EcuRed - Contribuciones del colaborador [es]

Usuario:Madelyn

2013-12-11T14:48:22Z

Madelynjc:

{{Ficha_Usuario_(avanzada)
|imagen=
|apellidos= Alea González
|nombre= Madelyn
|nivel=Universitario
|título= Licenciado en Educación Especialidad Química
|postgrado= Maestría [[Nuevas Tecnologías para la Educación]], [[Curso de Comunicación]], [[Diplomado Tecnologías Educativas]]
|temas= [[Historia de Cuba]],[[Medicina]], [[Química]]
|institución= Dirección Provincial JCCE. P.Río
|municipio= Pinar del Río
|provincia= Pinar del Río
|país=Cuba
|seguimiento=
|colaboradores=
}}

'''Colaborador Madelynjc.'''

== Mis contribuciones ==
*Biografía de [[Orlando Nodarse Verbe]]
*Concepto de [[Estomatitis aftosa recurrente]]
*[[Oxígeno]]. Elemento químico
*[[Oro]]: Elemento químico
*[[Calcio]]: Elemento químico
*[[Nitrógeno]]: Elemento químico
*[[Fósforo]]: Elemento químico
*[[Carbono]]: Elemento químico
*[[Dióxido de carbono]]:Definición
*[[Alcalinos-térreos]]:Definición
*[[Metales]]:Definición
*[[Halógenos]]:Definición
*Concepto de [[Absceso dental]]
*[[Cinc]]: Elemento químico
*[[Variedades de carbono]]:Definición
*[[Agua oxigenada]]:Definición
*[[Teluro]]: Elemento químico
*[[Sulfato de Cinc]]:Definición
*[[Lantánidos]]:Definición
*[[Actínidos]]:Definición
*[[Clorato de potasio]]:Definición
*[[Estados de agregación]]:Definición
 

=== Páginas nuevas ===
*[[Daniel Rutherford]]:Científicos
*[[Franz Joseph Müller von Reichenstein]]:Científicos

==== Artículos de Referencia[[Image:Referencia.png|20px|Referencia.png]] ====

Son artículos escritos en gran medida por mi y que se encuentran entre los [[EcuRed:Artículos de referencia|artículos de referencia]] de la EcuRed.

 

=== Aportes ===

== Ayudas ==

Category: Ayuda

Franz Joseph Müller von Reichenstein

2013-12-11T14:46:03Z

Madelynjc:

{{Ficha Persona
|nombre = Franz-Joseph Müller von Reichenstein
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|lugar de nacimiento = [[Poysdorf ]] [[Austria]],{{Bandera|Austria}}
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|padres =
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|premios =
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|notas =
}}<div align="justify">
''' Franz-Joseph Müller von Reichenstein''': Geólogo y químico húngaro, que descubrió el teluro en 1782.
== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[1 de julio]] de [[1740]] en Nagyszeben (Hermannstadt) Transilvania, o el [[4 de octubre]] de [[1742]] en Poysdorf, (Baja Austria), y fallece el [[12 de octubre]] de [[1825]] en Viena.
En [[1778]] descubre la ocurrencia de turmalina en Zillertal.
Entre [[1782]] a [[1783]], como supervisor de minas en [[Hungría]], analizó una veta dorada azulina de [[Transilvania]] conocida como 'oro germano'. Extraerá el [[metal]] suponiendo que sería [[antimonio]]. Mas rápidamente verificó que era un elemento químico desconocido, sin embargo no continuará el estudio en relación a este nuevo elemento.
En [[1798]], el [[químico]] [[alemán]] [[Martin Heinrich Klaproth]] aisla este nuevo elemento y lo llama [[teluro]], y da el crédito del descubrimiento al barón.
=== Estudios ===
Estudió [[filosofía]] en Viena, pero terminó especializándose en [[mineralogía]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Von Reichenstein poseía una buena colección de minerales recogidos en sus viajes por toda [[Europa]]. Durante 13 años investigó la posible existencia de un nuevo elemento químico en una muestra de un mineral bastante extraño que recogió en las minas de Sibiu ([[Rumanía]]). Envió muestras a algunos de los químicos más destacados de la época y el hallazgo de un nuevo elemento fue confirmado por [[Martin Klaproth]] (que lo bautizó) y por [[Paul Kitaibel]]. Aunque Klaproth y Kitaibel reclamaron la paternidad del hallazgo, éste debe ser atribuido a von Reichenstein.
== Interesante ==
El descubrimiento del Telurio rompió con la racha de descubrimientos [[suecos]]. Fue un abogado austriaco, aficionado a la mineralogía, quién logró el nuevo éxito. Franz Joseph Muller Freiherr von Reichenstein, húngaro, estudiando un mineral involucrado con el [[Oro]], aisló un elemento nuevo; sin embargo el descubrimiento fue prácticamente ignorado por algunos años hasta que estudiosos posteriores notaron su validez.
==Véase también==
*[[Química]]
*[[Teluro]]
== Enlaces externos ==
== Fuentes ==
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Franz-Joseph_M%C3%BCller_von_Reichenstein]
*[ http://educacionquimica.wordpress.com/2013/08/01/conmemoraciones-quimicas-de-julio-parte-1-del-1-al-10-de-julio/]
*[ http://pioneros.puj.edu.co/cronos/crono3/siglodelarazon/metalesnovedosos.htm]
*[http://www.tavolaperiodica1.altervista.org/gruppo.6a/tellurio.html]
[[Category:Químico]] [[Category:Científicos]]

Franz Joseph Müller von Reichenstein

2013-12-11T14:41:33Z

Madelynjc:

{{Ficha Persona
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|premios =
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''' Franz-Joseph Müller von Reichenstein''': Geólogo y químico húngaro, que descubrió el teluro en 1782.
== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[1 de julio]] de [[1740]] en Nagyszeben (Hermannstadt) Transilvania, o el [[4 de octubre]] de [[1742]] en Poysdorf, (Baja Austria), y fallece el [[12 de octubre]] de [[1825]] en Viena.
En [[1778]] descubre la ocurrencia de turmalina en [[Zillertal]].
Entre [[1782]] a [[1783]], como supervisor de minas en [[Hungría]], analizó una veta dorada azulina de [[Transilvania]] conocida como 'oro germano'. Extraerá el [[metal]] suponiendo que sería [[antimonio]]. Mas rápidamente verificó que era un [[elemento químico]] desconocido, sin embargo no continuará el estudio en relación a este nuevo elemento.
En [[1798]], el [[químico]] [[alemán]] [[Martin Heinrich Klaproth]] aisla este nuevo elemento y lo llama [[teluro]], y da el crédito del descubrimiento al barón.
=== Estudios ===
Estudió [[filosofía]] en Viena, pero terminó especializándose en [[mineralogía]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Von Reichenstein poseía una buena colección de minerales recogidos en sus viajes por toda [[Europa]]. Durante 13 años investigó la posible existencia de un nuevo elemento químico en una muestra de un mineral bastante extraño que recogió en las minas de Sibiu ([[Rumanía]]). Envió muestras a algunos de los químicos más destacados de la época y el hallazgo de un nuevo elemento fue confirmado por [[Martin Klaproth]] (que lo bautizó) y por [[Paul Kitaibel]]. Aunque Klaproth y Kitaibel reclamaron la paternidad del hallazgo, éste debe ser atribuido a von Reichenstein.
== Interesante ==
El descubrimiento del Telurio rompió con la racha de descubrimientos [[suecos]]. Fue un abogado austriaco, aficionado a la mineralogía, quién logró el nuevo éxito. Franz Joseph Muller Freiherr von Reichenstein, húngaro, estudiando un mineral involucrado con el [[Oro]], aisló un elemento nuevo; sin embargo el descubrimiento fue prácticamente ignorado por algunos años hasta que estudiosos posteriores notaron su validez.
==Véase también==
*[[Química]]
*[[Teluro]]
== Enlaces externos ==
== Fuentes ==
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Franz-Joseph_M%C3%BCller_von_Reichenstein]
*[ http://educacionquimica.wordpress.com/2013/08/01/conmemoraciones-quimicas-de-julio-parte-1-del-1-al-10-de-julio/]
*[ http://pioneros.puj.edu.co/cronos/crono3/siglodelarazon/metalesnovedosos.htm]
*[http://www.tavolaperiodica1.altervista.org/gruppo.6a/tellurio.html]
[[Category:Químico]] [[Category:Científicos]]

Franz Joseph Müller von Reichenstein

2013-12-11T14:40:15Z

Madelynjc: Página creada con '{{Ficha Persona |nombre = Franz-Joseph Müller von Reichenstein |nombre completo = |otros nombres = |imagen = Franz1.jpg |tamaño = |descripción = |fecha de nacimiento = [[...'

{{Ficha Persona
|nombre = Franz-Joseph Müller von Reichenstein
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|padres =
|familiares =
|obras =
|premios =
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|récords =
|plusmarcas =
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}}<div align="justify">
''' Franz-Joseph Müller von Reichenstein: Geólogo y químico húngaro, que descubrió el teluro en 1782.
== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[1 de julio]] de [[1740]] en Nagyszeben (Hermannstadt) Transilvania, o el [[4 de octubre]] de [[1742]] en [[Poysdorf]], (Baja Austria), y fallece el [[12 de octubre]] de [[1825]] en Viena.
En [[1778]] descubre la ocurrencia de turmalina en [[Zillertal]].
Entre [[1782]] a [[1783]], como supervisor de minas en [[Hungría]], analizó una veta dorada azulina de [[Transilvania]] conocida como 'oro germano'. Extraerá el [[metal]] suponiendo que sería [[antimonio]]. Mas rápidamente verificó que era un [[elemento químico]] desconocido, sin embargo no continuará el estudio en relación a este nuevo elemento.
En [[1798]], el [[químico]] [[alemán]] [[Martin Heinrich Klaproth]] aisla este nuevo elemento y lo llama [[teluro]], y da el crédito del descubrimiento al barón.
=== Estudios ===
Estudió [[filosofía]] en Viena, pero terminó especializándose en [[mineralogía]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Von Reichenstein poseía una buena colección de minerales recogidos en sus viajes por toda [[Europa]]. Durante 13 años investigó la posible existencia de un nuevo elemento químico en una muestra de un mineral bastante extraño que recogió en las minas de [[Sibiu]] ([[Rumanía]]). Envió muestras a algunos de los [[químicos]] más destacados de la época y el hallazgo de un nuevo elemento fue confirmado por [[Martin Klaproth (que lo bautizó) y por [[Paul Kitaibel]]. Aunque Klaproth y Kitaibel reclamaron la paternidad del hallazgo, éste debe ser atribuido a von Reichenstein.
== Interesante ==
El descubrimiento del Telurio rompió con la racha de descubrimientos [[suecos]]. Fue un abogado austriaco, aficionado a la mineralogía, quién logró el nuevo éxito. Franz Joseph Muller Freiherr von Reichenstein, húngaro, estudiando un mineral involucrado con el [[Oro]], aisló un elemento nuevo; sin embargo el descubrimiento fue prácticamente ignorado por algunos años hasta que estudiosos posteriores notaron su validez.
==Véase también==
*[[Química]]
*[[Teluro]]
== Enlaces externos ==
== Fuentes ==
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Franz-Joseph_M%C3%BCller_von_Reichenstein]
*[ http://educacionquimica.wordpress.com/2013/08/01/conmemoraciones-quimicas-de-julio-parte-1-del-1-al-10-de-julio/]
*[ http://pioneros.puj.edu.co/cronos/crono3/siglodelarazon/metalesnovedosos.htm]
*[http://www.tavolaperiodica1.altervista.org/gruppo.6a/tellurio.html]
[[Category:Químico]] [[Category:Científicos]]

