Gases Nobles

Universidad Nacional de Ingeniería

Facultad de Ingeniería Química (FIQ)

Gases Nobles

Elaborado por: No. de carné:

Camilo Ramón Centeno Rivas. Tania Lisbeth Delgado López. 2013-60957 Laura Sofía Guillén Rodríguez. 2013-61204 Janella Lisseth Lezcano Hernández. 2013-61361

Grupo:

2M2-Q

Docente:

Sergio Salazar Vanegas.

Managua, 09 de junio de 2014.

ContenidoIntroducción.................................................................................................................3

Objetivos......................................................................................................................3

Desarrollo....................................................................................................................5

Gases Nobles............................................................................................................5

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Química Inorgánica Gases Nobles

Helio......................................................................................................................5

Neón....................................................................................................................10

Argón...................................................................................................................12

Kriptón................................................................................................................14

Xenón..................................................................................................................19

Radón..................................................................................................................22

Conclusión.................................................................................................................27

Bibliografía................................................................................................................28

IntroducciónEn el presente trabajo se abordará el tema de los Gases Nobles, explicándose cada uno de ellos, la descripción de su molécula, propiedades físicas y químicas, usos, modo de obtención, impacto ambiental y producción mundial.

Gas noble es una traducción del nombre alemán Edelgas, usado por primera vez en 1257 por Hugo Johan, para indicar su bajo nivel de reactividad. Los gases nobles son elementos químicos pertenecientes al grupo VIII A. Poseen propiedades similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Los seis gases

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nobles que se encuentran en la naturaleza son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), y radón (Rn).

Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las teorías modernas de la estructura atómica: a su capa electrónica de electrones de valencia se le considera completa, dándoles poca tendencia a participar en reacciones químicas. La capacidad de los gases nobles para entrar en combinación química con otros átomos es muy limitada. Hasta ahora sólo se ha podido hacer con el kriptón, xenón y radón; además sólo son estables los enlaces con F, Cl, O y N.

Todos los elementos de este grupo son gases de bajo punto de ebullición cuyas propiedades varían con el número atómico de manera sistemática. El punto de ebullición del helio es el más bajo de cualquier sustancia conocido. Los puntos de ebullición y calores de vaporización aumentan unitariamente con el incremento del número atómico.

Los gases nobles están presentes en la atmósfera en proporciones relativamente pequeñas. El helio se encuentra también como un componente de ciertos hidrocarburos. Todos los isótopos del radón son radioactivos, el radón normalmente se obtiene extrayendo por bombeo el gas presente en las soluciones de cloruro de radio. El Ne, Ar, Kr y Xe, se obtienen como productos de la destilación fraccionada del aire líquido.

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Objetivos

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Desarrollo

Gases Nobles

HelioDescripción de la molécula

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).

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 compuestos químicos. La densidad y la viscosidad del vapor de helio son muy bajas. La conductividad térmica y el contenido calórico son excepcionalmente altos.

En condiciones normales de presión y temperatura el helio es un gas monoatómico, pudiéndose licuar sólo en condiciones extremas. 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. De hecho, su temperatura crítica es de tan sólo 5,19 K.

A una temperatura ligeramente superior al cero absoluto, se transforma en helio II, llamado también helio superfluido, un líquido con propiedades físicas únicas. No se puede solidificar, y su viscosidad es aparentemente cero. Atraviesa fácilmente grietas y poros diminutos e incluso puede trepar por las paredes y sobre el borde de un contenedor. El helio 3, el isótopo más ligero del helio, de masa 3, con un punto de ebullición incluso más bajo que el helio ordinario, muestra propiedades marcadamente diferentes cuando se licúa.

