SELENIO

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






Número atómico 34

Valencia +2,-2,4,6

Estado de oxidación -2

Electronegatividad 2,4

Radio covalente (Å) 1,16

Radio iónico (Å) 1,98

Radio atómico (Å) 1,40

Configuración electrónica [Ar]3d104s24p4

Primer potencial de ionización (eV) 9,82

Masa atómica (g/mol) 78,96

Densidad (g/ml) 4,79

Punto de ebullición (ºC) 685

Punto de fusión (ºC) 217

Descubridor Jons Berzelius 1817



Selenio

Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus propiedades son semejantes a las del telurio.

La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre, se estima aproximadamente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en asociación con azufre elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener utilidad, como fuente comercial del elemento, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria.

Los empleos más importantes del selenio son el proceso de fotocopiado xerográfico, la decoloración de vidrios teñidos por compuestos de hierro, y también se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices, vidrio y cerámica y tintas. Su utilización en rectificadores ha disminuido por el mayor empleo del silicio y el germanio en esta aplicación. El selenio se emplea también en exposímetros fotográficos y como aditivo metalúrgico que mejora la capacidad de ciertos aceros para ser maquinados.

El selenio arde en el aire con una flama azul para dar dióxido de selenio, SeO2. El elemento también reacciona directamente con diversos metales y no metales, entre ellos el hidrógeno y los halógenos. Los ácidos no oxidantes, no reaccionan con el selenio; pero el ácido nítrico, el ácido sulfúrico concentrado y los hidróxidos alcalinos fuertes lo disuelven.

El único compuesto importante del selenio con hidrógeno es el seleniuro de hidrógeno, H2Se, gas venenoso incoloro e inflamable con un olor desagradable, gran toxicidad y estabilidad térmica menor que la del sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua, el seleniuro de hidrógeno puede precipitar muchos iones de metales pesados como seleniuros muy poco solubles. Los compuestos orgánicos con enlaces C-Se son muchos e incluyen desde simples selenoles, RSeH; ácido selenénico, RseOH; haluros organil selénicos, RSeX; seleniuros diorganílicos y diseleniuros, R2Se y R2Se2, hasta moléculas que exhiben actividad biológica, como los selenoaminoácidos y los selenopéptidos.

Efectos del Selenio sobre la salud

Los humanos pueden estar expuestos al selenio de varias formas diferentes. La exposición al selenio tiene lugar bien a través de la comida o el agua, o cuando nos ponemos en contacto con tierra o aire que contiene altas concentraciones de selenio. Esto no es muy sorprendente, porque el selenio se da naturalmente en el medio ambiente de forma muy amplia y está muy extendido.

La exposición al selenio tiene lugar principalmente a través de la comida, porque el selenio está presente naturalmente en los cereales y la carne. Los humanos necesitan absorber ciertas cantidades de selenio diariamente, con el objeto de mantener una buena salud. La comida normalmente contiene suficiente selenio para prevenir las enfermedades causadas por su carencia.

La toma de selenio a través de la comida puede ser más elevada de lo normal en muchos casos, porque en el pasado se aplicaron muchos fertilizantes ricos en selenio en los cultivos.



Las personas que viven cerca de lugares donde hay residuos peligrosos experimentarán una mayor exposición a través del suelo y del aire. El selenio procedente de cultivos y de lugares donde hay residuos peligrosos acabará en las aguas subterráneas o superficiales por irrigación. Este fenómeno hace que el selenio acabe en el agua potable local, de forma que la exposición al selenio a través del agua aumentará temporalmente.

Las personas que trabajan en las industrias del metal, industrias recuperadoras de selenio e industrias de pintura también tienden a experimentar una mayor exposición al selenio, principalmente a través de la respiración. El selenio es liberado al aire a través de la combustión de carbón y aceite.



Las personas que comen muchos cereales que crecen cerca de las industrias pueden experimentar una mayor exposición al selenio a través de la comida. La exposición al selenio a través del agua potable puede ser aumentada cuando el selenio de la eliminación de residuos peligrosos termina en los pozos de agua.

La exposición al selenio a través del aire suele ocurrir en el lugar de trabajo. Puede provocar mareos, fatiga e irritaciones de las membranas mucosas. Cuando la exposición es extremadamente elevada, puede ocurrir retención de líquido en los pulmones y bronquitis.