Archivo:Franz1.jpg

2013-12-11T14:36:51Z

Madelynjc:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Cerilla

2013-12-11T13:13:38Z

Madelynjc:

{{Objeto
|nombre=Cerillas
|imagen=Cerillas.jpeg
|tamaño=
|descripcion= Varilla fina de cera, madera o cartón con una cabeza de fósforo que se enciende al frotarla con una superficie adecuada.
}}<div align="justify">'''Cerillas.''' Varilla fina de [[cera]], [[madera]] o cartón con una cabeza de [[Fósforo (Sustancia)|fósforo]] que se enciende al frotarla con una superficie adecuada. Usada para procurarse [[fuego]], también conocida como mixto o fósforo, las cerillas tienen una antigüedad aproximada de 165 años.

== Historia ==
Todo empezó en [[1826]] cuando [[John E. Walker]], propietario de una farmacia en Stockton-Tees, se encontraba en un laboratorio que tenía en su trastienda, intentando crear un nuevo explosivo. Al remover una mezcla de productos químicos con un palito, observó que en el extremo de éste se había secado una gota en forma de lágrima. Para eliminarla en el acto, la frotó contra el suelo de piedra del laboratorio, y entonces el palo ardió y en aquel mismo momento se produjo el nacimiento de la cerilla de fricción.

Según Walker, el glóbulo formado en el extremo del palito no contenía [[fósforo]], sino una mezcla de sulfuro de [[antimonio]], [[clorato de potasio]], goma y [[almidón]]. John Walker fabricó entonces varias cerillas de fricción que encendió para diversión de sus amigos haciéndolas pasar con rapidez entre las dos caras de una hoja doblada de papel muy áspero.

Nadie sabe si John Walker intentó alguna vez capitalizar su invención. Lo cierto es que nunca la patentó. Sin embargo, durante una de sus demostraciones en [[Londres]], un observador llamado Samuel Jones, comprendió el potencial comercial del invento, y decidió dedicarse al negocio de las cerillas. Jones puso a sus cerillas el nombre de [[Lucifer]].

== Las primeras cerillas ==
Una de las primeras cerillas inventada fue la de azufre, se hacían sumergiendo franjas delgadas de madera en [[azufre]] fundido; el que ardía al aplicarle una chispa producida por una piedra y acero.

En [[1812]] fue inventada la cerilla química que se fabricaba con una cubierta de azufre y provista de una mezcla de [[clorato de potasio]] y [[azúcar]], ésta ardía al entrar en contacto con [[ácido sulfúrico]].

En [[1827]], el químico británico Jonh Walker introdujo en Inglaterra los primeros fósforos de fricción.

En [[1844]], el sueco Pasch inventó los fósforos de seguridad, que salieron al mercado alrededor de [[1850]]. Con algunas mejoras posteriores, son los fósforos que se usan en la actualidad.

== Tipos ==
[[Image: Cerilla_encendida.jpg|thumb|right||Cerilla encendida]]
* Fósforos ordinarios: Estos sustituyen, corrientemente, la madera por el papel impregnado de cera, mientras que uno de sus extremos (la cabeza) contiene: un agente oxidante, como el [[clorato de potasio]]; una [[sustancia]] que se oxida fácilmente, como el azufre o resina de trementina; un relleno de arcilla; un material adhesivo, como la cola, y colorante para cambiarle su color. Al final de la punta hay una mínima cantidad de sesquisulfuro de fósforo. La fricción en cualquier superficie inflama el sulfuro, que a su vez prende la mezcla, de donde pasa el fuego al papel.

* Fósforos de seguridad: En estos, la cabeza se compone de una mezcla de [[trisulfuro de antimonio]] y un oxidante (normalmente dicromato potásico) aglutinados con cola. Un lado de la caja lleva una mezcla de fósforo rojo, vidrio pulverizado y cola. La cabeza de la cerilla sólo se enciende al frotarla contra esta capa. El calor de fricción es suficiente para transformar un poco de fósforo rojo en la variedad blanca, la que se inflama y prende la cabeza. Para evitar la combustión rápida del palillo, la madera de las cerillas se suele impregnar con una sustancia no inflamable, como el fosfato amónico.

== Fuentes ==
*[http://www.educar.org/inventos/fosforos.asp Educar.org]
*[http://www.diariodecuyo.com.ar/home/new_noticia.php?noticia_id=161151 Noticia]
*[http://www.monografias.com/trabajos16/la-cerilla/la-cerilla.shtml Monografías]

[[Category:Objetos]]

Nitrógeno

2013-12-11T13:10:53Z

Madelynjc:

<div align="justify">
{{Elemento_químico|nombre=Nitrógeno|imagen=Molécula_N.JPG|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Nitrógeno, N, 7|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=VA, 2, p|densidad=1,2506 kg/m3|apariencia=Incoloro|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=65 pm|radio_atomico=56 pm |radio_covalente=75 pm|radio_de_van_der_Walls=155 pm|configuracion_electronica=[He] 2s22p3|electrones_por_nivel_de_energia=2,5|estado_de_oxidacion=±3, 5, 4, 2, 1|estructura_cristalina=hexagonal|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=gas|punto_de_fusion=63,14 K|punto_de_ebullicion=77,35 K|entalpia_de_vaporizacion=5,57 kJ/mol|entalpia_de_fusion=0,3604 kJ/mol|presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=334 m/s a 293.15 K (20 °C)}}

'''Nitrógeno'''. Es el elemento químico de número atómico 7 y símbolo N. Se trata de un gas incoloro, inodoro e insípido que constituye las cuatro quintas partes del aire atmosférico (en su forma molecular N2).

== Historia ==

El nitrógeno fue reconocido como sustancia independiente en [[1772]] por el médico, químico, y botánico escocés [[Daniel Rutherford]], de la Universidad de Edimburgo, quien demostró que era incapaz de sostener la vida ni la combustión. El químico francés [[Antoine Laurent Lavoisier]] lo denominó aire mefítico y más tarde ázoe (“sin vida”) y por este nombre se le conoce aun en [[Francia]] (azote). El médico e industrial francés Jean Chaptal, en [[1790]], propuso el de nitrógeno, debido a la presencia de este elemento en el nitro (salitre, KNO3).

== Estado natural ==

El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera del [[planeta Tierra]], con el 78,1% de su volumen. Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. Además forma parte del 3% de la composición elemental del cuerpo humano y aparece en los restos de animales. Los científicos han detectado algunos compuestos del espacio exterior que contienen nitrógeno.

Este elemento químico es un componente esencial de los ácidos nucleicos y de los aminoácidos. Cuando los compuestos de hidrógenos tienen iones de cianuro, forman sales que son tóxicas y pueden resultar mortales.

Es inerte y actúa como agente diluyente del [[oxígeno]] en los procesos de combustión y respiración. Es un elemento importante en la nutrición de las plantas. Ciertas bacterias del suelo fijan el nitrógeno y lo transforman (por ejemplo, en nitratos) para poder ser absorbido por las plantas, en un proceso llamado fijación de nitrógeno. En forma de proteína es un componente importante de las fibras animales. El nitrógeno aparece combinado en los minerales, como el salitre (KNO3) y el nitrato de Chile (NaNO3), dos importantes productos comerciales.

== Obtención ==

Se obtiene de la atmósfera haciendo pasar aire por [[cobre]] o [[hierro]] calientes; el oxígeno se separa del aire dejando el nitrógeno mezclado con gases inertes. El nitrógeno puro se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido. Al tener el nitrógeno líquido un punto de ebullición más bajo que el oxígeno líquido, el nitrógeno se destila antes, lo que permite separarlos.

== Aplicaciones ==

El nitrógeno se utiliza como refrigerante y en la elaboración del [[amoniaco]] que luego permite producir fertilizantes, ácido nítrico, urea, hidracina, aminas y explosivos.

También se usa el amoníaco para elaborar óxido nitroso (N2O), un gas incoloro conocido popularmente como gas de la risa. Este gas, mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en cirugía. [[Image:Nitrógeno_líquido.jpg|frame|right|168x115px|Nitrógeno líquido]] El nitrógeno líquido tiene una aplicación muy extendida en el campo de la criogenia como agente enfriante. Su uso se ha visto incrementado con la llegada de los materiales cerámicos que se vuelven superconductores en el punto de ebullición del nitrógeno.

El nitrógeno líquido se mantiene a una temperatura igual o menor a su temperatura de ebullición (-195,8ºC). Es posible producirlo a nivel industrial por destilación fraccionada y suele usarse para sellar las vías de agua en las obras públicas.

Se conoce como [[ciclo del nitrógeno]], por último, a los procesos biológicos y abióticos que permiten el suministro del elemento a los seres vivos. El equilibrio dinámico de composición de la biosfera depende de estos procesos.

== Compuestos ==

Los compuestos del nitrógeno son conocidos desde tiempos muy antiguos. Los más importantes desde el punto de vista industrial son: NH3, y HNO3.

El nombre de amoníaco deriva del nombre dado a una divinidad egipcia: Amón. Los egipcios preparaban un compuesto, cloruro amónico, a partir de la orina de los animales en un templo dedicado este dios. Cuando se llevó a Europa mantuvo ese nombre en recuerdo de la sal de Amón. A temperatura ambiente es un gas incoloro de un fuerte y característico olor. Es fácil de condensar en amoníaco líquido. El líquido es un buen disolvente de metales alcalinos y alcalinotérreos así como de grasas y sustancias poco polares. Es el gas de mayor solubilidad en agua debido a que es capaz de formar puentes de hidrógeno con ella (1 L de H2O disuelve 727 L de NH3).

