Apellidos y nombres : Muro Manrique Andrés
Trabajo : Gases nobles
Profesor : Benigno Hilario
Código :
09070109
Año :
GASES NOBLES
2009
Los gases nobles o gases inertes son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja . Los gases nobles son un grupo de elementos químicos que incluyen según según el orden por peso molecular : Helio , neon , argón, kriptón, xenón y radón . En el caso de los gases nobles y dada la disposición de sus electrones en las capas mas externas (orbitales), son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan frente a otros elementos químicos (por este motivo se llaman nobles). La razón de que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos está distribuido en capas especialmente estables. La más exterior, en concreto, tiene ocho electrones. Así la distribución electrónica del neón es (2, 8) y la del argón (2, 8, 8). Como la adición o sustracción de electrones rompe esta distribución estable, no pueden producirse cambios electrónicos. Lo cual significa que no se pueden producir reacciones químicas y que esos elementos son inertes. Ahora bien, el grado de inercia depende de la fuerza con que el núcleo, cargado positivamente y situado en el centro del átomo, sujeta a los ocho electrones de la capa exterior. Cuantas más capas electrónicas haya entre la exterior y el centro, más débil será la atracción del núcleo central. Quiere esto decir que el gas inerte más complejo es también el menos inerte.
Los gases nobles o gases inertes son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja . Los gases nobles son un grupo de elementos químicos que incluyen según según el orden por peso molecular : Helio , neon , argón, kriptón, xenón y radón . En el caso de los gases nobles y dada la disposición de sus electrones en las capas mas externas (orbitales), son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan frente a otros elementos químicos (por este motivo se llaman nobles). La razón de que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos está distribuido en capas especialmente estables. La más exterior, en concreto, tiene ocho electrones. Así la distribución electrónica del neón es (2, 8) y la del argón (2, 8, 8). Como la adición o sustracción de electrones rompe esta distribución estable, no pueden producirse cambios electrónicos. Lo cual significa que no se pueden producir reacciones químicas y que esos elementos son inertes. Ahora bien, el grado de inercia depende de la fuerza con que el núcleo, cargado positivamente y situado en el centro del átomo, sujeta a los ocho electrones de la capa exterior. Cuantas más capas electrónicas haya entre la exterior y el centro, más débil será la atracción del núcleo central. Quiere esto decir que el gas inerte más complejo es también el menos inerte.
Debido a esta carencia de reactividad química, los gases nobles, a diferencia de lo que sucede con otros elementos químicos tales como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el flúor o el cloro, no forman moléculas diatómicas, sino que están constituidos co nstituidos por átomos individuales. Asimismo, Asimismo, y tal como se desprende de su nombre, en condiciones normales se presentan siempre en estado gaseoso .
Excepto el helio, los gases nobles componen una muy pequeña proporción de los gases que forman el aire. Durante muchos años los químicos creyeron que esos gases eran inertes, porque sus capas exteriores estaban totalmente ocupadas por electrones. Se sabe que esto no es cierto, al menos para los tres gases inertes más pesados —criptón, xenón y radón—. En 1962, Neil Bartlett, un químico inglés que trabajaba en Canadá, consiguió obtener el primer compuesto complejo de xenón. Su trabajo fue confirmado por científicos c ientíficos del Argonne National Laboratory de Illinois (EEUU), que obtuvieron el primer compuesto simple de xenón y flúor (tetrafluoruro de xenón) y, más tarde, compuestos de criptón y radón. Aunque los compuestos de criptón se obtuvieron con considerable dificultad, tanto el xenón como el radón reaccionaban fácilmente con el flúor, y posteriormente pudieron realizarse reacciones para producir otros compuestos de xenón y radón.
Propiedades físicas y atómicas de los gases nobles . Propiedad Número atómico Nombre del elemento
Gas noble 2
10
18
36
54
Helio
Neón
Argón
Kriptó n
Xenó n
86 Rad ón
Densidad (kg/m3)
0,178 5
0,900 2
1,781 8
3,708
5,851
9,97 0
Radio atómico (nm)
0,050
0,070
0,094
0,109
0,130
—
Punto de ebullición (°C)
– 268,8 3
– 245,9 2
– 185,8 1
– 151,7 0
– 106,6 0
–62
–272
– 248,5 2
– 189,6
–157
– 111,5
–71
Punto de fusión (°C)
Los gases nobles cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles y, por lo tanto, tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos. Todos ellos son gases monoatómicos bajo condiciones estándar, incluso aquellos elementos que tienen masas atómicas mayores que elementos que se encuentran normalmente en estado sólido. El helio tiene varias propiedades únicas con respecto a otros elementos: tanto su punto de ebullición como el de fusión son menores que los de cualquier otra sustancia conocida; es el único elemento conocido que exhibe superfluidez; es el único elemento que no puede ser solidificado por enfriamiento bajo condiciones estándar, sino que se convierte en sólido bajo una presión de 25 atm (2500 kPa; 370 psi) y 0.95 K (272.200 °C; -457.960 °F). El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al incremento en el número de electrones. El tamaño del átomo se relaciona con varias propiedades. Por ejemplo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el radio ya que los electrones de valencia en los átomos más grandes se encuentran más alejados del núcleo y, por lo tanto, no se encuentran ligados tan fuertemente por el átomo. Los gases nobles tienen los mayores potenciales de ionización de cada periodo, lo cuál refleja lo estable que es su configuración electrónica y genera su falta de reactividad química. Sin embargo, algunos de los gases nobles más pesados, tiene potenciales de ionización lo suficientemente bajos para ser comparables a los de otros elementos y
