1. Origen histórico de la Tabla Periódica de Los Elementos

1. Origen histórico de la Tabla Periódica de Los Elementos
Los primeros intentos se basaron en ordenar los elementos conocidos
según sus propiedades, en especial su masa atómica.
A comienzos del siglo XIX el alemán Debereiner desarrollo la Ley de las
Triadas, ordenando los elementos en tríos donde el promedio de la masa
atómica de dos de ellos correspondía a la del tercero.
A mediados de siglo el inglés Newlands planteó la Ley de las Octavas, donde
los elementos se ordenaban en grupos de siete ya que el octavo tenía propiedades similares a la del
primero.
Hacia fines de la década del sesenta (del 1800) habían sido descubiertos cerca de 80 elementos químicos.
La situación era por un lado muy satisfactoria: todas las sustancias vivas y objetos inertes que se
encuentran en la naturaleza se comprenden como formadas por moléculas más o menos complicadas, a
su vez formadas por combinaciones distintas de átomos.
Las propiedades básicas de los objetos dependen no sólo de cuáles son los elementos que los forman sino
de la disposición de estos dentro de la estructura de la materia. Los sólidos, por ejemplo, tienen la
propiedad que les da nombre debido a la fuerte interacción de las moléculas que los forman, dispuestas
en una red muy estable.
De manera que con menos de una centena de elementos básicos es posible comprender la formación de
una infinidad de diversas sustancias. Sin embargo había fuertes razones para desconfiar de la
elementalidad de los átomos hallados. Por un lado una centena es un número demasiado grande para
aceptar su existencia como elementos fundamentales. Este es un concepto más abstracto pero bien
afianzado en la comunidad científica, el objetivo máximo de la investigación en esta área de la ciencia es
la búsqueda de unos muy pocos (de ser posible sólo uno) componentes elementales de la materia.
Por otro lado, los átomos descubiertos tenían propiedades químicas muy fuertemente relacionadas que
llevaron a organizarlos por familias con las mismas características. La obra cumbre de este
ordenamiento fue propuesta por Mendeleiev (1869) junto a Meyer, en su célebre Tabla Periódica de
Los Elementos, que no sólo sirvió para agruparlos sino también para predecir la existencia de
elementos aún no observados. Esta periodicidad de la naturaleza no podía ser casual y debía tener
origen en la existencia de una estructura más fundamental aún que los átomos. Mendeleiev nunca
comprendió la estructura del átomo, pero su trabajo fue esencial al estimular la investigación para
descubrirlo.
Hoy, gracias a los postulados de Rutherford y Bohr, sabemos que la
Periodicidad de los elementos es en función de su número atómico, y por lo
tanto depende de su configuración electrónica.
2. Tabla Periódica de Los Elementos
1
• ¿Qué es la Tabla Periódica de Los Elementos?
La Tabla Periódica de Los Elementos es sencillamente el ordenamiento de los elementos químicos según
su número atómico, es decir, la cantidad de protones del núcleo de un átomo.
Las propiedades físicas y químicas de un elemento y sus compuestos se relacionan con la posición que
ocupa ese elemento en la tabla, la que se divide básicamente en grupos y periodos.
Mendeleiev fue quien la compuso y con ello pudo prever la existencia y las propiedades de elementos
desconocidos en su época. El los colocó en orden de acuerdo a su peso atómico y luego las agrupo en
filas basado en sus propiedades químicas y físicas, como lo veremos en la siguiente imagen en la
actualizada Tabla Periódica, en la que hay nuevos elementos, pero estructura, composición y orden se
mantiene de acuerdo a la creación de Mendeleiev.
3. Científicos involucrados en la creación de la Tabla Periódica de los Elementos y su aporte
2
• Debereiner
El primer intento de clasificación y agrupación de los elementos fue hecho en 1817 por el científico
Debereiner, pero en su época aun estaba en discusión los valores de los pesos atómicos de los pocos
elementos conocidos en ese entonces. Esta idea solo que solo en intento.
• Newlands
El inglés Newlands plantea la ley de octavas, donde los elementos se ordenan en grupos de siete ya que
el octavo tenía propiedades similares a la del primero.
• Dimitri Ivánnovich Mandeleiev (1834−1907)
En 1869, Mendeleiev y ideó una forma de organizar los elementos, dando origen así a la Tabla periódica
de Los elementos. Si bien es cierto no tenía ni idea de cómo estaban conformados los átomos o de por
qué se comportaban como lo hacían. Sin embargo, fue capaz de organizar la tabla periódica casi
exactamente como la conocemos hoy en día, excepto que algunos elementos estaban faltando, porque
eran desconocidos en esa época.
Basado en los huecos de su tabla, Mendeleiev incluso tuvo éxito en predecir la existencia y propiedades
de varios nuevos elementos.
Su regla básica fue esta: los elementos en cualquier columna, o grupo, de la tabla son similares a sus
compañeros de columna. Por ejemplo, observe la primera columna a la izquierda, bajo el hidrógeno
(H). Los elementos en este grupo son conocidos como los metales alcalinos; todos son metales blandos
que reaccionan violentamente para producir gas hidrógeno.
• El Átomo de Edwin Schrödinger
Aquí es que la física cuántica se vuelve realmente extraña. Si se hace un experimento para ver en dónde
está una partícula, entonces se encuentra algo semejante a una partícula. Pero por otro lado, es una
onda que contiene información sobre dónde probablemente está el electrón . El famoso experimento de
dobje hendidura es otra forma de ver la naturaleza dual onda/partícula de los electrones.
Qué significa cuando dice que el electrón "probablemente" esté en "alguna parte"? ¿Acaso el electrón
no está en un lugar definido?
Bueno, no. Hasta que se verifica dónde está, se trata realmente de una onda. No solamente eso, sino que
Schrödinger demostró que esos electrones ni siquiera se mueven. Las ondas son estacionarias. Cada vez
que se verifica en dónde está un electrón, se lo encuentra en un lugar diferente, pero eso no significa que
se esté moviendo entre mediciones. Para algunos niveles de energía, si se comprueba la posición
suficiente número de veces, se puede ver un patrón "como de órbita", pero no se engañe creyendo que
los electrones realmente se están moviendo en pequeños círculos.
Entonces ¿dónde está un electrón cuando no lo estamos mirando? ¿No tiene que estar en alguna parte?
Esa es la parte bizarra: un electrón no está en ningún lugar en particular cuando no lo estamos viendo.
Afortunadamente para la mayoría de los físicos, realmente no importa en dónde esté, solamente nos
preocupamos acerca de cuanta energía tiene.
3
Oh! Y por eso es que las órbitas son útiles! Pueden despistarnos sobre dónde está un electrón, pero nos
dicen cuánta energía tiene.
A eso lo llamamos el Nivel de Energía del electrón. Debido a que la idea de las órbitas es tan engañosa,
los físicos comenzaron a usar una imagen del átomo que solamente mostrara los niveles de energía
como alturas relativas.
Y por supuesto se llama "el Modelo de Schrödinger". Así que en este applet la imagen a la izquierda del
modelo de Bohr muestra el nivel de energía del electrón y el cuadro a la derecha muestra las áreas al
rededor del núcleo en donde el electrón podrá ser probablemente encontrado.
Usted puede interactuar con el átomo de hidrógeno de Bohr, así como lo hizo en el caso anterior,
excepto que ahora verá también los cambios en el modelo de Schrödinger.
• Aporte de Ernest Rutherford y Bohr
Rutherford Químico inglés conocido especialmente por sus investigaciones en radioactividad, que
establecieron la existencia y naturaleza de las transformaciones radioactivas, la estructura eléctrica de
la materia y la naturaleza nuclear del átomo.
Bohor Niels, Físico Danes, al que se debe una teoría sobre la estructura del átomo.
Existen tres tipos de Tablas
Cada autor siente la tentación de dibujar una tabla donde, según el, se manejan mejor los conceptos de
periodicidad química.
Las tablas más importantes, y que detallaremos son las que comúnmente se conocen como: Tabla
Corta, Tabla Larga, Tabla Larga extendida
• La Tabla Corta
La tabla corta es una derivación directa de la propuesta original de Mendeleiev"Meyer; se le fueron
introduciendo modificaciones a medida que se avanzaba en el tiempo y en el conocimiento; ya se
advierte la presencia de un grupo vertical más; el grupo gases nobles, desconocidos por Mendeleiev. El
uso de este tipo de tabla corta ha desaparecido en la actualidad.
• La Tabla Larga
La tabla Larga es una modificación muy útil, suele ser conocida como tabla de Both. Se construye de tal
forma que refleja la teoría de Both sobre la distribución electrónica. En las verticales se encuentran los
elementos cuya distribución electrónica final es coincidente, en esencia la tabla larga deriva de la
original de
Mendeleiev, extendiendo los períodos largos (cuarto, quinto y sexto) y cortando en dos los períodos
cortos para acomodar en el medio a las series de los elementos de transición. Así se generan períodos
largos pero solo a partir del cuarto período.
El sistema más antiguo, pero que puede encontrarse en varios autores es el que se muestra, tomado de
Cartmell"Fowles;
Se da el nombre Grupo A a los ocho primeros de izquierda a derecha se nomencla así a los elementos
4
denominados representativos y como Grupo B a los de transición.
Otro sistema propuesto por Pierce obsérvese la posición que se establece para el Hidrógeno y el Helio y
las acotaciones en cuanto a similitud electrónica y de propiedades; son colocados abajo los 18 grupos de
elementos.
• La Tabla Larga Extendida
La Tabla Larga Extendida es la representación más moderna, el inconveniente es que los gráficos se
hacen muy extensos, la misma sigue al recorrerla por número atómico creciente el llenado de órbitas
propuesto por
Borth; posee 32 columnas y el primer periodo tiene 2 elementos, el segundo y tercero tienen 8, el cuarto
y quinto tienen 18 elementos, el sexto período 32 elementos y el séptimo hasta el momento se agota con
106 elementos.
4. Función que cumple la Tabla Periódica
La Tabla Periódica de Los Elementos sencillamente cumple con la función del ordenamiento de los
elementos químicos según su número atómico, es decir la cantidad de protones del núcleo de un átomo.
Las propiedades físicas y químicas de un elemento y sus compuestos se relacionan con la posición que
ocupa ese elemento en la tabla, la que se divide básicamente en Grupos y Periodos
• Para que fue creada
Lo que indujo al químico Dimitri Ivanovich Mendeleiev a la creación de ésta tabla, fue la necesidad de
ordenar y clasificar los elementos químicos que hasta ese entonces se conocían, con el fin de facilitar las
investigaciones y avanzar en el conocimiento de la materia.
5. Los Periodos y Grupos
• Los Periodos
Están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes,
mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura,
correspondiendo el número de periodo al total de niveles.
Los elementos que pertenecen a un mismo periodo se caracterizan por que sus propiedades físicas y
químicas varían gradualmente: el primer elemento presenta carácter metálico, pero a medida que
avanza horizontalmente el carácter metálico disminuye y aparece el no metálico, siendo el último
elemento netamente no metálico.
• Cuáles son
La tabla se divide 7 líneas horizontales, cada una es un periodo y corresponde a un nivel energético.
Existen dos líneas horizontales al final de la tabla que corresponden a los elementos de transición
interna, siendo la primera línea la de los Lantánidos que pertenecen al periodo 6 (después del lantano
nº 57 hasta el lutecio nº 71), mientras que la segunda de los Actínidos pertenecen al periodo 7 (después
del actinio nº 89 hasta el lawrencio nº 103)
5
• Los Grupos
Se presentan en forma vertical, estos grupos son constituidos por elementos que tienen igual cantidad
de electrones de valencia.
• Cuáles son
La tabla se divide en 18 columnas, cada una es un grupo y sus elementos tienen un comportamiento
químico similar. Se dividen en dos grupos A llamados elementos representativos, que corresponden a
las dos primeras columnas más las últimas seis, y grupo B llamados elementos de transición externa,
que corresponde a las columnas entremedio.
Los grupos representativos también se les conoce como familia, los nombres son:
Grupo I Metales alcalinos
Grupo II Metales alcalinos térreos
Grupo III Térreos
Grupo VI Carbonoides
Grupo V Nitrogenoides
Grupo VI Anfígenos
Grupo VII Halógenos
Grupo VIII ó 0 Gases Nobles
• Elementos existentes clasificados en Metales, No Metales, Metaloides y Gases Nobles
METALES
NO METALES
METALOIDES
Litio
Berilio
Sodio
Magnesio
Aluminio
Potasio
Calcio
Escandio
Titanio
Vanadio
Cromo
Manganeso
Hierro
Cobalto
Niquel
Carbono
Nitrógeno
Oxigeno
Fluor
Fósforo
Azufre
Cloro
Selenio
Bromo
Yodo
Hidrógeno
Boro
Silicio
Germanio
Arsénico
Antimonio
Telurio
Polonio
Astato
GASES
NOBLES
Helio
Neón
Argón
Kriptón
Xenón
Radón
6
Cobre
Zinc
Galio
Rubidio
Estroncio
Itrio
Circonio
Niobio
Molibdeno
Tecnecio
Rutenio
Rodio
Paladio
Plata
Cadmio
Indio
Estaño
Cesio
Bario
Lantano
Hafnio
Tantalio
Wolframio
Renio
Osmio
Iridio
Platino
Oro
Mercurio
Talio
Plomo
Bismuto
Francio
Radio
Actinio
Rutherfordio
Dubnio
Seaborgio
Bohrio
Hassio
Meitnerio
Cerio
Praseodimio
7
Neodimio
Prometio
Samario
Europio
Gadolinio
Terbio
Diprosio
Holmio
Erbio
Tulio
Iterbio
Lutecio
Torio
Protactinio
Uranio
Neptunio
Plutonio
Americio
Curio
Berkelio
Californio
Einstenio
Fermio
Mendelevio
Nobelio
Lawrencio
6. Características de los Metales, No Metales, Metaloides y Gases Nobles.
• Metales: Son sólidos a temperatura ambiente. Hay una excepción que
es el mercurio, líquido.
Tienen brillo metálico y un color grisáceo, excepto algunos
como el cobre, que es rojizo, y el oro, amarillo.
Son buenos conductores del calor y de la electricidad
En cuanto a los no metales, presentan las características opuestas a los metales, esto es:
• No Metales: Son gaseosos a temperatura ambiente, con la excepción del
bromo, que es líquido.
No tienen brillo.
Suelen ser aislantes térmicos y eléctricos.
8
• Metaloides: Se localizan por encima y por debajo de la escalerilla negra,
algunos metaloides son: Ge, Si, Sb.
Presentan características intermedias entre los metales y no
metales, a excepción del Al, el cual presenta mucha tendencia
hacia las propiedades de los metales.
Por sus propiedades intermedias son usados como
SEMICONDUCTORES.
• Gases Nobles: Los gases nobles son un grupo de elementos químicos que
incluyen según el orden por peso molecular:
helio (He) − neón (Ne) − argón (Ar) − kriptón (Kr) − xenón (Xe)− radón (Rn).
En el caso de los gases nobles y dada la disposición de sus electrones en las capas más externas
(orbitales), son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan frente a otros elementos
químicos (por este motivo se llaman nobles). Los átomos que componen este grupo de gases ni siquiera
se relacionan entre ellos mismos, a excepción de los pesados como el xenón que en determinadas
condiciones forzadas pueden formar algún tipo de compuesto si se relaciona con elementos químicos
muy reactivos como por ejemplo el oxígeno y/o el flúor.
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 por átomos individuales. Asimismo, y tal como se
desprende de su nombre, en condiciones normales se presentan siempre en estado gaseoso.
7. Ejemplos cotidianos de cada una de las clasificaciones
• Metales:
• El Aluminio Al, lo podemos ver en casa en una olla o en las ventanas.
• La Plata Ag, la podemos ver a diario en joyas, adornos finos.
• El Platino Pt lo encontramos en joyas finas y de muy elevado costo.
• El Oro Au lo encontramos también en joyas o argollas de
matrimonio de nuestro padres, en relojes y atuendos finos.
5. El Mercurio Hg lo encontramos en termómetros de uso casero.
• No Metales:
• El Oxigeno O, lo respiramos y no lo vemos, se usa en la
medicina para reanimar enfermos. También existe un tipo de
soldadura que es al oxigeno.
9
• El Flúor F, lo encontramos en las pastas de dientes.
• El Cloro Cl, de uso doméstico para desinfectar.
• El Yodo I, lo usamos en la sal
• El Fósforo P, lo encontramos en la mayoría de los alimentos, al igual que el
calcio. Los siguientes ejemplos son solo los que contienen 0,4g por 100 g.
Frutos secos; almendras, pistachos. En Legumbres; Garbanzos y Lentejas.
• Metaloides:
• El Hidrogeno H lo encontramos en el agua
• El Boro B lo encontramos en las rocas
• El Silicio Si lo encontramos en el chocolate y la avena, entre otras cosas
• El Germanio Ge esta presente en lentes ópticos.
• El Astato At lo encontramos en detergentes, pinturas, lacas, etc.
• Gases Nobles:
• El Neón Ne se usa en los tubos luminosos empleados para publicidad y en
las pequeñas lámparas que indican el encendido de algunos aparatos
electrónicos, produciendo una característica luz brillante rojo−anaranjada.
• El Argón Ar es el gas noble más abundante en el aire, tiene aplicación en el
llenado de lámparas incandescentes (lámparas eléctricas o "bombitas de
luz") para retardar el desgaste de los filamentos. Mezclado con vapores de
mercurio se lo usa en tubos fluorescentes
3 y 4) Kriptón Kry el Xenón Xe, como son muy escasos en la naturaleza y,
por lo tanto, muy caros, su uso es más limitado. Se suele utilizar una mezcla
de ambos en ciertas lamparitas de flash.
5. El Helio He, en el gas y combustibles.
8. Investigación de algunos Elementos de la Tabla Periódica ordenados de acuerdo a su Número
Atómico
• Tabla: Nombre elemento, Nº Atómico, Símbolo Atómico, Representación en la Tabla, Grupo al
que pertenece, Periodo al que pertenece, Año descubrimiento, Descubridor.
NºAtómico
Grupo al
Símbolo Representación
Nombre
que
Por orden Atómico en la Tabla
Elemento
pertenece
numérico
Hidrógeno
1
Periodo al
Año
que
Descubri−mieno Descubridor
pertenece
10
1
H
H
1
1
1766
Cavendish
18
1
1895
Ramsay y
Cleve
1
2
1817
Arfvedson
2
2
1797
Vauquelin
13
2
1808
Davy y
Gay−Lussac
14
2
Prehistórico
Desconocido
15
2
1772
Rutherford
16
2
1774
Priestley y
Scheele
17
2
1886
Moissan
18
2
1898
Ramsay y
Travers
1
3
1807
Davy
Hidrógeno
2
Helio
2
He
He
Helio
3
Litio
3
Li
Li
Litio
4
Berilio
4
Be
Be
Berilio
5
Boro
5
Bo
Bo
Boro
6
Carbono
6
C
C
Carbono
7
Nitrógeno
7
N
N
Nitrógeno
8
Oxigeno
8
O
O
Oxigeno
9
Flúor
9
F
F
Flúor
10
Neón
10
Ne
Ne
Neón
11
Sodio
11
Na
11
Na
Sodio
12
Magnesio
12
Mg
Mg
2
3
1755
Black
13
3
1825
Oersted
15
3
1669
Bandt
16
3
Prehistórico
Desconocido
17
3
1774
Scheele
1
4
1807
Davy
2
4
1808
Davy
6
4
1797
Vauquelin
8
4
Prehistórico
Desconocido
9
4
1735
Brandt
Magnesio
13
Aluminio
13
Al
Al
Aluminio
15
Fósforo
15
P
P
Fósforo
16
Azufre
16
S
S
Azufre
17
Cloro
17
Cl
Cl
Cloro
19
Potasio
19
K
K
Potasio
20
Calcio
20
Ca
Ca
Calcio
24
Cromo
24
Cr
Cr
Cromo
26
Hierro
26
Fe
Fe
Hierro
27
Cobalto
27
Co
12
Co
Cobalto
28
Níquel
28
Ni
Ni
10
4
1751
Constedt
11
4
Prehistórico
Desconocido
12
4
Prehistórico
Desconocido
15
4
a.c. 1250
Albertus
Magnus
18
4
1898
Ramsay y
Travers
11
5
Prehistórico
Desconocido
14
5
Prehistórico
Desconocido
17
5
1811
Courtois
2
6
1808
Davy
3
6
1839
Mosander
Níquel
29
Cobre
29
Cu
Cu
Cobre
30
Zinc
30
Zn
Zn
Zinc
33
Arsénico
33
As
As
Arsénico
36
Kriptón
36
Kr
Kr
Kriptón
47
Plata
47
Ag
Ag
Plata
50
Estaño
50
Sn
Sn
Estaño
53
Yodo
53
I
I
Yodo
56
Bario
56
Ba
Ba
Bario
57
Lantano
57
La
13
La
Lantano
79
Oro
79
Au
Au
11
6
Prehistórico
Desconocido
12
6
Prehistórico
Desconocido
14
6
Prehistórico
Desconocido
3
7
1789
Klaproth
3
7
1940
Seaborg
Oro
80
Mercurio
80
Hg
Hg
Mercurio
82
Plomo
82
Pb
Pb
Plomo
92
Uranio
92
U
U
Uranio
94
Plutonio
94
Pu
Pu
Plutonio
• Características y propiedades respecto a la importancia para la vida en el planeta. Beneficio
directo de su composición química en procesos tecnológicos.
Hidrógeno
Primer elemento de la tabla periódica. En condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido,
compuesto de moléculas diatómicas, H2. El átomo de hidrógeno, símbolo H, consta de un núcleo de unidad
de carga positiva y un solo electrón. Tiene número atómico 1 y peso atómico de 1.00797. Es uno de los
constituyentes principales del agua y de toda la materia orgánica, y está distribuido de manera amplia no
sólo en la Tierra sino en todo el universo. Existen 3 isótopos del hidrógeno: el protio, de masa 1, que se
encuentra en más del 99.98% del elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se encuentra en la naturaleza
aproximadamente en un 0.02%, y el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en la naturaleza,
pero que puede producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.
Usos: El empleo más importante del hidrógeno es en la síntesis del amoniaco. La utilización del hidrógeno
está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del petróleo, como el rompimiento por
hidrógeno (hydrocracking), y en el tratamiento con higrógeno para eliminar azufre. Se consumen grandes
cantidades de hidrógeno en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para
obtener grasas sólidas. La hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos.
Grandes cantidades de hidrógeno se emplean como combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o
flúor, y como un propulsor de cohetes impulsados por energía nuclear.
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Propiedades: El hidrógeno común tiene un peso molecular de 2.01594. El gas tiene una densidad de 0.071 g/l
a 0ºC y 1 atm. Su densidad relativa, comparada con la del aire, es de 0.0695. El hidrógeno es la sustancia
más inflamable de todas las que se conocen. El hidrógeno es un poco más soluble en disolventes orgánicos
que en el agua. Muchos metales absorben hidrógeno. La adsorción del hidrógeno en el acero puede volverlo
quebradizo, lo que lleva a fallas en el equipo para procesos químicos.
A temperaturas ordinarias el hidrógeno es una sustancia poco reactiva a menos que haya sido activado de
alguna manera; por ejemplo, por un catalizador adecuado. A temperaturas elevadas es muy reactivo.
Aunque por lo general es diatómico, el hidrógeno molecular se disocia a temperaturas elevadas en átomos
libres. El hidrógeno atómico es un agente reductor poderoso, aun a la temperatura ambiente. Reacciona con
los óxidos y los cloruros de muchos metales, entre ellos la plata, el cobre, el plomo, el bismuto y el mercurio,
para producir los metales libres. Reduce a su estado metálico algunas sales, como los nitratos, nitritos y
cianuros de sodio y potasio. Reacciona con cierto número de elementos, tanto metales como no metales, para
producir hidruros, como el NaH, KH, H2S y PH3. El hidrógeno atómico produce peróxido de hidrógeno,
H2O2, con oxígeno. Con compuestos orgánicos, el hidrógeno atómico reacciona para generar una mezcla
compleja de productos; con etileno, C2H4, por ejemplo, los productos son etano, C2H6, y butano, C4H10. El
calor que se libera cuando los átomos de hidrógeno se recombinan para formar las moléculas de hidrógeno
se aprovecha para obtener temperaturas muy elevadas en soldadura de hidrógeno atómico.
El hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua y esta reacción es extraordinariamente lenta a
temperatura ambiente; pero si la acelera un catalizador, como el platino, o una chispa eléctrica, se realiza
con violencia explosiva. Con nitrógeno, el hidrógeno experimenta una importante reacción para dar
amoniaco. El hidrógeno reacciona a temperaturas elevadas con cierto número de metales y produce hidruros.
Los óxidos de muchos metales son reducidos por el hidrógeno a temperaturas elevadas para obtener el metal
libre o un óxido más bajo. El hidrógeno reacciona a temperatura ambiente con las sales de los metales menos
electropositivos y los reduce a su estado metálico. En presencia de un catalizador adecuado, el hidrógeno
reacciona con compuestos orgánicos no saturados adicionándose al enlace doble.
Compuestos principales: El hidrógeno es constituyente de un número muy grande de compuestos que
contienen uno o más de otros elementos. Esos compuestos incluyen el agua, los ácidos, las bases, la mayor
parte de los compuestos orgánicos y muchos minerales. Los compuestos en los cuales el hidrógeno se
combina sólo con otro elemento se denominan generalmente hidruros.
Preparación: Se pueden aplicar muy diversos métodos para preparar hidrógeno gaseoso. La elección del
método depende de factores como la cantidad de hidrógeno deseada, la pureza requerida y la disponibilidad
y costo de la materia prima. Entre los procesos que más se emplean están las reacciones de metales con agua
o con ácidos, la electrólisis del agua, la reacción de vapor con hidrocarburos u otros materiales orgánicos, y
la descomposición térmica de hidrocarburos. La principal materia prima para la producción de hidrógeno
son los hidrocarburos, como el gas natural, gas de aceite refinado, gasolina, aceite combustible y petróleo
crudo.
Efectos del Hidrógeno sobre la salud
Efectos de la exposición al hidrógeno: Fuego: Extremadamente inflamable. Muchas reacciones pueden
causar fuego o explosión. Explosión: La mezcla del gas con el aire es explosiva. Vías de exposición: La
sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación. Inhalación: Altas concentraciones de este gas
pueden causar un ambiente deficiente de oxígeno. Los individuos que respiran esta atmósfera pueden
experimentar síntomas que incluyen dolores de cabeza, pitidos en los oídos, mareos, somnolencia,
inconsciencia, náuseas, vómitos y depresión de todos los sentidos. La piel de una víctima puede presentar una
coloración azul. Bajo algunas circunstancias se puede producir la muerte. No se supone que el hidrógeno
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cause mutagénesis, embriotoxicidad, teratogenicidad o toxicidad reproductiva. Las enfermedades
respiratorias pre−existentes pueden ser agravadas por la sobreexposición al hidrógeno. Riesgo de
inhalación: Si se producen pérdidas en su contenedor, se alcanza rápidamente una concentración peligrosa.
Peligros físicos: El gas se mezcla bien con el aire, se forman fácilmente mezclas explosivas. El gas es más
ligero que el aire.
Peligros químicos: El calentamiento puede provocar combustión violenta o explosión. Reacciona
violentamente con el aire, oxígeno, halógenos y oxidantes fuertes provocando riesgo de incendio y explosión.
Los catalizadores metálicos, tales como platino y níquel, aumentan enormemente estas reacciones.
Elevadas concentraciones en el aire provocan una deficiencia de oxígeno con el riesgo de inconsciencia o
muerte. Comprobar el contenido de oxígeno antes de entrar en la habitación. No hay advertencia de olor si
hay concentraciones tóxicas presentes. Medir concentraciones de hidrógeno con un detector de gas adecuado
(un detector normal de gas inflamable no es adecuado para este propósito).
Efectos ambientales del Hidrógeno
Estabilidad ambiental: El hidrógeno existe naturalmente en la atmósfera. El gas se disipará rápidamente
en áreas bien ventiladas.
Efecto sobre plantas o animales: Cualquier efecto en animales será debido a los ambientes deficientes de
oxígeno. No se anticipa que tenga efectos adversos sobre las plantas, aparte de la helada producida en
presencia de los gases de expansión rápida.
Efecto sobre la vida acuática: Actualmente no se dispone de evidencia sobre el efecto del hidrógeno en la
vida acuática.
Helio
Elemento químico gaseoso, símbolo He, número atómico 2 y peso atómico de 4.0026. El helio es uno de los
gases nobles del grupo O de la tabla periódica. Es el segundo elemento más ligero. La fuente principal de
helio del mundo es un grupo de campos de gas natural en los Estados Unidos.
El helio es un gas incoloro, inodoro e insípido. Tiene menor solubilidad en agua que cualquier otro gas. Es el
elemento menos reactivo y esencialmente no forma compuesto químicos. La densidad y la viscosidad del
vapor de helio son muy bajas. La conductividad térmica y el contenido calórico son excepcionalmente altos.
El helio puede licuarse, pero su temperatura de condensación es la más baja de cualquier sustancia
conocida.
El helio fue el primer gas de llenado de globos y dirigibles. Esta aplicación continúa en la investigación de
alta altitud y para globos meteorológicos. El uso principal del helio lo constituye el gas inerte de protección
en soldadura autógena. Su mayor potencial lo encontramos en aplicaciones a temperaturas muy bajas. El
helio es el único refrigerante capaz de alcanzar temperaturas menores que 14 K (−434ºF). El principal valor
de la temperatura ultrabaja está en el desarrollo del estado de superconductividad, en el cual hay
prácticamente una resistencia cero al flujo de la electricidad. Otras aplicaciones son su uso como gas
presurizante en combustibles líquidos de cohetes, en mezclas helio−oxígeno para buzos, como fluido de
trabajo en los reactores nucleares enfriados por gas y como gas transportador en los análisis químicos por
cromatografía de gases.
El helio terrestre se forma por decaimiento radiactivo natural de elementos más pesados. La mayor parte de
este helio migra a la superficie y entra en la atmósfera. Cabría suponer que la concentración atmosférica del
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helio (5.25 partes por millón al nivel del mar) fuese superior. Sin embargo, su peso molecular bajo le permite
escapar al espacio a una velocidad equivalente a la de su formación. Los gases naturales lo contienen en
concentraciones superiores a la atmosférica.
Efectos del Helio sobre la salud
Efectos de la exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación. Inhalación:
Elevación de la voz. Mareos. Pesadez. Dolor de cabeza. Asfixia. Piel: Congelación en contacto con el
líquido. Riesgo de inhalación: Si hay pérdidas en el contenedor este gas puede provocar asfixia, ya que hace
disminuir el contenido de oxígeno en el aire en los lugares cerrados. Comprobar la concentración de oxígeno
antes de entrar en el recinto.
Litio
El litio encabeza la familia de los metales alcalinos en la tabla periódica. En la naturaleza se encuentra como
una mezcla de los isótopos Li6 y Li7. Es el metal sólido más ligero, es blando, de bajo punto de fusión y
reactivo. Muchas propiedades físicas y químicas son tan o más parecidas a las de los metales alcalinotérreos
que a las de su grupo.
El principal uso industrial del litio es en forma de estearato de litio como espesante para grasas lubricantes.
Otras aplicaciones importantes de compuestos de litio son en cerámica, de modo específico en la formulación
de esmaltes para porcelana; como aditivo para alargar la vida y el rendimiento en acumuladores alcalinos y
en soldadura autógena y soldadura para latón. El litio es un elemento moderadamente abundante y está
presente en la corteza terrestre en 65 partes por millón(ppm).
Esto lo coloca por debajo del níquel, cobre y tungsteno y por encima del cerio y estaño, en lo referente a
abundancia.
Entre las propiedades físicas más notables del litio están el alto calor específico (capacidad calorifica), el
gran intervalo de temperatura de la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy baja
densidad. El litio metálico es soluble en aminas alifáticas de cadena corta, como la etilamina. Es insoluble en
los hidrocarburos.
El litio experimenta un gran número de reacciones, tanto con reactivos orgánicos como inorgánicos.
Reacciona con el oxígeno para formar el monóxido y el peróxido. Es el único metal alcalino que reacciona
con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un nitruro, el cual es de color negro. Reacciona
fácilmente con el hidrógeno a casi 500ºC (930ºF) para formar hidruro de litio. La reacción del litio metálico
con agua es un extrmo vigorosa. El litio reacciona en forma directa con el carbono para producir el carburo.
Se combina fácilmente con los halógenos y forma halogenuros con emisión de luz. Aunque no reacciona con
hidrocarburos parafínicos, experimenta reacciones de adición con alquenos sustituidos por grupos arilo y
dienos. También reacciona con compuestos acetilénicos, formando acetiluros de litio, los cuales son
importantes en la síntesis de la vitamina A.
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El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un polvo blanco; el material comercial es
hidróxido de litio monohidratado. El carbonato tiene aplicación en la industria de cerámica y en la medicina
como un antidepresivo. Tanto el bromuro como el cloruro de litio forman salmueras concentradas que tienen
la propiedad de absorber humedad en un intervalo amplio de temperaturas; estas salmueras se emplean en
los sistemas comerciales de aire acondicionado.
Efectos del Litio sobre la salud
Efectos de la exposición al litio: Fuego: Inflamable. Muchas reacciones pueden causar fuego o explosión.
Libera vapores (o gases) irritantes y tóxicos en un incendio. Explosión: Riesgo de incendio y explosión en
contacto con sustancias combustibles y agua. Inhalación: Sensación de quemadura. Tos. Respiración
trabajosa. Falta de aire. Dolor de garganta. Los síntomas pueden ser retrasados. Piel: Enrojecimiento.
Quemaduras cutáneas. Dolor. Ampollas. Ojos: Enrojecimiento. Dolor. Quemaduras severas y profundas.
Ingestión: Calambres abdominales. Dolor abdominal. Sensación de quemadura. Náuseas. Shock o colapso.
Vómitos. Debilidad. Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación de su
aerosol y por ingestión. Riesgo de inhalación: La evaporación a 20°C es insignificante; sin embargo cuando
se dispersa se puede alcanzar rápidamente una concentración peligrosa de partículas suspendidas en el aire.
Efectos de la exposición a corto plazo: La sustancia es corrosiva para los ojos, la piel y el tracto respiratorio.
Corrosivo si es ingerido. La inhalación de la sustancia puede causar edema pulmonar. Normalmente los
síntomas del edema pulmonar no se manifiestan hasta después de unas horas y son agravados por el esfuerzo
físico. El reposo y la observación médica son por lo tanto esenciales. Debe ser considerada la administración
inmediata de un spray apropiado, por un médico o una persona autorizada por él.
Riesgos químicos: Su calentamiento puede provocar combustión violenta o explosión. La sustancia puede
arder espontáneamente en contacto con el aire cuando se dispersa en finas partículas. Cuando se calienta se
forman vapores tóxicos. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes, ácidos y muchos compuestos
(hidrocarburos, halógenos, halones, cemento, arena y asbestos) provocando peligro de incendio y explosión.
Reacciona violentamente con el agua, formando gas hidrógeno altamente inflamable y vapores corrosivos de
hidróxido de litio.
Efectos ambientales del Litio
El litio metálico reacciona con el nitrógeno, el oxígeno, y el vapor de agua en el aire. Consecuentemente, la
superficie del litio se recubre de una mezcla de hidróxido de litio (LiOH), carbonato de litio (Li2CO3), y
nitrato de litio (Li3N). El hidróxido de litio representa un peligro potencialmente significativo porque es
extremadamente corrosivo. Se debe prestar especial atención a los organismos acuáticos.
Berilio
El berilio, metal raro, es uno de los metales estructurales más ligeros, su densidad es cerca de la tercera
parte de la del aluminio. En la table de arriba se muestran algunas de las propiedades físicas y químicas
importantes del berilio. El berilio tiene diversas propiedades poco comunes e incluso únicas.
El principal uso del berilio metálico se encuentra en la manufactura de aleaciones berilio−cobre y en el
desarrollo de materiales moderadores y reflejantes para reactores nucleares. La adición de un 2% de berilio
al cobre forma una aleación no magnética seis veces más fuerte que el cobre. Estas aleaciones berilio−cobre
tienen numerosas aplicaciones en la industria de herramientas ya que no producen chispas, en las partes
móviles críticas de aviones, así como en componentes clave de instrumentos de precisión, computadoras
mecánicas, reveladores eléctricos y obturadores de cámaras fotográficas. Martillos, llaves y otras
herramientas de berilio−cobre se emplean en refinerías petroleras y otras plantas en las cuales una chispa
producida por piezas de acero puede ocasionar una explosión o un incendio.
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El berilio tiene muchos usos en la energía nuclear porque es uno de los materiales más eficientes para
disminuir la velocidad de los neutrones, así como para reflejarlos. En consecuencia, se utiliza en la
construcción de reactores nucleares como moderador y soporte, o en aleaciones con elementos combustibles.
Efectos del Berilio sobre la salud
El berilio no es un elemento crucial para los humanos: en realidad es uno de los más tóxicos que se
conocen. Es un metal que puede ser muy perjudicial cuando es respirado por los humanos, porque puede
dañar los pulmones y causar neumonía. El efecto más comúnmente conocido del berilio es la llamada
beriliosis, una peligrosa y persistente enfermedad de los pulmones que puede incluso dañar otros órganos,
como el corazón. Alrededor del 20% de todos los casos de berioliosis terminan con la muerte del enfermo.
La causa de la beriliosis es la respiración de berilio en el lugar de trabajo. Las personas con el sistema
inmune debilitado son más susceptibles a esta enfermedad.
El berilio puede también causar reacciones alérgicas en personas que son hipersensibles a los productos
químicos. Estas reacciones pueden ser muy agudas y pueden hacer que la persona caiga fuertemente
enferma, una afección conocida como enfermedad crónica por berilio. Los síntomas son debilidad,
cansancio y problemas respiratorios. Algunas personas que sufren de esta enfermedad pueden desarrollar
anorexia y las manos y pies se les ponen azules. En algunas personas puede causar la muerte.
El berilio puede también incrementar las posibilidades de desarrollar cáncer y daños en el ADN.
Efectos ambientales del Berilio
El berilio entra en el aire, agua y suelo como resultado de procesos naturales y actividades humanas. Esto
ocurre de forma natural en el medio ambiente en pequeñas cantidades. El hombre añade berilio a través de
la producción de metal y de la combustión de carbón y aceite.
El berilio existe en el aire en pequeñas partículas de polvo. Entra en el agua durante los procesos de
desintegración de suelos y rocas. Las emisiones industriales añaden berilio al aire y al agua residual y
éstas serán posteriormente traspasadas al agua. Normalmente precipita en el sedimento. El berilio como
elemento químico está presente en los suelos en pequeñas cantidades de forma natural, pero las actividades
humanas han incrementado esos niveles de berilio. Es probable que el berilio no se mueva hacia la zona
profunda del suelo y no entre en contacto con el agua subterránea.
Ciertos elementos químicos reaccionan con el berilio en el agua haciéndolo insoluble. Esto es bueno,
porque la forma insoluble del berilio en agua causa mucho meno daño a los organismos que la forma
soluble. El berilio no se acumula en los cuerpos de los peces, pero algunas frutas y vegetales como son los
frijoles y las peras pueden contener niveles significantes de berilio. Estos niveles pueden entrar en los
animales cuando esos alimentos son consumidos, pero por suerte la mayoría de los animales excretan el
berilio rápidamente a través de los órganos excretores como el sistema urinario y fecal.
Las pruebas de laboratorio han indicado que es posible que el berilio produzca cáncer y cambios en el ADN
de los animales, aunque de momento no hay evidencia el estudios de campo que respalde estos
descubrimientos.
Boro
Elemento químico, B, número atómico 5, peso atómico 10.811. Tiene tres elementos de valencia y se
comporta como no metal. Se clasifica como metaloide y es el único elemento no metálico con menos de cuatro
electrones en la capa externa. El elemento libre se prepara en forma cristalina o amorfa. La forma cristalina
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es un sólido quebradizo, muy duro. Es de color negro azabache a gris plateado con brillo metálico. Una
forma de boro cristalino es rojo brillante. La forma amorfa es menos densa que la cristalina y es un polvo
que va del café castaño al negro. En los compuestos naturales, el boro se encuentra como una mezcla de dos
isótopos estables, con pesos atómicos de 10 y 11.
Muchas propiedades del boro no están lo suficientemente establecidas en forma experimental por la pureza
discutible de algunas fuentes de boro, las variaciones en los métodos y las temperaturas de preparación.
El boro y sus compuestos tienen muchas aplicaciones en diversos campos, aunque el boro elemental se
emplea principalmente en la industria metalúrgica. Su gran reactividad a temperaturas altas, en particular
con oxígeno y nitrógeno, lo hace útil como agente metalúrgico degasificante. Se utiliza para refinar el
aluminio y facilitar el tratamiento térmico del hierro maleable. El boro incrementa de manera considerable
la resistencia a alta temperatura, característica de las aleaciones de acero. El boro elemental se emplea en
reactores atómicos y en tecnologías de alta temperatura. Las propiedades físicas que lo hacen atractivo en la
construcción de misiles y tecnología de cohetes son su densidad baja, extrema dureza, alto punto de fusión y
notable fuerza tensora en forma de filamentos. Cuando las fibras de boro se utilizan en material portador o
matriz de tipo epoxi (u otro plástico), la composición resultante es más fuerte y rígida que el acero y 25%
más ligera que el aluminio. El bórax, Na2B4O710H2O, refinado es un ingrediente importante en ciertas
variedades de detergentes, jabones, ablandadores de agua, almidones para planchado, adhesivos,
preparaciones para baño, cosméticos. Talcos y papel encerado. Se utiliza también en retardantes a la flama,
desinfectantes de frutas y madera, control de hierbas e insecticidas, así como en la manufactura de papel,
cuero y plásticos.
El boro constituye el 0.001% en la corteza terrestre. Nunca se ha encontrado libre. Está también presente en
el agua de mar en unas cuantas partes por millón (ppm). Existe en pequeñas cantidades en la mayoría de los
suelos y es un constituyente esencial de varios silicatos tales como la turmalina y la datolita. La presencia de
boro en cantidades muy pequeñas parece ser necesaria en casi todas las plantas, pero en grandes
concentraciones es muy tóxico para la vegetación. En la naturaleza hay sólo un número limitado de
localidades con concentraciones altas de boro o grandes depósitos de minerales; los más importantes
parecen ser de origen volcánico.
Efectos del Boro sobre la salud
El Boro ocurre de forma natual en el medioambiente debido a que es liberado al aire, suelo y agua a través
de los procesos de erosión. Este puede también aparecer en el agua subterránea en muy pequeñas
cantidades. Los humanos utilizan Boro en las industrias del vidrio pero la liberación de Boro por los
humanos es más pequeña que las concentraciones liberadas por procesos naturales de erosión.
Las plantas absorben Boro del suelo y a través del consumo de plantas por los animales este termina en las
cadena alimentarias. El Boro ha sido encontrado en los tejidos animales pero este no parece ser que se
acumule. Cuando los animales absorben grandes cantidades de Boro en un periodo de tiempo corto a
través de la comida o el agua los órganos reproductivos masculinos serán afectados. Cuando los animales
son expuestos al Boro durante el embarazo sus descencientes pueden sufrir defectos de nacimiento y fallos
en el desarrollo. Además, los animales sufren irritación de nariz cuando respiran Boro.
Efectos ambientales del Boro
Los humanos pueden ser expuestos al Boro a través de las frutas y vegetales, el agua, aire y el consumo de
productos.
Comer peces o carne no incrementará la concentración de Boro en nuestros cuerpos, el Boro no se
acumula en los tejidos animales. La exposición al Boro a través del aire y del agua no es muy frecuente
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que ocurra, pero el riesgo de exposición al polvo de Boro en el lugar de trabajo existe.
Las exposiciones al Boro pueden también ocurrir al consumir productos como cosméticos y productos para
lavar.
Cuando los humanos consumen grandes cantidades de comida que contiene Boro, la concentración de
Boro en sus cuerpos puede aumentar a niveles que causan problemas de salud. El Boro puede infectar el
estómago, hígado, riñones y cerebro y puede eventualmente llevar a la muerte. Cuando la exposición es
con pequeñas cantidades de Boro tiene lugar la irritación de la nariz, garganta y ojos.
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
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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.
Nitrógeno
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales.
El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta
concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana,
eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias
orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas.
Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales
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orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los compuestos nitrogenados en
la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de los procesos para convertirlo en otros
compuestos. El nitrógeno también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se
requiere una atmósfera relativamente inerte.
El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N, en abundancia relativa de 99.635 a 0.365. Además se
conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N, producidos por una variedad de reacciones
nucleares. A presión y temperatura normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046
g por litro.
El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las sustancias comunes, a
temperaturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio,
magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un
catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco. El nitrógeno,
carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC (3270ºF) para formar cianuro de hidrógeno.
Cuando el nitrógeno molecular se somete a la acción de un electrodo de descarga condensada o a una
descarga de alta frecuencia se activa en forma parcial a un intermediario inestable y regresa al estado basal
con emisión de un resplandor amarillo oro.
Los elementos de la familia del nitrógeno exhiben tres estados de oxidación principales, −3, +3 y +5 en sus
compuestos, aunque también se presentan otros estados de oxidación. Todos los elementos de la familia del
nitrógeno forman hidruros, así como óxidos +3, óxidos +5, haluros +3 (MX3) y, excepto para el nitrógeno y
el bimuto, halogenuros +5 (MX5). E1 nitrógeno es el elemento más electronegativo de la familia. Así, además
de los estados de oxidación típicos de la familia (−3,+3 y +5), el nitrógeno forma compuestos con otros
estados de oxidación.
Los compuestos que contienen una molécula de nitrógeno enlazada a un metal se llaman complejos de
nitrógeno o complejos dinitrógeno. Los metales que pertenecen al grupo VIII de la familia de los metales de
transición son extraordinarios en su capacidad para formar compuestos de coordinación; para cada metal de
este grupo se han identificado varios complejos nitrogenados. Los complejos nitrogenados de estos metales se
presentan en estados de oxidación bajos, como Co(I) o Ni(O), los otros ligandos presentes en estos
complejos, además de N2, son del tipo que se sabe que estabilizan estados de oxidación bajos: las fofinas
parecen ser particularmente útiles a este respecto.
Efectos del Nitrógeno sobre la salud
Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y suelos el Nitrógeno puede
ser encontrado en forma de nitratos y nitritos. Todas estas substancias son parte del ciclo del Nitrógeno,
aunque hay una conexión entre todos.
Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente
debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El Nitrógeno es emitido extensamente por las
industrias, incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como consecuencia de
reacciones que tienen lugar en el ciclo del Nitrógeno.
Las concentraciones de Nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente debido a esto.
Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos son los efectos más
comunes:
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• Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de
transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)
• Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)
• Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)
• Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las más común causa de cáncer.
(nitratos y nitritos)
Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más importante que el
nitrógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que éste era un mensajero vital del cuerpo para la
relajación de los músculos, y hoy sabemos que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema
inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido
nítrico, la óxido−nítrico sintasa, es abundante en el cerebro.
Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a través de las membranas para
llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabezado por K.−E.Anderson del hospital universitario de
Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del músculo que
controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el
mismo efecto.
Efectos ambientales del Nitrógeno
Los humanos han cambiado radicalmente los suministros de nitratos y nitritos. La mayor causa de la
adición de nitratos y nitritos es el uso intensivo de fertilizantes. Los procesos de combustión pueden
también realzar los suministros de nitrato y nitrito, debido a la emisión de óxidos de nitrógeno que puede
ser convertidos en nitratos y nitritos en el ambiente.
Los nitratos y nitritos también consisten durante la producción química y son usado como agentes
conservantes en las comidas. Esto causa las concentraciones de nitrógeno en el agua subterránea y aguas
superficiales y en la comida crece en gran medida.
La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios efectos. Primeramente, puede cambiar la
composición de especies debido a la susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los
compuestos de nitrógeno. Segundo, la mayoría del nitrito puede tener varios efectos sobre la salud de los
humanos asi como en animales. La comida que es rica en compuestos de Nitrógeno puede causar una
pérdida en el transporte de oxígeno en la sangre, lo que puede tener consecuencias serias para el ganado.