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Propiedades físicas y químicas

Símbolo químico HeNúmero atómico 2Grupo 18Periodo 1Aspecto IncoloroDensidad 0.1785 kg/m3Masa atómica 4.0026 uRadio atómico 31Radio covalente 32 pmConfiguración electrónica 1ssElectrones por capa 2Estados de oxidación 0 (desconocido)Estructura cristalina HexagonalEstado GaseosoPunto de fusión 0.95 KPunto de ebullición 4.22 KCalor de fusión 5.23 kJ/molCalor específico 5193 J/(K·kg)Conductividad térmica 0,152 W/(K·m)

Aplicaciones

El helio se utiliza para enfriar los imanes superconductores en los escáneres utilizados para hacer resonancias magnéticas.

Como el helio es más ligero que el aire, se utiliza para llenar los dirigibles y los globos aerostáticos.

El helio se utiliza para condensar el hidrógeno y el oxígeno para producir combustible para cohetes.

El helio se puede añadir a los tanques de oxígeno de los buzos para que puedan respirar más fácilmente. Esto es especialmente importante para las personas que bucean a grandes profundidades.

Se usa en láseres de helio-neón. Estos láseres se utilizan para leer códigos de barras.

El helio se utiliza como gas protector para la creación de cristales de silicio y germanio y para la producción de titanio y zirconio. Es un gas protector excepcional, ya que es inerte.

El helio se utiliza a menudo como un gas portador en cromatografía de gases.

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Métodos de 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 la atmósfera terrestre hay del orden de 5 ppm y se encuentra también como producto de desintegración en diversos minerales radiactivos 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.

Otros métodos de obtención son:

1. Licuación y posterior destilación fraccionada del aire.2. Licuación de gas natural.3. Se obtiene de los minerales radiactivos en los que se encuentra ocluido,

dichos minerales se pulverizan y se someten a calentamiento al vacío.

Para su uso a gran escala se extrae por medio de la destilación fraccionada a partir de gas natural, que contiene hasta un 7 % de helio. Al tener un punto de ebullición más bajo que cualquier otro elemento, se utilizan bajas temperaturas y altas presiones para licuar casi todos los demás gases (principalmente nitrógeno y metano). El helio crudo resultante se purifica por medio de exposiciones sucesivas a temperaturas bajas, en la que casi todo el nitrógeno y los otros gases restantes se precipitan fuera de la mezcla gaseosa.8 Como una fase de purificación final, se utiliza carbón activado, lo que da como resultado helio grado A, con una pureza del 99,995%.8 . La principal impureza en el helio grado A es el neón. En la fase final de la producción, la mayoría del helio que se produce es licuado por medio de un proceso criogénico.

Impacto ambiental

El helio solo tiene efectos sobre la salud, los cuales son: por la inhalación provoca elevación de la voz, mareos, pesadez, dolor de cabeza y asfixia debido a que disminuye el contenido de oxigeno en el aire; por contacto de la piel con helio liquido provoca congelación.

Nivel mundial de producción

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En 2008, alrededor de 169 millones de metros cúbicos estándar de helio se extrajeron a partir del gas natural o de reservas de helio. De estos, aproximadamente el 78% provinieron de los Estados Unidos, el 10% de Argelia, y del resto la mayor parte fueron extraídos en Rusia, Polonia y Catar. En los Estados Unidos, la mayor parte del helio se extrae a partir del gas natural de los campos de Hugoton y otros cercanos en Kansas, Oklahoma y Texas.

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NeónDescripción de la molécula

Es un elemento químico gaseoso, símbolo Ne, con número atómico 10 y peso atómico 20.179 uma. El neón es incoloro, inodoro e insípido; es gas en condiciones normales. El neón no forma ningún compuesto químico hay solamente un átomo en cada molécula de gas neón, aunque se han logrado detectar iones NeH+, HeNe+, NeAr+ por espectrometría de masas.

El neón líquido tiene propiedades únicas entre otros líquidos criogénicos, ya que su calor latente de vaporización es más del triple que el del hidrógeno y 41 veces mayor que la del helio. También tiene la mayor de las razones gas/líquido, 1445:1, lo que significa que un litro de líquido produce 1,445 litros de gas, a temperatura ambiente. Debido a estas propiedades, sus usos como un refrigerante más económico que el Helio, han venido en aumento.