moléculas. Bartlett, para crear el compuesto de un gas noble, notó que el potencial de ionización del xenón era similar al de la molécula de oxígeno, por lo que intentó oxidar xenón usando hexafluoruro de platino, un agente oxidante tan fuerte que es capaz de reaccionar con oxígeno.13 Los gases nobles no pueden aceptar un electrón para formar aniones estables, esto es, tienen afinidad electrónica negativa. Las propiedades físicas macroscópicas de los gases nobles están determinadas por las débiles fuerzas de Van der Waals que se dan entre átomos. Las fuerzas de atracción aumentan con el tamaño del átomo como un resultado del incremento en la polarizabilidad y el descenso del potencial de ionización. Esto lleva a tendencias grupales sistemáticas: a medida en que se baja por el Grupo 18, el radio atómico, y con él las fuerzas interatómicas, aumentan, produciendo mayores puntos de fusión y de ebullición, entalpía de vaporización y solubilidad. El aumento en densidad se debe al incremento en masa atómica. Los gases nobles se comportan casi como gases ideales bajo condiciones estándares, pero sus desviaciones a la ley de los gases ideales entregan claves importantes para el estudio de las interacciones moleculares. El potencial de Lennard-Jones, usado frecuentemente para modelar fuerzas intermoleculares, fue deducido en 1924 por John Lennard Jones a partir de datos experimentales del argón antes de que el desarrollo de la mecánica cuántica entregara las herramientas necesarias para entender las fuerzas intermoleculares a partir de primeros principios. El análisis teórico de estas fuerzas se volvió tratable debido a que los gases nobles son monoatómicos con átomos esféricos, lo que significa que la interacción entre átomos es independiente de la dirección, es decir, es isótropa.
EL HELIO Es un elemento químico de numero atómico 2 y símbolo He , es un gas monoatómico , incoloro e inodoro El helio tiene el menor punto de evaporación de todos los elementos químicos, y sólo puede ser solidificado bajo presiones muy grandes. Es además, el segundo elemento químico en
abundancia en el universo, tras el hidrógeno, encontrándose en la atmósfera trazas debidas a la desintegración de algunos elementos.
Obtención Las principales fuentes para la obtención del helio son el gas natural, que contiene entre el 2 y el 5%, y el aire, donde la proporción es mucho menor. Cuando se parte del gas natural se enfría éste con aire líquido hasta que se condensan todos los componentes de la mezcla excepto el helio, que permanece en estado gaseoso y se separa. Si se parte del aire como materia prima, se licúa éste y posteriormente se procede a la destilación fraccionada del mismo. La fracción que separa el helio va acompañada de neón y es necesario separar ambos gases haciendo pasar la mezcla por carbón activo a -190ºC aprovechando la diferencia de adsorción de ambos
Características singulares del helio Cuando el helio se enfría hasta el punto mas cercano al cero al que actualmente es posible llegar , sigue siendo liquido . D e hecho , a esa temperatura tan baja se requiere una presión de cerca de 2.5 MPa para lograr solidificarlo . Sin embargo , el helio liquido es una sustancia asombrosa y cuando se condensa a 4.2 K, se comporta como un liquido ordinario ( llamado helio I ); pero cuando se enfría por debajo de 2.2 K , las propiedades del liquido ( que ahora es helio II ) cambian drásticamente . Por ejemplo , el helio II es un conductor térmico increíblemente bueno ; 106 veces mejor que el helio I y mucho mejor incluso que la plata , el mejor conductor metálico a temperatura ambiente . En condiciones normales de presión y temperatura el helio es un gas monoatómico no inflamable, pudiéndose licuar sólo en condiciones extremas (de alta presión y baja temperatura).
Aplicaciones El helio es más ligero que el aire y a diferencia del hidrógeno no es inflamable, siendo además su poder ascensional un 8% menor que la de éste, por lo que se emplea como gas de relleno en globos y zepelines publicitarios, de investigación atmosférica e incluso para realizar reconocimientos militares. Aún siendo la anterior la principal el helio tiene más aplicaciones: •
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Las atmósferas helio-oxígeno se emplean en la inmersión a gran profundidad, ya que el helio es inerte, menos soluble en la sangre que el nitrógeno y se difunde 2,5 veces más deprisa que él, todo lo cual reduce el tiempo requerido para la descompresión, aunque ésta debe comenzar a mayor profundidad, y elimina el riesgo de narcosis por nitrógeno (borrachera de las profundidades). Por su bajo punto de licuefacción y evaporación puede utilizarse como refrigerante en aplicaciones a temperatura extremadamente baja como en imanes superconductores e investigación criogénica a temperaturas próximas al cero absoluto. En cromatografía de gases se usa como gas portador inerte. La atmósfera inerte de helio se emplea en la soldadura por arco y en la fabricación de cristales de silicio y germanio, así como para presurizar combustibles líquidos de cohetes. En túneles de viento supersónicos. Como agente refrigerante en reactores nucleares. El helio líquido encuentra cada vez mayor uso en las aplicaciones médicas de la imagen por resonancia magnética (RMI). Se utiliza en equipos láser como uno de los gases, el más común es el Helio-Neón.