Los dos oxoácidos comunes del nitrógeno son el ácido nitroso (HNO2) y el ácido nítrico (HNO3). El primero es un ácido mucho más débil que el segundo. El ácido nítrico era conocido por los alquimistas que lo denominaban aqua fortis. Es el oxoácido más importante del nitrógeno y probablemente el segundo (tras el sulfúrico) más importante de todos los ácidos inorgánicos. Es un líquido aceitoso, incoloro, que por acción de la luz toma una coloración marrón, más o menos intensa, debido a su parcial descomposición en NO2 (sus disoluciones se deben guardar en botellas oscuras).

El nitrógeno forma una serie de óxidos en los que el estado de oxidación del N puede tomar cualquier valor en el intervalo de +1 a +5. Los óxidos de nitrógeno no son tan habituales como otros compuestos de nitrógeno, pero los encontraremos en muchas ocasiones. El N2O tiene propiedades anestésicas y utiliza algo en odontología (“gas hilarante”). El NO2 se emplea en la fabricación del ácido nítrico. El N2O4 se utiliza mucho como oxidante en combustibles de cohetes.

El NO es el óxido de nitrógeno más importante desde un punto de vista biológico. En los seres humanos, juega el papel de mantener la presión de la [[Sangre]], ayuda en la respuesta inmunológica de eliminación de organismos extraños, y es esencial para la conservación de la memoria a largo plazo. En [[1996]], los científicos descubrieron que la [[Hemoglobina]] transporta NO así como O2. El NO disminuye el espesor de las paredes de los vasos sanguíneos, facilitando el transporte de oxígeno a los tejidos circundantes.

==Véase también==

*[[Atmósfera]]

== Enlaces externos ==

*[http://ord1btno007.blogspot.com/2010/01/nitrogeno.html Nitrógeno]
*[http://definicion.de/nitrogeno/ Definición de nitrógeno]
*[http://www.textoscientificos.com/node/610 Compuestos del nitrógeno, el amoníaco]
*[http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm Tabla periódica]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. 1969.
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.

[[Category:Elementos químicos]][[Category:Elementos no metálicos]]

Usuario:Madelyn

2013-11-27T21:24:32Z

Madelynjc:

{{Ficha_Usuario_(avanzada)
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|apellidos= Alea González
|nombre= Madelyn
|nivel=Universitario
|título= Licenciado en Educación Especialidad Química
|postgrado= Maestría [[Nuevas Tecnologías para la Educación]], [[Curso de Comunicación]], [[Diplomado Tecnologías Educativas]]
|temas= [[Historia de Cuba]],[[Medicina]], [[Química]]
|institución= Dirección Provincial JCCE. P.Río
|municipio= Pinar del Río
|provincia= Pinar del Río
|país=Cuba
|seguimiento=
|colaboradores=
}}

'''Colaborador Madelynjc.'''

== Mis contribuciones ==
*Biografía de [[Orlando Nodarse Verbe]]
*Concepto de [[Estomatitis aftosa recurrente]]
*[[Oxígeno]]. Elemento químico
*[[Oro]]: Elemento químico
*[[Calcio]]: Elemento químico
*[[Nitrógeno]]: Elemento químico
*[[Fósforo]]: Elemento químico
*[[Carbono]]: Elemento químico
*[[Dióxido de carbono]]:Definición
*[[Alcalinos-térreos]]:Definición
*[[Metales]]:Definición
*[[Halógenos]]:Definición
*Concepto de [[Absceso dental]]
*[[Cinc]]: Elemento químico
*[[Variedades de carbono]]:Definición
*[[Agua oxigenada]]:Definición
*[[Teluro]]: Elemento químico
*[[Sulfato de Cinc]]:Definición
*[[Lantánidos]]:Definición
*[[Actínidos]]:Definición
*[[Clorato de potasio]]:Definición
*[[Estados de agregación]]:Definición
 

=== Páginas nuevas ===
*[[Daniel Rutherford]]:Científicos

==== Artículos de Referencia[[Image:Referencia.png|20px|Referencia.png]] ====

Son artículos escritos en gran medida por mi y que se encuentran entre los [[EcuRed:Artículos de referencia|artículos de referencia]] de la EcuRed.

 

=== Aportes ===

== Ayudas ==

Category: Ayuda

Daniel Rutherford

2013-11-27T21:19:11Z

Madelynjc:

{{Ficha Persona
|nombre = Daniel Rutherford
|nombre completo =
|otros nombres =
|imagen = 26279_Rutherford-Daniel.jpg
|tamaño =
|descripción =
|fecha de nacimiento = [[3 de noviembre]] de [[1749]]
|lugar de nacimiento = [[Edimburgo]] [[Reino Unido]],{{Bandera|Escocia}}
|fecha de fallecimiento = [[15 de noviembre]] de [[1819]]
|lugar de fallecimiento = [[Edimburgo]] [[Reino Unido]],{{Bandera|Escocia}}
|causa muerte =
|residencia = [[Escocia]]
|nacionalidad = [[escocés]]
|ciudadania =
|educación = [[Universidad de Edimburgo]]
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = [[John Rutherford]]
|familiares =
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}<div align="justify">
'''Daniel Rutherford''': Químico escocés, que dejó arder unas velas en un contenedor de aire cerrado. Pasado un tiempo, la vela ya no ardía, y lo que es más, ninguna otra sustancia se quemaba en aquel aire. Tampoco podía vivir allí un ratón. En aquella época ya se sabía que una vela que ardía producía [[anhídrido carbónico]], por lo que resultó fácil sacar la conclusión de que todo el aire normal que permitía arder había sido reemplazado por el anhídrido carbónico, que se sabía que no dejaba arder. Por otra parte, se sabía también que el anhídrido carbónico era absorbido por ciertos productos químicos (como la cal). El aire en que la vela había ardido se pasó a través de esos productos químicos y, realmente, sacó anhídrido carbónico. Sin embargo, la mayor parte del aire permaneció intacto, y lo que quedó, aunque no era anhídrido carbónico, tampoco permitía la combustión. Lo que Rutherford había aislado era el gas que en la actualidad conocemos como [[nitrógeno]].

== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[ 3 de noviembre]] de [[1749]] y fallecido el [[15 de noviembre]] de [[1819]] fue un [[médico]], [[químico]], y [[botánico]] escocés, nacido en [[Edimburgo]] que, aún siendo estudiante, descubrió la existencia de dos gases en el aire, uno [[nitrógeno]] [[1772]], con independencia de estudios paralelos al mismo tiempo, de [[Scheele]], [[Henry Cavendish]] [[1731]]-[[1810]], que aislado el nitrógeno, y [[Joseph Priestley]] [[1733]]-[[1804]], este uno de los más famosos aficionados químicos, y describió la atmósfera como el [[oxígeno]] vital [[1778]], que obtuvo el mismo elemento, que llamó "aire desflogisticado", un nombre que significa aire sin flogisto .
Tío del poeta y novelista [[Sir Walter Scott]] [[1771]]-[[1832]].
=== Estudios ===
Formado en la Universidad de Edimburgo, [[Escocia]], donde su padre John era profesor de Medicina. Fue estudiante de [[Joseph Black]] [[1728]]-[[1799]] y practica la medicina en Edimburgo, y se convirtió en un miembro del "Real Colegio de Médicos", donde fue secretario y presidente. Fue "regius Cátedra de Medicina y Botánica" en Edimburgo, y también Curador del "Royal Botanic Garden", en [[1786]], después de la muerte del profesor [[John Hope]] [[1725]]-[[1786]].

== Logros, contribuciones y aportes ==
En 1722 descubrió el nitrógeno casi al mismo tiempo que Priestley. Lo nombró, sin darle excesiva importancia, en sus memorias como Aere Mephítico, pues en él era imposible la combustión y la respiración. Fue también un notable mecánico científico, y perfeccionó el funcionamiento de diversos aparatos como el termómetro y la máquina neumática. Sus obras se publicaron por entero en las Transactions de la sociedad a la que pertenecía.

== Cargos ==
Ocupó plaza de profesor de botánica en la Universidad de Edimburgo, a la vez que ejercía la medicina. Fue miembro de la Royal Society y un activo investigador químico

==Véase también==
*[[Química]]
== Enlaces externos ==

== Fuentes ==

*[http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=rutherford-daniel.]
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Daniel_Rutherford]
*[ http://bibliadelarazon.blogspot.com/2001/07/1772-se-aisla-el-nitrogeno-daniel.html]

[[Category:Químico]] [[Category:Científicos]]

Daniel Rutherford

2013-11-27T21:05:00Z

Madelynjc:

{{Ficha Persona
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'''Daniel Rutherford''': Químico escocés, que dejó arder unas velas en un contenedor de aire cerrado. Pasado un tiempo, la vela ya no ardía, y lo que es más, ninguna otra sustancia se quemaba en aquel aire. Tampoco podía vivir allí un ratón. En aquella época ya se sabía que una vela que ardía producía [[anhídrido carbónico]], por lo que resultó fácil sacar la conclusión de que todo el aire normal que permitía arder había sido reemplazado por el anhídrido carbónico, que se sabía que no dejaba arder. Por otra parte, se sabía también que el anhídrido carbónico era absorbido por ciertos productos químicos (como la cal). El aire en que la vela había ardido se pasó a través de esos productos químicos y, realmente, sacó anhídrido carbónico. Sin embargo, la mayor parte del aire permaneció intacto, y lo que quedó, aunque no era anhídrido carbónico, tampoco permitía la combustión. Lo que Rutherford había aislado era el gas que en la actualidad conocemos como [[nitrógeno]].

== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[ 3 de noviembre]] de [[1749]] y fallecido el [[15 de noviembre]] de [[1819]] fue un [[médico]], [[químico]], y [[botánico]] escocés, nacido en [[Edimburgo]] que, aún siendo estudiante, descubrió la existencia de dos gases en el aire, uno [[nitrógeno]] [[1772]], con independencia de estudios paralelos al mismo tiempo, de [[Scheele]], [[Henry Cavendish]] [[1731]]-[[1810]], que aislado el nitrógeno, y [[Joseph Priestley]] [[1733]]-[[1804]], este uno de los más famosos aficionados químicos, y describió la atmósfera como el [[oxígeno]] vital [[1778]], que obtuvo el mismo elemento, que llamó "aire desflogisticado", un nombre que significa aire sin flogisto .
Tío del poeta y novelista [[Sir Walter Scott]] [[1771]]-[[1832]].
=== Estudios ===
Formado en la Universidad de Edimburgo, [[Escocia]], donde su padre John era profesor de Medicina. Fue estudiante de [[Joseph Black]] [[1728]]-[[1799]] y practica la medicina en Edimburgo, y se convirtió en un miembro del "Real Colegio de Médicos", donde fue secretario y presidente. Fue "regius Cátedra de Medicina y Botánica" en Edimburgo, y también Curador del "Royal Botanic Garden", en [[1786]], después de la muerte del profesor [[John Hope]] [[1725]]-[[1786]].

