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| Redes De Bravais |
Redes de BravaisLas Redes de Bravais o celdas unitarias, son paralelepípedos que constituyen la menor subdivisión de una red cristalina que conserva las características generales de toda la reticula, de modo que por simple traslación del mismo, puede reconstruirse el sólido cristalino completo.
En función de los parámetros de la celda unitaria, longitudes de sus lados y ángulos que forman, se distinguen 7 sistemas cristalinos.
Ahora bien, para determinar completamente la estructura cristalina elemental de un sólido, además de definir la forma geométrica de la red, es necesario establecer las posiciones en la celda de los átomos o moléculas que forman el sólido cristalino; lo que se denominan puntos reticulares. Las alternativas son las siguientes:
- P: Celda primitiva o simple en la que los puntos reticulares son sólo los vértices del paralelepípedo.
- F: Celda centrada en las cara, que tiene puntos reticulares en las caras, además de en los vértices. Si sólo tienen puntos reticulares en las bases, se designan con las letras A, B o C según sean las caras que tienen los dos puntos reticulares.
- I: Celda centrada en el cuerpo que tiene un punto reticular en el centro de la celda, además de los vértices.
- R: Primitiva con ejes iguales y ángulos iguales ó hexagonal doblemente centrada en el cuerpo, además de los vértices.
Combinando los 7 sistemas cristalinos con las disposiciones de los puntos de red mencionados, se obtendrían 28 redes cristalinas posibles. En realidad, como puede demostrarse, sólo existen 14 configuraciones básicas, pudiéndose el resto obtener a partir de ellas. Estas estructuras se denominan redes de Bravais.
Imagen:Redes_de_Bravais.png
Imagen:Estructura hexagonal compacta.png
La estructura hexagonal compacta es un caso especial de estructura hexagonal, en la que se sitúan tres puntos reticulares en el interior del hexágono, resultando la celda unitaria mostrada en la figura.
Características de la celda unitaria
En el caso más sencillo, a cada punto de red le corresponderá un átomo, pero en estructuras más complicadas, como materiales cerámicos y compuestos, cientos de átomos pueden estar asociados a cada punto de red formando celdas unitarias extremadamente complejas. En el primer caso, pueden obtenerse sencillamente diversas características de la red cristalina.
Parámetro de red.
Es posible determinar el valor del parámetro de red (longitud de los lados de la celda unitaria) sin más que localizar en la celda la dirección a lo largo de la cual los átomos entran en contacto. A estas direcciones se las denomina direcciones compactas.
Número de coordinación.
Es el número de átomos que se encuentran en contacto con un átomo en particular, o el número de átomos más cercanos. El máximo es 12.
Factor de empaquetamiento.
Fracción del espacio de la celda unitaria ocupada por los átomos, suponiendo que éstos son esferas sólidas.
Factor de empaquetamiento = (átomos por celda)x(volumen átomo)/(volumen celda)
Densidad.
A partir de las características de la red, puede obtenerse la densidad teórica mediante la siguiente expresión:
Densidad = (átomos por celda)x(masa atómica)/(Número de Avogadro)x(volumen celda)
| Estructura | a (r) | Número de
coordinación | Factor de
empaquetamiento | Ejemplos
|
Cúbica simple
(CS) | a = 2r | 6 | 0,52 | ---
|
Cúbica centrada
en el cuerpo
(CC) | a = 4r/√3 | 8 | 0,68 | Fe, Ti, W, Mo, Nb,
Ta, K, Na, V, Cr, Zr
|
Cúbica centrada
en las caras
(CCC) | a = 4r/√2 | 12 | 0,74 | Fe, Cu, Al, Au, Ag,
Pb, Ni, Pt
|
Hexagonal
compacta
(HC) | a = 2r
c/a = 1,633 a | 12 | 0,74Ti, Mg, Zn, Be, Co,
Zr, Cd
| |
A pesar de la existéncia de la nomenclatura española la inglesa está mucho más extendida. Los acrónimos son los siguientes.
:sc: simple cubic (cúbica simple)
:bcc: body centered (cúbica centrada en el cuerpo)
:fcc: face centered (cúbica centrada en las caras)
:sh: simple hexagonal (hexagonal simple)
Índice de Miller | Defecto cristalino | Número de coordinación
Categoría: Física del estado sólido
Categoría: Química
Categoría: Mineralogía
ja:結晶構造
Celda unitaria
Una celda unitaria se caracteriza por tres vectores que definen las tres direcciones independientes del paralelepípedo. Esto se traduce en seis parámetros de red, que son los módulos, , y , de los tres vectores, y los ángulos , y que forman entre sí, como se muestra en la figura 2. Estos tres vectores forman una base del espacio tridimensional, de tal manera que las coordenadas de cada uno de los puntos de la red se pueden obtener a partir de ellos por combinación lineal con los coeficientes enteros.
ja:結晶構造
Átomo
Átomo (Del latín atomum, y éste del griego ατομον, indivisible) es la menor cantidad de un elemento químico que tiene existencia propia, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo fue ya propuesto por filósofos griegos como Demócrito y los Epicúreos. Sin embargo fue olvidado hasta que el químico inglés John Dalton revisó la idea en su teoría atómica. En el siglo XIX, gracias a los trabajos de Avogadro, se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas. La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.
microscopio electrónicoAunque la mayor parte de un átomo es espacio vacío, los átomos están compuestos de partículas más pequeñas. Por conveniencia se suele dividir en:
- núcleo: en el centro, compuesto por los nucleones (protones y neutrones).
- corteza: la parte más externa consistente en una nube de electrones.
El diámetro del núcleo es 100.000 veces más pequeño que el diámetro total del átomo, sin embargo tiene toda la masa atómica concentrada en él, ya que los electrones tienen una masa despreciable.
En el caso de átomos en estado neutro el número de electrones es idéntico al de protones que es lo que caracteriza a cada elemento químico. El número de protones de un determinado átomo se denomina numero atómico y determina su posición en la tabla periódica de los elementos.
Según la composición del núcleo los atomos se nombran:
- Los átomos que tienen el mismo número de protones y distinto de neutrones se denominan isótopos.
- Los átomos que tienen el mismo número de neutrones y distinto de protones se denominan isótonos.
- Los átomos con el mismo número másico se denominan isóbaros.
Las propiedades quimicas de los átomos isótopos son similares, sin embargo las de los isótonos e isóbaros no lo son.
Al hablar de los átomos y sus posibles combinaciones, debemos tener en cuenta algunos que aparecen en la tabla pediódica de los elementos. Estos son:
- Número másico Se representa con la letra A, y hace referencia a la suma de protones y neutrones que se hallan en el elemento.
- Número atómico Se representa con la letra Z, e indica la cantidad de protones que presenta el átomo, que es igual a la cantidad de electrones.
Atomo
Atomo
ja:原子
ko:원자
ms:Atom
simple:Atom
th:อะตอม
MoléculaUna molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes, de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Hay moléculas de un mismo elemento, como O2, O3, N2, P4..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos.
La química orgánica y gran parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica se conoce también como biología molecular, ya que estudia a los seres vivos a nivel molecular.