láseres de helio
Precauciones Un efecto producido al inhalar helio es hacer la voz humana más aguda. Esto se debe a que el helio es menos denso que el aire, por lo que las cuerdas vocales pueden vibrar a mayor frecuencia, pues tienen menor resistencia que superar (Helium FAQ). Aunque este efecto pueda resultar curioso, es peligroso realizarlo excesivamente, ya que el helio puede provocar asfixia. Un gas que produce el efecto contrario es el Hexafluoruro de azufre, es decir, hace la voz humana más grave al inhalarlo. Los depósitos de helio gas de 5 a 10 K deben almacenarse como si contuvieran líquido debido al gran incremento de presión que se produce al calentar el gas a temperatura ambiente.
EL NEON
Elemento químico gaseoso, símbolo Ne, con número atómico 10 y peso atómico 20.179. El neón es miembro de la familia de los gases nobles. La única fuente comercial del neón es la atmósfera terrestre, aunque se encuentran pequeñas cantidades de neón en el gas natural, en los minerales y en los meteoritos. El neón es incoloro, inodoro e insípido; es gas en condiciones normales. El neón no forma ningún compuesto químico en el sentido general de la palabra; hay solamente un átomo en cada molécula de gas neón.
Características principales Es el segundo gas noble más ligero, y presenta un poder de refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces mayor que el del helio líquido y tres veces mayor que el del hidrógeno líquido. En la mayoría de las aplicaciones el uso de neón líquido es más económico que el del helio.
Obtención Se obtiene por subenfriamiento del aire y destilación fraccionada del líquido criogénico resultante.
Aplicaciones El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa profusamente para los indicadores publicitarios, también reciben la denominación de tubos de neón otros de color distinto que en realidad contienen gases diferentes. Otros usos del neón que pueden citarse son: •
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•
Indicadores de alto voltaje. Tubos de televisión. Junto con el helio se emplea para obtener un tipo de láser. El neón licuado se comercializa como refrigerante criogénico.
•
El neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno líquido para refrigeración.
Efectos del Neón sobre la salud Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por
el cuerpo a través de la inhalación.
Riesgo de inhalación: Si existen pérdidas en su
contenedor este líquido se evapora con mucha rapidez provocando sobresaturación del aire con serio peligro de asfixia cuando se trata de recintos cerrados. Efectos de la exposición: Inhalación: Asfixiante simple.
Piel: Congelación en contacto con el líquido. Ojos: Congelación en contacto con el líquido.
Inhalación: Este gas es inerte y está clasificado como un
asfixiante simple. La inhalación en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia. El efecto de los gases asfixiantes simples es proporcional a la cantidad en la cual disminuyen la cantidad (presión parcial) del oxígeno en el aire que se respira. El oxígeno puede reducirse a un 75% de su porcentaje normal en el aire antes de que se desarrollen síntomas apreciables. Esto a su vez requiere la presencia de un asfixiante simple en una concentración del 33% en la mezcla de aire y gas. Cuando el asfixiante simple alcanza una concentración del 50%, se pueden producir síntomas apreciables. Una concentración del 75% es fatal en cuestión de minutos. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un
asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se
ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte.
ARGON El argón fue descubierto en 1894 por los científicos británicos sir William Ramsey y John William Strutt Rayleigh. Por la pasividad química que le caracteriza recibió su nombre, del griego 'argos', que significa inactivo. Es gas noble, incoloro, inodoro e insípido. En la naturaleza se encuentra en el aire atmosférico, del que constituye aproximadamente el 1 % en volumen. Fue el primer gas noble descubierto en la Tierra. A altas presiones, el argón presenta un comportamiento “real” que se desvía de la ley de los gases ideales. Por ejemplo, a 200 bares de presión, una botella contiene aproximadamente el 7% más de argón que el esperado según la ley de los gases ideales.
Obtención La mayor cantidad de argón se produce en plantas de separación de aire. El aire se licua y se somete a una destilación fraccionada. Dado que el punto de ebullición del argón está entre el del nitrógeno y el del oxígeno, se puede obtener una mezcla rica en argón de las fracciones de las capas correspondientes a la parte superior de la columna de destilación. La mezcla rica en argón se destila, se calienta y se quema catalíticamente con hidrógeno para eliminar el oxígeno. Mediante una destilación final se elimina el hidrógeno y nitrógeno, produciendo argón de
elevada pureza que contiene únicamente pocas partes por millón de impurezas.
Características principales Tiene una solubilidad en agua 2,5 veces la del nitrógeno y la del oxígeno. Es un gas monoatómico inerte, e incoloro e inodoro tanto en estado líquido como gaseoso. No se conocen compuestos verdaderos del argón, habiéndose anunciado una compuesto con flúor muy inestable cuya existencia aún no se ha probado. El argón puede formar clatratos con el agua cuando sus átomos quedan atrapados en una red de moléculas de agua. El argón no es tóxico, sin embargo, al igual que el nitrógeno, el argón es capaz de desplazar el oxígeno presente en el aire. Además, dado que el argón es más pesado que el aire, se puede acumular cerca del nivel del suelo.
