Integrantes: 1. Andrés flores lipa 2. Sabino flores lipa 3. Remy Nicolás calderón Trujillo Los gases nobles son elementos químicos situados en el grupo VIII A de la tabla periódica de los elementos. Se descubrió a todos los gases nobles en un período de tiempo relativamente corto. En 1784 Henry Cavendish observó que después de remover el oxígeno y el nitrógeno del aire, todavía quedaba un pequeño volumen de un gas desconocido no reactivo. Un siglo más tarde, en 1892, John William Strutt, el tercer Lord Rayleigh, preparó nitrógeno de dos formas, eliminando los otros constituyentes conocidos del aire (O2, CO2 y H2O) y a partir del amoníaco. El observó que el nitrógeno obtenido a partir del amoníaco siempre era un 5% menos denso que el proveniente del aire. Finalmente, en 1895, Rayleigh y William Ramsay aíslan un nuevo gas, con un espectro de emisión diferente al de cualquier elemento conocido, y le dan el nombre de argón (“inerte”). En 1868, durante un eclipse solar, Pierre Jansen identificó una nueva línea en el espectro del sol. Como esta línea no aparecía en el espectro de los elementos Conocidos, Joseph Lockyer concluyó que el sol contenía un nuevo elemento al cual nombró helio (“el sol”). Algunos años más tarde, en 1889, calentando cleveita, un mineral radioactivo relacionado con la uranita, Hillebrand obtuvo un gas no reactivo que él supuso era nitrógeno, pero en 1895 Ramsay demostró que era una muestra del helio de Lockyer. Ese mismo año, Ramsay y Morris Travers, al tratar de aislar gases inertes adicionales, observaron que el residuo que quedaba después de eliminar por ebullición el nitrógeno y el oxígeno del aire líquido contenía nuevas líneas espectrales. Inmediatamente aislaron los gases neón (“nuevo”), kriptón (“escondido”) y xenón (“extraño”). Por último, en 1900 Friedrich Dorn descubre el radón (“rayo” o “haz”) como producto de la desintegración radioactiva del radio. El nombre de gas noble proviene del hecho de que no tienden a reaccionar como otros elementos. Debido a esto, también son denominados a veces gases inertes, aunque realmente sí participan en algunas reacciones químicas. Todos tienen su última capa electrónica totalmente llena (dos electrones en el helio y ocho en los demás). Concretamente los gases nobles son los siguientes: : Helio Neón Argón Kriptón Xenón Radón HELIO (He) El helio es un elemento químico de número atómico 2 y símbolo He. A pesar de que su configuración electrónica es 1s2, el helio no figura en el grupo 2 de la tabla periódica de los elementos, junto al hidrógeno en el bloque s, sino que se coloca en el grupo 18 del bloque p, ya que al tener el nivel de energía completo, presenta las propiedades de un gas noble, es decir, es inerte (no reacciona) y al igual que éstos, es un gas monoatómico incoloro e inodoro. El helio tiene el menor punto de evaporación de todos los elementos químicos, y sólo puede ser solidificado bajo presiones muy grandes. Es además, el segundo elemento químico en abundancia en el universo, tras el hidrógeno. Características principales En condiciones normales de presión y temperatura el helio es un gas monoatómico no inflamable, pudiéndose licuar sólo en condiciones extremas (de alta presión y baja temperatura). Tiene el punto de solidificación más bajo de todos los elementos químicos, siendo el único líquido que no puede solidificarse bajando la temperatura, ya que permanece en estado líquido en el cero absoluto a presión normal. Aplicaciones El helio es más ligero que el aire y a diferencia del hidrógeno no es inflamable, siendo además su poder ascensional un 8% menor que la de éste, por lo que se emplea como gas de relleno en globos y zepelines publicitarios, de investigación atmosférica e incluso para realizar reconocimientos militares. Aún siendo la anterior la principal el helio tiene más aplicaciones: Las atmósferas helio-oxígeno se emplean en la inmersión a gran profundidad, ya que el helio es inerte, menos soluble en la sangre que el nitrógeno y se difunde 2,5 veces más deprisa que él, todo lo cual reduce el tiempo requerido para la descompresión, aunque