su uso enmotores iónicos para

naves espaciales, aunque xenón y cesio han demostrado una mayor eficacia para este propósito. Se

utiliza principalmente en la fabricación de cristales especiales para sistemas de telecomunicaciones

de fibra óptica y equipos de visión nocturna. Otros usos son:

Recubrimientos fotoemisores de telurio-rubidio en células fotoeléctricas y detectores electrónicos.

Afinador de vacío, getter, (sustancia que absorbe las últimas trazas de gas, especialmente oxígeno)

en tubos de vacío para asegurar su correcto funcionamiento.

Componente de fotorresistencias (o LDR, Light dependant resistors, resistencias dependientes de la

luz), resistencias en las que la resistencia eléctrica varía con la iluminación recibida.

En medicina para la tomografía por emisión de positrones, el tratamiento de laepilepsia y la

separación por ultracentrifugado de ácido nucleicos y virus.

Fluido de trabajo en turbinas de vapor.

El RbAg4I5 tiene la mayor conductividad eléctrica conocida a temperatura ambiente de todos los

cristales iónicos y podría usarse en la fabricación de baterías en forma de delgadas láminas entre

otras aplicaciones eléctricas.

Se estudia la posibilidad de emplear el metal en generadores termoeléctricos basados en

la magnetohidrodinámica de forma que los iones de rubidio generados a alta temperatura sean

conducidos a través de un campo magnético generando una corriente eléctrica.

En muchas aplicaciones puede sustituirse por el cesio (o el compuesto de cesio correspondiente) por su

semejanza química.

[editar]Historia

El rubidio (del latín rubĭdus, rubio) fue descubierto en 1861 por Robert Bunsen yGustav Kirchhoff en

la lepidolita utilizando un espectroscopio —inventado un año antes— al detectar las dos rayas rojas

características del espectro de emisión de este elemento y que son la razón de su nombre. Son pocas

las aplicaciones industriales de este elemento que en 1920 empezó a usarse en células fotoeléctricas

habiéndose usado sobre todo en actividades de investigación y desarrollo, especialmente en

aplicaciones químicas y electrónicas.


A pesar de no ser un elemento muy abundante en la corteza terrestre ya que se encuentra entre los 56

elementos que engloban conjuntamente un 0,05% del peso de la misma, no puede considerarse escaso.

Representando del orden de 78 ppm en peso, es el 23.er elemento más abundante y el 16.º de

los metales superando a otros metales comunes como el cobre, el plomo y el cinc de los que se extraen

miles de toneladas anuales frente a las tres del rubidio. Es además 30 veces más abundante que

el cesio y 4 que el litio metales de cuya obtención se extrae como subproducto. La razón de tal

disparidad estriba en que no se conocen minerales en los que el rubidio sea el elemento predominante y

que su radio iónico es muy similar al del potasio (2000 veces más abundante) sustituyéndole —en

ínfimas cantidades— en sus especies minerales donde aparece como impureza.

Se encuentra en diversos minerales como leucita, polucita y zinnwaldita. La lepidolita contiene un 1,5%

de rubidio (puede superar en ocasiones el 3,15%) y es de donde se obtiene el metal en su mayoría;

también otros minerales de potasio y cloruro de potasio contienen cantidades significativas de rubidio

como para permitir su extracción rentable, así como los depósitos de polucita &mdas;que pueden

contener hasta un 1,35% de Rb&mdas; entre los que destacan los del lago Bernic

en Manitoba (Canadá).

El metal se obtiene, entre otros métodos, reduciendo el cloruro de rubidio con calcio en vacío, o

calentando su hidróxido con magnesioen corriente de hidrógeno. Pequeñas cantidades pueden

obtenerse calentando sus compuestos con cloro mezclados con óxido de bario en vacío. La pureza del

metal comercializado varía entre 99 y 99,8%.

[editar]Isótopos

Se conocen 24 isótopos de rubidio, existiendo en la naturaleza tan sólo dos, el Rb-85 y el radioactivo

Rb-87. Las mezclas normales de rubidio son ligeramente radiactivas.

El isótopo Rb-87, que tiene un periodo de semidesintegración de 48,8 × 10 9 años, se ha usado mucho

para la datación radiométricade rocas. El Rb-87 decae a Sr-87 estable emitiendo un partículo beta

negativa. Durante la cristalización fraccionada, el estroncio tiende a concentrarse en

la plagioclasa quedando el rubidio en la fase líquida, de modo que la razón Rb/Sr en el magma residual

se incrementa a lo largo del tiempo. Las mayores razones —de 10 ó más— se hallan en las pegmatitas.

Si la cantidad inicial de estroncio es conocida o puede extrapolarse, midiendo las concentraciones de Rb

y Sr y el cociente Sr-87/Sr-86 puede determinarse la edad de la roca. Evidentemente la edad medida

será la de la roca si ésta no ha sufrido alteraciones después de su formación.

La frecuencia de resonancia del átomo de Rb-87 se usa como referencia en normas y osciladores

utilizados en transmisores de radio ytelevisión, en la sincronización de redes de telecomunicación y en

la navegación y comunicación vía satélite. El isótopo se emplea además en la construcción de relojes

atómicos.

El isótopo Rb-82 se utiliza en la obtención de imágenes del corazón mediante tomografía por emisión de

positrones. Debido a su cortoperiodo de semidesintegración (1,273 minutos) se sintetiza, antes de su

administración, a partir de estroncio-82 ya que en tan sólo un día se desintegra prácticamente por

completo


El rubidio reacciona violentamente con el agua pudiendo provocar la inflamación del hidrógeno

desprendido en la reacción:

2 Rb + 2 H2O → 2 RbOH + H2

Para asegurar la pureza del metal y la seguridad en su manipulación se almacena bajo aceite

mineral seco, en vacío o en atmósfera inerte.

Cesio«cs» redirige aquí. Para otras acepciones, véase CS.

Xenón ← Cesio → Bario

55

Cs



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_055_Cesio.svg

Plateado oro


Nombre, símbolo,número Cesio, Cs, 55




Configuración electrónica [Xe]6s1

Dureza Mohs 0,2

Electrones por nivel 2, 8, 18, 18, 8, 1 (imagen)


Radio medio 260 pm





http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Cs,55.jpg


Óxido base fuerte











Presión de vapor 2,5 k Pa

Varios


cuerpo

N° CAS 7440-46-2

N° EINECS 231-155-4




Módulo elástico 1,7 GPa

Módulo de cizalladura 1,6 GPa


Artículo principal: Isótopos del cesio


MeV133Cs 100% Estable con 78 neutrones134Cs Sintético 2,0648 a ε

ß - 1,2292,059

134 Xe 134 Ba

135Cs Trazas 23 × 106 a ß - 0,269 135 Ba 137Cs Sintético 30,07 a ß - 1,176 137 Ba



El cesio es el elemento químico con número atómico 55 y peso atómico de 132,905uma. Su símbolo es

Cs, y es el más pesado de los metales alcalinos en el grupo IAde la tabla periódica, a excepción

del francio (hasta febrero de 2007);

Índice

[ocultar]

1 Historia

2 Características


4 Aplicaciones

5 Efectos del cesio sobre la salud

6 Efectos ambientales del cesio

7 Véase también

8 Referencias

9 Enlaces externos

[editar]Historia

El cesio fue descubierto por Robert Bunsen y por Gustav Kirchhoff en el año 1860 mediante el uso

del espectroscopio, al encontrar dos líneas brillantes de color azul en el espectro del carbonato de

cesio y del cloruro de cesio. Dichas sales de cesio fueron aisladas por Robert Bunsen, precipitándolas

en el agua mineral.1 A pesar de los intentos infructuosos de Bunsen por aislar el elemento en su forma

metálica,2hubo que esperar hasta 1862 para que Carl Setterberg pudiera aislarlo mediante electrólisis

del cianuro de cesio fundido.3

Como apunte, en el año 1967 se establece en la conferencia de pesos y medidas enParís que

un segundo es igual a 9.192.631.770 períodos de radiación correspondiente a la transición entre los dos

niveles hiperfinos del estado fundamental del isótopo 133 del átomo de cesio (133Cs), medidos a 0 K.

[editar]Características

El cesio es un metal blando, ligero y de bajo punto de fusión. Es el segundo menos electronegativo de

todos los elementos después del francio. El cesio reacciona en forma vigorosa con oxígeno para formar

una mezcla de óxidos. En aire húmedo, elcalor de oxidación puede ser suficiente para fundir y prender

el metal. El cesio no reacciona con nitrógeno para formar nitruros, pero reacciona con el hidrógeno a

temperaturas altas para producir un hidruro muy estable; reacciona en forma violenta con el agua y aun

con hielo a temperaturas hasta -116 °C (-177 °F) así como con loshalógenos, amoníaco y monóxido de

carbono. En general, con compuestos orgánicos el cesio experimenta los mismos tipos de reacciones

que el resto de los metales alcalinos, pero es mucho más reactivo.


El cesio no es muy abundante en la corteza terrestre, hay sólo 7 partes por millón. Al igual que el litio y

el rubidio, el cesio se encuentra como un constituyente de minerales complejos, y no en forma de

halogenuros relativamente puros, como en el caso del sodio y del potasio. Es hallado frecuentemente en

minerales lepidolíticos como los existentes en Rhodesia.


El cesio metálico se utiliza en celdas fotoeléctricas, instrumentos espectrográficos, contadores de

centelleo, bulbos de radio, lámparas militares de señales infrarrojas y varios aparatos ópticos y de

detección. Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica, como absorbentes

en plantas de purificación de dióxido de carbono, en microquímica. Las sales de cesio se han utilizado

en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas dearsénico. El

isótopo cesio-137 se utiliza habitualmente en procedimientos debraquiterapia para el tratamiento

del cáncer.

[editar]Efectos del cesio sobre la salud

Los humanos pueden estar expuestos al cesio por respiración o al ingerirlo con alimentos y bebidas. En

el aire los niveles de cesio son generalmente bajos, pero el cesio radiactivo ha sido detectado en

algunos niveles en aguas superficiales y en muchos tipos de comidas.

La cantidad de cesio en comidas y agua depende de la emisión de cesio radiactivo de plantas de

energía nuclear, mayoritariamente a través de accidentes, tal es el caso del Desastre de Chernobyl en

1986 y el Accidente nuclear de Fukushima Dai-Ichi en 2011.4 La gente que trabaja en industria

deenergía nuclear puede estar expuesta a altos niveles de cesio, pero son tomadas muchas medidas de

seguridad para prevenirlo. Es poco probable que la gente que experimente el efecto del cesio sobre la

salud pueda relacionarlo con éste.

Cuando hay contacto con cesio radiactivo, algo altamente improbable, la persona puede experimentar

daño celular a causa de la radiación emitida por las partículas del cesio. Esto puede traer como

consecuencia efectos como náuseas, vómitos, diarreas, y hemorragias. Si la exposición es larga la

gente puede incluso perder el conocimiento, entrar en coma o incluso morir. Cuan serios sean los

efectos depende de la resistencia de cada persona, el tiempo de exposición y la concentración a la que

esté expuesta.

[editar]Efectos ambientales del cesio

El cesio está en la naturaleza principalmente a causa de la erosión y desgaste de rocas y minerales. Es

también liberado al aire, al agua y al suelo a través de la minería y fábricas de minerales. Los isótopos

radiactivos del cesio pueden ser disminuidos sólo en su concentración a través de la desintegración

radiactiva. El cesio no radiactivo puede también ser destruido cuando entra en el ambiente o reacciona

con otros compuestos en moléculas muy específicas.

Tanto el cesio radiactivo como el estable actúan químicamente igual en los cuerpos de los humanos y

los animales.

El cesio en el aire puede viajar largas distancias antes de precipitarse en la tierra. La mayoría de los

compuestos del cesio son muysolubles en agua. En suelos, por otro lado, el cesio no puede ser

eliminado por el agua subterránea; allí permanece en las capas superiores del suelo y es fuertemente

unido a las partículas del mismo, y como resultado no queda disponible para ser tomado por las raíces

de las plantas. El cesio radiactivo tiene la oportunidad de entrar en las plantas al caer sobre las hojas.

Los animales que son expuestos a muy altas dosis de cesio muestran cambios en el comportamiento,

como es el incremento o la disminución de la actividad.

Francio

Radón ← Francio → Radio

87

Fr



Nombre, símbolo,número Francio, Fr, 87


Grupo, período,bloque 1, 7, s

Masa atómica 223 u

Configuración electrónica [Rn]7s1

Dureza Mohs Sin datos

Electrones por nivel 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1

(imagen)

http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Art%C3%ADculos_destacados


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_087_Francio.svg


Radio medio Sin datos pm


0,9 (Allred y Rochow)

(Pauling)

Radio atómico (calc) 2,70 Å pm (Radio de Bohr)

Radio iónico 194 pm (Fr+,

hexacoordinado)




Óxido Base fuerte



Estado ordinario Líquido


Punto de fusión 300 K (27 °C)


Entalpía de vaporización 65 kJ/mol


Presión de vapor Sin datos

Varios


cuerpo

Calor específico Sin datos J/(K·kg)

Conductividad eléctrica 3 × 106/m O S/m


Velocidad del sonido Sin datos m/s a

293,15 K(20 °C)


Artículo principal: Isótopos del francio


MeV221Fr Sintético 4,8 min a 6,457 217At222Fr Sintético 14,2 min ß - 2,033 222Ra223Fr Sintético 21,8 min ß - 1,149

5,430

221Ra219At



Representación de la distribución por capas de los electrones del francio.

El francio, antiguamente conocido como eka-cesio y actinio K,1 es un elemento químico cuyo símbolo

es Fr y su número atómico es 87. Su electronegatividad es la más baja conocida y es el segundo

elemento menos abundante en la naturaleza (el primero es el astato). El francio es

un metal alcalino altamente radiactivo y reactivo que se desintegra generando astato, radio y radón.

Como el resto de los metales alcalinos, sólo posee un electrón en su capa de valencia.

Marguerite Perey descubrió este elemento en 1939. El francio fue el último elemento químico

descubierto en la naturaleza antes de ser sintetizado.2 Fuera del laboratorio, el francio es

extremadamente escaso, encontrándose en trazas en menas de uranio y de torio, donde el 223Fr está

continuamente formándose y desintegrándose. La cantidad de 223Fr en la corteza terrestre en un

momento dado posiblemente no exceda los 30 gramos; el resto de los isótopos son sintéticos. La mayor

cantidad recuperada de cualquiera de sus isótopos fue un clúster de 10.000 millones de átomos

(de 210Fr) sintetizado como un gas ultra frío en Stony Brook en 1996.3

Índice

[ocultar]

1 Propiedades físicas y químicas

2 Aplicaciones

3 Historia

o 3.1 Descubrimientos erróneos e incompletos

o 3.2 Análisis de Perey

4 Abundancia

o 4.1 Natural

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_087_Francio.svg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Capa_electr%C3%B3nica_087_Francio.svg

o 4.2 Sintetizado

5 Isótopos

6 Véase también

7 Referencias

8 Bibliografía

9 Enlaces externos

[editar]Propiedades físicas y químicas

El francio es menos estable que cualquier otro elemento más ligero que el nobelio(elemento 102);3 su

isótopo más estable, el 223Fr, posee un período de semidesintegración menor de 22 minutos. El astato,

que es el siguiente elemento menos estable, tiene período de semidesintegración máximo de 8,5

horas.4 Todos los isótopos del francio se desintegran generando astato, radio y radón.4

El francio es un metal alcalino cuyas propiedades químicas son semejantes a las delcesio.3 Puesto que

es un elemento muy pesado con un solo electrón de valencia,5posee el mayor peso equivalente de

todos los elementos químicos.3 El francio tiene la más baja electronegatividad de todos los elementos

conocidos, con un valor de 0,7 en la escala de Pauling.6 Le sigue el cesio con un valor de 0,79.7 El

francio líquido, en el supuesto de poder ser obtenido, tendría una tensión superficial de 0,05092 J·m–2 en

elpunto de fusión.8

El francio coprecipita junto con muchas sales de cesio, como el perclorato de cesio, formando pequeñas

cantidades de perclorato de francio. Esta coprecipitación puede emplearse para aislar el francio,

adaptando el método de precipitación del radiocesio de Glendenin y Nelson. También coprecipita con

otras sales de cesio como el yodato, el picrato, el tartrato (también con el tartrato de rubidio), el

cloroplatinato y el silicowolframato. Otras coprecipitaciones se producen con el ácido silicowolfrámico y

con el ácido perclórico, sin necesidad de que otro metal alcalino esté presente como portador, lo que

posibilita otros métodos de separación para el francio.9 10 Casi todas las sales de francio son solubles

en agua.11


No hay aplicaciones comerciales para el francio debido a su escasez y a su inestabilidad.12 13 14 15 16 Sólo

ha sido usado en tareas de investigación, tanto en el campo de la biología como en el de la estructura

atómica. Se pensó que el francio podría servir de ayuda para el diagnóstico de enfermedades

relacionadas con elcáncer;4 sin embargo, finalmente esta aplicación se ha considerado impracticable.14

La capacidad para sintetizar el francio, atraparlo y enfriarlo, junto con su estructura atómica

relativamente simple, lo han convertido en sujeto de experimentación enespectroscopia especializada.

Estos experimentos han conducido a la obtención de información más específica sobre los niveles

energéticos y las constantes de acoplamiento entre partículas subatómicas.17 Estudios realizados sobre

la luz emitida por iones de 210Fr atrapados por láser han arrojado datos precisos sobre las transiciones

entre niveles energéticos atómicos. Se ha comprobado que estos resultados experimentales son

bastante parecidos a los que predice la Teoría Cuántica.18

[editar]Historia

Ya en 1870, los químicos pensaban que debía existir un metal alcalino más allá del cesio, con un

número atómico de 87.4 Se le denominaba con el nombre provisional de eka-cesio.19Algunos equipos de

investigación intentaron localizar y aislar el elemento en cuestión y se tiene constancia de al menos

cuatro anuncios públicos falsos que proclamaban haber descubierto dicho elemento antes de que fuera

realmente descubierto.

[editar]Descubrimientos erróneos e incompletos

El químico ruso D. K. Dobroserdov fue el primer científico que aseguró haber descubierto eka-cesio. En

1925, observó una débil radiactividad en una muestra de potasio, otro metal alcalino, y concluyó que

el eka-cesio contaminaba la muestra.20 Publicó una tesis sobre sus predicciones de las propiedades

del eka-cesio, en la que nombraba al elemento con el nombre de russio, en honor a su país de

procedencia.21 Poco tiempo después, Dobroserdov empezó a centrarse en su carrera docente en el

Instituto Politécnico de Odessa, abandonando por completo sus esfuerzos por aislar el eka-cesio.20

Al año siguiente, en 1926, los químicos ingleses Gerald J. F. Druce y Frederick H. Loring analizaron una

radiografía de rayos X del sulfato de manganeso (II).21 Observaron líneas espectrales que creyeron

pertenecientes al eka-cesio. Anunciaron el descubrimiento del elemento 87 y propusieron el nombre

de alcalinio para el que sería el metal alcalino más pesado.20

En 1930, el profesor Fred Allison del Instituto Politécnico de Alabama anunció haber descubierto el

elemento 87 analizando polucita ylepidolita usando su máquina magneto - óptica. Allison propuso que

fuera bautizado como virginio, en honor a su estado natal,Virginia, así como que se usaran los

símbolos Vi y Vm.21 22 En 1934, sin embargo, el profesor MacPherson de la UC Berkeleydesautorizó la

efectividad del dispositivo de Allison y la validez de su falso descubrimiento.23

En 1936, el químico rumano Horia Hulubei y su colega francesa Yvette Cauchois analizaron también la

polucita, esta vez usando su aparato de rayos X de alta resolución.20 Observaron varias líneas de

emisión débiles que supusieron que sería debidas al elemento 87. Hulubei y Cauchois anunciaron su

descubrimiento y propusieron el nombre de moldavio, con el símbolo Ml, en honor a Moldavia, la

provincia rumana donde llevaron a cabo su trabajo.21 En 1937, el trabajo de Hulubei fue criticado por el

físico americano F. H. Hirsh Jr., que rechazó los métodos de investigación del químico rumano. Hirsh

estaba convencido de que el eka-cesio no podría ser encontrado en la naturaleza, y que las líneas que

había observado Hulubei eran debidas al mercurio o al bismuto. El químico rumano, sin embargo,

insistió en que su aparato de rayos X y sus métodos eran demasiado precisos como para cometer tales

errores. Jean Baptiste Perrin, ganador del premio Nobel y mentor de Hulubei, apoyó al moldavio como el

verdadero eka-cesio en lugar del recién descubierto francio de Marguerite Perey. Perey, sin embargo,

criticó de manera continua el trabajo de Hulubei hasta que ella fue acreditada como la única

descubridora del elemento 87.20

[editar]Análisis de Perey

El eka-cesio fue realmente descubierto en 1939 por Marguerite Perey, del Instituto

Curie de París (Francia), cuando purificó una muestra de 227Ac que poseía una energía de

desintegración de 220 keV. Sin embargo, Perey advirtió en la desintegración partículas con un nivel

energético por debajo de los 80 keV. Pensó que esta actividad debía ser causada por un producto

previo de desintegración no identificado, un producto separado durante la purificación, pero que volvía a

emerger del 227Ac puro. Varias pruebas eliminaron la posibilidad de que se fuera de torio, radio, plomo,

bismuto o talio, tratándose por tanto de un elemento desconocido. El nuevo producto mostraba

propiedades químicas propias de un metal alcalino (tal como la coprecipitación con las sales de cesio),

lo que llevó a Perey a pensar que se encontraba frente al elemento 87, generado por la desintegración

alfa del 227Ac.19 Perey intentó entonces determinar la proporción entre la desintegración beta y la

desintegración alfa del 227Ac. Su primera prueba indicaba que la desintegración alfa alcanzaba el 0.6%,

resultado que fue revisado hasta llegar al valor de un 1%.24

Perey nombró al nuevo isótopo como actinio K, que se refería a lo que ahora conocemos como 223Fr,19 y

en 1946, propuso el nombre de catio para su recién descubierto elemento, ya que creía que era

el catión más electropositivo de todos los elementos químicos.Irène Joliot-Curie, una de las supervisoras

de Perey, se opuso a ese nombre pues parecía hacer más referencia a "cat" (gato en inglés) que a

catión.19 Entonces Perey sugirió el nombre de francio como homenaje al país donde lo descubrió. Este

nombre fue oficialmente adoptado por la Unión Internacional de Químicos en 1949,4 y se le asignó el

símbolo Fa, pero esta abreviatura fue cambiada por Frpoco después.25 El francio es el último de los

elementos que se encuentran en la naturaleza en ser descubierto, siendo el anterior elrenio, en

1925.19 Posteriores investigaciones sobre la estructura del francio fueron llevadas a cabo por Sylvain

Lieberman y su equipo en el CERN en los años 70 y 80, entre otros.26

[editar]Abundancia

[editar]Natural

El 223Fr resulta de la desintegración alfa del 227Ac y puede encontrarse en trazas en los minerales

de uranio y de torio.3 En una muestra de uranio, se estima que hay un solo un átomo de francio por cada

1×1018 átomos de uranio.14 27 Después del astato, el francio es el elemento menos abundante en la

corteza terrestre.4 14

[editar]Sintetizado

El francio puede sintetizarse en la reacción nuclear 197Au + 18O → 210Fr + 5n. Este proceso, desarrollado

por Stony Brook Physics, genera isótopos de francio con masas 209, 210 y 211,28 que pueden aislarse

en una trampa magneto-óptica (MOT).29 Otros métodos de síntesis incluyen el bombardeo

de radio con neutrones, el bombardeo de torio con protones, deuterones o iones de helio.30 Por lo

menos hasta el año 2006, el francio no ha sido sintetizado en cantidades lo suficientemente grandes

como para ser pesadas.3 4 14 31

[editar]Isótopos

Artículo principal: Anexo:Isótopos de Francio.

Diagrama de desintegración radiactiva en el que se puede ver cómo el francio forma parte

de las serie del actinio y de la serie del plutonio. (Pulsar imagen para verla aumentada).