La toma de altas concentraciones de Nitrógeno puede causar problemas en la glándula tiroidéa y puede
llevar a bajos almacenamientos de la Vitamina A. En los estómagos e intestinos de animales los nitratos
pueden convertirse en nitrosaminas, un tipo de sustancia peligrosamente cancerígena.
Oxígeno
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Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso atómico 15.9994. Es de gran interés por ser
el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los procesos de
combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen)
del aire es oxígeno.
Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los llamados generadores o concentradores
de oxígeno, que son los utilizados en los bares de oxígeno.
El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de moléculas diatómicas, O2, pero también existe en
forma triatómica, O3, llamada ozono.
El oxígeno se separa del aire por licuefacción y destilación fraccionada. Las principales aplicaciones del
oxígeno en orden de importancia son: 1) fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales; 2)
manufactura de productos químicos por oxidación controlada; 3) propulsión de cohetes; 4) apoyo a la vida
biológica y medicina, y 5) minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio.
Existen equipos generadores de ozono, los cuales son usados para oxidación de materias, para ozonización
de piscinas...
En condiciones normales el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido; se condensa en un líquido azul
claro. El oxígeno es parte de un pequeño grupo de gases ligeramente paramagnéticos, y es el más
paramagnético de este grupo. El oxígeno líquido es también ligeramente paramagnético.
Casi todos los elementos químicos, menos los gases inertes, forman compuestos con el oxígeno. Entre los
compuestos binarios más abundantes de oxígeno están el agua, H2O, y la sílica, SiO2; componente principal
de la arena. De los compuestos que contienen más de dos elementos, los más abundantes son los silicatos,
que constituyen la mayor parte de las rocas y suelos. Otros compuestos que abundan en la naturaleza son el
carbonato de calcio (caliza y mármol), sulfato de calcio (yeso), óxido de aluminio (bauxita) y varios óxidos
de hierro, que se utilizan como fuente del metal.
Efectos del Oxígeno sobre la salud
Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con mucahs sustancias un exceso de
oxígeno no es bueno. Si uno se expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden
producir daños en los pulmones. Respirar un 50−100% de oxígeno a presión normal durante un periodo
prolongado provoca daños en los pulmones. Las personas que en su trabajo sufren exposiciones frecuentes o
potencialmente elevadas a oxígeno puro, deben hacerse un chequeo de funcionamiento pulmonar antes y
después de desempeñar ese trabajo. El oxígeno es normalmente almacenado a temperaturas muy bajas y por
lo tanto se deben usar ropas especiales para prevenir la congelación de los tejidos corporales.
Efectos ambientales del Oxígeno
No ha sido constatado ningún efecto negativo del oxígeno en el medio ambiente.
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Flúor
Símbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el número y peso atómicos más
bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable, se han preparado de manera artificial los
isótopos radiactivos, con pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un
margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.
Propiedades: El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales. El olor del
elemento es algo que está todavía en duda. La reactividad del elemento es tan grande que reacciona con
facilidad, a temperatura ambiente, con muchas otras sustancias elementales, entre ellas el azufre, el yodo, el
fósforo, el bromo y la mayor parte de los metales. Dado que los productos de reacción con los no metales son
líquidos o gases, las reacciones continúan hasta consumirlo por completo, con frecuencia con producción
considerable de calor y luz. En las reacciones con los metales forma un fluoruro metálico protector que
bloquea una reacción posterior a menos que la temperatura se eleve. El aluminio, el níquel, el magnesio y el
cobre forman tales películas de fluoruro protector.
El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de los compuestos que contienen hidrógeno,
como el agua, el amoniaco y todas las sustancias orgánicas, sean líquidos, sólidos o gases. La reacción del
flúor con el agua es compleja y produce principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como
cantidades menores de peróxido de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono. El flúor desplaza otros
elementos no metálicos de sus compuestos, aun aquellos muy cercanos en cuanto a actividad química.
Desplaza el cloro del cloruro de sodio y el oxígeno en la sílica, en vidrio y en algunos materiales cerámicos.
En ausencia de fluoruro de hidrógeno, el flúor no ataca en forma significativa al cuarzo o al vidrio, ni aun
después de varias horas a temperaturas hasta de 200ºC (390ºF).
El flúor es un elemento muy tóxico y reactivo. Muchos de sus compuestos, en especial los inorgánicos, son
también tóxicos y pueden causar quemaduras severas y profundas. Hay que tener cuidado para prevenir que
líquidos o vapores entren en contacto con la piel y los ojos.
Frecuencia natural: Se estima que se halla en un 0.065% en la corteza terrestre; es casi tan abundante como
el carbono, el nitrógeno o el cloro, mucho más que el cobre o el plomo, aunque mucho menos que el hierro,
aluminio o el magnesio. Los compuestos cuyas moléculas contienen átomos de flúor están ampliamente
distribuidos en la naturaleza. Muchos minerales contienen cantidades pequeñas del elemento, y se encuentra
tanto en rocas ígneas como en rocas sedimentarias.
Aplicaciones: Los compuestos que contienen flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y
escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de calcio) se introduce dentro del alto
horno para reducir la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro. La criolita, Na2AlF6, se utiliza
para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y
el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen flúor como
refrigerantes se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como
propelentes de aerosoles, así como también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado. Sin
embargo, el empleo de fluorocarburos como propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del
posible daño; a la capa de ozono de la atmósfera. Un uso del flúor, muy importante durante la Segunda
Guerra Mundial, fue un el enriquecimiento del isótopo fisionable 235U; el proceso más importante empleaba
hexafluoruro de uranio. Este compuesto estable y volátil fue con mucho el material más adecuado para la
separación del isótopo por difusión gaseosa.
Mientras que para los consumidores la utilización de compuestos de flúor en la industria pasa casi
inadvertida, algunos compuestos se han vuelto familiares a través de usos menores pero importantes, como
aditivos en pastas de dientes y superficies fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar
(teflón por ejemplo).
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Compuestos: En todos los compuestos de flúor la alta electronegatividad de este compuesto indica que el
átomo de flúor tiene un exceso de carga negativa. Es conveniente, sin embargo, dividir los fluoruros binarios
inorgánicos en sales (red iónica), fluoruros metálicos no volátiles y fluoruros volátiles, la mayor parte de no
metales. Algunos hexafluoruros metálicos y los fluoruros de gases nobles muestran volatilidad que son
frecuencia está asociada a un compuesto molecular. La volatilidad se asocia a menudo con números de
oxidación altos para el elemento positivo.
Los metales suelen formar fluoruros iónicos no volátiles, donde la transferencia electrónica es sustancial y la
red cristalina está determinada por el tamaño iónico y la interacción electrostática predecible. Cuando el
número de coordinación y la valencia son la misma, por ejemplo en BF3, SiF4 y WF6, el enlace entre el
metal y el flúor no es común; los compuestos resultantes son muy volátiles y los sólidos muestran redes
moleculares más que estructuras cristalinas iónicas. Para números de oxidación superiores, las redes iónicas
simples son menos comunes y, mientras que el enlace entre el átomo central y el flúor requiere aún
transferencia de alguna carga al flúor, las estructuras moleculares son identificables en las fases
condensadas.
Además de los fluoruros binarios, se ha aislado un número muy grande de complejos, a menudo con un anión
fluoruro que contiene un átomo central de número de oxidación alto. Los fluoruros binarios salinos muestran
una gran tendencia a combinarse con otros fluoruros binarios para formar numerosos complejos o sales
dobles.
Los compuestos de carbono que contienen flúor pueden dividirse en hidrocarburos fluorados y derivados
(compuestos orgánicos del flúor), y los fluorocarburos y sus derivados. El átomo de flúor unido al anillo
aromático, como en el fluorobenceno, es poco reactivo. Además reduce la reactividad de toda la molécula.
Por ejemplo, aquellos colorantes que contienen flúor unido al anillo aromático son más resistentes a la
oxidación y más sensibles a la luz, que los que no lo contienen. La mayor parte de los compuestos alifáticos,
como los fluoruros de alquilo, son inestables y pierden fluoruro de hidrógeno con facilidad. Estos compuestos
son difíciles de preparar y conservar, y es poco probable que se vuelvan importantes.
Efectos del Flúor sobre la salud
En el agua, aire, plantas y animales hay presentes pequeñas cantidades de flúor. Como resultado los
humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos y el agua potable y al respirar el aire. El flúor se
puede encontrar en cualquier tipo de comida en cantidades relativamente pequeñas. Se pueden encontrar
grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos.
El flúor es esencial para mantener la solidez de nuestros huesos. El flúor también nos puede proteger del
decaimiento dental, si es aplicado con el dentifríco dos veces al día. Si se absorbe flúor con demasiada
frecuencia, puede provocar caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos.
Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya que en elevadas
concentraciones puede causar la muerte. En bajas concentraciones puede causar irritaciones de los ojos y la
nariz.
Efectos ambientales del Flúor
El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural, pudiendo ser encontrado en rocas, carbón y
arcilla. Los fluoruros son liberados al aire cuando el viento arrastra el suelo. Los procesos de combustión en
las industrias pueden liberar fluoruro de hidrógeno al aire. Los fluoruros que se encuentran en el aire
acabarán depositándose en el suelo o en el agua.
Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer en el aire durante un largo periodo de
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tiempo. Cuando el flúor del aire acaba en el agua se instala en los sedimentos. Cuando acaba en los suelos,
el flúor se pega fuertemente a las partículas del suelo.
En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente puede cambiar de forma. El flúor que se
encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende
del tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el suelo. En las
plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas concentraciones de flúor pueden provocar
daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades de flúor en sus
cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. Como consecuencia, los animales expuestos a
elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los huesos. Demasiado flúor también
puede provocar la disminución de la cantidad de alimento tomado por el estómago y puede alterar el
desarrollo de las garras. Por último, puede provocar bajo peso al nacer.
Neón
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.
Se usan cantidades considerables de neón en la investigación física de alta energía. Las cámaras de centelleo
con que se detecta el paso de partículas nucleares se llenan de neón. El neón líquido puede utilizarse como
un refrigerante en el intervalo de 25−40 K (−416 a −387ºF). También se utiliza en algunos tipos de tubos
electrónicos, contadores Geiger−Müller, en lámparas probadoras de corriente eléctrica de alto voltaje. Con
baja potencia eléctrica se produce luz visible en lámparas incandescentes de neón; tales lámparas son
económicas y se usan como luces nocturnas y de seguridad.
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.
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.
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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.
Efectos ambientales del Neón
El neón es un gas raro atmosférico, y como tal no es tóxico y es químicamente inerte.
No se conoce ningún daño ecológico causado por este elemento.
Sodio
Elemento químico, símbolo Na, número atómico 11 y peso atómico 22.9898. Es un metal suave, reactivo y de
bajo punto de fusión, con una densidad relativa de 0.97 a 20ºC (68ºF). Desde el punto de vista comercial, el
sodio es el más importante de los metales alcalinos.
El sodio ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre, que
contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. El sodio es, después del cloro, el segundo elemento
más abundante en solución en el agua de mar. Las sales de sodio más importantes que se encuentran en la
naturaleza son el cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio
(bórax), el nitrato de sodio (nitrato de Chile) y el sulfato de sodio. Las sales de sodio se encuentran en el
agua de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.
El sodio reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para producir hidróxido de sodio e
hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y
adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio. El sodio no reacciona con
nitrógeno, incluso a temperaturas muy elevadas, pero puede reaccionar con amoniaco para formar amida de
sodio. El sodio y el hidrógeno reaccionan arriba de los 200ºC (390ºF) para formar el hidruro de sodio. El
sodio reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona, pero sí lo hace con los halógenos. También
reacciona con varios halogenuros metálicos para dar el metal y cloruro de sodio.
El sodio no reacciona con los hidrocarburos parafínicos, pero forma compuesto de adición con naftaleno y
otros compuestos aromáticos policíclicos y con aril alquenos. La reacción del sodio con alcoholes es
semejante a la reacción del sodio con agua, pero menos rápida. Hay dos reacciones generales con
halogenuros orgánicos. Una de éstas requiere la condensación de dos compuesto orgánicos que contengan
halógenos al eliminar éstos. El segundo tipo de reacciones incluye el reemplazo del halógeno por sodio, para
obtener un compuesto organosódico.
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Efectos del Sodio sobre la salud
El sodio es un componente de muchas comidas, por ejemplo la sal común. Es necesario para los humanos
para mantener el balance de los sistemas de fluidos físicos. El sodio es también requerido para el
funcionamiento de nervios y músculos. Un exceso de sodio puede dañar nuestros riñones e incrementa las
posibilidades de hipertensión.
Efectos ambientales del Sodio
Ecotoxicidad: Límite Medio de Tolerancia (LMT) para el pez mosquito, 125 ppm/96hr (agua dulce); Límite
Medio de Tolerancia (LMT) para el pez sol (Lepomis macrochirus), 88 88 mg/48hr (agua del grifo).
Destino medioambiental: Este compuesto químico no es móvil en su forma sólida, aunque absorbe la
humedad muy fácilmente. Una vez líquido, el hidróxido de sodio se filtra rápidamente en el suelo, con la
posibilidad de contaminar las reserves de agua.
Magnesio
Elemento químico, metálico, de símbolo Mg, colocado en el grupo IIa del sistema periódico, de número
atómico 12, peso atómico 24.312. El magnesio es blanco plateado y muy ligero. Su densidad relativa es de
1.74 y su densidad de 1740 kg/m3 (0.063 lb/in3) o 108.6 lb/ft3). El magnesio se conoce desde hace mucho
tiempo como el metal estructural más ligero en la industria, debido a su bajo peso y capacidad para formar
aleaciones mecánicamente resistentes.
Los iones magnesio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura, es
decir, cuando contiene demasiado magnesio o calcio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
Con una densidad de sólo dos tercios de la del aluminio, tiene incontables aplicaciones en casos en donde el
ahorro de peso es de importancia. También tiene muchas propiedades químicas y metalúrgicas deseables que
lo hacen apropiado en una gran variedad de aplicaciones no estructurales.
Es muy abundante en la naturaleza, y se halla en cantidades importanes en muchos minerales rocosos, como
la dolomita, magnesita, olivina y serpentina. Además se encuentra en el agua de mar, salmueras subterráneas
y lechos salinos. Es el tercer metal estructural más abundante en la corteza terrestre, superado solamente por
el aluminio y el hierro.
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El magnesio (magnecio) es químicamente muy activo, desplaza al hidrógeno del agua en ebullición y un gran
número de metales se puede preparar por reducción térmica de sus sales y óxidos con magnesio. Se combina
con la mayor parte de los no metales y prácticamente con todos los ácidos. El magnesio reacciona sólo
ligeramente o nada con la mayor parte de los álcalis y muchas sustancias orgánicas, como hidrocarburos,
aldehídos, alcoholes, fenoles, aminas, ésteres y la mayor parte de los aceites. Utilizado como catalizador, el
magnesio sirve para promover reacciones orgánicas de condensación, reducción, adición y deshalogenación.
Se ha usado largo tiempo en la síntesis de compuestos orgánicos especiales y complejos por medio de la
conocida reacción de Grignard. Los principales ingredientes de aleaciones son: aluminio, manganeso,
zirconio, zinc, metales de tierras raras y torio.
Los compuestos de magnesio se utilizan mucho en la industria y la agricultura.
Efectos del Magnesio sobre la salud
Efectos de la exposición al magnesio en polvo: baja toxicidad y no considerado como peligroso para la salud.
Inhalación: el polvo de magnesio puede irritar las membranas mucosas o el tracto respiratorio superior.
Ojos: daños mecánicos o las partículas pueden incrustarse en el ojo. Visión directa del polvo de magnesio
ardiendo sin gafas especiales puede resultar en ceguera temporal, debido a la intensa llama blanca. Piel:
Incrustación de partículas en la piel. Ingestión: Poco posible; sin embargo, la ingestión de grandes
cantidades de polvo de magnesio puede causar daños.
El magnesio no ha sido testado, pero no es sospechoso de ser cancerígeno, mutagénico o teratógeno. La
exposición a los vapores de óxido de magnesio producidos por los trabajos de combustión, soldadura o
fundición del metal pueden resultar en fiebres de vapores metálicos con los siguientes síntomas temporales:
fiebre, escalofríos, náuseas, vómitos y dolores musculares. Estos se presentan normalmente de 4 a 12 horas
después de la exposición y duran hasta 48 horas. Los vapores de óxido de magnesio son un subproducto de la
combustión del magnesio.
Peligros físicos: Posible explosión del polvo o de los gránulos al mezclarse con el aire. En seco se puede
cargar electróstaticamente al ser removido, transportado, vertido, etc
Peligros químicos: La sustancia puede incendiarse espontáneamente al contacto con el aire produciendo
gases irritantes o tóxicos. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes y con muchas sustancias
provocando riesgo de incendio y de explosión. Reacciona con ácidos y agua formando gas hidrógeno
inflamable, provocando riesgo de incendio y de explosión.
Primeros auxilios: Inhalación: Salir al aire fresco. Ojos: Enjuagar los ojos abundantemente con agua.
Consultar con un físico. Piel: Lavar con jabón y agua abundantemente para eliminar las partículas.
Ingestión: Si se ingieren grandes cantidades de polvo de magnesio, provocar el vómito y cansultar con un
físico. Nota para el físico: No existe tratamiento o antídoto específico. Se recomienda cuidado de apoyo. El
tratamiento debe estar basado en las reacciones del paciente.
Efectos ambientales del Magnesio
Hay muy poca información disponible acerca de los efectos ambientales de los vapores de óxido de magnesio.
Si otros mamíferos inhalan vapores de óxido de magnesio, pueden sufrir efectos similares a los de los
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humanos.
En un espectro del 0 al 3, los vapores de óxido de magnesio registran un 0,8 de peligrosidad para el
medioambiente. Una puntuación de 3 representa un peligro muy alto para el medioambiente y una
puntuación de 0 representa un peligro insignificante. Los factores tomados en cuenta para la obtención de
este ranking incluyen el grado de perniciosidad del material y/o su carencia de toxicidad, y la medida de su
capacidad de permanecer activo en el medioambiente y si se acumula o no en los organismos vivos. No tiene
en cuenta el grado de exposición a la sustancia.
El polvo de magnesio no es sospechoso de ser altamente dañino para el medioambiente. En forma de óxido de
magnesio se ha establecido una la toxicidad en el agua en 1000 ppm. "Water Quality Characteristics of
Hazardous Materials", Hann & Jensen, Enviro. End. Div., Texas A&M, vol. 3 (1974).
Aluminio
Elemento químico metálico, de símbolo Al, número atómico 13, peso atómico 26.9815, que pertenece al
grupo IIIA del sistema periódico. El aluminio puro es blando y tiene poca resistencia mecánica, pero puede
formar aleaciones con otros elementos para aumentar su resistencia y adquirir varias propiedades útiles. Las
aleaciones de aluminio son ligeras, fuertes, y de fácil formación para muchos procesos de metalistería; son
fáciles de ensamblar, fundir o maquinar y aceptan gran variedad de acabados. Por sus propiedades físicas,
químicas y metalúrgicas, el aluminio se ha convertido en el metal no ferroso de mayor uso.
El aluminio es el elemento metálico más abundante en la Tierra y en la Luna, pero nunca se encuentra en
forma libre en la naturaleza. Se halla ampliamente distribuido en las plantas y en casi todas las rocas, sobre
todo en las ígneas, que contienen aluminio en forma de minerales de alúmino silicato. Cuando estos
minerales se disuelven, según las condiciones químicas, es posible precipitar el aluminio en forma de arcillas
minerales, hidróxidos de aluminio o ambos. En esas condiciones se forman las bauxitas que sirven de materia
prima fundamental en la producción de aluminio.
El aluminio es un metal plateado con una densidad de 2.70 g/cm3 a 20ºC (1.56 oz/in3 a 68ºF). El que existe
en la naturaleza consta de un solo isótopo, 2713Al. El aluminio cristaliza en una estructura cúbica centrada
en las caras, con lados de longitud de 4.0495 angstroms. (0.40495 nanómetros). El aluminio se conoce por su
alta conductividad eléctrica y térmica, lo mismo que por su gran reflectividad.
La configuración electrónica del elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. El aluminio muestra una valencia de 3+
en todos sus compuestos, exceptuadas unas cuantas especies monovalentes y divalentes gaseosas a altas
temperaturas.
El aluminio es estable al aire y resistente a la corrosión por el agua de mar, a muchas soluciones acuosas y
otros agentes químicos. Esto se debe a la protección del metal por una capa impenetrable de óxido. A una
pureza superior al 99.95%, resiste el ataque de la mayor parte de los ácidos, pero se disuelve en agua regia.
Su capa de óxido se disuelve en soluciones alcalinas y la corrosión es rápida.
El aluminio es anfótero y puede reaccionar con ácidos minerales para formar sales solubles con
desprendimiento de hidrógeno.
El aluminio fundido puede tener reacciones explosivas con agua. El metal fundido no debe entrar en contacto
con herramientas ni con contenedores húmedos.
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A temperaturas altas, reduce muchos compuestos que contienen oxígeno, sobre todo los óxidos metálicos.
Estas reacciones se aprovechan en la manufactura de ciertos metales y aleaciones.
Su aplicación en la construcción representa el mercado más grande de la industria del aluminio. Millares de
casas emplean el aluminio en puertas, cerraduras, ventanas, pantallas, boquillas y canales de desagüe. El
aluminio es también uno de los productos más importantes en la construcción industrial. El transporte
constituye el segundo gran mercado. Muchos aviones comerciales y militares están hechos casi en su
totalidad de aluminio. En los automóviles, el aluminio aparece en interiores y exteriores como molduras,
parrillas, llantas (rines), acondicionadores de aire, transmisiones automáticas y algunos radiadores, bloques
de motor y paneles de carrocería. Se encuentra también en carrocerías, transporte rápido sobre rieles,
ruedas formadas para camiones, vagones, contenedores de carga y señales de carretera, división de carriles
y alumbrado. En la industria aeroespacial, el aluminio también se encuentra en motores de aeroplanos,
estructuras, cubiertas y trenes de aterrizaje e interiores; a menudo cerca de 80% del peso del avión es de
aluminio. La industria de empaques para alimentos es un mercado en crecimiento rápido.
En las aplicaciones eléctricas, los alambres y cables de aluminio son los productos principales. Se encuentra
en el hogar en forma de utensilios de cocina, papel de aluminio, herramientas, aparatos portátiles,
acondicionadores de aire, congeladores, refrigeradores, y en equipo deportivo como esquíes y raquetas de
tenis.
Existen cientos de aplicaciones químicas del aluminio y sus compuestos. El aluminio en polvo se usa en
pinturas, combustible para cohetes y explosivos y como reductor químico.
Efectos del Aluminio sobre la salud
El Aluminio es uno de los metales más ampliamente usados y también uno de los más frecuentemente
encontrados en los compuestos de la corteza terrestre. Debido a este hecho, el aluminio es comúnmente
conocido como un compuesto inocente. Pero todavía, cuando uno es expuesto a altas concentraciones, este
puede causar problemas de salud. La forma soluble en agua del Aluminio causa efectos perjudiciales, estas
partículas son llamadas iones. Son usualmente encontradas en soluciones de Aluminio combinadas con
otros iones, por ejemplo cloruro de Aluminio.
La toma de Alumino puede tener lugar a través de la comida, respirarlo y por contacto en la piel. La toma
de concentraciones significantes de Aluminio puede causar un efecto serio en la salud como:
• Daño al sistema nervioso central
• Demencia
• Pérdida de la memoria
• Apatía
• Temblores severos
El Aluminio es un riesgo para ciertos ambientes de trabajo, como son las minas, donde se puede encontrar
en el agua. La gente que trabaja en fabricas donde el Aluminio es aplicado durante el proceso de
producción puede aumentar los problemas de pulmón cuando ellos respiran el polvo de Aluminio. El
Aluminio puede causar problemas en los riñones de los pacientes, cuando entra en el cuerpo durante el
proceso de diálisis.