ésta debe comenzar a mayor profundidad, y elimina el riesgo de narcosis por nitrógeno (borrachera de las profundidades). Por su bajo punto de licuefacción y evaporación puede utilizarse como refrigerante en aplicaciones a temperatura extremadamente baja como en imanes superconductores e investigación criogénica a temperaturas próximas al cero absoluto. En cromatografía de gases se usa como gas portador inerte. La atmósfera inerte de helio se emplea en la soldadura por arco y en la fabricación de cristales de silicio y germanio, así como para presurizar combustibles líquidos de cohetes. En túneles de viento supersónicos. Como agente refrigerante en reactores nucleares. El helio líquido encuentra cada vez mayor uso en las aplicaciones médicas de la imagen por resonancia magnética (RMI). Se utiliza en equipos láser como uno de los gases, el más común es el Helio-Neón. Abundancia y obtención El helio es el segundo elemento más abundante del universo tras el hidrógeno y constituye alrededor del 20% de la materia de las estrellas, en cuyo proceso de fusión nuclear desempeña un importante papel. La abundancia de helio no puede ser explicada por la generada en las estrellas, aunque es consistente con el modelo del Big bang En la atmósfera terrestre hay del orden de 5 ppm y se encuentra también como producto de desintegración en diversos minerales radioactivos de uranio y torio. Además está presente en algunas aguas minerales, en gases volcánicos y en ciertos yacimientos de gas natural de los Estados Unidos, de los que proviene la mayoría del helio comercial. El helio puede sintetizarse bombardeando núcleos de litio o boro con protones a alta velocidad. Las principales fuentes para la obtención del helio son el gas natural, que contiene entre el 2 y el 5%, y el aire, donde la proporción es mucho menor. COMPUESTOS DE HELIO. Dado que el helio es un gas noble, en la práctica no participa en las reacciones químicas, aunque bajo la influencia de descargas eléctricas o bombardeado con electrones forma compuestos con el wolframio, yodo, flúor y fósforo. Antiguamente se creía que los gases nobles no podían formar compuestos a causa de su configuración electrónica en capas cerradas, que los hacen muy estables químicamente y no-reactivos. En todos los gases nobles las capas externas s y p están completas (excepto el helio, que no tiene capa p), y por lo tanto no forman compuestos químicos con facilidad. Su elevada energía de ionización y su baja afinidad electrónica, cercana a cero, hicieron que en un principio no se les considerara reactivos. Se ha postulado que con bajas temperaturas tendrían que existir compuestos por coordinación como el Ar·BF3 pero ello todavía no se ha podido demostrar. Además, se han conseguido formas compuestas como WHe2 y HgHe2 por medio del bombardeo de electrones, pero búsquedas recientes han apuntado que probablemente este fenómeno se limitaba a la adsorción del helio por la superficie del metal, de manera que no se podría hablar con propiedad de la existencia de un compuesto químico. Isótopos El isótopo más común del helio es el 4He, cuyo núcleo está constituido por dos protones y dos neutrones. Su excepcional estabilidad nuclear se debe a que tiene un número másico de nucleones, es decir, una cantidad que se distribuye en niveles completos (de modo análogo a como se distribuyen los electrones en los orbitales). El helio tiene un segundo isótopo, el 3He, así como otros más pesados que son radiactivos. El helio-3 es prácticamente inexistente en la tierra. Precauciones Un efecto producido al inhalar helio es hacer la voz humana más aguda. Esto se debe a que el helio es menos denso que el aire, por lo que las cuerdas vocales pueden vibrar a mayor frecuencia. Es peligroso realizarlo excesivamente, ya que el helio puede provocar asfixia. Un gas que produce el efecto contrario es el Hexafluoruro de azufre, es decir, hace la voz humana más grave al inhalarlo. Los depósitos de helio gas de 5 a 10 K deben almacenarse como si contuvieran líquido debido al gran incremento de presión que se produce al calentar el gas a temperatura