Xenón

El xenón es un elemento químico que pertenece al grupo de los gases nobles que se encuentra en la extrema derecha de la tabla periódica. Se trata de un gas incoloro e inodoro que está presente en la atmósfera terrestre en cantidades mínimas. Su abundancia en el aire es de 0.0000087% en volumen. El número atómico del xenón es 54 y su masa atómica es de 131.3 g/mol, lo que lo convierte en un elemento pesado. El xenón, como todos los gases nobles, existe en estado gaseoso y en forma monoatómica. Su punto de fusión es de -111.80 °C y su punto de ebullición es de -108.13°C. La densidad del xenón gaseoso y puro en condiciones STP es de 5.761 Kg/m³. Su primera energía de ionización es de 1170 KJ/mol, la cual es relativamente baja en comparación con los otros gases nobles, y su electronegatividad es de 2.582 que también es un valor bajo con respecto a los otros miembros del grupo. Estas dos últimas propiedades hacen que el xenón sea el gas noble con la química más diversa hasta la fecha.

La historia del descubrimiento del xenón y los gases nobles en general se remonta a 1766 cuando Henry Cavendish realizó una serie de experimentos con el aire y logró aislar elementos como el nitrógeno y el oxígeno, pero también observó que en todas sus reacciones quedaba una pequeña fracción que no reaccionaba con nada. Luego, a principios de la década de 1890, Lord Rayleigh y William Ramsay encontraron una discrepancia entre la densidad del nitrógeno aislado del aire y el aislado del amoniaco. Al principio pensaron que se trataba de una nueva especie de nitrógeno, probablemente con la fórmula N₃. Sin embargo, gracias a que en esos tiempos ya se contaba con ciertos aparatos de espectroscopía, ellos pudieron deducir que en realidad se trataba de un nuevo elemento al que llamaron argón (Ar). En 1898, Ramsay y M.W. Travers lograron aislar otros tres elementos nuevos por destilación a baja temperatura del aire licuado. A estos elementos los llamaron neón del griego neos que significa nuevo, kriptón del griego kriptos que significa oculto y xenón del griego xenos que significa extraño o extranjero.

En la actualidad, el xenón se obtiene como un subproducto de la separación del aire en oxígeno y nitrógeno por el método de la destilación fraccionada. La fracción de oxígeno líquido se destila junto con una mezcla de kriptón y xenón en pequeñas cantidades. Con destilaciones fraccionadas sucesivas se puede obtener oxígeno líquido con una cantidad considerable de mezcla kriptón-xenón que puede ser removida por absorción en sílica gel o por destilación. De igual forma, se debe separar la mezcla de kriptón y xenón por destilación para obtenerlos de forma pura. Debido a la poca abundancia del xenón, éste es mucho más caro que los otros gases nobles.

Uno de los aspectos más interesantes del xenón, y de los gases nobles en general, es que por muchos años se creyó que eran inertes, pero en la actualidad se ha probado lo contrario y el xenón es el gas noble con la mayor cantidad de compuestos caracterizados a la fecha. Los primeros compuestos con gases nobles se prepararon a finales de la década de 1940. A este tipo de compuestos se les llamó clatratos y consistían en redes cristalinas en cuyos intersticios quedaban atrapados los átomos de gases nobles. La idea surgió al observar que al cristalizar agua o disoluciones que contenían hidroquinona a altas presiones con ciertos gases, se formaban redes cristalinas con puentes de hidrógeno que presentaban huecos lo suficientemente grandes como para alojar átomos pesados o algunas moléculas pequeñas como metano y dióxido de azufre. Los primeros clatratos que se prepararon fueron con argón, kriptón y xenón.

A pesar de este descubrimiento, una de las inquietudes que persistían era que aún no se había logrado obtener compuestos de gases nobles con enlaces covalentes. En 1962, Neil Bartlett observó que el hexafluoruro de platino (PtF₆) cambiaba de color al ser expuesto al aire. Este comportamiento fue explicado por D.H. Lohmann, quien llegó a la conclusión que el PtF₆ se estaba comportando como un agente oxidante lo suficientemente fuerte como para oxidar al oxígeno en el aire y formar la especie dioxigenil hexafluoroplatinato (O₂⁺[PtF₆] ^-). Bartlett notó que la energía de ionización del xenón y la del oxígeno molecular eran casi iguales (1170 KJ/mol y 1175KJ/mol respectivamente), así que dedujo que el xenón podría reaccionar con el PtF₆. Cuando realizó el experimento observó que el color del PtF₆ cambió de un rojo intenso a un tono anaranjado o amarillento. Este experimento produjo el primer compuesto covalente de un gas noble, el hexafluoroplatinato de xenón. A partir de este descubrimiento surgieron otras investigaciones que encontraron compuestos como: XeF₂, XeF₄ y XeF₆. También se han encontrado compuestos de otros gases nobles como argón y kriptón, pero el xenón es el gas noble más versátil debido a su relativamente baja primera energía de ionización y electronegatividad. La mayoría de los compuestos estables de xenón se forman con átomos muy electronegativos como el flúor, el oxígeno y el cloro. Sin embargo, también se han reportado compuestos que presentan enlaces Xe—N, Xe—C e incluso algunos complejos de coordinación con metales de transición, en especial con el oro ya que se ha visto que el xenón actúa como un muy buen ligante a este átomo.