Se conocen 34 isótopos del francio que comprenden un rango de masas atómicas desde 199 hasta

232.32 El francio posee siete isómeros nucleares metaestables.3 El 223Fr y el221Fr son los únicos isótopos

que se presentan en la naturaleza, aunque el primero es mucho más común que el segundo.33

El 223Fr es el isótopo más estable con un periodo de semidesintegración de 21,8 minutos,3 y es bastante

improbable que alguna vez se descubra o sintetice un isótopo de francio con un periodo mayor.24 El 223Fr

es el quinto producto de la serie de desintegración del actinio, procedente del 227Ac.34 El 223Fr se

desintegra después para generar 223Ra por desintegración beta (energía de desintegración: 1149 keV),

con una ruta menor (0,006%) de desintegración alfa que genera 219At (energía de desintegración: 5,4

MeV).35

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Radioactive_decay_chains_diagram.svg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Radioactive_decay_chains_diagram.svg

El 221Fr posee un periodo de semidesintegración de 4,8 minutos.3 Es el noveno producto de la serie de

desintegración del plutonio, procedente del 225Ac.16 El 221Fr se desintegra después para generar 217At

por desintegración alfa (energía de desintegración: 6,457 MeV).3

El isótopo en estado fundamental menos estable es el 215Fr, con un periodo de semidesintegración de

0,12 μs (energía de desintegración hasta 211At: 9,54 MeV).3 Su isómero metaestable, el 215mFr, es aún

menos estable, con un periodo de semidesintegración de 3,5 ns.36

Berilio

Litio ← Berilio → Boro

4Be


Blanco-gris metálico


Nombre, símbolo,número Berilio, Be, 4

Serie química Metales alcalinotérreos


Masa atómica 9.0122 u


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_004_Berilio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Be,4.jpg

Configuración electrónica [He]2s2

Dureza Mohs 5,5

Electrones por nivel (imagen)


Radio medio 112 pm


1,5 (Allred y Rochow)

(Pauling)

Radio atómico (calc) 111,3 pm (Radio de Bohr)


Radio de van der Waals Sin datos pm

Estado(s) de oxidación 2 (anfótero)



3.ª Energía de ionización 14 848,7 kJ/mol


Estado ordinario Sólido (diamagnético)


Punto de fusión 1 560 K (1 287 °C)




Presión de vapor 4180 Pa

Varios

Estructura cristalina hexagonal

N° CAS 7440-41-7

N° EINECS 231-150-7




Velocidad del sonido 13000 m/s a

293,15 K(20 °C)


Artículo principal: Isótopos del berilio


MeV7Be Sintético 53,12 d ε 0,862 7Li9Be 100 Estable con 5 neutrones10Be Trazas 1,51 × 106 a β- 0,556 10B



El berilio es un elemento químico de símbolo Be y número atómico 4. Es un

elemento alcalinotérreo bivalente, tóxico, de color gris, duro, ligero y quebradizo. Se emplea

principalmente como endurecedor en aleaciones, especialmente de cobre.

Índice

[ocultar]

1 Aplicaciones

2 Historia


4 Isótopos

5 Precauciones

6 Efectos sobre la salud

7 Enlaces externos


Elemento de aleación, en aleaciones cobre-berilio con una gran variedad de aplicaciones.

En el diagnóstico con rayos X se usan delgadas láminas de berilio para filtrar la radiación visible, así

como en la litografía de rayos X para la reproducción decircuitos integrados.

Moderador de neutrones en reactores nucleares.

Por su rigidez, ligereza y estabilidad dimensional, se emplea en la construcción de diversos

dispositivos como giróscopios, equipo informático, muelles de relojeríae instrumental diverso.

El óxido de berilio se emplea cuando son necesarias elevada conductividad térmica y propiedades

mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico.

Antaño se emplearon compuestos de berilio en tubos fluorescentes, uso abandonado por

la beriliosis.

Fabricación de Tweeters en altavoces de la clase High-End, debido a su gran rigidez.

El principal uso del berilio metálico se encuentra en la manufactura de aleaciones berilio-cobre y en el

desarrollo de materiales moderadores y reflejantes para reactores nucleares. La adición de un 2% de

berilio al cobre forma una aleación no magnética seis veces más fuerte que el cobre. Estas aleaciones

berilio-cobre tienen numerosas aplicaciones en la industria de herramientas ya que no producen

chispas, en las partes móviles críticas de aviones, así como en componentes clave de instrumentos de

precisión, computadoras mecánicas, reveladores eléctricos y obturadores de cámaras fotográficas.

Martillos, llaves y otras herramientas de berilio-cobre se emplean en refinerías petroleras y otras plantas

en las cuales una chispa producida por piezas de acero puede ocasionar una explosión o un incendio.

El berilio tiene muchos usos en la energía nuclear porque es uno de los materiales más eficientes para

disminuir la velocidad de los neutrones, así como para reflejarlos. En consecuencia, se utiliza en la

construcción de reactores nucleares como moderador y soporte, o en aleaciones con elementos

combustibles.

[editar]Historia

El berilio (del griego βηρυλλος berilo) o glucinio (del inglés glucinium y éste del griego γλυκυς, dulce)

por el sabor de sus sales, fue descubierto por Louis Nicolas Vauquelin en 1798 en Francia en forma de

óxido en el berilo y la esmeralda. Friedrich Wöhler y A. A. Bussy de forma independiente aislaron el

metal en 1828 mediante reacción de potasio con cloruro de berilio.


El berilio se encuentra en 30 minerales diferentes, siendo los más importantes beriloy bertrandita,

principales fuentes del berilio comercial, crisoberilo y fenaquita. Actualmente la mayoría del metal se

obtiene mediante reducción de fluoruro de beriliocon magnesio. Las formas preciosas del berilo son

el aguamarina y la esmeralda.

Geográficamente, las mayores reservas se encuentran en los Estados Unidos que lidera también la

producción mundial de berilio (65%), seguido de Rusia (40%) y China (15%). Las reservas mundiales se

estima que superan las 80.000 toneladas.

[editar]Isótopos

El Be-9 es el único isótopo estable. El Be-10 se produce en la atmósfera terrestre al bombardear

la radiación cósmica el oxígeno y nitrógeno. Dado que el berilio tiende a existir en disolución acuosa con

niveles de pHmenores de 5.5, este berilio atmosférico formado es arrastrado por el agua de lluvia (cuyo

pH suele ser inferior a 5.5); una vez en la tierra, la solución se torna alcalina precipitando el berilio que

queda almacenado en el suelo durante largo tiempo (periodo de semidesintegración de 1,5 millones de

años) hasta su transmutación en B-10. El Be-10 y sus productos hijo se han empleado para el estudio

de los procesos de erosión, formación a partir de regolito y desarrollo de suelos lateríticos, así como las

variaciones en la actividad solar y la edad de masas heladas.

El hecho de que el Be-7 y el Be-8 sean inestables tiene profundas consecuencias cosmológicas, ya que

ello significa que elementos más pesados que el berilio no pudieron producirse por fusión nuclear en

el big bang. Más aún, los niveles energéticos nucleares del Be-8 son tales que posibilitan la formación

de carbono y con ello la vida (véase proceso triple alfa).


El berilio y sus sales son tóxicas y potencialmente carcinógenas. La beriliosis crónica es una afección

pulmonar causada por exposición al polvo de berilio catalogada como enfermedad profesional. Los

primeros casos de neumonitis química aguda por exposición al berilio se produjeron

en 1933 en Europa y en 1943 en los Estados Unidos; en 1946 se describieron los primeros casos de

beriliosis entre los trabajadores de una planta de fabricación de tubos fluorescentes en Massachusetts.

La beriliosis se asemeja a lasarcoidosis en muchos aspectos, lo que dificulta en ocasiones el

diagnóstico.

Aunque la utilización de compuestos de berilio en lámparas fluorescentes se interrumpió en 1949, la

exposición profesional se produce en las industrias nuclear y aeroespacial, en el refinado del metal y en

la fusión de las aleaciones que lo contienen, en la fabricación de dispositivos electrónicos y en la

manipulación de otros materiales que contienen berilio.

El berilio y sus compuestos deben manipularse con mucho cuidado, extremando las precauciones

cuando durante la actividad pueda generarse polvo de berilio ya que la exposición prolongada al polvo

de berilio puede causar cáncer de pulmón. La sustancia puede manipularse con seguridad siempre y

cuando se sigan ciertos procedimientos. Si éstos se desconocen no debe intentarse la manipulación del

berilio.

[editar]Efectos sobre la salud

Los efectos dependen del nivel y de la duración de la exposición. Si el nivel es suficientemente alto, por

encima de 1000 μg/m3 en el aire respirado, puede provocar una enfermedad aguda por

berilio o beriliosis aguda, la cual causa una inflamación grave de los pulmones; en general, los valores

límites para el berilio atmosférico contemplados en la legislación de higiene industrial que fijan los

niveles máximos de exposición laboral, permiten controlar de forma efectiva este riesgo.

Entre el 1 y el 15% de la población expuesta desarrolla sensibilización al berilio. Estas personas pueden

desarrollar procesos inflamatorios del aparato respiratorio (enfermedad crónica por berilio o beriliosis

crónica) que pueden manifestarse años después de la exposición laboral cuando ésta ha superado los

niveles de exposición recomendados (0,2 μg/m3). El riesgo de la población general a contraer estas

enfermedades es muy bajo ya que los niveles de berilio en entornos no laborales son muy bajos

(0,00003-0,0002 μg/m3).

La intoxicación por ingestión de berilio no se conoce ya que la cantidad de berilio absorbida por el

organismo por esa vía es muy pequeña, aunque han podido observarse úlceras en perros tras la ingesta

de berilio. El contacto del berilio con la piel tras un rasguño o corte, puede causar eczema y úlceras

cutáneas.

La exposición prolongada incrementa el riesgo de contraer cáncer de pulmón. La Agencia Internacional

para la Investigación del Cáncer ha determinado que el berilio es un carcinógeno humano.

Magnesio

Sodio ← Magnesio → Aluminio

12

Mg



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_012_Magnesio.svg

Blanco plateado


Nombre, símbolo,número Magnesio, Mg, 12




Configuración electrónica [Ne]3s2

Dureza Mohs 2,5

Electrones por nivel 2, 8, 2 (imagen)


Radio medio 150 pm





http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Mg,12.jpg

Estado(s) de oxidación 2 (base media)





Estado ordinario Sólido (paramagnético)







Varios

Estructura cristalina hexagonal

N° CAS 7439-95-4

N° EINECS 231-104-6






Artículo principal: Isótopos del magnesio


MeV24Mg 78,99 % Estable con 12 neutrones25Mg 10 % Estable con 13 neutrones26Mg 11,01 Estable con 14 neutrones



No debe confundirse con manganeso.

El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Su masa atómica es de

24,305 u. Es el séptimo elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de la corteza terrestre

y el tercero más abundante disuelto en el agua de mar. El ion magnesio es esencial para todas las

células vivas. El metal puro no se encuentra en la naturaleza. Una vez producido a partir de las sales de

magnesio, este metal alcalino-térreo es utilizado como un elemento de aleación.

Índice

[ocultar]

1 Historia

2 Principales características

3 Aplicaciones


5 Isótopos

6 Precauciones

7 Papel biológico

8 Nutrición

o 8.1 Alimentos donde se encuentra

o 8.2 Suplementos alimenticios

o 8.3 Beneficios del magnesio para nuestro organismo

o 8.4 Síntomas de la carencia de magnesio

9 Usos en medicina

10 Referencias

11 Enlaces externos

[editar]Historia

El nombre procede de Magnesia, que en griego designaba una región de Tesalia(Grecia).

El inglés Joseph Black reconoció el magnesio como un elemento químico en 1755.

En 1808 Sir Humphry Davy obtuvo metal puro mediante electrólisis de una mezcla de magnesia y Hg O .

[editar]Principales características

El magnesio no se encuentra en la naturaleza en estado libre (como metal), sino que forma parte de

numerosos compuestos, en su mayoría óxidos y sales; es insoluble. El magnesio elemental es un metal

liviano, medianamente fuerte, color blanco plateado. En contacto con el aire se vuelve menos lustroso,

aunque a diferencia de otros metales alcalinos no necesita ser almacenado en ambientes libres

de oxígeno, ya que está protegido por una fina capa de óxido, la cual es bastante impermeable y difícil

de sacar.

Como su vecino inferior de la tabla periódica, el calcio, el magnesio reacciona con agua a temperatura

ambiente, aunque mucho más lento. Cuando se sumerge en agua, en la superficie del metal se forman

pequeñas burbujas de hidrógeno, pero si es pulverizado reacciona más rápidamente.

El magnesio también reacciona con ácido clorhídrico (HCl) produciendo calor e hidrógeno, que se libera

al ambiente en forma de burbujas. A altas temperaturas la reacción ocurre aún más rápido.

En química orgánica es un metal ampliamente empleado al ser necesario para la síntesis de reactivos

de Grignard.

El magnesio es un metal altamente inflamable, que entra en combustión fácilmente cuando se encuentra

en forma de virutas o polvo, mientras que en forma de masa sólida es menos inflamable. Una vez

encendido es difícil de apagar, ya que reacciona tanto con nitrógeno presente en el aire (formando

nitruro de magnesio) como con dióxido de carbono (formando óxido de magnesio y carbono). Al arder

en aire, el magnesio produce una llama blanca muy intensa incandescente, la cual fue muy utilizada en

los comienzos de la fotografía. En ese tiempo se usaba el polvo de magnesio como la fuente de

iluminación (polvo de flash). Más tarde, se usarían tiras de magnesio en bulbos de flash eléctricos. El

polvo de magnesio todavía se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y en bengalas marítimas.


Objetos que contienen magnesio.

Los compuestos de magnesio, principalmente su óxido, se usan como material refractarioen hornos para

la producción de hierro y acero, metales no férreos, cristal y cemento, así como en agricultura e

industrias químicas y de construcción.

El uso principal del metal es como elemento de aleación del aluminio, empleándose las aleaciones

aluminio-magnesio en envases de bebidas. Las aleaciones de magnesio, especialmente magnesio-

aluminio, se emplean en componentes de automóviles, como llantas, y en maquinaria diversa. Además,

el metal se adiciona para eliminar el azufre del acero y el hierro. Otros usos son:

Aditivo en propelentes convencionales.

Obtención de fundición nodular (hierro-silicio-Mg) ya que es un agente esferoidizante/nodulizante

del grafito.

Agente reductor en la obtención de uranio y otros metales a partir de sus sales.

El hidróxido (leche de magnesia), el cloruro, el sulfato (sales Epsom) y el citrato se emplean en

medicina.

El polvo de carbonato de magnesio (MgC O 3) es utilizado por los atletas como gimnastas

y levantadores de peso para mejorar el agarre de los objetos. Es por este motivo prácticamente

imprescindible en la escalada de dificultad para secar el sudor de manos y dedos del escalador y

mejorar la adherencia a la roca. Se lleva en una bolsa colgada de la cintura.

Otros usos incluyen flashes fotográficos, pirotecnia y bombas incendiarias, debido a la luz que

despide su combustión.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Magnesium-products.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Magnesium-products.jpg


El magnesio es el sexto elemento más abundante en la corteza terrestre, sin embargo no se encuentra

libre, aunque entra en la composición de más de 60 minerales, siendo los más importantes

industrialmente los depósitos de dolomía, dolomita, magnesita,brucita, carnalita y olivino.

En EE. UU. el metal se obtiene principalmente por electrólisis del cloruro de magnesio, método que ya

empleaba Robert Bunsen, obtenido de salmueras, boquerones y agua de mar.

[editar]Isótopos

El magnesio-26 es un isótopo estable que se emplea en la datación radiométrica, al igual que el Al-26,

del que es hijo. En las CAI (inclusiones ricas en calcio y aluminio) de algunos meteoritos, los objetos

más antiguos del sistema solar, se han encontrado cantidades de Mg-26 mayores de las esperadas que

se atribuyen al decaimiento del Al-26. Estos objetos, cuando se han desprendido en etapas tempranas

de la formación de los planetas y asteroides no han sufrido los procesos geológicos que hacen

desaparecer las estructuras condríticas (formadas a partir de las inclusiones) y por tanto guardan

información acerca de la edad del sistema solar.

En los estudios se compararon las tasas de Mg-26/Mg-24 y Al-27/Mg-24, para determinar así, de

manera indirecta, la relación Al-26/Al-27 inicial de la muestra en el momento en que ésta se separó de

las regiones de polvo de la nébula presolar a partir de la que se formó nuestro sistema solar.


El magnesio es extremadamente inflamable, especialmente si está pulverizado. En contacto con el

aire y algo de calor no muy fuerte reacciona rápidamente y con ácidos también, produciendo hidrógeno,

por lo que debe manipularse con precaución. El fuego, de producirse, no se deberá intentar apagar con

agua, deberá usarse arena seca, cloruro de sodio o extintores de clase D, sin embargo es altamente

reactivo.


Artículo principal: Rol biológico del magnesio.

El magnesio es importante para la vida, tanto animal como vegetal. La clorofila (que interviene en

la fotosíntesis) es una sustancia compleja de porfirina-magnesio. .

El magnesio es un elemento químico esencial para el ser humano; la mayor parte del magnesio se

encuentra en los huesos y susiones desempeñan papeles de importancia en la actividad de

muchas coenzimas y en reacciones que dependen del ATP. También ejerce un papel estructural, ya que

el ion de Mg2+ tiene una función estabilizadora de la estructura de cadenas de ADN y ARN. Interviene en

la formación de neurotransmisores y neuromoduladores, repolarización de la neuronas, relajación

muscular (siendo muy importante su acción en el músculo cardíaco). El magnesio actúa como

energizante y calmante en el organismo. La pérdida de magnesio se debe a diversas causas, en

especial cuando el individuo se encuentra en circunstancias de estrés físico o mental. El magnesio que

se encuentra en la célula es liberado al torrente sanguíneo, en donde posteriormente es eliminado por la

orina y/o las heces fecales. A mayor estrés, mayor es la pérdida de magnesio en el organismo. En

función del peso y la altura, la cantidad diaria recomendada es de 300-350 mg, cantidad que puede

obtenerse fácilmente ya que se encuentra en la mayoría de los alimentos, siendo las semillas las más

ricas en magnesio como el cacao, las almendras, harina de soja, cacahuetes, judías blancas,

legumbres, avellanas, nueces y las hojas verdes de las hortalizas.

[editar]Nutrición

Alimentos ricos en magnesio.

[editar]Alimentos donde se encuentra

En frutos secos: girasol, sésamo, almendras, pistacho, avellanas y nueces, salchichas.

Entre los cereales: germen de trigo, levadura, mijo, arroz y trigo.

En legumbres: soya, alubias, garbanzos y lentejas.

Y en los germinados: ya que la clorofila contiene magnesio.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:FoodSourcesOfMagnesium.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:FoodSourcesOfMagnesium.jpg

De lo que comemos sólo del 30-40% es absorbido por nuestro cuerpo y depositado en el intestino

delgado.

[editar]Suplementos alimenticios

Hay una población de riesgo que ha de recibir suplementos de magnesio y no solo consumir una dieta

rica en este elemento. Entre ellos se encuentran las personas que presentan problemas de absorción,

quienes toman diuréticos, los hipertensos, los diabéticos y los deportistas profesionales.1 Suplementos

de magnesio están disponibles en varias formas; entre ellos, en forma de tabletas efervescentes que se

disuelven en agua para preparar una bebida (con sabor a frutas).2

[editar]Beneficios del magnesio para nuestro organismo

El magnesio es un tranquilizante natural que mantiene el equilibrio energético en las neuronas y actúa

sobre la transmisión nerviosa, manteniendo al sistema nervioso en buena salud. Ampliamente

recomendado para los tratamientos antiestrés y antidepresión. Es además un relajante muscular.

Otros beneficios:

El magnesio ayuda a fijar el calcio y el fósforo en los huesos y dientes.

Previene los cálculos renales ya que moviliza al calcio.[cita requerida]

El magnesio actúa como un laxante suave y antiácido.

Es también efectivo en las convulsiones del embarazo: previene los partos prematuros manteniendo

al útero relajado.

Interviene en el equilibrio hormonal, disminuyendo los dolores premenstruales.

Actúa sobre el sistema neurológico favoreciendo el sueño y la relajación.

Autorregula la composición y propiedades internas (homeostasis).

Actúa controlando la flora intestinal y nos protege de las enfermedades cardiovasculares. Favorable

para quien padezca de hipertensión.

[editar]Síntomas de la carencia de magnesio

La insuficiencia de magnesio se pueden detectar a través de la irritabilidad y la inestabilidad emocional

acompañada de disminución de los reflejos, descoordinación muscular, apatía y

debilidad, estreñimiento, trastornos premenstruales, falta de apetito, náuseas, vómitos,diarreas,

confusión, temblores. El déficit provoca y mantiene la osteoporosis y las caries así como la hipocalcemia

(reducción de calcio en sangre) y la eliminación renal de magnesio. El exceso de calcio disminuye la

absorción de magnesio por lo que no hay que abusar de la leche. El exceso de fósforo también produce

la mala absorción de magnesio así como también los fosfatos de algunos tipos de salchichas, quesos,

helados y todas las bebidas basadas en cola.3

[editar]Usos en medicina

El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 es comúnmente utilizado como antiácido o como laxante. Se obtiene

al mezclar óxido de magnesio con agua:

MgO + H2O → Mg(OH)2

El magnesio se utiliza para tratar problemas digestivos asociados al tránsito intestinal, como el de colon

irritable. Este es el caso de algunas estaciones termales (como la de Châtelguyon[1]), con aguas muy

ricas en magnesio y que proponen tratamientos digestivos, urinarios y antiestrés.

En caso de osteoporosis es muy importante la ingesta de magnesio y calcio, administrar magnesio por

la noche induce al sueño,[2]. Asimismo es recomendado cuando existe hipertensión.

Contra el blefaroespasmo tomado como suplemento de cloruro de magnesio resulta ser efectivo en

algunos casos.

A las personas con insuficiencia renal se les recomienda su consumo bajo supervisión médica.

CalcioPara otros usos de este término, véase Calcio (desambiguación).

Potasio ← Calcio → Escandio

20

Ca


Blanco plateado


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Face-centered_cubic.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_020_Calcio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ca,20.jpg

Nombre, símbolo,número Calcio, Ca, 20




Configuración electrónica [Ar]4s2

Dureza Mohs 1,75



Radio medio 180 pm





Óxido Base fuerte







Punto de fusión 1 115 K (842 °C)





Varios

Estructura cristalina Cúbica centrada en las caras

N° CAS 7440-70-2

N° EINECS 231-179-5

Calor específico 0,632 J/(K·kg)





Artículo principal: Isótopos del calcio


MeV40Ca 96,941% Estable con 20 neutrones41Ca Sintético 103.000 a ε 0,421 41K42Ca 0,647% Estable con 22 neutrones43Ca 0,135% Estable con 23 neutrones44Ca 2,086% Estable con 24 neutrones46Ca 0,004% Estable con 26 neutrones48Ca 0,187% > 4·1019 a β - 4,272 48Ti



El calcio es un elemento químico, de símbolo Ca y de número atómico 20.

Se encuentra en el medio interno de los organismos como ion calcio (Ca2+) o formando parte de otras

moléculas; en algunos seres vivos se halla precipitado en forma de esqueleto interno o externo. Los

iones de calcio actúan de cofactor en muchas reacciones enzimáticas, intervienen en el metabolismo del

glucógeno, y junto al potasio y el sodio regulan la contracción muscular. El porcentaje de calcio en los

organismos es variable y depende de las especies, pero por término medio representa el 2,45% en el

conjunto de los seres vivos; en los vegetales, sólo representa el 0,007%.

En el habla vulgar se utiliza la voz calcio para referirse a sus sales (v.g., esta agua tiene mucho

calcio; en las tuberías se deposita mucho calcio, etc.)

Índice

[ocultar]

1 Historia


3 Aplicaciones

4 Rol biológico


6 Isótopos

7 Calcio esquelético

8 Calcio sérico

9 Absorción y excreción

10 Funciones

11 Deficiencia de calcio

12 Toxicidad

13 Requerimientos dietéticos recomendados

14 Fuentes dietéticas

15 Referencias

16 Véase también

17 Enlaces externos

[editar]Historia

El calcio (del latín calx, calis , cal) fue descubierto en 1808 por Humphry Davymediante electrólisis de

una amalgama de mercurio y cal. Davy mezcló cal humedecida con óxido de mercurio que colocó sobre

una lámina de platino, el ánodo, y sumergió una parte de mercurio en el interior de la pasta que hiciera

de cátodo; por electrólisis obtuvo una amalgama que, destilada, dejó un residuo sólido muy oxidable,

aunque ni siquiera el mismo Davy estaba muy seguro de haber obtenido calcio puro; con posterioridad

Bunsen en 1854 y Matthiessen en 1856 obtuvieron el metal por electrólisis del cloruro de calcio, y Henri

Moissan obtuvo calcio con una pureza del 99% por electrólisis del yoduro. A principios del siglo XX el

calcio (Ca) sólo se obtenía en laboratorio.


El calcio es un metal alcalinotérreo, arde con llama roja formando óxido de calcio. Las superficies

recientes son de color blanco plateado pero presenta un cambio físico rápidamente, cambiando a un

color levemente amarilla expuestas al aire y en última instancia grises o blancas por la formación

de hidróxido al reaccionar con la humedad ambiental. Reacciona violentamente con el agua en su

estado de metal (proveniente de fábrica) para formar hidróxido Ca(OH)2 desprendiendo hidrógeno. De lo

contrario en su estado natural no reacciona con el H2O.


Agente reductor en la extracción de otros metales como el uranio, circonio y torio.

Desoxidante, desulfurizador, o decarburizador para varias aleaciones ferrosas y no ferrosas.