Tipos de enlaces en las moléculas
En las moléculas, se puede imaginar que los pares electrónicos compartidos mantienen unidos a los átomos entre sí. A este enlace se le llama enlace covalente. Dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace será puramente covalente, o presentará cierta polaridad o contribución iónica.
Fuerzas intermoleculares
Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida.
El estudio de las interacciones específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supramolecular.
Estas fuerzas son fundamentales para propiedades como la solubilidad o el punto de ebullición. Algunas de ellas, en orden decreciente de intensidad, son:
- puente de hidrógeno
- interacción dipolo-dipolo
- fuerzas de Van der Waals
Descripción
La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula química es útil para moléculas sencillas, como H2O para el agua o NH3 para el amoníaco. Contiene los símbolos de cada elemento que contiene la molécula, así como su proporción por medio de los subíndices.
Para moléculas más complejas, como las que se encuentran comúnmente en química orgánica, la fórmula química no es suficiente, y vale la pena usar una fórmula estructural, que indica gráficamente la disposición espacial de los distintos grupos funcionales.
Cuando se quieren mostrar otras propiedades moleculares (como el potencial eléctrico en la superficie de la molécula), o se trata de sistemas muy complejos, como proteínas, ADN o polímeros, se utilizan representaciones especiales, como los modelos tridimensionales (físicos o representados por ordenador). En proteínas, por ejemplo, cabe distinguir entre estructura primaria (orden de los aminoácidos), secundaria (primer plegamiento en hélices, hojas, giros...), terciaria (plegamiento de las estructuras tipo hélice/hoja/giro para dar glóbulos) y cuaternaria (organización espacial entre los diferentes glóbulos).
polímero, 3D (centro izquierda) y 2D (derecha). En el modelo 3D de la izquierda, los átomos de carbón están representados por esferas grises; las blancas representan a los átomos de hidrógeno y los cilíndros representan los enlaces. El modelo es una representación de la superficies molecular, coloreada por áreas de carga eléctrica positiva (rojo) o negativa (azul). En el modelo 3D del centro, las esferas azul claro representan átomos de carbón, las blancas de hidrógeno y los cilindros entre los átomos son los enlaces simples]].
Véase también
- Estereoquímica
- Número de Avogadro
- Volumen molar
categoría:Química
als:Molekül
ja:分子
ko:분자
simple:Molecule
th:โมเลกุล
DensidadEl término densidad puede referirse a distintos conceptos:
- En Física, el término se aplica a los conceptos que se enumeran en la tabla.
- También puede referirse a la Teoría del Funcional de la Densidad.
- En demografía, densidad se refiere a la cantidad de seres por unidad de área.
- En lipoproteínas, densidad puede referirse a Lipoproteína de baja densidad (LDL) y a Lipoproteína de alta densidad.
- En Estadística, densidad se refiere a la Función de densidad.
th:ความหนาแน่น (แก้ความกำกวม)
Titanio
|
|
| General |
| Nombre, símbolo, número | Titanio, Ti, 22 |
| Serie química | Metales de transición |
| Grupo, periodo, bloque | 4, 4, d |
| Densidad, dureza Mohs | 4507 kg/m³, 6 |
| Apariencia | Plateado
125px |
Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 47,867 uma |
| Radio medio† | 140 pm |
| Radio atómico calculado | 176 pm |
| Radio covalente | 136 pm |
| Radio de Van der Waals | Sin información |
| Configuración electrónica | Ar]3d²4s² |
| Estado de oxidación (óxido) | 4 (anfótero) |
| Estructura cristalina | Hexagonal |
Propiedades físicas |
| Estado de la materia | Sólido |
| Punto de fusión | 1941 K |
| Punto de ebullición | 3560 K |
| Entalpía de vaporización | 421 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 15,45 kJ/mol |
| Presión de vapor | 0,49 Pa a 1933 K |
| Velocidad del sonido | 4140 m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 1,54 (Pauling) |
| Calor específico | 520 J/(kg·K) |
| Conductividad eléctrica | 2,34 x 106/m Ω |
| Conductividad térmica | 21,9 W/(m·K) |
| Potenciales de ionización |
| 1º = 658,8 kJ/mol | 6º = 11533 kJ/mol |
| 2º = 1309,8 kJ/mol | 7º = 13590 kJ/mol |
| 3º = 2652,5 kJ/mol | 8º = 16440 kJ/mol |
| 4º = 4174,6 kJ/mol | 9º = 18530 kJ/mol |
| 5º = 9581 kJ/mol | 10º = 20833 kJ/mol |
Isótopos más estables |
| iso. | AN | vida media | MD | ED MeV | PD |
44Ti | | 63 años | ε | 0,268 | 44Sc |
| 46Ti | 8.0% | Ti es estable con 24 neutrones |
| 47Ti | 7,3% | Ti es estable con 25 neutrones |
| 48Ti | 73,8% | Ti es estable con 26 neutrones |
| 49Ti | 5,5% | Ti es estable con 27 neutrones |
| 50Ti | 5,4% | Ti es estable con 28 neutrones |
|
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico. |
El titanio es un elemento químico de número atómico 22 que se sitúa en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos y se simboliza como Ti.
Es un metal de transición abundante en la corteza terrestre; se encuentra, en forma de óxido, en la escoria de ciertos minerales de hierro y en cenizas de animales y plantas. El metal es de color gris oscuro, de gran dureza, resistente a la corrosión y de propiedades físicas parecidas a las del acero; se usa en la fabricación de equipos para la industria química y, aleado con el hierro y otros metales, se emplea en la industria aeronáutica y aeroespacial.
Características principales
El titanio es un elemento metálico que presenta una estructura hexagonal compacta, es duro, refractario y buen conductor de la electricidad y el calor. Presenta una alta resistencia a la corrosión (casi tan resistente como el platino) y cuando está puro, se tiene un metal ligero, fuerte, brillante y blanco metálico de una relativa baja densidad. Posee muy buenas propiedades mecánicas y además tiene la ventaja, frente a otros metales de propiedades mecánicas similares, de que es relativamente ligero.
La resistencia a la corrosión que presenta es debida al fenómeno de pasivación que sufre (se forma un óxido que lo recubre). Es resistente a temperatura ambiente al ácido sulfúrico (H2SO4) diluido y al ácido clorhídrico (HCl) diluido, así como a otros ácidos orgánicos; también es resistente a las bases, incluso en caliente. Sin embargo se puede disolver en ácidos en caliente. Asimismo, se disuelve bien en ácido fluorhídrico (HF), o con fluoruros en ácidos. A temperaturas elevadas puede reaccionar fácilmente con el nitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno, el boro y otros no metales.
Aplicaciones
boro
- Aproximadamente el 95% del titanio se consume como dióxido de titanio (TiO2), un pigmento blanco permanente que se emplea en pinturas, papel y plásticos. Estas pinturas se utilizan en reflectores debido a que reflejan muy bien la radiación infrarroja.
- Debido a su fuerza, baja densidad y el que puede soportar temperaturas relativamente altas, las aleaciones de titanio se emplean en aviones y misiles. También se encuentra en distintos productos de consumo como: palos de golf, bicicletas, etcétera. El titanio se alea generalmente con aluminio, hierro, manganeso, molibdeno y otros metales.