A pesar de la poca abundancia del xenón y su elevado costo de producción, este gas tiene varias aplicaciones. Los gases nobles son conocidos por emitir colores cuando son atrapados en tubos y se les hace pasar una corriente eléctrica. Sin embargo, el xenón se comporta de forma distinta ya que no emite una luz colorida sino una luz blanca muy intensa. Este hecho se ha utilizado en la fotografía con las lámparas de xenón, utilizadas para emitir el “flash” de la cámara. El xenón es capaz de emitir luz ultravioleta cuando se hace pasar un rayo de electrones. Este hecho ha dado pie a una aplicación en la fabricación de láseres, en especial los excimer láser, que se utilizan en medicina para cirugía ocular. Por otro lado, se ha observado que el xenón actúa como un buen anestésico, mejor que el N₂O, y se está considerando como una alternativa ya que no es un gas de efecto invernadero, mientras que el N₂O sí, pero su alto costo ha frenado su implementación aunque se están considerando soluciones como un sistema cerrado que permita el reciclaje del gas. Otra aplicación que se la da en medicina es la obtención de imágenes. El isótopo ¹³³Xe es usado para obtener imágenes del corazón, pulmones y cerebro utilizando la tomografía de emisión monofotónica que se basa en la emisión de radiación gamma para obtener una imagen en 3D. El ¹²⁹Xe también se utiliza para obtener imágenes pero por resonancia magnética, y se ha usado para estudiar los pulmones y el flujo de los gases en ellos. En química, los compuestos de xenón han sido muy útiles tanto en química orgánica como en inorgánica. Los fluoruros de xenón se han utilizado como agentes fluorizantes debido a su gran poder de donar estos iones, en especial el XeF₄ que puede adicionar flúor en arenos de forma muy selectiva. Los óxidos de xenón son utilizados por su gran capacidad oxidante en solución acuosa. El XeO₃ en solución básica forma el ion HXeO₄^- que a su vez se disocia y forma el ion perxenato (XeO₆^4-) que es un agente oxidante mucho más fuerte que los óxidos de xenón comunes como XeO₃ y es capaz de oxidar el ion Mn²⁺ para formar el ion permanganato (MnO₄^-) en solución ácida. El xenón también se utiliza para preparar algunos compuestos de oro como el [AuXe₄][Sb₂F₁₁]₂. Este tipo de reacciones ocurren en medios superácidos, específicamente en ácido fluoroantimónico, donde el Xe actúa como una base más fuerte que el HF en compuestos de coordinación de tipo [Au(HF)_n]²⁺ y por lo tanto puede desplazarlo. La afinidad del xenón por los iones de oro también le permite actuar como un agente reductor débil, reduciendo al Au³⁺ a Au²⁺ en lugar de a Au⁺ como hacen otros agentes reductores.

Bibliografía:

Asimov, Isaac. La búsqueda de los elementos. 1987. Ed. Plaza & Janes.

Brown T.L; LeMay, H.E; Bursten B.E. Química, la ciencia central. 2004. Ed. Pearson Prentice-Hall.

Cox, P.A. The elements. 1989. Ed. Oxford science publications.

Miessler, G.L; Tarr, D.A. Inorganic Chemistry. 2004. Ed. Pearson Prentice-Hall.

BORO

Historia
Los protones, neutrones y electrones de los que están hechos todos los elementos fueron producidos hace 16 billones de años durante el Big Bang. Después de algunos minutos se formaron grandes cantidades de helio y pequeñas cantidades de deuterio y 7Li. Los demás elementos son producidos en reacciones nucleares estelares, excepto el berilio y el boro que resultan de las altas energías de colisión de los rayos cósmicos[1].

Durante 1808 es que se “descubre” el boro elemental en porciones muy impuras por Joseph Louis Gay-Lussac y Louis-Jacques Thénard en Paris, Francia; pero también es aceptada la simultaneidad del descubrimiento con Sir Humphrey Davy en Londres durante el mismo año. Es entonces en 1892 que H. Moissan obtuvo muestras con una pureza de 95-98%. El nombre boro parece tener un origen incierto por su parte Davy le asigna ese nombre (boron[2] en inglés) para indicar el origen del elemento y su similitud al carbono otras teorías mencionan que proviene del persa burha y del árabe buraq (البراق)[3]. Su uso se extiende desde las civilizaciones antiguas como la egipcia, la romana y la china. En China es usada, desde tiempos ancestrales, para darle color verde a algunos fuegos artificiales y éste uso se ha extendido hasta la actualidad.

Fuentes, estado natural y abundancia
Es un elemento que en la corteza terrestre es escaso cerca de 9 p. p. m. y en los mares tiene una abundancia de 4.8 p. p. m.; pero a pesar de eso existen varias fuentes de gran tamaño de sus sales. Naturalmente el boro se presenta en grades depósitos de boratos como el bórax y también como kernita (Na2B4O7 • 4 H2O). Dichos depósitos están restringidos a regiones cuyas circunstancias actuales o pasadas recientes son especiales como vulcanismo activo, clima árido y cuencas endorreicas[4]. Las características regionales perfectas para los yacimientos del boro se encuentran en el sudoeste de EEUU, norte de México, sur de Rusia, noroeste de Turquía y partes del Tíbet. Anualmente se producen cerca de 3 millones de toneladas de boro y la principal fuente se encuentra en Boron, California, que abarca una extensión de 10 Km2. La producción anual de los EEUU ha sido constante y ronda las 2 millones de toneladas. La producción turca se ha incrementado y es una cantidad cercana a la mitad de la producción estadounidense. Las producciones a baja escala están a cargo de países latinoamericanos, como México y Argentina. La complejidad de los minerales de boratos es solo superada por la de los silicatos; incluso aún más complejas son las estructuras de los boruros metálicos y las varias modificaciones alotrópicas del boro mismo.

Métodos de purificación y aplicaciones
Existen cuatro métodos utilizados en la industria para aislar al boro de sus compuestos:
· Reducción a partir de metales a altas temperaturas. Ejemplo: la reacción altamente exotérmica que utilizó Moissan, produce boro que va del 95-98% de pureza.

B2O3 + 3Mg à 2B + 3MgO

Se han utilizado otros elementos electropositivos, pero el producto es generalmente amorfo y está contaminado con impurezas refractarias tales como los boruros metálicos. Otra reacción altamente utilizada para producir boro cristalino en grandes masas con una pureza de 96% es la de BCl3 con zinc en un sistema de flujo a 900ºC.

· Reducción electrolítica de tetrafluoroboratos y boratos fundidos. Ejemplo: KBF4 fundido en KCl/KF a 800 ºC. éste proceso es relativamente barato, pero el boro producido por éste conducto tiene una pureza de 95%.

· Reducción de compuestos volátiles de boro por H2. Ejemplo: la reacción de BBr3 + H2 en un filamento caliente de tantalio. Produce boro con una pureza muy alta (>99.9%).