Efectos ambientales del Aluminio
Los efectos del Aluminio han atraido nuestra atención, mayormente debido a los problemas de
acidificación. El Aluminio puede acumularse en las plantas y causar problemas de salud a animales que
consumen esas plantas. Las concentraciones de Aluminio parecen ser muy altas en lagos acidificados. En
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estos lagos un número de peces y anfibios están disminuyendo debido a las reacciones de los iones de
Aluminio con las proteinas de las agallas de los peces y los embriones de las ranas.
Elevadas concentraciones de Aluminio no sólo causan efectos sobre los peces, pero también sobre los
pájaros y otros animales que consumen peces contaminados e insectos y sobre animales que respiran el
Aluminio a través del aire.
Las consecuencias para los pájaros que consumen peces contaminados es que la cáscara de los huevos es
más fina y los pollitos nacen con bajo peso. Las consecuencias para los animales que respiran el Aluminio
a través del aire son problemas de pulmones, pérdida de peso y declinación de la actividad. Otro efecto
negativo en el ambiente del Aluminio es que estos iones pueden reaccionar con los fosfatos, los cuales
causan que el fosfato no esté disponible para los organismos acuáticos.
Altas concentraciones de Aluminio no sólo pueden ser encontrados en lagos ácidos y arie, también en
aguas subterráneas y suelos ácidos. Hay fuertes indicadores de que el Aluminio puede dañar las raices de
los árboles cuando estas están localizadas en las aguas subterráneas.
Fósforo
Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran número de
compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos
desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la
fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el
material hereditario (los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de
los animales están formados por fosfato de calcio.
Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en Estados Unidos
como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes
suplementarios en alimentos para animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos,
agentes de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes,
insecticidas y aditivos de productos petroleros.
De casi 200 fosfatos minerales diferentes, sólo uno, la fluoropatita, Ca5F(PO4)3, se extrae esencialmente de
grandes depósitos secundarios originados en los huesos de animales y que se hallan en el fondo de mares
prehistóricos, y de los guanos depositados sobre rocas antiguas.
La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos compuestos basados en el fósforo
como los de carbono. En química orgánica se acostumbra agrupar varios compuestos químicos dentro de
familias llamadas series homólogas.
Esto también puede hacerse en la química de los compuestos de fósforo, aunque muchas familias están
incompletas. La familia mejor conocida de estos compuestos es el grupo de cadenas de fosfatos. Las sales de
fosfatos constan de cationes, como el sodio, junto con cadenas de aniones, como (PnO3n+1)(n+2)−, que
pueden tener de 1 a 1 000 000 de átomos de fósforo por anión.
Los fosfatos se basan en átomos de fósforo rodeados en una disposición tetraédrica por átomos de oxígeno, el
miembro más pequeño de la familia es el anión simple PO3−4 (el ion ortofosfato). La familia de las cadenas
de fosfato se basa en hileras alternadas de átomos de fósforo y oxígeno en que cada átomo de fósforo
permanece en el centro de un tetraedro de cuatro átomos de oxígeno. Hay también una familia estrechamente
relacionada de fosfatos cíclicos.
Una característica estructural interesante de muchos de los compuestos del fósforo conocidos es la formación
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de estructuras tipo jaula. Ejemplos de estas moléculas son el fósforo blanco, P4, y uno de los pentóxidos de
fósforo, P4O10. Las estructuras tipo red son comunes; por ejemplo, los cristales de fósforo negro en que los
átomos están enlazados unos con otros.
En la mayor parte de sus compuestos, el fósforo está enlazado químicamente a cuatro átomos inmediatos.
Hay gran número de compuestos en los que uno de los cuatro átomos está ausente y en su lugar hay un par
de electrones no compartidos.
Hay también unos cuantos compuestos con cinco o seis átomos unidos al fósforo; son muy reactivos y tienden
a ser inestables. Durante los años 60 y 70, se prepararon muchos compuestos orgánicos de fósforo. La mayor
parte de estas estructuras químicas incluye tres o cuatro átomos enlazados al fósforo, pero existen también
estructuras con dos, cinco o seis átomos unidos a cada átomo de fósforo.
Casi todo el fósforo utilizado en el comercio está en forma de fosfatos. La mayor parte de los fertilizantes
fosfatados constan de ortofosfato diácido de calcio u otofosfato ácido de calcio muy impuros, Ca(H2PO4)2 y
CaHPO4. Estos fosfatos son sales del ácido ortofosfórico.
El compuesto de fósforo de mayor importancia biológica es el adenosintrifosfato (ATP), que es un éster de la
sal, el tripolifosfato de sodio, muy utilizado en detergentes y ablandadores de agua. Casi todas las reacciones
en el metabolismo y la fotosíntesis requieren la hidrólisis de este tripolifosfato hasta su derivado pirofosfato,
llamado adenosindifosfato (ADP).
Efectos del Fósforo sobre la salud
El Fósforo puede ser encontrado en el ambiente más comúnmente como fosfato. Los fosfatos son
substancias importantes en el cuerpo de los humanos porque ellas son parte del material de ADN y tienen
parte en la distribución de la energía. Los fosfatos pueden ser encontrados comúnmente en plantas. Los
humanos han cambiado el suministro natural de fósforo radicalmente por la adición de estiércol ricos en
fosfatos. El fosfato era también añadido a un número de alimentos, como quesos, salsas, jamón.
Demasiado fosfato puede causar problemas de salud, como es daño a los riñones y osteoporosis. La
disminución de fosfato también puede ocurrir. Estas son causadas por uso extensivo de medicinas.
Demasiado poco fosfato puede causar problemas de salud.
El Fósforo en su forma pura tiene un color blanco. El fósforo blanco es la forma más peligrosa de fósforo
que es conocida. Cuando el fósforo blanco ocurre en la naturaleza este puede ser un peligro serio para
nuestra salud. El fósforo blanco es extremadamente venenoso y en muchos casos la exposición a él será
fatal. En la mayoría de los casos la gente que muere por fósforo blanco ha sido por tragar accidentalmente
veneno de rata. Antes de que la gente muera por exposición al fósforo blanco ellos a menudo experimentan
náuseas, convulciones en el estómago y desfallecimiento. El fósforo blanco puede causar quemaduras en
la piel, dañar el hígado, corazón y riñones.
Efectos ambientales del Fósforo
Fósforo blanco: El fósforo blanco estra en el ambiente cuando es usado en industrias para hacer otros
productos químicos y cuando el ejército lo usa como munición. A través de descargas de aguas residuales
el fósforo blanco termina en las aguas superficiales cerca de las fábricas donde es usado.
El fósforo blanco no es probablemente esparcido, porque este reacciona con el oxígeno bastante rápido.
Cuando el fósforo termina en el aire a través de los tubos de escape este teminará usualmente
reaccionando con el oxígeno al instante para convertirse en partículas menos peligrosas. Pero en suelos
profundos y en el fondo de los ríos y lagos el fósforo puede permanecer miles de años y más.
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Fosfatos: Los fosfatos tienen muchos efectos sobre los organismos. Los efectos son mayormente
consecuencias de las emisiones de grandes cantidades de fosfatos en el ambiente debido a la minería y los
cultivos. Durante la purificación del agua los fosfatos no son a menudo eliminado correctamente, así que
pueden expandirse a través de largas distancias cuando se encuentran en la superficie de las aguas.
Debido a la constante adición de fosfatos por los humanos y que exceden las concentraciones naturales, el
ciclo del fósforo es interrumpido fuertemente.
El incremento de la concentración de fósforo en las aguas superficiales aumenta el crecimiento de
organismos dependientes del fósforo, como son las algas. Estos organismos usan grandes cantidades de
oxígeno y previenen que los rayos de sol entren en el agua. Esto hace que el agua sea poco adecuada para
la vida de otros organismos. El fenómeno es comúnmente conocido como eutrofización.
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 volcánicas (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
36
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
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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.
Cloro
Elemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El cloro existe como un gas
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amarillo−verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Es el segundo en reactividad entre los halógenos,
sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de
los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no
metales y materiales orgánicos para formar cientos de compuestos.
Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han
preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto
de ebullición del cloro líquido (de color amarillo−oro) es −34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales) y
el punto de fusión del cloro sólido es −100.98ºC. La temperatura crítica es de 144ºC; la presión crítica es
76.1 atm (7.71 megapascales); el volumen crítico es de 1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de
0.573 g/ml. Las propiedades termodinámicas incluyen el calor de sublimación, que es de 7370 (+−) 10
cal/mol a OK; el calor de vaporización , de 4878 (+−) 4 cal/mol; a −34.05ºC; el calor de fusión, de 1531
cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99 cal/mol a 1 atm (101.325 kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC.
El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados que han sido llamados
halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el yodo y el bromo son menos activos. El cloro reemplaza
al yodo y al bromo de sus sales. Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con materiales
orgánicos como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina directamente con la
mayor parte de los elementos.
Fabricación: El primer proceso electrolítico para la producción de cloro fue patentado en 1851 por Charles
Watt en Gran Bretaña. En 1868, Henry Deacon produjo cloro a partir de ácido clorhídrico y oxígeno a 400ºC
(750ºF), con cloruro de cobre impregnado en piedra pómez como catalizador. Las celdas electrolíticas
modernas pueden clasificarse casi siempre como pertenecientes al tipo de diafragma y de mercurio. Ambas
producen sustancias cáusticas (NaOH o KOH), cloro e hidrógeno. La política económica de la industria del
cloro y de los álcalis incluye principalmente la mercadotecnia equilibrada o el uso interno del cáustico y del
cloro en las proporciones en las que se obtienen mediante el proceso de la celda electrolítica.
Efectos del Cloro sobre la salud
El cloro es un gas altamente reactivo. Es un elemento que se da de forma natural. Los mayores consumidores
de cloro son las compañías que producen dicloruro de etileno y otros disolventes clorinados, resinas de
cloruro de polivinilo (PVC), clorofluorocarbonos (CFCs) y óxido de propileno. Las compañías papeleras
utilizan cloro para blanquear el papel. Las plantas de tratamiento de agua y de aguas residuales utilizan
cloro para reducir los niveles de microorganismos que pueden propagar enfermedades entre los humanos
(desinfección).
La exposición al cloro puede ocurrir en el lugar de trabajo o en el medio ambiente a causa de escapes en el
aire, el agua o el suelo. Las personas que utilizan lejía en la colada y productos químicos que contienen cloro
no suelen estar expuestas a cloro en sí. Generalmente el cloro se encuentra solamente en instalaciones
industriales.
El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser consumido con comida o agua
contaminadas. No permanece en el cuerpo, debido a su reactividad.
Los efectos del cloro en la salud humana dependen de la cantidad de cloro presente, y del tiempo y la
frecuencia de exposición. Los efectos también dependen de la salud de la persona y de las condiciones del
medio cuando la exposición tuvo lugar.
La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos periodos de tiempo afecta negativamente al
sistema respiratorio humano. Los efectos van desde tos y dolor pectoral hasta retención de agua en los
pulmones. El cloro irrita la piel , los ojos y el sistema respiratorio. No es probable que estos efectos tengan
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lugar a niveles de cloro encontrados normalmente en la naturaleza.
Los efectos en la salud humana asociados con la respiración o el consumo de pequeñas cantidades de cloro
durante periodos prolongados de tiempo no son conocidos. Algunos estudios muestran que los trabajadores
desarrollan efectos adversos al estar expuestos a inhalaciones repetidas de cloro, pero otros no.
Efectos ambientales del Cloro
El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede escaparse del agua e incorporarse al aire
bajo ciertas condiciones. La mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas
superficiales.
Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros compuestos químicos. Se combina con material
inorgánico en el ahua para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos
clorinados.
Debido a su reactividad no es probable que el cloro se mueva a través del suelo y se incorpore a las aguas
subterráneas.
Las plantas y los animales no suelen almacenar cloro. Sin embargo, estudios de laboratorio muestran que la
exposición repetida a cloro en el aire puede afectar al sistema inmunitario, la sangre, el corazón, y el sistema
respiratorio de los animales.
El cloro provoca daños ambientales a bajos niveles. El cloro es especialmente dañino para organismos que
viven en el agua y el suelo.
Potasio
Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098. Ocupa un lugar intermedio dentro
de la familia de los metales alcalinos después del sodio y antes del rubidio. Este metal reactivo es ligero y
blando. Se parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica.
El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve también como material de
partida para la manufactura de otros compuestos de potasio (potacio). El hidróxido de potasio se emplea en
la manufactura de jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio
es también un material de partida importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en
fósforos, fuegos pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante.
El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los elementos de la corteza terrestre; el
2.59% de ella corresponde a potasio en forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa
que el potasio es el sexto más abundante en solución.
Es más reactivo aún que el sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno del aire para formar el
monóxido, K2O, y el peróxido, K2O2. En presencia de un exceso de oxígeno, produce fácilmente el
superóxido, KO2.
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El potasio no reacciona con el nitrógeno para formar nitruro, ni siquiera a temperaturas elevadas. Con
hidrógeno reacciona lentamente a 200ºC (390ºF) y con rapidez a 350−400ºC (660−752ºF). Produce el
hidruro menos estable de todos los metales alcalinos.
La reacción entre el potasio y agua o hielo es violenta, aun a temperaturas tan bajas como −100ºC (−148ºF).
El hidrógeno que se desprende se inflama normalmente a la temperatura ambiente. La reacción con ácidos
acuosos es aún más violenta y casi explosiva.
Efectos del Potasio sobre la salud
El potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos. Juega un
importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste en las funciones de los nervios.
Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio. Esto puede llevar a cabo
una perturbación en el ritmo cardiaco.
Efectos ambientales del Potasio
Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macronutrients esenciales para la supervivencia
de las plantas. Su presencia es de gran importancia para la salud del suelo, el crecimiento de las plantas y la
nutrición animal. Su función primaria en las plantas es su papel en el mantenimiento de la presión osmótica y
el tamaño de la célula, influyendo de esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía, así como en
la apertura de los estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translocación de
los nutrientes. Como tal, el elemento es requerido en proporciones relativamente elevadas por las plantas en
desarrollo.
Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad de síntomas: restricción del
crecimiento, reducción del florecimiento, cosechas enos abundantes y menor calidad de producción.
Elevados niveles de potasio soluble en el agua pueden causar daños a las semillas en germinación, inhiben la
toma de otros minerals y reducen la calidad del cultivo.
Calcio
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Elemento químico, Ca, de número atómico 20; es el quinto elemento y el tercer metal más abundante en la
corteza terrestre. Los compuestos de calcio constituyen 3.64% de la corteza terrestre. El metal es trimorfo,
más duro que el sodio, pero más blando que el aluminio. Al igual que el berilio y el aluminio, pero a
diferencia de los metales alcalinos, no causa quemaduras sobre la piel. Es menos reactivo químicamente que
los metales alcalinos y que los otros metales alcalinotérreos. La distribución del calcio es muy amplia; se
encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es esencial para la vida de las plantas y
animales, ya que está presente en el esqueleto de los animales, en los dientes, en la cáscara de los huevos, en
el coral y en muchos suelos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar en un 0.15%.
Los iones calcio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura, es
decir, cuando contiene demasiado calcio o magnesio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
El calcio metálico se prepara en la industria por electrólisis del cloruro de calcio fundido. Éste se obtiene por
tratamiento de los minerales de carbonato con ácido clorhídrico o como un desperdicio del proceso Solvay
de los carbonatos. El metal puro puede ser maquinado en torno, hilado, serrado, extruido; se le puede
convertir en alambre, prensar y amartillar en placas.
El calcio forma una película fina de óxido y nitruro en el aire, la cual lo protege de un ataque posterior. Se
quema en el aire a temperatura elevada para producir principalmente nitruro.
El metal producido en forma comercial reacciona fácilmente con el agua y los ácidos y produce hidrógeno
que contiene cantidades notables de amoniaco e hidrocarburos como impurezas.
El metal se emplea en aleaciones de aluminio para cojinetes, como auxiliar en la remoción del bismuto del
plomo, así como controlador de carbono grafítico en el hierro fundido. Se emplea también como desoxidante
en la manufactura de muchos aceros; como agente reductor en la preparación de metales como el cromo,
torio, zirconio y uranio, y como material de separación para mezclas gaseosas de nitrógeno y argón.
El óxido de calcio, CaO, se produce por descomposición térmica de los minerales de carbonato en altos
hornos, aplicando un proceso de lecho continuo. El óxido se utiliza en arcos de luz de alta intensidad (luz de
cal) a causa de sus características espectrales poco usuales y como agente deshidratante industrial. La
industria metalúrgica hace amplio uso del óxido durante la reducción de aleaciones ferrosas.
El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, tiene muchas aplicaciones en donde el ión hidroxilo es necesario. En el
proceso de apagado del hidróxido de calcio, el volumen de cal apagada [Ca(OH)2] se expande al doble que
la cantidad de cal viva inicial (CaO), hecho que lo hace útil para romper roca o madera.
La cal apagada es un absorbente excelente para el dióxido de carbono, al producir el carbonato que es muy
insoluble.
El siliciuro de calcio, CaSi, preparado en horno eléctrico a partir de cal, sílice y agentes reductores
carbonosos, es útil como agente desoxidante del acero. El carburo de calcio, CaC2, se produce al calentar
una mezcla de cal y carbón a 3000ºC (5432ºF) en un horno eléctrico y es un acetiluro que produce acetileno
por hidrólisis. El acetileno es el material base de un gran número de productos químicos importantes en la
química orgánica industrial.
El carbonato de calcio puro existe en dos formas cristalinas: la calcita, de forma hexagonal, la cual posee
propiedades de birrefrigencia, y la aragonita, de forma romboédrica. Los carbonatos naturales son los
minerales de calcio más abundantes. El espato de Islandia y la calcita son formas esencialmente puras de
carbonato, mientras que el mármol es impuro y mucho más compacto, por lo que puede pulirse. Tiene gran
demanda como material de construcción. Aunque el carbonato de calcio es muy poco soluble en agua, tiene
una solubilidad considerable en agua que contenga dióxido de carbono disuelto, ya que en estas soluciones
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forma el bicarbonato al disolverse. Este hecho explica la formación de cavernas, donde los depósitos de
piedra caliza han estado en contacto con aguas ácidas.
Los halogenuros de calcio incluyen el fluoruro fosforescente, que es el compuesto de calcio más abundante y
con aplicaciones importantes en espectroscopia. El cloruro de calcio posee, en la forma anhidra, capacidad
notoria de delicuescencia que lo hace útil como agente deshidratante industrial y como factor de control de
tolvaneras en carreteras. El hipoclorito de calcio (polvo blanqueador) se produce en la industria al pasar
cloro dentro de una solución de cal, y se ha utilizado como agente blanqueador y purificador de agua.
El sulfato de calcio dihidratado es el yeso mineral, constituye la mayor porción del cemento Portland, y se ha
empleado para reducir la alcalinidad de los suelos. Un hemihidrato del sulfato de calcio se produce por
calentamiento del yeso a temperaturas altas, y se vende con el nombre comercial de estuco de París.
El calcio es un constituyente invariable de todas las plantas, ya que es esencial para su crecimiento. Lo
contienen como constituyente estructural y como ion fisiológico. El calcio se encuentra en el tejido blando, en
fluidos tisulares y en la estructura del esqueleto de todos los animales. Los huesos de los vertebrados
contienen calcio en forma de fluoruro de calcio, carbonato de calcio y fosfato de calcio.
Efectos del Calcio sobre la salud
Cuando hablamos del calcio algunas veces nos referimos a él con el nombre de cal. Es comúnmente
encontrado en la leche y productos lácteos, pero también en frutos secos, vegetales, etc. Es un componente
esencial para la preservación del esqueleto y dientes de los humanos. También asiste en funciones de los
nervios y musculares. El uso de más de 2,5 gramos de calcio por día sin una necesidad médica puede llevar a
cabo el desarrollo de piedras en los riñones, esclerosis y problemas en los vasos sanguíneos.
La falta de calcio es una de las causas principales de la osteoporosis. La osteoporosis es una enfermedad
caracterizada por una fragilidad de los huesos producida por una menor cantidad de sus componentes
minerales, lo que disminuye su densidad.
Al contrario de lo que mucha gente piensa, dentro de nuestros huesos se desarrolla una gran actividad
biológica. Continuamente los huesos se están renovando y el tejido óseo viejo se está continuamente
reemplazando por tejido nuevo. Durante la niñez y la adolescencia se crea más tejido óseo que el que se
destruye. Sin embargo, en algún momento, posiblemente cercano a los 30 o 35 años de edad el proceso se
invierte y comenzamos a perder más tejido óseo del que podemos reemplazar. En las mujeres al llegar la
menopausia (cesación natural de la menstruación) se acelera el proceso ya que los ovarios dejan de producir
la hormona femenina conocida como estrógeno, una de cuyas funciones es preservar la masa ósea.
La evidencia sugiere que, en condiciones normales, para preservar la masa ósea se necesitan unos 1.000
miligramos (mg) diarios de calcio tanto para hombres como para mujeres que no han llegado a la
menopausia. Pasada la menopausia se necesitan unos 1.500 mg.
Las principales fuentes de calcio son los productos lácteos. Entre las fuentes de origen vegetal se encuentran
vegetales verdes como el brécol y las espinacas. También contienen calcio la col, la coliflor, las habichuelas,
las lentejas y las nueces.
El calcio trabaja conjuntamente con el magnesio para formar nueva masa ósea. Si se han de ingerir
suplementos de calcio estos deben combinarse con magnesio en proporción de 2 a 1, es decir, si se ingieren
1.000 mg de calcio se deberán ingerir 500 mg de magnesio. Algunas buenas fuentes de magnesio en la dieta
son los guineos o bananos, los mariscos, los granos integrales, las nueces, las habichuelas, el salvado de
trigo, las semillas y los vegetales de color verde.
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Otras medidas importantes para la prevención de la osteoporosis son:
• Hacer ejercicio regularmente (al menos tres veces por semana)
• Ingerir cantidades adecuadas de manganeso, ácido fólico, vitamina B6, vitamina B12, omega 3 (que
ayuda a incrementar la absorción de calcio en los huesos y a estimular la producción de nuevo tejido
óseo) y vitamina D (que estimula la absorción del calcio en el intestino delgado)
• No abusar del azúcar, las grasas saturadas y las proteínas animales
• No abusar del alcohol, la cafeína, ni de las bebidas gaseosas
• No fumar
Otros factores que aumentan las posibilidades de padecer osteoporosis son el factor hereditario y el stress.
Efectos ambientales del Calcio
El fosfato de calcio es muy tóxico para los organismos acuáticos.
Cromo
Elemento químico, símbolo Cr, número atómico 24, peso atómico 51.996; metal que es de color blanco
plateado, duro y quebradizo. Sin embargo, es relativamente suave y dúctil cuando no está tensionado o
cuando está muy puro. Sus principales usos son la producción de aleaciones anticorrosivas de gran dureza y
resistentes al calor y como recubrimiento para galvanizados. El cromo elemental no se encuentra en la
naturaleza. Su mineral más importante por abundancia es la cromita. Es de interés geoquímico el hecho de
que se encuentre 0.47% de Cr2O3 en el basalto de la Luna, proporción que es de 3−20 veces mayor que el
mismo espécimen terrestre.
Existen cuatro isótopos naturales del cromo, 50Cr, 52Cr, 53Cr, 54Cr, Se han producido diversos isótopos
inestables mediante reacciones radioquímicas. El más importante es el 51Cr, el cual emite rayos gamma
débiles y tiene un tiempo de vida media aproximadamente de 27 días. El cromo galvanizado y pulido es de
color blanco azuloso brillante. Su poder reflejante es 77% del de la plata.
Sus propiedades mecánicas, incluyendo su dureza y la resistencia a la tensión, determinan la capacidad de
utilización. El cromo tiene una capacidad relativa baja de forjado, enrollamiento y propiedades de manejo.
Sin embargo, cuando se encuentra absolutamente libre de oxígeno, hidrógeno, carbono y nitrógeno es muy
dúctil y puede ser forjado y manejado. Es difícil de almacenarlo libre de estos elementos.
El cromo forma tres series de compuestos con otros elementos; éstos se representan en términos de los óxidos
de cromo: cromo con valencia dos, CrO, óxido de Cr(II) u óxido cromoso; con valencia tres, Cr2O3, óxido de
Cr(III) u óxido crómico, y con valencia seis, CrO3, anhídrido de Cr(VI) o anhídrido de ácido crómico. El
cromo es capaz de formar compuestos con otros elementos en estados de oxidación (II), (III) y (VI).