Símbolo químico NeNúmero atómico 10Grupo 18Periodo 2Aspecto IncoloroDensidad 0.8999 kg/m3Masa atómica 20.1797 umaRadio atómico 38Radio covalente 69 pmConfiguración electrónica [He]2s22p6Estados de oxidación 0 (desconocido)Estructura cristalina cúbica centrada en las carasEstado GaseosoPunto de fusión 24.56 KPunto de ebullición 27.07 KCalor de fusión 0.3317 kJ/molPresión de vapor no aplicableCalor específico 103 J/(K·kg)Conductividad térmica 0,0493 W/(K·m)

Aplicaciones

1. El neón se utiliza a menudo en los carteles de publicidad ya que produce un brillante color naranja-rojizo. Algunas luces de diferentes colores a veces se

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llaman luces de neón, sin embargo, estas luces son producidas con otros gases nobles.

2. El neón líquido se utiliza a menudo como un refrigerante criogénico donde no son necesarios las temperaturas extremadamente bajas que requieren helio líquido. Es más efectivo que el helio ya que a pesar de ser más caro puede ser más viable.

3. El neón también se utiliza en los tubos de vacío, los indicadores de alta tensión, pararrayos (que protegen los equipos eléctricos de los rayos), tubos de ondas de medición, tubos de televisión y los láseres de helio-neón.

Métodos de obtención

Se obtiene por subenframiento del aire y destilación fraccionada del líquido criogénico resultante. El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico. La atmósfera terrestre contiene 15,4 ppm.

Impacto ambiental

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.

En los riesgos para la salud figuran los siguientes: por la inhalación 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.

Al contacto con la piel y los ojos puede provocar congelación de los tejidos.

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ArgónDescripción de la molécula

Elemento químico con símbolo Ar, número atómico 15 y peso atómico 39.948 uma. La atmósfera de la Tierra es la única fuente de argón; sin embargo, se encuentran trazas de este gas en minerales y meteoritos. El argón constituye el 0.934% del volumen de la atmósfera de la Tierra. De él, el 99.6% es el isótopo de argón-40; 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.

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. Las moléculas de argón gaseoso son monoatómicas.


ArgónSímbolo químico ArNúmero atómico 18Grupo 18Periodo 3Aspecto incoloroDensidad 1.784 kg/m3Masa atómica 39.948 uRadio atómico 71Radio covalente 97 pmConfiguración electrónica [Ne]3s23p6Electrones por capa 2, 8, 8Estructura cristalina cúbica centrada en las carasEstado gaseosoPunto de fusión 83.8 KPunto de ebullición 87.3 KCalor de fusión 1.188 kJ/molPresión de vapor no aplicableTemperatura crítica 150,87 KPresión crítica 4,898·106 PaCalor específico 520 J/(K·kg)Conductividad térmica (300 K) 0,01772 W/(K·m)

Aplicaciones

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1. El gas argón se utiliza en quemadores eléctricos de grafito para evitar la combustión del grafito. El grafito se quema en si se calienta con aire normal por la presencia de oxígeno.

2. El argón se puede utilizar para preservar la pintura, el barniz y cosas similares cuando se quieren almacenar una vez abiertas.

3. Si bien existen algunos riesgos, el argón licuado puede ser usado para destruir las células cancerosas en un procedimiento llamado coagulación con argón.

Métodos de obtención:

La mayor cantidad de argón se produce en plantas de separación de aire. El aire se licua y se somete a una destilación fraccionada. Dado que el punto de ebullición del argón está entre el del nitrógeno y el del oxígeno, se puede obtener una mezcla rica en argón de las fracciones de las capas correspondientes a la parte superior de la columna de destilación. La mezcla rica en argón se destila, se calienta y se quema catalíticamente con hidrógeno para eliminar el oxígeno. Mediante una destilación final se elimina el hidrógeno y nitrógeno, produciendo argón de elevada pureza que contiene únicamente pocas partes por millón de impurezas.