== Logros, contribuciones y aportes ==
En 1722 descubrió el nitrógeno casi al mismo tiempo que Priestley. Lo nombró, sin darle excesiva importancia, en sus memorias como Aere Mephítico, pues en él era imposible la combustión y la respiración. Fue también un notable mecánico científico, y perfeccionó el funcionamiento de diversos aparatos como el termómetro y la máquina neumática. Sus obras se publicaron por entero en las Transactions de la sociedad a la que pertenecía.

== Cargos ==
Ocupó plaza de profesor de botánica en la Universidad de Edimburgo, a la vez que ejercía la medicina. Fue miembro de la Royal Society y un activo investigador químico

==Véase también==
*[[Química]]
== Enlaces externos ==

== Fuentes ==

*[http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=rutherford-daniel.]
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Daniel_Rutherford]
*[ http://bibliadelarazon.blogspot.com/2001/07/1772-se-aisla-el-nitrogeno-daniel.html]

[[Category:Químico]] [[Category:Científicos]]

Daniel Rutherford

2013-11-27T20:59:34Z

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'''Daniel Rutherford''' Químico escocés, que dejó arder unas velas en un contenedor de aire cerrado. Pasado un tiempo, la vela ya no ardía, y lo que es más, ninguna otra sustancia se quemaba en aquel aire. Tampoco podía vivir allí un ratón. En aquella época ya se sabía que una vela que ardía producía anhídrido carbónico, por lo que resultó fácil sacar la conclusión de que todo el aire normal que permitía arder había sido reemplazado por el anhídrido carbónico, que se sabía que no dejaba arder. Por otra parte, se sabía también que el anhídrido carbónico era absorbido por ciertos productos químicos (como la cal). El aíre en que la vela había ardido se pasó a través de esos productos químicos y, realmente, sacó anhídrido carbónico. Sin embargo, la mayor parte del aire permaneció intacto, y lo que quedó, aunque no era anhídrido carbónico, tampoco permitía la combustión. Lo que Rutherford había aislado era el gas que en la actualidad conocemos como nitrógeno.

== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[ 3 de noviembre]] de [[1749]] y fallecido el [[15 de noviembre]] de [[1819]] fue un [[médico]], [[químico]], y [[botánico]] escocés, nacido en [[Edimburgo]] que, aún siendo estudiante, descubrió la existencia de dos gases en el aire, uno [[nitrógeno]] [[1772]], con independencia de estudios paralelos al mismo tiempo, de [[Scheele]], [[Henry Cavendish]] [[1731]]-[[1810]], que aislado el nitrógeno, y [[Joseph Priestley]] [[1733]]-[[1804]], este uno de los más famosos aficionados químicos, y describió la atmósfera como el [[oxígeno]] vital [[1778]], que obtuvo el mismo elemento, que llamó "aire desflogisticado", un nombre que significa aire sin flogisto .
Tío del poeta y novelista [[Sir Walter Scott]] [[1771]]-[[1832]].
=== Estudios ===
Formado en la Universidad de Edimburgo, [[Escocia]], donde su padre John era profesor de Medicina. Fue estudiante de [[Joseph Black]] [[1728]]-[[1799]] y practica la medicina en Edimburgo, y se convirtió en un miembro del "Real Colegio de Médicos", donde fue secretario y presidente. Fue "regius Cátedra de Medicina y Botánica" en Edimburgo, y también Curador del "Royal Botanic Garden", en [[1786]], después de la muerte del profesor [[John Hope]] [[1725]]-[[1786]].

== Logros, contribuciones y aportes ==
En 1722 descubrió el nitrógeno casi al mismo tiempo que Priestley. Lo nombró, sin darle excesiva importancia, en sus memorias como Aere Mephítico, pues en él era imposible la combustión y la respiración. Fue también un notable mecánico científico, y perfeccionó el funcionamiento de diversos aparatos como el termómetro y la máquina neumática. Sus obras se publicaron por entero en las Transactions de la sociedad a la que pertenecía.

== Cargos ==
Ocupó plaza de profesor de botánica en la Universidad de Edimburgo, a la vez que ejercía la medicina. Fue miembro de la Royal Society y un activo investigador químico

==Véase también==
*[[Química]]
== Enlaces externos ==

== Fuentes ==

*[http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=rutherford-daniel.]
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Daniel_Rutherford]
*[ http://bibliadelarazon.blogspot.com/2001/07/1772-se-aisla-el-nitrogeno-daniel.html]

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Daniel Rutherford

2013-11-27T20:55:26Z

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'''Daniel Rutherford''' Químico escocés, que dejó arder unas velas en un contenedor de aire cerrado. Pasado un tiempo, la vela ya no ardía, y lo que es más, ninguna otra sustancia se quemaba en aquel aire. Tampoco podía vivir allí un ratón. En aquella época ya se sabía que una vela que ardía producía anhídrido carbónico, por lo que resultó fácil sacar la conclusión de que todo el aire normal que permitía arder había sido reemplazado por el anhídrido carbónico, que se sabía que no dejaba arder. Por otra parte, se sabía también que el anhídrido carbónico era absorbido por ciertos productos químicos (como la cal). El aíre en que la vela había ardido se pasó a través de esos productos químicos y, realmente, sacó anhídrido carbónico. Sin embargo, la mayor parte del aire permaneció intacto, y lo que quedó, aunque no era anhídrido carbónico, tampoco permitía la combustión. Lo que Rutherford había aislado era el gas que en la actualidad conocemos como nitrógeno.

== Síntesis biográfica ==
Nacido el [[ 3 de noviembre]] de [[1749]] y fallecido el [[15 de noviembre]] de [[1819]] fue un [[médico]], [[químico]], y [[botánico]] escocés, nacido en [[Edimburgo]] que, aún siendo estudiante, descubrió la existencia de dos gases en el aire, uno [[nitrógeno]] [[1772]], con independencia de estudios paralelos al mismo tiempo, de [[Scheele]], [[Henry Cavendish]] [[1731]]-[[1810]], que aislado el nitrógeno, y [[Joseph Priestley]] [[1733]]-[[1804]], este uno de los más famosos aficionados químicos, y describió la atmósfera como el [[oxígeno]] vital [[1778]], que obtuvo el mismo elemento, que llamó "aire desflogisticado", un nombre que significa aire sin flogisto .
Tío del poeta y novelista [[Sir Walter Scott]] [[1771]]-[[1832]].
=== Estudios ===
Formado en la Universidad de Edimburgo, [[Escocia]], donde su padre John era profesor de Medicina. Fue estudiante de [[Joseph Black]] [[1728]]-[[1799]] y practica la medicina en Edimburgo, y se convirtió en un miembro del "Real Colegio de Médicos", donde fue secretario y presidente. Fue "regius Cátedra de Medicina y Botánica" en Edimburgo, y también Curador del "Royal Botanic Garden", en [[1786]], después de la muerte del profesor [[John Hope]] [[1725]]-[[1786]].

== Logros, contribuciones y aportes ==
En 1722 descubrió el nitrógeno casi al mismo tiempo que Priestley. Lo nombró, sin darle excesiva importancia, en sus memorias como Aere Mephítico, pues en él era imposible la combustión y la respiración. Fue también un notable mecánico científico, y perfeccionó el funcionamiento de diversos aparatos como el termómetro y la máquina neumática. Sus obras se publicaron por entero en las Transactions de la sociedad a la que pertenecía.

== Cargos ==
Ocupó plaza de profesor de botánica en la Universidad de Edimburgo, a la vez que ejercía la medicina. Fue miembro de la Royal Society y un activo investigador químico

==Véase también==
*[[Química]]
== Enlaces externos ==

== Fuentes ==

*[http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=rutherford-daniel.]
*[ http://es.wikipedia.org/wiki/Daniel_Rutherford]
*[ http://bibliadelarazon.blogspot.com/2001/07/1772-se-aisla-el-nitrogeno-daniel.html]

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Archivo:26279 Rutherford-Daniel.jpg

2013-11-27T20:47:08Z

Madelynjc:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Usuario:Madelyn

2013-11-27T16:48:02Z

Madelynjc:

{{Ficha_Usuario_(avanzada)
|imagen=
|apellidos= Alea González
|nombre= Madelyn
|nivel=Universitario
|título= Licenciado en Educación Especialidad Química
|postgrado= Maestría [[Nuevas Tecnologías para la Educación]],[[Curso de Comunicación]],[[Diplomado Tecnologías Educativas]]
|temas= [[Historia de Cuba]],[[Medicina]], [[Química]]
|institución= Dirección Provincial JCCE. P.Río
|municipio= Pinar del Río
|provincia= Pinar del Río
|país=Cuba
|seguimiento=
|colaboradores=
}}

'''Colaborador Madelynjc.'''

== Mis contribuciones ==
*Biografía de [[Orlando Nodarse Verbe]]
*Concepto de [[Estomatitis aftosa recurrente]]
*[[Oxígeno]]. Elemento químico
*[[Oro]]: Elemento químico
*[[Calcio]]: Elemento químico
*[[Nitrógeno]]: Elemento químico
*[[Fósforo]]: Elemento químico
*[[Carbono]]: Elemento químico
*[[Dióxido de carbono]]:Definición
*[[Alcalinos-térreos]]:Definición
*[[Metales]]:Definición
*[[Halógenos]]:Definición
*Concepto de [[Absceso dental]]
*[[Cinc]]: Elemento químico
*[[Variedades de carbono]]:Definición
*[[Agua oxigenada]]:Definición
*[[Teluro]]: Elemento químico
 

=== Páginas nuevas ===

*[[Sulfato de Cinc]]:Definición
*[[Lantánidos]]:Definición
*[[Actínidos]]:Definición
*[[Clorato de potasio]]:Definición
*[[Estados de agregación]]:Definición
*[[Daniel Rutherford]]:Científicos

==== Artículos de Referencia[[Image:Referencia.png|20px|Referencia.png]] ====

Son artículos escritos en gran medida por mi y que se encuentran entre los [[EcuRed:Artículos de referencia|artículos de referencia]] de la EcuRed.