Aplicaciones Se emplea como gas de relleno en lámparas incandescentes ya que no reacciona con el material del filamento incluso a altas temperatura y presión, prolongando de este modo la vida útil de la bombilla, y combinado o en sustitución del neón en lámparas fluorescentes cuando se desea un color verde-azul en vez del rojo del neón. También se usa como sustituto del nitrógeno molecular (N2) cuando éste no se comporta como gas inerte por las condiciones de operación, en los ámbitos industrial y científico para recrear atmósferas inertes (no reaccionantes) que eviten reacciones químicas indeseadas en multitud de operaciones: Soldadura al arco eléctrico y oxicorte. Fabricación de titanio y otros elementos reactivos. Fabricación de monocristales —piezas cilíndricas formadas por una estructura cristalina continua— de silicio y germanio para componentes semiconductores.
-En el buceo técnico, se emplea el argón para el inflado de trajes secos —los que impiden el contacto de la piel con el agua a diferencia de los húmedos típicos de neopreno— tanto por ser inerte como por su pequeña conductividad térmica lo que proporciona el aislamiento térmico necesario para realizar largas inmersiones a cierta profundidad.
-El láser de argón tiene usos médicos en odontología y oftalmología .
APLICACIÓN DEL ARGON PARA LA PROTECCION CONTRA INCENDIOS PEFIPRESA S.A. es el líder en el mercado , aportando soluciones en sistemas de protección contra incendios . Los sistemas fijos de argón de PEFIPRESA S.A. , diseñados y probados por la casa matriz MIMIMAX vidas y equipos sin dañar el medio ambiente. El agente extintor ARGÓN es un gas inerte que se obtiene por la destilación del aire ambiental. Es químicamente neutro, no conductor de la electricidad, incoloro, inodoro e insípido. Por lo tanto, no afecta al medio ambiente y es inofensivo para la vida humana. El ARGÓN, como agente extintor, se almacena como gas comprimido en botellas de acero a presión de 200 y hasta 300 bar, a temperatura ambiente. En caso de incendio, la descarga de ARGÓN en el área protegida se realiza a través de una red de tuberías y boquillas difusoras, especialmente diseñadas y calculadas hidráulicamente .
Sistema de extinción por argón El ARGÓN se almacena en botellas a alta presión. Las botellas para almacenamiento a temperatura ambiente y alta presión se agrupan en baterías con mecanismo individual de suspensión de cada botella, formando el almacenamiento de gas en una o varias baterías según lo requerido por cada instalación.
Las baterías de botellas proporcionan gran flexibilidad cuando hay que modificar instalaciones debidas a cambios en el riesgo a proteger o es necesario cambiar rápidamente alguna botella. Cada mecanismo individual de suspensión dispone de elementos para la supervisión de la carga, que indica automáticamente cuando hay una pérdida de gas del 10% o superior. Incorporando el instrumento previsto para ello se puede supervisar la carga de gas para producir una señal eléctrica de alarma a un lugar atendido por personas.
Red de tubería y boquillas de descarga
La distribución de la tuberías con las boquillas de descarga se hace según el riesgo a proteger.
En sistemas de inundación total las boquillas se sitúan a nivel del techo, y se distribuyen uniformemente sobre toda el área. En ocasiones, cuando se trata de proteger locales de gran altura, es necesario instalar boquillas en distintos niveles. Además hay aplicaciones que necesitan medidas de protección especiales (por ejemplo las salas de proceso de datos pueden requerir la instalación de boquillas en el falso suelo, y dentro de los propios equipos). Los sistemas de extinción por ARGÓN son especialmente adecuados para espacios ocupados por personas, y para áreas que contienen valiosos equipos eléctrico y electrónicos que no deben exponerse a cambios bruscos de temperatura. A diferencia del CO2, la descarga del sistema de ARGÓN no produce enfriamiento en la zona.
Protección de varias zonas
Para la protección de varias zonas se puede utilizar una sola batería centralizada, diseñada para el mayor riesgo, y un conjunto de válvulas direccionales, con las que se canaliza la descarga hacia cada riesgo a proteger. Resumen de las ventajas del ARGÓN Al ser un elemento químico puro (99%) no puede descomponerse. No deja ninguna sustancia residual. No causa daños. No produce ninguna sustancia corrosiva. No es tóxico, y por tanto inofensivo para las personas. El ARGÓN no provoca, como el CO2, la formación de hielo, reduciendo el descenso de temperatura. PEFIPRESA S.A., con el Sistema Argotec® aporta una solución de futuro frente a los HFC (Hidrofluorocarbonados) que tienen un GWP (Potencial de Calentamiento Global) relativamente alto. La recarga del ARGÓN puede realizarse por cualquier suministrador de Gases, sin tener que estar sujetos a un distribuidor único.
Instalación típica de un sistema de ARGÓN
La activación de los sistemas de ARGÓN es provocada por una instalación de detección de respuesta rápida, de alta sensibilidad y precisión. Esto significa que cualquier incendio será atacado eficazmente desde su inicio. Para la puesta en marcha de la descarga se tiene en cuenta un tiempo de pre-alarma (RETARDO), calculado de manera que permite que las personas puedan evacuar la zona antes de producirse el disparo. La situación de pre-alarma se indica por medios acústico (SIRENA) y óptico (LETRERO).
Efectos del Argón sobre la salud Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por
el cuerpo por inhalación.