- Debido a su gran resistencia a la corrosión se puede aplicar en casos en los que va a estar en contacto con el agua del mar, por ejemplo, en aparejos o hélices. También se puede emplear en plantas desalinizadoras.
- Se emplea para obtener piedras preciosas artificiales.
- El tetracloruro de titanio (TiCl4) se usa para irisar el vidrio y debido a que en contacto con el aire forma mucho humo, se emplea para formar artificialmente pantallas de humo.
- Se considera que es fisiológicamente inerte, por lo que el metal se emplea en implantes de titanio, consistentes en tornillos de titanio puro que han sido tratados superficialmente para mejorar su oseointegración; por ejemplo, se utiliza en la cirugía maxilofacial debido a estas buenas propiedades. También por ser inerte y además poder colorearlo se emplea como material de "piercings".
- También se han empleado láminas delgadas de titanio para recubrir algunos edificios, como por ejemplo el Museo Guggenheim de Bilbao.
- Algunos compuestos de titanio pueden tener aplicaciones en tratamientos contra el cáncer. Por ejemplo, el cloruro de titanoceno en el caso de tumores gastrointestinales y de mama.
Historia
El titanio (llamado así por los Titanes, hijos de Urano y Gea en la mitología griega) fue descubierto en Inglaterra por Willian Gregor en 1791, a partir del mineral conocido como ilmenita (FeTiO3). Este elemento fue descubierto de nuevo años más tarde por el químico alemán Heinrich Klaproth, en este caso en el mineral rutilo (TiO2) y fue él quien en 1795 le dio el nombre de titanio.
Matthew A. Hunter preparó por primera vez titanio metálico puro (con una pureza del 99.9%) calentando tetracloruro de titanio (TiCl4) con sodio a 700-800ºC en un reactor de acero.
El titanio como metal no se usó fuera del laboratorio hasta que en 1946 William Justin Kroll desarrolló un método para poder producirlo comercialmente: mediante la reducción del TiCl4 con magnesio, y éste es el método utilizado hoy en día (proceso de Kroll).
Abundancia y obtención
El titanio como metal no se encuentra libre en la naturaleza, pero es el noveno en abundancia en la corteza terrestre y está presente en la mayoría de las rocas ígneas y sedimentos derivados de ellas. Se encuentra principalmente en los minerales anatasa (TiO2), brookita (TiO2), ilmenita (FeTiO3), leucoxeno, perovskita (CaTiO3), rutilo (TiO2) y titanita (CaTiSiO5); también como titanato y en muchas menas de hierro. De estos minerales, sólo la ilmenita, el leucoxeno y el rutilo tienen una significativa importancia económica. Se encuentran depósitos importantes en Australia, la región de Escandinavia, Estados Unidos y Malasia.
El titanio metal se produce comercialmente mediante la reducción de tetracloruro de titanio (TiCl4) con magnesio a unos 800ºC bajo atmósfera de argón (si no reaccionaría con el óxigeno y el nitrógeno del aire); este proceso fue desarrollado en 1946 por William Justin Kroll y se sigue conociendo como proceso de Kroll. De este modo se obtiene un producto poroso conocido como exponja de titanio que posteriormente se purifica y compacta para obtener el producto comercial.
Con objeto de paliar el gran consumo energético del proceso Kroll (del orden de 1,7 veces el requerido por el aluminio) se encuentran en desarrollo procedimientos de electrólisis en sales fundidas (cloruros u óxidos) que aún no han encontrado aplicación comercial.
Si es necesario obtener titanio más puro se puede emplear un método, sólo aplicable en pequeñas cantidades (a escala de laboratorio) mediante el método de van Arkel-de Boer. Este método se basa en la reacción de titanio con yodo a una determinada temperatura para dar tetrayoduro de titanio (TiI4) y su posterior descomposición a una temperatura distinta para volver a dar el metal.
Isótopos
Se encuentran 5 isótopos estables en la naturaleza: Ti-46, Ti-47, Ti-48, Ti-49 y Ti-50, siendo el Ti-48 el más abundante (73,8%). Se han caracterizado 11 radioisótopos, siendo los más estables el Ti-44, con una vida media de 5,76 minutos y el Ti-52, de 1,7 minutos. Para el resto, sus vidas medias son de menos de 33 segundos, y la mayoría de menos de medio segundo.
El peso atómico de los isótopos va desde 39,99 uma (Ti-40) hasta 57,966 uma (Ti-58). El primer modo de decaimiento antes del isótopo más estable, el Ti-48, es la captura electrónica, mientras que después de éste es la desintegración beta. Los isótopos del elemento 21 (escandio) son los principales productos de decaimiento antes del Ti-48, mientras que después son los isótopos del elemento 23 (vanadio).
Precauciones
El polvo metálico es pirofórico. Por otra parte, se cree que sus sales no son especialmente peligrosas. Sin embargo, sus cloruros, como TiCl3 o TiCl4, son considerados como corrosivos. El titanio tiene también la tendencia a acumularse en los tejidos biológicos.
En principio, no se observa que juegue ningún papel biológico.
Enlaces externos
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ti/index.html WebElements.com - Titanium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ti.html EnvironmentalChemistry.com - Titanium]
Categoría: Elementos químicos
ja:チタン
th:ไทเทเนียม
Molibdeno
El molibdeno es un elemento químico de número atómico 42 que se encuentra en el grupo 6 de la tabla periódica de los elementos y se simboliza como Mo.
El molibdeno es un metal esencial desde el punto de vista biológico y se utiliza sobre todo en aceros aleados.
Características principales
El molibdeno es un metal de transición. El metal puro es de color blanco plateado y muy duro; además, tiene uno de los puntos de fusión más altos de entre todos los elementos puros. En pequeñas cantidades, se emplea en distintas aleaciones de acero para endurecerlo o hacerlo más resistente a la corrosión . Por otra parte, el molibdeno es el único metal de la segunda serie de transición al que se le ha reconocido su esencialidad desde el punto de vista biológico; se encuentra en algunos enzimas con distintas funciones, concretamente en oxotransferasas (función de transferencia de electrones), como por ejemplo la xantina oxidasa, y en nitrogenasas (función de fijación de nitrógeno molecular).
Aplicaciones
- Aproximadamente dos terceras partes del molibdeno consumido se emplean en aleaciones. El uso del molibdeno se remonta a la Primera Guerra Mundial, cuando hubo una fuerte demanda de wolframio, que lo hizo escasear, y se necesitaban aceros muy resistentes. El molibdeno se utiliza pues en aleaciones de alta resistencia y que soporten bien altas temperaturas y la corrosión. Estas aleaciones se usan en la construcción y en piezas de aviones y automóviles.
- El molibdeno se usa como catalizador en la industria petrolera, en concreto, es útil para la eliminación de azufre.
- El 99Mo se emplea en la industria de isótopos nucleares.
- Se emplea en distintos pigmentos (con un color anaranjado), para pinturas, tintes, plásticos y compuestos de caucho.
- El disulfuro de molibdeno (MoS2) es un buen lubricante y se puede emplear a altas temperaturas.
- El molibdeno se puede también emplear en algunas aplicaciones electrónicas, como en capas de metal conductoras en las pantallas de tipo TFT.