 

=== Aportes ===

== Ayudas ==

Category: Ayuda

Estados de agregación

2013-11-26T20:30:18Z

Madelynjc:

{{Definición|Nombre= Estados de agregación |imagen=1.solido_liquido.gif‎|concepto=
Los estados físicos de agregación de la masa son: sólido, líquido y gas.
.}}<div align="justify">

'''Estados de agregación'''.
La materia existe en tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.

== Tipos de estados ==

===Sólido===

Las sustancias en estado sólido ocupan un volumen definido y normalmente tienen forma y firmeza determinadas, la movilidad de las partículas que las constituyen en casi nula, existiendo una gran cohesión.
En este estado las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. 
Algunos ejemplos del estado sólido son una piedra, un martillo,un tronco,una silla, etc
===Líquido===

Un líquido también ocupa un volumen fijo, pero es necesario colocarlo en un recipiente. El volumen del líquido tomará la forma del recipiente en que se coloca; la movilidad y las fuerzas de cohesión de sus partículas son intermedias.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía). 
Algunos ejemplos del estado líquido son agua, refresco, la sangre, el jugo, la leche, el [[mercurio]], etc.
===Gaseoso===

Un gas no tiene forma ni volumen definidos, por lo que se almacena en un recipiente cerrado. El gas tiende a ocupar todo el volumen del recipiente en que está confinado y sus partículas poseen gran energía cinética, presentando movimientos desordenados.
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más de prisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión. 
Algunos ejemplos de este estado son el [[agua]] al evaporarse, el [[hidrógeno]], el [[dióxido de carbono]]

Existe un cuarto estado llamado plasma. Este estado se considera formado por gases como el [[helio]] en forma iónica, existe en las estrellas y el [[fuego]] es un ejemplo típico.

==Cambios de estado ==

La sustancias pueden cambiar de un estado a otro si las condiciones cambian. Estas condiciones son [[presión]] y [[temperatura]].

Los cambios de estado son:
[[Archivo:054-cambios-estado-2.gif‎]]
*'''Fusión''': Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementarse el calor. 
''Ejemplos'': Fundición del [[acero]] para hacer láminas, tubos, etc. Fundición de los [[metales]] empleados en una aleación para acuñar una moneda; fusión de un plástico para moldearlo, etcétera.
*'''Evaporación''': Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas por incremento de calor. 
''Ejemplos'': Eliminación de agua en una meladura para obtener [[azúcar]]; eliminación de un solvente orgánico para obtener un sólido cristalino; disminución de un volumen de líquido concentrando así un sólido disuelto o llevándolo inclusive hasta el secado. Sustancias como el [[alcohol]], la [[acetona]], la [[gasolina]], etc., en contacto con el [[medio ambiente]] experimentan una vaporización sin que se les suministre calor, el fenómeno ocurre debido a la baja presión existente sobre ellas.
*'''Sublimación''': Es el paso del estado sólido al gaseoso o al de vapor sin pasar por el estado líquido, necesitándose calor. 
''Ejemplos'': Pocas sustancias se conocen con este comportamiento y entre ellas están el [[yodo]], el [[arsénico]], el [[alcanfor]], la [[naftalina]], el dióxido de carbono y algunas más de tipo orgánico. 
El "hielo seco" es dióxido de carbono sólido y al contacto con el medio ambiente pasa directamente al estado gaseoso. Una pastilla aromatizante sufre este fenómeno.
El cambio contrario, de gas o vapor a sólido, también se llama sublimación o degradación.
*'''Solidificación''': Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido pasa al estado sólido. 
''Ejemplos'': Una vez moldeado un plástico, fundida una pieza de acero o de alguna aleación, es necesario esperar su solidificación para obtener la pieza deseada en estado sólido.
*'''Condensación''': Es el paso del estado de vapor al estado líquido. Este cambio también supone la eliminación de calor.
''Ejemplos'': Al eliminar el agua de una meladura o el solvente de una solución, es necesario recuperar esos líquidos, como están en estado de vapor y a temperatura elevada, se les hace enfriar y condensar, en estado liquido se recuperan y ocupan menor volumen.
*'''Licuefacción''': Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de eliminar calor debe aumentarse la presión para conseguir el cambio. 
''Ejemplos'': La obtención de aire líquido o de alguno de sus componentes, [[nitrógeno]] y [[oxígeno]], que son gases y se pueden tener en estado liquido. 
La temperatura es tan baja (por ejemplo -196 °C) que las propiedades de algunas sustancias cambian espectacularmente: las flores se solidifican y se quiebran, un pollo se endurece de tal forma que puede romperse con un martillo, el mercurio se solidifica, etcétera.
La diferencia entre un vapor y un gas es que el vapor se condensa y el gas se licua.

== De interés ==
* La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de líquido a gas o vapor. La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La ebullición ocurre en toda la masa del líquido.
* Cada sustancia pura tiene su propia [[temperatura de fusión]] denominada punto de fusión, en éste punto la presión de vapor del sólido equilibra a la presión de vapor del líquido.
* Cada sustancia pura tiene su propia [[temperatura de ebullición]] denominada punto de ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la presión exterior.

== Véase también==

*[[Sólido]]
*[[Líquido]]
*[[Gas]]

== Enlaces externos==

*[http://gracecalbra.blogspot.com/2010/07/materia-y-sus-estados-de-agregacion.html Materia y sus estados de agregacion]

== Fuentes ==
* Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. 1969.
* Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.
* De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas
[[Category:Química]]

Archivo:054-cambios-estado-2.gif

2013-11-26T20:23:57Z

Madelynjc:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Estados de agregación

2013-11-26T20:18:43Z

Madelynjc:

{{Definición|Nombre= Estados de agregación |imagen=1.solido_liquido.gif‎|concepto=
Los estados físicos de agregación de la masa son: sólido, líquido y gas.
.}}<div align="justify">

'''Estados de agregación'''.
La materia existe en tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.

== Tipos de estados ==

===Sólido===

Las sustancias en estado sólido ocupan un volumen definido y normalmente tienen forma y firmeza determinadas, la movilidad de las partículas que las constituyen en casi nula, existiendo una gran cohesión.
En este estado las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. 
Algunos ejemplos del estado sólido son una piedra, un martillo,un tronco,una silla, etc
===Líquido===

Un líquido también ocupa un volumen fijo, pero es necesario colocarlo en un recipiente. El volumen del líquido tomará la forma del recipiente en que se coloca; la movilidad y las fuerzas de cohesión de sus partículas son intermedias.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía). 
Algunos ejemplos del estado líquido son agua, refresco, la sangre, el jugo, la leche, el [[mercurio]], etc.
===Gaseoso===

Un gas no tiene forma ni volumen definidos, por lo que se almacena en un recipiente cerrado. El gas tiende a ocupar todo el volumen del recipiente en que está confinado y sus partículas poseen gran energía cinética, presentando movimientos desordenados.
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más de prisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión. 
Algunos ejemplos de este estado son el [[agua]] al evaporarse, el [[hidrógeno]], el [[dióxido de carbono]]

Existe un cuarto estado llamado plasma. Este estado se considera formado por gases como el [[helio]] en forma iónica, existe en las estrellas y el [[fuego]] es un ejemplo típico.

==Cambios de estado ==

La sustancias pueden cambiar de un estado a otro si las condiciones cambian. Estas condiciones son [[presión]] y [[temperatura]].

Los cambios de estado son:
*'''Fusión''': Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementarse el calor. 
''Ejemplos'': Fundición del [[acero]] para hacer láminas, tubos, etc. Fundición de los [[metales]] empleados en una aleación para acuñar una moneda; fusión de un plástico para moldearlo, etcétera.
*'''Evaporación''': Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas por incremento de calor. 
''Ejemplos'': Eliminación de agua en una meladura para obtener [[azúcar]]; eliminación de un solvente orgánico para obtener un sólido cristalino; disminución de un volumen de líquido concentrando así un sólido disuelto o llevándolo inclusive hasta el secado. Sustancias como el [[alcohol]], la [[acetona]], la [[gasolina]], etc., en contacto con el [[medio ambiente]] experimentan una vaporización sin que se les suministre calor, el fenómeno ocurre debido a la baja presión existente sobre ellas.
*'''Sublimación''': Es el paso del estado sólido al gaseoso o al de vapor sin pasar por el estado líquido, necesitándose calor. 
''Ejemplos'': Pocas sustancias se conocen con este comportamiento y entre ellas están el [[yodo]], el [[arsénico]], el [[alcanfor]], la [[naftalina]], el dióxido de carbono y algunas más de tipo orgánico. 
El "hielo seco" es dióxido de carbono sólido y al contacto con el medio ambiente pasa directamente al estado gaseoso. Una pastilla aromatizante sufre este fenómeno.
El cambio contrario, de gas o vapor a sólido, también se llama sublimación o degradación.
*'''Solidificación''': Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido pasa al estado sólido. 
''Ejemplos'': Una vez moldeado un plástico, fundida una pieza de acero o de alguna aleación, es necesario esperar su solidificación para obtener la pieza deseada en estado sólido.
*'''Condensación''': Es el paso del estado de vapor al estado líquido. Este cambio también supone la eliminación de calor.
''Ejemplos'': Al eliminar el agua de una meladura o el solvente de una solución, es necesario recuperar esos líquidos, como están en estado de vapor y a temperatura elevada, se les hace enfriar y condensar, en estado liquido se recuperan y ocupan menor volumen.
*'''Licuefacción''': Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de eliminar calor debe aumentarse la presión para conseguir el cambio. 
''Ejemplos'': La obtención de aire líquido o de alguno de sus componentes, [[nitrógeno]] y [[oxígeno]], que son gases y se pueden tener en estado liquido. 
La temperatura es tan baja (por ejemplo -196 °C) que las propiedades de algunas sustancias cambian espectacularmente: las flores se solidifican y se quiebran, un pollo se endurece de tal forma que puede romperse con un martillo, el mercurio se solidifica, etcétera.
La diferencia entre un vapor y un gas es que el vapor se condensa y el gas se licua.

== De interés ==
* La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de líquido a gas o vapor. La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La ebullición ocurre en toda la masa del líquido.
* Cada sustancia pura tiene su propia [[temperatura de fusión]] denominada punto de fusión, en éste punto la presión de vapor del sólido equilibra a la presión de vapor del líquido.
* Cada sustancia pura tiene su propia [[temperatura de ebullición]] denominada punto de ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la presión exterior.