Agente de aleación utilizado en la producción de aluminio, berilio, cobre, plomo ymagnesio.

Aplicación en muchos productos lácteos o medicamentos para el refuerzo de los huesos humanos,

compuestos de calcio. Si tenemos falta de calcio en nuestros huesos facilitaremos la aparición de

enfermedades como la osteoporosis.

El óxido de calcio, CaO, se produce por descomposición térmica de los minerales de carbonato en altos

hornos, aplicando un proceso de lecho continuo. El óxido se utiliza en arcos de luz de alta intensidad

(luz de cal) a causa de sus características espectrales poco usuales y como agente deshidratante

industrial. La industria metalúrgica hace amplio uso del óxido durante la reducción de aleaciones

ferrosas.

El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, tiene muchas aplicaciones en donde el ion hidroxilo es necesario. En el

proceso de apagado del hidróxido de calcio, el volumen de cal apagada [Ca(OH)2] se expande al doble

que la cantidad de cal viva inicial (CaO), hecho que lo hace útil para romper roca o madera.

[editar]Rol biológico

El calcio actúa como mediador intracelular cumpliendo una función de segundo mensajero; por ejemplo,

el ion Ca2+ interviene en la contracción de los músculos y es imprescindible para la coagulación de

la sangre.1 También está implicado en la regulación de algunas enzimas quinasas que realizan

funciones de fosforilación, por ejemplo la proteína quinasa C (PKC), y realiza unas funciones

enzimáticas similares a las del magnesio en procesos de transferencia de fosfato (por ejemplo, la

enzima fosfolipasa A2).

Algunas de sus sales son bastante insolubles, por ejemplo el sulfato (CaSO4), carbonato (CaCO3),

oxalato, etc. y forma parte de distintos biominerales. Así, en el ser humano, está presente en

los huesos como hidroxiapatito cálcico, Ca10(OH)2(PO4)6. El calcio interviene en la formación de las

placas de algunas arterioesclerosis.


Cristales de calcio con una pureza del 99.99%.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Die_chemischen_elemente_ca.JPG

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Die_chemischen_elemente_ca.JPG

Es el quinto elemento en abundancia en la corteza terrestre (3,6% en peso) pero no se encuentra en

estado nativo sino formando compuestos con gran interés industrial como

elcarbonato (calcita, mármol, caliza y dolomita) y el sulfato (aljez, alabastro) a partir de los cuales se

obtienen la cal viva, la escayola, el cemento, etc.; otros minerales que lo contienen

son fluorita (fluoruro), apatito (fosfato) y granito (silicato).

El metal se aísla por electrólisis del cloruro de calcio (subproducto del proceso Solvay) fundido:

cátodo : Ca2+ + 2 e- → Ca

ánodo : 2Cl- → Cl2 (gas) + 2e-

[editar]Isótopos

El calcio tiene seis isótopos estables de los cuales el 40Ca es el más abundante (97%). El 40Ca y

el 40Ar son productos de la desintegración del 40K, pero mientras que el segundo se ha usado para

la datación en geología, la prevalencia del isótopo 40Ca en la naturaleza ha impedido hacer lo mismo con

el calcio.

A diferencia de otros isótopos cosmogénicos producidos en la atmósfera terrestre, el 41Ca se produce

por activación neutrónica del40Ca, de este modo se sintetiza en las capas más superficiales del suelo, en

las que el bombardeo de neutrones es suficientemente intenso. Además de esto, el 41Ca ha recibido la

atención de los científicos porque se desintegra en 41K, un indicador crítico de las anomalías del Sistema

Solar.

[editar]Calcio esquelético

El calcio esquelético o el almacenado en los huesos, se distribuye entre un espacio relativamente no

intercambiable, que es estable y del espacio rápidamente intercambiable, el cual participa en las

actividades metabólicas. El componente intercambiable puede considerarse una reserva que se

acumula cuando la dieta proporciona una ingesta adecuada de calcio. Se almacena principalmente en

los extremos de los huesos largos y se moviliza para satisfacer el aumento de las necesidades de

crecimiento, del embarazo y de la lactancia. En ausencia de dicha reserva, el calcio debe sustraerse de

la misma reserva ósea; si la ingesta inadecuada de calcio se prolonga resulta en una estructura ósea

deficiente. El calcio se presenta en los huesos bajo la forma de hidroxiapatita, una estructura cristalina

que consiste de fosfato de calcio que se arregla alrededor de una matriz orgánica de proteína

colagenosa para proporcionar fuerza y rigidez. Muchos otros iones se presentan, como flúor, magnesio,

cinc y sodio. Los iones minerales se difunden dentro del líquido extracelular, bañando los cristales y

permitiendo el depósito de nuevos minerales. Los mismos tipos de cristales se presentan en el esmalte

y la dentina de los dientes, allí hay poco intercambio de minerales y el calcio no está disponible con

facilidad para los periodos de deficiencia.

En el proceso de formación y remodelación ósea participan las células osteclásticas (células de

resorción ósea) y los osteoblastos(células formadoras), controladas a su vez, por diversas hormonas

sistémicas (parathormona y calcitonina), el estado nutricional de vitamina D y factores reguladores de

crecimiento (1).

[editar]Calcio sérico

Este calcio consta de tres fracciones distintas: calcio libre o ionizado, calcio aniónico que se une a

fosfatos y calcio unido a proteínas, principalmente albúmina o globulina. El calcio ionizado es el que

realiza la mayoría de funciones metabólicas. Su concentración está controlada principalmente por la

parathormona, la calcitonina y la vitamina D. El calcio sérico se mantiene en niveles muy estrechos de

8,8 a 10,8 mg/dl (1).

Algunas de sus sales son bastante insolubles, por ejemplo el sulfato (CaSO4), carbonato (CaCO3,

oxalato, etc., y forma parte de distintos biominerales. Así, en el ser humano, está presente en los huesos

como hidroxiapatito cálcico, Ca10(OH)2(PO4)6 como el hidrógeno.

[editar]Absorción y excreción

El calcio se absorbe principalmente en el duodeno y también a lo largo del tracto gastrointestinal. La

absorción ocurre por dos métodos principales: un sistema de transporte saturable, activo, ocurre en

duodeno y yeyuno proximal y controlado mediante la acción de la vitamina D3 o 1,25 (OH)2D3 (Vitamina

D activa), esta vitamina actúa como una hormona y aumenta la captación de calcio en el borde en

cepillo de la célula de la mucosa intestinal al estimular la producción de una proteína que se une a la

calcio. Un segundo mecanismo de transporte es pasivo, no saturable e independiente de la vitamina D,

ocurre a lo largo de todo el intestino. El calcio sólo se absorbe si está en una forma hidrosoluble y no se

precipita por otro componente de la dieta como los oxalatos (1).

Diversos factores influyen de manera favorable la absorción de calcio, entre ellos; la vitamina D en su

forma activa, pH ácido, la lactosa (azúcar de la leche) y existen otros que afectan la absorción como la

carencia de la vitamina D, el ácido oxálico (contenido en el ruibarbo, espinaca, acelgas), al ácido fítico

(compuesto que contiene fósforo y se encuentra en las cáscaras de los granos de cereales), la fibra

dietética, medicamentos, malabsorción de grasas y el envejecimiento (1). Normalmente la mayor parte

del calcio que se ingiere se excreta en las heces y la orina en cantidades iguales aproximadamente. La

excreción urinaria del calcio varía a través del ciclo vital y con la velocidad del crecimiento esquelético.

El calcio fecal se correlaciona con la ingesta. La ingesta de cafeína y teofilina también se relacionan con

la excreción de calcio, pero sobretodo se excreta calcio por un excesivo consumo de proteínas. Las

pérdidas cutáneas ocurren en la forma de sudor y exfoliación de la piel. La pérdida de calcio en el sudor

es de aproximadamente 15 mg/día. La actividad física extenuante con sudoración aumentará las

pérdidas, incluso en las personas con bajas ingestas. La inmovilidad del cuerpo por reposo en cama por

tiempo prolongado también aumenta las pérdidas de calcio en respuesta a la falta de tensión sobre los

huesos (1).

[editar]Funciones

Además de su función en la construcción y mantenimiento de huesos y dientes, el calcio también tiene

otras funciones metabólicas. Afecta la función de transporte de las membranas celulares, actuando

como un estabilizador de la membrana. También influye en la transmisión de iones a través de las

membranas, y la liberación de neurotransmisores (1). Este calcio actúa como mediador intracelular

cumpliendo una función de segundo mensajero; por ejemplo, el ion Ca2+ interviene en la contracción de

los músculos. También está implicado en la regulación de algunas enzimas quinasas que realizan

funciones de fosforilación, por ejemplo la proteína quinasa C (PKC), y realiza unas funciones

enzimáticas similares a las del magnesio en procesos de transferencia de fosfato (por ejemplo, la

enzima fosfolipasa A2).

Se requiere calcio en la trasmisión nerviosa y en la regulación de los latidos cardíacos. El equilibrio

adecuado de los iones de calcio, sodio, potasio y magnesio mantiene el tono muscular y controla la

irritabilidad nerviosa.

[editar]Deficiencia de calcio

Cuando la deficiencia es a largo plazo y desde etapas tempranas de la vida, puede causar entre otras

consecuencias:

Deformidades óseas: entre ellas la osteomalacia, raquitismo y osteoporosis. La osteoporosis es un

trastorno metabólico en el que la masa ósea se reduce sin cambios en la composición corporal,

conduciendo a un riesgo incrementado para fracturas con la más minina tensión. Los factores de

riesgo son diversos incluyendo deficiente captación de calcio, o poca ingesta de calcio durante los

periodos máximos de crecimiento, poca actividad física, alto consumo de café y cigarrillos entre

otros. La Osteomalacia, suele relacionarse con una deficiencia de vitamina D y un desequilibrio

coincidente en la captación de calcio y fósforo. Se caracteriza por una incapacidad para mineralizar

la matriz ósea. Lo que resulta en una reducción del contenido mineral del hueso. La deficiencia de

calcio también puede conducir al Raquitismo, una enfermedad relacionada con la malformación de

los huesos en niños, debido a una mineralización deficiente de la matriz orgánica. Los huesos

raquíticos no pueden sostener el peso y tensión ordinaria, que resultan en un aspecto de piernas

arqueadas, rodillas confluentes, tórax en quilla y protuberancia frontal del cráneo (1).

Tetania: niveles muy bajos de calcio en sangre aumentan la irritabilidad de las fibras y los centros

nerviosos, lo que resulta en espasmos musculares conocidos como calambres, una condición

llamada tetania.

Otras enfermedades: hipertensión arterial, hipercolesterolemia, cáncer de colon y recto (1).

[editar]Toxicidad

Una ingesta elevada de calcio y la presencia de un elevado nivel de vitamina D, puede constituir una

fuente potencial de hipercalcemia, es posible que esto favorezca a la calcificación excesiva en huesos y

tejidos blandos. También estas ingestas elevadas interfieren con la absorción de hierro, lo mismo para

el zinc.

[editar]Requerimientos dietéticos recomendados

Grupo de Edad RDA

Lactantes 6 meses 400 mg

6 - 12 meses 600 mg

1 - 10 años 800-1200 mg

11 - 18 años 1200-1500 mg

25 - 30 años1000 mg (mujeres)800 mg (varones

Mujeres posmenopáusicas 1000-1500 mg

[editar]Fuentes dietéticas

Los principales alimentos ricos en calcio son los alimentos lácteos y sus derivados (leche, yogur, queso),

además de las sardinas, las almejas, y el salmón. También se encuentra en alimentos vegetales, con

hoja verde oscura, como el col, brócoli y nabo fresco. La semilla de soja es rica en calcio y se absorbe

de manera similar a la leche. Se utilizan suplementos de calcio para aumentar su captación, la forma

más frecuente de suplemento es el carbonato de calcio, que es relativamente insoluble. El citrato de

calcio, que en comparación con el peso tiene menos calcio que el carbonato, es mucho más soluble (1).

Estroncio

Rubidio ← Estroncio → Itrio

38

Sr


Metálico plateado blanquecino


Nombre, símbolo,número Estroncio, Sr, 38




http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Face-centered_cubic.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_038_Estroncio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sr,38.jpg

Configuración electrónica [Kr]5s2

Dureza Mohs 1,5








Óxido base fuerte






Densidad 2,630 kg/m 3






Varios

Estructura cristalina Cúbica centrada en las caras

N° CAS 7440-24-6

N° EINECS 231-133-4





Artículo principal: Isótopos del estroncio


MeV84Sr 0,56% Estable con 46 neutrones86Sr 9,86% Estable con 48 neutrones87Sr 7,0% Estable con 49 neutrones88Sr 82,58% Estable con 50 neutrones90Sr Sintético 28,78 a β - 0,546 90 Y



El estroncio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sr y sunúmero atómico es

38.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones

3 Historia


5 Isótopos

6 Precauciones

7 Efecto en el cuerpo humano

8 Referencias

9 Enlaces externos


El estroncio es un metal blando de color plateado brillante, algo maleable, que rápidamente se oxida. En

presencia de aire adquiriendo un tono amarillento por la formación de óxido, por lo que debe

conservarse sumergido en parafina. Debido a su elevada reactividad el metal se encuentra en la

naturaleza combinado con otros elementos formando compuestos. Reacciona rápidamente con el agua

liberandohidrógeno molecular para formar el hidróxido de estroncio.

El metal arde en presencia de aire —espontáneamente si se encuentra en polvo finamente dividido—

con llama roja rosada formando óxido y nitruro; dado que con el nitrógeno no reacciona por debajo de

380 °C forma únicamente el óxido cuando arde a temperatura ambiente. Las sales volátiles de estroncio,

pintan de un hermoso color carmesí las llamas, por lo que se usan en la pirotecnia.

Como el estroncio es muy similar al calcio, es incorporado al hueso, los cuatro isótopos hacen lo mismo,

en similares proporciones al hallado en la naturaleza. Sin embargo, la distribución actual de los isótopos

tienden a variar grandemente de un lugar geográfico a otro. Así analizando huesos de un individuo

podría ayudar a determinar la región de donde proviene. Esta tarea ayuda a identificar patrones de

antiguas migraciones, así como el origen de restos humanos de cementerios de batallas. El estroncio

ayuda a la ciencia forense.

Presenta tres estados alotrópicos con puntos de transición a 235 °C y 540 °C.


Hoy en día el principal uso del estroncio es en cristales para tubos de rayos catódicos de televisores en

color debido a la existencia de regulaciones legales que obligan a utilizar este metal para filtrar los rayos

X evitando que incidan sobre el espectador.1 2 3 4 Otros usos son:

Pirotecnia (nitrato).

Producción de imanes de ferrita

El carbonato se usa en el refino del cinc (para la eliminación del plomo durante laelectrólisis), y el

metal en la desulfurización del acero y como componente de diversas aleaciones.

El titanato de estroncio tiene un índice de refracción extremadamente alto y una dispersión óptica

mayor que la del diamante, propiedades de interés en diversas aplicaciones ópticas. También se ha

usado ocasionalmente como gema.

Otros compuestos de estroncio se utilizan en la fabricación de cerámicas, productos de

vidrio, pigmentos para pinturas (cromato), lámparas fluorescentes(fosfato) y medicamentos (cloruro

y peróxido).

El isótopo radiactivo Sr-89 se usa en la terapia del cáncer, el Sr-85 se ha utilizado en radiología y el

Sr-90 en generadores de energía autónomos.

Ranelato de estroncio (se define como la unión de un ácido orgánico, el ácido ranélico con 2

átomos de estroncio estable): fármaco para tratar osteoporosis, ya prescripta en la UE, pero no

en EE. UU.

[editar]Historia

El estroncio fue identificado en las minas de plomo de Strontian (Escocia), de donde procede su

nombre, en 1790 por Adair Crawford en el mineral estroncianitadistinguiéndolo de otros minerales

de bario.5 6 En 1798 Klaproth y Hope lo descubrieron de forma independiente. El primero en aislar el

estroncio fue Humphry Davy, en 1808, mediante electrólisis de la estronciana —óxido de estroncio— de

donde proviene el nombre del metal.7 8 9


Según el Servicio Geológico Británico, China fue el principal productor de estroncio en el año 2007, con

más de dos tercios de la producción mundial, seguido

por España, México, Turquía, Argentina e Irán.10 El estroncio es un elemento abundante en la naturaleza

representando una media del 0,034% de todas las rocas ígneas y se encuentra mayoritariamente en

forma de sulfato (celestina) y carbonato (estroncianita). La similitud de los radios iónicos de calcio y

estroncio hace que éste pueda sustituir al primero en las redes iónicas de sus especies minerales lo que

provoca que el estroncio se encuentre muy distribuido. La celestita se encuentra en buena medida en

depósitos sedimentarios de tamaño suficiente para que su minería sea rentable, razón por la que es la

principal mena de estroncio a pesar de que la estroncita sería, en principio, mejor ya que el estroncio se

consume principalmente en forma de carbonato, sin embargo los depósitos de estroncita

económicamente viables encontrados hasta la fecha son escasos. Las explotaciones principales de

mineral de estroncio se encuentran en Inglaterra.11 10

El metal se puede extraer por electrólisis del cloruro fundido mezclado con cloruro de potasio:

Cátodo: Sr2+ + 2e– → Sr (reducción)

Ánodo: 2Cl– → Cl2(g) + 2e– (oxidación)

o bien por aluminotermia, es decir, reducción del óxido con aluminio en vacío a la temperatura

de destilación del estroncio.

[editar]Isótopos

El estroncio tiene cuatro isótopos naturales estables: Sr-84 (0,56%), Sr-86 (9,86%), Sr-87

(7,0%) y Sr-88 (82,58%). Únicamente el isótopo Sr-87 es radiogénico, producto de la

desintegración de rubidio-87. Por tanto, el Sr-87 puede tener dos orígenes: el formado durante

la síntesis nuclear primordial (junto con los otros tres isótopos estables) y el formado por el

decaimiento del rubidio. La razón Sr-87/Sr-86 es el parámetro típicamente utilizado en

la datación radiométrica de la investigación geológica, encontrándose entre valores entre 0,7 y

4,0 en distintos minerales y rocas.

Se conocen dieciséis isótopos radioactivos. El más importante es el Sr-90, con un periodo de

semidesintegración de 28,78 años, subproducto de la lluvia nuclear que sigue a las explosiones

nucleares y que representa un importante riesgo sanitario ya que sustituye con facilidad al

calcio en los huesos dificultando su eliminación. Este isótopo es uno de los mejor conocidos

emisores beta de alta energía y larga vida media y se emplea en generadores auxiliares

nucleares (SNAP, Systems for Nuclear Auxiliary Power) para naves espaciales, estaciones

meteorológicas remotas, balizas de navegación y, en general, aplicaciones en las que se

requiera una fuente de energía eléctrica ligera y con gran autonomía.


El estroncio puro es extremadamente reactivo y arde espontáneamente en presencia de aire

por lo que se le considera un riesgo de incendio.

El cuerpo humano absorbe estroncio al igual que calcio. Las formas estables (no radiactivas)

de estroncio no provocan efectos adversos significativos en la salud, pero el Sr-90 radiactivo se

acumula en el cuerpo prolongando la exposición a la radiación y provocando diversos

desórdenes incluido el cáncer de hueso.

[editar]Efecto en el cuerpo humano

El cuerpo humano absorbe estroncio como si fuese calcio. Debido a su similitud química, las

formas estables del estroncio pudieran no constituir una amenaza significativa para la salud -

de hecho, los niveles encontrados en la naturaleza pueden ser beneficiosos - sin embargo, la

forma radioactiva 90Sr puede ocasionar varias enfermedades y desórdenes en los huesos, tales

como el cáncer óseo primario. La unidad Sr se usa para medir la radioactividad del 90Sr

absorbido.

Un estudio reciente in-vitro conducido por el "NY College of Dental Sciences" usó estroncio en

osteoblastos mostró marcada mejora en regenerar osteoblastos.12

Una droga innovativa: ranelato de estroncio hecha de la combinación de estroncio con ácido

ranélico ha mostrado efectos en el crecimiento óseo, con ganancias en la densidad ósea y en

vértebras debilitadas, y en fracturas.13 14 Mujeres receptoras de la droga mostraron un 12,7%

de incremento en densidad ósea. Mientras que las que recibieron un placebo tuvieron un 1,6%

de decremento. La mitad del incremento en la densidad ósea (medida por densitometría de

rayos X) se atribuyó al mayor peso atómico del estroncio comparado con el calcio, y la otra

mitad al verdadero incremento de masa ósea.

El ranelato de estroncio está registrada como una droga de prescripción médica en Europa y

muchos otros países. Necesita ser prescripta por un médico, despachada por el farmacéutico,

y requiere estricta supervisión del facultativo. En 2009 su uso no estaba aún aprobado

en Canadá ni en EE.UU.

Varias otras sales de estroncio como citrato de estroncio o carbonato de estroncio, suelen

presentarse como terapias naturales y vendidas a dosis varias centenares de veces más altas

que las dosis que naturalmente pueden ingresar al organismo.15 16 17 18 19 2021 A pesar que la

falta de estroncio está referenciada en la literatura médica pero también hay escasez de

información acerca de la posible toxicidad de la suplementación con estroncio, tales

compuestos pueden aún ser vendidos en EE.UU. bajo la "Dietary Supplements Health and

Education Act de 1994". Se desconocen sus efectos a largo plazo y eficacia pues nunca han

sido evaluados en humanos usando experimentos a larga escala médica.

Bario

Cesio ← Bario → Lantano

56

Ba


Blanco plateado


Nombre, símbolo,número Bario, Ba, 56




Configuración electrónica [Xe]6s2

Dureza Mohs 1,25




http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_056_Bario.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ba,56.jpg

Radio medio 215 pm





Óxido base fuerte












Varios


cuerpo

N° CAS 7440-39-3

N° EINECS 231-149-1


Conductividad eléctrica 3·106 S/m




Artículo principal: Isótopos del bario


MeV130Ba 0,106% Estable con 74 neutrones132Ba 0,101% Estable con 76 neutrones133Ba Sintético 10,51 a ε 0,517 133 Cs 134Ba 2,417% Estable con 78 neutrones135Ba 6,592% Estable con 79 neutrones136Ba 7,854% Estable con 80 neutrones137Ba 11,232% Estable con 81 neutrones138Ba 71,698% Estable con 82 neutrones



El bario es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ba y sunúmero atómico es 56. Metal alcalinotérreo, el bario es el 18º elemento más común, ocupando una parte de 2.000 de la corteza terrestre. Su masa atómica es 137,34. Su punto de fusión está a 725 °C, su punto de ebullición a 1.640 °C, y su densidad relativa es 3,5. Su principal mena es la baritina.

Índice

[ocultar]

1 Propiedades químicas


3 Propiedades físicas

4 Aplicaciones

5 Historia

6 Enlaces externos

[editar]Propiedades químicas

Reacciona con el cobre y se oxida rápidamente en agua. El elemento es tan reactivo que no existe en estado libre en la naturaleza, aunque también se presenta en forma de férricos o azufres no solubles en agua. Algunos de sus compuestos se consideran diamantes.


El bario es un elemento metálico que es químicamente similar al calcio, pero más reactivo. Este metal se oxida con mucha facilidad cuando son expuestos al aire y es altamente reactivo con el agua o el alcohol, que produce gas hidrógeno. Se quema con el aire o el oxígeno, no sólo produce el óxido de bario (BaO), sino también elperóxido. Los compuestos de este elemento pesado se destacan por su alto peso específico. Este es el caso del mineral de bario más común, la barita (sulfato de bario, BaSO4), de elevada densidad (4,5 g/cm³).

[editar]Propiedades físicas

Punto de Ebullición: 1140 °C Punto de Fusión: 850 °C Densidad: 3,5 g/ml Color: plateado. Olor: inodoro. Aspecto: sólido, frágil y blando. Cualquier sal de bario, expuesta al fuego del mechero de Bunsen (el más adecuado para

este experimento), colorea la llama de un verde intenso, aún más que el del cobre. Se trata del tercersalto cuántico (precisamente el fenómeno de coloración del fuego) más bajo detrás del cesio y el rubidio.


El bario se usa en pirotecnia, como muchos otros elementos de los grupos A. El bario metálico tiene pocas aplicaciones prácticas, aunque a veces se usa para recubrir conductores eléctricos en aparatos electrónicos y en sistemas de encendido de automóviles. El sulfato de bario (BaSO4) se utiliza también como material de relleno para los productos de caucho, en pintura y en el linóleo. El nitrato de bario se utiliza en fuegos artificiales, y el carbonato de bario en venenos para ratas (por medio de la ingesta). Una forma de sulfato de bario, opaca a los Rayos X, se usa para examinar por Rayos X en el sistema gastrointestinal.

[editar]Historia

Su descubridor fue Sir Humphrey Davy en Inglaterra en el 1808. Su nombre se deriva del griego "barys" que significa "pesado", en atención a la gran densidad de muchos de sus compuestos. La barita (óxido de bario) fue diferenciada de la cal (óxido de calcio) por Scheele en 1774. El bario natural fue aislado por Sir Humphrey Davy mediante electrolisis de barita fundida con óxido de mercurio (II), obteniendo una amalgama de bario.