Impacto Ambiental:

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.

Actualmente no se conocen los efectos del argón en plantas y animales. No se espera que perjudique a los organismos acuáticos.

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.).

Nivel de producción mundial:

Dentro del grupo de Gases Nobles, el argón es el más comúnmente hallado, ya que está presente en la atmósfera en una concentración de 0,934% (volumen) a nivel de la superficie terrestre. El aire es la única fuente conocida para la extracción de argón puro, por lo que su producción se realiza por destilación en una planta de separación de aire.

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KriptónPropiedades físicas y químicas:

KriptónSímbolo químico Kr

Número atómico 36

Grupo 18

Periodo 4

Aspecto Incoloro

Densidad 3.708 kg/m3

Masa atómica 83.798 u

Radio atómico 88

Radio covalente 110 pm

Configuración electrónica [Ar]3d10 4s2 4p6

Electrones por capa 2, 8, 18, 8

Estructura cristalina cúbica centrada en las caras

Estado Gaseoso

Punto de fusión 115.79 K

Punto de ebullición 119.93 K

Calor de fusión 1.638 kJ/mol

Presión de vapor _

Electronegatividad 3,00

Calor específico 248 J/(K·kg)

Conductividad térmica 0,00949 W/(K·m)

Descripción de la molécula

Su origen etimológico proviene del término griego kryptos, que significa escondido. Fue descubierto en conjunto por el químico escocés Sir William Ramsay y Morris William Travers, en el año 1898. El hallazgo fue posible mediante el análisis de los residuos resultantes de aire líquido a punto de evaporarse.

El kriptón es, símbolo Kr, número atómico 36. La configuración electrónica del kriptón es [Ar] 3d10 4s2 4p6 El kriptón tiene un total de 36 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 8 electrones. Es un gas noble inodoro e insípido de poca reactividad caracterizado por un espectro de líneas verde y rojo-naranja muy brillantes. sólido es blanco, de estructura cristalina cúbica centrada en las caras al igual que el resto de gases nobles.

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El kriptón es un gas de características bastante extrañas, siendo uno de los elementos más raros de la tabla periódica. La atmósfera de la Tierra tiene un 0.0001% de este gas tan raro y según los científicos, la atmósfera de Marte tendría el triple de esta cantidad. Para propósitos prácticos puede considerarse un gas inerte aunque se conocen compuestos formados con el flúor; además puede formar clatratos con el agua al quedar sus átomos atrapados en la red de moléculas de agua. También se han sintetizado clatratos con hidroquinona y fenol. Es el primero de los gases nobles en orden del período para el que se ha definido un valor de electronegatividad.

Aplicaciones

Iluminación

El kriptón desprende una luz rojo-anaranjada brillante cuando lo atraviesa una corriente eléctrica. Esta luz se utiliza para iluminar aeropuertos, debido a que la luz es visible a grandes distancias y penetra la niebla. El kriptón es utilizado con argón en luces fluorescentes como un gas de relleno de baja presión que ayuda a reducir el consumo eléctrico. Es también usado en lámparas incandescentes para controlar la evaporación del filamento. Las lámparas de flashes de fotografía de alta velocidad utilizan kriptón. Es usualmente el gas utilizado en lugar del neón en las llamadas luces de neón.

Imágenes por Resonancia Magnética (IRM)

En máquinas especializadas de IRM, se usa el kriptón-83 hiperpolarizado como agente de contraste para tomar las vías aéreas de los pulmones. El kriptón-83 hiperpolarizado permite distinguir entre superficies hidrofóbicas (que repelen, no absorben o no se mezclan bien con agua) e hidrofílicas (que atraen o se disuelven en agua). Este IRM específico es utilizado para detectar depósitos de humo de tabaco en los pulmones. Los estudios de deposiciones de humo de tabaco con kriptón-83 hiperpolarizado realizados por la Universidad Estatal de Colorado muestran una reducción longitudinal en el kriptón-83 hiperbólico del 95% al entrar en contacto con superficies que fueron expuestas al humo del cigarrillo.