La toma de selenio a través de la comida es normalmente lo suficientemente grande como para satisfacer las necesidades humanas; la escasez raramente ocurre. Cuando hay escasez puede que las personas experimenten problemas de corazón y musculares. Cuando la toma de selenio es demasiado grande es probable que se presenten efectos sobre la salud. La gravedad de estos efectos depende de las concentraciones de selenio en la comida y de la frecuencia con que se tome esa comida.

Los efectos sobre la salud de las diversas formas del selenio pueden variar de pelo quebradizo y uñas deformadas, a sarpullidos, calor, hinchamiento de la piel y dolores agudos. Cuando el selenio acaba en los ojos las personas experimentan quemaduras, irritación y lagrimeo.

El envenenamiento por selenio puede volverse tan agudo en algunos casos que puede incluso causar la muerte.

La sobre-exposición a vapores de selenio puede producir acumulación de líquido en los pulmones, mal aliento, bronquitis, neumonía, asma bronquítica, náuseas, escalofríos, fiebre, color de cabeza, dolor de garganta, falta de aliento, conjuntivitis, vómitos, dolores abdominales, diarrea y agrandamiento del hígado. El selenio es irritante y sensibilizador de los ojos y del sistema respiratorio superior.

La sobre-exposición puede resultar en manchas rojas en las uñas, dientes y pelo. El dióxido de selenio reacciona con la humedad para formar ácido selénico, que es corrosivo para la piel y ojos.

Carcinogenicidad: La Agencia Internacional de la Investigación del Cáncer (IARC) ha incluido al selenio dentro del grupo 3 (el agente no es clasificable en relación a su carcinogenicidad en humanos.).

Efectos ambientales del Selenio

El selenio se presenta naturalmente en el medio ambiente. Es liberado tanto a través de procesos naturales como de actividades humanas. En su forma natural el selenio como elemento no puede ser creado ni destruido, pero tiene la capacidad de cambiar de forma.

Bajos niveles de selenio pueden terminar en suelos o agua a través de la erosión de las rocas. Será entonces tomado por las plantas o acabará en el aire cuando es absorbido en finas partículas de polvo. Es más probable que el selenio entre en el aire a través de la combustión de carbón y aceite, en forma de dióxido de selenio. Esta sustancia será transformada en ácido de selenio en el agua o el sudor.

Las sustancias en el aire que contienen selenio son normalmente descompuestas en selenio y agua bastante deprisa, de forma que no son peligrosas para la salud de los organismos.

Los niveles de selenio en el suelo y agua aumentan, porque el selenio sedimenta del aire y el selenio de los residuos también tiende a acabar en los suelos de los vertederos.

Cuando el selenio en los suelos no reacciona con el oxígeno permanece bastante inmóvil. El selenio que es inmóvil y no se disuelve en el agua representa menor riesgo para los organismos. Los niveles de oxígeno en el aire y la acidez del suelo aumentarán las formas móviles del selenio. Las actividades humanas tales como los procesos industriales y agrícolas incrementan los niveles de oxígeno y la acidez de los suelos.

Cuando el selenio es más móvil, las probabilidades de exposición a sus componentes aumentarán considerablemente. La temperatura del suelo, la humedad, las concentraciones de selenio soluble en agua, la estación del año, el contenido en materia orgánica y la actividad microbiana determinarán la rapidez con la que el selenio se mueve a través del suelo. En otras palabras, estos factores determinan su movilidad.

La agricultura puede no solo incrementar el contenido de selenio en el suelo; también puede aumentar las concentraciones de selenio en las aguas superficiales, ya que las aguas de drenaje de irrigación portan selenio.

El comportamiento del selenio en el medio ambiente depende fuertemente de sus interacciones con otros componentes y de las condiciones medio ambientales en el lugar en concreto y a una hora concreta.

Existe evidencia de que el selenio puede acumularse en los tejidos corporales de los organismos y puede ser transportada en la cadena alimenticia hacia niveles superiores. Normalmente esta biomagnificación de selenio comienza cuando los animales ingieren muchas plantas que han estado absorbiendo enormes cantidades de selenio, antes de la ingestión. Debido a la irrigación, las concentraciones de selenio en la escorrentía tienden a ser muy altas en organismos acuáticos en muchas zonas.