[editar]Enlaces externos

ATSDR en Español - ToxFAQs™: Bario Departamento de Salud y Servicios Humanos de EE. UU. (dominio público)

Radio (elemento)Para otros usos de este término, véase Radio.

Francio ← Radio → Actinio

88

Ra


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_088_Radio.svg



Nombre, símbolo,número Radio, Ra, 88



Masa atómica (226,0254) u

Configuración electrónica [Rn]7s2

Electrones por nivel 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2

(imagen)




Radio covalente 221±2 pm






Estado ordinario sólido (no magnético)





Presión de vapor 327

Varios


cuerpo

N° CAS 7440-14-4




Artículo principal: Isótopos del radio


MeV223Ra traza 11,43 d α 5,99 219Rn224Ra traza 3,6319 d α 5,789 219Rn226Ra ~100% 1601 a α 4,871 222Rn228Ra traza 5,75 a β - 0,046 228Ac



El radio es un elemento químico de la tabla periódica. Su símbolo es Ra y su número atómico es 88.

Es de color blanco inmaculado, pero se ennegrece con la exposición al aire. El radio es

un alcalinotérreo que se encuentra a nivel de trazas en minas de uranio. Es extremadamente radiactivo,

un millón de veces más que el uranio. Su isótopo más estable, Ra-226, tiene un periodo de

semidesintegración de 1.602 años y se transmuta dando radón.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones

3 Historia

4 Obtención

5 Isótopos

6 Referencias

7 Enlaces externos


El radio es el más pesado de los alcalinotérreos, es intensamente radiactivo y se parece químicamente

al bario. Los preparados de radio son destacables porque son capaces de mantenerse a más

alta temperatura que su entorno y por sus radiaciones, que pueden ser de tres tipos: rayos alfa, rayos

beta y rayos gamma. Además, el radio produce neutrones si se mezcla con berilio.

Cuando se prepara el metal radio puro es de color blanco brillante, pero se ennegrece cuando se

expone al aire debido a la rápida oxidación del metal con el oxigeno. Esluminiscente (dando un color

azul pálido), se corrompe en agua para dar hidróxido de radio y es ligeramente más volátil que el bario.


Algunos usos prácticos del radio se derivan de sus propiedades radiactivas.Radioisótopos descubiertos

recientemente, como los de cobalto-60 y cesio-137, están reemplazando al radio incluso en estos

limitados usos, dado que son más potentes y más seguros de manipular.

Antiguamente se usaba en pinturas luminiscentes para relojes y otros instrumentos. Más de cien

pintores de esferas de reloj, que usaban sus labios para moldear el pincel, murieron de radiación.

Poco después se popularizaron los efectos adversos de la radiactividad. A finales de los sesenta

aún se usaba el radio en las esferas de reloj. Los objetos pintados con estas pinturas son peligrosos

y han de ser manipulados convenientemente. Hoy en día, se usan fosfatos con pigmentos que

capturan la luz en vez de radio.

Cuando se mezcla con berilio, es una fuente de neutrones para experimentosfísicos.

El cloruro de radio se usa en medicina para producir radón, que se usa en tratamientos contra

el cáncer.

Una unidad de radiactividad, el curio, está basada en la radiactividad del radio-226.

El radio se empleaba a principios de siglo hasta los años 30 en medicinas, entre ellos el Radithor

(agua destilada con radio), que lo describían como solución ante todos los males. También se

mezclaba con pastas dentales, chicles, cremas y una infinidad de cosas más. Se brindaba con

Radithor, y a menudo, este elemento se empleaba en los cristales, para darles una tonalidad

verdosa brillante en la oscuridad. La razón de todo esto es que todo lo que contenía radio

significaba avance.

[editar]Historia

El radio (del Latín radius, rayo) fue descubierto en 1898 por Marie Skłodowska-Curie y su

marido Pierre en una variedad de uraninita del norte de Bohemia. Mientras estudiaban el mineral, los

Curie retiraron el uranio de él y encontraron que el material restante aún eraradiactivo. Entonces

produjeron una mezcla radiactiva hecha principalmente de bario que daba un color de llama rojo brillante

y líneas espectrales que no se habían documentado anteriormente. En 1902 el radio fue aislado por

Curie y Andre Debierne en su metal puro mediante la electrólisis de una solución de cloruro puro de

radio usando un cátodo de mercurio y destilando en una atmósfera dehidrógeno.

Históricamente, los productos de desintegración del radio han sido conocidos como Radio A, B, C, etc.

Hoy se sabe que son isótoposde otros elementos, del siguiente modo:

Emanación del radio - radón-222

Radio A - polonio-218

Radio B - plomo-218

Radio C - bismuto-218

Radio C1 - polonio-214

Radio C2 - talio-210

Radio D - plomo-210

Radio E - bismuto-210

Radio F - polonio-210

El 4 de febrero de 1936 el Radio E fue el primer elemento radiactivo preparado sintéticamente.

Durante los años 1930 se descubrió que la exposición de los trabajadores a

pinturas luminiscentes causaba serios daños a la salud como llagas, anemia o cáncer de huesos. Por

eso posteriormente se frenó este uso del radio. Esto ocurre porque el radio es asimilado como calcio por

el cuerpo y depositado en los huesos, donde la radiactividad degrada la médula ósea y puede hacer

mutar a las células. Desde entonces se ha culpado a la manipulación del radio de la prematura muerte

de Marie Curie.

[editar]Obtención

El radio es un producto de descomposición del uranio y por lo tanto se puede encontrar en todas las

minas de uranio. Originalmente se obtenía de las minas de pechblenda de Joachimstal, Bohemia (con

una concentración de unas siete partes por millón, siete toneladasde pechblenda dan un gramo de

radio). De las arenas de carnotita de Colorado se obtiene también este elemento, pero se han

encontrado minas más ricas en la República Democrática del Congo (minas del Alto Katanga) y el área

de los Grandes Lagos enCanadá, además de poder obtenerse de los residuos radiactivos de uranio.

Hay grandes depósitos de uranio en Ontario, Nuevo México,Utah y Australia, entre otros lugares.

[editar]Isótopos

El radio tiene 25 isótopos diferentes, cuatro de los cuales se encuentran en la naturaleza; el más común

es el radio-226. Los isótopos Ra-223, Ra-224, Ra-226 y Ra-228 son generados por desintegración

del U y del Th. El Ra-226 es un producto de desintegración del U-238, además de ser el isótopo más

longevo del radio con un periodo de semidesintegración de 1602 años. El siguiente más longevo es el

Ra-228, un producto de fisión del Th-232, con un periodo de semidesintegarción de 6,7 años.

Escandio

Calcio ← Escandio → Titanio

21

Sc


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_021_Escandio.svg


Blanco plateado


Nombre, símbolo,número Escandio, Sc, 21

Serie química Metales de transición

Grupo, período,bloque 3, 4, d


Configuración electrónica [Ar]4s2 3d1



Radio medio 160 pm





http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sc,21.jpg


Óxido Base débil






6.ª Energía de ionización 10 679 kJ/mol












Presión de vapor 22,1 Pa a 1812 K

Varios


N° CAS 7440-20-2

N° EINECS 231-129-2




Velocidad del sonido Sin datos m/s a

293,15 K(20 °C)


Artículo principal: Isótopos del escandio


MeV45Sc 100 % Estable con 24 neutrones46Sc Sintético 83,79 días ß – 2,367 46Ti



El escandio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sc y sunúmero atómico es

21. Es un metal de transición que se encuentra en minerales deEscandinavia y que se clasifica con

frecuencia entre los lantánidos por sus similitudes con ellos.

Índice

[ocultar]


2 Aplicaciones

3 Historia


5 Isótopos

6 Precauciones

7 Referencias

8 Enlaces externos


Escandio puro

Es un metal blando, muy ligero, resistente al ataque del ácido nítrico y fluorhídrico, de color plateado

deslustra expuesto al aire adoptando un color ligeramente rosado. Su estado de oxidación más común

es +3 y sus sales son incoloras. Sus propiedades son más parecidas a las del itrio y los lantánidos que a

las del titanio por lo que suele incluirse con frecuencia entre lastierras raras.


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Scandium_sublimed_dendritic_and_1cm3_cube.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Scandium_sublimed_dendritic_and_1cm3_cube.jpg

El óxido de escandio Sc2O3, se utiliza en luces de alta intensidad y añadido yoduro de escandio en

las lámparas de vapor de mercurio se consigue una luz solar artificial de muy alta calidad. El isótopo

radiactivo Sc-46 se usa en el craqueo del petróleo como trazador.

La adición de escandio al aluminio limita el crecimiento excesivo del grano que se produce en la zona

afectada por el calor en la soldadura de aleaciones de aluminio. Esto tiene dos efectos beneficiosos: El

precipitado Al3Sc forma cristales menores que los que se forman en otras aleaciones de aluminio y el

volumen de las zonas libres de precipitado que normalmente existen en los límites de grano de las

aleaciones de aluminio endurecimiento por envejecimiento se reduce. Ambos efectos aumentan la

utilidad de la aleación. Sin embargo, las aleaciones de titanio, que son similares en ligereza y

resistencia, son más baratos y mucho más ampliamente utilizados.

La aplicación principal del escandio en peso es en las aleaciones de aluminio-escandio para menores

componentes de la industria aeroespacial. Estas aleaciones contienen entre 0,1% y 0,5% del escandio.

Estas fueron utilizadas en los aviones militares rusos Mig 21 y Mig 29.

[editar]Historia

El escandio (del latín científico scandĭum, y éste de Scandi, Escandinavia) fue descubierto por Lars

Fredrick Nilson en 1879 mientras trabajaba con su equipo en la búsqueda de metales tierras raras

mediante análisis espectral de los minerales euxenita y gadolinita. Para aislar el elemento procesó 10 kg

de euxenita con otros residuos de tierras raras logrando aproximadamente 2 gramos de óxido (Sc2O3) de

gran pureza.

En 1869 Dmitri Mendeleyev predijo, basándose en las leyes periódicas, que este metal debía tener

propiedades similares a las del boro por lo que llamó al elemento aún por descubrir ekaboro (símbolo

Eb). Aproximadamente en la misma época que Nilson, Per Theodor Cleve descubrió el óxido de

escandio y confirmó que se trataba del ekaboro.

En 1937 se aisló por vez primera el metal por electrólisis de una solución eutéctica de potasio, litio y

cloruros de escandio a 700-800 °C empleando como electrodos un filamento de wolframio y un baño

de cinc líquido en un crisol de grafito. La primeralibra de escandio del 99% de pureza se fabricó

en 1960.


Las únicas fuentes concentradas conocidas del metal, que no se encuentra en estado nativo, son

minerales poco abundantes de Escandinavia y Madagascar comoeuxenita, gadolinita y thortveitita.

Es más abundante en el sol y estrellas similares (23º) que en la Tierra (50º) donde se encuentra muy

repartido, apareciendo trazas del metal en más de 800 minerales. El color azul del aguamarina, variedad

del berilo, se cree que se debe a la presencia de escandio y aparece entre los residuos de

lawolframita tras la extracción del wolframio.

La thortveitita es la principal mena de escandio siendo otra fuente importante los residuos de la

extracción del uranio donde se obtiene como subproducto. El metal se obtiene industrialmente por

reducción del fluoruro de escandio con calcio.

[editar]Isótopos

El escandio natural tiene un único isótopo estable, el Sc-45. Se conocen 13 isótopos radiactivos de los

que los más estables son el Sc-46 con un periodo de semidesintegración de 83,79 días, el Sc-47

(3,3492 días) y Sc-48 (43,67 horas); los demás isótopos radiactivos tiene periodos de

semidesintegración inferiores a las 4 horas y la mayoría menores de 2 minutos. Se conocen además 5

estados metaestables, siendo el más estable el Scm-44 (periodo de semidesintegración de 58,6 horas).

La masa atómica de los isótopos de escandio varía desde 39,978 uma del Sc-40 hasta 53,963 uma del

Sc-54. El modo dedesintegración principal de los isótopos más ligeros que el estable (Sc-45) es la

captura electrónica originándose isótopos de calcio, mientras que los isótopos más pesados que el

estable se desintegran principalmente mediante emisión beta dando lugar a isótopos detitanio.

Itrio

Estroncio ← Itrio → Circonio

39

Y


Blanco plateado


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_039_Itrio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Y,39.jpg


Nombre, símbolo,número Itrio, Y, 39


Grupo, período, bloque 3, 5, d


Configuración electrónica [Kr]4d15s2



Radio medio 180 pm





Óxido base débil



















Varios


N° CAS 7440-65-5

N° EINECS 231-174-8






Artículo principal: Isótopos del itrio


MeV89Y 100% Estable con 50 neutrones



El itrio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Y y su número atómico es 39.

Su peso atómico es 88,906. Es una tierra rara de transición del grupo IIIB. Es un metal plateado de

transición, común en los minerales de tierras raras. Dos de sus compuestos se utilizan para hacer el

color rojo en televisores a color.

Índice

[ocultar]


2 Obtención

3 Historia

4 Aplicaciones

5 YSZ y PSZ

6 Aplicaciones del YSZ

7 Isótopos

8 Precauciones

9 Referencias

10 Bibliografía

11 Enlaces externos


Itrio puro

El itrio es un metal plateado, brillante, ligero, dúctil y maleable. Su punto de ebullición es de 3609 K.

Químicamente se asemeja a los lantánidos. Es bastante estable en el aire, ya que arde por encima de

los 600 K, pero reactivo en ciertas condiciones. El polvo del metal y susvirutas pueden encenderse a

temperatura ambiente.

El itrio es la tierra rara más abundante. Incluso llega a ser el doble de abundante que el plomo, pero es

difícil de extraer. Se puede producir mediante fisión nuclear. Se encuentra asociado con los elementos

del 57 al 71. El itrio cristaliza en dos modificaciones, α)-Y (hexagonal con empaquetamiento estrecho)

que a 1733 K se transforma en β)-Y (cúbica centrada en el cuerpo).

[editar]Obtención

Los metales raros pueden ser extraídos por medio de solventes o a partir de métodos de intercambio

iónico. El itrio puro comercial se separa de otras tierras raras por medio de intercambio iónico; el metal

del itrio se obtiene por reducción del fluorurocon calcio. El óxido de itrio Y2O3 es la forma comercial de

este metal, el cual se encuentra contenido en la gadolinita, la cual también

contiene gadolinio, erbio,europio, holmio y renio. Este mineral se puede hallar

en Groenlandia, Suecia,Noruega y Colorado. El itrio también puede encontrarse en el mineral nuevita,

común de Colorado, que contiene titanio, tantalio, hierro y cuarzo, y es similar al keilhauite, que se

puede encontrar en Noruega. La fergusonita es un mineral café que se fractura de forma vítrea, hallado

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Yttrium_sublimed_dendritic_and_1cm3_cube.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Yttrium_sublimed_dendritic_and_1cm3_cube.jpg

en las colinas Appalachian desde Nueva Inglaterra hastaCarolina del Sur. Es un columbato y tantalato

de itrio con cerio, erbio y uranio. El mineral conocido como bastantita en California es

un fluorocarbono de cerio conlantano, y el depósito en Mountain Pass, en California, es suficiente para

astisfacer la demanda comercial de todos los metales de cerio.

[editar]Historia

Johan Gadolin, químico, físico y mineralogista finlandés, en 1794 descubrió el itrio en un mineral

encontrado en Ytterby, una aldea de Suecia, cerca de Vaxholm.El itrio fue la primera tierra rara aislada

con éxito en 1828 por Friedrich Wöhler, un químico alemán que trabajó con varios elementos, además

del itrio. Al pasar el tiempo se sintetizaron más elementos a partir de los minerales obtenidos en las

canteras de Ytterby, como el escandio y los metales lantánidos pesados como el terbio. Después de

sintetizar el itrio, a partir del mismo mineral se sintetizaron otros elementos que también deben su

nombre a dicha aldea de Suecia, el erbio, el terbio y el iterbio.


El itrio se utiliza comercialmente en la industria metálica para aleaciones.

El óxido de itrio se emplea para producir granates de itrio-hierro (Y3Fe5Si3O12), muy eficientes como

filtros de microondas y también en la transmisión y transducción de energía acústica.

El óxido de itrio con aluminio (Y3Al5Si3O12) y gadolinio (Y3Gd5Si3O12) tienen interesantes propiedades

magnéticas. El de aluminio tiene una dureza de 8.5 en la escala de Mohs y se usa como piedra

preciosa similar al diamante.

Las cantidades pequeñas del elemento (0,1 a 0,2%) se han utilizado para reducir el tamaño de

grano del cromo, del molibdeno, deltitanio, y del circonio. También se utiliza para aumentar la fuerza

de aleaciones como el aluminio y el magnesio.

Utilizado como catalizador para la polimerización del etileno.

Se utiliza como “atrapador” para eliminar oxígeno e impurezas de otros materiales, esto le

permite reducir el óxido al vanadio y a otros metales no ferrosos.

Utilizado como componente de las pantallas intensificadoras de las unidades de rayos X.

Añadido en la formulación de las baterías de Li-ion LiFePO4 pasan a ser LiFeYPO4 aumentando el

número de ciclos útiles y mejorando la velocidad de recarga. Estas baterías se utilizan en Scooters

Eléctricos.

El Yttralox es una cerámica transparente hecha a partir de óxido de itrio, la cual tiene un punto de

fusión de 2477 K. Es usado en lentes que tienen que resistir altas temperaturas, ventanas

infrarrojas, lasers y lámparas de alta intensidad

El itrio forma la matriz de los fósforos de itrio y europio activados, que emiten una luz brillante y roja

clara cuando son excitados por electrones. La industria de la televisión utiliza esos fósforos en la

manufactura de pantalla de televisión. Esto se logra añadiendo pequeñas cantidades de europio

al vanadato de itrio.

El uso del itrio está todavía creciendo, debido en realidad a sus buenas condiciones para producir

catalizadores y brillo en el cristal.

[editar]YSZ y PSZ

La zirconia estabilizada con itrio (Yttrium stabilized zirconia) es una cerámica basada en óxido de

circonio, en la cual su particular estructura cristalina de óxido de circonio se vuelve estable a

temperatura ambiente por la adición de óxido de itrio. El ZrO2 puro tiene una estructura

cristalina tetragonal estable en temperaturas arriba de los 1273 K, pero cambia a una estructura

cristalina monoclinicapor debajo de esta temperatura. Esta transformación produce un abrupto cambio

en las dimensiones de la estructura cristalina, acompañado por la acumulación de esfuerzos y una

posible fractura. Cuando la zirconia es enfriada a partir de la temperatura de 1273 K, el cambio de

volumen (expansión de 3.25%) ocasiona que se desmorone el material. No obstante, si una pequeña

cantidad de itrio es añadido al ZrO2, su fase tetragonal puede estabilizarse a temperatura ambiente.

Aparte del itrio, se pueden usar manganesio y calcio. El tamaño del estabilizador es crítico. El itrio debe

ser uniformemente distribuido en toda la microestructura del ZrO2. Esto se logra mezclando los dos

materiales en forma de polvo, con tamaño de partículas entre los 0.05 y 1 μm. No se necesita un cambio

de fase para llevar a cabo esta mezcla.

En caso de que no se agregue suficiente itrio para estabilizar la zirconia, y con ajustes en el tamaño de

partícula y procesos de control, se obtiene una mezcla de la fase cúbica estabilizada y la fase

monoclinia inestable que posee una alta resistencia a la fractura. Esta mezcla metaestable, conocida

como Zirconia parcialmente estabilizada (PSZ Partially stabilized zirconia), se someterá a

transformaciones si es lo suficientemente perturbada. Si una parte está hecha de este cerámico, y la

parte es sometida a impactos,vibraciones u otro tipo de condición que le ocasione esfuerzos de tensión,

el esfuerzo hará que el material absorba energía suficiente para que se empiece a manifestar la

transformación de la fase monoclínica. La transformación se lleva a cabo en el inicio de alguna fractura

que crece en el material, lo que resulta en una disminución del esfuerzo y, a cambio, propagando la

fractura e incrementando la dureza del material cerámico.

Estructura del YSZ

[editar]Aplicaciones del YSZ

Como refrigerante, por ejemplo enmotores de aviones.

Como recubrimiento de barrera térmica en turbinas de gas.

Como una electrocerámica debido a sus propiedades de ion-conductor, por ejemplo, para

determinar el contenido de oxígeno en escapes de gases, para medir pH en agua a alta

temperatura, en celdas de combustible.

Es usado en la producción de células de combustible de oxido sólido (SOFC en inglés). El YSZ es

usado como el electrolitosólido, que permite al ion de oxígeno conducir mientras bloquea la

conducción de electrones. Para lograr la conducción de iones suficientes, un SOFC con un

electrolito YSZ debe ser operado a altas temperaturas (800 °C-1000 °C). Mientras es ventajoso que

el YSZ mantenga robustez mecánica a estas temperaturas, generalmente las altas temperaturas

necesarias son una desventaja de SOFCs usuales, y es una de las mayores barreras para su

comercialización exitosa. La alta densidad del YSZ también es necesaria para lograr separar

físicamente el combustible gaseoso del oxígeno, de otra manera el sistema electroquímico no

produciría ninguna energía eléctrica.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:YSZ.jpg

Debido a su dureza y propiedades ópticas en su forma de monocristal (zirconia cúbica), es usado

en la joyería.

Como un material para cuchillas no metálicas (producido por compañías como Boker y Kyocera)

El YSZ dopado con materiales de tierras raras puede actuar como fosforo termógrafo y un material

luminiscente.

Históricamente fue usado para cuerdas brillantes en lámparas de Nernst.

[editar]Isótopos

El itrio natural se compone de solamente un isótopo (Y-89). Los radioisótopos más estables son Y-88

que tiene un periodo de semidesintegración de 106,65 días y Y-91 con uno de 58,51 días. El resto de

isótopos tienen unos periodos de semidesintegración de menos que un día excepto Y-87 que tiene uno

de 79,8 horas. Se han catalogado 26 isótopos inestables. El ion Y3+ es diamagnético.


El itrio es peligroso en el ambiente de trabajo, debido a que las partículas y los gases pueden ser

inhalados en el aire. Puede producir daño en los pulmones, especialmente durante exposiciones de

largo tiempo. El itrio puede también causar cáncer en humanos, así como aumentar las posibilidades de

cáncer de pulmón cuando es inhalado. Finalmente, puede ser una amenaza para el hígado cuando se

acumula en el cuerpo humano.

Lantano

Bario ← Lantano → Cerio

57

La



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_057_Lantano.svg

Blanco plateado


Nombre, símbolo,número Lantano, La, 57

Serie química Lantánidos

Grupo, período, bloque 3, 6, f


Configuración electrónica [Xe]5d16s2

Dureza Mohs 2,5



Radio medio 195 pm




Óxido base fuerte

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:La,57.jpg












Presión de vapor 1,33 × 10-7 Pa a 1193 K

Varios


N° CAS 7439-91-0

N° EINECS 231-099-0






Artículo principal: Isótopos del lantano


MeV137La Sintético 60000 años ε 0,600 137Ba138La 0,09% 1,0511 años ε 1,737 138Ba138La 0,09% 1,0511 años β- 1,044 138Ce139La 99,91% Estable con 82 neutrones



El lantano es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es La y sunúmero atómico es 57.

Índice

[ocultar]

1 Historia

2 Métodos de obtención y química

3 Aplicaciones

4 Referencias

5 Enlaces externos

[editar]Historia

Fue descubierto por el químico sueco Carl Gustaf Mosander en el año 1839. Debe su nombre al

verbo griego lanthaneîn (λανθανεῖν) que significa "escondido", ya que el metal se encontraba

"escondido" en un mineral de cerio. Mosander descubrió el elemento lantano en el nitrato de cerio

impuro. Se extrajo de la tierra (óxido insoluble en agua) lantana (óxido de lantano), tratándola con un

ácido fuerte. (Otros elementoslantánidos fueron descubiertos en impurezas de minerales de itrio y

de cerio).

[editar]Métodos de obtención y química

El lantano, como las otras tierras raras, existe solo en minerales a causa de su reactividad química.

Mediante reducción del fluoruro de lantano anhidro con calcio:

2LaF3 + 3Ca → 3CaF2 + 2La


Aleado con cerio, neodimio, praseodimio, gadolinio e iterbio forma la aleación llamada mischmetal,

utilizada para fabricar piedras de encendedor.

El óxido de lantano confiere al vidrio resistencia a las bases y se emplea para la fabricación de

vidrios ópticos especiales. Además se usa para fabricar crisoles.

Se están produciendo esponjas de hidrógeno con aleaciones que contienen lantano. Dichas

aleaciones admiten hasta 400 veces su volumen de gas y el proceso es reversible. Cada vez que

toman gas se libera energía calorífica, por lo que tienen la posibilidad de convertirse en sistemas de

conservación de energía.