Lasers

Los láseres de kriptón son utilizados en la cirugía ocular para detener el sangrado, prevenir enfermedades hemorrágicas retínales y prevenir trastornos degenerativos de la retina y la coroidea. Los láseres de kriptón son también utilizados en

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experimentos realizados por el Hospital King Faisal Specialist en Arabia Saudita para curar heridas de la piel.

Aislación de ventanas

El kriptón es utilizado en ventanas multi-paneles para reducir la pérdida de calor. En las ventadas de vidrio selladas, el gas kriptón se inserta entre los paneles para minimizar las corrientes de convección y reducir la transferencia de calor de dentro hacia fuera. Si bien el argón es más barato, el kriptón no es tóxico, no es reactivo, es incoloro y tiene mejor rendimiento térmico. Los fabricantes suelen utilizar mezclas de argón y kriptón, llegando a un equilibrio entre el elevado precio del kriptón y la inferior protección térmica del argón.

Calorímetros

El kriptón se utiliza para fabricar calorímetros electromagnéticos casi-homogéneos. Los calorímetros miden el índice y la medida de producción de calor o energía en las reacciones químicas. Los calorímetros basados en kriptón se fabrican con kriptón líquido, que fue prohibido debido a la contaminación natural del kriptón con el isótopo radioactivo kriptón-85. El decaimiento radioactivo era también fuente de exceso de ruido, pero experimentos posteriores demostraron que los calorímetros de kriptón líquido tienen una resolución energética comparable a la de los calorímetros de cristal.

Combustible

El gas kriptón es un combustible experimental para los motores iónicos de espacio profundo. Los propulsores de plasma iónico son utilizados en satélites y, aunque el combustible preferido es el xenón, se pueden utilizar otros gases como el kriptón. El kriptón ha sido citado como un posible reemplazo del xenón, debido a que es más abundante y cuesta menos que el xenón. La diferencia de rendimiento entre el xenón y el kriptón es considerada insignificante.

Usos en cardiología

El kriptón-85 es utilizado en la búsqueda de pérdidas en el corazón. Se usa para detectar derivaciones intracardiacas de izquierda a derecha. El test con kriptón-85 es un método secundario útil al momento de detectar derivaciones. Durante el procedimiento, el paciente es hiperventilado con una mezcla de aire y kriptón-85 mientras que simultáneamente se le extrae sangre de un catéter ubicado en la cámara del lado derecho del corazón y una aguja emplazada en una arteria. La

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sensibilidad del kriptón-85 permite detectar pequeñas derivaciones cardíacas no descubiertas en los tests de saturación de oxígeno.

Tomografía computada (TC)

Una máquina de tomografía computada (TC) toma disecciones geométricas tridimensionales de un objeto en un proceso llamado "sistema de ventanas". En ciertos experimentos con TC, el kriptón se combina con el xenón en máquinas de tomografía computada para medir la ventilación pulmonar regional. El kriptón provee un mejor contraste para escanear pulmones, pierde intensidad en un radio menor y no tiene efectos secundarios documentados, comparado con el xenón. Agregar kriptón al xenón en pequeñas dosis reduce el ruido y agrega sensibilidad a las mediciones.

Calibración

El kriptón se utiliza también en lámparas tipo lápiz o bolígrafo para la calibración de su longitud de onda con un espectrógrafo. Un espectrógrafo separa las longitudes de onda ingresantes en diferentes frecuencias y registra esas frecuencias. Las lámparas tipo lápiz o bolígrafo se llaman de esa manera debido a su forma alargada. Estas lámparas también se utilizan en otros instrumentos espectroscópicos como monocromadores y radiómetros espectrales.