· Descomposición termal de halilos de boro. Ejemplo: los boranos se descomponen en boro amorfo cuando se calienta a temperaturas superiores a los 900ºC y también se pueden obtener productos cristalinos por descomposición termal de BI3.

A Partir de los minerales se obtienen varios compuestos del boro usados ampliamente en las industrias, esto quiere decir que no necesariamente se emplea el boro elemental. Algunos de los productos provenientes de los minerales de boro son óxidos de boro, ácido bórico y boratos, ésteres de ácido bórico, boruros, halilos de boro, boranos, carbaboranos y organoboranos. Las principales industrias en las que se emplean los compuestos listados anteriormente:

· Se usa del 30-35% para producir cristales de alta resistencia calórica como el Pyrex y fibra de vidrio.
· Se usa del 15-20% para producir detergentes, jabones, productos de limpieza y cosméticos.
· Se usa el 15% para producir esmaltes de porcelana.
· Se usa el 10% para producir herbicidas y fertilizantes sintéticos
· Se usa el 30% para catálisis de reacciones industriales, industria metalúrgica, controlar la corrosión gracias a su característica de inerte y teñido de pieles.

El uso en cristales y cerámicas es una muestra de la relación en diagonal entre el boro y el silicio y la similitud entre las redes vitrales de boratos y silicatos. El perborato de sodio es el mayor constituyente de varios polvos detergentes para lavadoras que operan con agua cuya temperatura es superior a los 70ºC, pues hace hidrólisis a H2O2 y actúa como agente blanqueador en agua caliente.

Propiedades físicas y químicas
El boro puede ser considerado como un semimetal; pero también puede ser considerado un no metal por la química de sus oxoaniones y sus hidruros[5]. Es un sólido oscuro, muy duro y semiconductor; elementalmente es muy inerte y por lo tanto poco reactivo con oxígeno, agua, alcalinos y ácidos, incluso en estado finalmente dividido sólo se disuelve lentamente en ácidos concentrados y calientes; esto difiere mucho con las características del próximo en su grupo que es el aluminio. Como se mencionó antes, el boro es único elementalmente hablando gracias a sus modificaciones alotrópicas que dan como resultado complejas estructuras, esto refleja la gran variedad de vías en las cuales el boro busca resolver el problema de tener menos electrones que orbitales atómicos disponibles para enlazar. Los elementos en ésta situación suelen adoptar enlaces metálicos, pero el pequeño tamaño y las altas energías de ionización de del boro resultan en enlaces covalentes más que en enlaces metálicos.

La estructura alotrópica más común del boro es la del B12 icosaedrico, también ocurre ésta alotropía en los boruros metálicos y en algunos derivados de hidruro de boro. Es muy difícil llegar a observar iones acuosos positivos para el boro. Se clasifica como un semimetal por que favorece la formación de enlaces covalentes otra característica que también presentan los metales del grupo 13. La naturaleza química del boro es influenciada principalmente por su pequeño tamaño y sus altas energías de ionización esto unido a la similitud de electronegatividad con el C y el H da como resultado una extensa e inusual química covalente.

Algunos valores importantes:
Electronegatividad: 2.04 (Pauling); 2.01 (Allred-Rochow)
Carga nuclear efectiva: 2.60 (Slater); 2.42 (Clementi); 2.27 (Froese-Fischer)
Punto de fusión / K: 2573
Punto de ebullición / K: 3931
Número de isótopos 9incloyendo isómeros nucleares): 6
Rango de masa de isótopos: 8 à 13


Fuentes de consulta:
· Pueyo, Juan J. Génesis de formaciones evaporíticas: Modelos Andinos e Ibéricos. Edicions Universidad de Barcelona, 1991.
· Emsley, John. The elements. Gran Bretaña: Oxford University Press. 1989. pp. 1-7, 32, 33.
· Johnson, Ronald C. Introducción a la química descriptiva: Propiedades y comportamientos de de elementos no metálicos seleccionados. Ed. Reverté, S.A. España. 1970. pp. 50-59.
· Greenwood, N. N. y A. Earnshaw. Chemistry of the elements. 1. st. Ed. Hong Kong: Pergamon Press, 1984. p. 155.

[1] Para conocer el proceso de formación se recomienda consultar: Cox, P. A. The elements: their origin, abundance and distribution. 1st. Ed. Gran Bretaña: Oxford University Press, 1990. pp. 63-91.
[2] Bor(ax+carb)on. Obtenido de: Greenwood, N. N. y A. Earnshaw. Chemistry of the elements. 1. st. Ed. Hong Kong: Pergamon Press, 1984. p. 155.
[3] Palabras de lenguas orientales que se refieren a algunas características físicas como su brillo y lustre. Obtenido el 24 de Noviembre de 2008. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/Boro.
[4] Una cuenca endorreica es un área en la que el agua no tiene salida superficialmente, por ríos, hacia el mar. Obtenido el 25 de noviembre de 2008. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/Cuenca_endorreica.
[5] Se recomienda consultar el capítulo 2 de “Química inorgánica descriptiva” de Geoff Rayner-Canham

BISMUTO

Bismuto

El bismuto es un elemento que pertenece al grupo Va de la tabla periódica, su símbolo es Bi, y es el elemento más metálico del grupo tanto en propiedades físicas como químicas. Tiene como vecinos, en la parte superior, al antimonio y, en la inferior, al ununpentium (átomo que no existe en la naturaleza y que aún no se logra sintetizar), a la izquierda se encuentra el plomo y a la derecha el polonio (elemento radiactivo).

El bismuto es un metal pesado, blanco-rojizo, brilloso y quebradizo que cristaliza en forma romboédrica. Es uno de los pocos metales que se expanden al solidificarse y su conductividad térmica es menor que la de los demás metales, con excepción del mercurio.

Su número atómico es 83, en la naturaleza se halla un único isótopo de bismuto ya que es el único estable, los demás son radiactivos, y su masa atómica es 208.9804g/mol; su configuración electrónica es [Xe]4f145d106s26p3, por lo tanto sus valencias son III y V; su densidad es 9.8g/cm3, tiene un punto de fusión de 271.3ºC y uno de ebullición de 1560±5º C, y su conductividad eléctrica a 20ºC es 25 Sm/mm2.