Historia
El molibdeno no se encuentra libre en la naturaleza y los compuestos que se pueden encontrar fueron confundidos con otros compuestos de otros elementos (carbono o plomo) hasta el siglo XVIII. En 1778 Carl Wilhelm Scheele hizo reaccionar el mineral molibdenita (MS2) con ácido nítrico obteniendo un compuesto con propiedades ácidas al que llamó "acidum molibdenae" (la palabra molibdeno proviene del griego "molybdos" que quiere decir "como el plomo", puesto que era confundido con este elemento). En 1782 Hjelm aisló el metal impuro mediante la reducción del anterior compuesto con carbono. El molibdeno se usó muy poco, y sólo dentro del laboratorio, hasta finales del siglo XIX, cuando una empresa lo utilizó como agente aleante y observó las buenas propiedades de estas aleaciones con molibdeno.
Obtención
La principal fuente de molibdeno es el mineral molibdenita (MS2). También se puede encontrar en otros minereales, como la wulfenita (PbMoO4) y la powellita (CaMoO4). El molibdeno se obtiene de la minería de sus minerales y como subproducto de la minería del cobre; el molibdeno está presente en las menas en un rango de entre un 0.01 y un 0.5%. Aproximadamente la mitad de la producción mundial de molibdeno se localiza en Estados Unidos.
Papel biológico
Es el único elemento de la segunda serie de transición al que se le ha reconocido su esencialidad. El molibdeno se encuentra en la naturaleza en el rango de las partes por millón (ppm). Se encuentra en una cantidad importante en el agua de mar en forma de molibdatos (MoO42-), y los seres vivos pueden absorberlo fácilmente de esta forma.
El molibdeno se encuentra en el llamado cofactor de molibdeno (coMo) en distintas oxotranserasas, con la función de transferir átomos de oxígeno del agua (H2O) a la vez que se produce la transferencia de dos electrones. Algunos de los enzimas que contienen este cofactor son la xantina oxidasa que oxida la xantina a ácido úrico, la aldehido oxidasa que oxida aldehidos, así como aminas y sulfuros en el hígado, la sulfito oxidasa que oxida sulfitos en el hígado, la nitrato reductasa, importante en el ciclo del nitrógeno en las plantas, etcétera.
También se puede encontrar un cofactor de hierro y molibdeno en unos enzimas llamados nitrogenasas. Estas nitrogenasas intervienen en la fijación del nitrógeno molecular atmosférico dentro del ciclo del nitrógeno en bacterias y otros microorganismos.
La deficiencia de molibdeno en el organismo puede producir graves problemas, pero se encuentra en todos los alimentos y es difícil que ésta se produzca.
Isótopos
El molibdeno tiene seis isótopos estables y cerca de dos docenas de radioisótopos, la mayor parte con tiempos de vida media del orden de segundos. El 99Mo se usa en los generadores de 99Mo/99mTc para la industria de isótopos nucleares. Se estima que este mercado de productos de 99Tc mueve unos 100 millones de euros al año.
Enlaces externos
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Mo/key.html WebElements.com - Molybdenum]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Mo.html EnvironmentalChemistry.com - Molybdenum]
- [http://www.imoa.info/ The International Molybdenum Association]
- [http://www.imoa.info/technical/index_technical.htm Environment Database]
Categoría: Elementos químicos
ja:モリブデン
th:โมลิบดีนัม
Niobio
|
|
| General |
| Nombre, símbolo, número | Niobio, Nb, 41 |
| Serie química | Metal de transición |
| Grupo, periodo, bloque | 5, 5 , d |
| Densidad, dureza Mohs | 8570 kg/m³, 6 |
| Apariencia | Gris metálico
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 92,90638 uma |
| Radio medio† | 145 pm |
| Radio atómico calculado | 198 pm |
| Radio covalente | 137 pm |
| Radio de Van der Waals | Sin datos |
| Configuración electrónica | Kr]4d4 5s1 |
| Estados de oxidación (óxido) | 5, 3 (levemente ácido) |
| Estructura cristalina | Cúbica centrada en el cuerpo |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | Sólido (__) |
| Punto de fusión | 2750 K |
| Punto de ebullición | 5017 K |
| Entalpía de vaporización | 696,6 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 26,4 kJ/mol |
| Presión de vapor | 0,0755 Pa a 2741 K |
| Velocidad del sonido | 3480 m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 1,6 (Pauling) |
| Calor específico | 265 J/(kg·K) |
| Conductividad eléctrica | 6,93 106 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 53,7 W/(m·K) |
| 1° potencial de ionización | 652,1 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 1380 kJ/mol |
| 3° potencial de ionización | 2416 kJ/mol |
| 4° potencial de ionización | 3700 kJ/mol |
| 5° potencial de ionización | 4877 kJ/mol |
| 6° potencial de ionización | 9847 kJ/mol |
| 7° potencial de ionización | 12100 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
|
|
|
El niobio es un elemento químico de número atómico 41 situado en el grupo 5 de la tabla periódica de los elementos. Se simboliza como Nb. Es un metal de transición dúctil, gris, blando, gris y poco abundante. Se encuentra en el mineral niobita y se utiliza en aleaciones. Se emplea principalmente aleado en aceros, confiriéndoles una alta resistencia. Se descubrió en el mineral niobita, también llamado columbita, y a veces recibe el nombre de culombio.
Características principales
El niobio es un metal dúctil, gris brillante, que pasa a presenta una coloración azul cuando en contacto con el aire a temperatura ambiente durante un periodo largo. Sus propiedades químicas son muy parecidas a las del tántalo, que está situado en el puerco cabron casqueta grupo.
El metal comienza a oxidarse con el aire a 200 ºC y sus estados de oxidación más comunes son +2, +3, +5.
Categoría: Elementos químicos
ja:ニオブ
th:ไนโอเบียม
Tántalo (elemento)
|
|
| General |
| Nombre, símbolo, número | Tántalo, Ta, 73 |
| Serie química | Metal de transición |
| Grupo, periodo, bloque | 5, 6 , d |
| Densidad, dureza Mohs | 16650 kg/m³, 6,5 |
| Apariencia | Azul grisáceo
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 180,9479 uma |
| Radio medio† | 145 pm |
| Radio atómico calculado | 200 pm |
| Radio covalente | 138 pm |
| Radio de Van der Waals | Sin datos |
| Configuración electrónica | Xe]4f14 5d³ 6s² |
| Estado de oxidación (óxido) | 5 (levemente ácido) |
| Estructura cristalina | Cúbica centrada en el cuerpo |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | sólido |
| Punto de fusión | 3290 K |
| Punto de ebullición | 5731 K |
| Entalpía de vaporización | 743 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 31,6 kJ/mol |
| Presión de vapor | 0,776 Pa a 3269 K |
| Velocidad del sonido | 3400 m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 1,5 (Pauling) |
| Calor específico | 140 J/(kg·K) |
| Conductividad eléctrica | 7,61 x 106 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 57,5 W/(m·K) |
| 1° potencial de ionización | 761 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 1500 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
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El tántalo o tantalio es un elemento químico de número atómico 73 que se sitúa en el grupo 5 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Ta. Se trata de un metal de transición raro, azul grisáceo, duro, presenta brillo metálico y resiste muy bien la corrosión. Se encuentra en el mineral tantalita. Es fisiológicamente inerte, por lo que, entre sus variadas aplicaciones, se puede emplear para la fabricación de instrumentos quirúrgicos y en implantes.