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.

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Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte.

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.

Obtención de Kriptón

Licuación y posterior destilación fraccionada del aire.

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XenónPropiedades físicas y químicas

XenónSímbolo químico XeNúmero atómico 54Grupo 18 (VIIIA)Periodo 5Aspecto IncoloroDensidad 5.9 kg/m3Masa atómica 131.293 uRadio atómico 108Radio covalente 130 pmConfiguración electrónica [Kr]4d10 5s2 5p6Electrones por capa 2, 8, 18, 18, 8Estructura cristalina cúbica centrada en las carasEstado GaseosoPunto de fusión 161.4 KPunto de ebullición 165.1 KCalor de fusión 2.297 kJ/molElectronegatividad 2,6Calor específico 158 J/(K·kg)Conductividad térmica 0,00569 W/(K·m)

Descripción de la molécula

El xenón (ξενόν, que en griego significa "extraño") fue descubierto por William Ramsay y Morris Travers en 1898 en los residuos obtenidos al evaporar los componentes del aire líquido.

El xenón es el elemento químico de la tabla periódica de número atómico 54. Símbolo es Xe, La configuración electrónica del xenón es [Kr]4d10 5s2 5p6. En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 8 electrones, es un gas noble inodoro, incoloro y muy pesado. El Xenón se encuentra presente en la atmosfera. En un tubo lleno de gas xenón, se emite un brillo azul cuando se le excita con una descarga eléctrica. Se ha conseguido xenón metálico aplicándole presiones de varios cientos de kilobares. El xenón también puede formar clatratos con agua cuando sus átomos quedan atrapados en un entramado de moléculas de oxígeno.

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Efectos del Xenón sobre la salud

Inhalación: Este gas es inerte y está clasificado como un asfixiante simple. La inhalación en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia.

El efecto de los gases asfixiantes simples es proporcional a la cantidad en la cual disminuyen la cantidad (presión parcial) del oxígeno en el aire que se respira. El oxígeno puede reducirse a un 75% de su porcentaje normal en el aire antes de que se desarrollen síntomas apreciables. Esto a su vez requiere la presencia de un asfixiante simple en una concentración del 33% en la mezcla de aire y gas. Cuando el asfixiante simple alcanza una concentración del 50%, se pueden producir síntomas apreciables. Una concentración del 75% es fatal en cuestión de minutos.

Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y fianlmente convulsiones, coma profundo y muerte.

Este agente no está considerado como carcinógeno.

Efectos ambientales del Xenón

El xenón es un gas atmosférico raro y como tal no es tóxico y es químicamente inerte. Su temperatura extremadamente fría (-244oC) congelará a los organismos al contacto, pero no se anticipan efectos ecológicos a largo plazo.

Consideraciones para su eliminación: Cuando su eliminación se hace necesaria, verter el gas lentamente en una zona exterior bien ventilada y alejada de zonas de trabajo y de tomas de aire de edificios. No verter ningún gas residual en cilindros de gas comprimido. Devolver los cilindros al proveedor con la presión residual y la válvula del cilindro fuertemente cerrada. Se ha de tener en cuenta que los requerimientos estatales y locales para le eliminación de residuos pueden ser más

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restrictivos o diferentes a las regulaciones federales. Se deben consultar las regulaciones locales relacionadas con la adecuada eliminación de este material.