== Véase también==

*[[Sólido]]
*[[Líquido]]
*[[Gas]]

== Enlaces externos==

*[http://gracecalbra.blogspot.com/2010/07/materia-y-sus-estados-de-agregacion.html Materia y sus estados de agregacion]

== Fuentes ==
* Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. 1969.
* Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.
* De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas
[[Category:Química]]

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Alcalinos-térreos

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].

*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).

*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio [[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

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Madelynjc: /* Estado natural */

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].

*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).

*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]]. [[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]

*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).

*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

2013-11-26T18:58:13Z

Madelynjc:

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

[[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]*'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].

*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).

*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

2013-11-26T18:56:20Z

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].[[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]

*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).
 
*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

2013-04-17T21:03:54Z

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].[[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]
*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).
 
*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

2013-04-17T20:58:44Z

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*[[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]'''Berilio (Be)''': Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].
*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]]'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)''' El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).
 
*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Alcalinos-térreos

2013-04-17T20:55:47Z

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{{Definición|Nombre=Alcalino-térreos|imagen=Metales-alcalinos-terreos_image004.jpg|concepto=Grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la [[Tabla Periódica]].}} '''Alcalinotérreos'''. Nombre dado a los metales que tienen propiedades químicas semejantes, a las de los metales alcalinos.

== Estado natural ==

Los elementos alcalinotérreos solo se hallan en la naturaleza, en forma de compuestos del catión 2+.

*'''Berilio (Be)''': [[Image:Imagesberilio.jpeg|border|left|Imagesberilio.jpeg]]Solo constituye un 0,0006% en masa de la corteza terrestre, y aunque se halla muy distribuido, lo está solo en cantidades mínimas. El único mineral importante de berilio es un silicato, el [[berilo]] (fórmula Be3Al2Si6O18) del que se han encontrado hermosos cristales de varias toneladas. La [[esmeralda]], una piedra preciosa, es un berilo de color verde intenso que contiene indicios del metal [[cromo]].
*'''Magnesio (Mg)''': Ocupa el octavo lugar por su abundancia. Entre los elementos de la corteza terrestre, alcanza el 2% de la masa de esta. Se halla ampliamente distribuido, sobre todo en forma de silicatos como el asbesto, CaMg3Si4O12. También son importantes el carbonato, el óxido y el cloruro. La magnesita (MgCO3) y la dolomita (MgCO3.CaCO3) son las fuentes principales del magnesio, aparte del agua del mar y de los pozos salinos profundos.

*'''Calcio (Ca)''': [[Image:S13.JPG|border|right|S13bario.JPG]]Es el más abundante de los elementos de los grupos I y II ya que su masa constituye el 3,6% de la corteza terrestre; pero en cuanto al número de átomos queda superado por el [[sodio]] en una relación de 6 a 5. Los principales minerales del calcio son los silicatos, así como los carbonatos, sulfato, fosfato y fluoruro. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta formando minerales diversos: caliza, [[mármol]] y creta. La mayor parte de ellos procede de los caparazones de animales marinos depositados en los fondos oceánicos y allí consolidados. También es muy común el yeso, sulfato de calcio hidratado, CaSO4. 2H2O, que en muchos casos parece haberse originado al reaccionar los depósitos de caliza con el ácido sulfúrico procedente de la oxidación de los minerales de sulfuros. Las rocas fosfatadas, están constituidas esencialmente por fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, ingrediente de importancia de los huesos y dientes, así como de las conchas de animales marinos.

*'''Estroncio (Sr) y Bario (Ba)'''[[Image:S13estroncio.JPG|border|left|S13estroncio.JPG]] El estroncio es relativamente raro, ocupando el número 20 en cuanto a abundancia en masa. El bario, que constituye alrededor de 0,05% de la corteza terrestre, es una dos veces y media más abundante. Los minerales de mayor importancia que contienen a estos elementos son: la estroncianita (carbonato de estroncio, SrCO3) y la baritina (sulfato de bario, BaSO4).
 
*'''Radio (Ra)''': Es escasísimo, pero su presencia se acusa fácilmente debido a su reactividad. Su núcleo se desintegra de modo espontáneo y todo el radio natural procede, a su vez, de la desintegración nuclear de otros elementos más pesados, particularmente del uranio. Por esta razón, las menas de uranio constituyen las fuentes principales de radio. Se ha estimado que la abundancia media de este metal es inferior a una billonésima parte de la corteza terrestre, y de aquí que un mineral de uranio que contenga 0,25 g de radio por tonelada, deba considerarse como un depósito relativamente rico de este elemento.

== Propiedades ==

*Poseen color blanco plateado, aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris, por una película superficial de óxidos.
*Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Son más densos.
*Dureza y punto de fusión:Tiene dos electrones de valencia, que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Los puntos de fusión son más elevados y no varían de forma regular, debido a las diferentes estructuras cristalinas. También son menos electropositivos y más básico y forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
*Energía de ionización más alta, compensadas por las energías de hidratación o energías reticulares.
*Compuestos diamagnéticos e incoloros.
*Agentes reductores poderosos.

== Aplicaciones ==

En el caso del [[calcio]], éste es un componente catiónico de los huesos y dientes, siendo además muy importante para la actividad cardíaca, ya sea en las contracciones musculares o en la transmisión de impulso nervioso.

También, se puede destacar la actividad radioquímica, donde el radio y el berilio hacen de buenos moderadores, por lo cual vienen usados en la industria de la energía nuclear, gracias a que sus aleaciones; al no absorber neutrones, son utilizadas en los reactores nucleares. En los laboratorios se puede conseguir neutrones, al bombardear con partículas alfa (generalmente radio) al elemento berilio.

Cuando se añade un 2% de Be al cobre, se consigue agrandar unas seis veces la resistencia de éste, siendo utilizado en maquinarias eléctricas que producen chispa, interruptores eléctricos, motores de aviones, etc.

El [[estroncio]] 90, es un producto de fisión nuclear, pero es muy problemático, entre otras cosas, debido a su larga vida media, la cual es de unos 28 años. Además, produce emisión de partículas beta, las cuales penetran a través de los tejidos, con mayor facilidad que las partículas alfa. Debido a la gran similitud con el calcio, puede confundirse y provocar la descalcificación de los huesos, pues reemplaza al calcio.

[[Image:magnesium.JPG|border|right|S13.JPG]]El [[magnesio]] por su parte, es un eslabón fundamental en las moléculas de clorofila, las cuales a su vez, son las responsables de la [[fotosíntesis]].

Además, el magnesio también se utiliza para aislar aluminio, uranio, [[circonio]], berilio, etc. Las aleaciones de éste metal son bastante ligeras, por lo cual cada vez se encuentran con mayor presencia en la fabricación de aviones, barcos, maquinaria, etc.

Cuando hablamos de fuegos artificiales, esta familia de metales tiene un especial papel, pues básicamente los fuegos artificiales están constituidos por un oxidante, que puede ser nitratos, cloratos, bario, estroncio, etc.; un combustible, que puede ser carbono, silicio, aluminio, magnesio, etc.; y un colorante, que suelen ser sales de estroncio, sales de calcio (que otorga el color rojo), sales de [[cobre]] (color verde), y sales de sodio (color amarillo). Los gránulos de hierro y aluminio son las chispas de color dorado o blanco que percibimos y luego; gracias a los tintes de tipo orgánico, se consiguen los humos de diversas tonalidades. Finalmente, el ruido viene provocado por el [[titanio]] en polvo.

El bario, en el compuesto, sulfato de bario, al ser opaco a los rayos-X, se utiliza en forma fina o en polvo (conocida como papilla de bario), para hacer radiografías del sistema digestivo. Pero sin embargo, el cloruro de bario, el cual es soluble, puede provocar un fallo cardíaco.

Los compuestos del calcio, como pueden ser las calizas, la cal viva o apagada, y el yeso, poseen un alto número de aplicaciones en las industrias del [[acero]], vidrio, industria láctea, industria papelera, etc. Además se utilizan para controlar el nivel de [[pH]], y se encuentra estrechamente relacionadas con la fabricación de los jabones, detergentes, antiácidos, cementos, etc.

== Obtención ==

Generalmente se preparan por reducción térmica o por electrólisis.

El berilio se obtiene calentando el BeF2 con magnesio o por electrólisis de una mezcla de cloruros de berilio y [[sodio]].La extracción del magnesio del agua marina constituye el grueso de la producción de este metal. En este proceso se precipita el catión magnesio del agua (alrededor del 0,13%) en forma de hidróxidos, Mg(OH)2 mediante la adición de cal viva (CaO). Luego se filtra el hidróxido y una vez separado, se hace reaccionar con [[ácido clorhídrico]] para convertirlo en cloruro, CaCl2.

Este cloruro se deseca y se mezcla con otras sales, a fin de disminuir el punto de fusión, sometiéndolo después a electrólisis a unos 700 C. Este metal obtenido tiene un 99,9% de pureza.

El calcio se obtiene mediante método electrolítico, un fundido de CaCl2 anhidro con CaF2 El estroncio y [[bario]] se obtienen a partir de los óxidos por reducción con [[aluminio]]. El radio se aísla de los minerales de uranio. En laboratorio, a partir de la destilación de una amalgama de RaCl2/Hg.

== Véase también ==

*[[Metales]]

== Enlaces externos ==

*[http://www2.epm.com.co/bibliotecaepm/biblioteca_virtual/PortalLaTablaPeriodicaFamilias.htm Familias]
*[http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/periodicidad.htm#_Toc515882953 Teoría atómica, tabla periódica y periodicidad]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. La Habana: [[Instituto Cubano del Libro]], [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección de Ciencia-Técnica Aguiar.
*De Galiano Mingot, Tomás.Pequeño Larousse de Ciencias Técnicas

[[Category:Metales]] [[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Archivo:Magnesium.JPG

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Carbono

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{{Elemento_químico|nombre=Carbono|imagen=Diamond_and_graphite.jpg|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Carbono, C, 6|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=IV A, 2, p|densidad=2267 kg/m3|apariencia=Negro (grafito) Incoloro (diamante)|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=70 pm|radio_atomico=67 pm|radio_covalente=77 pm|radio_de_van_der_Walls=170 pm|configuracion_electronica=[He]2s22p2|electrones_por_nivel_de_energia=2, 4|estado_de_oxidacion=4, 2|estructura_cristalina=hexagonal|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=Sólido |punto_de_fusion=3500 °C|punto_de_ebullicion=4200 °C|entalpia_de_vaporizacion=Grafito; sublima: 711 kJ/mol|entalpia_de_fusion=Grafito; sublima: 105 kJ/mol|presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=}}

'''Carbono'''. El carbono es un elemento químico de número atómico 6. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación puede encontrarse en la naturaleza en forma cristalina, como es el caso del grafito, el diamante y la familia de los fullerenos y nanotubos de carbono; o bien en forma amorfa (negro de humo). Es el pilar básico de la química orgánica y forma parte de todos los seres vivos.