El Bi es estable al aire seco a temperatura ambiente, pero si el aire es húmedo se oxida en la superficie. Si se calienta al rojo vivo forma óxido de bismuto III, Bi2O3, y su color cambia a amarillo. Se disuelve para formar sales Bi3+ con ácido nítrico concentrado o con ácido sulfúrico conc. caliente. Reacciona con halógenos para formar halogenuros de bismuto III, BiX3 (X=F,Cl,Br,I), y con azufre para formar sulfuro de bismuto III, Bi2S3. Forma aleaciones con varios metales, y algunas de éstas tienen muy bajos puntos de fusión. Como se ha evidenciado, su estado de oxidación preferido es +3, sin embargo, también forma compuestos como bismuto V, los cuales son agentes oxidantes muy fuertes (bismutato de sodio, Na5Bi).

Se considera un elemento muy raro y tan sólo forma parte del 10-5 % de la corteza terrestre. Es ocasionalmente encontrado en su estado elemental, pero es más común encontrarlo como sulfuro, sulfato u óxido de bismuto. Los principales depósitos minerales se encuentran en Sudamérica, pero también se obtiene como subproducto de los procesos de refinado de los minerales de plomo y cobre en países como Estados Unidos, por ejemplo.

Historia

Este metal natural fue confundido, durante mucho tiempo, con el estaño y el plomo, Geoffroy “el Joven” lo diferenció de este último en 1753; sin embargo, se cree que el bismuto fue descubierto por los mineros de Saxon, mucho tiempo antes.

Para darnos una idea de la antigüedad del conocimiento de dicho metal, se puede utilizar como referencia que fue mencionado por T. Paracelsus (1493-1541) y que ya había sido discutida a fondo por G. Agricola (1490-1555).

Algunas fuentes le atribuyen el descubrimiento del bismuto a Geoffroy pero otras se refieren a los antiguos como sus descubridores originales.

Obtención y purificación

Un método muy utilizado para la obtención de Bi es como subproducto de la refinación del plomo por el método de Betts, ya que los lodos derivados de este proceso son ricos en bismuto. El procedimiento se explica a continuación:

Los lodos se lavan, secan y funden en una atmósfera oxidante con Na2CO3 y NaOH para producir escorias alcalinas que arrastran el arsénico y el antimonio en forma de compuestos de sodio y el cobre en forma de óxido. El residuo es bismuto bruto que contiene como impurezas principales plata y plomo. Este bismuto bruto se refina electrolíticamente con una solución ácida de BiCl3 que contiene algo más de 100g de HCl por litro y de 3 a 4g de bismuto en una célula Thum, a una temperatura entre los 50 y 60º C. El plomo del ánodo de bismuto bruto pasa a la solución en forma de PbCl2, pero no se deposita con el bismuto. Se concentra el electrólito, del cual se sacan periódicamente porciones y se hace cristalizar el PbCl2.

Aplicaciones

La mayor parte del bismuto es usada para formar aleaciones, principalmente con aluminio y plomo. Como sus puntos de fusión son muy bajos se emplean en soldaduras especiales, partes fundibles de rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido, y en apagadores automáticos de calentadores de agua eléctricos y de gas.

Se ha comenzado a utilizar como reemplazo del plomo en determinadas aleaciones, ya que el plomo es altamente tóxico.

También se usa en la manufactura de compuestos farmacéuticos y cosméticos. En la industria farmacéutica el Bi está presente en astringentes, antisépticos y remedios para males intestinales; el oxicloruro de bismuto (BiOCl) es de uso muy común en cosméticos.

Debido a lo anteriormente mencionado, el bismuto ha tenido una creciente importancia comercial.

Toxicidad

El bismuto y sus sales, consumidos en cantidades no moderadas, pueden causar daños en el hígado, aunque el grado de dicho daño normalmente no es grave. Industrialmente es considerado como uno de los metales pesados menos tóxicos; sin embargo, en grandes dosis, puede llegar a ser mortal.

El bismuto metálico no se considera tóxico y presenta una amenaza mínima para el medio ambiente. Los compuestos del bismuto son generalmente muy poco solubles en agua pero se deben manejar con cuidado, ya que solo se dispone de información limitada de sus efectos y destino en el medio ambiente.


Bibliografía

Perry, John H. “Manual del Ingeniero Químico II” Unión Tipográfica Editorial Hispano-Americana. México, 1979. pp 2854.

Fabre Minerals. Minerales de alta calidad. 1996-2008. [Accesado el 06/12/2008]. Disponible en: http://www.fabreminerals.com/minerales-de-coleccion.php

“Bismuto - Bi” Lenntech. 1998-2008. [Accesado el 06/12/2008]. Disponible en: http://www.lenntech.com/espanol/tabla-peiodica/Bi.htm

Angenault, Jacques. “Diccionario Enciclopédico de Química” Compañía Editorial Continental. Segunda Reimpresión. México, 2000. pp 63.

Eagleson, Mary (traducción y revisión). “Concise Encyclopedia. Chemestry” Walter de Gruyter & CO. Berlin; New York, 1994. pp 135.

SELENIO

Elemento químico de la tabla periódica que fue descubierto en 1817 por el químico de nacionalidad sueca llamado Jöns Jakob Berzelius en un residuo de ácido sulfúrico donde observo un líquido rojizo que al calentarlo desprendía un olor desagradable que antes solo se le atribuía al telurio, después de sus investigaciones resulto el descubrimiento del selenio. Su nombre fue dado de acuerdo a su relación al telurio, ya que telurio viene del latín Tellus y al selenio se le asigno su nombre que viene del griego Selene que significa Luna.