Cuando los animales absorben o acumulan concentraciones de selenio extremadamente grandes, puede causar fallo reproductivo y defectos de nacimiento.





http://www.asmexcriadoresdeovinos.org/sistema/pdf/alimentacion/suplementaciondeselenio.pdf


http://www.eufic.org/article/es/nutricion/vitaminas-minerales-fitonutrientes/artid/El-selenio-en-la-dieta/

AZUFRE

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


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

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

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

Homero, La Odisea (22, 480-483)

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

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

Durante toda la Edad Media se vinculó a Satanás con los olores sulfurosos (relacionados con los volcanes, que se suponían eran entradas a los infiernos subterráneos).



Número atómico 16

Valencia +2,2,4,6

Estado de oxidación -2

Electronegatividad 2,5

Radio covalente (Å) 1,02

Radio iónico (Å) 1,84

Radio atómico (Å) 1,27

Configuración electrónica [Ne]3s23p4

Primer potencial de ionización (eV) 10,36

Masa atómica (g/mol) 32,064

Densidad (g/ml) 2,07

Punto de ebullición (ºC) 444,6

Punto de fusión (ºC) 119,0

Descubridor Los antiguos





Azufre

Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volvánicas (depósitos impuros).

Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado por completo.

El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación estable del elemento por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se las deja permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico es de color amarillo limón, insoluble en agua, ligeramente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y es muy soluble en disulfuro de carbono. Su densidad es 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y su dureza es de 2.5 en la escala de Mohs. Su fórmula molecular es S8.

El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición y por debajo del punto de fusión.

El azufre fundido se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras. Tiene una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3) y un punto de fusión de 119.0ºC (246.7ºF). Su fórmula molecular también es S8.

El azufre plástico, denominado también azufre gamma, se produce cuando el azufre fundido en el punto de ebullición normal o cerca de él es enfriado al estado sólido. Esta froma es amorfa y es sólo parcialmente soluble en disulfuro de carbono.

El azufre líquido posee la propiedad notable de aumentar su viscosidad si sube la temperatura. Su color cambia a negro rojizo oscuro cuando su viscosidad aumenta, y el oscurecimiento del color y la viscosidad logran su máximo a 200ºC (392ºF). Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye.

En le punto normal de ebullición del elemento (444.60ºC u 832.28ºF) el azufre gaseoso presenta un color amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el color se torna rojo profundo y después se aclara, aproximadamente a 650º (202ºF), y adquiere un color amarillo paja.

El azufre es un elemento activo que se combina directamente con la mayor parte de los elementos conocidos. Puede existir tanto en estados de oxidación positivos como negativos, y puede forma compuestos iónicos así como covalentes y covalentes coordinados. Sus empleos se limitan principalmente a la producción de compuestos de azufre. Sin embargo, grandes cantidades de azufre elemental se utilizan en la vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros productos.

Compuestos principales: El sulfuro de hidrógeno (H2S) es el compuesto más importante que contiene sólo hidrógeno y azufre. Es un gas incoloro que tiene un olor fétido (semejante al de los huevos podridos) y es muchísimo más venenoso que el monóxido de carbono, pero se advierte su presencia (por su olor) antes de que alcance concentraciones peligrosas.

Los sulfuros metálicos pueden clasificarse en tres categorías: sulfuros ácidos (hidrosulfuros, MHS, donde M es igual a un ion metálico univalente), sulfuros normales (M2S) y polisulfuros (M2S3). Otros sulfuros son los compuestos de carbono-azufre y los compuesto que contienen enlaces carbono-azufre. Algunos compuestos importantes son: disulfuro de carbono, CS2, líquido que es un disolvente excelente del azufre y del fósforo elemental; monosulfuro de carbono, CS, gas inestable formado por el paso de una descarga eléctrica a través del disulfuro de carbono; y oxisulfuro de carbono, SCO, constituido por monóxido de carbono y azufre libre a una temperatura elevada.

Los compuestos de nitrógeno-azufre que han sido caracterizados son el nitruro de azufre, N4S4 (llamado también tetrasulfuro de tetranitrógeno), disulfuro de nitrógeno, NS2, y el pentasulfuro de nitrógeno, N2S5, que pueden ser denominados más propiamente nitruros debido a la gran electronegatividad del nitrógeno, aunque en la literatura se les llama casi siempre sulfuros.

Los compuestos de fósforo-azufre que se han caracterizado son P4S3, P4S5, P4S7 y P4S10. Los cuatro son materiales cristalinos, amarillos y se utilizan en la conversión de compuestos orgánicos oxidados (por ejemplo, alcoholes) en los correspondientes análogos de azufre.