ambiente. Neón (Ne) El neón es un elemento químico de número atómico 10 y símbolo Ne. Es un gas noble, incoloro, prácticamente inerte, presente en trazas en el aire, pero muy abundante en el universo, que proporciona un tono rojizo característico a la luz de las lámparas fluorescentes en las que se emplea. Es el segundo gas noble más ligero, y presenta un poder de refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces mayor que el del helio líquido y tres veces mayor que el del hidrógeno líquido. NEON (Ne PM=20.18 CE 1s22s22p6) Segundo elemento mas abundante en el universo El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico Obtencion. Se obtiene por subenfriamiento del aire y destilación del líquido resultante. Se encuentra en pequeñas cantidades en la atmósfera y en la corteza terrestre se halla en una proporción de 0,005 ppm. Aplicaciones. Indicadores de alto voltaje. Tubos de televisión. Junto con el helio se emplea para obtener un tipo de láser. El neón licuado se comercializa como refrigerante criogénico. El neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno líquido para refrigeración. Se ha obtenido un compuesto con flúor en el laboratorio La única fuente comercial del neón es la atmósfera terrestre, aunque se encuentran pequeñas cantidades de neón en el gas natural, en los minerales y en los meteoritos. El neón es incoloro, inodoro e insípido; es gas en condiciones normales. El neón no forma ningún compuesto químico en el sentido general de la palabra; hay solamente un átomo en cada molécula de gas neón. Efectos del Neón sobre la salud Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo a través de la inhalación. Riesgo de inhalación: Si existen pérdidas en su contenedor este líquido se evapora con mucha rapidez provocando sobresaturación del aire con serio peligro de asfixia cuando se trata de recintos cerrados. Efectos de la exposición: Inhalación: Asfixiante simple. Piel: Congelación en contacto con el líquido. Ojos: Congelación en contacto con el líquido. Inhalación: Este gas es inerte y está clasificado como un asfixiante simple. La inhalación en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. 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. Argón (Ar) El argón o argón es un elemento químico de número atómico 18. Es el tercero de los gases nobles, monoatómico incoloro e inerte, constituye el 0.934 % de la atmosfera de la tierra. De él, el 99.6% es el isótopo de argón40; el restante es argón-36 y argón-38. Existe evidencia de que todo el argón-40 del aire se produjo por la descomposición radiactiva del radioisótopo potasio-40. Se obtiene del aire liquido mediante destilación fraccionada El argón es incoloro, inodoro e insípido. En condiciones normales es un gas pero puede licuarse y solidificarse con facilidad. El argón no forma compuestos químicos en el sentido normal de la palabra, aunque forma algunos compuestos clatratos débilmente enlazados con agua, hidroquinona y fenol. Usos del Argón El uso en gran escala más antiguo del argón es en lámparas eléctricas o bombillas. El corte y soldadura de metales consume la mayor parte del argón. Los procesos metalúrgicos constituyen la aplicación de más rápido crecimiento. argón y las mezclas de argón-kriptón se utilizan, con un poco de vapor de mercurio, para llenar lámparas fluorescentes. El argón mezclado con algo de neón se utiliza para llenar tubos fluorescentes de descarga eléctrica empleados en letreros de propaganda (parecidos a los anuncios de neón); esto se hace cuando se desea un color azul o verde en lugar del color rojo del neón. El argón se utiliza también para llenar tiratrones de contadores de radiación en cámaras de ionización con las que se mide la radiación cósmica y tubos electrónicos de varias clases. La atmósfera de argón se utiliza en la manipulación de reactivos químicos en el laboratorio y en el sellado de empaques de estos materiales. Efectos del Argón sobre la salud Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación. Riesgo de inhalación: En caso de escape en el contenedor este líquido se evapora muy