Es utilizado como componente de las pantallas intensificadoras de las unidades de rayos X.

El lawrencio (anteriormente llamado unniltrio) es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es el Lr (anteriormente Lw) y su número atómico es 103. El lawrencio fue descubierto, bombardeando átomos de californio con núcleos de boro, en 1961 en el laboratorio de Radiación Lawrence de la Universidad de California por Albert Ghiorso, A.E. Larsh, R.M. Latimer y T. Sikkeland. Se le llamó lawrencio en honor al físico estadounidense Ernest O. Lawrence, inventor del ciclotrón. Su tiempo de vida media del isótopo más duradero es de 3'6 h.

Nobelio ← Lawrencio → Rutherfordio

103

Lr

http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclotr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Ernest_O._Lawrence

http://es.wikipedia.org/wiki/Boro

http://es.wikipedia.org/wiki/Californio

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_at%C3%B3mico


http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_sint%C3%A9tico

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_103_Lawrencio.svg



Nombre, símbolo, número Lawrencio, Lr, 103

Serie química Actínidos


Masa atómica [262] u

Configuración electrónica [Rn]5f14 7s27d1



Estado ordinario Presuntamente sólido

Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que

se indique lo contrario.

Titanio

Escandio ← Titanio → Vanadio

22

Ti



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_022_Titanio.svg

Plateado


Nombre, símbolo,número Titanio, Ti, 22




Configuración electrónica [Ar]3d24s2

Dureza Mohs 6

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ti,22.jpg



Radio medio 140 pm






Óxido Anfótero



















Varios


N° CAS 7440-32-6

N° EINECS 231-142-3






Artículo principal: Isótopos del titanio


MeV44Ti Sintético 60,0 a ε 0,268 44 Sc 46Ti 8,25 % Estable con 24 neutrones47Ti 7,44 % Estable con 25 neutrones48Ti 73,72 % Estable con 26 neutrones49Ti 5,41 % Estable con 27 neutrones50Ti 5,18 % Estable con 28 neutrones



El titanio es un elemento químico de símbolo Ti y número atómico 22. Se trata de un metal de

transición de color gris plata. Comparado con el acero, aleación con la que compite en aplicaciones

técnicas, es mucho más ligero (4,5/7,8). Tiene alta resistencia a la corrosión y gran resistencia

mecánica, pero es mucho más costoso que aquel, lo cual limita su uso industrial.

Es un metal abundante en la naturaleza; se considera que es el cuarto metal estructural más abundante

en la superficie terrestre y el noveno en la gama de metales industriales. No se encuentra en estado

puro sino en forma de óxidos, en laescoria de ciertos minerales de hierro y en las cenizas de animales y

plantas. Su utilización se ha generalizado con el desarrollo de la tecnología aeroespacial, donde es

capaz de soportar las condiciones extremas de frío y calor que se dan en el espacio y en la industria

química, por ser resistente al ataque de muchos ácidos; asimismo, este metal tiene propiedades

biocompatibles, dado que los tejidos del organismo toleran su presencia, por lo que es factible la

fabricación de muchasprótesis e implantes de este metal.

El titanio fue declarado material estratégico por parte de Estados Unidos durante muchos años. Puede

formar aleaciones con otros elementos, tales como hierro,aluminio, vanadio, molibdeno y otros, para

producir componentes muy resistentes que son utilizados por las

industrias aeroespacial, aeronáutica, militar, petroquímica,agroindustrial, automovilística y médica.

Índice

[ocultar]

1 Historia

2 Isótopos

3 Características del titanio

o 3.1 Características físicas

o 3.2 Características mecánicas

o 3.3 Características químicas

4 Metalurgia del titanio: el método Kroll

5 Aleaciones de titanio

6 Procesos tecnológicos del titanio

o 6.1 Fundición

o 6.2 Forja

o 6.3 Soldadura

o 6.4 Extrusión

o 6.5 Embutición

o 6.6 Mecanizado

o 6.7 Fresado químico

o 6.8 Rectificado de precisión

o 6.9 Pulvimetalurgia

7 Tratamientos del titanio

o 7.1 Tratamiento termoquímico: nitruración

o 7.2 Tratamiento superficial

8 Aplicaciones del titanio

o 8.1 Aplicaciones biomédicas: titanio quirúrgico

o 8.2 Otros usos

9 Aplicaciones del titanio no metálico

o 9.1 Tetracloruro de titanio

o 9.2 Dióxido de titanio

9.2.1 Aplicaciones

10 Productores mundiales de titanio

11 Titanio y toxicidad

12 Referencias y bibliografía

13 Véase también

14 Enlaces externos

[editar]Historia

Martin Kalproft, creador del nombre del titanio

El titanio (que recibe el nombre de los Titanes, hijos de Urano y Gea de la mitología griega) fue

descubierto en 1791 por William Gregor, al analizar un material que había encontrado. En 1795, el

químico Martín Kalprotz, descubridor del uranio, le dio el nombre de titanio.

Este elemento radioactivo es muy habitual en la naturaleza. Las rocas ígneas, los materiales formados

por descomposición de rocas ígneas, muchos minerales, principalmente los que tienen hierro y todos los

organismos vegetales y animales, contienen titanio.

El titanio se extrae en primer lugar del rutilo (óxido de titanio), abundante en las arenas costeras. Para

ello, el titanio debe someterse antes a un proceso de refinado, para prevenir su reacción con sustancias

tales como el nitrógeno, el oxígeno y elhidrógeno.

Matthew A. Hunter fue el primero que obtuvo titanio (con una pureza del 99.9%) calentando tetracloruro

de titanio (TiCl4) con sodio a 700-800 °C.

El titanio como metal no se empleó hasta 1946 en que William Justin Kroll desarrolló un método para

poder producirlo industrialmente, reducciendo el TiCl4 con magnesio. Este método, llamado Método de

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Martin_Heinrich_Klaproth.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Martin_Heinrich_Klaproth.jpg

Kroll, se sigue utilizando actualmente. En este proceso el metal se debe mantener en una atmósfera

de gas inerte, como argón ohelio, para impedir la reacción con otros elementos.1

En la década de 1950 y 1960 la Unión Soviética lo empleó en usos militares. En losEE. UU., el

Departamento de Defensa (DOD) entendió la importancia estratégica del metal y durante la guerra fría el

gobierno estadounidense lo consideró un material estratégico y las reservas de esponja de titanio fueron

mantenidas por el Centro de Reservas Nacional de Defensa, que desapareció en 2005. Hoy el mayor

productor mundial es el consorcio ruso VSMPO-AVISMA, que supone el 29% de la producción mundial.

En 2006, la Agencia de Defensa estadounidense subvencionó con 5,7 millones de dólares a dos

empresas para desarrollar un nuevo proceso de fabricación de polvo de titanio. Pues con calor y

presión, el polvo de titanio de peso ligero sirve para revestir y fortalecer superficies como armaduras o

componentes del sector aeroespacial, el transporte o industrias de tratamiento químico.

[editar]Isótopos

Electrones del titanio.

Se encuentran 5 isótopos estables en la naturaleza: 46Ti, 47Ti, 48Ti, 49Ti y 50Ti, siendo el48Ti el más

abundante (73,8%). Se han caracterizado 11 radioisótopos, siendo los más estables el 44Ti, con

un periodo de semidesintegración de 60 años, 45Ti (184,8 minutos),51Ti (5,76 minutos) y el 52Ti (1,7

minutos). Para el resto, sus periodos de semidesintegración son de menos de 33 segundos, y la

mayoría de menos de medio segundo.

El peso atómico de los isótopos va desde 39,99 uma (40Ti) hasta 57,966 uma (58Ti). El primer modo de

decaimiento antes del isótopo más estable, el 48Ti, es la captura electrónica, mientras que después de

éste es la desintegración beta. Los isótopos del elemento 21 (escandio) son los principales productos de

decaimiento antes del 48Ti, mientras que después son los isótopos del elemento 23 (vanadio).

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Electron_shell_022_Titanium.svg

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[editar]Características del titanio

[editar]Características físicas

Entre las características físicas del titanio se tienen las siguientes:

Es un metal de transición.

Su densidad o peso específico es de 4507 kg/m 3 .

Tiene un punto de fusión de 1675 °C (1941 K).

Su masa atómica es de 47,867 u.

Es de color plateado grisáceo.

Es paramagnético, es decir, no se imanta debido a su estructura electrónica.

Forma aleaciones con otros elementos para mejorar las prestaciones mecánicas.

Es resistente a la corrosión.

Refractario .

Poca conductividad térmica y eléctrica: no es buen conductor del calor ni de laelectricidad.

[editar]Características mecánicas

Entre las características mecánicas del titanio se tienen las siguientes:

Mecanizado por arranque de viruta similar al acero inoxidable.

Permite fresado químico.

Maleable , permite la producción de láminas muy delgadas.

Dúctil , permite la fabricación de alambre delgado.

Duro. Escala de Mohs 6.

Muy resistente a la tracción.

Gran tenacidad.

Permite la fabricación de piezas por fundición y moldeo.

Material soldable.

Permite varias clases de tratamientos tanto termoquímicos como superficiales.

Mantiene una alta memoria de su forma.

[editar]Características químicas

Se encuentra en forma de óxido, en la escoria de ciertos minerales y en cenizas de animales y

plantas.

Presenta dimorfismo, a temperatura ambiente tiene estructura hexagonal compacta (hcp) llamada

fase alfa. Por encima de 882 °C presenta estructura cúbica centrada en el cuerpo (bcc) se conoce

como fase beta.

La resistencia a la corrosión que presenta es debida al fenómeno de pasivación que sufre (se forma

un óxido que lo recubre). Es resistente a temperatura ambiente al ácido sulfúrico (H2SO4) diluido y

al ácido clorhídrico (HCl) diluido, así como a otros ácidos orgánicos, también es resistente a las

bases, incluso en caliente. Sin embargo se puede disolver en ácidos en caliente. Asimismo, se

disuelve bien en ácido fluorhídrico (HF), o con fluoruros en ácidos. A temperaturas elevadas puede

reaccionar fácilmente con elnitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno , el boro y otros no metales.

Sus iones no tienen existencia a pH básicos.

[editar]Metalurgia del titanio: el método Kroll

Mineral de titanio.

Titanio, realizados por método: Van-Arkel-de-Boer

Artículo principal: Método de Kroll.

El titanio no se encuentra libre en la naturaleza, los minerales que muestran una mayor concentración

de este metal son el rutilo (TiO2) y la ilmenita(FeO•TiO2), además de laanatasa y la brookita (ambas son

también TiO2).

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:TitaniumUSGOV.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:TitaniumUSGOV.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Titan-crystal_bar.JPG

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Titan-crystal_bar.JPG

Para obtener titanio puro, a partir de los minerales que lo contienen se utiliza mayoritariamente el

llamado Método de Kroll, que consiste en la reducción de tetracloruro de titanio con magnesio, en una

atmósfera de argón que impide su oxidación. El proceso es el siguiente:

Obtención de tetracloruro de titanio por cloración a 800 °C, en presencia de carbono, según la

reacción:

2 FeTiO3 + 7 Cl2 + 6 C → 2 TiCl4 + 2 FeCl3 + 6 CO

Se reduce el TiCl4 con magnesio o sodio molido en atmósfera inerte según:

Si se utiliza el Sodio (Na) en el proceso se producen la siguiente reacción:

TiCl4 + 4 Na → 4NaCl + Ti

Si se utiliza el Magnesio (Mg) para purificarlo se produce la siguiente reacción:

TiCl4 + 2 Mg → Ti + 2 MgCl22

En la actualidad (2007) existen formas de refinado del titanio, como alternativa al método Kroll,

tradicionalmente utilizado desde 1937.

[editar]Aleaciones de titanio

Comercial y técnicamente existen muchas aleaciones de titanio. Las aleaciones más conocidas son las

siguientes:

Ti grado 2, tiene la siguiente composición química: TiFe(0,25-0,30) Es conocido como titanio comercial

puro. Tiene una resistencia a la tracción de 345 MPa, un límite elástico de 275 MPa, una ductilidad del

20% una dureza de 82 HRB, se puede soldar y unaresistencia eléctrica de 0,56 (μΩ m ). Sus principales

aplicaciones son campos donde se requiere resistencia a la corrosión yconformabilidad como las

tuberías, intercambiadores de calor, etc.

Ti grado 5, conocido como Ti6Al4V, tiene un porcentaje del 6% de aluminio y un 4% de vanadio. Es la

aleación de titanio más utilizada, sobre todo, en el campo de la aeronáutica, en el de la biomedicina o la

estomatología. Tiene una resistencia a la tracción de 896 MPa, un límite elástico de 827 MPa, una

ductilidad del 10% una dureza de 33 HRB una soldabilidad muy buena y una resistividadeléctrica de

1,67 (μΩm). Sus aplicaciones son donde se requiera alta resistencia mecánica y altas temperaturas

como en ( tornillería ypiezas forjadas)

Ti grado 19, tiene la siguiente composición química Ti3Al8V6Cr4Zr4Mo (Beta-C) Tiene una resistencia a

la tracción de 793 MPa, un límite elástico de 759 MPa una ductilidad de 15% una dureza de 45 HRB una

soldabilidad regular y una resistividad de 1,55 (μΩm). Sus aplicaciones son donde se requiera alta

resistencia a la corrosión y a la temperatura ((Aplicaciones marinas y motores de aviones)

Ti6246 Tiene la siguiente composición química: Ti6Al2Sn4Zr6Mo, Tiene una resistencia a la tracción de

1172 Mpa, un límite elástico de 1103 Mpa una ductilidad del 10% una dureza de 39 HRB una

soldabilidad limitada y una resistividad eléctrica de 2 (μΩm) Sus aplicaciones son donde se requiera alta

resistencia mecánica obtenida por temple.

Las especificaciones ASTM (American Society for Testing and Materials) clasifican las diferentes

presentaciones del titanio.

Los más utilizados son los siguientes:

Ti grado 1, 2, 3 y 4 incluyen el llamado titanio puro con una composición superior al 99% de Ti.

Ti grado 5 y 9 son aleaciones resistentes a la corrosión y un resistencia mecánica media.

Ti grado 7, 11 y 12 son aleaciones muy resistentes a la corrosión.

La aleación Ti Beta-C es una aleación muy resistente a la corrosión y a la temperatura.

Las normas ASTM fijan las utilidades del titanio y sus aleaciones:

ASTM B265: fleje, pletina y chapa

ASTM B263: accesorios soldados y sin soldadura

ASTM B348: barras y palanquillas

ASTM B367: piezas de fundición

ASTM B381: forjados

ASTM B861: tubería sin soldadura

ASTM B862: tubería soldada

ASTM B863: hilo y alambre

[editar]Procesos tecnológicos del titanio

[editar]FundiciónArtículo principal: Fundición.

La fundición de piezas de titanio se realiza cuando se trata de piezas de diseño complejo que hace difícil

el forjado o mecanizado de las mismas. Hay muchas aplicaciones donde se utilizan piezas fundidas

desde piezas muy voluminosas hasta piezas muy pequeñas de aplicaciones biomédicas.

Hay dos métodos principales para la fundición de piezas:

Fundición por moldeo de grafito apisonado, recomendado para la fundición de piezas de gran

tamaño por ser el procedimiento más económico porque no hay necesidad de

fabricar moldes especiales.

Fundición a la cera perdida, es el método más apropiado para fundir piezas pequeñas y de gran

precisión con acabados de alta calidad.

En el desarrollo de las diferentes prótesis óseas y dentales se recurre a la fundición de los componentes

en hornos muy sofisticados para obtener una gran precisión y calidad de las piezas fundidas, a partir de

los moldes adecuados. Debido a la afinidad del titanio líquido por el oxígeno, nitrógeno e hidrógeno, así

como la reactividad con los crisoles y moldes metálicos, se requiere que la fusión sea al vacío y en

crisoles de grafito.

Las propiedades mecánicas de las piezas de fundición son muy similares a las de las piezas forjadas y

del titanio en general. Se funden piezas de hasta 600 kg, tanto de titanio comercial puro como de las

diferentes aleaciones.

La verificación de piezas fundidas se realiza mediante líquidos penetrantes, rayos X o ultrasonidos.

[editar]ForjaArtículo principal: Forja.

Para la conformación de piezas de titanio por forjado se pueden utilizar las técnicas y herramientas

convencionales que se utilizan para el forjado de piezas de acero. El forjado en caliente exige controlar

rigurosamente la temperatura con la que se trabaja, para obtener un control exacto de la estructura de la

pieza y de sus propiedades.

Se pueden forjar piezas de cualquier aleación de titanio con estructura de grado único y con una

resistencia y dureza direccionales o localizadas. Las modernas máquinas herramientas de mecanizado

por Control Numérico está eliminando muchas veces el forjado de piezas cuando se trata de series

reducidas porque es más económico realizar un mecanizado de desbaste general de la pieza y un

posterior acabado fino que un proceso de forja

La posibilidad de la deformación en caliente si se hace a temperatura superior a la transformación

alotrópica que es equivalente a la de los aceros inoxidables, puede presentar en algunos casos

superelasticidad.

Ejemplo de piezas forjadas pueden ser las siguientes:

Bielas de motores de automóviles de competición

Prótesis e implantes médicos

Cabezas de palos de golf

Turbinas de turbo-compresores

Accesorios para tuberías

para cabeceros de cama o elementos decorativos como figuras de adorno

[editar]SoldaduraArtículo principal: Soldadura.

A la hora de afrontar la soldadura de piezas de titanio hay que tener en cuenta que si se supera la

temperatura de fusión, puede sufrir una decoloración porque reacciona fácilmente en contacto con los

gases atmosféricos. Esta decoloración puede suponer pérdida de ductilidad y de resistencia mecánica.

Por lo tanto es muy importante que en la soldadura se proteja la zona de soldadura con gases inertes.

También perjudican la soldadura los contaminantes de las superficies a soldar, tales como óxido, polvo,

limaduras y virutas, por lo que deben eliminarse por baño de decapación, mecanizado pulido o chorro de

arena.

La soldadura debe limpiarse con paño de acetona o cepillo de acero inoxidable o titanio

El titanio de grado 2 y 5 poseen una buena soldabilidad aunque pierden un poco de valor de sus

propiedades mecánicas con respecto al metal base.

El equipo de soldadura con arco de gas inerte para titanio (TIG, MIG) es similar a los equipos utilizados

para soldar acero, aunque se requiere una mejor protección del gas inerte. En caso de piezas críticas

donde la protección gaseosa sea difícil puede ser necesario realizar la soldadura en una cámara de

soldadura.

Para la verificación de piezas soldadas se puede recurrir a los métodos tradicionales de rayos

X, ultrasonidos o líquidos penetrantes.

Los procesos de soldadura que admite el titanio son:

Fricción .

Soldadura con rayo de electrones .

Soldadura por rayo láser .

Soldadura por plasma .

Soldadura por puntos

Soldadura por arco con electrodo consumible o no.

Procesos por fusión, control con atmósfera inerte o en vacío. No fundentes.

[editar]Extrusión

Artículo principal: Extrusión.

Extrusión es en general, la acción de dar forma o moldear una masa haciéndola salir por una abertura

especialmente dispuesta.

El titanio y sus aleaciones permiten ser extruidos, pudiendo obtener diversos perfiles tanto para

acabados en bruto como para piezas finales. La técnica de extrusión es particularmente recomendable

para la producción de pieza largas y de sección compleja.

[editar]Embutición

La embutición es una técnica para moldear metales en caliente en un sola operación con la acción

conjunta de una prensa y el moldeo troquel adecuado a la pieza que se quiere fabricar. Para facilitar la

embutición es necesario que el material tenga una gran elongacióna la tracción. que se trate de

materiales policristalinos de grano fino a altas temperaturas. Esta propiedad la tiene la aleación de

titanio de grado 5 Ti6Al4V.

La técnica consiste colocar la pieza a moldear entre las dos mitades del troquel o molde, calentando a la

temperatura que permita la mejor plasticidad del material. Se insufla argón en la parte superior del

molde forzando la lámina de titanio hacia la parte interior del troquel.

[editar]MecanizadoArtículo principal: Mecanizado.

El mecanizado de piezas de titanio en máquinas herramientas normales se realiza en condiciones

parecidas a las que se utiliza para mecanizar acero o aleaciones de aluminio, y las condiciones

tecnológicas del mecanizado dependerán de la dureza que tenga la aleación de titanio que se mecanice.

El titanio es más elástico que el acero por lo que las piezas mal sujetas pueden tender a doblarse ante

las herramientas de corte. Hay que refrigerar el mecanizado con un refrigerante adecuado teniendo en

cuenta que el titanio es mal conductor térmico y por tanto difícil de refrigerar, pudiendo deteriorar el filo

de corte de las herramientas a consecuencia de las altas temperaturas en la zona de corte.

[editar]Fresado químico

Las piezas de titanio permiten el fresado químico de tal manera que se puede conseguir una gran

precisión en dicha operación. Para esta tarea se utiliza un ataque de ácido de superficie, selectivo y

controlado.

[editar]Rectificado de precisión

Los rectificados de precisión deben realizarse con muelas abrasivas muy reavivadas, con el mayor

diámetro y espesor posible, duras y con gran potencia y velocidades lineales adecuadas. Para el

rectificado cilíndrico se recomiendan muelas con alúmina y un refrigerante adecuado de chorro de gran

caudal que sea muy bien filtrado y cambiarlo a menudo.

[editar]PulvimetalurgiaArtículo principal: Pulvimetalurgia.

La pulvimetalurgia o metalurgia de polvos es un proceso de fabricación que, partiendo de polvos finos y

tras su compactación para darles una forma determinada (compactado), se calientan en atmósfera

controlada (sinterizado) para la obtención de la pieza.

La pulvimetalurgia del titanio se utiliza para la fabricación de piezas complejas de espesores muy

pequeños, por ejemplo menores de 1 mm, donde se exijan acabados superficiales muy finos.

Se puede conseguir pulvitanio de base mediante las siguientes técnicas:

Sinterizado compactado en frío

Sinterizado prensado isostático en frío

Prensado isostático en caliente

Prensado en caliente al vacío o en un molde interior

[editar]Tratamientos del titanio

[editar]Tratamiento termoquímico: nitruraciónArtículo principal: Nitruración.

El tratamiento termoquímico de nitruración del titanio puro y de la aleación Ti6Al4V produce una capa de

revestimiento lisa y homogénea , con incrementos de la dureza superficial de hasta un 500% respecto al

material no tratado.

La capa de nitruro de titanio formada tiene un espesor de 2-3 mm, en tres horas de tratamiento, formada

por pequeños granos de nitruros con diámetros del orden de los 50-100 nm. El componente principal de

la capa es nitruro de titanio (Ti2N)

Este tipo de tratamiento tiene gran utilidad en las aplicaciones biomédicas del titanio y en los

componentes de motocicletas y automóviles de competición: bielas, válvulas, etc.3

Las piezas a tratar se colocan en una cámara en vacío y son sometidas a una temperatura de 500 °C.

Se inyecta nitrógeno, que en contacto con iones de titanio, reaccionan para formar nitruro de titanio,

presentando al final del proceso un color dorado. Con esta técnica la dureza superficial puede aumentar

hasta 2600 HRB. Las piezas nitruradas tienen una gran resistencia a la corrosión.

[editar]Tratamiento superficial

Como tratamientos superficiales del titanio se pueden citar los siguientes:

Lubricación

Oxidación térmica

Anodización

Electroplaqueado

Ionización

Cuando se produce deslizamiento de superficies de titanio sobre titanio o cualquier otro metal, se

manifiesta una gran tendencia a laexcoriación, por lo que se requiere en esos casos lubricar las

superficies de contacto con lubricantes de película seca a base de disulfuro de molibdeno, grafito o

similares. Donde más se aplica este tipo de lubricación es en tornillos y pernos roscados.

Un método de mejorar las propiedades superficiales del titanio, concretamente la mejora de la

resistencia a la corrosión, es cuando se somete el titanio a un tratamiento superficial de oxidación que,

además, puede originar una variedad de colores muy atractiva que amplía las posibilidades del titanio en

el sector de la joyería y de la decoración. Existen distintas técnicas para llevar a cabo la oxidación

superficial del titanio para producir su coloración, como son el tratamiento térmico, el procesado con

plasma o la oxidación electrolítica.

Ya existe una alternativa a los métodos tradicionales de oxidación que consiste en que el tratamiento

superficial se realice con láser. Esta técnica presenta una gran resolución espacial, rapidez de

procesado y ausencia de contacto material con la pieza a tratar. Además, la posibilidad de irradiar zonas

de difícil acceso y la versatilidad de los sistemas de marcado proporcionan al láser una gran

aplicabilidad en la coloración del titanio. El proceso de láser también puede ser empleado

posteriormente al proceso de anodizado para escribir, grabar y marcar.4

El proceso de anodización es una técnica que se utiliza para aumentar el grosor de la capa de óxido y

constituye una solución eficaz y poco costosa para piezas que no estén sometidas a un desgaste

continuo. Si durante la anodización se depositan polímeros de bajo coeficiente de rozamiento se

aumenta la dureza superficial de la pieza.