== Historia ==

Indudablemente, las razas prehistóricas conocieron el carbono en sus formas de carbón vegetal y negro de humo. Los primitivos egipcios hacían carbón de leña de modo muy parecido al actual, calentando madera tapada con barro para aislarla del aire. La más preciosa de todas las formas del carbono, el diamante, se menciona en el Viejo Testamento, y en antiguos documentos hindúes; el grafito se empleo en tiempos remotos para escribir.

Los nombres de las diversas formas del carbono proceden del latín y del griego: los latinos llamaban carbo al carbón de leña; el vocablo griego graphein, escribir, se ha convertido en grafito; y el nombre latino del diamante, adamas, que significa indomable, invencible, pasó a ser sucesivamente adamant, diamaunt, diamant y por último diamante. Ya en [[1704]] Newton predijo que el diamante debía ser combustible, en [[1772]] Lavoisier quemó diamante en oxígeno y demostró que se había formado dióxido de carbono y en [[1797]] Smithson Tennant demostró que el diamante es carbono puro. 

== Estado natural, alotropía y abundancia ==

Aunque no muy frecuente en la corteza terrestre (<0,1 %), es el segundo elemento por su abundancia en el organismo humano, donde alcanza el 17,5 %. Se halla en todos los tejidos animales y vegetales combinado con el hidrógeno y el oxígeno; tambien se encuentra en los derivados geológicos de la materia viva (petróleos y carbones), unido sobre todo al hidrógeno, con el que forma hidrocarburos. Combinado con el oxígeno se halla en la atmósfera como dióxido de carbono y en las rocas, formando carbonatos, caliza principalmente. Libre, el carbono es poco abundante, presentándose en dos estados alotrópicos: diamante y grafito.

Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos. Existen alrededor de 4,5 millones de sustancias y alrededor de 4 millones de ellas presentan en su composición al carbono.

== Obtención ==

*El carbono se encuentra - frecuentemente muy puro - en la naturaleza, en estado elemental, en las formas alotrópicas diamante y grafito. El material natural más rico en carbono es el carbón (del cual existen algunas variedades).
*Grafito: Se encuentra en algunos yacimientos naturales muy puro. Se obtiene artificialmente por descomposición del carburo de silicio en un horno eléctrico.
*Diamante: Existen en la naturaleza, en el seno de rocas eruptivas y en el fondo del mar. En la industria se obtiene tratando grafito a 3000 K de temperatura y a una presión entre 125 - 150 katm. Por ser la velocidad de transformación de grafito en diamante muy lenta, se utilizan metales de transición, en trazas, como catalizadores (hierro, níquel, platino).
*Carbón de coque: muy rico en carbono, es el producto residual en la destilación de la hulla.
*Carbono amorfo: Negro de humo y carbón activo: Son formas del carbono finamente divididas. El primero se prepara por combustión incompleta de sustancias orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas, frías, partículas muy finas de carbón. El carbón activo se obtiene por descomposición térmica de sustancias orgánicas.
*[[Fullerenos]]: Estas sustancias se encuentran en el humo de los fuegos y en las estrellas gigantes rojas. Se obtienen, artificialmente, haciendo saltar un arco entre dos electrodos de grafito o sublimando grafito por acción de un láser.

== Compuestos ==

El carbono forma dos óxidos principales: monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2) El monóxido de carbono se forma cuando se quema carbono o hidrocarburos con un suministro limitado de oxígeno. 2 C(s) + O2(g)= 2 CO(g) Este es un gas incoloro inodoro insípido. Es tóxico a causa de su capacidad para unirse a la hemoglobina e interferir así en el transporte del oxígeno. Tiene varios usos comerciales. Puesto que arde fácilmente para formar CO2 se emplea como combustible:

2 CO(g) + O2(g)= 2 CO2(g) También es un agente reductor simple, ampliamente usado en operaciones metalúrgicas para reducir óxidos metálicos. Por ejemplo, es el agente reductor mas importante en la reducción de óxidos en hornos de fundición: Fe3O4(s) + 4 CO(g)= 3 Fe(s) + 4 CO2(g)

El dióxido de carbono es un gas incoloro e inodoro. Es un componente secundario de la atmósfera terrestre pero contribuye en forma importante al llamado efecto invernadero. Aunque no es tóxico, altas concentraciones aumentan el ritmo de la respiración y puede causar asfixia. El CO2 sólido se lo conoce como hielo seco, de ahí que aproximadamente la mitad del dióxido de carbono que se consume cada año es utilizado para refrigeración.

Otro uso importante es la producción de bebidas gaseosas, en la producción de bicarbonato para hornear, etc.

El cianuro de hidrogeno (HCN) es una gas extremadamente tóxico. Se produce por la reacción de una sal de cianuro como nacen con un ácido.

Las soluciones acuosas de HCN se conocen como ácido cianhidrico. La neutralización con una base como hidróxido de sodio (NaOH) produce sales de cianuro como el cianuro de sodio (NaCN)

== Aplicaciones ==

Todas las formas de este elemento tienen diversas aplicaciones. Los diamantes se usan en joyería[[Image:Anillo-de-compromiso.jpg|thumb|right|Utilización del diamante en joyería]], pero las variedades grises y otras se utilizan como abrasivos en la industria, debido a su extrema dureza. Por ello en el borde de las herramientas de corte se colocan pequeños diamantes. [[Image:Grafito.jpg|border|left|171x112px|]]. 
El grafito se usa para fabricar minas de lápices o, por su calidad aceitosa, como lubricante. El carbón constituye un combustible fundamental en gran parte de las regiones del globo, tanto más cuanto a partir de él se fabrica coque, gas de hulla y una amplia gama de productos químicos indispensables. Se obtiene acero preparando una aleación de hierro con carbono. La carbonilla - aparte de sus usos en dibujo- produce carbón activado que es carbón de leña que ha sufrido un tratamiento con calor, para eliminar impurezas. En forma pura, el carbón es muy reactivo y absorbe las impurezas. El carbón activado elimina vapores y olores y decolora sustancias. El negro de humo constituye un carbono muy negro, finamente pulverizado, que se emplea como pigmento en tintas y en la producción de goma. El grafito amorfo se conoce como negro de humo (hollín negro) y es usado como un pigmento. Aunque es frágil, el grafito tiene una elevada conductividad eléctrica y térmica así como una buena resistencia al choque térmico y a las altas temperaturas (a pesar que se empieza a oxidar a partir de los 500°C (930°F). Es, por tanto, un material importante para aplicaciones como electrodos, elementos calefactores, escobillas para motores, dispositivos y partes de horno de alta temperatura, materiales para moldes (como crisoles para la fusión y el colado de metales), y en sellos . Una característica del grafito es su resistencia a los productos químicos; por ello, se usa en filtros para fluidos corrosivos. También su sección transversal
de baja absorción y su sección transvers
al de alta dispersión para los neutrones térmicos hacen del grafito adecuado para aplicaciones nucleares. La punta de un lápiz ordinario es una mezcla de grafito y arcilla. La segunda forma principal del carbono es el diamante, que tiene una estructura enlazada covalentemente. Es la sustancia más dura conocida (7000 HK- 8000 HK). El diamante es frágil, y se empieza a descomponer en el aire a aproximadamente 700°C (1300°F); en entornos no oxidantes, resiste altas temperaturas. El diamante sintético o industrial se fabricó por primera vez en [[1955]]; se utiliza ampliamente en aplicaciones industriales. Un método para fabricarlo es el someter el grafito a una presión hidrostática de 14 GPa (2 rnillones de psi) y una temperatura de 3000°C (5400°F). El diamante sintético es idéntico al natural, y tiene propiedades superiores debido a que carece de impurezas. Está disponible en varios tamaños y formas; para el maquinado abrasivo, el tamaño de grano más común es de 0.01 mm (0.004 pulg.) de diámetro. Las partículas de diamante pueden también ser recubiertas con níquel, cromo o titanio para un mejor rendimiento en operaciones de esmerilado. Un desarrollo más reciente es el carbono similar al diamante (DLC , por sus siglas en inglés: Diamond Like Carbon). Se utiliza como un recubrimiento de película de diamante. Hoy día se fabrica el diamante sintético de calidad de joyería; su conductividad eléctrica es 50 veces superior a la del diamante natural, y es 10 veces más resistente al daño por láser. Sus posibles aplicaciones se encuentran en sumideros de calor para computadoras, en telecomunicaciones, en la industria de los circuitos integrados y como ventanas en los láser de alta potencia. En vista de sus características favorables, el diamante tiene muchas aplicaciones importantes como las siguientes:

*material de herramienta de corte, en forma de monocristales o en forma polieristalina
*como abrasivo en piedras de esmeril, para el esmerilado de materiales duros
*para el rectificado de piedras de esmeril (es decir, para el afilado de los granos abrasivos)
*como dados para el estirado de alambre con menos de 0.06 mm (0.0025 plg.) de diámetro, y
*recubrimientos para herramientas de corte y dados

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. 1969.
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.

[[Category:Elementos químicos]] [[Category:Elementos no metálicos]][[Category:Carbono]][[Category:Semiconductores]]

Carbono

2013-04-17T20:21:17Z

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{{Elemento_químico|nombre=Carbono|imagen=Diamond_and_graphite.jpg|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Carbono, C, 6|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=IV A, 2, p|densidad=2267 kg/m3|apariencia=Negro (grafito) Incoloro (diamante)|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=70 pm|radio_atomico=67 pm|radio_covalente=77 pm|radio_de_van_der_Walls=170 pm|configuracion_electronica=[He]2s22p2|electrones_por_nivel_de_energia=2, 4|estado_de_oxidacion=4, 2|estructura_cristalina=hexagonal|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=Sólido |punto_de_fusion=3500 °C|punto_de_ebullicion=4200 °C|entalpia_de_vaporizacion=Grafito; sublima: 711 kJ/mol|entalpia_de_fusion=Grafito; sublima: 105 kJ/mol|presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=}}

'''Carbono'''. El carbono es un elemento químico de número atómico 6. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación puede encontrarse en la naturaleza en forma cristalina, como es el caso del grafito, el diamante y la familia de los fullerenos y nanotubos de carbono; o bien en forma amorfa (negro de humo). Es el pilar básico de la química orgánica y forma parte de todos los seres vivos.