Características principales
El tántalo es un metal gris, brillante, pesado, dúctil, de alto punto de fusión, buen conductor de la electricidad y el calor, y muy duro. Es muy resistente al ataque por ácidos; se disuelve empleando ácido fluorhídrico, o mediante fusión alcalina. Es muy parecido al niobio y se suele encontrar en los minerales columbita-tantalita.
Alcanza el máximo estado de oxidación del grupo, +5.
Su nombre recuerda a Tántalo, hijo de Zeus y padre de Niobe. Sufrió un castigo mítico por entregarle la bebida de los dioses (la ambrosía) a los humanos. Zeus lo condenó a la sed eterna, así sumergido cuando intentaba beber las aguas se apartaban. Se relaciona este fenómeno con la capacidad del metal a no ser atacado por los ácidos.
Ilustración
- [http://boerse.proguitar.net/?arg=zoom&element=Ta&art=469&seite=0&total=9&linkid=eswiki-Ta#magnify Imágenes y detalles sobre el tántalo en www.smart-elements.com] (inglés)
Categoría: Elementos químicos
ja:タンタル
th:แทนทาลัม
Potasio
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| General |
| Nombre, símbolo, número | Potasio, K, 19 |
| Serie química | Metales alcalinos |
| Grupo, periodo, bloque | 1, 4 , s |
| Densidad, dureza Mohs | 856 kg/m³, 0,4 |
| Apariencia | Blanco plateado
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 39,0983 uma |
| Radio medio† | 220 pm |
| Radio atómico calculado | 243 pm |
| Radio covalente | 196 pm |
| Radio de Van der Waals | 275 pm |
| Configuración electrónica | Ar]4s¹ |
| Estados de oxidación (óxido) | 1 (base fuerte) |
| Estructura cristalina | Cúbica centrada en el cuerpo |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | Sólido |
| Punto de fusión | 336,53 K |
| Punto de ebullición | 1032 K |
| Entalpía de vaporización | 79,87 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 2,334 kJ/mol |
| Presión de vapor | 1,06×10-4 Pa a 336,5 K |
| Velocidad del sonido | 2000 m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 0,82 (Pauling) |
| Calor específico | 757 J/(kg·K) |
| Conductividad eléctrica | 13,9 106 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 102,4 W/(m·K) |
| 1° potencial de ionización | 418,8 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 3052 kJ/mol |
| 3° potencial de ionización | 4420 kJ/mol |
| 4° potencial de ionización | 5877 kJ/mol |
| 5° potencial de ionización | 7975 kJ/mol |
| 6° potencial de ionización | 9590 kJ/mol |
| 7° potencial de ionización | 11343 kJ/mol |
| 8° potencial de ionización | 14944 kJ/mol |
| 9° potencial de ionización | 16963,7 kJ/mol |
| 10° potencial de ionización | 48610 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
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El potasio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es K (del latín Kalium) y cuyo número atómico es 19. Es un metal alcalino, blanco-plateado que abunda en la naturaleza, en los elementos relacionados con el agua salada y otros minerales. Se oxida rápidamente en el aire, es muy reactivo, especialmente en agua, y se parece químicamente al sodio. Es un elemento químico esencial.
Caracterísiticas principales
elemento químico esencial
Es el quinto metal más ligero; es un sólido blando que se corta con facilidad con un cuchillo, tiene un punto de fusión muy bajo, arde con llama violeta y presenta un color plateado en las superficies no expuestas al aire, en cuyo contacto se oxida con rapidez, lo que obliga a almacenarlo recubierto de aceite.
Al igual que otros metales alcalinos reacciona violentamente con el agua desprendiendo hidrógeno, incluso puede inflamarse espontáneamente en presencia de agua.
Aplicaciones
- El potasio metal se usa en células fotoeléctricas.
- El cloruro y el nitrato se emplean como fertilizantes.
- El peróxido de potasio se usa en aparatos de respiración autónomos de bomberos y mineros.
- El nitrato se usa en la fabricación de pólvora y el cromato y dicromato en pirotecnia.
- El carbonato potásico se emplea en la fabricación de cristales.
- La aleación NaK, una aleación de sodio y potasio, es un material empleado para la transferencia de calor.
- El cloruro de potasio se utiliza para provocar un paro cardíaco en las ejecuciones con inyección letal.
Otras sales de potasio importantes son el bromuro, cianuro, potasio, yoduro, y el sulfato.
Papel biológico
El ión K+ está presente en los extremos de los cromosomas (en los telómeros) estabilizando la estructura. Asimismo, el ión hexahidratado (al igual que el correspondiente ión de magnesio) estabiliza la estructura del ADN y del ARN compensando la carga negativa de los grupos fosfato.
La bomba de sodio es un mecanismo por el cual se consiguen las concentraciones requeridas de iones K+ y Na+ dentro y fuera de la célula —concentraciones de iones K+ más altas dentro de la célula que en el exterior— para posibilitar la transimisión del impulso nervioso.
El descenso del nivel de potasio en sangre provoca hipopotasemia. Hortalizas (remolacha, coliflor) y frutas (especialmente las de hueso como el albaricoque, cereza, ciruela, melocotón, etc.) son alimentos ricos en potasio.
Es un elemento esencial también para el crecimiento de las plantas —es uno de los tres que consumen en mayor cantidad— ya que el ión potasio, que se encuentra en la mayoría de los tipos de suelo, interviene en la respiración.
Historia
El potasio, del latín científico potassium, y éste del neerlandés pottasche, ceniza de pote, nombre con que lo bautizó Humphry Davy al descubrirlo en 1807, fue el primer elemento metálico aislado por electrólisis, en su caso del hidróxido de potasio (KOH), compuesto de cuyo nombre latino, Kalĭum, proviene el símbolo químico del potasio.
El propio Davy hacía el siguiente relato de su descubrimiento ante la Royal Society of London el 19 de noviembre de 1807: «Coloqué un pequeño fragmento de potasa sobre un disco aislado de platino que comunicaba con el lado negativo de una batería eléctrica de 250 placas de cobre y zinc en plena actividad. Un hilo de platino que comunicaba con el lado positivo fue puesto en contacto con la cara superior de la potasa. Todo el aparato funcionaba al aire libre. En estas circunstancias se manifestó una actividad muy viva; la potasa empezó a fundirse en sus dos puntos de electrización. Hubo en la cara superior (positiva) una viva efervescencia, determinada por el desprendimiento de un fluido elástico; en la cara inferior (negativa) no se desprendía ningún fluido elástico, peropequeños glóbulos de vivo brillo metálico completamente semejantes a los glóbulos de mercurio. Algunos de estos glóbulos, a medida que se formaban, ardían con explosión y llama brillante; otros perdían poco a poco su brillo y se cubrían finalmente de una costra blanca. Estos glóbulos formaban la sustancia que yo buscaba; era un principio combustible particular, era la base de la potasa: el potasio.»