El tratamiento superficial de ionización se realiza en frío y consiste en acelerar en vacío iones de

nitrógeno y hacerlos impactar contra la superficie tratada. Con este procedimiento la dureza superficial

aumenta hasta 1500 HV. Esta técnica da muy buenos resultados en el tratamiento de engranajes y

tornillería.

[editar]Aplicaciones del titanio

[editar]Aplicaciones biomédicas: titanio quirúrgico

Prótesis ósea

Vista de un avión SR-71 que incorpora numerosos componentes de titanio.

El titanio es un metal compatible con los tejidos del organismo humano que toleran su presencia

sin reacciones alérgicas del sistema inmunitario. Esta propiedad de compatibilidad del titanio unido a sus

cualidades mecánicas de dureza, ligereza y resistencia han hecho posible una gran cantidad de

aplicaciones de gran utilidad para aplicaciones médicas, como prótesis de cadera y rodilla, tornillos

óseos, placas antitrauma e implantes dentales, componentes para la fabricación de válvulas cardíacas

y marcapasos,gafas, material quirúrgico tales como bisturís, tijeras, etc.

La aleación de titanio más empleada en este campo contiene aluminio y vanadio según la

composición: [[Ti6Al4V]]. El aluminio incrementa la temperatura de la transformación entre las fases

alfa y beta. El vanadio disminuye esa temperatura. La aleación puede ser bien soldada. Tiene alta

tenacidad.

Las especificaciones ASTM empleadas en el titanio quirúrgico son las siguientes:

ASTM B265: placa y lámina: ASTM F1108 Ti6Al4V: pieza moldeada para implantes quirúrgicos

ASTM B299: esponja: ASTM F1295 Ti6Al7: aleaciones de niobio para aplicaciones de implantes

quirúrgicos

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hip_prosthesis.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Hip_prosthesis.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sr71_1.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Sr71_1.jpg

ASTM B861/B862: tubo: ASTM F1341: alambre de titanio sin aleaciones para aplicaciones de

implante quirúrgico

ASTM B338: ASTM F136 Ti6Al4V: para aplicaciones de implante quirúrgico

ASTM B348: barra: ASTM F1472 Ti6Al4V: para aplicaciones de implante quirúrgico

ASTM B363: conexiones: ASTM F620 Ti6Al4V: forjados para implantes quirúrgicos

ASTM B367: piezas moldeadas: ASTM F67: titanio sin aleaciones para aplicaciones de implante

quirúrgico

ASTM B381: forjado: varias especificaciones especiales AMS y MIL-T.

Las razones para considerar el material ideal para implantes endoóseos son:

El titanio es inerte, la cubierta de óxido en contacto con los tejidos es insoluble, por lo cual no se

liberan iones que pudieran reaccionar con las moléculas orgánicas.

El titanio en los tejidos vivos representa una superficie sobre la que el hueso crece y se adhiere al

metal, formando un anclaje anquilótico, también llamado osteointegración.

Esta reacción normalmente sólo se presenta en los materiales llamados bioactivos y es la mejor base

para los implantes dentales funcionales.

Posee buenas propiedades mecánicas, su fuerza de tensión es muy semejante a la del acero

inoxidable utilizado en las prótesis quirúrgicas que reciben carga. Es mucho más fuerte que la

dentina o cualquier cortical ósea, permitiendo a los implantes soportar cargas pesadas.

Este metal es suave y maleable lo cual ayuda a absorber el choque de carga.

[editar]Otros usos

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ti_covered_watches.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Ti_covered_watches.jpg

Reloj con carcasa de titanio

Industria energética: El titanio es muy utilizado en la construcción de sistemas de intercambio

térmico en las centrales térmicas eléctricas (y también en las centrales nucleares), debido

principalmente a sus características de resistencia mecánica (lo que hace que los haces tubulares

que constituyen esos intercambiadores sean muy resistentes a las vibraciones y que los espesores

de los tubos puedan ser menores, facilitando el intercambio de calor) y químicas (el titanio, a

semejanza del cobre, genera una capa inoxidable sobre su superficie, lo que lo hace mucho

químicos: Determinadas aleaciones de titanio se utilizan para fabricar componentes de las

industrias de proceso tales como bombas, depósitos, reactores químicos y columnas de

fraccionamiento en centrales que utilizan agua de mar como refrigerante. También se emplea en las

unidades de desulfuración de gases que permiten reducir las lorito e hipoclorito, el ácido nítrico, los

ácidos crómicos, los cloruros metálicos, los sulfuros o los ácidos orgánicos.

Industria automovilística: Un sector nuevo se ha incorporado a la fabricación de componentes de

titanio, donde las empresas automovilísticas están incorporando componentes de titanio en los

vehículos que fabrican, con el fin de aligerar el peso de los mismos, así por ejemplo ya

existen muelles y bielas de titanio. Especialmente en el caso de los muelles se mejora el módulo de

Young y una mejor calidad de la suspensión.

Industria militar: El titanio se emplea en la industria militar como material de blindaje, en la

carrocería de vehículos ligeros, en la construcción de submarinos nucleares y en la fabricación

de misiles.

Motor de Airbus A-380 con 11 t de titanio

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:A380-trent900.JPG

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:A380-trent900.JPG

Museo Guggenheim de Bilbao cubierto de láminas de titanio

Industria aeronáutica y espacial: Debido a su fuerza, baja densidad y el que puede soportar

temperaturas relativamente altas, las aleaciones de titanio se emplean en aviones ycohetes

espaciales. El titanio y sus aleaciones se aplican en la construcción aeronáutica básicamente para

construir forjados estructurales de los aviones, discos de ventilación,álabes y palas de turbinas.

Construcción naval: La propiedad que tiene el titanio de ser resistente a la corrosión permite que

algunas de sus aleaciones sean muy utilizadas en construcción naval donde se fabrican hélices y

ejes de timón, cascos de cámaras de presión submarina, componentes de botes salvavidas y

plataformas petrolíferas, así como intercambiadores de calor, condensadores y conducciones en

centrales que utilizan agua de mar como refrigerante, porque el contacto con el agua salada no le

afecta.

Industria relojera: Los relojes deportivos que requieren un material resistente a menudo usan el

titanio, un metal fuerte, blanco. Los relojes de pulsera de titanio son de peso ligero, 30 por ciento

más fuertes que los de acero y resisten la corrosión. Generalmente tienen una capa protectora para

hacerlos resistentes a los rayones. Se fabrican las cajas de titanio e incluso las correas de sujeción.

Joyería: Metal seminoble en el ámbito de la joyería y de la bisutería. Así es posible encontrar

pulseras, pendientes, anillos, etc., fabricados en este metal. Para mejorar el aspecto superficial del

titanio se le somete a diferentes tipos de procesos que refuerzan su belleza.

Instrumentos deportivos: Con titanio se producen actualmente distintos productos de consumo

deportivo como palos de golf, bicicletas, cañas de pescar, etc.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:GuggenheimBilbao.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:GuggenheimBilbao.jpg

Decoración: También se han empleado láminas delgadas de titanio para recubrir algunos edificios,

como por ejemplo el Museo Guggenheim de Bilbao.

[editar]Aplicaciones del titanio no metálico

Algunos compuestos de titanio pueden tener aplicaciones en tratamientos contra el cáncer. Por ejemplo,

el cloruro de titanoceno en el caso de tumores gastrointestinales y de mama.

[editar]Tetracloruro de titanioArtículo principal: Tetracloruro de titanio.

El tetracloruro de titanio (TiCl4)es un líquido entre incoloro y amarillo. En contacto con agua forma ácido

clorhídrico y compuestos de titanio. El tetracloruro de titanio no se encuentra de forma natural y es

producido a partir de minerales que contienen titanio.

Se emplea en la fabricación de titanio metálico o para obtener bióxido de titanio.5 El (TiCl4) se obtiene

mediante un proceso de cloración a 800 °C, en presencia de carbono(C) mediante la reacción:

Posteriormente si se desea obtener titanio puro se purifica este producto con magnesio (Mg) o sodio

molido (Na) mediante destilación fraccionada en una atmósfera inerte (por ejemplo con argón) con la

reacción:

Si se utiliza el Sodio (Na) en el proceso se producen la siguiente reacción:

Si se utiliza Magnesio (Mg) se producen la siguiente reacción:

Para manejar este producto hay que tomar precauciones porque entra en el ambiente principalmente en

el aire de las instalaciones industriales donde se produce mediante una variedad de procesos químicos,

o como resultado de derrames.

Si hay humedad en el aire, el tetracloruro de titanio reacciona rápidamente con ésta para formar ácido

clorhídrico y otros compuestos de titanio, tales como el hidróxido de titanio y los oxicloruros de titanio.

Algunos de los compuestos de titanio pueden depositarse en el suelo o el agua. En el agua, estos se

depositan en el sedimento del fondo donde pueden permanecer por largo tiempo.

El tetracloruro de titanio se degrada rápidamente en el aire, por lo que no es tóxico a menos que trabaje

en una industria que lo manufactura o lo usa. El personal que trabaja en una industria que usa

tetracloruro de titanio, podría estar expuesto respirándolo o tocándolo. Si se derrama tetracloruro de

titanio, puede haber contacto con la piel.

El tetracloruro de titanio es muy irritante a los ojos, la piel, membranas mucosas y los pulmones.

Respirar grandes cantidades puede causar serios daños a los pulmones. El contacto con el líquido

puede causar quemaduras a los ojos y la piel.

[editar]Dióxido de titanioArtículo principal: Dióxido de titanio.

Dióxido de titanio (TiO2)

El dióxido de titanio es un compuesto cuya fórmula es (TiO2).Se encuentra en una forma negra o de

color castaño conocida como rutilo. Las formas naturales que se encuentra menos en la naturaleza son

la anatasita y la brooquita.Tanto el rutilo como la anatasita puros son de color blanco. El óxido básico

negro, (FeTiO3), se encuentra en forma natural como el mineral llamado ilmenita. El dióxido de titanio es

la principal fuente comercial del titanio. Aproximadamente el 95% del titanio que se consume lo hace en

forma de dióxido de titanio, debido a las múltiples aplicaciones industriales que tiene.


Los pigmentos de dióxido de titanio se utilizan principalmente en la producción de pinturas y

plásticos, así como en papel, tintas de impresión, cosméticos, productos textiles, farmaceúticos y

alimentarios. El dióxido de titanio es el pigmento más habitualmente utilizado en el mundo, que

proporciona a los productos finales una brillante blancura, opacidad y protección.

En artes gráficas donde se precisan pequeños espesores de recubrimientos se utilizan pigmentos

de dióxido de titanio muy finos.

El dióxido también se ha empleado como agente blanqueador y opacador en esmaltes de

porcelana, dando un acabado final de gran brillo, dureza y resistencia al ácido un pigmento blanco

permanente que se emplea en pinturas, papel y plásticos, asimismo tiene una amplia gama de

aplicaciones en la industria química en general.6

[editar]Productores mundiales de titanio

Principales productores de óxido de titanio en 2003

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Oxid_titani%C4%8Dit%C3%BD.PNG

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Oxid_titani%C4%8Dit%C3%BD.PNG

País Miles de toneladas % del total

Australia 1291 30,6

Sudáfrica 850 20,1

Canadá 767 18,2

Noruega 382 9,1

Ucrania 357 8,5

Total de los 5 países

3647 86,4

Total mundo 4221 100

Cifras del 2003, en miles de toneladas de dióxido de titanio.

El titanio es el noveno elemento más abundante en la corteza terrestre (supone el 0,63% del peso total).

Sin embargo, en la naturaleza siempre se encuentra unido químicamente a otros elementos, formando

minerales en los que la fracción de titanio suele ser pequeña.

De todos los minerales de titanio, solo el rutilo y la ilmenita son explotables económicamente y esto sólo

cuando la concentración de titanio es suficientemente alta. Existen depósitos significativos de titanio en

forma de ilmenita en Australia occidental, Canadá, Nueva Zelanda, Noruega y Ucrania. Se extraen

grandes cantidades de rutilo en Norteamérica y Sudáfrica. Las reservas conocidas de titanio se estiman

en unas 600 millones de toneladas (expresadas como TiO2).

[editar]Titanio y toxicidad

Tanto el titanio como en el dióxido de titanio tienen un nivel bajo de toxicidad.

La sobreexposición al polvo de titanio puede ocasionar por inhalación del polvo dolor en el pecho, tos o

dificultad para respirar. En contacto con la piel o los ojos puede generar irritación.

Respecto a su cancerogenicidad, la agencia internacional para la investigación del cáncer (IARC) dice

que el titanio no es clasificable como elemento cancerígeno para los humanos.7

[editar]Referencias y bibliografía

Itrio ← Circonio → Niobio

40

Zr


Blanco grisáceo


Nombre, símbolo,número Circonio, Zr, 40




Configuración electrónica [Kr]4d25s2


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_040_Circonio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Zr,40.jpg

Dureza Mohs 5

Electrones por nivel 2, 8, 18, 10, 2

(imagen)


Radio medio 155 pm





Óxido Anfótero















Varios


N° CAS 7440-67-7

N° EINECS 231-176-9

Calor específico 0,27 J/(K·kg)



Velocidad del sonido 3800 m/s a

293,15 K(20 °C)


Artículo principal: Isótopos del circonio


MeV

90Zr 51,45% Estable con 50 neutrones91Zr 11,22% Estable con 51 neutrones92Zr 17,15% Estable con 52 neutrones93Zr Sintético 1,53·106 años β - 0,091 93 Nb 94Zr 17,38% Estable con 54 neutrones96Zr 2,8% >3,8 × 1019 años β- 3,350 96 Mo



El circonio o zirconio1 es un elemento químico de número atómico 40

situado en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo

es Zr.

Es un metal duro, resistente a la corrosión, similar al acero. Los minerales

más importantes en los que se encuentra son el circón (ZrSiO4) y

la badeleyita (ZrO2), aunque debido al gran parecido entre el circonio y

el hafnio (no hay otros elementos que se parezcan tanto entre sí) realmente

estos minerales son mezclas de los dos; los procesos geológicos no han

sido capaces de separarlos. Se utiliza sobre todo enreactores

nucleares (por su baja sección de captura de neutrones).

Índice

[ocultar]

1 Características

2 Aplicaciones

3 Historia


5 Isótopos

6 Precauciones

7 Referencias

8 Enlaces externos

[editar]Características

Circonio puro.

Es un metal blanco grisáceo, brillante y muy resistente a la corrosión. Es

más ligero que el acero con una dureza similar a la del cobre. Cuando está

finamente dividido puede arder espontáneamente en contacto con el aire

(reacciona antes con el nitrógeno que con el oxígeno), especialmente a

altas temperaturas. Es un metal resistente frente a ácidos, pero se puede

disolver con ácido fluorhídrico (HF), seguramente formando complejos con

los fluoruros. Sus estados de oxidación más comunes son +2, +3 y +4.


Principalmente (en torno a un 90% del consumido) se utiliza como

recubrimiento en reactores nucleares, debido a que su sección de

captura de neutrones es muy baja. La sección de captura del hafnio es

alta, por lo que es necesario separarlos para esta aplicación (para otras,

no es necesario), generalmente mediante un proceso de extracción con

dos disolventes no miscibles, o bien empleandoresinas de intercambio

iónico.

Se utiliza como aditivo en aceros obteniéndose materiales muy

resistentes. También se emplean aleaciones con níquel en la industria

química por su resistencia frente a sustancias corrosivas.

El óxido de circonio impuro se emplea para fabricar crisoles de

laboratorio (que soportan cambios bruscos de temperatura),

recubrimiento de hornos y como material refractario en

industrias cerámicas y de vidrio.

El óxido de circonio estabilizado con itrio es ampliamente utilizado en

odontológica para la confección de prótesis fijas, prótesis removibles y

pilares de implantes. Además es utilizado para el reemplazo de

articulaciones ya que es un mateiral bioinerte al igual que el titanio.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Zr-crystal-bar.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Zr-crystal-bar.jpg

También se emplea en intercambiadores de calor, tubos de vacío y

filamentos de bombil se emplean para la fabricación de antitranspirantes.

Con fines militares se emplea como agente incendiario.

Aleado con niobio presenta superconductividad a bajas temperaturas,

por lo que se puede emplear para hacer imanes superconductores. Por

otra parte, la aleación con cinc es magnética por debajo de los 35 K.

El óxido de circonio se usa en joyería; es una gema artificial denominada

circonita que imita al diamante.

Podemos agregar una industria en sus comienzos: la fabricación de

hojas de corte, que pueden ser extremadamente resistentes y

duraderas, superando a las mejores aleaciones de acero. Hoy podemos

encontrar cuchillos y otros accesorios de cocina de tipo comercial y

profesional.

Se utiliza como aditivo para fabricar arenas sintéticas.

Utilizado en la confección de prótesis fijas dentales.

[editar]Historia

El circonio (del árabe “zargun”, que significa “color dorado”) fue descubierto

en 1789por Martin Klaproth a partir del circón. En 1824 Jons Jakov

Berzelius lo aisló en estado impuro; hasta 1914 no se preparó el metal puro.

En algunas escrituras bíblicas se menciona el mineral circón, que contiene

circonio, o alguna de sus variaciones (jargón, jacinto, etc.) No se sabía que

el mineral contenía un nuevo elemento hasta que Klaproth analizó

un jargón procedente de Ceilán, en el océano Índico, denominando al nuevo

elemento como circonia. Berzelius lo aisló impuro calentando una mezcla de

potasio y fluoruro de potasio y circonio en un proceso de descomposición en

un tubo de hierro. El circonio puro no se preparó hasta 1914.


El circonio no se encuentra en la naturaleza como metal libre, pero sí

formando parte de numerosos minerales. La principal fuente de circonio se

obtiene del mineral circón (silicato de circonio, ZrSiO4), que se encuentra en

depósitos en Australia, Brasil, India, Rusia y Estados Unidos. El circón se

obtiene como subproducto de la minería y procesado de minerales de

metales pesados de titanio, lailmenita (FeTiO3) y el rutilo (TiO2), y también

de estaño. El circonio y el hafnio se encuentran en el circón en una relación

de 50 a 1 y es muy difícil separarlos. También se encuentra en otros

minerales, como la badeleyita (ZrO2).

El metal se obtiene principalmente mediante una cloración reductiva a

través del denominado proceso de Kroll: primero se prepara el cloruro, para

después reducirlo con magnesio. En procesos semi-industriales se puede

realizar la electrólisis de sales fundidas, obteniéndose el circonio en polvo

que puede utilizarse posteriormente en pulvimetalurgia.

Para la obtención del metal con mayor pureza se sigue el proceso Van Arkel

basado en la disociación del yoduro de circonio, obteniéndose una esponja

de circonio metal denominada crystal-bar. Tanto en este caso, como en el

anterior, la esponja obtenida se funde para obtener el lingote.

También es abundante en las estrellas de tipo S y se ha detectado en el Sol

y en meteoritos. Además, se ha encontrado una alta cantidad en óxido de

circonio (en comparación con la presente en la corteza terrestre) en

muestras lunares.

[editar]Isótopos

En la naturaleza se encuentran cuatro isótopos estables y

un radioisótopo de muy larga vida (Zr-96). El radioisótopo que le sigue en

estabilidad es el Zr-93 que tiene un periodo de semidesintegración de 1,53

millones de años. Se han caracterizado otros dieciocho radioisótopos. La

mayoría tienen periodos de semidesintegración de menos de un día,

excepto el Zr-95 (64,02 días), Zr-88 (63,4 días) y Zr-89 (78,41 horas). El

principal modo de desintegración es la captura electrónica antes del Zr-92,

mientras que después es ladesintegración beta.


No son muy comunes los compuestos que contengan circonio, y su

toxicidad inherente es baja. El polvo metálico puede arder en contacto con

el aire, por lo que hay que considerarlo como un agente de riesgo de fuego

o explosión. No se conoce ningún papel biológico de este elemento.

Hafnio

Lutecio ← Hafnio → Tantalio

72

Hf


Gris acero


Nombre, símbolo,número Hafnio, Hf, 72




Configuración electrónica [Xe]4f14 5d2 6s2

Dureza Mohs 5,5


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_072_Hafnio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hf,72.jpg



Radio medio 155 pm




Estado(s) de oxidación 4, 3, 2

Óxido Anfótero






(paramagnético)







Varios


N° CAS 7440-58-6

N° EINECS 231-166-4




Módulo elástico 78 GPa

Coeficiente de Poisson 0,37



Artículo principal: Isótopos del hafnio


MeV172Hf Sintético 1,87 a ε 0,350 172Lu174Hf 0,16% 2·1015 a α 2,495 170Yb176Hf 5,26% Estable con 104 neutrones177Hf 18,60% Estable con 105 neutrones

178Hf 27,28% Estable con 106 neutrones179Hf 13,62% Estable con 107 neutrones180Hf 35,08% Estable con 108 neutrones182Hf Sintético 9·106 β - 0,373 182Ta



El hafnio es un elemento químico de número atómico 72 que se encuentra en el grupo 4 de la tabla

periódica de los elementos y se simboliza como Hf.

Es un metal de transición, brillante, gris-plateado, químicamente muy parecido alcirconio, encontrándose

en los mismos minerales y compuestos, y siendo difícil separarlos. Se usa

en aleaciones con wolframio en filamentos y en electrodos. También se utiliza como material de barras

de control de reactores nucleares debido a su capacidad de absorción de neutrones. Recientemente, se

ha convertido en el material utilizado para fabricar los transistores de los procesadores de la conocida

marca Intel.

Índice

[ocultar]

1 Principales propiedades

2 Aplicaciones

3 Historia

4 Obtención

5 Precauciones

6 Enlaces externos

[editar]Principales propiedades

Es un metal dúctil, brillante, plateado y resistente a la corrosión; químicamente muy similar al circonio.

Estos dos elementos tienen el mismo número de electrones en sus capas exteriores y sus radios iónicos

son muy similares debido a la contracción de los lantánidos. Por eso son muy difíciles de separar (los

procesos geológicos no los han separado y en la naturaleza se encuentran juntos) y no hay otros

elementos químicos que se parezcan más entre sí. Las únicas aplicaciones para las cuales es necesario

separarlos es en aquellas en las que se utilizan por sus propiedades de absorción de neutrones, en

reactores nucleares.

El carburo de hafnio (HfC) es el compuesto binario más refractario conocido, con un punto de fusión de

3.890 °C, y el nitruro de hafnio (HfN) es el más refractario de todos los nitruros metálicos conocidos, con

un punto de fusión de 3.310 °C. El carburo mixto de hafnio y tántalo (Ta4HfC5) es el compuesto múltiple

con más alto punto de fusión conocido, 4.215 °C.

El hafnio es resistente a las bases concentradas, pero los halógenos pueden reaccionar con él para

formar tetrahaluros de hafnio (HfX4). A temperaturas altas puede reaccionar

con oxígeno, nitrógeno, carbono, boro, azufre y silicio.


El hafnio se utiliza para fabricar barras de control empleadas en reactores nucleares, como las que se

pueden encontrar en submarinos nucleares, debido a que la sección de captura de neutrones del hafnio

es unas 600 veces la del circonio, con lo cual tiene una alta capacidad de absorción de neutrones, y

además tiene unas propiedades mecánicas muy buenas, así como una alta resistencia a la corrosión.

Otras aplicaciones:

En lámparas de gas e incandescentes.

En catalizadores para polimerización metalocénica.

Para eliminar oxígeno y nitrógeno de tubos de vacío.

En aleaciones de hierro, titanio, niobio, tántalo y otras aleaciones metálicas.

En enero de 2007, se anunció como parte fundamental de una nueva tecnología

de microprocesadores, desarrollada separadamente por IBM e Intel, en reemplazo del silicio, que es

el material de base tradicional.[1] [2]

Uno de sus derivados, en concreto el óxido de Hafnio posee un índice de refracción intermedio

entre el silicio y el aire. Este compuesto se emplea en la transición entre estos dos interfaces en los

dispositivos fotónicos de Si, reduciendo de esta manera las pérdidas debidas a reflexiones.

[editar]Historia

Se llamó hafnio por el nombre de Copenhague en latín, Hafnia, la ciudad danesa en donde fue

descubierto por Dirk Coster y Georg von Hevesy en 1923. Poco después se predijo, usando la teoría de

Bohr, que estaría asociado con el circonio, y finalmente se encontró en el circón mediante unos análisis

con espectroscopia de rayos X en Noruega.

Se separó del circonio mediante recristalizaciones sucesivas por Jantzen y von Hevesey. El hafnio

metálico se preparó por primera vez por Anton Eduard van Arkel yJan Hendrik de Boer pasando

tetrayoduro de hafnio (HfI4) por un filamento caliente de wolframio.