rápidamente provocando supersaturación del aire con grave peligro de asfixia cuando esto ocurre en un recinto cerrado. Efectos de la exposición: Inhalación: Mareos. Pesadez. Dolor de cabeza. Asfixia. Piel: Congelación en contacto con el líquido. Ojos: Congelación en contacto con el líquido. Efectos ambientales del Argón No se conocen efectos ambientales negativos causados por el argón ni se esperan consecuencias ambientales adversas. El argón se da naturalmente en el medio ambiente. El gas se disipará rápidamente en áreas bien ventiladas. El argón no contiene ningún material que deteriore la capa de ozono y no está incluído en la lista de contaminantes marinos del DOT (Departamento de Transportes, E.E.U.U.). Propiedades físicas y químicas del argón Nombre :Argón Número atómico : 18 Valencia : 0 Estado de oxidación: - Electronegatividad : - Radio covalente (Å) : 1,74 Radio iónico (Å): - Radio atómico (Å) : 2 Configuración electrónica : [Ne]3s 3p 6 Primer potencial de ionización (eV) : 15,80 Masa atómica (g/mol) : 39,948 0Densidad (g/ml) : 1,40 Punto de ebullición (ºC): -185,8 Punto de fusión (ºC) : -189,4 Descubridor: Sir Ramsay en 1894 El kriptón o criptón es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Kr y su número atómico es 36. El kriptón es un gas noble incoloro, inodoro e insípido de poca reactividad caracterizado por un espectro de líneas verde y rojo-naranja muy brillantes. Es uno de los productos de la fisión nuclear del uranio. El kriptón sólido es blanco, de estructura cristalina cúbica centrada en las caras al igual que el resto de gases nobles. Para propósitos prácticos puede considerarse un gas inerte aunque se conocen compuestos formados con el flúor; además puede formar clatratos con el agua al quedar sus átomos atrapados en la red de moléculas de agua. Xenón Es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Xe y su número atómico el 54. Gas noble inodoro, muy pesado, incoloro, el xenón está presente en la atmósfera terrestre sólo en trazas y fue parte del primer compuesto de gas noble sintetizado. Xe Número atómico 54 Configuración electrónica [Kr]4d10 5s2 5p6 Masa atómica 131,293 u Radio medio† Sin datos Radio atómico calculado 108 pm Radio covalente 130 pm Radio de Van der Waals216 pm Estados de oxidación (óxido) 0 (ácido débil) Estructura cristalina Cúbica centrada en las caras Propiedades físicas Estado de la materia Gas (no magnético) Punto de fusión 161,4 K Punto de ebullición 165,1 K Entalpía de vaporización 12,636 kJ/mol Entalpía de fusión 2,297 kJ/mol Compuestos del xenón Fluoruros se xenón El punto de partida para la preparación de los compuestos de xenón es la producción del difluoruro de xenón (XeF2 )y del tetracloruro de xenón (XeF4 ), calentando la mezcla de los dos elementos entre 300 y 400°C. A altas presiones se produce el hexafluoruro de xenón (XeF6 ). Los tres fluoruros son sólidos cristalinos En fase gas son compuestos covalentes moleculares. Los fluoruros de xenón son poderosos agentes fluorantes, reactivos que ceden átomos de flúor a otras sustancias. El tetra fluoruro ataca incluso al platino, formando fluoruro de platino. Pt (s) + XeF4 (s) Xe (g) + PtF4 (s) Reacciones con F2 Xe+F2 XeF2 Xe+F2 +F2 XeF2 Xe+F4 +F2 XeF6 Óxidos de Xenón Los fluoruros de xenón se usan para preparar óxidos y oxoácidos de xenón y, en una cadena de desproporciones , para llevar el número de oxidación del xenón hasta +8 Primero , el tetrafluoruro de xenón se hidrilaza a trióxido de xenón (XeO3 ). 6 XeF4 (s) + 12 H2O(l) 2XeO3 (aq) + 4Xe (g) + 3 O2 (g) + 24 HF (aq) Reacciones Redox XeF2 + H2 Xe +2HF con H2 a temperatura 300-400 °C XeF2 + Hg Xe +HgF2 o Hg2F2 Aplicaciones El uso principal y más famoso de este gas es en la fabricación de dispositivos emisores de luz tales como lámparas Como anestésicos. En instalaciones nucleares, se usa en cámaras de burbujas, sondas, y en otras áreas donde el alto peso molecular es una cualidad deseable. Los perxenatos se usan como agentes oxidantes en química analítica. El isótopo Xe-133 se usa como radioisótopo. Se usa en los faros de algunos automóviles. Las lámparas