Se conocen también los peróxidos, ácido percrómico y percromatos. Los halogenuros (fluoruro, cloruro,
yoduro y bromuro) de cromo son compuestos bastante comunes de este metal. El cloruro, por ejemplo, se
utiliza en la producción de cromo metálico mediante la reducción del cloruro cromoso, CrCl2, con
hidrógeno.
Efectos del Cromo sobre la salud
La gente puede estar expuesta al Cromo a través de respirarlo, comerlo o beberlo y a través del contacto
con la piel con Cromo o compuestos del Cromo. El nivel de Cromo en el aire y el agua es generalmente
bajo. En agua para beber el nivel de Cromo es usualmente bajo como en el agua de pozo, pero el agua de
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pozo contaminada puede contener el peligroso Cromo (VI); Cromo hexavalente. Para la mayoría de la
gente que come comida que contiene Cromo III es la mayor ruta de entrada de Cromo, como Cromo III
ocurre naturalmente en muchos vegetales, frutas, carnes, levaduras y granos. Varias maneras de
preparación de la comida y almacenaje pueden alterar el contenido de Cromo en la comida. Cuando la
comida es almacenada en tanques de acero o latas las concentraciones de Cromo pueden aumentar. El
Cromo III es un nutriente esencial para los humanos y la falta de este puede causar condiciones del
corazón, transtornos metabólicos y diabetes. Pero la toma de mucho Cromo III puede causar efectos sobre
la salud también, por ejemplo erupciones cutáneas.
El Cromo (VI) es un peligro para la salud de los humanos, mayoritariamente para la gente que trabaja en
la industria del acero y textil. La gente que fuma tabaco también puede tener un alto grado de exposición
al Cromo. El Cromo (VI) es conocido porque causa varios efectos sobre la salud. Cuando es un compuesto
en los productos de la piel, puede causar reacciones alérgicas, como es erupciones cutáneas. Después de
ser respirado el Cromo (VI) puede causar irritación del nariz y sangrado de la nariz. Otros problemas de
salud que son causado por el Cromo (VI) son;
• Erupciones cutáneas
• Malestar de estómago y úlceras
• Problemas respiratorios
• Debilitamiento del sistema inmune
• Daño en los riñones e hígado
• Alteración del material genético
• Cáncer de pulmón
• Muerte
Efectos ambientales del Cromo
Hay varias clases diferentes de Cromo que difieren de sus efectos sobre los organismos. El Cromo entra en
el aire, agua y suelo en forma de Cromo (III) y Cromo (VI) a través de procesos naturales y actividades
humanas.
Las mayores actividades humanas que incrementan las concentraciones de Cromo (III) son el acero, las
peleterias y las industrias textiles, pintura electrica y otras aplicaciones industriales del Cromo (VI). Estas
aplicaciones incrementarán las concentraciones del Cromo en agua. A través de la combustión del carbón
el Cromo será también emitido al agua y eventualmente se disolverá.
El Cromo (III) es un elementos esencial para organismos que puede interferir en el metabolismo del
azúcar y causar problemas de corazón, cuando la dosis es muy baja. El Cromo (VI) es mayoritariamente
tóxico para los organismo. Este puede alterar el material genético y causar cáncer.
Los cultivos contienen sistemas para gestionar la toma de Cromo para que está sea lo suficientemente baja
como para no causar cáncer. Pero cuando la cantidad de Cromo en el suelo aumenta, esto puede aumentar
las concentraciones en los cultivos. La acidificación del suelo puede también influir en la captación de
Cromo por los cultivos. Las plantas usualmente absorben sólo Cromo (III). Esta clase de Cromo
probablemente es esencial, pero cuando las concentraciones exceden cierto valor, efectos negativos pueden
ocurrir.
No es conocido que el Cromo se acumule en los peces, pero altas concentraciones de Cromo, debido a la
disponibilidad de metales en las aguas superficiales, pueden dañar las agallas de los peces que nadan cerca
del punto de vertido. En animales el Cromo puede causar problemas respiratorios, una baja disponibilidad
puede dar lugar a contraer las enfermedades, defectos de nacimiento, infertilidad y formación de tumores.
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Hierro
Elemento químico, símbolo Fe, número atómico 26 y peso atómico 55.847. El hierro es el cuarto elemento
más abundante en la corteza terrestre (5%). Es un metal maleable, tenaz, de color gres plateado y magnético.
Los cuatro isótopos estables, que se encuentran en la naturaleza, tienen las masas 54, 56, 57 y 58. Los dos
minerales principales son la hematita, Fe2O3, y la limonita, Fe2O3.3H2O. Las piritas, FeS2, y la cromita,
Fe(CrO2)2, se explotan como minerales de azufre y de cromo, respectivamente. El hierro se encuentra en
muchos otros minerales y está presente en las aguas freáticas y en la hemoglobina roja de la sangre.
La presencia del hierro en el agua provoca precipitación y coloración no deseada. Existen técnicas de
separación del hierro del agua.
El uso más extenso del hierro (fierro) es para la obtención de aceros estructurales; también se producen
grandes cantidades de hierro fundido y de hierro forjado. Entre otros usos del hierro y de sus compuestos se
tienen la fabricación de imanes, tintes (tintas, papel para heliográficas, pigmentos pulidores) y abrasivos
(colcótar).
Exiten varias forma alotrópicas del hierro. La ferrita es estable hasta 760ºC (1400ºF). El cambio del hierro B
comprende principalmente una pérdida de permeabilidad magnética porque la estructura de la red (cúbica
centrada en el cuerpo) permanece inalterada. La forma alotrópica tiene sus átomos en arreglos cúbicos con
empaquetamiento cerrado y es estable desde 910 hasta 1400ºC (1670 hasta 2600ºF).
Este metal es un buen agente reductor y, dependiendo de las condiciones, puede oxidarse hasta el estado 2+m
3+ o 6+. En la mayor parte de los compuestos de hierro está presente el ion ferroso, hierro(II), o el ion
férrico, hierro(III), como una unidad distinta. Por lo común, los compuestos ferrosos son de color amarillo
claro hasta café verdoso oscuro; el ion hidratado Fe(H2O)62+, que se encuentra en muchos compuestos y en
solución, es verde claro. Este ion presenta poca tendencia a formar complejos de coordinación, excepto con
reactivos fuertes, como el ion cianuro, las poliaminas y las porfirinas. El ion férrico, por razón de su alta
carga (3+) y su tamaño pequeño, tiene una fuerte tendencia a capturar aniones. El ion hidratado
Fe(H2O)63+, que se encuentra en solución, se combina con OH−, F−, Cl−, CN−, SCN−, N3−, C2O42− y
otros aniones para forma complejos de coordinación.
Un aspecto interesante de la química del hierro es el arreglo de los compuestos con enlaces al carbono. La
cementita, Fe3C, es un componente del acero. Los complejos con cianuro, tanto del ion ferroso como del
férrico, son muy estables y no son intensamente magnéticos, en contraposición a la mayor parte de los
complejos de coordinación del hierro. Los complejos con cianuro forman sales coloradas.
Efectos del Hierro sobre la salud
El Hierro puede ser encontrado en carne, productos integrales, patatas y vegetales. El cuerpo humano
absorbe Hierro de animales más rápido que el Hierro de las plantas. El Hierro es una parte esencial de la
hemoglobina: el agente colorante rojo de la sangre que transporta el oxígeno a través de nuestros cuerpos.
Puede provocar conjuntivitis, coriorretinitis, y retinitis si contacta con los tejidos y permanece en ellos. La
inhalación crónica de concentraciones excesivas de vapores o polvos de óxido de hierro puede resultar en el
desarrollo de una neumoconiosis benigna, llamada sideriosis, que es observable como un cambio en los rayos
X. Ningún daño físico de la función pulmonar se ha asociado con la siderosis. La inhalación de
concentraciones excesivas de óxido de hierro puede incrementar elriesgo de desarrollar cáncer de pulmón en
trabajadores expuestos a carcinógenos pulmonares. LD50 (oral, rata) =30 gm/kg. (LD50: Dosis Letal 50.
Dosis individual de una sustancia que provoca la muerte del 50% de la población animal debido a la
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exposición a la sustancia por cualquier vía distinta a la inhalación. Normalmente expresada como
miligramos o gramos de material por kilogramo de peso del animal.)
Efectos ambientales del Hierro
El hierro (III)−O−arsenito, pentahidratado puede ser peligroso para el medio ambiente; se debe prestar
especial atención a las plantas, el aire y el agua. Se recomienda encarecidamente que no se permita que el
producto entre en el medio ambiente porque persiste en éste.
Cobalto
Elemento químico metálico, Co, con número atómico de 27 y un peso atómico de 58.93. El cobalto se parece
al hierro y al níquel, tanto en estado libre como combinado. Se encuentra distribuido con amplitud en la
naturaleza y forma, aproximadamente, el 0.001% del total de las rocas ígneas de la corteza terrestre, en
comparación con el 0.02% del níquel. Se halla en meteoritos, estrellas, en el mar, en aguas dulces, suelos,
plantas, animales y en los nódulos de manganeso encontrados en el fondo del océano. Se observan trazas de
cobalto en muchos minerales de hierro, níquel, cobre, plata, manganeso y zinc; pero los minerales de cobalto
importantes en el comercio son los arseniuros, óxidos y sulfuros. El cobalto y sus aleaciones son resistentes
al desgaste y a la corrosión, aun a temperaturas elevadas. Entre sus aplicaciones comerciales más
importantes están; la preparación de aleaciones para uso a temperaturas elevadas, aleaciones magnéticas,
aleaciones para máquinas y herramientas, sellos vidrio a metal y la aleación dental y quirúrgica llamada
vitallium. Las plantas y los animales necesitan cantidades pequeñas de cobalto. Su isótopo radiactivo
producido artificialmente, cobalto−60, se utiliza mucho en la industria, la investigación y la medicina.
El cobalto es ferromagnético y se parece al hierro y al níquel, en su dureza, resistencia a la tensión,
capacidad de uso en maquinaria, propiedades térmicas y comportamiento electroquímico. Al metal no lo
afectan el agua ni el aire en condiciones normales, y lo atacan con rapidez el ácido sulfúrico, el ácido
clorhídrico y el ácido nítrico; pero el ácido fluorhídrico, el hirdróxido de amonio y el hidróxido de sodio lo
atacan lentamente. El cobalto presenta valencias variables y forma iones complejos y compuestos colerados,
como hacen todos los compuestos de transición. La tabla siguiente resume sus propiedades.
El cloruro, nitrato y sulfato de cobalto(II) se forman por la interacción del metal, óxido, hidróxido o
carbonato con el ácido correspondiente. Hay tres óxidos principales de cobalto: el cobaltoso gris, CoO; el
cobáltico negro, Co2O3, formado al calentar compuestos a baja temperatura en exceso de aire, y el
cobaltósico, Co3O4, el óxido estable, que se forma cuando las sales se calientan al aire a temperaturas que
no excedan de 850ºC (1562ºF). Las sales más comunes de cobalto son derivados del cobalto(II); el estado de
valencia mayor sólo se encuentra formando compuestos de coordinación. La vitamina B12 es un compuesto
de coordinación del cobalto que se encuentra en la naturaleza y es muy importante. Los compuestos de
cobalto tienen gran variedad de aplicaciones industriales, incluso se usan como catalizadores, y en
agricultura para remediar la deficiencia de cobalto en el suelo y en la vegetación natural.
Efectos del Cobalto sobre la salud
El Cobalto está ampliamente dispersado en el ambiente de los humanos por lo que estos pueden ser
expuesto a él por respirar el aire, beber agua y comer comida que contengan Cobalto. El Contacto cutáneo
con suelo o agua que contenga Cobalto puede también aumentar la exposición.
El Cobalto no está a menudo libremente disponible en el ambiente, pero cuando las partículas del Cobalto
no se unen a las partículas del suelo o sedimento la toma por las plantas y animales es mayor y la
acumulación en plantas y animales puede ocurrir.
El Cobalto es beneficioso para los humanos porque forma parte de la vitamina B12, la cual es esencial
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para la salud humana. El cobalto es usado para tratar la anemia en mujeres embarazadas, porque este
estimula la producción de glóbulos rojos.
De cualquier manera, muy alta concentracíon de Cobalto puede dañar la salud humana. Cuando
respiramos elevadas concentraciones de Cobalto a través del aire experimentamos efectos en los pulmones,
como asma y neumonia. Esto ocurre principalmente en gente que trabaja con Cobalto.
Cuando las plantas crecen sobre suelos contaminados estas acumularán muy pequeñas partículas de
Cobalto, especialmente en las partes de la planta que nosotros comemos, como son los frutos y las semillas.
Los suelos cercanos a minas y fundiciones pueden contener una alta cantidad de Cobalto, así que la toma
por los humanos a través de comer las plantas puede causar efectos sobre la salud.
Los efectos sobre la salud que son el resultado de la toma de altas concentraciones de Cobalto son:
• Vómitos y náuseas
• Problemas de Visión
• Problemas de Corazón
• Daño del Tiroides
Efectos sobre la salud pueden también ser causado por radiacción de los Isótopos radiactivos del Cobalto.
Este causa esterilidad, pérdida de pelo, vómitos, sangrado, diarréas, coma e incluso la muerte. Esta
radiacción es algunas veces usada en pacientes con cáncer para destruir tumores. Estos pacientes también
sufren pérdida de pelo, diarréas y vómitos.
Efectos ambientales del Cobalto
El Cobalto es un elemento que ocurre de forma natural en el medio ambiente en el aire, agua, suelo, rocas,
plantas y animales. Este puede también entrar en el aire y el agua y depositarse sobre la tierra a través del
viento y el polvo y entrar en la superficie del agua a través de la escorrentía cuando el agua de lluvia corre
a través del suelo y rocas que contienen Cobalto.
Los humanos añaden Cobalto por liberación de pequeñas cantidades en la atmósfera por la combustión de
carbón y la minería, el procesado de minerales que contienen Cobalto y la producción y uso de compuesto
químicos con Cobalto.
Los isótopos radiactivos del Cobalto no están presente de forma natural en el medioambiente, pero estos
son liberados a través de las operaciones de plantas de energía nuclear y accidentes nucleares. Porque esto
tiene relativamente una vida de desintegración media corta estos no son particularmente peligrosos.
El Cobalto no puede ser destruido una vez que este ha entrado en el medioambiente. Puede reaccionar con
otras partículas o ser absorbido por las partículas del suelo o el agua. El Cobalto se mueve sólo bajo
condiciones ácidas, pero al final la mayoría del Cobalto terminará en el suelo y sedimentos. Los suelo que
contienen muy bajas cantidades de Cobalto puede que las plantas que crecen en ellos tengan una
deficiencia de Cobalto. Cuando los animales pastorean sobre estos suelos ellos sufren una carencia de
Cobalto, el cual es esencial para ellos.
Por otra parte, los suelo cercanos a las minas y las fundiciones pueden contener muy altas cantidades de
Cobalto, así que la toma por los animales a través de comer las plantas puede causar efectos sobre la salud.
El Cobalto se acumulará en plantas y en cuerpos de animales que comen esas plantas, pero no es conocido
que el Cobalto sufra biomagnificación en la cadena alimentaria. Debido a que las frutas, vegetales, peces y
otros animales que nosotros comemos usualmente no contienen altas cantidades de Cobalto.
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Níquel
Símbolo Ni, número atómico 28, metal duro, blanco plateado, dúctil y maleable. La masa atómica del níquel
presente en la naturaleza es 58.71.
El níquel tiene cinco isótopos naturales con masas atómicas de 58, 60, 61, 62, 64. También se han
identificado siete isótopos radiactivos, con números de masa de 56, 57, 59, 63, 65, 66 y 67.
La mayor parte del níquel comercial se emplea en el acero inoxidable y otras aleaciones resistentes a la
corrosión. También es importante en monedas como sustituto de la plata. El níquel finamente dividido se
emplea como catalizador de hidrogenación.
El níquel es un elemento bastante abundante, constituye cerca de 0.008% de la corteza terrestre y 0.01% de
las rocas ígneas. En algunos tipos de meteoritos hay cantidades apreciables de níquel, y se piensa que existen
grandes cantidades en el núcleo terrestre. Dos minerales importantes son los sulfuros de hierro y níquel,
pentlandita y pirrotita (Ni, Fe)xSy; el mineral garnierita, (Ni, Mg)SiO3.nH2O, también es importante en el
comercio. El níquel se presenta en pequeñas cantidades en plantas y animales. Está presente en pequeñas
cantidades en el agua de mar, el petróleo y en la mayor parte del carbón.
El níquel metálico es fuerte y duro (3.8 en la escala de Mohs), Cuando está finamente dividido, es de color
negro. La densidad del níquel es 8.90 veces la del agua a 20ºC (68ºF); se funde a 1455ºC (2651ºF) y hierve a
2840ºC (5144ºF); es sólo moderadamente reactivo. Resiste la corrosión alcalina y no se inflama en trozos
grandes, pero los alambres muy finos pueden incendiarse. Está por encima del hidrógeno en la serie
electroquímica; se disuelve con lentitud en ácidos diluidos liberando hidrógeno. En forma metálica es un
agente reductor fuerte.
El níquel es dipositivo en sus compuestos, pero también puede existir en los estados de oxidación 0, 1+, 3+,
4+. Además de los compuestos simples o sales, el níquel forma una variedad de compuestos de coordinación
o complejos. La mayor parte de los compuestos de níquel son verdes o azules a causa de la hidratación o de
la unión de otros ligandos al metal. El ion níquel presente en soluciones acuosas de compuestos simples es a
su vez un complejo, el [Ni(H2O)6]2+.
Efectos del Níquel sobre la salud
El níquel es un elemento que ocurre en el ambiente sólo en muy pequeños niveles. Los humanos usan el
níquel para muchas aplicaciones diferentes. La aplicación más común del níquel es el uso como
ingrediente del acero y otros productos metálicos. Este puede ser encontrado en productos metálicos
comunes como es la joyería.
Los alimentos naturalmente contienen pequeñas cantidades de níquel. El chocolate y las grasas son
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conocidos por contener altas cantidades. El níquel es tomado y este aumentará cuando la gente come
grandes cantidades de vegetales procedentes de suelos contaminados. Es conocido que las plantas
acumulan níquel y como resultado la toma de níquel de los vegetales será eminente. Los fumadores tiene
un alto grado de exposición al níquel a través de sus pulmones. Finalmente, el níquel puede ser encontrado
en detergentes. Los humanos pueden ser expuestos al níquel al respirar el aire, beber agua, comer comida
o fumar cigarrillos. El contacto de la piel con suelo contaminado por níquel o agua puede también resultar
en la exposición al níquel. En pequeñas cantidades el níquel es esencial, pero cuando es tomado en muy
altas cantidades este puede ser peligroso par la salud humana.
La toma de altas cantidades de níquel tienen las siguientes consecuencias:
• Elevadas probabilidades de desarrollar cáncer de pulmón, nariz, laringe y próstata.
• Enfermedades y mareos después de la exposición al gas de níquel.
• Embolia de pulmón.
• Fallos respiratorios.
• Defectos de nacimiento.
• Asma y bronquitis crónica.
• Reacciones alérgicas como son erupciones cutáneas, mayormente de las joyas.
• Desordenes del corazón.
Efectos ambientales del Níquel
El níquel es liberado al aire por las plantas de energía y las incineradoras de basuras. Este se depositará en
el suelo o caerá después de reaccionar con las gotas de lluvia. Usualmente lleva un largo periodo de tiempo
para que el níquel sea eliminado del aire. El níquel puede también terminar en la superficie del agua
cuando es parte de las aguas residuales. La mayor parte de todos los compuestos del níquel que son
liberados al ambiente se absorberán por los sedimentos o partículas del suelo y llegará a inmovilizarse. En
suelos ácidos, el níquel se une para llegar a ser más móvil y a menudo alcanza el agua subterránea.
No hay mucha más información disponible sobre los efectos del níquel sobre los organismos y los humanos.
Sabemos que altas concentraciones de níquel en suelos arenosos puede claramente dañar a las plantas y
altas concentraciones de níquel en aguas superficiales puede disminuir el rango de crecimiento de las algas.
Microorganismos pueden también sufrir una disminución del crecimiento debido a la presencia de níquel,
pero ellos usualmente desarrollan resistencia al níquel. Para los animales el níquel, es un elemento esencial
en pequeñas cantidades. Pero el níquel no es sólo favorable como elemento esencial; puede ser también
peligroso cuando se excede la máxima cantidad tolerable. Esto puede causar varios tipos de cánceres en
diferentes lugares de los cuerpos de los animales, mayormente en aquellos que viven cerca de refinerías. No
es conocido que el níquel se acumule en plantas o animales. Como resultado el níquel no se biomagnifica en
la cadena alimentaria.
Cobre
Elemento químico, de símbolo Cu, con número atómico 29; uno de los metales de transición e importante
metal no ferroso. Su utilidad se debe a la combinación de sus propiedades químicas, físicas y mecánicas, así
como a sus propiedades eléctricas y su abundancia. El cobre fue uno de los primeros metales usados por los
humanos.
La mayor parte del cobre del mundo se obtiene de los sulfuros minerales como la calcocita, covelita,
calcopirita, bornita y enargita. Los minerales oxidados son la cuprita, tenorita, malaquita, azurita, crisocola
y brocantita. El cobre natural, antes abundante en Estados Unidos, se extrae ahora sólo en Michigan. El
50
grado del mineral empleado en la producción de cobre ha ido disminuyendo regularmente, conforme se han
agotado los minerales más ricos y ha crecido la demanda de cobre. Hay grandes cantidades de cobre en la
Tierra para uso futuro si se utilizan los minerales de los grados más bajos, y no hay probabilidad de que se
agoten durante un largo periodo.
El cobre es el primer elemento del subgrupo Ib de la tabla periódica y también incluye los otros metales de
acuñación, plata y oro. Su átomo tiene la estructura electrónica 1s22s22p63s23p63d104s1. El bajo potencial
de ionización del electrón 4s1 da por resultado una remoción fácil del mismo para obtener cobre(I), o ion
cuproso, Cu+, y el cobre(II), o ion cúprico, Cu2+, se forma sin dificultad por remoción de un electrón de la
capa 3d. El peso atómico del cobre es 63.546. tiene dos isótopos naturales estables 63Cu y 65Cu. También se
conocen nueve isótopos inestables (radiactivos). El cobre se caracteriza por su baja actividad química. Se
combina químicamente en alguno de sus posibles estados de valencia. La valencia más común es la de 2+
(cúprico), pero 1+ (cuproso) es también frecuente; la valencia 3+ ocurre sólo en unos cuantos compuestos
inestables.
Un metal comparativamente pesado, el cobre sólido puro, tiene una densidad de 8.96 g/cm3 a 20ºC, mientras
que el del tipo comercial varía con el método de manufactura, oscilando entre 8.90 y 8.94. El punto de fusión
del cobre es de 1083.0 (+/−) 0.1ºC (1981.4 +/− 0.2ºF). Su punto de ebullición normal es de 2595ºC (4703ºF).
El cobre no es magnético; o más exactamente, es un poco paramagnético. Su conductividad térmica y
eléctrica son muy altas. Es uno de los metales que puede tenerse en estado más puro, es moderadamente
duro, es tenaz en extremo y resistente al desgaste. La fuerza del cobre está acompañada de una alta
ductibilidad. Las propiedades mecánicas y eléctricas de un metal dependen en gran medida de las
condiciones físicas, temperatura y tamaño de grano del metal.
De los cientos de compuestos de cobre, sólo unos cuantos son frabricados de manera industrial en gran
escala. El más importante es el sulfato de cobre(II) pentahidratado o azul de vitriolo, CuSO4 . 5H2O. Otros
incluyen la mezcla de Burdeos; 3Cu(OH)2CuSO4; verde de París, un complejo de metaarsenito y acetato de
cobre; cianuro cuproso, CuCN; óxido cuproso, Cu2O; cloruro cúprico, CuCL2; óxido cúprico, CuO;
carbonato básico cúprico; naftenato de cobre, el agente más ampliamente utilizado en la prevención de la
putrefacción de la madera, telas, cuerdas y redes de pesca. Las principales aplicaciones de los compuestos de
cobre las encontramos en la agricultura, en especial como fungicidas e insecticidas; como pigmentos; en
soluciones galvanoplásticas; en celdas primarias; como mordentes en teñido, y como catalizadores.