Los óxidos de azufre que han sido caracterizados tienen las fórmulas SO, S2O3, SO2, SO3, S2O7 y SO4. El dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3, son de mayor importancia que los otros. El dióxido de azufre puede actuar como agente oxidante y como agente reductor. Reacciona con el agua para producir una solución ácida (llamada ácido sulfuroso), iones bisulfito (HSO3-) y sulfito (SO32-). El dióxido de emplea como gas refrigerante como desinfectante y conservador, así como agente blanqueador, y en el refinado de productos de petróleo. Sin embargo, su uso principal está en la manufactura de trióxido de azufre y ácido sulfúrico. El trióxido de azufre se utiliza principalmente en la preparación del ácido sulfúrico y ácidos sulfónicos.

Aunque se conocen sales (o ésteres) de todos los oxiácidos, en muchos casos el ácido mismo no ha sido aislado a causa de su inestabilidad. El ácido sulfuroso no se conoce como sustancia pura. El ácido sulfúrico (H2SO4) es un líquido viscoso, incoloro, con un punto de fusión de 10.31ºC (50.56ºF). Es un ácido fuerte en agua y reacciona con la mayor parte de los metales tanto diluido como concentrado. El ácido concentrado es un poderoso agente oxidante, especialmente a temperaturas elevadas. El ácido pirosulfúrico (H2S2O7) es un excelente agente sulfonante y pierde trióxido de azufre cuando se calienta. También reacciona vigorosamente con agua, liberando gran cantidad de calor. Se conocen los ácidos persulfúricos (el ácido peroximonosulfúrico, H2SO5, llamado ácido de Caro, y el ácido peroxidisulfúrico, H2S2O8, llamado ácido de Marshall), así como las sales. Se conocen los ésteres y halógenos de ácidos sulfénicos. Los ácidos sulfínicos se forman por la reducción de los cloruros de ácido sulfónico con zinc o por la reacción con reactivos de Grignard sobre dióxido de azufre en solución etérea. Los ácidos sulfónicos (alquil) se preparan al oxidar mercaptanos (RSH) o sulfuros alquílicos con ácido nítrico concentrado, por el tratamiento de sulfitos con haluros de alquilo o por la oxidación de ácidos sulfínicos. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxígeno-azufre incluyen los sulfóxidos, R2SO (que pueden ser considerados como derivados del ácido sulfuroso), y las sulfonas, R2SO2 (del ácido sulfúrico).

Derivados halogenados importantes del ácido sulfúrico son los halogenuros orgánicos de sulfonilo y los ácidos halosulfónicos. Los compuestos de halógenos-azufre que han sido bien caracterizados son S2F2 (monosulfuro de azufre), SF2, SF4, SF6, S2F10, S2Cl2 (monoclururo de azufre), SCl2. SCl4 y S2Br2 (monobromuro de azufre). Los cloruros de azufre se utilizan en la manufactura comercial del hule y los monocloruros, que son líquidos a la temperatura ambiente, se emplean también como disolventes para compuestos orgánicos, azufre, yodo y ciertos compuestos metálicos.

Efectos del Azufre sobre la salud

El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en forma de sulfuros. Durante diversos procesos se añaden al medio ambiente enlaces de azufre dañinos para los animales y los hombres. Estos enlaces de azufre dañinos también se forman en la naturaleza durante diversas reacciones, sobre todo cuando se han añadido sustancias que no están presentes de forma natural. Los compuestos del azufre presentan un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden tener los siguientes efectos en la salud humana:

• Efectos neurológicos y cambios comportamentales

• Alteración de la circulación sanguínea

• Daños cardiacos

• Efectos en los ojos y en la vista

• Fallos reproductores

• Daños al sistema inmunitario

• Desórdenes estomacales y gastrointestinales

• Daños en las funciones del hígado y los riñones

• Defectos en la audición

• Alteraciones del metabolismo hormonal

• Efectos dermatológicos

• Asfixia y embolia pulmonar

Efectos ambientales del Azufre

El azufre puede encontrarse en el aire en varias formas diferentes. Puede provocar irritaciones en los ojos y garganta de los animales, cuando la toma tiene lugar a través de la inhalación del azufre en su fase gaseosa. El azufre se aplica extensivamente en las industrias y es emitido al aire, debido a las limitadas posibilidades de destrucción de los enlaces de azufre que se aplican.