La importancia del descubrimiento radica en que confirmó la hipótesis de Antoine Lavoisier de que si la sosa y la potasa reaccionaban con los ácidos de igual modo que los óxidos de plomo y plata era porque estaban formados de la combinación de un metal con el oxígeno, extremo que se confirmó al aislar el potasio y tan sólo una semana después el sodio por electrólisis de la sosa. Además, la obtención del potasio permitió el descubrimiento de otros elementos, ya que dada su gran reactividad es capaz de descomponer óxidos para robarles el oxígeno; de este modo pudieron aislarse el silicio, el boro y el aluminio.
Abundancia y obtención
El potasio constituye del orden del 2,4% en peso de la corteza terrestre siendo el séptimo más abundante. Debido a su insolubilidad es muy difícil obtener el metal puro a partir de sus minerales. Aun así, en antiguos lechos marinos y de lagos existen grandes depósitos de minerales de potasio (carnalita, langbeinita, polihalita y silvina) en los que la extracción del metal y sus sales es económicamente viable.
La principal mena de Potasio es la potasa que se extrae en California, Alemania, Nuevo México, Utah y otros lugares. En Saskatchewan hay grandes depósitos de potasa a 900 m de profundidad que en el futuro pueden convertirse en fuentes importantes de potasio y sales de potasio.
Los océanos también pueden ser proveedores de potasio, pero en un volumen cualquiera de agua salada la cantidad de potasio es mucho menor que la de sodio, disminuyendo el rendimiento económico de la operación.
Gay-Lussac y Thenard utilizaron en 1808 un método consistente en fundir la potasa y hacerla atravesar hierro calentado al blanco para obtener el potasio, método que se empleó hasta 1823, año en que Brunner obtuvo el metal calentando al rojo vivo una mezcla de carbonato potásico y carbón. Ambos métodos tenían un rendimiento muy deficiente, hasta que Sainte-Claire Deville descubrió que el método de Brunner mejoraba utilizando en la mezcla carbonato cálcico. En la actualidad el metal se obtiene por electrólisis de su hidróxido en un proceso que ha sufrido tan sólo pequeñas modificaciones desde la época de Davy.
Isótopos
Se conocen diecisiete isótopos de potasio, tres de ellos naturales 29K (93,3%), 40K (0,01%) y 41K (6,7%); el 40K, con una vida media de 1,25E9 años, decae a 40Ar (11,2%) y 40Ca (88,8%).
La desintegración del 40K en 40Ar se emplea como método para la datación de rocas. El método K-Ar convencional se basa en la hipótesis de que las rocas no contenían argón cuando se formaron y que el formado no escapó de ellas si no que fue retenido de modo que el presente proviene completa y exclusivamente de la desintegración del potasio original. La medición de la cantidad de potasio y 40Ar y aplicación de este procedimiento de datación es adecuado para determinar la edad de minerales como el feldespato volcánico, moscovita, biotita y hornblenda y en general las muestras de rocas volcánicas e intrusivas que no han sufrido alteración.
Más allá de la datación, los isótopos de potasio se han utilizado mucho en estudios del clima, así como en estudios sobre el ciclo de los nutrientes por ser un macro-nutriente requerido para la vida.
El isótopo 40K está presente en el calcio natural en cantidad suficiente como para que los sacos de compuestos de potasio comercial puedan emplearse en las demostraciones escolares como fuente radiactiva.
Precauciones
El potasio sólido reacciona violentamente con el agua, más incluso que el sodio, por lo que se ha de conservar inmerso en un líquido apropiado como aceite o queroseno.
Referencias
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Potasio Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/19.html Los Alamos National Laboratory – Potasio]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/K/index.html WebElements.com – Potasio]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/K.html EnvironmentalChemistry.com – Potasio]
Bibliografía
- Diccionario Enciclopédico Hispano-Americano, Tomo XVI, Barcelona, Montaner y Simón Editores, 1895.
Categoría:Elementos químicos
Categoría:Metales
ja:カリウム
ko:칼륨
simple:Potassium
th:โพแทสเซียม
Vanadio
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| General |
| Nombre, símbolo, número | Vanadio, V, 23 |
| Serie química | Metal de transición |
| Grupo, periodo, bloque | 5, 4 , d |
| Densidad, dureza Mohs | 6110 kg/m³, 7,0 |
| Apariencia | Metálico gris plateado
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 50,9415 uma |
| Radio medio† | 135 pm |
| Radio atómico calculado | 171 pm |
| Radio covalente | 125 pm |
| Radio de Van der Waals | Sin datos |
| Configuración electrónica | Ar]3d³4s² |
| Estados de oxidación (óxido) | 5,3 (anfótero) |
| Estructura cristalina | Cúbica centrada en el cuerpo |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | sólido (__) |
| Punto de fusión | 2175 K |
| Punto de ebullición | 3682 K |
| Entalpía de vaporización | 0,452 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 20,9 kJ/mol |
| Presión de vapor | 3,06 Pa a 2175 K |
| Velocidad del sonido | 4560 m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 1,63 (Pauling) |
| Calor específico | 490 J/(kg·K) |
| Conductividad eléctrica | 4,89 x 106 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 30,7 W/(m·K) |
| 1° potencial de ionización | 650,9 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 1414 kJ/mol |
| 3° potencial de ionización | 2830 kJ/mol |
| 4° potencial de ionización | 4507 kJ/mol |
| 5° potencial de ionización | 6298,7 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
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El vanadio es un elemento químico de número atómico 23 situado en el grupo 5 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es V. Es un metal dúctil, blando y poco abundante. Se encuentra en distintos minerales y se emplea principalmente en algunas aleaciones. El nombre procede de la diosa de la belleza Vanadis en la mitología escandinava.
Características principales
El vanadio es un metal de transición blanco, dúctil y brillante. Este metal de transición presenta una alta resistencia a las bases, al ácido sulfúrico (H2SO4) y al ácido clorhídrico (HCl). Se obtiene de distintos minerales, así como de petróleos. También se puede obtener de la recuperación del óxido de vanadio (V) en polvos procedentes de procesos de combustión. Tiene algunas aplicaciones nucleares debido a su baja sección de captura de neutrones. Es un elemento esencial en algunos seres vivos, aunque no se conoce su función.
En sus compuestos presenta variados estados de oxidación, siendo los más comunes +2, +3, +4 y +5.
Aplicaciones
Aproximadamente el 80% del vanadio producido se emplea como ferrovanadio o como aditivo en aceros.
- Se emplea en acero inoxidable usado en instrumentos quirúrjicos y herramientas, en aceros resistentes a la corrosión, y mezclado con aluminio en aleaciones de titanio empleadas en motores de reacción. También, en aceros empleados en ejes de ruedas y cigüeñales, engranajes, y otros componentes críticos.
- Es un importante estabilizador de carburos en la fabricación de aceros.
- Se emplea en algunos componentes de reactores nucleares.
- Forma parte de algunos imanes superconductores.
- Algunos compuestos de vanadio se utilizan como catalizadores en la producción de anhídrido maleico y ácido sulfúrico. Concretamente, es muy usado el pentóxido de vanadio, V2O5, que también se emplea en cerámica.
Historia
El vanadio (de la diosa de la belleza en la mitología escandinava Vanadis debido a los colores de sus compuestos), fue descubierto en un principio por el mineralogista Andrés Manuel del Río, en México, en 1801, en un mineral de plomo. Primero lo denominó pancromo, debido a que los colores eran parecidos a los del cromo, y luego eritronio debido al color de sus sales (se volvían rojas al calentarlas).