[editar]Obtención

Se encuentra siempre junto al circonio en sus mismos compuestos, pero no se encuentra como

elemento libre en la naturaleza. Está presente, como mezclas, en los minerales de circonio, como

el circón (ZrSiO4) y otras variedades de éste (como la alvita), conteniendo entre un 1 y un 5% de hafnio.

Debido a la química casi idéntica que presentan el circonio y el hafnio, es muy difícil separarlos.

Aproximadamente la mitad de todo el hafnio metálico producido se obtiene como subproducto de la

purificación del circonio. Esto se hace reduciendo el tetracloruro de hafnio (HfCl4)

con magnesio o sodio en el proceso de Kroll.


Es necesario tener cuidado al trabajar el hafnio pues cuando se divide en partículas pequeñas es

pirofórico y puede arder espontáneamente en contacto con el aire. Los compuestos que contienen este

metal raramente están en contacto con la mayor parte de las personas y el metal puro no es

especialmente tóxico, pero todos sus compuestos deberían manejarse como si fueran tóxicos (aunque

las primeras evidencias no parecen indicar un riesgo muy alto).

Rutherfordio

Lawrencio ← Rutherfordio → Dubnio

104

Rf



Nombre, símbolo, número Rutherfordio, Rf, 104


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_104_Rutherfordio.svg



Configuración electrónica Probablemente

[Rn]5f14 6d2 7s2






El rutherfordio (anteriormente llamado kurchatovio y unnilquadio) es un elemento químico de la tabla

periódica cuyo símbolo es Rf y su número atómico es 104. Su nombre fue elegido en honor del

Barón Ernest Rutherford, científico colaborador del modelo atómico y física nuclear. Este es un elemento

sintético altamente radiactivo cuyo isótopo más estable es el 265Rf con una vida media de

aproximadamente 13horas.

[editar]Historia

El rutherfordio fue sintetizado por primera vez en 1964 en el Instituto Conjunto para la Investigación

Nuclear en Dubna (Rusia). Los investigadores bombardearon plutoniocon iones de neón acelerados a

113 - 115 MeV, y sostuvieron haber encontrado trazas de fisión nuclear sobre un vidrio de tipo especial,

con un microscopio, que indicaban la presencia del nuevo elemento.

En 1969 los investigadores de la Universidad de California, Berkeley, sintetizaron el elemento

sobreponiendo 249Cf y 12C en colisiones a alta energía. El grupo de Berkeley afirmó también no haber

podido reproducir el método usado por los investigadores soviéticos.

Este hecho llevó a una controversia sobre el nombre del elemento; puesto que los soviéticos sostenían

haberlo sintetizado en Dubna propusieron Dubnio (Db), y también Kurchatovio (Ku) para el elemento

104, en honor de Ígor Vasílievich Kurchátov (1903-1960), ex jefe de la investigación nuclear soviética.

Los estadounidenses en cambio, propusieron Rutherfordio (Rf) en honor de Ernest Rutherford un

famoso físico nuclear neozelandés. La International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

adoptó temporalmente el nombre Unnilquadium (Unq), según la denominación sistemática de

elementos, hasta que en 1997 la disputa se resolvió con la adopción del nombre actual.

Vanadio

Titanio ← Vanadio → Cromo

23

V


Metálico gris plateado


Nombre, símbolo,número Vanadio, V, 23




http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Art%C3%ADculos_buenos


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_023_Vanadio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:V,23.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Vanadium-bar.jpg

Configuración electrónica [Ar]3d34s2

Dureza Mohs 7,0



Radio medio 135 pm





Estado(s) de oxidación 2, 3, 4, 5

Óxido Anfótero














Varios


cuerpo

N° CAS 7440-62-2

N° EINECS 231-171-1






Artículo principal: Isótopos del vanadio


MeV48V Sintético 15,9735 d ε 4,012 48Ti49V Sintético 330 d ε 0,605 49Ti50V Sintético 1,4·1017 a ε

β2,2081,037

50Ti50Cr

51V 100% Estable con 28 neutrones



El vanadio es un elemento químico de número atómico 23 situado en el grupo 5 de la tabla periódica de

los elementos. Su símbolo es V. Es un metal dúctil, blando y poco abundante. Se encuentra en distintos

minerales y se emplea principalmente en algunas aleaciones. El nombre procede de la diosa de la

belleza Vanadis en lamitología escandinava.

Es un metal suave, de color gris plateado y de transición dúctil. La formación de una capa de óxido del

metal estabiliza al elemento contra la oxidación. Andrés Manuel del Río descubrió el vanadio en 1801

mediante el análisis de los minerales de lavanadinita, y lo llamó Erythronium. Cuatro años más tarde, fue

convencido por otros científicos que Erythronium era idéntico al cromo. El elemento fue redescubierto en

1831 por Nils Gabriel Sefström, quien lo llamó vanadio. Ambos nombres fueron atribuidos a la amplia

gama de colores que se encuentran en los compuestos de vanadio.1

El elemento se encuentra naturalmente en minerales; hay cerca de 65 diferentes tipos y en los depósitos

de combustibles fósiles. Se produce en China y Rusia, otros países lo producen o bien por el polvo de

combustión de aceite pesado, o como un subproducto de la minería de uranio. Se utiliza principalmente

para producir aleaciones de aceros especiales, tales como aceros para herramientas de alta velocidad.

El pentóxido de vanadio se utiliza como catalizador para la producción deácido sulfúrico. El vanadio se

encuentra en muchos organismos, y es utilizado por algunas formas de vida como un centro activo de

las enzimas.

Índice

[ocultar]


o 1.1 Isótopos

o 1.2 Química y compuestos del vanadio

o 1.3 Compuestos de haluros

o 1.4 Compuestos de coordinación

o 1.5 Compuestos organometálicos

2 Aplicaciones

o 2.1 Aleaciones

o 2.2 Otros usos

3 Historia

4 Papel biológico


6 Precauciones

7 Véase también

8 Referencias

9 Enlaces externos


Cristales de vanadio.

El vanadio es un metal de transiciónblanco, dúctil y brillante. Este metal de transición presenta una alta

resistencia a las bases, al ácido sulfúrico (H2SO4) y alácido clorhídrico (HCl).1 Se obtiene de distintos

minerales, así como de petróleos. También se puede obtener de la recuperación del óxido de vanadio

(V) en polvos procedentes de procesos de combustión. Tiene algunas aplicaciones nucleares debido a

su baja sección de captura de neutrones. Es un elemento esencial en algunos seres vivos, aunque no

se conoce su función.

En sus compuestos presenta variados estados de oxidación, siendo los más comunes +2, +3, +4 y +5.1

[editar]Isótopos

En la naturaleza se puede encontrar un isótopo estable, el vanadio-51. Se han caracterizado

quince radioisótopos, siendo los más estables el vanadio-50, con unperiodo de semidesintegración de

1,5 × 1017 años, el vanadio-49, de 330 días, y el vanadio-48, de 159,735 días. El resto tienen periodos

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Vanadium_crystal_elektrolytic.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Vanadium_crystal_elektrolytic.jpg

de semidesintegración de menos de una hora, siendo la mayoría de menos de diez segundos. Además,

este elemento tiene un metaestado.

El peso atómico de los isótopos de vanadio va desde 43,981 uma (vanadio-43) hasta 59,959 uma

(vanadio-59). El principal modo de decaimiento antes del isótopo más estable, vanadio-51, es la captura

de electrones (siendo los principales productos de decaimiento isótopos del elemento 22, titanio),

mientras que después de éste, es la desintegración beta (dando como principales productos de

decaimiento isótopos del elemento 24, cromo).

[editar]Química y compuestos del vanadio

Cadena de metavanadiato.

Pentaóxido de vanadio.

La química de vanadio es notable por la accesibilidad de los cuatro estados de oxidación adyacentes.

Los estados de oxidación más comunes del vanadio son +2, +3, +4 y +5. El óxido de vanadio (II) es un

agente reductor, mientras que el óxido de vanadio (V) es un agente oxidante del óxido de vanadio (IV).

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ammonium-metavanadate-chains-3D.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Ammonium-metavanadate-chains-3D.png

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Pent%C3%B3xido_de_vanadio.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Pent%C3%B3xido_de_vanadio.png

A menudo existen compuestos de vanadio como los derivados que contengan dióxido de vanadio

(VO2).1

El vanadato de amonio (V) (NH4VO3) puede ser reducido sucesivamente con zinc para obtener los

diferentes colores de vanadio en estos cuatro estados de oxidación. Los estados de oxidación bajos se

producen en los compuestos tales como V(CO)6, [V(CO)6]- y sus derivados sustituyentes.1

La batería redox de vanadio utiliza estos estados de oxidación; la conversión de estos estados de

oxidación es ilustrada por la fuerte reducción de una solución de ácido de vanadio (V) compuesto con

polvo de zinc. La primera característica de color amarillo de los iones de vanadato (VO43-), se sustituye

por el color azul [VO(H2O)5]2+, seguido por el color verde [V(H2O)6]3+ y luego violeta [V(H2O)6]2+.1

El compuesto de mayor importancia es el pentóxido de vanadio, que se utiliza como un catalizador para

la producción de ácido sulfúrico. Este compuesto oxida el dióxido de azufre (SO2) a trióxido (SO3). En

esta reacción redox, el azufre se oxida de +4 a +6, y el vanadio se reduce de +5 a +3:

V2O5 + 2SO2 → V2O3 + 2SO3

El catalizador se regenera por oxidación con el aire:

V2O3 + O2 → V2O5

El pentaóxido de vanadio, V2O5, que se suele obtener como un sólido pulverulento de color naranja, es

un agente oxidante, y se emplea como catalizador y como colorante.

[editar]Compuestos de haluros

Los haluros son conocidos por los estados de oxidación +2, +3 y +4. El tetraclorhidro de vanadio (VCl4)

es el más importante de manera comercial. Este líquido se utiliza principalmente como catalizador para

la polimerización de dienos.

[editar]Compuestos de coordinación

Modelo del VO(acac)2.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Vanadyl-acetoacetonate-3D-balls.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Vanadyl-acetoacetonate-3D-balls.png

El vanadio se ubica entre los metales de transición, lo que ofrece tres características poco usuales de la

química de la coordinación de vanadio. En primer lugar, el vanadio metálico tiene la configuración

electrónica [Ar]4s23d3. En consecuencia, la mayoría de los compuestos binarios son ácidos Lewis

(aceptores de pares de electrones); un ejemplo claro son todos los haluros que forman ductos

octaédricos con la fórmula VXnL6−n (X= haluro, L= otros ligandos).2 En segundo lugar, el ion de vanadio

es bastante grande y puede alcanzar números de coordinación superior a 6, como es el caso de

[V(CN)7]4-. En tercer lugar, los iones de vanadio VO2+ aparecen en muchos complejos de vanadio (IV),

como el acetilacetonato de vanadio (V(=O)(acac)2). En este complejo, el vanadio (con el estado de

oxidación 5+) forma una pirámide de base cuadrada, lo que significa que puede imponerse un ligando

de sesiones, tal como la piridina, aunque la asociación constante de este proceso es pequeño. Muchos

complejos de vanadio tienen una geometría bipiramidal trigonal, como el VOCl2(NMe3)2.3

[editar]Compuestos organometálicos

La química organometálica de vanadio es muy compleja, pero los compuestos organometálicos son de

importancia comercial menor. El dicloro vanadoceno es un reactivo de partida versátil e incluso tiene

aplicaciones de menor importancia en la química orgánica.4 5 El vanadio carbonilo (V(CO)6), es un raro

ejemplo de un metal carbonilo que contiene un electrón no emparejado, pero que existe sin

dimerización. La adición de un rendimiento de electrones V(CO)6- (isoelectrónico con Cr(CO)6), puede

reducirse aún más con el sodioen amoníaco líquido para producir V(CO)63- (isoelectrónico con

Fe(CO)5).6 7 8


Diagrama de Pourbaix del vanadio.9

Aproximadamente el 80% del vanadio producido se emplea como ferrovanadio o como aditivo

en aceros.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:VinwaterPourbaixdiagram.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:VinwaterPourbaixdiagram.png

Se emplea en acero inoxidable usado en instrumentos quirúrgicos y herramientas, en aceros

resistentes a la corrosión, y mezclado con aluminio en aleaciones de titanioempleadas en motores

de reacción. También, en aceros empleados en ejes de ruedas y cigüeñales, engranajes, y otros

componentes críticos.

Es un importante estabilizador: se utiliza en los vehículos para darle un mayor agarre en las llantas

y así tener una mayor capacidad de carburos en la fabricación de aceros.

Se emplea en algunos componentes de reactores nucleares.

Forma parte de algunos imanes superconductores.

Algunos compuestos de vanadio se utilizan como catalizadores en la producción de anhídrido

maleico y ácido sulfúrico. Concretamente, es muy usado el pentóxido de vanadio, V2O5, que

también se emplea en cerámica.

La mayor parte del vanadio se utiliza como ferrovanadio como aditivo para mejorar losaceros.10 El

ferrovanadio se produce directamente por la reducción de una mezcla de óxido de vanadio, óxidos de

hierro y de hierro en un horno eléctrico.10 El vanadio termina en arrabio producido a partir de la

magnetita de vanadio. Durante la producción de acero, el oxígeno es soplado en la fundición de hierro,

la oxidación del carbono y la mayoría de las otras impurezas, formando escoria. Dependiendo del

mineral utilizado, la escoria contiene hasta un 25% de vanadio.10

El vanadio metálico se obtiene a través de un proceso de múltiples pasos que comienza con la

calcinación de mineral triturado con NaCl o Na2CO3 en alrededor de 850 °C para dar metavanadato de

sodio (NaVO3). De un extracto acuoso de este sólido se acidifica a dar "pastel rojo", una sal

polivanadiata, que se reduce con el calcio metálico. Como una alternativa para la producción de

pequeña escala, el pentóxido de vanadio se reduce con hidrógeno o magnesio.10 Muchos otros métodos

también están en uso, en todos los cuales el vanadio se produce como un subproducto de otros

procesos. La purificación de vanadio es posible por el proceso de barra de cristal desarrollado por Anton

Eduard van Arkel y Jan Hendrik De Boer en 1925. Se trata de la formación del yoduro de metal, en este

ejemplo de vanadio (III) de yoduro (VI3), y la posterior descomposición para producir metal puro.11

[editar]Aleaciones

Herramientas de acero de vanadio.

Aproximadamente el 85% de vanadio producido se utiliza como ferrovanadio o como aditivo

delacero.10 El aumento considerable de la fuerza en el acero que contienen pequeñas cantidades de

vanadio fue descubierto a comienzos del siglo XX. El vanadio forma carburos y nitruros estables,

resultando en un aumento significativo de la resistencia del acero.12 A partir de ese momento el acero de

vanadio se utiliza para aplicaciones en ejes, cuadros de bicicletas,cigüeñales, engranajes y otros

componentes críticos. Hay dos grupos de vanadio que contienen grupos de aleación de acero. El

vanadio, con aleaciones de acero al carbono, contiene 0,15 a 0,25% de vanadio y se usa para

herramientas de alta velocidad (véase Dureza Rockwell), con rangos de contenido de vanadio del 1% al

5%. Para los aceros para herramientas de alta velocidad, se puede lograr por encima de una dureza

Rockwell de 60 kg. El acero se utiliza en los instrumentos quirúrgicos y herramientas.13

El vanadio estabiliza la forma beta de titanio y aumenta la resistencia y estabilidad de la temperatura de

titanio. Mezclado con aluminio en aleaciones de titanio se utiliza en motores a reacción y células de

aeronaves de alta velocidad. Una de las aleaciones de titanio común es 6AL-4V, una aleación de titanio

con 6% de aluminio y 4% de vanadio.14

[editar]Otros usos

El vanadio es compatible con hierro y titanio; por lo tanto, el vanadio es utilizado en revestimiento de

titanio y de acero.15 Los neutrones térmicos moderan la captura de la sección transversal y la corta vida

media de los isótopos producidos por captura de neutrones hace al vanadio un material adecuado para

la estructura interior de un reactor de fusión.16 17 Varias aleaciones de vanadio muestran el

comportamiento de superconductor. La primera fase de superconductor A15 era un compuesto de

vanadio, V3Si, que fue descubierto en 1952.18 La cinta de vanadiato de galio se usa en los imanes

superconductores (17,5 teslas o 175.000 Gauss). La estructura de la fase A15 de V3Ga es similar a la de

las aleaciones de niobio-estaño (Nb3Sn) y niobio-titanio (Nb3Ti).19

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Knarre.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Knarre.jpg

El óxido más común de vanadio, el pentóxido de vanadio (V2O5), se utiliza como catalizador en la

fabricación de ácido sulfúrico por el proceso de contacto y como oxidante en la producción de anhídrido

maleico.20 21 El pentóxido de vanadio también se utiliza en la fabricación de cerámica.22 El dióxido de

vanadio (VO2), se utiliza en la producción de revestimientos de vidrio, que bloquea la radiación

infrarroja a una temperatura específica.23 El óxido de vanadio puede ser utilizado para inducir color en

centros de corindón para crear joyas de alexandrita, aunque alexandrita en la naturaleza es un

crisoberilo.24 El vanadato se puede utilizar para proteger el acero contra la oxidación y la corrosión por

un revestimiento de conversión electroquímica.25 El óxido de vanadio y de litio ha sido propuesto para su

uso como ánodo de alta densidad de energía de las baterías de iones de litio de 745 Wh/L, si se

combina con una batería de litio de cátodo de óxido de cobalto y de litio.26 27 Se ha propuesto por

algunos investigadores que una pequeña cantidad, 40 a 270 ppm de vanadio en acero wootz y acero de

Damasco, mejora significativamente la resistencia del material, aunque no está claro cuál es la fuente

del vanadio.28

[editar]Historia

El vanadio fue descubierto originalmente por Andrés Manuel del Río, mineralogista mexicano de origen

español, en 1801; en una mina cercana a Real Del Monte y Pachuca, Hidalgo. Del Río extrajo el

elemento de una muestra de plomo "marrón" de mineral mexicano, más tarde llamado Vanadinita.

Encontró que sus sales presentaban una gran variedad de colores, y como resultado llamó al elemento

panchromium (en griego: παγχρώμιο que significa "todos los colores"). Más tarde, Del Río cambió el

nombre del elemento a Erythronium (en griego: ερυθρός que significa "rojo"), ya que la mayoría de sus

sales al calentar tomaron una tonalidad rojiza. En 1805, el químico francés Hippolyte Victor Collet-

Descotils, respaldado por Alexander von Humboldt, declararon incorrectamente que el nuevo elemento

había sido solo una muestra impura de cromo. Del Río aceptó la declaración de Collet-Descotils, y se

retractó de su afirmación.29

En 1831, el químico sueco, Nils Gabriel Sefström, redescubrió el elemento en un óxido mientras

trabajaba con minerales de hierro. Más tarde, ese mismo año, Friedrich Wöhler confirmó los principios

de la obra de Del Río.30 Sefström eligió un nombre que comenzase con V, ya que la letra había sido

asignada aún a ningún otro elemento. Lo llamó vanadio en honor a la diosa escandinava Vanadis,

nombre que oficialmente mantiene hasta la fecha, debido a los numerosos compuestos químicos de

colores que produce.30 En 1831, el geólogo George William Featherstonhaugh sugirió que el vanadio

debería llamarse "rionium" en honor a Del Río, pero esta sugerencia no fue seguida.31

Ford T de 1910. Su chasis está hecho de acero de vanadio.

El aislamiento del vanadio fue difícil. En 1831, Jöns Jacob Berzelius informó la producción del metal,

pero Henry Enfield Roscoe demostró que en realidad había producido nitruro de vanadio (VN). Roscoe

produjo finalmente el metal en 1867 por la reducción de vanadio (III), VCl3, con el hidrógeno.32 En 1927,

se produjo vanadio puro por la reducción de pentóxido de vanadio con calcio.33 El primer uso a gran

escala industrial del vanadio en el acero se encontró en el chasis del Ford T, inspirado en los autos de

carreras franceses. El acero de vanadio permitió reducir el peso y al mismo tiempo aumentar la fuerza

de tracción.34


La ascidia contiene vanadio en su organismo.

El vanadio es un elemento esencial en algunos organismos. En humanos no está demostrada su

esencialidad, aunque existen compuestos de vanadio que imitan y potencian la actividad de

la insulina.35 36

Se encuentra en algunas enzimas en distintos seres vivos.37 38 Por ejemplo, en

lashaloperoxidasas (generalmente bromoperoxidasas) de algunas algas, que reducen peróxidos y a la

vez halogenan un sustrato orgánico.39 40 41

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:1910Ford-T.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:1910Ford-T.jpg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ascidia.JPG

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Ascidia.JPG

Las ascidias (unos organismos marinos de la familia de los tunicados) almacenan altas concentraciones

de vanadio, alrededor de un millón de veces más altas que el agua que les rodea, encontrándose en

una molécula llamada hemovanadina. En estos organismos el vanadio se almacena en unas células

llamadas vanadocitos.42

También acumula altas concentraciones de vanadio el hongo amanita muscaria. Se forma un complejo

con un ligando ionóforo llamado amavadina.43 44 45


Vanadinita en Mibladen,Midelt Marruecos.

El vanadio no se encuentra nunca en estado nativo, pero está presente en unos 65 minerales diferentes,

entre los que destacan la patronita, VS4,46 vanadinita, Pb5(VO4)3Cl, y la carnotita, K2(UO2)2(VO4)2·3H2O.

También se encuentra en la bauxita, así como en depósitos que contienen carbono, como por ejemplo

en carbón, petróleos, crudo y alquitrán. Está presente en el petróleo formando estructuras tipo porfirinas.

Además, se obtiene pentóxido de vanadio, V2O5, recuperándolo de la combustión del petróleo.47

Los vanadatos se disuelven mediante una fusión alcalina. En medio ácido y tras otros procesos se

obtiene el V2O5, que se reduce parcialmente con carbono, y luego con calcio en atmósfera de argón para

obtener vanadio metálico.

En el caso de que no se parta de un mineral que contenga el vanadato, sino un sulfuro, éste se oxida

para obtener el vanadato y se realiza el mismo procedimiento para obtener vanadio.

Si se quiere obtener vanadio más puro, se emplea el método Van Arkel-de Boer (formación de un

compuesto volátil y su posterior descomposición).

Gran parte de la producción de vanadio en el mundo proviene de lo magnetita. El vanadio es extraído

principalmente de Sudáfrica, el noroeste de China, y el este de Rusia. En 2007 estos tres países habían

extraído más del 95% de las 58.600 toneladas de vanadio producido.48

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Vanadinita_Mibladen,_Midelt_Marruecos.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Vanadinita_Mibladen,_Midelt_Marruecos.png

El vanadio también se encuentra en la bauxita y en los depósitos de combustibles fósiles como

el petróleo crudo, el carbón, el esquisto bituminoso y las arenas bituminosas. En el petróleo crudo, han

sido reportadas concentraciones de hasta 1200 ppm. Cuando se queman productos derivados del

petróleo, las trazas de vanadio pueden iniciar la corrosión en los motores y calderas. Se estima que

110.000 toneladas de vanadio por año se liberan a la atmósfera por la quema de combustibles

fósiles.49 El vanadio también se ha detectado en la luz espectroscópica del Sol y otras estrellas.50


El polvo metálico es pirofórico, y los compuestos de vanadio deberían de ser considerados como

altamente tóxicos. Su inhalación puede causar cáncer de pulmón.51 52

La Administración de Seguridad y Salud Ocupacional (OSHA) de los Estados Unidos de América ha

establecido un límite de exposición para el polvo de pentóxido de vanadio de 0,05 mg/m3, y de 0,1

mg/m3 para el gas de pentóxido de vanadio en el aire del lugar de trabajo para una jornada de 8 horas,

40 horas a la semana.53 54

El Instituto Nacional de Salud y Seguridad Ocupacional (NIOSH) de los Estados Unidos de América

recomienda que debe considerarse peligroso para la salud y la vida un nivel de 35 mg/m3 de vanadio.

Este nivel se corresponde al cual puede causar problemas permanentes de salud o muerte.53 55

Las trazas de vanadio en los combustibles fósiles presentan un riesgo de corrosión; es el componente

principal de combustible que influye en la corrosión de alta temperatura. Durante la combustión, se oxida

y reacciona con el sodio y el azufre. La obtención de compuestos de vanadato con puntos de fusión

hasta 530 °C ataca la capa de pasivación sobre el acero, y lo hace susceptible a la corrosión. Los

compuestos de vanadio sólido también pueden causar abrasión de los componentes del motor. El

sulfato de vanadio puede actuar como tratamiento en la diabetes mellitus tipo 2.56 57 58 59 60

NiobioPara la unidad eléctrica, véase culombio.