Efectos del Cobre sobre la salud
El Cobre es una substancia muy común que ocurre naturalmente y se extiende a través del ambiente a
través de fenómenos naturales, los humanos usan ampliamente el Cobre. Por ejemplo este es aplicado en
industrias y en agricultura. La producción de Cobre se ha incrementado en las últimas décadas y debido a
esto las cantidades de Cobre en el ambiente se ha expandido.
El Cobre puede ser encontrado en muchas clases de comidas, en el agua potable y en el aire. Debido a que
absorbemos una cantidad eminente de cobre cada día por la comida, bebiendo y respirando. Las absorción
del Cobre es necesaria, porque el Cobre es un elemento traza que es esencial para la salud de los humanos.
Aunque los humanos pueden manjear concentraciones de Cobre proporcionalmente altas, mucho Cobre
puede también causar problemas de salud.
La mayoría de los compuestos del Cobre se depositarán y se enlazarán tanto a los sedimentos del agua
como a las partículas del suelo. Compuestos solubles del Cobre forman la mayor amenaza para la salud
humana. Usualmente compuestos del Cobre solubles en agua ocurren en el ambiente después de liberarse
a través de aplicaciones en la agricultura.
Las concentraciones del Cobre en el aire son usualmente bastante bajas, así que la exposición al Cobre por
51
respiración es descartable. Pero gente que vive creca de fundiciones que procesan el mineral cobre en
metal pueden experimentar esta clase de exposición.
La gente que vive en casas que todavía tiene tuberías de cobre están expuestas a más altos niveles de Cobre
que la mayoría de la gente, porque el Cobre es liberado en sus aguas a través de la corrosión de las
tuberías.
La exposición profesional al Cobre puede ocurrir. En el Ambiente de trabajo el contacto con Cobre puede
llevar a coger gripe conocida como la fiebre del metal. Esta fiebre pasará después de dos días y es causada
por una sobre sensibilidad.
Exposiciones de largo periodo al cobre pueden irritar la nariz, la boca y los ojos y causar dolor de cabeza,
de estómago, mareos, vómitos y diarreas. Una toma grande de cobre puede causar daño al hígado y los
riñones e incluso la muerte. Si el Cobre es cancerígeno no ha sido determinado aún.
Hay artículos científicos que indican una unión entre exposiciones de largo término a elevadas
concentraciones de Cobre y una disminución de la inteligencia en adolescentes.
Efectos ambientales del Cobre
La producción mundial de Cobre está todavía creciendo. Esto básicamente significa que más y más Cobre
termina en le medioambiente. Los ríos están depositando barro en sus orillas que están contaminados con
Cobre, debido al vertido de aguas residuales contaminadas con Cobre. El Cobre entra en el aire,
mayoritariamente a trav'es de la liberación durante la combustión de fuel. El Cobre en el aire permanecerá
por un periódo de tiempo eminente, antes de depositarse cuando empieza a llover. Este terminará
mayormente en los suelos, como resultado los suelos pueden también contener grandes cantidades de
Cobre después de que esté sea depositado desde el aire.
El Cobre puede ser liberado en el medioambiente tanto por actividades humanas como por procesos
naturales. Ejemplo de fuentes naturales son las tormentas de polvo, descomposición de la vegetación,
incendios forestales y aerosoles marinos. Unos pocos de ejemplos de actividades humanas que contribuyen
a la liberación del Cobre han sido ya nombrado. Otros ejemplos son la minería, la producción de metal, la
producción de madera y la producción de fertilizantes fosfatados.
El Cobre es a menudo encontrado cerca de minas, asentamientos industriales, vertederos y lugares de
residuos.
Cuando el Cobre termina en el suelo este es fuertemente atado a la materia orgánica y menierales. Como
resultado este no viaja muy lejos antes de ser liberado y es dificil que entre en el agua subterránea. En el
agua superficial el cobre puede viajar largas distancias, tanto suspendido sobre las partículas de lodos
como iones libres.
El Cobre no se rompe en el ambiente y por eso se puede acumular en plantas y animales cuando este es
encontrado en suelos. En suelos ricos en Cobre sólo un número pequeño de plantas pueden vivir. Por esta
razón no hay diversidad de plantas cerca de las fábricas de Cobres, debido al efecto del Cobre sobre las
plantas, es una seria amenaza para la producción en las granjas. El Cobre puede seriamente influir en el
proceso de ciertas tierras agrícolas, dependiendo de la acidez del suelo y la presencia de materia orgánica.
A pesar de esto el estiércol que contiene Cobre es todavía usado.
El Cobre puede interrumpir la actividad en el suelo, su influencia negativa en la actividad de
microorganismos y lombrices de tierra. La descomposición de la materia orgánica puede disminuir debido
a esto.
52
Cuando los suelos de las granjas están contaminados con Cobre, los animales pueden absorber
concentraciones de Cobre que dañan su salud. Principalmente las ovejas sufren un gran efecto por
envenenamiento con Cobre, debido a que los efectos del Cobre se manifiestan a bajas concentraciones.
Zinc
Elemento químico de símbolo Zn, número atómico 30 y peso atómico 65.37. Es un metal maleable, dúctil y de
color gris. Se conocen 15 isótopos, cinco de los cuales son estables y tienen masas atómicas de 64, 66, 67, 68
y 70. Cerca de la mitad del zinc común se encuentra como isótopo de masa atómica 64.
Los usos más importantes del zinc los constituyen las aleaciones y el recubrimiento protector de otros
metales. El hierro o el acero recubiertos con zinc se denominan galvanizados, y esto puede hacerse por
inmersión del artículo en zinc fundido (proceso de hot−dip), depositando zinc electrolíticamente sobre el
artículo como un baño chapeado (electrogalvanizado), exponiendo el artículo a zinc en polvo cerca de su
punto de fusión (sherardizing) o rociándolo con zinc fundido (metalizado).
El zinc es uno de los elementos menos comunes; se estima que forma parte de la corteza terrestre en un
0.0005−0.02%. Ocupa el lugar 25 en orden de abundancia entre los elementos. Su principal mineral es la
blenda, marmatita o esfalerita de zinc, ZnS. Es un elemento esencial para el desarrollo de muchas clases de
organismos vegetales y animales. La deficiencia de zinc en la dieta humana deteriora el crecimiento y la
madurez y produce también anemia. La insulina es una proteína que contiene zinc. El zinc está presente en la
mayor parte de los alimentos, especialmente en los que son ricos en proteínas. En promedio, el cuerpo
humano contiene cerca de dos gramos de zinc.
El zinc puro y recientemente pulido es de color blanco azuloso, lustroso y moderadamente duro (2.5 en la
escala de Mohs). El aire húmedo provoca su empañamiento superficial, haciendo que tenga color gris. El
zinc puro es dúctil y maleable pudiéndose enrollar y tensar, pero cantidades pequeñas de otros metales como
contaminantes pueden volverlo quebradizo. Se funde a 420ºC (788ºF) y hierve a 907ºC (1665ºF). Su densidad
es 7.13 veces mayor que la del agua, ya que un pie cúbico (0.028m3) pesa 445 Ib (200 Kg).
El zinc es buen conductor del calor y la electricidad. Como conductor del calor, tiene una cuarta parte de la
eficiencia de la plata. A 0.91ºK es un superconductor eléctrico. El zinc puro no es ferromagnético.
Es un metal químicamente activo. Puede encenderse con alguna dificultad produciendo una flama azul
verdosa en el aire y liberando óxido de zinc en forma de humo. El zinc metálico en soluciones ácidas
reacciona liberando hidrógeno para formar iones zinc, Zn2+. Se disuelve también en soluciones fuertemente
alcalinas para formar iones dinegativos de tetrahidroxozincatos, Zn(OH)2−4, escrito algunas veces como
ZnO2−2.en las fórmulas de los zincatos.
El zinc es siempre divalente en sus compuestos, excepto algunos cuando se une a otros metales, que se
denominan aleaciones de zinc. Forma también muchos compuestos de coordinación. En la mayor parte de
ellos la unidad estructural fundamental es un ion central de zinc, rodeado por cuatro grupos coordinados
dispuestos espacialmente en las esquinas de un tetraedro regular.
Efectos del Zinc sobre la salud
El Zinc es una sustancia muy común que ocurre naturalmente. Muchos alimentos contienen ciertas
concentraciones de Zinc. El agua potable también contiene cierta cantidad de Zinc. La cual puede ser
mayor cuando es almacenada en tanques de metal. Las fuentes industriales o los emplazamientos para
residuos tóxicos pueden ser la causa del Zinc en el agua potable llegando a niveles que causan problemas.
El Zinc es un elemento traza que es esencial para la salud humana. Cuando la gente absorben demasiado
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poco Zinc estos pueden experimentar una pérdida del apetito, disminución de la sensibilidad, el sabor y el
olor. Pequeñas llagas, y erupciones cutáneas. La acumulación del Zinc puede incluso producir defectos de
nacimiento.
Incluso los humanos pueden manejar proporcionalmente largas cantidades de Zinc, demasiada cantidad
de Zinc puede también causar problemas de salud eminentes, como es úlcera de estómago, irritación de la
piel, vómitos, náuseas y anemia. Niveles alto de Zinc pueden dañar el páncreas y disturbar el metabolismo
de las proteínas, y causar arterioesclerosis. Exposiciones al clorato de Zinc intensivas pueden causar
desordenes respiratorios.
En el Ambiente de trabajo el contacto con Zinc puede causar la gripe conocida como la fiebre del metal.
Esta pasará después de dos días y es causada por una sobresensibilidad. El Zinc puede dañar a los niños
que no han nacido y a los recién nacidos. Cuando sus madres han absorbido grandes concentraciones de
Zinc los niños pueden ser expuestos a éste a través de la sangre o la leche de sus madres.
Efectos ambientales del Zinc
El Zinc ocurre de forma natural en el aire, agua y suelo, pero las concentraciones están aumentando por
causas no naturales, debido a la adición de Zinc a través de las actividades humanas. La mayoría del Zinc
es adicionado durante actividades industriales, como es la minería, la combustión de carbón y residuos y el
procesado del acero. La producción mundial de Zinc está todavía creciendo. Esto significa básicamente
que más y más Zinc termina en el ambiente.
El agua es contaminado con Zinc, debido a la presencia de grandes cantidades de Zinc en las aguas
residuales de plantas industriales. Esta agua residuales no son depuradas satisfactoriamente. Una de las
consecuencias es que los ríos están depositando fango contaminado con Zinc en sus orillas. El zinc puede
también incrementar la acidez de las aguas.
Algunos peces pueden acumular Zinc en sus cuerpos, cuando viven en cursos de aguas contaminadas con
Zinc, cuando el Zinc entra en los cuerpos de estos peces este es capaz de biomagnificarse en la cadena
alimentaria.
Grandes cantidades de Zinc pueden ser encontradas en los suelos. Cuando los suelos son granjas y están
contaminados con Zinc, los animales absorben concentraciones que son dañas para su salud. El Zinc
soluble en agua que está localizado en el suelo puede contaminar el agua subterránea.
El Zinc no sólo puede ser una amenaza para el ganado, pero también para las plantas. Las plantas a
menudo tienen una toma de Zinc que sus sistemas no puede manejar, debido a la acumulación de Zinc en
el suelo. En suelos ricos en Zinc sólo un número limitado de plantas tiene la capacidad de sobrevivir. Esta
es la razón por la cuál no hay mucha diversidad de plantas cerca de factorias de Zinc. Debido a que los
efectos del Zinc sobre, las plantas es una amenaza sería para la producción de las granjas. A pesar de esto
estiércol que contiene zinc es todavía aplicado.
Finalmente, el Zinc puede interrumpir la actividad en los suelos, con influencias negativas en la actividad de
microorganismos y lombrices. La descomposición de la materia orgánica posiblemente sea más lenta debido
a esto.
Arsénico
Elemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra distribuido
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ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10−4% de la corteza terrestre). Es uno de los 22 elementos
conocidos que se componen de un solo nucleido estable, 7533As; el peso atómico es de 74.922. Se conocen
otros 17 nucleidos radiactivos de As.
Existen tres alótropos o modificaciones polimórficas del arsénico. La forma a cúbica de color amarillo se
obtiene por condensación del vapor a muy bajas temperaturas. La b polimórfica negra, que es isoestructural
con el fósforo negro. Ambas revierten a la forma más estable, la l , gris o metálica, del arsénico romboédrico,
al calentarlas o por exposición a la luz. La forma metálica es un conductor térmico y eléctrico moderado,
quebradizo, fácil de romper y de baja ductibilidad.
Al arsénico se le encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la superficie de
las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El principal mineral del arsénico es
el FeAsS (arsenopirita, pilo); otros arseniuros metálicos son los minerales FeAs2 (löllingita), NiAs (nicolita),
CoAsS (cobalto brillante), NiAsS (gersdorfita) y CoAs2 (esmaltita). Los arseniatos y tioarseniatos naturales
son comunes y la mayor parte de los minerales de sulfuro contienen arsénico. La As4S4 (realgarita) y As4S6
(oropimente) son los minerales más importantes que contienen azufre. El óxido, arsenolita, As4O6, se
encuentra como producto de la alteración debida a los agentes atmosféricos de otros minerales de arsénico, y
también se recupera de los polvos colectados de los conductos durante la extracción de Ni, Cu y Sn;
igualmente se obtiene al calcinar los arseniuros de Fe, Co o Ni con aire u óxigeno. El elemento puede
obtenerse por calcinación de FeAsS o FeAs2 en ausencia de aire o por reducción de As4O6 con carbonato,
cuando se sublima As4.
El arsénico elemental tiene pocos usos. Es uno de los pocos minerales disponibles con un 99.9999+ % de
pureza. En el estado sólido se ha empleado ampliamente en los materiales láser GaAs y como agente
acelerador en la manufactura de varios aparatos. El óxido de arsénico se utiliza en la elaboración de vidrio.
Los sulfuros de arsénico se usan como pigmentos y en juegos pirotécnicos. El arseniato de hidrógeno se
emplea en medicina, así como otros compuestos de arsénico. La mayor parte de la aplicación medicinal de
los compuestos de arsénico se basa en su naturaleza tóxica.
Efectos del Arsénico sobre la salud
El Arsénico es uno de los más toxicos elementos que pueden ser encontrados. Debido a sus efectos tóxicos,
los enlaces de Arsénico inorgánico ocurren en la tierra naturalmente en pequeñas cantidades. Los
humanos pueden ser expuestos al Arsénico a través de la comida, agua y aire.
La exposición puede también ocurrir a través del contacto con la piel con suelo o agua que contenga
Arsérnico.
Los niveles de Arsérnico en la comida son bastante bajos, no es añadido debido a su toxicidad, pero los
niveles de Arsénico en peces y mariscos puede ser alta, porque los peces absorben Arsénico del agua donde
viven. Por suerte esto esta es mayormente la forma de Arsénico orgánico menos dañina, pero peces que
contienen suginificantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud humana.
La exposición al Arsénico puede ser más alta para la gente que trabaja con Arsénico, para gente que bebe
significantes cantidades de vino, para gente que vive en casas que contienen conservantes de la madera y
gente que viven en granjas donde el Arsénico de los pesticidas ha sido aplicados en el pasado.
La exposición al Arsénico inorgánico puede causar varios efectos sobre la salud, como es irritación del
estómago e intestinos, disminución en la producción de glóbulos rojos y blancos, cambios en la piel, e
irritación de los pulmones. Es sugerido que la toma de significantes cantidades de Arsénico inorgánico
puede intensificar las posibilidades de desarrollar cáncer, especialmente las posibilidades de desarrollo de
cáncer de piel, pulmón, hígado, linfa.
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A exposiciones muy altas de Arsénico inorgánico puede causar infertilidad y abortos en mujeres, puede
causar perturbación de la piel, pérdida de la resistencia a infecciones, perturbación en el corazón y daño
del cerebro tanto en hombres como en mujeres. Finalmente, el Arsénico inorgánico puede dañar el ADN.
El Arsénico orgánico no puede causar cáncer, ni tampoco daño al ADN. Pero exposiciones a dosis
elevadas puede causar ciertos efectos sobre la salud humana, como es lesión de nervios y dolores de
estómago.
Efectos ambientales del Arsénico
El Arsénico puede ser encontrado de forma natural en la tierra en pequeñas concentraciones. Esto ocurre
en el suelo y minerales y puede entrar en el aire, agua y tierra a través de las tormentas de polvo y las
aguas de escorrentía.
El Arsénico es un componente que es extremadamente duro de convertir en productos solubre en agua o
volátil. En realidad el Arsénico es naturalmente específicamente un compuesto móvil, básicamente
significa que grandes concentraciones no aparecen probablemente en un sitio específico. Esto es una
buena cosa, pero el punto negativo es que la contaminación por Arsénico llega a ser un tema amplio
debido al fácil esparcimiento de este. El Arsénico no se puede movilizar fácilmente cuando este es inmóvil.
Debido a las actividades humanas, mayormente a través de la minería y la fundiciones, naturalmente el
Arsénico inmóvil se ha movilizado también y puede ahora ser encontrado en muchos lugares donde ellos
no existían de forma natural.
El ciclo del Arsénico ha sido ampliado como consecuencia de la interferencia humana y debido a esto,
grandes cantidades de Arsénico terminan en el Ambiente y en organismos vivos. El Arsénico es
moyoritariamente emitido por las industrias productoras de cobre, pero también durante la producción de
plomo y zinc y en la agricultura.
Este no puede ser destruido una vez que este ha entrado en el Ambiente, así que las cantidades que hemos
añadido pueden esparcirse y causar efectos sobre la salud de los humanos y los animales en muchas
localizaciones sobre la tierra.
Las plantas absorben Arsénico bastante fácil, así que alto ranto de concentraciones pueden estar presentes
en la comida. Las concentraciones del peligroso Arsénico inorgánico que está actualmente presente en las
aguas superficiales aumentan las posibilidades de alterar el material genético de los peces. Esto es
mayormente causado por la acumulación de Arsénico en los organismos de las aguas dulces consumidores
de plantas. Las aves comen peces que contienen eminentes cantidades de Arsénico y morirán como
resultado del envenenamiento por Arsénico como consecuencia de la descomposición de los peces en sus
cuerpos.
Kriptón
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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.
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 conciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte.
Efectos ambientales del Kriptón
El kriptón es un gas raro atmosférico y como tal no es tóxico y es químicamente inerte. Las temperaturas
extremadamente frías (−244oC) congelarán a los organismos al contacto, pero no se anticipan efectos
ecológicos a largo plazo.
Consideraciones para su vertido: Cuando su vertido sea necesario, descargar el gas lentamente en un lugar
exterior y bien ventilado lejano a áreas de trabajo y tomas de aire de edificios. No verter ningún gas residual
en cilindros de aire comprimido. Devolver los cilindros al proveedor con alguna presión residual, y la
válvula del cilindro fuertemente cerrada. Tener en cuenta que los requerimientos estatales y locales para los
vertidos pueden ser más restrictivos o diferentes a las normas federales. Consultar las normas estatales y
locales referentes al vertido adecuado de este material.
Plata
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Elemento químico, símbolo Ag, número atómico 47 y masa atómica 107.870. Es un metal lustroso de color
blanco−grisáceo. Desde el punto de vista químico, es uno de los metales pesados y nobles; desde el punto de
vista comercial, es un metal precioso. Hay 25 isótopos de la plata. Sus masas atómicas fluctúan entre 102 y
117.
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En la mayor parte de sus aplicaciones, la plata se alea con uno o más metales. La plata, que posee las más
altas conductividades térmica y eléctrica de todos los metales, se utiliza en puntos de contacto eléctricos y
electrónicos. También se emplea mucho en joyería y piezas diversas. Entre la aleaciones en que es un
componente están las amalgamas dentales y metales para cojinetes y pistones de motores.
La plata es un elemento bastante escaso. Algunas veces se encuentra en la naturaleza como elemento libre
(plata nativa) o mezclada con otros metales. Sin embargo, la mayor parte de las veces se encuentra en
minerales que contienen compuestos de plata. Los principales minerales de plata son la argentita, la
cerargirita o cuerno de plata y varios minerales en los cuales el sulfuro de plata está combinado con los
sulfuros de otros metales. Aproximadamente tres cuartas partes de la plata producida son un subproducto de
la extracción de otros minerales, sobre todo de cobre y de plomo.
La plata pura es un metal moderadamente suave (2.5−3 en la escala de dureza de Mohs), de color blanco, un
poco más duro que el oro. Cuando se pule adquiere un lustre brillante y refleja el 95% de la luz que incide
sobre ella. Su densidad es 10.5 veces la del agua. La calidad de la plata, su pureza, se expresa como partes
de plata pura por cada 1000 partes del metal total. La plata comercial tiene una pureza del 999 (ley 0.999).
Aunque la plata es el metal noble más activo químicamente, no es muy activa comparada con la mayor parte
de los otros metales. No se oxida fácilmente (como el hierro), pero reacciona con el azufre o el sulfuro de
hidrógeno para formar la conocida plata deslustrada. El galvanizado de la plata con rodio puede prevenir
esta decoloración. La plata no reacciona con ácidos diluidos no oxidantes (ácidos clorhídrico o sulfúrico) ni
con bases fuertes (hidróxido de sodio). Sin embargo, los ácidos oxidantes (ácido nítrico o ácido sulfúrico
concentrado) la disuelven al reaccionar para formar el ion positivo de la plata, Ag+. Este ion, que está
presente en todas las soluciones simples de compuestos de plata solubles, se reduce fácilmente a metal libre,
como sucede en la deposición de espejos de plata por agentes reductores orgánicos. La plata casi siempre es
monovalente en sus compuestos, pero se conocen óxidos, fluoruro y sulfuro divalentes. Algunos compuesto de
coordinación de la plata contienen plata divalente y trivalente. Aunque la plata no se oxida cuando se
calienta, puede ser oxidada química o electrolíticamente para formar óxido o peróxido de plata, un agente
oxidante poderoso. Por esta actividad, se utiliza mucho como catalizador oxidante en la producción de
ciertos materiales orgánicos.
Efectos de la Plata sobre la salud
Las sales solubles de plata, especialmente el nitrato de plata (AgNO3), son letales en concentraciones de
hasta 2 g. Los compuestos de plata pueden ser absorbidos lentamente por los tejidos corporales, con la
consecuente pigmentación azulada o negruzca de la piel (argiria).
Contacto con los ojos: Puede causar graves daños en la córnea si el líquido se pone en contacto con los
ojos. Contacto con la piel: Puede causar irritación de la piel. Contacto repetido y prolongado con le piel
puede causar dermatitis alérgica. Peligros de la inhalación: Exposición a altas concentraciones del vapor
puede causar mareos, dificultades para respirar, dolores de cabeza o irritación respiratoria.
Concentraciones extremadamente altas pueden causar somnolencia, espasmos, confusión, inconsciencia,
coma o muerte.
El líquido o el vapor pueden irritar la piel, los ojos, la garganta o los pulmones. El mal uso intencionado
consistente en la concentración deliberada de este producto e inhalación de su contenido puede ser dañino o
mortal.
Peligros de la ingestión: Moderadamente tóxico. Puede causar molestias estomacales, náuseas, vómitos,
diarrea y narcosis. Si el material se traga y es aspirado en los pulmones o si se produce el vómito, puede
causar neumonitis química, que puede ser mortal.
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Órganos de destino: La sobre−exposición crónica a un componente o varios componentes de la plata tiene
los siguientes efectos en los animales de laboratorio:
• Daños renales
• Daños oculares
• Daños pulmonares
• Daños hepáticos
• Anemia
• Daños cerebrales
La sobre−exposición crónica a un componente o varios componentes de la plata se supone que tiene los
siguientes efectos en los humanos:
• Anormalidades cardiacas
• Se ha informado de la relación entre sobre−exposiciones repetidas y prolongadas a disolventes y
daños cerebrales y del sistema nervioso permanentes.
• La respiración repetida o el contacto con la piel de la metil−etil−cetona puede aumentar la potencia
de las neurotoxinas tales como el hexano si la exposición tiene lugar al mismo tiempo.