Sin embargo, el químico francés Hippolyte Victor Collet-Descotils cuestionó este descubrimiento diciendo, erroneamente, que se trataba de cromo impuro. Esto provocó que Andrés Manuel del Río se retractara de su descubrimiento.
En 1830, el sueco Nils Gabriel Sefström lo redescubrió en un óxido que encontró mientras trabajaba en unas menas de hierro y le dio el nombre que hoy se conoce. Después, en 1831, Friedrich Wöhler concluyó que se trataba del mismo elemento descubierto en 1801 por Andrés Manuel del Río
El vanadio metálico no se preparó hasta el año 1867, por Henry Enfield Roscoe, mediante la reducción de tricloruro de vanadio, VCl3 con hidrógeno.
Compuestos
- Presenta variados estados de oxidación, con distintos colores. Mediante un experimiento sencillo se puede apreciar: partiendo de vanadato de amonio (NH4VO4), y empleando zinc metálico en medio ácido, se produce la serie de reacciones siguiente:
:VO43- (incoloro) → [VO(OH2)5]2+ (azul) → [V(OH2)6]3+ (verde) → [V(OH2)6]2+ (violeta)
- El pentóxido de vanadio, V2O5, que se suele obtener como un sólido pulverulento de color naranja, es un agente oxidante, y se emplea como catalizador y como colorante.
- La unidad vanadilo, VO2+, en donde el vanadio está en estado de oxidación +4, siendo el enlace V-O doble, se puede encontrar en distintos complejos de vanadio, generalmente con cuatro ligandos más, formando una pirámide de base cuadrada. Pueden presentar un ligando más en posición trans al ligando oxo, pero esta posición es bastante lábil. Generalmente los complejos de este tipo son azules. En el estado de oxidación +5, también forma complejos con ligandos oxo.
Papel biológico
El vanadio es un elemento esencial en algunos organismos. En humanos no está demostrada su esencialidad, aunque existen compuestos de vanadio que imitan y potencian la actividad de la insulina.
Se encuentra en algunos enzimas en distintos seres vivos. Por ejemplo, en las haloperoxidasas (generalmente bromoperoxidasas) de algunas algas, que reducen peróxidos y a la vez halogenan un sustrato orgánico.
Las ascidias (unos organismos marinos de la familia de los tunicados) almacenan altas concentraciones de vanadio, alrededor de un millón de veces más altas que el agua que les rodea, encontrándose en una molécula llamada hemovanadina. En estos organismos el vanadio se almacena en unas células llamadas vanadocitos.
También acumula altas concentraciones de vanadio el hongo amanita muscaria. Se forma un complejo con un ligando ionóforo llamado amavadina.
Abundancia y obtención
amanita muscaria Marruecos.]]
El vanadio no se encuentra nunca en estado nativo, pero está presente en unos 65 minerales diferentes, entre los que destacan la patronita, VS4, vanadinita, Pb5(VO4)3Cl, y la carnotita, K2(UO2)2(VO4)2·3H2O. También se encuentra en la bauxita, así como en depósitos que contienen carbono, como por ejemplo en carbón, petróleos, crudo y alquitrán. Se extrae del petróleo empleando porfirinas. Además, se obtiene pentóxido de vanadio, V2O5, recuperándolo de la combustión del vanadio.
Los vanadatos se disuelven mediante una fusión alcalina. En medio ácido y tras otros procesos se obtiene el V2O5, que se reduce parcialmente con carbono, y luego con calcio en atmósfera de argón para obtener vanadio metálico.
En el caso de que no se parta de un mineral que contenga el vanadato, sino un sulfuro, éste se oxida para obtener el vanadato y se realiza el mismo procedimiento para obtener vanadio.
Si se quiere obtener vanadio más puro, se emplea el método Van Arkel-de Boer (formación de un compuesto volátil y su posterior descomposición).
Isótopos
En la naturaleza se puede encontrar un isótopo estable, el vanadio-51. Se han caracterizado quince radioisótopos, siendo los más estables el vanadio-50, con una vida media de 1,4 x 1017 años, el vanadio-49, de 330 días, y el vanadio-48, de 15,9735 días. El resto tienen vidas medias de menos de una hora, siendo la mayoría de menos de diez segundos. Además, este elemento tiene un metaestado.
El peso atómico de los isótopos de vanadio va desde 43,981 uma (vanadio-43) hasta 59,959 uma (vanadio-59). El principal modo de decaimiento antes del isótopo más estable, vanadio-51, es la captura de electrones (siendo los principales productos de decaimiento isótopos del elemento 22, titanio), mientras que después de éste, es la desintegración beta (dando como principales productos de decaimiento isótopos del elemento 24, cromo).
Precauciones
El polvo metálico es pirofórico, y los compuestos de vanadio deberían de ser considerados como altamente tóxicos. Su inhalación puede causar cáncer de pulmón.
La Administración de Seguridad y Salud Ocupacional (OSHA) ha establecido un límite de exposición para el polvo de pentóxido de vanadio de 0,05 mg/m³, y de 0,1 mg/m³ para el gas de pentóxido de vanadio en el aire del lugar de trabajo para una jornada de 8 horas, 40 horas a la semana.
El Instituto Nacional de Salud y Seguridad Ocupacional (NIOSH) recomienda que debe considerarse peligroso para la salud y la vida un nivel de 35 mg/m³ de vanadio. Este nivel se corresponde al cual puede causar problemas permanentes de salud o muerte.
Enlaces externos
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/V/index.html WebElements.com - Vanadium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/V.html EnvironmentalChemistry.com - Vanadium]
- [http://www.amm.com/ref/vanad.HTM AMM.com Vanadium Profile]
- [http://www.mii.org/Minerals/photovan.html Mineral Information Institute - Vanadium]
- [http://www.atsdr.cdc.gov/tfacts58.html ATSDR - ToxFAQs: Vanadium]
Categoría: Elementos químicos
ja:バナジウム
th:วาเนเดียม
Cobre
El cobre es un elemento químico de número atómico 29 y símbolo Cu. Es uno de los metales más importantes industrialmente. De coloración rojiza es dúctil, maleable y buen conductor de la electricidad.
Características principales
El cobre es un metal de transición rojizo, que presenta una conductividad eléctrica y térmica muy alta, sólo superada por la plata en conductividad termica y el oro en conductividad eléctrica. Es posible que el cobre haya sido el metal más antiguo en haber sido empleado, pues se han encontrado objetos de cobre del 8700 adC. Además de poderse encontrar en distintos minerales, se puede encontrar nativo, en la forma metálica, en algunos lugares.
La conductividad eléctrica del cobre merece especial mención por ser la adoptada por la Comisión Electrotécnica Internacional en 1913 como base de la norma IACS.