de xenón son ampliamente utilizadas en los proyectores de cine.] Gas de propulsión iónica para satélites Abundancia y obtención Se encuentra en trazas en la atmósfera terrestre. El elemento se obtiene comercialmente por extracción de los residuos del aire licuado. Este gas noble se encuentra naturalmente en los gases emitidos por algunos manantiales naturales. Los isótopos Xe-133 y Xe-135 se sintetizan mediante irradiación de neutrones en reactores nucleares refrigerados por aire. Precauciones El gas puede ser almacenado con seguridad en contenedores convencionales de vidrio sellados a temperatura y presión ambientes. El xenón no es tóxico, pero varios de sus compuestos lo son altamente debido a sus fuertes propiedades de oxidación. Radón Es un gas incoloro, inodoro e insípido (en forma sólida su color es rojizo). Es producto intermediario de la desintegración radiactiva del uranio-238. Todos los isótopos de radón son radiactivos, 3 son naturales y 22 son sintetizados, pero el radón 222 es el mas peligroso su vida es 3.8 días . Es un elemento radiactivo. Propiedades químicas y físicas del radón Símbolo Rn Número atómico 86 Valencia 0 Estado de oxidación - Punto de ebullición (ºC) -61,8 Punto de fusión (ºC) -71 Electronegatividad Radio covalente (Å) 2,14 Radio iónico (Å) - Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p6 Primer potencial de ionización (eV) 10,82 Masa atómica (g/mol) 222 Densidad (g/ml) Descubridor Fredrich Ernst Dorn en 1898 Aplicaciones Aunque algunos médicos creyeron una vez que el radón se puede utilizar terapéuticamente, no hay evidencia para esta creencia y el radón no está actualmente en uso médico, por lo menos en el mundo desarrollado. Efectos ambientales del Radón La mayoría de los compuestos del radón encontrados en el medio ambiente provienen de las actividades humanas. El radón entra en el medio ambiente a través del suelo, por las minas de uranio y fosfato, y por la combustión de carbón. Una parte del radón que se encuentra en el suelo se moverá a la superficie y entrará en el aire a través de la evaporación. En el aire, los compuestos del radón se acoplarán al polvo y otras partículas. El radón también se puede mover hacia abajo en el suelo y alcanzar las aguas superficiales. Sin embargo, la mayor parte del radón permanecerá en el suelo. El radón tiene una vida media radiactiva de alrededor de cuatro días; esto significa que la mitad de una cantidad dada de radón se degradará en otros componentes, normalmente compuestos menos dañinos, cada cuatro días. Efectos del Radón sobre la salud La exposición a altos niveles de radón a través de la respiración provoca enfermedades pulmonares. Cuando se da una exposición a largo plazo el radón aumenta las posibilidades de desarrollar cáncer de pulmón. El radón solo puede ser causa de cáncer después de varios años de exposición. El radón puede ser radioactivo, pero libera poca radiación gamma. Como resultado, no es probable que se den efectos dañinos por la exposición a radiación de radón sin contacto real con los compuestos de radón. Se desconoce si el radón puede provocar efectos en la salud de otros órganos a parte de los pulmones. Los efectos del radón, que se encuentra en la comida o en el agua potable, son desconocidos. CONCLUSIONES 1) Los Gases Nobles constituyen un ejemplo paradigmático de la conquista de un campo vetado a los padres de la Química Inorgánica 2) La naturaleza esférica apolar de estos átomos les confieren propiedades físicas que varían regularmente con el número atómico 3) Poseen la configuración electrónica estable 1s2 ó ns2np6 responsable de los valores elevados de la energía de ionización, que disminuye al aumentar el tamaño de los átomos 4) Debido a sus elevadas energías ionización prácticamente toda la química de los gases nobles queda restringida a la química del Xenón, el cual forma especialmente fluoruros y combinaciones oxigenadas. Bibliografía http://www.lenntech.es/periodica/elementos/rn.htm#ixzz0UXRYrGUV http://www.sciencedaily.com/releases/2005/03/050323115810.htm http://www.weizmann.ac.il/ICS/booklet/18/pdf/gerber.pdf