Los efectos dañinos del azufre en los animales son principalmente daños cerebrales, a través de un malfuncionamiento del hipotálamo, y perjudicar el sistema nervioso.



Pruebas de laboratorio con animales de prueba han indicado que el azufre puede causar graves daños vasculares en las venas del cerebro, corazón y riñones. Estos tests también han indicado que ciertas formas del azufre pueden causar daños fetales y efectos congénitos. Las madres pueden incluso transmitirles envenenamiento por azufre a sus hijos a través de la leche materna.



Por último, el azufre puede dañar los sistemas enzimáticos internos de los animales.



http://www.troposfera.org/conceptos/contaminantes-quimicos-de-la-atmosfera/dioxido-de-azufre-so2


http://www.ciceana.org.mx/recursos/Ciclodelazufre.pdf

CARBONO

El carbón (del latín carbo -ōnis, "carbón") fue descubierto en la prehistoria y ya era conocido en la antigüedad en la que se manufacturaba mediante la combustión incompleta de materiales orgánicos. Los últimos alótropos conocidos, los fullerenos (C60), fueron descubiertos como subproducto en experimentos realizados con gases moleculares en la década de los 80.


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

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

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





Número atómico 6

Valencia 2,+4,-4

Estado de oxidación +4

Electronegatividad 2,5

Radio covalente (Å) 0,77

Radio iónico (Å) 0,15

Radio atómico (Å) 0,914

Configuración electrónica 1s22s22p2

Primer potencial de ionización (eV) 11,34

Masa atómica (g/mol) 12,01115

Densidad (g/ml) 2,26

Punto de ebullición (ºC) 4830

Punto de fusión (ºC) 3727

Descubridor Los antiguos









Carbono

El carbono es único en la química porque forma un número de compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados.

Con mucho, el grupo más grande de estos compuestos es el constituido por carbono e hidrógeno. Se estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año. Aunque la clasificación no es rigurosa, el carbono forma otra serie de compuestos considerados como inorgánicos, en un número mucho menor al de los orgánicos.

El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien definidas: diamante y grafito. Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. El carbono químicamente puro se prepara por descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de aire. Las propiedades físicas y químicas del carbono dependen de la estructura cristalina del elemento. La densidad fluctúa entre 2.25 g/cm³ (1.30 onzas/in³) para el grafito y 3.51 g/cm³ (2.03 onzas/in³) para el diamante. El punto de fusión del grafito es de 3500ºC (6332ºF) y el de ebullición extrapolado es de 4830ºC (8726ºF). El carbono elemental es una sustancia inerte, insoluble en agua, ácidos y bases diluidos, así como disolventes orgánicos. A temperaturas elevadas se combina con el oxígeno para formar monóxido o dióxido de carbono. Con agentes oxidantes calientes, como ácido nítrico y nitrato de potasio, se obtiene ácido melítico C6(CO2H)6. De los halógenos sólo el flúor reacciona con el carbono elemental. Un gran número de metales se combinan con el elemento a temperaturas elevadas para formar carburos.

Con el oxígeno forma tres compuestos gaseosos: monóxido de carbono, CO, dióxido de carbono, CO2, y subóxido de carbono, C3O2. Los dos primeros son los más importantes desde el punto de vista industrial. El carbono forma compuestos de fórmula general CX4 con los halógenos, donde X es flúor, cloro, bromo o yodo. A temperatura ambiente el tetrafluoruro de carbono es gas, el tetracloruro es un líquido y los otros dos compuestos son sólidos. También se conocen tetrahalogenuros de carbono mixtos. Quizá el más importante de ellos es el diclorodifluorometano, CCl2F2 llamado freón.

El carbono y sus compuestos se encuentran distribuidos ampliamente en la naturaleza. Se estima que el carbono constituye 0.032% de la corteza terrestre. El carbono libre se encuentra en grandes depósitos como hulla, forma amorfa del elemento con otros compuestos complejos de carbono-hidrógeno-nitrógeno. El carbono cristalino puro se halla como grafito y diamante.