El selenio se encuentra en el planeta Tierra, distribuido en la corteza terrestre, en su mayoría rocas y suelos, con una abundancia de entre 0.1 y 0.2 ppm (partes por millón) en forma de seleniuros de elementos pesados, también se puede encontrar como elemento libre en asociación con Azufre elemental aunque en menores cantidades.
La fuente principal de obtención de Selenio son los minerales de sulfuro de cobre seleníferos ya que los minerales de selenio no se encuentran en suficientes cantidades como para tener utilidad comercial.
Los recursos de Selenio que se encuentran asociados a los depósitos de cobre conocidos hasta ahora son aproximadamente de 170 000 toneladas, aunque se calcula que existen aún otras 425 000 toneladas en más depósitos de cobre y otros metales pero que aún no han sido explotados por el hombre.
El Selenio también se encuentra en el carbón, entre 0.5 y 12 ppm que equivale a unas 80 o 90 porciento más de lo que se encuentra en las menas de cobre pero su separación del carbón aún no se ah podido realizar.

Su obtención para ser comercializado se realiza por tostación de cenizas de sosa o ácido sulfúrico de los lodos y se realiza de la siguiente manera:
- se añade un aglomerante de cenizas de sosa y agua a los lodos para formar una pasta que se corta en partes para seguir con el secado.
- la pasta se tuesta a altas temperaturas ( 550 – 650 grados Celsius) y se sumerge en agua para obtener selenio hexavalente que se disuelve como un selenato de sodio (Na2SeO4).
- el selenato se reduce a seleniuro, calentándose y obteniendo una solución de color rojo.
- después se le inyecta aire para que se oxide la solución y así poder obtener el selenio.

El selenio tiene una estructura cristalina hexagonal, es de color gris con una densidad de 4,81 g/cm3, masa de 78.96 gramos por mol, radio atómico de 116 picómetros.
Cuenta con 34 electrones (número atómico).
Su configuración electrónica es de [Ar] 3d10 4s2p4 su electronegatividad es de 2.55. Tiene un punto de fusión de 494 K y su punto de ebullición es de 957.8 K.
Se encuentra en el cuarto periodo de la tabla periódica, en la familia del Oxigeno, en un no metal y su estado de la materia es sólido. En insoluble en agua y alcohol.

El Se tiene una serie de isótopos entre los cuáles los isótopos estables son:
- 74Se
- 76Se
- 77Se
- 78Se
- 80Se
- 82Se

Este elemento tiene un rol biológico muy importante, en un micronutriente y se encuentra en el pan, cereales, pescado carne y huevo.
Además es un antioxidante que nos ayuda a neutralizar los radicales libres e interviene en el buen funcionamiento de la glándula tiroides.
En investigaciones también se ah encontrado que ayuda a la prevención de cáncer en los humanos.
Es por eso que en nuestra dieta debe estar incluido el Selenio y no es muy difícil de hacerlo ya que esta presente en varios alimentos de consumo diario.
La deficiencia de selenio es muy rara pero si se da sobre todo en pacientes con disfunción intestinal o en poblaciones donde los alimentos vienen de cultivos que se encuentran en suelos que tienen concentración muy baja de Selenio.
Aún así si la ingesta de selenio es mayor a la recomendada puede provocar efectos tóxicos.

Además de la importancia biológica, el selenio tiene otras aplicaciones en campos diferentes tanto electrónicas y eléctricas, también se usa en la fotografía e incluso se usa como un catalizador en reacciones de deshidrogenación.
- en la fotografía se usa para intensificar el rango de tonos de las fotografías y la durabilidad de estas.
- El seleniato de sodio se usa como insecticida y en el campo de la medicina para el control de enfermedades animales.
- El sulfuro de selenio se usa en el tratamiento de la caspa, el acné, dermatitis seborreica y otras enfermedades de piel.
- El selenito de sodio se usa en la industria del vidrio y como aditivo para suelos pobres en selenio y el selenito de amonio en la fabricación de vidrio y esmalte rojos.
- También se le agrega selenio al caucho vulcanizado para así aumentar su resistencia al desgaste.
- El selenio también se usa en fotocopiadoras, semiconductores, aleaciones,
células solares y rectificadores.

Como se pudo ver el selenio es un elemento que cuenta con varias aplicaciones en campos diferentes y su abundancia es grande en la corteza, así que este elemento se podría trabajar de diferentes maneras y así tener un mejor aprovechamiento.

Yodo.

Yodo,de símbolo I, es un elemento químicamente reactivo que, a temperaturaordinaria, es un sólido negro-azulado. Se encuentra en el grupo 17 (o VIIA) delsistema periódico, y es un elemento extraordinariamente raro y es el elementomenos abundante entre los halógenos ocupando el lugar 62 en abundancia en lanaturaleza; su número atómico es 53.

Tiempo atrás, antes cuando nuestro planeta se cubrió porvez primera de corteza dura, los vapores volátiles de diversos elementosenvolvían con nubes espesas la tierra; entonces, el yodo, junto con el cloro,se desprendieron de lo hondo de los magmas líquidos de nuestro planeta,entonces también, se apoderaron de él las primeras corrientes de aguadepositadas al condensarse los vapores calientes, y los primeros océanos de loscuales se originaron posteriormente los mares, concentraron en su masa el yodode la atmósfera terrestre.

En 1811, el químico francés Barnard Courtois (1777-1838)descubrió el yodo a partir de las cenizas del alga marina “fucus vesiculosus”. Courtois tenía un negocio de salitre[1]para la fabricación de pólvora que vendía al ejército de Napoleón. Realizabaextracciones de sales de sodio de la madera de haya. A menudo utilizaba tambiéncenizas de algas marinas. Para limpiar los recipientes se servía de ácidosulfúrico y del calor. En una ocasión, empleando una elevada concentración deeste ácido, observó cómo se generaba un vapor de color violeta queposteriormente se condensaba en su interior formando unos depósitos oscuros. En1814, Gay-Lussac confirmó el hallazgo como un nuevo elemento al que denominóyodo (iodes en griego, significavioleta), por el color violeta que se desprendía al tratar estas cenizas conácido sulfúrico. Sin embargo, el créditodel descubrimiento lo tuvo Courtois, ya que sus investigaciones fueron la basepara tal descubrimiento.