Riesgo de inhalación: En caso de escape en el
contenedor este líquido se evapora muy rápidamente
provocando supersaturación del aire con grave peligro de asfixia cuando esto ocurre en un recinto cerrado. Efectos de la exposición: Inhalación: Mareos. Pesadez.
Dolor de cabeza. Asfixia. Piel: Congelación en contacto con el líquido. Ojos: Congelación en contacto con el líquido. Inhalación: Este gas es inerte y está clasificado como un
asfixiante simple. La inhalación de éste en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia. El efecto de los gases asfixiantes simples es proporcional a la cantidad en la cual disminuyen la cantidad (presión parcial) del oxígeno en el aire que se respira. El oxígeno puede reducirse a un 75% de su porcentaje normal en el aire antes de que se desarrollen síntomas apreciables. Esto a su vez requiere la presencia de un asfixiante simple en una concentración del 33% en la mezcla de aire y gas. Cuando el asfixiante simple alcanza una concentración del 50%, se pueden producir síntomas apreciables. Una concentración del 75% es fatal en cuestión de minutos. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un
asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y fianlmente convulsiones, coma profundo y muerte.
KRIPTON Elemento químico gaseoso, símbolo Kr, número atómico 36 y peso atómico 83.80. El kriptón es uno de los gases nobles. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Su principal
aplicación es el llenado de lámparas eléctricas y aparatos electrónicos de varios tipos. Se utilizan ampliamente mezclas de kriptón-argón para llenar lámparas fluorescentes. La única fuente comercial de kriptón estable es el aire, aunque se encuentran trazas en minerales y meteoritos. Una mezcla de isótopos estables y radiactivos de kriptón se produce en reactores nucleares a partir de uranio por fisión de neutrones, lenta. Se estima que aproximadamente 2 x 10-8% del peso de la Tierra es kriptón. El kriptón se encuentra también fuera de nuestro planeta.
OBTENCION Licuación y posterior destilación fraccionada del aire .
Características principales El kriptón es un gas noble incoloro, inodoro e insípido de poca reactividad caracterizado por un espectro de líneas verde y rojo-naranja muy brillantes. Es uno de los productos de la fisión nuclear del uranio. El kriptón sólido es blanco, de estructura cristalina cúbica centrada en las caras al igual que el resto de gases nobles. Para propósitos prácticos puede considerarse un gas inerte aunque se conocen compuestos formados con el flúor; además puede formar clatratos con el agua al quedar sus átomos atrapados en la red de moléculas de agua. También se han sintetizado clatratos con hidroquinona y fenol. Es el primero de los gases nobles en orden del período para el que se ha definido un valor de electronegatividad.
APLICACIONES •
•
Se utiliza, junto con argón, para llenar lámparas fluorescentes. Utilizado en los flashes para fotografías de alta velocidad.
•
La unidad fundamental de longitud en el sistema internacional, el metro, se define en función de la línea espectral rojo-anaranjada del 86Kr. Fluorescentes ( aplicación con el kripton )
Se usa en solitario o mezclado con neón y argón en lámparas fluorescentes (bombillas);en sistemas de iluminación de aeropuertos, ya que el alcance de la luz roja emitida es mayor que la ordinaria incluso en condiciones climatológicas adversas de niebla. (Foto aeropuerto San Francisco) En las lámparas incandescentes de filamento de tungsteno (wolframio) de proyectores de cine. El láser de kriptón se usa en medicina para cirugía de la retina del ojo
Utilizado en los flashes para fotografías de alta velocidad.
ABUNDANCIA Y OBTENCION DEL KRIPTON
PRODUCTO DE LA FISION NUCLEAR DEL URANIO
DESTILACION FRACCIONADA DEL AIRE LIQUIDO
Efectos del Kriptón sobre la salud Inhalación: Este gas es inerte y está clasificado como un
asfixiante simple. La inhalación de éste en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia. El efecto de los gases asfixiantes simples es proporcional a la cantidad en la cual disminuyen la cantidad (presión parcial) del oxígeno en el aire que se respira. El oxígeno puede reducirse a un 75% de su porcentaje normal en el
aire antes de que se desarrollen síntomas apreciables. Esto a su vez requiere la presencia de un asfixiante simple en una concentración del 33% en la mezcla de aire y gas. Cuando el asfixiante simple alcanza una concentración del 50%, se pueden producir síntomas apreciables. Una concentración del 75% es fatal en cuestión de minutos. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un
asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte.
XENON Elemento químico de símbolo Xe y número atómico 54. Pertenece a la familia de los gases nobles. Se conocen 16 isótopos radiactivos. Se encuentran trazas de xenón en minerales y meteoritos, pero la única fuente comercial de xenón es el aire. El xenón constituye 0.086 partes por millón por volumen de aire seco. Se estima que cerca del 3 x 10-9% del peso de la Tierra es xenón. También se encuentra en el exterior de nuestro planeta; se estima que existen cerca de 4 átomos de xenón por cada 1 000 000 de átomos de silicio, que es el patrón de abundancia utilizado con los elementos que hay en el Universo.
Abundancia y obtención Se encuentra en trazas en la atmósfera terrestre, apareciendo en una parte por veinte millones. El elemento se obtiene comercialmente por extracción de los residuos del aire licuado. Este gas noble se encuentra naturalmente en los gases emitidos por algunos manantiales naturales.