Modo de obtención

Se encuentra en trazas en la atmósfera terrestre, apareciendo en una parte por veinte millones. El elemento se obtiene comercialmente por extracción de los residuos del aire licuado. Este gas noble se encuentra naturalmente en los gases emitidos por algunos manantiales naturales

Aplicaciones

El uso principal y más famoso de este gas es en la fabricación de dispositivos emisores de luz tales como lámparas bactericidas, tubos electrónicos, lámparas estroboscópicas y flashes fotográficos, así como en lámparas usadas para excitar láseres de rubí, que generan de esta forma luz coherente. Otros usos son:

Como anestésico en anestesia general. En instalaciones nucleares, se usa en cámaras de burbujas, sondas, y en

otras áreas donde el alto peso molecular es una cualidad deseable. Los perxenatos se usan como agentes oxidantes en química analítica. El isótopo Xe-133 se usa como radioisótopo. Se usa en los faros de automóviles. Las lámparas de xenón son ampliamente utilizadas en los proyectores de

cine. Gas de propulsión iónica para satélites

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Radón

El elemento fue descubierto por el físico alemán Friedrich Ernst Dorn, quien en 1900 notó que esta peculiar sustancia era emitida por el radio (Ra) y así lo describió. En 1908 dos grandes químicos británicos lograron aislar dicha sustancia: el escocés Sir William Ramsay (Nobel de Química de 1904) y el químico inglés Robert Whytlaw Gray. Ellos aislaron el radón por primera vez, lograron determinar su densidad y también le dieron el nombre de nitón (Nt). Respecto a su nombre, en una primera instancia se le llamó simplemente emanación de radio, más tarde nitón y finalmente radón desde 1923, una derivación del inglés radium, por el elemento radio.

El radón es un elemento químico perteneciente al grupo de los gases nobles. En su forma gaseosa es incoloro, inodoro e insípido (en forma sólida su color es rojizo). En la tabla periódica tiene el número 86 y símbolo Rn. en estado neutro le corresponde tener el mismo número de electrones que de protones, esto es, 86.

El radón es un gas radiactivo de origen natural, procedente de la desintegración del radio-226 que se encuentra en una pequeña proporción en el aire que se respira y es el responsable de una fracción de la radiación natural que recibe el ser humano.

El radón adquiere gran fosforescencia cuando se congela, en tonos que van desde el amarillo al anaranjado rojizo. Otro dato que no es menor es que el radón presenta varios peligros para la salud y su incauta manipulación puede provocar serios daños en el organismo, especialmente si se inhala. El radón tiene 20 isótopos conocidos, siendo R-226 el más común. Para obtener el radón se desintegra el radio mediante complejos procesos químicos y se estima que 1 g de radón se encuentra en cada kilómetro cuadrado del suelo de la Tierra, así como también en aguas manantiales.

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RadónSímbolo químico RnNúmero atómico 86Grupo 18Periodo 6Aspecto IncoloroDensidad 9 kg/m3Masa atómica 222 uRadio atómico 120Radio covalente 145 pmConfiguración electrónica [Xe]4f14 5d10 6s2 6p6Estados de oxidación 0 (desconocido)Estructura cristalina cúbica centrada en las carasEstado GaseosoPunto de fusión 202 KPunto de ebullición 211 KCalor de fusión 2.89 kJ/molCalor específico 94 J/(kg·K)Conductividad térmica 0,00364 W/(m·K)

Aplicaciones

La emanación del radón del suelo varía con el tipo de suelo y con el contenido de urano superficial, así que las concentraciones al aire libre del radón se pueden utilizar para seguir masas de aire en un grado limitado. Este hecho ha sido puesto al uso por algunos científicos atmosféricos.

Aunque algunos médicos creyeron una vez que el radón se puede utilizar terapéuticamente, no hay evidencia para esta creencia y el radón no está actualmente en uso médico, por lo menos en el mundo desarrollado.

El sismólogo italiano Gianpaolo Giuliani había anticipado el terremoto que sacudió Italia el 6 de abril de 2009 y basó sus pronósticos en las concentraciones de gas radón en zonas sísmicamente activas, fue denunciado a la policía por "extender la alarma" y se vio obligado a quitar sus conclusiones de Internet. Un mes antes del terremoto de una magnitud de entre 5,8 y 6,3 en la escala de Richter que habría dejado unas 50.000 personas sin techo, alrededor de 26 ciudades sufrieron daños graves y más de un centenar de muertos, unas furgonetas con altavoces comenzaron a circular por L'Aquila (Italia) pidiendo a sus habitantes que evacuaran sus casas, después de que el sismólogo anticipara que se produciría un gran terremoto.