Se ha calculado que la proporción de yodo en lacorteza terrestre viene a ser de una de concentración de 0,14 ppm; no obstante,el yodo existe en todas partes. Aunque la mayor parte del yodo en el planeta seencuentra en los océanos con una concentración de 0,052 ppm. Nosotros aspiramosel yodo del aire que respiramos, pues se halla saturado de sus vapores;introducimos yodo en nuestro organismo con la comida y con el agua.

El yodo se obtiene de las salmueras y del nitrato deChile, en el que se encuentra como impureza. En menor grado, se extrae tambiénde organismos marinos, algunas como algas (Laminariasp o Fucus serratus), que se calientan para producir una ceniza. La cenizase hierve con agua para extraer el yoduro y luego el extracto acuoso se separay se acidula antes del tratamiento con peróxido de hidrógeno, que transforma elyoduro en yodo, dando una disolución parda. El yodo se extrae con tolueno,dando una disolución púrpura, que, por evaporación, da yodo sólido. Sólo seproducen pequeñas cantidades de yodo, pero los cristales se ven generalmentecon claridad bajo el microscopio.

Enalgunos lugares como por ejemplo Japón o los Estados Unidos, se encuentransalmueras naturales en las que la concentración de ioduros puede llegar avalores de 50-100 ppm, lo que hace posible su explotación comercial. En estoscasos, el proceso de extracción del yodo consiste en tratar las aguas con gascloro:

2I^– + Cl₂ → I₂ + 2Cl^–

La otra fuente comercialmente importante de yodo es el yodato desodio, que se encuentra como impureza en los depósitos naturales de nitrato desodio en Chile. El salitre se disuelve en agua y el NaNO₃ se separapuro por cristalización. El yodato, más soluble, se concentra en las aguasmadres, que pueden contener de un cinco a un veinte por ciento de NaIO₃. Estasolución concentrada se divide en dos partes: la primera se trata con bisulfitode sodio, que reduce el yodato a ioduro; luego, esta solución se mezcla con laporción no tratada para dar yodo libre, que se filtra y se purifica porsublimación:

2IO₃^– + 6HSO₃^– → 2I^– + 6SO₄^2– + 6H⁺

5I^– + IO₃^– + 6H⁺ →3I₂ +3H₂O

Para purificar el yodo el método más común es porsublimación en él cuál es posible ya que en el cambio de una sustancia delestado sólido al vapor sin pasar por el estado líquido, algunas de lasmoléculas de un sólido pueden vibrar muy rápidamente, vencer las fuerzas decohesión y escapar como moléculas gaseosas al espacio libre. Inversamente, alchocar estas moléculas gaseosas contra la superficie del sólido, pueden quedarretenidas, condensándose el vapor.

A temperatura ambiente el yodo es un sólido de color casi negro ysus cristales en forma de láminas rómbicas tienen brillo metálico. Se hadeterminado, por difracción de rayos X, que el sólido está constituido pormoléculas diatómicas discretas I₂ que se mantienen unidas por fuerzas deLondon (dipolo instantáneo-dipolo inducido).La presión de vapor del sólido eselevada aún a temperatura ambiente (3 mmHg a 55°C) y por esta razón el yodo sevolatiliza lentamente si se deja expuesto al aire, observándose vapores decolor violeta y un olor característico. La solubilidad del yodo en agua pura esmuy baja (0,33 g/l a 25°C). En cambio es mucho más soluble en presencia deioduros, debido a la formación del anión triyoduro, dando soluciones de colormarrón intenso. Asu vez, el yodo es bastante soluble en solventes apolares como CS₂ ycloroformo, formando soluciones violetas. También es soluble en alcohol, éter,acetona e hidrocarburos insaturados, pero en estos solventes las soluciones sonde color marrón. El yodo se parece al cloro y al bromo en sus propiedadesquímicas pero es algo menos enérgico; el yodo es el menos oxidante de loshalógenos. Esto explica que en solución acuosa tanto el cloro como el bromopueda desplazar al yodo de los ioduros. El yodo no se combina directamente conel oxígeno y con el hidrógeno la reacción es muy lenta excepto en presencia decatalizadores. Reacciona además directamente con flúor, cloro, fósforo yenérgicamente con la mayoría de los metales. Otra diferencia con el resto delos halógenos es que el yodo no es capaz de oxidar al agua según: I₂ + H₂O→ 2I_– + ½O₂ + 2H₊ el ΔG° (298 K) para estareacción es de +105 kJ/mol de yodo, con lo cual la reacción espontánea es laopuesta. De hecho, las soluciones ácidas de ioduros expuestas al aire soninestables y se oxidan por el oxígeno atmosférico para dar yodo. Esta reacciónes además catalizada por la luz.

Aproximadamente la mitad del yodo producido en el mundose destina a la síntesis de varios compuestos orgánicos, como por ejemplo elyodoformo CHI₃ y el ioduro de metilo CH₃I. El yodo es unelemento esencial en la dieta humana. La glándula tiroides produce tiroxina,una hormona que contiene yodo y es responsable de la regulación delcrecimiento. Cuando la tiroides no consigue el yodo suficiente, aumenta detamaño. Pequeñas cantidades de ioduro de potasio añadidas a la sal de mesa (saliodada) proporcionan el yodo necesario para prevenir el bocio. Una solución deI₂ y KI en alcohol, denominada tintura de yodo, fue durante muchosaños el tratamiento casero más común para tratar heridas externas pequeñas,debido al efecto antiséptico del yodo. El AgI es usado en fotografía. En ellaboratorio, el yodo se usa como reactivo en análisis volumétrico y uno de suscompuestos, el K₂[HgI₄] (reactivo de Nessler) se usa paradetectar amoníaco.

Bibliografía.

Cane,Brian y Sellwood, James. Química elemental básica: Un nuevo tratamiento de la quimica elemental, basado en la filosofía del proyecto Nuffield de Enseñanza de Ciencias. México: Reverté, 1978.

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ENCARTA(2003). Yodo. © 1993-2003 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

Foundation, Nuffieldy, et al. Ciencia combinada Nuffield: Guía del profesor. México: Signal Books, 1975.

HansRudolf, Christen. Química general. México: Reverté, 1977.