CARACTERISTICAS El xenón es incoloro, inodoro e insípido; es un gas en condiciones normales. El xenón es el único de los gases nobles no radiactivos que forma compuestos químicos estables a la temperatura ambiente; también forma enlaces débiles con clatratos. Aunque el xenón muestra todos los estados de valencia par (II, IV, VI y VIII) y se han aislado compuestos estables de cada uno de estos estados, la química del xenón se limita a los fluoruros y oxifluoruros y sus complejos estables, dos óxidos inestables y las especies acuosas derivadas de la hidrólisis de los fluoruros. Los tres fluoruros, XeF2, XeF4 y XeF6, son compuestos termodinámicamente estables a la temperatura ambiente y pueden prepararse simplemente por medio del calentamiento de las mezclas de xenón y flúor a 300-400ºC (570-750ºF). Todos los fluoruros se reducen con hidrógeno formando xenón y fluoruro de hidrógeno, y sus calores de formación se miden de esta manera. La reacción de XeF6 con agua produce oxitetrafluoruro de xenón, XeOF4, compuesto muy estable con punto de fusión a -46.2ºC (-45.4ºF) y de ebullición a 101ºC (213ºF). Si la reacción prosigue, se forma XeO3 que es un sólido blanco de baja volatilidad, incoloro, inodoro y peligrosamente explosivo. El tetróxido de xenón gaseoso, XeO 4, se forma mediante la reacción de perxenato de sodio, Na4XeO6, con H2SO4 concentrado. Los fluoruros de xenón y XeOF4 producen una variedad de compuestos complejos de adición. Los complejos con pentafluoruros metálicos tienen tendencia a ser agentes fluorantes poderosos. El difluoruro de xenón se disuelve en pentafluoruro de antimonio y puede reaccionar con xenón elemental para formar un catión de dixenón Xe2+ inesperado.
Fluoruros de xenón
Se conocen tres fluoruros de xenón: XeF2, XeF4 y XeF6. Los tres compuestos pueden prepararse por síntesis directa de los elementos pero el producto depende de las proporciones molares de los reactivos y de las condiciones de presión y temperatura. Xe(g) + F 2(g) Xe(g) + 2 F 2(g) Xe(g) + 3 F 2(g)
XeF 2(g) XeF 4( g) XeF 6( g)
Los tres fluoruros son sólidos blancos, estables respecto a la disociación a temperaturas ordinarias. Las formas del difluoruro y tetrafluoruro de xenón son las que predice la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia: lineal y plana cuadrada, respectivamente. Para el hexafluoruro la forma prevista es la octaédrica distorsionada por la presencia de un par solitario en la dirección perpendicular a una de las caras triangulares. Los datos experimentales indican que, efectivamente, esta es la estructura que presenta en fase gaseosa, sin embargo, en estado sólido se trata de un sólido polimórfico que no vamos a entrar a describir.
Todos los fluoruros se hidrolizan; por ejemplo el XeF2 reacciona lentamente reduciéndose a gas xenón, pero los otros dos lo hacen rápidamente: XeF 2(s) + H 2O(l)
Xe+½O2(g)+2HF(l)
El XeF4 se hidroliza desproporcionando a XeVI y Xe0: 3 XeF 4( s) + 6 H 2O(l)
XeO3(s)+2Xe+3/ 2O2(g)+12HF(l)
El XeF6 lo hace en dos etapas: XeF 6 (s) + H 2O(l) XeOF 4( l) + 2 H 2O(l)
XeOF 4( l)+2HF(l) XeO3(s) + 4 HF(l)
Los fluoruros son agentes fluorantes fuertes. Por ejemplo, el difluoruro de xenón es capaz de reaccionar con olefinas como el etileno: XeF 2(s) + CH 2=CH 2(g)
CH 2FCH 2F(g)+Xe(g)
Son agentes oxidantes potentes. Por ejemplo en medio ácido: XeF 2(s) + 2 H +(aq) + 2 e-
Xe(g) + 2 HF(aq)
Eo = 2,64v
Óxidos de xenón
El xenón forma dos óxidos comunes, XeO3 y XeO4. El primero de ellos se obtiene, como hemos visto anteriormente por hidrólisis del hexafluoruro. Es un sólido incoloro, delicuescente y muy explosivo. Se trata de agente oxidante muy fuerte , aunque sus reacciones a menudo son cinéticamente lentas. Como el XeO3 es débilmente ácido, es capaz de reaccionar con bases para dar el anión hidrogenoxenato. Sin embargo, este ion no es estable y desproporciona en gas Xe y en perxenato, XeO64-: XeO3(s) + OH -(aq) 2 HXeO4-(aq) + OH -(aq)
HXeO4-(aq) XeO64-(aq) + Xe(g) + O2(g) + 2 H 2O(l)
De las disoluciones de perxenato se pueden aislar las sales de los metales alcalinos y alcalinotérreos que son
estables aunque no se ha podido aislar el ácido correspondiente. Cuando los perxenatos se tratan con ácido sulfúrico concentrado se obtiene el óxido XeO4 que es explosivo. BaXeO6 (s) +2 H 2 SO4 (aq)
XeO4 (g)+2BaSO4 (s)+2 H 2O(l)
Los perxenatos se encuentran entre los agentes oxidantes más enérgicos, lo que no debe sorprendernos si consideramos que el xenón se encuentra en estado de oxidación +8. Así, los perxenatos son capaces de oxidar el Mn2+ a permanganato, incluso a temperatura ambiente. Las estructuras de las oxocombinaciones de xenón son las predichas por VSEPR.