Zirconio ← Niobio → Molibdeno

41

Nb



http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_041_Niobio.svg

Gris metálico


Nombre, símbolo,número Niobio, Nb, 41




Configuración electrónica [Kr]4d4 5s1

Dureza Mohs 6



Radio medio 145 pm




Estado(s) de oxidación +5, +3, +2, +4

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nb,41.jpg

Óxido Levemente ácido


2.ª Energía de ionización 1.380 kJ/mol














Varios


cuerpo

N° CAS 7440-03-1

N° EINECS 231-113-5






Artículo principal: Isótopos del niobio


MeV91Nb Sintético 680 a ε 1,253 91 Zr 92Nb Sintético 3,47·107 a β -

ε0,3562,006

92 Mo 92Zr

93Nb 100% Estable con 52 neutrones93mNb Sintético 16,13 a TI 0,031 93Nb94Nb Sintético 20,300 a β- 2,045 94Mo



El niobio (o columbio) es un elemento químico de número atómico 41 situado en el grupo 5 de la tabla

periódica de los elementos. Se simboliza como Nb. Es un metal de transición dúctil, gris, blando y poco

abundante. Se encuentra en el mineralniobita, también llamado columbita, y se utiliza en aleaciones. Se

emplea principalmente aleado en aceros, confiriéndoles una alta resistencia. Se descubrió en

el mineral niobita y a veces recibe el nombre de columbio.

Índice

[ocultar]


2 Usos

3 Nomenclatura

4 Producción y aparición en la naturaleza

5 Referencias


Cristales de niobio de alta pureza (99,995% = 4N5), hechos por electrólisis, así como un

cubo de niobio anodizado de 1 cm³ de alta pureza (99,95% = 3N5) para comparar.

El niobio es un metal dúctil, gris brillante, que pasa a presentar una coloración azul cuando permanece

en contacto con elaire, a temperatura ambiente, durante un largo período. Dicha capa de óxido impide la

posterior oxidación. Por encima de 200 °C esta capa se pierde y se oxida fácilmente; por ello, al

procesarlo hay que tener esto en cuenta y trabajar en atmósfera inerte. En estado pulvurento puede

inflamarse espontáneamente. Sus propiedades químicas son muy parecidas a las del tántalo, que está

situado en el mismo grupo.

Es insoluble en ácidos e incluso en agua regia. Tanto el ácido fluorhídrico como elflúor lo atacan y

disuelven por formación de complejos. Con hidróxidos alcalinos fundidos forma niobatos.

Su conductividad eléctrica es un 10% de la del cobre, pero por debajo de los 9,13 K es superconductor.

Posee una baja sección de captura de neutrones térmicos.

Su capacidad calorífica específica es la más alta de la tabla periódica, con más de 6.000 J/g K.

El metal comienza a oxidarse con el aire a 200 °C y sus estados de oxidación más comunes son +2, +3,

+5. El estado de oxidación +4 es menos común, y poco estudiado debido a su paramagnetismo.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Niobium_crystals_and_1cm3_cube.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Niobium_crystals_and_1cm3_cube.jpg

Descubierto por el británico Charles Hatchett en 1801. Ni el elemento ni sus combinaciones son tóxicos.

[editar]Usos

La aplicación más importante es como elemento de aleación para la construcción de máquinas y

gaseoductos de alta presión. También se utiliza en «superaleaciones», para soportar temperaturas

mayores a 650 °C, por ejemplo, en las turbinas de los aviones de reacción y en los tubos de escape de

los automóviles. Suele formar parte de cerámicas electrónicas y de objetivos fotográficos. [1]

En el campo de la superconductividad eléctrica se usa en aleaciones con titanio para construir

electroimanes superenfriados empleados en resonancia magnética nuclear. Los imanes

superconductores de alambre de Nb-Zr mantienen su superconductividad en fuertes campos

magnéticos, aplicación que ofrece la posibilidad de producción de corriente eléctrica. Recientemente se

ha utilizado como elemento básico de la futura fabricación de ordenadores cuánticos experimentales.1

En el campo de la química organometálica, son numerosos los usos que se le han dado. Por ejemplo,

los complejos nioboceno de tipo sándwich son capaces de activar enlaces C-H, y por ello sirven como

modelos en procesos de polimerización de olefinas e incluso presentan actividad citotóxica contra

células cancerígenas.

Se utiliza en las varillas de soldadura de arco para acero inoxidable y en la obtención de ferroniobio

(hasta 70% de Nb) para la fabricación de aceros inoxidables (evitando la oxidación y disminuyendo la

fragilidad) y otras aleaciones con cobre, níquel, y cobalto de elevada solidez y estabilidad térmica.

Una gran cantidad se empleó en la construcción de sistemas de distribución de aire de algunas cápsulas

espaciales (Gemini y otras), y como recubrimiento de barras de combustible nuclear.


Es denominado niobio en honor de Níobe, hija de Tántalo. Hatchett lo llamó columbio, pero creyó

haberlo confundido con el tantalio; el nombre columbio se utiliza todavía en algunos lugares. En 1844,

H. Rose lo redescubrió y bautizó con el nombre actual. El nombre de niobio se adoptó por la IUPAC en

1950, 100 años después de que surgiera la controversia; a pesar de todo, la mayoría de los químicos lo

llaman niobio, pero muchos relacionados con la metalurgia del elemento (anglosajones) lo siguen

llamando columbio.

[editar]Producción y aparición en la naturaleza

Blomstrand lo preparó por primera vez en 1864 por reducción: calentando el cloruro en atmósfera

de hidrógeno. Hasta 1905 no se obtuvo puro (Bolton). Nunca se encuentra en estado elemental y casi

siempre aparece acompañado de tántalo. Representa el 2·10-3% en peso de la corteza.

Las principales fuentes minerales son: niobita (o columbita), niobita-tantalita

y euxenita o policrasa [(Y,Ce,Er,U,Th,Ca,..)(Nb,Ta,Ti,Fe)2O6]. Otros minerales que lo contienen

son: samarskita ((Y,Er,Ca,Fe,Mn,Sn,W,U,Ce)[(Nb,Ta)2O7]3), fergusonita[(Nb,Ta)YO4]. Grandes

cantidades de niobio se han encontrado asociadas con rocas silicocarbonatadas (carbonatitas). La

obtención del metal implica una primera etapa de separación del tántalo mediante disolventes y la

transformación en Nb2O5. Éste se reduce en dos etapas con carbón; en la primera, a 800 °C, se forma

NbC, que en la segunda, a 2000 °C, actúa como reductor del óxido y se produce el metal.

TantalioEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Tantalio}} ~~~~

Hafnio ← Tantalio → Wolframio

73

Ta


http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos_ampliada


http://es.wikipedia.org/wiki/Ununoctio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ununseptio

http://es.wikipedia.org/wiki/Livermorio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ununpentio

http://es.wikipedia.org/wiki/Flerovio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ununtrio

http://es.wikipedia.org/wiki/Copernicio

http://es.wikipedia.org/wiki/Roentgenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Darmstadio

http://es.wikipedia.org/wiki/Meitnerio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hassio

http://es.wikipedia.org/wiki/Bohrio

http://es.wikipedia.org/wiki/Seaborgio

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubnio

http://es.wikipedia.org/wiki/Rutherfordio

http://es.wikipedia.org/wiki/Lawrencio

http://es.wikipedia.org/wiki/Nobelio

http://es.wikipedia.org/wiki/Mendelevio

http://es.wikipedia.org/wiki/Fermio

http://es.wikipedia.org/wiki/Einstenio


http://es.wikipedia.org/wiki/Berkelio

http://es.wikipedia.org/wiki/Curio

http://es.wikipedia.org/wiki/Americio

http://es.wikipedia.org/wiki/Plutonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Neptunio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Protactinio

http://es.wikipedia.org/wiki/Torio

http://es.wikipedia.org/wiki/Actinio

http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Francio

http://es.wikipedia.org/wiki/Rad%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Astato

http://es.wikipedia.org/wiki/Polonio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Wolframio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hafnio

http://es.wikipedia.org/wiki/Lutecio

http://es.wikipedia.org/wiki/Iterbio

http://es.wikipedia.org/wiki/Tulio

http://es.wikipedia.org/wiki/Erbio

http://es.wikipedia.org/wiki/Holmio

http://es.wikipedia.org/wiki/Disprosio

http://es.wikipedia.org/wiki/Terbio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Samario

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http://es.wikipedia.org/wiki/Rutenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Tecnecio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Niobio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Itrio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3sforo

http://es.wikipedia.org/wiki/Silicio

http://es.wikipedia.org/wiki/Aluminio

http://es.wikipedia.org/wiki/Magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ne%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Fl%C3%BAor

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Carbono


http://es.wikipedia.org/wiki/Berilio

http://es.wikipedia.org/wiki/Litio

http://es.wikipedia.org/wiki/Helio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno



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http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Fuentes_fiables

http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Verificabilidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Ayuda:C%C3%B3mo_referenciar


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_073_Tantalio.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ta,73.jpg

Azul grisáceo


Nombre, símbolo,número Tantalio, Ta, 73




Configuración electrónica [Xe]4f14 5d3 6s2

Dureza Mohs 6,5



Radio medio 145 pm




Estado(s) de oxidación 5, 4, 3, 2, -1

Óxido Óxido de tantalio


http://es.wikipedia.org/wiki/Kilojulio_por_mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%93xido_de_tantalio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Tantalio_(II)&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Tantalio_(III)&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Tantalio_(IV)&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio_(V)

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Pic%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_covalente

http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_de_Bohr


http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_at%C3%B3mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Escala_de_Pauling

http://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad


http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Capa_electr%C3%B3nica_073_Tantalio.svg

http://es.wikipedia.org/wiki/Nivel_de_energ%C3%ADa

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http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica

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http://es.wikipedia.org/wiki/Elementos_del_grupo_5

http://es.wikipedia.org/wiki/Bloque_de_la_tabla_peri%C3%B3dica

http://es.wikipedia.org/wiki/Periodo_de_la_tabla_peri%C3%B3dica

http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_de_la_tabla_peri%C3%B3dica

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal_de_transici%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Serie_qu%C3%ADmica


http://es.wikipedia.org/wiki/Anexo:Elementos_qu%C3%ADmicos_por_orden_alfab%C3%A9tico











Varios


cuerpo

N° CAS 7440-25-7

N° EINECS 231-135-5




Módulo elástico 186 GPa

http://es.wikipedia.org/wiki/M%C3%B3dulo_el%C3%A1stico

http://es.wikipedia.org/wiki/Conducci%C3%B3n_de_calor

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductividad_t%C3%A9rmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Siemens_(unidad)

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductividad_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Kilogramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Kelvin

http://es.wikipedia.org/wiki/Julio_(unidad)

http://es.wikipedia.org/wiki/Calor_espec%C3%ADfico

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_EINECS

http://toolserver.org/~magnus/cas.php?language=en&cas=7440-25-7&title=

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_CAS

http://es.wikipedia.org/wiki/Redes_de_Bravais

http://es.wikipedia.org/wiki/Pascal_(unidad)

http://es.wikipedia.org/wiki/Presi%C3%B3n_de_vapor


http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa_de_fusi%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa_de_vaporizaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_ebullici%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_fusi%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Kilogramo_por_metro_c%C3%BAbico

http://es.wikipedia.org/wiki/Densidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_agregaci%C3%B3n_de_la_materia

Coeficiente de Poisson 0,34


Artículo principal: Isótopos del tantalio


MeV

179Ta Sintético 1,82 a ε 0,110 179Hf

180Ta Sintético 8,125 h εβ +

0,8540,708

180Hf180W

180mTa 0,012% > 1,2 × 1015 a β - ε

0,0750,075

180W

180Hf

181Ta 99,988% Estable con 108 neutrones



«Ta» redirige aquí. Para otras acepciones, véase Ta (desambiguación).

El tantalio o tántalo es un elemento químico de número atómico 73, que se sitúa en el grupo 5 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Ta. Se trata de unmetal de transición raro, azul grisáceo, duro, que presenta brillo metálico y resiste muy bien la corrosión. Se encuentra en el mineral tantalita. Es fisiológicamente inerte, por lo que, entre sus variadas aplicaciones, se puede emplear para la fabricación de instrumentos quirúrgicos y en implantes. En ocasiones se le llama «tántalo», pero el único nombre reconocido por la Real Academia Española es «tantalio».

Índice

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http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio#Caracter.C3.ADsticas_principales

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio

http://es.wikipedia.org/wiki/Real_Academia_Espa%C3%B1ola

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalita




http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Ta_(desambiguaci%C3%B3n)

http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_normales_de_presi%C3%B3n_y_temperatura

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades

http://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Is%C3%B3topo_estable

http://es.wikipedia.org/wiki/Emisi%C3%B3n_beta

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_metaestable


http://es.wikipedia.org/wiki/Emisi%C3%B3n_beta

http://es.wikipedia.org/wiki/Hora

http://es.wikipedia.org/wiki/Radiois%C3%B3topo_sint%C3%A9tico


http://es.wikipedia.org/wiki/Captura_electr%C3%B3nica

http://es.wikipedia.org/wiki/A%C3%B1o

http://es.wikipedia.org/wiki/Radiois%C3%B3topo_sint%C3%A9tico

http://es.wikipedia.org/wiki/MeV

http://es.wikipedia.org/wiki/Producto_de_desintegraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_desintegraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Cadena_de_desintegraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Periodo_de_semidesintegraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Abundancia_natural

http://es.wikipedia.org/wiki/Is%C3%B3topo

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Anexo:Is%C3%B3topos_del_tantalio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Coeficiente_de_Poisson

2 Usos

3 Producción

4 Referencias


El tantalio es un metal gris, brillante, pesado, dúctil, de alto punto de fusión, buen conductor de la electricidad y el calor y muy duro. Es muy resistente al ataque por ácidos; se disuelve empleando ácido fluorhídrico o mediante fusión alcalina. Es muy parecido al niobio y se suele extraer del mineral tantalita, que en la naturaleza aparece generalmente formando mezclas isomorfas con la columbita que se conocen con el nombre de coltán.

Alcanza el máximo estado de oxidación del grupo, +5.

Su nombre recuerda a Tántalo, hijo de Zeus y padre de Níobe. Sufrió un castigo mítico por entregarle la bebida de los dioses (la ambrosía) a los humanos. Zeus lo condenó a la sed eterna y así, sumergido, cuando intentaba beber las aguas se apartaban. Se relaciona este fenómeno con la capacidad del metal a no ser atacado por los ácidos.

Fue descubierto por el sueco Anders Gustaf Ekeberg en 1820.

[editar]Usos

Se utiliza casi exclusivamente en la fabricación de condensadores electrolíticos de tantalio, por tanto, un componente esencial de los dispositivos electrónicos muy compactos: teléfonos móviles, GPS, satélites artificiales, armas teledirigidas,televisores de plasma, videoconsolas, ordenadores portátiles, PDAs, MP3, MP4, etc.

El Ta2O5-SiO2 es utilizado como catalizador en la síntesis de butadieno a partir deetano.1

[editar]Producción

El tantalio se extrae del coltán (columbita + tantalita) cuyo mayor productor es laRepública Democrática del Congo, con cerca del 80% de las reservas mundiales estimadas.

http://es.wikipedia.org/wiki/Rep%C3%BAblica_Democr%C3%A1tica_del_Congo


http://es.wikipedia.org/wiki/Columbita

http://es.wikipedia.org/wiki/Colt%C3%A1n

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Tantalio&action=edit&section=3

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio#cite_note-QAC-1

http://es.wikipedia.org/wiki/Etano

http://es.wikipedia.org/wiki/Butadieno

http://es.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_silicio

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Pent%C3%B3xido_de_ditantalio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Reproductor_MP4

http://es.wikipedia.org/wiki/Reproductor_MP3

http://es.wikipedia.org/wiki/PDA

http://es.wikipedia.org/wiki/Ordenador_port%C3%A1til

http://es.wikipedia.org/wiki/Videoconsola

http://es.wikipedia.org/wiki/Pantalla_de_plasma

http://es.wikipedia.org/wiki/Pantalla_de_plasma

http://es.wikipedia.org/wiki/Sat%C3%A9lites_artificiales

http://es.wikipedia.org/wiki/Sat%C3%A9lites_artificiales

http://es.wikipedia.org/wiki/GPS

http://es.wikipedia.org/wiki/Tel%C3%A9fonos_m%C3%B3viles

http://es.wikipedia.org/wiki/Condensador_electrol%C3%ADtico

http://es.wikipedia.org/wiki/Condensador_electrol%C3%ADtico


http://es.wikipedia.org/wiki/Anders_Gustaf_Ekeberg

http://es.wikipedia.org/wiki/Ambros%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%ADobe

http://es.wikipedia.org/wiki/Zeus

http://es.wikipedia.org/wiki/T%C3%A1ntalo_(mitolog%C3%ADa)

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio_(V)

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Colt%C3%A1n

http://es.wikipedia.org/wiki/Columbita



http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fluorh%C3%ADdrico

http://es.wikipedia.org/wiki/Ductilidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal


http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio#Referencias

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio#Producci.C3.B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio#Usos

[editar]Referencias

1. ↑ F. Burriel Martí, F. Lucena Conde, S. Arribas Jimeno, J. Hernández Méndez

(2006). «Química analítica de los cationes: Niobio». Química analítica

cualitativa (18ª edición edición). Thomson. pp. 463-469. ISBN 84-9732-140-5.

Dubnio

Rutherfordio ← Dubnio → Seaborgio

105

Db



Nombre, símbolo, número Dubnio, Db, 105




Configuración electrónica Probablemente

[Rn]5f14 6d3 7s2


http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Capa_electr%C3%B3nica_105_Dubnio.svg

http://es.wikipedia.org/wiki/Nivel_de_energ%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n





http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_masa_at%C3%B3mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Masa_at%C3%B3mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Elementos_del_bloque_d

http://es.wikipedia.org/wiki/Elementos_del_periodo_7

http://es.wikipedia.org/wiki/Elementos_del_grupo_5

http://es.wikipedia.org/wiki/Bloque_de_la_tabla_peri%C3%B3dica

http://es.wikipedia.org/wiki/Periodo_de_la_tabla_peri%C3%B3dica

http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_de_la_tabla_peri%C3%B3dica


http://es.wikipedia.org/wiki/Serie_qu%C3%ADmica




http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos_ampliada


http://es.wikipedia.org/wiki/Ununoctio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ununseptio

http://es.wikipedia.org/wiki/Livermorio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ununpentio

http://es.wikipedia.org/wiki/Flerovio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ununtrio

http://es.wikipedia.org/wiki/Copernicio

http://es.wikipedia.org/wiki/Roentgenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Darmstadio

http://es.wikipedia.org/wiki/Meitnerio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hassio

http://es.wikipedia.org/wiki/Bohrio



http://es.wikipedia.org/wiki/Lawrencio

http://es.wikipedia.org/wiki/Nobelio

http://es.wikipedia.org/wiki/Mendelevio

http://es.wikipedia.org/wiki/Fermio

http://es.wikipedia.org/wiki/Einstenio


http://es.wikipedia.org/wiki/Berkelio

http://es.wikipedia.org/wiki/Curio


http://es.wikipedia.org/wiki/Plutonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Neptunio

http://es.wikipedia.org/wiki/Uranio

http://es.wikipedia.org/wiki/Protactinio

http://es.wikipedia.org/wiki/Torio

http://es.wikipedia.org/wiki/Actinio

http://es.wikipedia.org/wiki/Radio_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Francio


http://es.wikipedia.org/wiki/Astato

http://es.wikipedia.org/wiki/Polonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Bismuto

http://es.wikipedia.org/wiki/Plomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Talio

http://es.wikipedia.org/wiki/Mercurio_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Oro

http://es.wikipedia.org/wiki/Platino

http://es.wikipedia.org/wiki/Iridio

http://es.wikipedia.org/wiki/Osmio

http://es.wikipedia.org/wiki/Renio


http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio


http://es.wikipedia.org/wiki/Lutecio

http://es.wikipedia.org/wiki/Iterbio

http://es.wikipedia.org/wiki/Tulio

http://es.wikipedia.org/wiki/Erbio

http://es.wikipedia.org/wiki/Holmio

http://es.wikipedia.org/wiki/Disprosio

http://es.wikipedia.org/wiki/Terbio

http://es.wikipedia.org/wiki/Gadolinio

http://es.wikipedia.org/wiki/Europio

http://es.wikipedia.org/wiki/Samario

http://es.wikipedia.org/wiki/Prometio

http://es.wikipedia.org/wiki/Neodimio

http://es.wikipedia.org/wiki/Praseodimio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cerio

http://es.wikipedia.org/wiki/Lantano

http://es.wikipedia.org/wiki/Bario

http://es.wikipedia.org/wiki/Cesio


http://es.wikipedia.org/wiki/Iodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Telurio

http://es.wikipedia.org/wiki/Antimonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Esta%C3%B1o

http://es.wikipedia.org/wiki/Indio_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Cadmio

http://es.wikipedia.org/wiki/Plata

http://es.wikipedia.org/wiki/Paladio

http://es.wikipedia.org/wiki/Rodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Rutenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Tecnecio

http://es.wikipedia.org/wiki/Molibdeno


http://es.wikipedia.org/wiki/Circonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Itrio

http://es.wikipedia.org/wiki/Estroncio

http://es.wikipedia.org/wiki/Rubidio

http://es.wikipedia.org/wiki/Kript%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Bromo

http://es.wikipedia.org/wiki/Selenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ars%C3%A9nico

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http://es.wikipedia.org/wiki/Hierro

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http://es.wikipedia.org/wiki/Cloro

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http://es.wikipedia.org/wiki/Silicio

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http://es.wikipedia.org/wiki/Magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sodio


http://es.wikipedia.org/wiki/Fl%C3%BAor

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Carbono


http://es.wikipedia.org/wiki/Berilio

http://es.wikipedia.org/wiki/Litio

http://es.wikipedia.org/wiki/Helio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno



http://es.wikipedia.org/wiki/Especial:FuentesDeLibros/84-9732-140-5

http://es.wikipedia.org/wiki/ISBN

http://es.wikipedia.org/wiki/Tantalio#cite_ref-QAC_1-0


http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Capa_electr%C3%B3nica_105_Dubnio.svg





El dubnio (anteriormente llamado unnilpentio) es un elemento químico de

la tabla periódica cuyo símbolo es Db y su número atómico es 105.

Fue descubierto por el ruso Georgii Flerov en 1967-1970, y por el

estadounidenseAlbert Ghiorso en 1970.

Cuando se descubrió los nortemaericanos lo quiseron denominar Hahnio,

mientras que los soviéticos propusieron llamarlo Nielsbohrio, pero dichos

nombres no fueron reconocidos internacionalmente.

Índice

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1 Historia

o 1.1 Descubrimiento

2 Véase también

3 Enlaces externos

[editar]Historia

[editar]Descubrimiento

La existencia del Dubnio fue indicada por primera vez por científicos rusos

en 1968 en el Joint Institute for Nuclear Research en Dubna, Unión

Soviética (actualmente Rusia). Allí los investigadores bombardearon un

blanco de Americio-243 con iones de Neón-22. Ellos dieron cuenta de la

medición de emisiones alfa de 9.40 MeV y 9.70 MeV y determinaron que los

decaimientos provenian de los isótopos 260Db o 261Db.

243Americio + 22Neón → 265(Dubnio)−x + x Neutrón


http://es.wikipedia.org/wiki/Ion


http://es.wikipedia.org/wiki/Uni%C3%B3n_Sovi%C3%A9tica

http://es.wikipedia.org/wiki/Uni%C3%B3n_Sovi%C3%A9tica

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubna

http://es.wikipedia.org/wiki/Joint_Institute_for_Nuclear_Research

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Discovery_of_the_chemical_elements&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Dubnio&action=edit&section=2

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Dubnio&action=edit&section=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubnio#Enlaces_externos

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubnio#V.C3.A9ase_tambi.C3.A9n

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubnio#Descubrimiento

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubnio#Historia

http://es.wikipedia.org/wiki/Dubnio

http://es.wikipedia.org/wiki/Albert_Ghiorso

http://es.wikipedia.org/wiki/Georgii_Flerov



http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_normales_de_presi%C3%B3n_y_temperatura

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades

http://es.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3lido

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_agregaci%C3%B3n_de_la_materia

En 1970 el equipo soviético amplió su trabajo mediante el uso

de cromatografía por gradiente térmico y detección de fisión espontanea.

Ellos observaron una actividad de fisión espontanea de 2.2 segundos en

una fracción que poseía características similares a las delNiobio y asignaron

la actividad al pentacloruro de Dubnio-261, 261DbCl5.

A finales de abril de 1970 un grupo de investigadores liderados por Albert

Ghiorso trabajando en la University of California, Berkeleypublicaron los

detalles de la síntesis del 260Db en la reacción entre un blanco de Californio-

249 e iones de Nitrógeno-15:

249Californio + 15Nitrógeno → 260Dubnio + 4 Neutrón

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno-15



http://es.wikipedia.org/wiki/University_of_California,_Berkeley




http://es.wikipedia.org/wiki/Fisi%C3%B3n_espontanea

http://es.wikipedia.org/wiki/Cromatograf%C3%ADa

Documents

Elementos quimicos tabla periodica