En la mayoría de sus compuestos presenta estados de oxidación bajos, siendo el más común el +2, aunque también hay algunos con estado de oxidación +1. Expuesto al aire, el color rojo salmón inicial se torna rojo violeta por la formación de óxido cuproso (Cu2O) para ennegrecerse posteriormente por la formación de óxido cúprico (CuO). Expuesto largamente al aire húmedo forma una capa adherente e impermeable de carbonato básico de color verde, característico de sus sales, denominada «cardenillo» («pátina» en el caso del bronce) que es venenoso. Cuando se empleaban cacerolas de cobre para la cocción de alimentos no eran infrecuentes las intoxicaciones ya que si se dejan enfriar en la misma cacerola se originan óxidos por la acción de los ácidos de la comida que contaminan los alimentos.
Los halógenos atacan con facilidad al cobre especialmente en presencia de humedad; en seco el cloro y el bromo no producen efecto y el flúor sólo le ataca a temperaturas superiores a 500ºC. Los oxiácidos atacan al cobre, aprovechándose dicha circunstancia para emplearlos como decapantes (ácido sulfúrico) y abrillantadores (ácido nítrico). Con el azufre forma un sulfuro (CuS) de color negro.
Entre sus propiedades mecánicas destacan su excepcional capacidad de deformación y ductilidad. En general sus propiedades mejoran con las bajas temperaturas lo que permite utilizarlo en aplicaciones criogénicas.
Aplicaciones
La aplicación por excelencia del cobre es como material conductor (cable), al que se destina alrededor del 45% del consumo anual de cobre. Otros usos son:
- Tubos de condensadores y fontanería.
- Electroimanes.
- Motores eléctricos.
- Interruptores y relés, tubos de vacío, magnetrón de hornos microondas.
- Se tiende al uso del cobre en circuitos integrados en sustitución del aluminio de menor conductividad.
- Acuñación de moneda (aleado con níquel), escultura (estatua de la Libertad), construcción de campanas y otros usos ornamentales en aleaciones con cinc (latón), estaño (bronces) y plata (en joyería).
- Aplicación en soldaduras de Alta resistencia (Ag-Cu).
- Lentes de cristal de cobre empleadas en radiología para la deteccción de pequeños tumores ([http://www.aps.anl.gov/apsimage/medicalensmain.html]).
El sulfato de cobre (II) es el compuesto de cobre de mayor importancia industrial y se emplea en en agricultura, en la purificación del agua y como conservante de la madera.
Papel biológico
El cobre es un oligoelemento esencial para muchas formas de vida, entre ellas para los humanos en los que, al igual que el hierro (para cuya absorción es necesario) contribuye a la formación de glóbulos rojos y al mantenimiento de los vasos sanguíneos, nervios, sistema inmunólogico y huesos. El cobre se encuentra en algunas enzimas como la citocromo c oxidasa, la lisil oxidasa y la superóxido dismutasa y como elemento central de la proteína hemocianina de artrópodos y moluscos, equivalente a la hemoglobina humana, para el transporte del oxígeno.
El cobre es transportado en su mayor parte por el flujo sanguíneo en una proteína denominada ceruloplasmina; sin embargo cuando es absorbido en el intestino es transportado hasta el hígado unido la albúmina. No existe una cantidad diaria recomendada de cobre, ya que es muy raro que se produca una deficiencia en la dieta, pero se estima que puede ser adecuada para adultos una ingesta de 0,9 mg al día [http://www.atsdr.cdc.gov/es/toxfaqs/es_tfacts132.html#recom]. El cobre se encuentra en ostras, mariscos, legumbres, vísceras y nueces entre otros, además del agua potable.
La enfermedad de Wilson es un trastorno hereditario que provoca la acumulación de cobre en el hígado y otros órganos pudiendo producir hepatitis, ateraciones renales y otros trastornos si no recibe tratamiento. o si..
Historia
renales
El cobre nativo, el primer metal usado por el hombre, era conocido por algunas de las más antiguas civilizaciones de las que se tiene noticia y ha sido utilizado desde al menos hace 10.000 años —en lo que actualmente es el norte de Iraq se encontró un colgante datado hacia 8700 adC— aunque el descubrimiento accidental del metal bien pudo producirse varios milenos antes. Hacia el 5000 adC ya se realizaba la fusión y refino del cobre a partir de óxidos como malaquita y azurita; sin embargo, los primeros signos de utilización del oro no se vislumbran hacia 4000 adC. Se han recuperado monedas, armas y utensilios domésticos sumerios de cobre y bronce de 3000 adC, así como egipcios de la misma época, incluso tuberías de cobre. Los egipcios también descubrieron que la adición de pequeñas cantidades de estaño facilitaba la fusión del metal y perfeccionaron los métodos de obtención del bronce; al observar además la perdurabilidad del material representaron el cobre con el Ankh, símbolo de la vida eterna.
En la antigua China se conoce el uso del cobre desde al menos 2000 años antes de nuestra era y hacia 1200 adC ya se fabricaban bronces de excelente calidad poniendo de manifiesto un dominio de la metalurgia del cobre sin parangón en occidente. En Europa el hombre de hielo encontrado en el Tirol italiano en 1991 cuyos restos tenían una antigüedad de 5300 años estaba acompañado de un hacha de cobre de una pureza del 99,7% y los elevados índices de arsénico encontrados en su cabello lleva a suponer que fundió el metal para fabricar la herramienta.
arsénico
Los fenicios importaron el cobre a Grecia quienes no tardaron en explotar las minas de su territorio como atestiguan los nombres de ciudades como Calce, Calcis y Calcitis (de χαλκος, bronce), aunque fue Chipre, a medio camino entre Grecia y Egipto, por mucho tiempo el país del cobre por excelencia, hasta el punto de que los romanos llamaron al metal aes cyprium o simplemente cyprium y cuprum de donde proviene su nombre. Pero no sólo el nombre tomó de aquella isla ya que por igual razón el cobre se representó con el mismo signo que Venus (la Afrodita griega) pues Chipre estaba consagrada a la diosa de la belleza y los espejos se fabricaban de este metal. El símbolo, espejo de Venus, modificación del Ankh egipcio, fue posteriormente adoptado por Carl Linné para simbolizar el género femenino (♀).
El uso del bronce predominó de tal manera durante un periodo de la historia de la humanidad que terminó denominándose «Era del Bronce» a la que media entre el predominio de la piedra y el auge del hierro; la transición entre el periodo neolítico (final de la Edad de Piedra) y la edad del bronce se denomina periodo calcolítico (del griego Chalcos), límite que marca el paso de la Protohistoria a la Historia.
Desde 1994 es el mineral del estado de Utah
Abundancia y obtención
Utah
Utah.]]
Si bien es un metal menos abundante en la corteza terrestre que otros —0,12% del más abundante, el aluminio— es de fácil obtención aunque ésta sea laboriosa dada la pobreza de la ley de los minerales; se considera económicamente viable un mineral con contenidos superiores al 0,5% de cobre y muy rentable a partir del 2,5%.
El cobre nativo fue descubierto por Ivo Bernal en el año 1730 en Fraybentos.
suele acompañar a sus minerales en bolsas que afloran a la superficie explotándose en minas a cielo abierto. Aunque no suele tener mucha importancia como mena, se han encontrado ejemplares notables e incluso peñones de cobre de 400 toneladas en Michigan. Generalmente en la capa superior se encuentran los minerales oxidados (cuprita), junto a cobre nativo en pequeñas cantidades, lo que explica su elaboración milenaria ya que el metal podía extraerse fácilmente en hornos de fosa. A continuación, po | | |