Grandes cantidades de carbono se encuentran en forma de compuestos. El carbono está presente en la atmósfera en un 0.03% por volumen como dióxido de carbono. Varios minerales, como caliza, dolomita, yeso y mármol, tienen carbonatos. Todas las plantas y animales vivos están formados de compuestos orgánicos complejos en donde el carbono está combinado con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos. Los vestigios de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, alfalto y betún. Los depósitos de gas natural contienen compuestos formados por carbono e hidrógeno.

El elemento libre tiene muchos usos, que incluyen desde las aplicaciones ornamentales del diamante en joyería hasta el pigmento de negro de humo en llantas de automóvil y tintas de imprenta. Otra forma del carbono, el grafito, se utiliza para crisoles de alta temperatura, electrodos de celda seca y de arco de luz, como puntillas de lápiz y como lubricante. El carbón vegetal, una forma amorfa del carbono, se utiliza como absorbente de gases y agente decolorante.

Los compuestos de carbono tienen muchos usos. El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de bebidas, en extintores de fuego y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El monóxido de carbono se utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono son disolventes industriales importantes. El freón se utiliza en aparatos de refrigeración. El carburo de calcio se emplea para preparar acetileno; es útil para soldar y cortar metales, así como para preparar otros compuestos orgánicos. Otros carburos metálicos tienen usos importantes como refractarios y como cortadores de metal.

Efectos del Carbono sobre la salud

El carbono elemental es de una toxicidad muy baja. Los datos presentados aquí de peligros para la salud están basados en la exposición al negro de carbono, no carbono elemental. La inhalación continuada de negro de carbón puede resultar en daños temporales o permanentes a los pulmones y el corazón.

Se ha encontrado pneumoconiosis en trabajadores relacionados con la producción de negro de carbón. También se ha dado parte de afecciones cutáneas tales como inflamación de los folículos pilosos, y lesiones de la mucosa bucal debidos a la exposición cutánea.

Carcinogenicidad: El negro de carbón ha sido incluído en la lista de la Agencia Internacional de Investigación del Cáncer (AIIC) dentro del grupo 3 (agente no clasificable con respecto a su carcinogenicidad en humanos).



El carbono-14 es uno de los radionucleidos involucrados en las pruebas nucleares atmosféricas, que comenzó en 1945, con una prueba americana, y terminó en 1980 con una prueba china. Se encuentra entre los radionucleidos de larga vida que han producido y continuarán produciendo aumento del riesgo de cáncer durante décadas y los siglos venideros. También puede atravesar la placenta, ligarse orgánicamente con células en desarrollo y de esta forma poner a los fetos en peligro.

Efectos ambientales del Carbono

No se tiene constancia de que el carbono tenga efectos negativos sobre el medio ambiente.



http://www.carbon.org/

http://www.carbonfund.org/


http://www.gecarbon.org/

BARIO

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

Número atómico

56

Valencia

2

Estado de oxidación

+2

Electronegatividad

0,9

Radio covalente (Å)

1,98

Radio iónico (Å)

1,35

Radio atómico (Å)

2,22

Configuración electrónica

[Xe]6s²

Primer potencial de ionización (eV)

5,24

Masa atómica (g/mol)

137,34

Densidad (g/ml)

3,5

Punto de ebullición (ºC)

1640

Punto de fusión (ºC)                                                                                                                                     714

Elemento químico, Ba, con número atómico 56 y peso atómico de 137.34. El bario ocupa el decimoctavo lugar en abundancia en la corteza terrestre, en donde se encuentra en un 0.04%, valor intermedio entre el calcio y el estroncio, los otros metales alcalinotérreos. Los compuestos de bario se obtienen de la minería y por conversión de dos minerales de bario. La barita, o sulfato de bario, es el principal mineral y contiene 65.79% de óxido de bario. La witherita, algunas veces llamada espato pesado, es carbonato de bario y contiene 72% de óxido de bario.

El metal lo aisló por primera vez Sir Humphry Davy en 1808 por electrólisis. En la industria sólo se preparan pequeñas cantidades por reducción de óxido de bario con aluminio en grandes retortas. El metal se utiliza en aleaciones bario-niquel para alambres de bujía (el bario incrementa la capacidad de emisión de la aleación) y en el metal de Frary, que es una aleación de plomo, bario y calcio, que se usa en lugar del metal Babbitt porque puede moldearse.

El metal reacciona con el agua más fácilmente que el estroncio y el calcio, pero menos que el sodio; se oxida con rapidez al aire y forma una película protectora que evita que siga la reacción, pero en aire húmedo puede inflamarse. El metal es lo bastante activo químicamente para reaccionar con la mayor parte de los no metales. El metal es dúctil y maleable; los trozos recién cortados tienen una apariencia gris-blanca lustrosa.