JácomeRoca, Alfredo. Historia de los medicamentos. México: Academia Nal. De Medicina, 2003.

Salas,Jordi Salvadó, et al. La alimentación y la nutrición a través de la historia. México: Glosa, 2005.

Textos Científicos. Iodo. http://www.textoscientificos.com/quimica/yodo Día de acceso: 4 de diciembre de 2008.

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PLOMO

Historia

El plomo es tal vez uno de los elementos que se conoce y usa desde hace mucho tiempo; de hecho, los alquimistas pensaban que era el metal más antiguo y por ello lo relacionaron con el planeta Saturno y pasaron siglos tratando de transformar el plomo en oro. Su nombre y símbolo (fig.1)(Pb) provienen del latín plumbum que significa plata líquida.

(Winter, Mark; 2008)

Debido a que el plomo es extraído con facilidad de los minerales que lo contienen, el hombre de la antigüedad pudo aprovecharlo. La figura más antigua hecha de este metal fue en 3000 a.C. en la ciudad de Abydos. En la época de los faraones egipcios el plomo fue usado para hacer soldadura, ornamentos y en la industria del vidrio; en el caso de los babilonios, éstos lo usaban para propósitos de calafateado y para sujetar los tornillos de hierro en la construcción de puentes, presas y otras estructuras. Sin embargo, el uso más importante que se le dio fue hecho por los romanos en la fabricación de tuberías para agua (fig.2) pues no se oxidaban con facilidad. (CHAMIZO, J. A. et al.; 1994,p.160)

Abundancia

El plomo es un elemento metálico blando de color gris azulado o plateado (ORGANIZACIÓN PANAMERICANA DE LA SALUD, 1979, p.10). En la corteza terrestre el plomo se presenta en una concentración de 13mg/Kg y lo hace en forma de rocas ígneas y metamórficas, o en rocas sedimentarias, las cuales, tienen concentraciones de 10 a 20 mg/Kg (Riley y Skirrow, 1965;OPS, 1979, p.21). Este metal no abunda en la naturaleza –muchas veces segrax presenta con otros metales como plata y zinc–, generalmente se encuentra en forma de galena, el cual es un mineral plateado lustroso; entre otros minerales menos importantes que también contienen plomo se encuentran: la cerusita (PbCO₃), anglesita (PbSO₄) y la piromorfita (Pb₅Cl(PO₄)₃). (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.72)

A pesar de que en la naturaleza encontramos pocas fuentes de plomo, el aumento de su concentración en el aire, suelo y agua se debe principalmente a las descargas de la industria minera del plomo que contribuye a la emisión de éste así como otras industrias de los acumuladores, cables, de la construcción; la industria química que abarca la producción de pinturas, insecticidas, etc. Entonces podemos concluir que las fuentes de plomo son tanto naturales como artificiales. (ORGANIZACIÓN PANAMERICANA DE LA SALUD, 1979, p. 25,27-30)

Propiedades físicas y químicas

Como se había mencionado anteriormente, el plomo es un elemento metálico de color gris azulado o plateado, es brilloso, suave, maleable y flexible, forma aleaciones con otros metales especialmente con antimonio y estaño. Su número atómico es 82; pertenece al grupo 14 y al sexto periodo de la tabla periódica. Su configuración electrónica es la siguiente: [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²p². (JACKSON; MARK.; 2000-2001). Tiene un peso molecular de 207.2 gr/mol, aproximadamente (JACKSON; MARK.; 2000-2001); su densidad es igual a 11.342 g/cm³ –convirtiéndolo en el metal más denso -, su punto de fusión es a 327.5°C y su punto de ebullición a 1740°C (a presión atmosférica). El valor correspondiente a su conductividad térmica a 0°C es de 0.083 cal/(seg)(cm)(°C); a 20°C su resistencia eléctrica (ohm-cm) es de 2.065x10^-5, por lo que podemos decir que no es un buen conductor eléctrico ni térmico. Sus energías de ionización son las siguientes: 7.42v (primera), 15.03v (segunda), 32.08v (tercera), 42.25v (cuarta), 69.7v (quinta). Entre sus propiedades termodinámicas (a 25°C) están: el calor de formación, igual a 0.000 y 46.34kcal en estado sólido y de vapor respectivamente; su energía de formación con valor de 38.47kcal en estado de vapor. Con respecto al acomodo de los átomos de plomo en una estructura cristalina éstos lo hacen en una estructura cúbica centrada en las caras cuya arista mide 4.9489 A (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.83). Las propiedades químicas del plomo se deben esencialmente a su estructura electrónica, en su último nivel posee cuatro electrones con lo que se podría pensar que forma compuestos cediendo sus cuatro electrones adquiriendo una carga de 4+; sin embargo, sólo dos electrones se ionizan fácilmente pues el otro par es inerte, esto se debe a lo desfavorable que resulta para formar enlaces covalentes pues se necesita mucha energía para promover un electrón del orbital s al p para formar una hibridación sp³ (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.81), por lo que, al reaccionar a partir de compuestos inorgánicos, trabaja con 2+. Ejemplo de compuestos inorgánicos están los complejos de plomo, óxidos y sales que se caracterizan por ser poco solubles en agua: haluros, nitratos, sulfatos, acetatos, sulfuros, cianuros, EDTA, iodatos, molibdatos, cromatos y oxalatos (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.82-87). Existen compuestos con los que el plomo trabaja con 4+ (Fig5) éstos son agentes altamente oxidantes de manera que dan lugar a Pb²⁺. Se cree que este se forma con la oxidación de compuestos de plomo II en solución alcalina por un agente altamente oxidante y ésta oxidación debe ser a través de la electrólisis. (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.81) En presencia de aire el plomo reacciona lentamente con el agua para formar hidróxido de plomo Pb(OH)₂ siendo ligeramente soluble. (ORGANIZACIÓN PANAMERICANA DE LA SALUD, 1979, p10) Este metal también reacciona con el ácido nítrico y ante el ataque de los ácidos sulfúrico y clorhídrico a temperatura ambiente es resistente. (Encarta 2003)