APLICACIONES El uso principal y más famoso de este gas es en la fabricación de dispositivos emisores de luz tales como lámparas bactericidas, tubos electrónicos, lámparas estroboscópicas y flashes fotográficos, así como en lámparas usadas para excitar láseres de rubí , que generan de esta forma luz coherente. Otros usos son: •
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Como anestésico en anestesia general. En instalaciones nucleares, se usa en cámaras de burbujas, sondas, y en otras áreas donde el alto peso molecular es una cualidad deseable. Los perxenatos se usan como agentes oxidantes en química analítica. El isótopo Xe-133 se usa como radioisótopo. Se usa en los faros de algunos automóviles. Las lámparas de xenón son ampliamente utilizadas en los proyectores de cine. Gas de propulsión iónica para satélites .
Efectos del Xenón sobre la salud Inhalación: Este gas es inerte y está clasificado como un
asfixiante simple. La inhalación en concentraciones
excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia.
El efecto de los gases asfixiantes simples es proporcional a la cantidad en la cual disminuyen la cantidad (presión parcial) del oxígeno en el aire que se respira. El oxígeno puede reducirse a un 75% de su porcentaje normal en el aire antes de que se desarrollen síntomas apreciables. Esto a su vez requiere la presencia de un asfixiante simple en una concentración del 33% en la mezcla de aire y gas. Cuando el asfixiante simple alcanza una concentración del 50%, se pueden producir síntomas apreciables. Una concentración del 75% es fatal en cuestión de minutos. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un
asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y fianlmente convulsiones, coma profundo y muerte. Este agente no está considerado como carcinógeno.
Efectos ambientales del Xenón El xenón es un gas atmosférico raro y como tal no es tóxico y es químicamente inerte. Su temperatura extremadamente fría (-244oC) congelará a los organismos al contacto, pero no se anticipan efectos ecológicos a largo plazo. Consideraciones para su eliminación: Cuando su
eliminación se hace necesaria, verter el gas lentamente en una zona exterior bien ventilada y alejada de zonas de
trabajo y de tomas de aire de edificios. No verter ningún gas residual en cilindros de gas comprimido. Devolver los cilindros al proveedor con la presión residual y la válvula del cilindro fuertemente cerrada. Se ha de tener en cuenta que los requerimientos estatales y locales para le eliminación de residuos pueden ser más restrictivos o diferentes a las regulaciones federales. Se deben consultar las regulaciones locales relacionadas con la adecuada eliminación de este material.
RADON El radón es un gas radioactivo, que causa cáncer. Proviene de la descomposición natural (radioactiva) del uranio en el suelo, las rocas y el agua, y es liberado al aire que respiramos. Se encuentra radón por todas partes en Estados Unidos - en edificios, casas, oficinas y escuelas - y puede alcanzar niveles drásticamente altos, causando una importante preocupación para la salud. Se calcula que esta afección es la causa de 15.000 a 21.000 muertes de cáncer de pulmón por año en este país, según la Agencia de Protección Ambiental (Environmental Protection Agency, su sigla en inglés es EPA). Elemento químico, cuyo símbolo es Rn y número atómico 86. El radón es una emanación gaseosa producto de la desintegración radiactiva del radio. Es muy radiactivo y se desintegra con la emisión de partículas energéticas alfa. Es el elemento más pesado del grupo de los gases nobles, o inertes, y, por tanto, se caracteriza por su inercia química. Todos sus isótopos son radiactivos con vida media corta. Además de sus tres isótopos naturales, el radón tiene otros 22 que han sido sintetizados por medio de reacciones nucleares de transmutación artificial realizadas en ciclotrones y aceleradores lineales; sin embargo, ninguno de estos isótopos tiene una vida tan larga como el 222Rn. Cualquier superficie expuesta al 222Rn se recubre con un depósito activo que consta de un grupo de productos filiales
de vida corta. En las radiaciones de este depósito activo hay rayos energéticos alfa, beta y gamma. La configuración electrónica del radón es especialmente estable y le da las propiedades químicas características de los gases nobles elementales. Se ha estudiado mucho el espectro del radón, que es semejante al de los demás gases inertes.
OBTENCION •
Se obtiene a partir de las desintegraciones radiactivas del radio.
EL RADON Y LA RADIACION NATURAL El radón es un gas radiactivo de origen natural, procedente de la desintegración del radio-226 que se encuentra en una pequeña proporción en el aire que se respira y es el responsable de una fracción de la radiación natural que recibe el ser humano. La radiación natural forma parte del medio ambiente y sus principales componentes son las radiaciones cósmicas, las procedentes de los radionucleidos, presentes en suelos y rocas, y las de las sustancias radiactivas, que se encuentran en los alimentos, el agua y el aire.