La barita blanda (fácil de moler) se prefiere en la manufactura de los compuestos de bario, pero pueden usarse variedades cristalinas. La barita cruda se muele y mezcla con polvo de carbón. La mezcla se calcina en un horno rotatorio de reducción; el sulfato de bario se reduce a sulfuro de bario o ceniza negra. La ceniza negra consta de cerca de 70% de sulfuro de bario y se trata con agua caliente para hacer una solución que sirve de material de partida en la manufactura de muchos otros compuestos.

El lipoton, un polvo blanco que consta de 20% de sulfato de bario, 30% de sulfuro de zinc y menos del 3% de óxido de zinc, se emplea en forma amplia como pigmento en pinturas blancas. El blanco fijo se emplea en la manufactura de colorantes brillantes. Es el mejor grado de sulfato de bario para pigmento en pinturas. A causa de la gran absorción de rayos X por el bario, el sulfato sirve para cubrir el tubo digestivo en radiografía, para aumentar el contraste. El carbonato de bario es útil en la industria de la cerámica para prevenir la eflorescencia en arcillas para loza. Se usa también como vidriado en alfarería, en vidrio óptico y como veneno para ratas. El cloruro de bario se emplea en la purificación de sal, en la manufactura de cloruro e hidróxido de sodio, como fundente en aleaciones de magnesio, como ablandador de agua de calderas y en preparaciones medicinales. El nitrato de bario, llamado también salitre de barita, se utiliza en pirotecnia y señales luminosas (produce color verde) y un poco menos en preparaciones medicinales. El óxido de bario, conocido como barita, o barita calcinada, se utiliza como agente de secado en la industria y en el endurecimiento de aceros. El peróxido de bario se emplea en ocasiones como agente blanqueador. El cromato de bario, cromo limón o amarillo cromo, se emplea en pigmentos amarillos y fósforos de seguridad. El clorato de bario se utiliza en pirotecnia. El acetato y cianuro de bario su usan en la industria como reactivo químico y en metalurgia, respectivamente.

Efectos del Bario sobre la salud

De forma natural los niveles de Bario en el medio ambiente son muy bajos. Altas cantidades de Bario pueden sólo ser encontradas en suelos y en comida, como son los frutos secos, algas, pescados y ciertas plantas. La cantidad de Bario que es detectada en la comida y en agua generalmente no es suficientemente alta como para llegar a ser concerniente a la salud. La gente con un gran riesgo a la exposición del bario con efectos adicionales sobre la salud son los que trabajan en la industria del Bario. Los mayores riesgos para la salud que ellos pueden sufrir son causado por respirar aire que contiene sulfato de Bario o Carbonato de Bario.

Muchos vertederos de residuos peligrosos contienen ciertas cantidades de Bario. La gente que vive cerca de ellos posiblemente están expuestos a niveles dañinos. La exposición podrá entonces ser causada por respirar polvo, comer tierra o plantas, o beber agua que está contaminada con Bario. Por contacto en la piel puede también ocurrir.

Los efectos sobre la salud del Bario dependen de la solubilidad de los compuestos. Compuestos del Bario que se disuelven en agua pueden ser dañino para la salud humana. La toma de gran cantidad de Bario que es soluble puede causar parálisis y en algunos casos incluso la muerte.

Pequeñas cantidades de Bario soluble en agua puede causar en las personas dificultad al respirar, incremento de la presión sanguínea, arítmia, dolor de estómago, debilidad en los músculos, cambios en los reflejos nerviosos, inflamación del cerebro y el hígado. Daño en los riñones y el corazón.

No se ha demostrado que el Bario cause cáncer en los humanos. No hay prueba de que el Bario pueda causar infertilidad o defectos de nacimiento.

Efectos ambientas del Bario

El Bario es un metal plateado-blancuzco que puede ser encontrado en el medioambiente, donde existe de forma natural. Aparece combinado con otros elementos químicos, como el azufre, carbón u oxígeno.

Los compuestos del Bario son usado por las industrias del aceite y gas para hacer lubricantes para taladros. Los compuestos del Bario son también usado para hacer pinturas, bricks, azulejos, vidrio y gomas.