Estaño
Elemento químico, de símbolo Sn, número atómico 50 y peso atómico 118.69. Forma compuesto de estaño(II)
o estañoso(Sn2+) y estaño(IV) o estánico (Sn4+), así como sales complejas del tipo estanito (M2SnX4) y
estanato (M2SnX6).
Se funde a baja temperatura; tiene gran fluidez cuando se funde y posee un punto de ebullición alto. es suave,
flexible y resistente a la corrosión en muchos medios. Una aplicación importante es el recubrimiento de
envases de acero para conservar alimentos y bebidas. Otros empleos importantes son: aleaciones para
soldar, bronces, pletres y aleaciones industriales diversas. Los productos químicos de estaño, tanto
inorgánicos como orgánicos, se utilizan mucho en las industrias de galvanoplastia, cerámica y plásticos, y en
la agricultura.
El mineral del estaño más importante es la casiterita, SnO2. No se conocen depósitos de alta calidad de este
mineral. La mayor parte del mineral de estaño del mundo se obtiene de depósitos aluviales de baja calidad.
Existen dos formas alotrópicas del estaño: estaño blanco y estaño gris. Es estño reacciona tanto con ácidos
fuertes como con bases fuertes, pero es relativamente resistente a soluciones casi neutras. En muy diversas
circunstancias corrosiva, no se desprende el gas hidrógeno del estaño y la velocidad de corrosión está
controlada por el suministro de oxígeno u otros agentes oxidantes; en su ausencia, la corrosión es
despreciable. Se forma una película delgada de óxido estánico sobre el estaño que está expuesto al aire y esto
origina una protección superficial. Las sales que tienen una reacción ácida en solución, como el cloruro de
aluminio y el cloruro férrico, atacan el estaño en presencia de oxidantes o aire. La mayor parte de los
líquidos no acuosos, como los aceite, los alcoholes o los hidrocarburos clorinados, no tienen efectos obvios
sobre el estaño o son muy pequeños. El estaño y las sales inorgánicas simples no son tóxicos, pero sí lo son
algunas formas de compuesto organoestañosos.
El óxido estanoso, SnO es un producto cristalino de color negro−azul, soluble en los ácidos comunes y en
bases fuertes. Se emplea para fabricar sales estanosas en galvanoplastia y en manufactura de vidrio. El óxido
estánico, SnO2, es un polvo blanco, insoluble en ácidos y álcalis. Es un excelente opacador de brillo y
componente de colorantes cerámicos rosas, amarillos y marrones y de cuerpos refractarios y dieléctricos. Es
un importante agente pulidor del mármol y de las piedras decorativas.
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El cloruro estanoso, SnCl2, es el ingrediente principal en el galvanoestañado ácido con electrólitos e
intermediario de algunos compuesto químicos de estaño. El cloruro estánico, SnCl4, en la forma
pentahidratada es un sólido blanco. Se utiliza en la preparación de compuestos organoestañosos y químicos
para añadir peso a la seda y para estabilizar perfumes y colores en jabones. El fluoruro estañoso, SnF2,
compuesto blanco soluble en agua, es un aditivo de las pastas dentales.
Los compuestos organoestañosos son aquellos en que existe al menos un enlace estaño−carbono; el estaño
suele presentar un estado de oxidación de +IV. Los compuestos organoestañosos que encuentran aplicación
en la industria son los que tienen la fórmula R4Sn, R3SnX, R2SnX2 y RSnX3. R es un grupo orgánico, como
metilo, butilo, octilo, o fenilo, mientras que X es un sustituyente inorgánico, por lo regular cloruro, fluoruro,
óxido, hidróxido, carboxilatos o tioles.
Efectos del Estaño sobre la salud
El estaño se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los enlaces orgánicos de estaño son las
formas más peligrosas del estaño para los humanos. A pesar de su peligro son aplicadas en gran número de
industrias, tales como la industria de la pintura y del plástico, y en la agricultura a través de los pesticidas.
El número de aplicaciones de las sustancias orgánicas del estaño sigue creciendo, a pesar del hecho de que
conocemos las consecuencias del envenenamiento por estaño.
Los efectos de las sustancias orgánicas de estaño pueden variar. Dependen del tipo de sustancia que está
presente y del organismo que está expuesto a ella. El estaño trietílico es la sustancia orgánica del estaño más
peligrosa para los humanos. Tiene enlaces de hidrógeno relativamente cortos. Cuanto más largos sean los
enlaces de hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana será la sustancia del estaño. Los humanos
podemos absorber enlaces de estaño a través de la comida y la respiración y a través de la piel. La toma de
enlaces de estaño puede provocar efectos agudos así como efectos a largo plazo.
Los efectos agudos son:
• Irritaciones de ojos y piel
• Dolores de cabeza
• Dolores de estómago
• Vómitos y mareos
• Sudoración severa
• Falta de aliento
• Problemas para orinar
Los efectos a largo plazo son:
• Depresiones
• Daños hepáticos
• Disfunción del sistema inmunitario
• Daños cromosómicos
• Escasez de glóbulos rojos
• Daños cerebrales (provocando ira, trastornos del sueño, olvidos y dolores de cabeza)
Efectos ambientales del Estaño
61
El estaño como simple átomo o en molécula no es muy tóxico para ningún tipo de organismo. La forma tóxica
es la forma orgánica. Los compuestos orgánicos del estaño pueden mantenerse en el medio ambiente durante
largos periodos de tiempo. Son muy persistentes y no fácilmente biodegradables. Los microorganismos tienen
muchas dificultades en romper compuestos orgánicos del estaño que se han acumulado en aguas del suelo a
lo largo de los años. Las concentraciones de estaño orgánico todavía aumentan debido a esto.
Los estaños orgánicos pueden dispersarse a través de los sistemas acuáticos cuando son absorbidos por
partículas residuales. Se sabe que causan mucho daño en los ecosistemas acuáticos, ya que son muy tóxicos
para los hongos, las algas y el fitoplancton. El fitoplancton es un eslabón muy importante en el ecosistema
acuático, ya que proporciona oxígeno al resto de los organismos acuáticos. También es una parte importante
de la cadena alimenticia acuática.
Hay muchos tipos diferentes de estaño orgánico que pueden variar mucho en su toxicidad. Los estaños
tributílicos son los compuestos del estaño más tóxicos para los peces y los hongos, mientras que el estaño
trifenólico es mucho más tóxico para el fitoplancton.
Se sabe que los estaños orgánicos alteran el crecimiento, la reproducción, los sistemas enzimáticos y los
esquemas de alimentación de los organismos acuáticos. La exposición tiene lugar principalmente en la capa
superior del agua, ya que es ahí donde los compuestos orgánicos del estaño se acumulan.
Yodo
Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa 126.904, el más pesado de los
halógenos (halogenuros) que se encuentran en la naturaleza. En condiciones normales, el yodo es un sólido
negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta.
La química del yodo, como la de los otros halogenos, se ve dominada por la facilidad con la que el átomo
adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I−, o un solo enlace covalente −I, y por la formación, con
elementos más electronegativos, de compuestos en que el estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5
o +7. El yodo es más electropositivo que los otros halógenos y sus propiedades se modulan por: la debilidad
relativa de los enlaces covalentes entre el yodo y elementos más electropositivos; los tamaños grandes del
átomo de yodo y del ion yoduro, lo cual reduce las entalpías de la red cristalina y de disolución de los
yoduros , en tanto que incrementa la importancia de las fuerzas de van der Waals en los compuestos del yodo,
y la relativa facilidad con que se oxida éste.
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El yodo se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental. A
pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina, cierta especie de alga puede extraer y acumular
el elemento. En la forma de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Se
encuentra también como ion yoduro en algunas salmueras de pozos de petróleo en California, Michigan y
Japón.
El único isótopo estable del yodo es el 127I (53 protones, 74 neutrones). De los 22 isótopos artificiales
(masas entre 117 y 139), el más importante es el 131I, con una vida media de 8 días; se utiliza mucho en el
trabajo con trazadores radiactivos y ciertos procedimientos de radioterapia.
El yodo existe como moléculas diatómicas, I2 en las fases sólida, líquida y de vapor, aunque a temperaturas
elevadas (>200ºC, o sea, 390ºF) la disociación para formar átomos es apreciable. Las cortas distancias
intermoleculares I ... I en el sólido cristalino indican la presencia de fuertes fuerzas intermoleculares de van
der Waals. El yodo es moderadamente soluble en líquidos no polares y el color violeta de las soluciones
sugiere que se encuentran presentes las moléculas I2, como en su fase vapor.
Aun cuando, por lo común, es menos vigoroso en sus reacciones que los otros halógenos (halogenuros), el
yodo se combina directamente con la mayor parte de los elementos; excepciones importantes son los gases
nobles, el carbono, el nitrógeno y algunos metales nobles. Los derivados inorgánicos del yodo pueden
agruparse en tres clases de compuestos: aquéllos con más elementos electropositivos, es decir, los yoduros;
los formados con otros halógenos, y los formados con el oxígeno. Los compuestos organoyódicos caen en dos
categorías: los yoduros y los derivados en que el yodo se encuentra en un estado de oxidación formal
positiva, en virtud del enlace con otro elemento más electronegativo.
El yodo parece ser un elemento que, en cantidades muy pequeñas, es esencial para la vida animal y vegetal.
El yoduro y el yodato que se encuentran en las aguas marinas entran en el ciclo metabólico de la mayor parte
de la flora y la fauna marinas, mientras que en los mamíferos superiores el yodo se concentra en la glándula
tiroides, allí se convierte en aminoácidos yodados (principalmente tiroxina y yodotirosinas). Éstos se
encuentran almacenados en la tiroides como tiroglobulina y, aparentemente, la tiroxina es secretada por la
glándula. La deficiencia de yodo en los mamíferos lleva al bocio, una condición en que la glándula tiroides
crece más de lo normal.
Las propiedades bactericidas del yodo apoyan sus usos principales para el tratamiento de heridas o la
esterilización del agua potable. Asimismo los compuestos de yodo se utilizan para tratar ciertas condiciones
de la tiroides y del corazón, como suplemento dietético (en la forma de sales yodatadas) y en los medios de
contraste para los rayos X.
Los usos industriales principales se encuentran en la fotografía, en donde el yoduro de plata es uno de los
constituyentes de las emulsiones para películas fotográficas rápidas, y en la industria de los tintes, en donde
los tintes a base de yodo se producen para el procesamiento de alimentos y para la fotografía en colores.
63
Efectos del Yodo sobre la salud
El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces marinos y las plantas oceánicas.
El yodo está presente de forma natural en los océanos y algunos peces marinos y plantas acuáticas lo
almacenan en sus tejidos.
Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen yodo. También es un ingrediente de las
tabletas purificadoras de agua que se usan para preparar agua potable.
El yodo es un material de construcción de las hormonas tiroideas que son esenciales para el crecimiento, el
sistema nervioso y el metabolismo. Las personas que comen muy poco o nada de pan pueden experimentar
carencia de yodo. Entonces la función de la glándula tiroides disminuirá y la glándula tiroides empezará a
hincharse. Este fenómeno se llama estruma. Ahora esta afección es rara, ya que la sal de mesa lleva una
pequeña dosis de yodo. Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides
trabajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo entero; provoca taquicardias y pérdida de peso. El yodo
elemental, I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones. La concentración máxima permitida en
aire cuando se trabaja con yodo es de solamente 1 mg/m3. Todos los yoduros son tóxicos tomados en
exceso.
El yodo 131 es uno de los radionucleidos involucrados en las pruebas nucleares atmosféricas, que
comenzaron en 1945, con una prueba americana, y terminaron 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. El iodo 131 aumenta el riesgo de cáncer y posiblemente otras
enfermedades del tiroides y aquellas causadas por deficiencias hormonales tiroideas.
Efectos ambientales del Yodo
El yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las fuentes más importantes de
yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se puede combinar con partículas de agua y precipitar en el
agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina con materia orgánica y permanece en el mismo sitio por
mucho tiempo. Las plantas que crecen en estos suelos pueden absorber yodo. EL ganado y otros animales
absorberán yodo cuando coman esas plantas.
El yodo en las aguas superficiales se evaporará y volverá a entrar en el aire. Los humanos también añadimos
yodo al aire, al quemar carbón o fuel para producir energía. Pero la cantidad de yodo que entra en el aire
debido a la actividad humana es bastante pequeña comparada a la cantidad que se evapora de los océanos.
El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante reacciones
químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy
cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una forma
radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el
medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el
procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de
grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.
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Bario
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.
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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 liberados 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.
Lantano
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Elemento químico, símbolo La, con número atómico 57 y peso atómico 138.91. El lantano, segundo elemento
más abundante del grupo de las tierras raras, es un metal. En estado natural, es una mezcla de los isótopos
138La y 139La. Se encuentra asociado con otras tierras raras en monacita, bastnasita y otros minerales. Es
uno de los productos radiactivos de la fisión del uranio, el torio o el plutonio. Es el elemento más básico de
las tierras raras e ingrediente importante en la manufactura del vidrio. Proporciona un alto índice de
refracción al vidrio y se utiliza en la fabricación de lentes de gran calidad.
Efectos del Lantano sobre la salud
El Lantano es uno de los elementos químicos raros, que puede ser encontrado en equipamientos de las
casas, como son las televisiones en color, lámparas fluorescentes, lámparas ahorradoras de energías y
vidrios. Todos los elementos químicos raros tienen propiedades comparables. El Lantano puede ser
raramente encontrado en la naturaleza, porque aparece en muy poca cantidad. El Lantano es usualmente
encontrado sólo en dos diferentes clases de minerales. El uso del Lantano está todavía creciendo, debido en
realidad a que es adecuado para producir catalizadores y para darle brillo al vidrio.
El Lantano es mayormente peligroso en el lugar de trabajo, debido al hecho de que se puede inhalar con el
aire. Este puede causar embolia de pulmón, especialmente en exposiciones de largo periodo. El Lantano
puede dañar al hígado cuando se acumula en el cuerpo humano.
Efectos ambientales del Lantano
El Lantano es introducido en el ambiente en muchos lugares diferentes, mayoritariamente por industrias que
procesan el petróleo. Este puede también entrar en el ambiente cuando los equipos de las casas son tirados a
las basuras. El Lantano podrá gradualmente acumularse en suelos y agua y eventualmente podrá acumularse
en humanos, animales y partículas del suelo. En animales acuáticos el Lantano causa daño en las células de
membranas, lo cual tiene bastantes influencias negativas en la reproducción y las funciones del sistema
nervioso.
Oro
Elemento químico, símbolo Au, número atómico 79 y peso atómico 196.967; es un metal muy denso, blando y
de color amarillo intenso. El oro se clasifica como metal pesado y noble; en el comercio es el más común de
los metales preciosos. El cobre, la plata y el oro están en el mismo grupo en la tabla periódica. La fuente del
símbolo químico, Au, es su nombre en latín aurum (amanecer radiante). Hay sólo un isótopo estable del oro,
con número de masa 197.
Usos: Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones
industriales, especialmente en electrónica, consumen 10−15%. El remanente está dividido entre los empleos
médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. Las monedas y demás objetos
decorativos de oro son en realidad aleaciones porque el metal es muy blando (2.5−3 en la escala de Mohs)
para ser útil con un manejo frecuente.
El 198Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones
industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre
el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han
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permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para
retención y enfoque de calor en procesos industriales.
Localización: El oro se encuentra distribuido por todo el mundo, pero es muy escaso, de tal suerte que es un
elemento raro. El agua de mar contiene concentraciones bajas de oro del orden de 10 partes de oro por
billón de partes de agua. En el plancton o en el fondo marino se acumulan concentraciones superiores. En la
actualidad, no existen procesos económicos adecuados para la extracción del oro marino. El oro metálico, o
natural, y varios minerales telúricos son las únicas formas de oro presentes en la Tierra. El oro natural existe
en las rocas y minerales de otros metales, especialmente en el cuarzo y la pirita, o puede estar disperso en
arenas y gravas (oro de aluvión).
Propiedades: La densidad del oro es 19,3 veces la del agua a 20ºC (68ºF), tal que 1 m3 de oro pesa cerca de
19 000 kg (1 pie3, unas 1200 libras). Las masas del oro, al igual que otros metales preciosos, se miden en la
escala Troy, la cual contiene 12 onzas por libra. Se funde a 1063ºC (1947.97ºF) y ebulle a 2970ºC (5180ºF).
Es algo volátil por debajo de su punto de ebullición. Es un buen conductor de calor y electricidad. Es el metal
más dúctil y maleable. Pueden hacerse láminas transparentes, con espesor de 0.00001 mm con facilidad o
estirarlo en alambres con pesos de 0.5 mg/m. Su calidad se expresa en la escala de finura como partes de oro
puro por mil partes de metal total, o en la escala de quilate como partes de oro puro por 24 partes de metal
total. El oro se disuelve con facilidad en mercurio para formar amalgamas. Es uno de los metales menos
reactivos químicamente. No pierde lustre, ni se quema al aire. Es inerte en soluciones fuertemente alcalinas y
en todos los ácidos puros, menos el ácido selénico.
Compuestos: El oro puede tener valencia 1+ o 3+ en sus compuestos. La tendencia a formar complejos es tan
fuerte que todos los compuestos de oxidación 3+ son complejos. Los compuestos del estado de oxidación 1+
no son muy estables y tienden a oxidarse al estado 3+ o reducirse a oro metálico. Todos los compuestos de
cualquier estado de oxidación se reducen con facilidad.
En sus complejos el oro forma enlaces más fácilmente y más estables con los halógenos y el azufre, menos
estables con oxígeno y fósforo y muy débiles con nitrógeno. Los enlaces entre oro y carbono son normalmente
estables, como en los complejos de cianuro y varios compuestos orgánicos.
Efectos del Oro sobre la salud
Efectos de la sobre−exposición: Inhalación: Puede provocar irritación si la exposición es prolongada o
excesiva. Ingestión: No se esperan efectos adversos. Piel: Puede provocar irritación y reacción alérgica.
Ojos: Puede provocar irritación
Efectos ambientales del Oro
La ecotoxicidad del oro no ha sido evaluada. Sin embargo, se espera que la degradación del oro bajo
condiciones aerobias sea muy pobre y no hay evidencia que sugiera que pueda crear problemas ecológicos al
ser vertido en el medio. Ya que el oro es insoluble, se cree que tiene características mínimas de
bioacumulación y biodisponibilidad.
Mercurio
Elemento químico, símbolo Hg, número atómico 80 y peso atómico 200.59. es un líquido blanco plateado a
temperatura ambiente (punto de fusión −38.4ºC o −37.46ºF); ebulle a 357ºC (675.05ºF) a presión
atmosférica. Es un metal noble, soluble únicamente en soluciones oxidantes. El mercurio sólido es tan suave
como el plomo. El metal y sus compuestos son muy tóxicos. El mercurio forma soluciones llamadas
amalgamas con algunos metales (por ejemplo, oro, plata, platino, uranio, cobre, plomo, sodio y potasio).
68
En sus compuestos, el mercurio se encuentra en los estados de oxidación 2+, 1+ y más bajos; por ejemplo,
HgCl2, Hg2Cl2 o Hg3(AsF6)2. A menudo los átomos de mercurio presentan dos enlaces covalentes; por
ejemplo, Cl−Hg−Cl o Cl−Hg−Hg−Cl. Algunas sales de mercurio(II), por ejemplo, Hg(NO3)2 o Hg(ClO4)2,
son muy solubles en agua y por lo general están disociadas. Las soluciones acuosas de estas sales reaccionan
como ácidos fuertes a causa de la hidrólisis que ocurre. Otras sales de mercurio(III), como HgCl2 o
Hg(Cn)2, también se disuelven en agua, pero en solución sólo están poco disociadas. Hay compuestos en que
los átomos de mercurio están directamente enlazados a átomos de carbono o de nitrógeno; por ejemplo,
H3C−Hg−CH3 o H3C−CO−NH−Hg−NH−CO−CH3. En complejos, como K2(HgI4), a menudo tiene tres o
cuatro enlaces.
El mercurio metálico se usa en interruptores eléctricos como material líquido de contacto, como fluido de
trabajo en bombas de difusión en técnicas de vacío, en la fabricación de rectificadores de vapor de mercurio,
termómetros, barómetros, tacómetros y termostatos y en la manufactura de lámparas de vapor de mercurio.
Se utiliza en amalgamas de plata para empastes de dientes. Los electrodos normales de calomel son
importantes en electroquímica; se usan como electrodos de referencia en la medición de potenciales, en
titulaciones potenciométricas y en la celda normal de Weston.
El mercurio se encuentra comúnmente como su sulfuro HgS, con frecuencia como rojo de cinabrio y con
menos abundancia como metalcinabrio negro. Un mineral menos común es el cloruro de mercurio(I). A veces
los minerales de mercurio contienen gotas pequeñas de mercurio metálico.
La tensión superficial de mercurio líquido es de 484 dinas/cm, seis veces mayor que la del agua en contacto
con el aire. Por consiguiente, el mercurio no puede mojar ninguna superficie con la cual esté en contacto. En
aire seco el mercurio metálico no se oxida, pero después de una larga exposición al aire húmedo, el metal se
cubre con una película delgada de óxido. No se disuelve en ácido clorhídrico libre de aire o en ácido
sulfúrico diluido, pero sí en ácidos oxidantes (ácido nítrico, ácido sulfúrico concentrado y agua regia).
Efectos del Mercurio sobre la salud
El Mercurio es un elemento que puede ser encontrado de forma natural en el medio ambiente. Puede ser
encontrado en forma de metal, como sales de Mercurio o como Mercurio orgánico.
El Mercurio metálico es usado en una variedad de productos de las casas, como barómetros, termómetros,
bombillas fluorescentes. El Mercurio en estos mecanismos está atrapado y usualmente no causa ningún
problema de salud. De cualquier manera, cuando un termómetro se rompe una exposición
significativamente alta al Mercurio ocurre a través de la respiración, esto ocurrirá por un periodo de
tiempo corto mientras este se evapora. Esto puede causar efectos dañinos, como daño a los nervios, al
cerebro y riñones, irritación de los pulmones, irritación de los ojos, reacciones en la piel, vómitos y
diarreas.
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El Mercurio no es encontrado de forma natural en los alimentos, pero este puede aparecer en la comida así
como ser expandido en las cadenas alimentarias por pequeños organismos que son consumidos por los
humanos, por ejemplo a través de los peces. Las concentraciones de Mercurio en los peces usualmente
exceden en gran medida las concentraciones en el agua donde viven. Los productos de la cría de ganado
pueden también contener eminentes cantidades de Mercurio. El Mercurio no es comúnmente encontrado
en plantas, pero este puede entrar en los cuerpos humanos a través de vegetales y otros cultivos. Cuando
sprays que contienen Mercurio son aplicados en la agricultura.
El Mercurio tiene un número de efectos sobre los humanos, que pueden ser todos simplificados en las
siguientes principalmente:
• Daño al sistema nevioso
• Daño a las funciones del cerebro
• Daño al ADN y cromosomas
• Reacciones alérgicas, irritación de la piel, cansancio, y dolor de cabeza
• Efectos negativos en la reproducción, daño en el esperma, defectos de nacimientos y abortos
El daño a las funciones del cerebro puede causar la degradación de la habilidad para aprender, cambios
en la personalidad, temblores, cambios en la visión, sordera, incoordinación de músculos y pérdida de la
memoria. Daño en el cromosoma y es conocido que causa mongolismo.
Efectos ambientales del Mercurio
El Mercurio entra en el ambiente como resultado de la ruptura de minerales de rocas y suelos a través de
la exposición al viento y agua. La liberación de Mercurio desde fuentes naturales ha permanecido en el
mismo nivel a través de los años. Todavía las concentraciones de Mercurio en el medioambiente están
creciendo; esto es debido a la actividad humana.
La mayoría del Mercurio liberado por las actividades humanas es liberado al aire, a través de la quema de
productos fósiles, minería, fundiciones y combustión de resíduos sólidos.
Algunas formas de actividades humanas liberan Mercurio directamente al suelo o al agua, por ejemplo la
aplicación de fertilizantes en la agricultura y los vertidos de aguas residuales industriales. Todo el
Mercurio que es liberado al ambiente eventualmente terminará en suelos o aguas superficiales.