A tenor del efecto que la radiación natural puede tener sobre la población en general se considera que, en promedio, la radiación total a la que el ser humano está expuesto representa una dosis equivalente de un miliSievert (mSv) al año que se corresponde con lo que suele definirse como “fondo radiactivo”. Este valor varía de
unas zonas a otras. Por ejemplo, las radiaciones cósmicas, procedentes del espacio exterior, aumentan con la altitud y la latitud y, así, el hecho de vivir a 1000 metros de altura significa recibir hasta un 20% más de radiación que si se reside a nivel del mar. Paralelamente, la radiación es superior en los Polos que en el Ecuador. También afecta en el total de radiación la naturaleza del terreno y la presencia en él de determinados minerales, concretamente rocas de fosfatos y el mismo carbón que contienen trazas de materiales radiactivos tales como uranio o radio. A esta radiación natural hay que añadir el aumento en las dosis de radiación debido a la radiación artificial, principalmente como consecuencia de la aplicación de radiaciones y materiales radiactivos en medicina y también, para la producción de energía, en la industria, la agricultura, e incluso en el control de la contaminación. En la figura se presenta una estimación de la contribución de las distintas fuentes de exposición, de origen natural y artificial, a la dosis recibida por la población. Destaca la significación que el radón tiene en en el conjunto total, ya que este compuesto representa más del 40% de la radiación natural.
Fig. : Contribución de las distintas fuentes de exposición, de origen natural y artificial, a la dosis recibida por la población. Durante mucho tiempo existió la opinión de que la radiación natural no tenía un efecto significativo desde el punto de vista de daños para la salud del público en general, pero esta idea cambió totalmente cuando en los años 70 y 80 se evidenció que en el interior de algunas casas y en distintos países el nivel de radón existente significaba concentraciones de varias decenas e incluso miles de Bq/m3 , lo que indicaba que las dosis recibidas por sus ocupantes eran de algunas decenas de mSv al año. El principal causante de esta situación es el radón, que es el único elemento gaseoso de las cadenas de desintegración radiactivas, por lo que se desplaza con facilidad a partir del punto en que se genera y entra en los edificios
APLICACIONES La emanación del radón del suelo varía con el tipo del suelo y con el contenido de uranio superficial, así que las concentraciones al aire libre del radón se pueden utilizar para seguir masas de aire en un grado limitado. Este hecho ha sido puesto al uso por algunos científicos atmosféricos. Aunque algunos médicos creyeron una vez que el radón se puede utilizar terapéuticamente, no hay evidencia para
esta creencia y el radón no está actualmente en uso médico, por lo menos en el mundo desarrollado. También el radón se utiliza para la predicción de terremotos y se usa en la medicina ( en las radioterapias ) . En resumen los usos mas importantes son : -
El radón como trazador de las masas de aire . El radón como indicador de la estabilidad vertical de la atmosfera . Determinación de la intensidad de la fuente de otros contaminantes atmosféricos. Prospección de yacimientos de uranio. Prospección de yacimientos de gas . Predicción de terremotos .
Seguridad de las Centrales Nucleares y Protección del Medio Ambiente
12. Seguridad nuclear
Efectos del Radón sobre la salud El radón se presenta en la naturaleza principalmente en la fase gaseosa. Consecuentemente, las personas están principalmente expuestas al radón a través de la respiración de aire. Los niveles de fondo de radón en el aire exterior son generalmente bastante bajos, pero en áreas cerradas los niveles de radón en el aire pueden ser más altos. En las casas, las escuelas y los edificios los niveles de radón están incrementados porque el radón entra en los edificios a través de grietas en los cimientos y en los sótanos. Algunos de los pozos profundos que nos suministran con agua potable también pueden contener radón. Como resultado una serie de personas pueden estar expuestas al
radón a través del agua potable, así como a través de la respiración. Los niveles de radón en aguas subterráneas son bastante elevados, pero normalmente el radón es rápidamente liberado al aire tan pronto como las aguas subterráneas entran en las aguas superficiales. Se sabe que la exposición a altos niveles de radón a través de la respiración provoca enfermedades pulmonares. Cuando se da una exposición a largo plazo el radón aumenta las posibilidades de desarrollar cáncer de pulmón. El radón solo puede ser causa de cáncer después de varios años de exposición. El radón puede ser radioactivo, pero libera poca radiación gamma. Como resultado, no es probable que se den efectos dañinos por la exposición a radiación de radón sin contacto real con los compuestos de radón. Se desconoce si el radón puede provocar efectos en la salud de otros órganos a parte de los pulmones. Los efectos del radón, que se encuentra en la comida o en el agua potable, son desconocidos.
Efectos ambientales del Radón Radón es un compuesto radioactivo, el cual se da raramente en la naturaleza. La mayoría de los compuestos del radón encontrados en el medio ambiente provienen de las actividades humanas. El radón entra en el medio ambiente a través del suelo, por las minas de uranio y fosfato, y por la combustión de carbón. Una parte del radón que se encuentra en el suelo se moverá a la superficie y entrará en el aire a través de la evaporación. En el aire, los compuestos del radón se acoplarán al polvo y otras partículas. El radón también se puede mover hacia abajo en el suelo y alcanzar las aguas superficiales. Sin embargo, la mayor parte del radón permanecerá en el suelo.
El radón tiene una vida media radiactiva de alrededor de cuatro días; esto significa que la mitad de una cantidad dada de radón se degradará en otros componentes, normalmente compuestos menos dañinos, cada cuatro días.