Debido al uso extensivo del Bario en las industrias, el Bario ha sido liberado al ambiente en grandes cantidades. Como resultado las concentraciones de Bario en el aire, agua y suelo pueden ser mayores que las concentraciones que ocurren de forma natural en muchos lugares. El Bario es liberado al aire por las minas, proceso de refinado, y durante la producción de compuestos de Bario. Puede entrar también al aire durante la combustión del carbón y aceites.

Algunos compuestos del Bario que son liberado durante procesos industriales se disuelven fácilmente en agua y son encontrados en lagos, ríos y arroyos.

Debido a sus solubilidades estos compuestos del Bario pueden alcanzar largas distancias desde sus puntos de emisión. Cuando peces y otros organismos acuáticos absorben los compuestos del Bario, el Bario se acumulará en sus cuerpos. Los compuestos del Bario que son persistentes usualmente permanecen en la superficie del suelo, o en el sedimento de las aguas. El Bario es encontrado en la mayoría de los suelos en bajos niveles. Estos niveles pueden ser más altos en vertederos de residuos peligrosos.

http://community.telecentre.org/events/third-ebario-knowledge-fair

http://www.educaplus.org/sp2002/6usos/ba6.html

RUBIDIO

El rubidio fue descubierto en 1861 por Robert Bunsen y Gustav 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.

El rubidio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el rubidio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica.

El estado del rubidio en su forma natural es sólido. El rubidio es un elmento químico de aspecto plateado blanquecino y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del rubidio es 37. El símbolo químico del rubidio es Rb. El punto de fusión del rubidio es de 312,46 grados Kelvin o de 39,31 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del rubidio es de 9,1 grados Kelvin o de 687,85 grados Celsius o grados centígrados.

Propiedades atómicas del rubidio

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el rubidio dentro de la tabla periódica de los elementos, el rubidio se encuentra en el grupo 1 y periodo 5. El rubidio tiene una masa atómica de 85,4678 u. La configuración electrónica del rubidio es [Kr]5s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del rubidio es de 2,5 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 2,5 pm, su radio covalente es de 2,1 pm y su radio de Van der Waals es de 3,3 pm. El rubidio tiene un total de 37 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 8 electrones y en la quinta capa tiene 1 electrón.

Elementos relacionados con el rubidio

Los siguientes elementos están relacionados con el rubidio, bien por proximidad en su número atómico o periodo o bien por su grupo. Haz click en las siguientes imágenes para ver conocer las características de estos elementos que tienen relación con el rubidio.

http://elementos.org.es/rubidio

En general, el comportamiento químico del rubidio se parece al del sodio y del potasio.

Valores de las Propiedades

Masa Atómica	85,4678 uma
Punto de Fusión	312,1 K
Punto de Ebullición	961 K
Densidad	1532 kg/m³
Dureza (Mohs)	0,3
Potencial Normal de Reducción	- 2,93 V Rb+ | Rb
Conductividad Térmica	58,20 J/m s ºC
Conductividad Eléctrica	77,9 (mOhm.cm)-1
Calor Específico	334,40 J/kg ºK
Calor de Fusión	2,2 kJ/mol
Calor de Vaporización	76,0 kJ/mol
Calor de Atomización	86,0 kJ/mol de átomos
Estados de Oxidación	+1
1ª Energía de Ionización	403 kJ/mol
2ª Energía de Ionización	2632,1 kJ/mol
3ª Energía de Ionización	3859,4 kJ/mol
Afinidad Electrónica	46,9 kJ/mol
Radio Atómico	2,48 Å
Radio Covalente	2,16 Å
Radio Iónico	Rb+1 = 1,48 Å
Volumen Atómico	55,9 cm³/mol
Polarizabilidad	47,3 ų
Electronegatividad (Pauling)	0,82

Empaña inmediatamente por exposición al aire y arde espontáneamente formando óxido de rubidio. Reacciona violentamente con el agua produciendo hidrógeno que arde inmediatamente después de formado.

Resumen de Reactividad

Con aire:	Vigorosa; Rb2O
Con H2O:	Vigorosa; H2 ; RbOH
Con HCl 6M:	Vigorosa; H2 ; RbCl
Con HNO3 15M:	Vigorosa; RbNO3 ; H2 ; NOx
Con NaOH 6M:	Vigorosa; H2 ; RbOH

http://www.educaplus.org/sp2002/4propiedades/4_37.html