El Mercurio del suelo puede acumularse en los champiñones.
Aguas superficiales ácidas pueden contener significantes cantidades de Mercurio. Cuando los valores de
pH están entre cinco y siete, las concentraciones de Mercurio en el agua se incrementarán debido a la
movilización del Mercurio en el suelo. El Mercurio que ha alcanzado las aguas superficiales o suelos los
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microorganismos pueden convertirlo en metil mercurio, una substancia que puede ser absorbida
rápidamente por la mayoría de los organismos y es conocido que daña al sistema nervioso. Los peces son
organismos que absorben gran cantidad de metil mercurio de agua surficial cada día. Como consecuencia,
el metil mercurio puede acumularse en peces y en las cadenas alimenticias de las que forman parte.
Los efectos del Mercurio en los animales son daño en los riñones, transtornos en el estómago, daño en los
intestinos, fallos en la reproducción y alteración del ADN.
Plomo
Elemento químico, Pb, número atómico 82 y peso atómico 207.19. El plomo es un metal pesado (densidad
relativa, o gravedad específica, de 11.4 s 16ºC (61ºF)), de color azuloso, que se empaña para adquirir un
color gris mate. Es flexible, inelástico, se funde con facilidad, se funde a 327.4ºC (621.3ºF) y hierve a 1725ºC
(3164ºF). Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente al ataque de los ácidos
sulfúrico y clorhídrico. Pero se disuelve con lentitud en ácido nítrico. El plomo es anfótero, ya que forma
sales de plomo de los ácidos, así como sales metálicas del ácido plúmbico. El plomo forma muchas sales,
óxidos y compuestos organometálicos.
Industrialmente, sus compuestos más importantes son los óxidos de plomo y el tetraetilo de plomo. El plomo
forma aleaciones con muchos metales y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus
aplicaciones. Todas las aleaciones formadas con estaño, cobre, arsénico, antimonio, bismuto, cadmio y sodio
tienen importancia industrial.
Los compuestos del plomo son tóxicos y han producido envenenamiento de trabajadores por su uso
inadecuado y por una exposición excesiva a los mismos. Sin embargo, en la actualidad el envenenamiento por
plomo es raro en virtud e la aplicación industrial de controles modernos, tanto de higiene como relacionados
con la ingeniería. El mayor peligro proviene de la inhalación de vapor o de polvo. En el caso de los
compuestos organoplúmbicos, la absorción a través de la piel puede llegar a ser significativa. Algunos de los
síntomas de envenenamiento por plomo son dolores de cabeza, vértigo e insomnio. En los casos agudos, por
lo común se presenta estupor, el cual progresa hasta el coma y termina en la muerte. El control médico de los
empleados que se encuentren relacionados con el uso de plomo comprende pruebas clínicas de los niveles de
este elemento en la sangre y en la orina. Con un control de este tipo y la aplicación apropiada de control de
ingeniería, el envenenamiento industrial causado por el plomo puede evitarse por completo.
El plomo rara vez se encuentra en su estado elemental, el mineral más común es el sulfuro, la galeana, los
otros minerales de importancia comercial son el carbonato, cerusita, y el sulfato, anglesita, que son mucho
más raros. También se encuentra plomo en varios minerales de uranio y de torio, ya que proviene
directamente de la desintegración radiactiva (decaimiento radiactivo). Los minerales comerciales pueden
contener tan poco plomo como el 3%, pero lo más común es un contenido de poco más o menos el 10%. Los
minerales se concentran hasta alcanzar un contenido de plomo de 40% o más antes de fundirse.
El uso más amplio del plomo, como tal, se encuentra en la fabricación de acumuladores. Otras aplicaciones
importantes son la fabricación de tetraetilplomo, forros para cables, elementos de construcción, pigmentos,
soldadura suave y municiones.
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Se están desarrollando compuestos organoplúmbicos para aplicaciones como son la de catalizadores en la
fabricación de espuma de poliuretano, tóxicos para las pinturas navales con el fin de inhibir la incrustación
en los cascos, agentes biocidas contra las bacterias grampositivas, protección de la madera contra el ataque
de los barrenillos y hongos marinos, preservadores para el algodón contra la descomposición y el moho,
agentes molusquicidas, agentes antihelmínticos, agentes reductores del desgaste en los lubricantes e
inhibidores de la corrosión para el acero.
Merced a su excelente resistencia a la corrosión, el plomo encuentra un amplio uso en la construcción, en
particular en la industria química. Es resistente al ataque por parte de muchos ácidos, porque forma su
propio revestimiento protector de óxido. Como consecuencia de esta característica ventajosa, el plomo se
utiliza mucho en la fabricación y el manejo del ácido sulfúrico.
Durante mucho tiempo se ha empleado el plomo como pantalla protectora para las máquinas de rayos X. En
virtud de las aplicaciones cada vez más amplias de la energía atómica, se han vuelto cada vez más
importantes las aplicaciones del plomo como blindaje contra la radiación.
Su utilización como forro para cables de teléfono y de televisión sigue siendo una forma de empleo adecuada
para el plomo. La ductilidad única del plomo lo hace particularmente apropiado para esta aplicación, porque
puede estirarse para formar un forro continuo alrededor de los conductores internos.
El uso del plomo en pigmentos ha sido muy importante, pero está decreciendo en volumen. El pigmento que
se utiliza más, en que interviene este elemento, es el blanco de plomo 2PbCO3.Pb(OH)2; otros pigmentos
importantes son el sulfato básico de plomo y los cromatos de plomo.
Se utilizan una gran variedad e compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y sales de ácidos
orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de cloruro de polivinilo. Se usan
silicatos de plomo para la fabricación de fritas de vidrio y de cerámica, las que resultan útiles para
introducir plomo en los acabados del vidrio y de la cerámica. El azuro de plomo, Pb(N3)2, es el detonador
estándar par los explosivos. Los arsenatos de plomo se emplean en grandes cantidades como insecticidas
para la protección de los cultivos. El litargirio (óxido de plomo) se emplea mucho para mejorar las
propiedades magnéticas de los imanes de cerámica de ferrita de bario.
Asimismo, una mezcla calcinada de zirconato de plomo y de titanato de plomo, conocida como PZT, está
ampliando su mercado como un material piezoeléctrico.
Efectos del Plomo sobre la salud
El Plomo es un metal blando que ha sido conocido a través de los años por muchas aplicaciones. Este ha
sido usado ampliamente desde el 5000 antes de Cristo para aplicaciones en productos metálicos, cables y
tuberías, pero también en pinturas y pesticidas. El plomo es uno de los cuatro metales que tienen un mayor
efecto dañino sobre la salud humana. Este puede entrar en el cuerpo humano a través de la comida (65%),
agua (20%) y aire (15%).
Las comidas como fruta, vegetales, carnes, granos, mariscos, refrescos y vino pueden contener cantidades
significantes de Plomo. El humo de los cigarros también contiene pequeñas cantidades de plomo.
El Plomo puede entrar en el agua potable a través de la corrosión de las tuberías. Esto es más común que
ocurra cuando el agua es ligeramente ácida. Este es el porqué de los sistemas de tratamiento de aguas
públicas son ahora requeridos llevar a cabo un ajuste de pH en agua que sirve para el uso del agua
potable. Que nosotros sepamos, el Plomo no cumple ninguna función esencial en el cuerpo humano, este
puede principalmente hacer daño después de ser tomado en la comida, aire o agua.
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El Plomo puede causar varios efectos no deseados, como son:
• Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia
• Incremento de la presión sanguínea
• Daño a los riñones
• Abortos y abortos sutíles
• Perturbación del sistema nervioso
• Daño al cerebro
• Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma
• Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños
• Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión, comportamiento impulsivo e
hipersensibilidad.
El Plomo puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Debido a esto puede causar serios
daños al sistema nervioso y al cerebro de los niños por nacer.
Efectos ambientales del Plomo
El Plomo ocurre de forma natural en el ambiente, pero las mayores concentraciones que son encontradas
en el ambiente son el resultado de las actividades humanas.
Debido a la aplicación del plomo en gasolinas un ciclo no natural del Plomo tiene lugar. En los motores de
los coches el Plomo es quemado, eso genera sales de Plomo (cloruros, bromuros, óxidos) se originarán.
Estas sales de Plomo entran en el ambiente a través de los tubos de escape de los coches. Las partículas
grandes precipitarán en el suelo o la superfice de aguas, las pequeñas partículas viajarán largas distancias
a través del aire y permanecerán en la atmósfera. Parte de este Plomo caerá de nuevo sobre la tierra
cuando llueva. Este ciclo del Plomo causado por la producción humana está mucho más extendido que el
ciclo natural del plomo. Este ha causad contaminación por Plomo haciéndolo en un tema mundial no sólo
la gasolina con Plomo causa concentración de Plomo en el ambientel. Otras actividades humanas, como la
combustión del petróleo, procesos industriales, combustión de residuos sólidos, también contribuyen.
El Plomo puede terminar en el agua y suelos a través de la corrosión de las tuberías de Plomo en los
sistemas de transportes y a través de la corrosión de pinturas que contienen Plomo. No puede ser roto, pero
puede convertirse en otros compuestos.
El Plomo se acumula en los cuerpos de los organismos acuáticos y organismos del suelo. Estos
experimentarán efectos en su salud por envenenamiento por Plomo. Los efectos sobre la salud de los
crustáceos puede tener lugar incluso cuando sólo hay pequeñas concentraciones de Plomo presente.
Las funciones en el fitoplancton pueden ser perturbados cuando interfiere con el Plomo. El fitoplancton es
una fuente importante de producción de oxígeno en mares y muchos grandes animales marinos lo comen.
Este es el porqué nosotros ahora empezamos a preguntarnos si la contaminación por Plomo puede influir
en los balances globales. Las funciones del suelo son perturbadas por la intervención del Plomo,
especialmente cerca de las autopistas y tierras de cultivos, donde concentraciones extremas pueden estar
presente. Los organismos del suelo también sufren envenenamiento por Plomo.
El Plomo es un elemento químico particularmente peligroso, y se puede acumular en organismos
73
individuales, pero también entrar en las cadenas alimenticias.
Uranio
Elemento químico de símbolo U, número atómico 92 y peso atómico 238.03. El punto de fusión es 1132ºC
(2070ºF), y el punto de ebullición, 3818ºC (6904ºF). El uranio es uno de los actínidos.
El uranio es una mezcla de tres isótopos: 234U,235U y238U. Se cree que está localizado principalmente en
la corteza terrestre, donde la concentración promedio es 4 partes por millón (ppm). El contenido total en la
corteza terrestre hasta la profundidad de 25 Km (15 mi) se calcula en 1017 Kg (2.2 x 1017 lb); los océanos
pueden contener 1013 Kg (2.2 x 1013 lb) de uranio. Se conocen cientos de minerales que contienen uranio,
pero sólo unos pocos son de interés comercial.
A causa de la gran importancia del isótopo fisionable 235U, se han ideado métodos industriales un tanto
complejos para su separación de la mezcla de isótopos naturales. El proceso de difusión gaseosa, que se
utiliza en Estados Unidos en tres grandes plantas, es el proceso industrial principal. Otros procesos que se
aplican a la separación del uranio incluyen la centrifugación, en el que le hexafluoruro de uranio gaseoso se
separa en centrifugadoras en cascada, el proceso de difusión térmica líquida, la boquilla de separación y la
excitación láser.
El uranio es un metal muy denso, fuertemente electropositivo y reactivo, dúctil y maleable, pero mal
conductor de la electricidad. Muchas aleaciones de uranio son de gran interés en la tecnología nuclear, ya
que el metal puro es químicamente activo y anisotrópico y tiene propiedades mecánicas deficientes. Sin
embargo, las varillas cilíndricas de uranio puro recubiertas con silicio y conservadas en tubos de aluminio
(lingotes), se emplean en los reactores nucleares. Las aleaciones de uranio son útiles en la dilución de uranio
enriquecido para reactores y en el suministro de combustibles líquidos. El uranio agotado del isótopo
fisionable 235U se ha empleado en el blindaje de los contenedores para almacenamiento y transporte de
materiales radiactivos.
El uranio reacciona con casi todos los elementos no metálicos y sus compuestos binarios. Se disuelve en los
ácidos clorhídrico y nítrico, pero muy lentamente con los ácidos no oxidantes: sulfúrico, fosfórcio o
fluorhídrico. El uranio metálico es inerte en relación con los álcalis, pero la adición de peróxido provoca la
formación de peruranatos solubles en agua.
El uranio reacciona reversiblemente con el hidrógeno para formar UH3 as 250ºC (482ºF). Los isótopos de
hidrógeno forman deuteriuro de uranio, UD3, y tritiuro de uranio, UT3. El sistema uranio−oxígeno es
extremadamente complejo. El monóxido de uranio, UO, es una especie gaseosa que no es estable por debajo
de los 1800ºC (3270ºF). En el intervalo de UO2 a UO3 existe gran número de fases. Los halogenuros de
uranio constituyen un importante grupo de compuestos. El tetrafluoruro de uranio es un intermediario en la
preparación del metal y el hexafluoruro. El hexafluoruro de uranio, el compuesto de uranio más volátil, se
emplea en la separación de isótopos de 235U y 238U. Los halogenuros reaccionan con oxígeno a
temperaturas elevadas para formar uranilos y finalmente U3O8.
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Efectos del Uranio sobre la salud
Las personas siempre estamos expuestas a cierta cantidad de uranio en la comida, el aire, el suelo y el agua,
ya que está presente en éstos de forma natural.
La comida, tal como los vegetales, y el agua nos proporcionarán pequeñas cantidades de uranio natural y
respiraremos concentraciones mínimas de uranio en el aire. La concentración de uranio en el marisco es
normalmente tan baja que puede ser tranquilamente ignorada.
Las personas que viven cerca de vertederos de sustancias peligrosas o cerca de minas, las que trabajan en la
industria del fosfato, las que comen cultivos que crecieron en suelo contaminado o las que beben agua de un
lugar de vertido de uranio pueden experimentar una exposición más elevada que otras personas. Los vidrios
de uranio están prohibidos, pero algunos artistas que todavía los usan para trabajos con vidrio
experimentarán una exposición mayor de lo normal.
Debido a que el uranio es una sustancia radioactiva los efectos de éste sobre la salud han sido investigados.
Los científicos no han detectado ningún efecto dañino en las radiaciones de los niveles naturales de uranio.
Sin embargo, se pueden dar efectos químicos después de la toma de grandes cantidades de uranio y estos
pueden provocar efectos tales como enfermedades del hígado.
Cuando las personas están expuestas a los radionucleidos del uranio que se forman durante la desintegración
radioactiva por un largo periodo de tiempo, pueden desarrollar cáncer. Las posibilidades de tener cáncer son
mucho más elevadas cuando las personas son expuestas al uranio enriquecido, porque es una forma más
radioactiva del uranio. Esta forma de uranio emite radiación dañina, lo que puede provocar que las personas
desarrollen cáncer en unos años. El uranio enriquecido puede causar efectos en la reproducción durante los
accidentes en las centrales nucleares.
Si el uranio puede tener efectos en la reproducción humana o no es actualmente desconocido.
Efectos ambientales del Uranio
El uranio puede encontrarse en el medioambiente de forma natural en muy pequeñas cantidades en rocas,
suelo, aire y agua. Los humanos añaden metales de uranio y compuestos, porque son eliminados durante los
procesos de minería y textiles.
El uranio es un material radioactivo que es muy reactivo. Como resultado de ésto no puede encontrarse en el
ambiente en su forma elemental. Los compuestos del uranio que se han formado durante la reacción del
uranio con otros elementos y sustancias se disuelven en el agua. La solubilidad en agua de un compuesto de
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uranio determina su movilidad en el medio ambiente, así como su toxicidad.
En el aire las concentraciones de uranio son muy bajas. Incluso en concentraciones en el aire más altas de lo
normal, hay tan poco uranio presente por metro cúbico que menos de un átomo se transforma cada día. El
uranio en el aire existe como polvo que caerá en el agua superficial, en plantas o en suelos a través de la
sedimentación o el agua de lluvia. Entonces se hundirá en los sedimentos o a las capas de suelo más
inferiores, donde se mezclará con el uranio que ya está presente.
En el agua la mayor parte del uranio es uranio disuelto que deriva de las rocas y el suelo sobre el cual el
agua corre. Parte del uranio está en suspensión, de forma que el agua toma una textura de barro.
Solo una parte muy pequeña de uranio en agua sedimenta del aire. Las cantidades de uranio en el agua
potable son generalmente muy bajas. El agua que contiene bajas cantidades de uranio es normalmente
segura para beber. Debido a su naturaleza, no es probable que se acumulen peces o vegetales y el uranio que
es absorbido será eliminado rápidamente a través de la orina y las heces.
El uranio se encuentra en los suelos en diversas concentraciones que son normalmente muy bajas. Los
humanos añaden uranio al suelo a través delas actividades industriales. Los compuestos en el suelo se
combinarán con otros compuestos, que pueden permanecer en el suelo durante años sin moverse hacia el
agua subterránea. Las concentraciones de uranio son normalmente más altas en suelo rico en fosfato, pero
esto no tiene por qué ser un problema, porque las concentraciones normalmente no exceden los rangos
normales de los suelos no contaminados.
Las plantas absorben uranio a través de sus raíces y lo almacenan allí. Los vegetales de raíz tales como los
rábanos pueden contener por tanto concentraciones de uranio más altas de lo normal. Cuando los vegetales
se lavan el uranio será eliminado.
La erosión causada por la minas puede provocar que mayores cantidades de uranio sean liberadas al medio
ambiente.
Plutonio
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Elemento químico, símbolo Pu, número atómico 94. Es un metal plateado, reactivo, de la serie de los
actínidos. El isótopo principal de interés químico es 239Pu, que tiene una vida media de 24 131 años. Se
forma en los reactores nucleares. El plutonio−239 es fisionable, pero puede capturar también neutrones para
formar isótopos superiores de plutonio.
El plutonio−238, con una vida media de 87.7 años. Se utiliza en fuentes de calor para aplicaciones espaciales
y se ha empleado en marcapasos cardiacos. El plutonio−239 se emplea como combustible nuclear en la
producción de isótopos radiactivos para la investigación y como agente fisionable en armas nucleares.
El plutonio muestra diversos estados de valencia en solución y en estado sólido. El plutonio metálico es muy
electropositivo. Se han preparado muchas aleaciones de plutonio y se han caracterizado gran número de
compuestos intermetálicos.
La reacción del metal con hidrógeno produce dos hidruros, que se forman a temperaturas tan bajas como
150ºC(300ºF). Su descomposición arriba de los 750ºC (1400ºF) puede usarse para preparar polvo de
plutonio reactivo. El óxido más común es el PuO2, formado por ignición de hidróxidos, oxalatos, peróxidos y
los oxihalogenuros. El hexafluoruro de plutonio, el compuesto más volátil conocido de este elemento, es un
agente fluorante poderoso. Se conocen algunos otros compuestos binarios. Entre éstos están los carburos,
siliciuros, sulfuros y seleniuros, que son de interés especial a causa de su naturaleza refractaria.
Por su radiotoxicidad, el plutonio y sus compuestos requieren técnicas de manejo especiales para prevenir su
ingestión o inhalación; por ello, todo trabajo con plutonio y sus compuestos debe efectuarse en caja de
guantes. Para trabajar con plutonio, y sus aleaciones, que son atacados por la humedad y por los gases
atmosféricos, estas cajas pueden llenarse con helio o argón.
Efectos del Plutonio sobre la salud
El plutonio es descrito a veces en los medios como la sustancia más tóxica conocida por los humanos, aunque
hay acuerdo general entre los expertos en este campo de que esto es incorrecto. Hasta el 2003 todavía no ha
habido ninguna muerte humana oficialmente atribuida a la exposición al plutonio. El radio de ocurrencia
natural es alrededor de 200 veces más radiotóxico que el plutonio, y algunas toxinas orgánicas como la
toxina botulínica son billones de veces más tóxicas que el plutonio.
La radiación alfa que emite no penetra la piel, pero puede irradiar órganos internos cuando el plutonio es
inhalado o ingerido. Partículas de plutonio extremadamente pequeñas del orden de microgramos pueden
causar cáncer de pulmón si son inhaladas. Cantidades considerablemente mayores pueden causar
envenenamiento agudo por radiación y muerte si ingeridos o inhalados; sin embargo, hasta el momento, no
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se sabe de ninguna muerte provocada por la inhalación o la ingestión del plutonio y muchas personas tienen
cantidades medibles de plutonio en sus cuerpos. El plutonio es una sustancia peligrosa que ha sido usada en
explosivos durante un largo tiempo. Es liberado a la atmósfera principalmente por las pruebas atmosféricas
de armas nucleares y por accidentes en los lugares de producción de armas. Cuando el plutonio es liberado a
la atmósfera caerá de nuevo a La Tierra y terminará en los suelos.
La exposición de los humanos al plutonio no es muy probable, pero a veces tiene lugar como resultado de
escapes accidentales durante su uso, transporte o vertido.
Debido a que el plutonio no tiene radiaciones gamma, no es probable notar efectos en la salud por trabajar
con el plutonio, a menos que sea respirado o tragado de algún modo.
Cuando se respira, el plutonio puede permanecer en los pulmones o moverse hasta los huesos u otros
órganos. Generalmente permanece en el cuerpo durante mucho tiempo y expone a los tejidos del cuerpo
continuamente a radiación. Después de unos pocos años esto podría resultar en el desarrollo de cáncer.
Lo que es más, el plutonio puede afectar la habilidad de resistir enfermedades y la radioactividad del
plutonio puede causar fallo reproductivo.
Efectos ambientales del Plutonio
Cantidades traza de plutonio se encuentran naturalmente en los minerales ricos en uranio. Los humanos
producimos la mayor parte del plutonio existente, en reactores nucleares especiales
Además de estar presente de forma natural en cantidades muy pequeñas, el plutonio también puede entrar en
el medio ambiente por escapes de reactores nucleares, plantas de producción de armas, e instalaciones de
investigación. Una fuente importante de escapes de plutonio son las pruebas de armas nucleares.
El plutonio puede entrar en las aguas superficiales por escapes accidentales y vertidos de desechos
radioactivos. El suelo puede contaminarse con plutonio a través de la lluvia radiactiva durante las pruebas
de armas nucleares. El plutonio se mueve lentamente hacia abajo en el suelo, hasta las aguas subterráneas.
Las plantas absorben bajos niveles de plutonio, pero estos niveles no son lo suficientemente altos como para
provocar biomagnificación del plutonio en la cadena alimenticia, o acumulación en los cuerpos de animales.
Conclusiones
• De acuerdo a lo desarrollado, puedo decir que fue un trabajo bastante complicado de desarrollar,
pues había mucha información y no sabíamos como empezar.
• Aprendí de esto que la tabla de Elementos es una herramienta de trabajo muy difícil de entender y
que posee un sin fin de características para trabajarla. Lo que aprendí fue a clasificar los
elementos según su grupo y periodo.
• El grupo de trabajo fue muy organizado y respetuoso.
• Fue un trabajo muy difícil, que nos llevo bastante tiempo realizar.
• Creo que para entender la tabla periódica, hay que tener mucha dedicación.
• Al igual que mis compañeros, entendí como clasificar elementos según su grupo y periodo.
• Aprendí a clasificar los elementos por periodo y grupo.
• El tema de trabajo es muy amplio y difícil de entender.
• Trabajar en grupo nos costo, ya que cada uno tenia su idea de cómo desarrollar el tema, pero
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logramos llegar a acuerdos, y el trabajo fue compartido.
Bibliografía
www.icarito.cl
www.elrincondelvago.com
www.elementos%2quimicos.cl
www.mcgraw−hill.es/bcvltabla−periodica/mc.html
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www.wikipedia.org
www.angelfire.com
www.micromegas.com
www.enbuenasmanos.com
www.escaldea.com
www.nvaalejandria.com
www.lenntech.com
Gran Diccionario Enciclopédico Ilustrado Ediciones Occidente s.a.
Aporte de la Mamá de Ignacio, quien nos facilitó mucha información, y nos contactó con un familiar Sr.
Danilo Caro Jaque, Químico de PISA Lampa
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