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No obstante, existen varios precedentes de predicción de terremotos donde han sido confirmadas las altas concentraciones de este gas antes de los sismos. Por citar algunos ejemplos: Galicia, España en 1997 y Haicheng en China, en los años setenta, cuya predicción a tiempo salvó miles de vidas. Estos terremotos no fueron predichos basándose únicamente en la concentración del gas, pero éste fue uno de los factores influyentes.

En las actividades humanas, el radón dista de ser de los elementos químicos más útiles. Por otra parte, todo lo opuesto sucede, por ejemplo, en el ámbito médico, donde se emplea el radón en el tratamiento del cáncer y otras enfermedades. Fuera de la medicina, el radón prácticamente carece de uso alguno.

Efectos perjudiciales

Cuando se habla del peligro del radón no se debe de olvidar la radiación emitida por todo el conjunto: radón y descendientes. El peligro está sobre todo en sus descendientes de vida corta: en concreto el 218Po y 214Po. Existe también una exposición externa causada por la radiación gamma directa, pero el verdadero riesgo está en las partículas alfa.

La radiación alfa es relativamente poco peligrosa fuera del cuerpo porque la epidermis nos protege de ella. El principal problema viene cuando se inhala: las partículas radioactivas se adhieren al tejido pulmonar, donde pueden emitir radiación alfa a las células broncopulmonares. La absorción de esta radiación provoca ionizaciones y excitaciones de las estructuras celulares provocando efectos lesivos: puede dañar directa e indirectamente el DNA y provocar mutaciones en el tejido pulmonar. Recordemos que el cáncer es una división incontrolada de células mutadas. En USA está considerada la segunda causa de muerte por cáncer de pulmón después del tabaco. Además, sus efectos son sinérgicos: fumar y vivir en una casa con alto contenido de radón aumenta el riesgo unas 46 veces más que de darse los 2 fenómenos por separado.

Las fuentes de Radón en domicilios son principalmente: el suelo sobre el que se asienta el edificio, las paredes, piso, techo, agua y gas utilizados. El radón puede penetrar en el edificio por todas las oberturas, por mínimas que sean: desde pequeñas fisuras y orificios tales como los poros de bloques de cemento. Recordemos que el radón procede de la cadena de desintegración del uranio. Este último tarda en reducirse a la mitad unos 4.500 millones de años y en cambio el radón tarda 3,8 días. Es fácil deducir que siempre habrá uranio y radio para transformarse en radón, y por lo tanto podemos concluir que la exhalación media en los domicilios no sufrirá grandes fluctuaciones.

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La presencia de radionúclidos naturales en los materiales utilizados en la construcción ocasiona flujos de radón que contribuyen en un 15-20% a la concentración del interior de la vivienda. Tal y como ocurre con el suelo: la presencia de grietas agrava el problema. Profundizando en materiales de construcción diremos que la presencia de radionúclidos del radón como lo son el 235Th 226Ra es de mayor a menor son: las piedras naturales (70 Bq/kg), los cementos (70 Bq/Kg), los ladrillos (60 Bq/Kg) el hormigón (30 Bq/Kg), yesos y las escayolas (20 Bq/Kg). Los materiales que menos Radón contienen son las maderas.

El gas de radón de origen natural contribuye a casi la mitad de toda la exposición de radiación para el individuo promedio. La radiación cósmica de fondo y la radiación normal desde el cuerpo producen la mayor parte del resto de la cantidad de contaminación por radiación a la experiencia humana. Las pruebas nucleares aportan menos del 1 por ciento de toda la contaminación radiológica.

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Conclusión

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