Para el plomo existen ocho isótopos de los cuales cuatro son radiactivos y los cuatro restantes son estables. Estos últimos corresponden a la descomposición radiactiva del uranio, actinio y torio: ²⁰⁶Pb, ²⁰⁷Pb y ²⁰⁶Pb; mientras que el ²⁰⁸Pb no proviene de ningun serie radioactiva. (Encarta 2003)

Obtención y purificación

En primer lugar, para concentrar el plomo, el tratamiento preliminar que se le da a la galena es el de flotación que consiste en pulverizar finamente el mineral y mezclarlo con aceites y agua de modo que las impurezas, al ser hidrofílicas, se disuelven en agua y la galena flote en el aceite para luego ser recuperada (CHAMIZO, J. A. et al.; 1994,p.160). Este proceso sirve al mismo tiempo para separar sulfuro de zinc del mineral. Los concentrados tienen aproximadamente el 40% de plomo, y estos son sometidos a tostación en aire para convertir el sulfuro en óxido y sulfato además de eliminar azufre en forma de dióxido, se mezcla con caliza y coke para que sea fundido en una caldera y obtener el plomo crudo en lingotes. En esta etapa el plomo es plomo duro por las impurezas que contiene: cobre, antimonio, arsénico, bismuto, oro y plata. Lo que ocurre en el proceso para obtener plomo duro es lo siguiente:

2PbS + 3O₂ à PbO + 2 SO₂

PbS + 2O₂ à PbSO₄

2PbO + C à Pb +CO₂

2PbO + PbS à 3Pb + SO₂

PbSO₄ + PbS à 2Pb + 2SO₂

(CHAMIZO, J. A. et al.; 1994,p.160)

El plomo duro es refinado fundiéndolo para después dejarlo enfriando por debajo del punto de congelación del cobre haciéndolo cristalizar para después ser retirado. El siguiente paso es calentar el plomo fundido, removerlo y exponerlo al aire para provocar la oxidación del arsénico y antimonio para que puedan ser retirados (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.83).

Un segundo proceso para refinar plomo de manera que tenga una pureza del 99.94% es el llamado: proceso de Parkes; éste se basa principalmente en el hecho de que el oro y la plata se disuelven mejor en zinc fundido que en plomo fundido, así que, por diferencia de solubilidad y por la no miscibilidad de estos dos metales fundidos ocurre la separación, la cual se lleva a cabo una vez solubilizados el oro y la plata, se solidifica el zinc en la superficie por ser menos denso que el plomo y de esta forma es más fácil retirar el zinc. Existe la posibilidad de que queden impurezas de zinc en el plomo, pero estas se pueden remover oxidándolas o evaporándolas. Gracias a estas técnicas el plomo se ha convertido en uno de los metales más puros en el mercado (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.83).

Entre otras técnicas de refinación del plomo están: por ozono y vía electrolítica. En éste último se obtiene una pureza favorable del 99.995% (COBBLE, JAMES W. et al. 1964, p.83), este plomo se utiliza principalmente en laboratorios de investigación pues tiene mayor resistencia a la oxidación atmosférica, además de ser más suave.

Es por lo anterior que el plomo se ha convertido en uno de los metales más puros en el mercado.

Aplicaciones

El plomo se usa en muchos productos, entre ellos baterías, revestimiento de cables eléctricos, tuberías, soldaduras, producción de vidrio plomado pues funciona como protector contra radiaciones, cerámica, en la fabricación de tetraetilio de plomo como antidetonante para la gasolina (CHAMIZO, J. A. et al.; 1994,p.741), pigmentos y pinturas (en forma de compuesto), metal tipográfico y diversos cojinetes metálicos (Encarta 2003).

Toxicidad

El plomo en el medio ambiente se presenta como Pb2+ en alimentos enlatados debido a que la soldadura de la lata muchas veces está hecha de plomo, por otro lado, en el agua se hace presente también el plomo debido a que las tuberías están soldadas con plomo (CHAMIZO, J. A. et al.; 1994,p.741) esto es lo que le da un sabor dulce al agua. Durante la combustión de gasolina es generado el plomo puesto que está contenido en ésta como tetraetilo de plomo, en este caso lo que sucede es que mientras la gasolina tiene un punto de ebullición parecido al de la gasolina y tienden a descomponerse ayudados al mismo tiempo por la luz UV o microelementos, que hacen que viajen las partículas de plomo a través del aire y sean absorbidas por los sedimentos (Snyder, 1967; organización panamericana de la salud, 1979 pp. 11,12).

El principal daño que el plomo puede causar es el hecho de que, a pesar de que nuestro organismo cuenta con un sistema regulador de concentraciones de plomo, debido a la contaminación por plomo nuestras concentraciones permitidas de plomo en el cuerpo son rebasadas y reacciona con los grupos –SH de las enzimas y desactiva dos encimas necesarias para la biosíntesis de hemo. El plomo daña especialmente el sistema nervioso central (disminución de la inteligencia, retraso en el desarrollo motor, deterioro de la memoria, problemas de audición y equilibrio) (Encarta 2003), produce inicialmente anemia, debilidad estreñimiento, parálisis en muñecas y tobillos; es por ello que se necesita tener cuidado si se trabaja con este metal, si se vive cerca de industrias que lo produzcan y lo desechen cerca. (WULFSBERG, GARY; 1987 p.296)

Bibliografía

CHAMIZO, J. A. et al. (1994) Química. México. p. 160, 741.

COBBLE, JAMES W. et al. (1964) Treatise on analytical chemistry Part II. vol. 6. p.72,75,81-87

JACKSON; MARK. (2000-2001) Tabla periódica de los elementos.

ORGANIZACIÓN PANAMERICANA DE LA SALUD (1979). Plomo. Criterios de salud ambiental. 10-12,22.

S/A ENCARTA (2003). Plomo. © 1993-2003 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

WULFSBERG, GARY (1987). Principles of descriptive inorganic chemistry. p.296

Winter, Mark (1993-2008) WebElements: the periodic table on the web. www.webelements.com UK. http://www.webelements.com/lead/geology.html. Día de acceso: 6 de diciembre de 2008.