== Historia ==

Indudablemente, las razas prehistóricas conocieron el carbono en sus formas de carbón vegetal y negro de humo. Los primitivos egipcios hacían carbón de leña de modo muy parecido al actual, calentando madera tapada con barro para aislarla del aire. La más preciosa de todas las formas del carbono, el diamante, se menciona en el Viejo Testamento, y en antiguos documentos hindúes; el grafito se empleo en tiempos remotos para escribir.

Los nombres de las diversas formas del carbono proceden del latín y del griego: los latinos llamaban carbo al carbón de leña; el vocablo griego graphein, escribir, se ha convertido en grafito; y el nombre latino del diamante, adamas, que significa indomable, invencible, pasó a ser sucesivamente adamant, diamaunt, diamant y por último diamante. Ya en [[1704]] Newton predijo que el diamante debía ser combustible, en [[1772]] Lavoisier quemó diamante en oxígeno y demostró que se había formado dióxido de carbono y en [[1797]] Smithson Tennant demostró que el diamante es carbono puro. 

== Estado natural, alotropía y abundancia ==

Aunque no muy frecuente en la corteza terrestre (<0,1 %), es el segundo elemento por su abundancia en el organismo humano, donde alcanza el 17,5 %. Se halla en todos los tejidos animales y vegetales combinado con el hidrógeno y el oxígeno; tambien se encuentra en los derivados geológicos de la materia viva (petróleos y carbones), unido sobre todo al hidrógeno, con el que forma hidrocarburos. Combinado con el oxígeno se halla en la atmósfera como dióxido de carbono y en las rocas, formando carbonatos, caliza principalmente. Libre, el carbono es poco abundante, presentándose en dos estados alotrópicos: diamante y grafito.

Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos. Existen alrededor de 4,5 millones de sustancias y alrededor de 4 millones de ellas presentan en su composición al carbono.

== Obtención ==

*El carbono se encuentra - frecuentemente muy puro - en la naturaleza, en estado elemental, en las formas alotrópicas diamante y grafito. El material natural más rico en carbono es el carbón (del cual existen algunas variedades).
*Grafito: Se encuentra en algunos yacimientos naturales muy puro. Se obtiene artificialmente por descomposición del carburo de silicio en un horno eléctrico.
*Diamante: Existen en la naturaleza, en el seno de rocas eruptivas y en el fondo del mar. En la industria se obtiene tratando grafito a 3000 K de temperatura y a una presión entre 125 - 150 katm. Por ser la velocidad de transformación de grafito en diamante muy lenta, se utilizan metales de transición, en trazas, como catalizadores (hierro, níquel, platino).
*Carbón de coque: muy rico en carbono, es el producto residual en la destilación de la hulla.
*Carbono amorfo: Negro de humo y carbón activo: Son formas del carbono finamente divididas. El primero se prepara por combustión incompleta de sustancias orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas, frías, partículas muy finas de carbón. El carbón activo se obtiene por descomposición térmica de sustancias orgánicas.
*[[Fullerenos]]: Estas sustancias se encuentran en el humo de los fuegos y en las estrellas gigantes rojas. Se obtienen, artificialmente, haciendo saltar un arco entre dos electrodos de grafito o sublimando grafito por acción de un láser.

== Compuestos ==

El carbono forma dos óxidos principales: monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2) El monóxido de carbono se forma cuando se quema carbono o hidrocarburos con un suministro limitado de oxígeno. 2 C(s) + O2(g)= 2 CO(g) Este es un gas incoloro inodoro insípido. Es tóxico a causa de su capacidad para unirse a la hemoglobina e interferir así en el transporte del oxígeno. Tiene varios usos comerciales. Puesto que arde fácilmente para formar CO2 se emplea como combustible:

2 CO(g) + O2(g)= 2 CO2(g) También es un agente reductor simple, ampliamente usado en operaciones metalúrgicas para reducir óxidos metálicos. Por ejemplo, es el agente reductor mas importante en la reducción de óxidos en hornos de fundición: Fe3O4(s) + 4 CO(g)= 3 Fe(s) + 4 CO2(g)

El dióxido de carbono es un gas incoloro e inodoro. Es un componente secundario de la atmósfera terrestre pero contribuye en forma importante al llamado efecto invernadero. Aunque no es tóxico, altas concentraciones aumentan el ritmo de la respiración y puede causar asfixia. El CO2 sólido se lo conoce como hielo seco, de ahí que aproximadamente la mitad del dióxido de carbono que se consume cada año es utilizado para refrigeración.

Otro uso importante es la producción de bebidas gaseosas, en la producción de bicarbonato para hornear, etc.

El cianuro de hidrogeno (HCN) es una gas extremadamente tóxico. Se produce por la reacción de una sal de cianuro como nacen con un ácido.

Las soluciones acuosas de HCN se conocen como ácido cianhidrico. La neutralización con una base como hidróxido de sodio (NaOH) produce sales de cianuro como el cianuro de sodio (NaCN)

== Aplicaciones ==

Todas las formas de este elemento tienen diversas aplicaciones. Los diamantes se usan en joyería[[Image:Anillo-de-compromiso.jpg|thumb|right|Utilización del diamante en joyería]], pero las variedades grises y otras se utilizan como abrasivos en la industria, debido a su extrema dureza. Por ello en el borde de las herramientas de corte se colocan pequeños diamantes. [[Image:Grafito.jpg|border|left|171x112px|Utilización del grafito en minas para lápices]].
El grafito se usa para fabricar minas de lápices o, por su calidad aceitosa, como lubricante. El carbón constituye un combustible fundamental en gran parte de las regiones del globo, tanto más cuanto a partir de él se fabrica coque, gas de hulla y una amplia gama de productos químicos indispensables. Se obtiene acero preparando una aleación de hierro con carbono. La carbonilla - aparte de sus usos en dibujo- produce carbón activado que es carbón de leña que ha sufrido un tratamiento con calor, para eliminar impurezas. En forma pura, el carbón es muy reactivo y absorbe las impurezas. El carbón activado elimina vapores y olores y decolora sustancias. El negro de humo constituye un carbono muy negro, finamente pulverizado, que se emplea como pigmento en tintas y en la producción de goma. El grafito amorfo se conoce como negro de humo (hollín negro) y es usado como un pigmento. Aunque es frágil, el grafito tiene una elevada conductividad eléctrica y térmica así como una buena resistencia al choque térmico y a las altas temperaturas (a pesar que se empieza a oxidar a partir de los 500°C (930°F). Es, por tanto, un material importante para aplicaciones como electrodos, elementos calefactores, escobillas para motores, dispositivos y partes de horno de alta temperatura, materiales para moldes (como crisoles para la fusión y el colado de metales), y en sellos . Una característica del grafito es su resistencia a los productos químicos; por ello, se usa en filtros para fluidos corrosivos. También su sección transversal
de baja absorción y su sección transvers
al de alta dispersión para los neutrones térmicos hacen del grafito adecuado para aplicaciones nucleares. La punta de un lápiz ordinario es una mezcla de grafito y arcilla. La segunda forma principal del carbono es el diamante, que tiene una estructura enlazada covalentemente. Es la sustancia más dura conocida (7000 HK- 8000 HK). El diamante es frágil, y se empieza a descomponer en el aire a aproximadamente 700°C (1300°F); en entornos no oxidantes, resiste altas temperaturas. El diamante sintético o industrial se fabricó por primera vez en [[1955]]; se utiliza ampliamente en aplicaciones industriales. Un método para fabricarlo es el someter el grafito a una presión hidrostática de 14 GPa (2 rnillones de psi) y una temperatura de 3000°C (5400°F). El diamante sintético es idéntico al natural, y tiene propiedades superiores debido a que carece de impurezas. Está disponible en varios tamaños y formas; para el maquinado abrasivo, el tamaño de grano más común es de 0.01 mm (0.004 pulg.) de diámetro. Las partículas de diamante pueden también ser recubiertas con níquel, cromo o titanio para un mejor rendimiento en operaciones de esmerilado. Un desarrollo más reciente es el carbono similar al diamante (DLC , por sus siglas en inglés: Diamond Like Carbon). Se utiliza como un recubrimiento de película de diamante. Hoy día se fabrica el diamante sintético de calidad de joyería; su conductividad eléctrica es 50 veces superior a la del diamante natural, y es 10 veces más resistente al daño por láser. Sus posibles aplicaciones se encuentran en sumideros de calor para computadoras, en telecomunicaciones, en la industria de los circuitos integrados y como ventanas en los láser de alta potencia. En vista de sus características favorables, el diamante tiene muchas aplicaciones importantes como las siguientes:

*material de herramienta de corte, en forma de monocristales o en forma polieristalina
*como abrasivo en piedras de esmeril, para el esmerilado de materiales duros
*para el rectificado de piedras de esmeril (es decir, para el afilado de los granos abrasivos)
*como dados para el estirado de alambre con menos de 0.06 mm (0.0025 plg.) de diámetro, y
*recubrimientos para herramientas de corte y dados

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. 1969.
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.

[[Category:Elementos químicos]] [[Category:Elementos no metálicos]][[Category:Carbono]][[Category:Semiconductores]]

Archivo:Grafito.jpg

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== Sumario ==

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Nitrógeno

2013-04-17T19:54:09Z

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<div align="justify">
{{Elemento_químico|nombre=Nitrógeno|imagen=Molécula_N.JPG|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Nitrógeno, N, 7|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=VA, 2, p|densidad=1,2506 kg/m3|apariencia=Incoloro|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=65 pm|radio_atomico=56 pm |radio_covalente=75 pm|radio_de_van_der_Walls=155 pm|configuracion_electronica=[He] 2s22p3|electrones_por_nivel_de_energia=2,5|estado_de_oxidacion=±3, 5, 4, 2, 1|estructura_cristalina=hexagonal|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=gas|punto_de_fusion=63,14 K|punto_de_ebullicion=77,35 K|entalpia_de_vaporizacion=5,57 kJ/mol|entalpia_de_fusion=0,3604 kJ/mol|presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=334 m/s a 293.15 K (20 °C)}}

'''Nitrógeno'''. Es el elemento químico de número atómico 7 y símbolo N. Se trata de un gas incoloro, inodoro e insípido que constituye las cuatro quintas partes del aire atmosférico (en su forma molecular N2).

== Historia ==

El nitrógeno fue reconocido como sustancia independiente en [[1772]] por el médico, químico, y botánico escocés [[Daniel Rutherford]], de la Universidad de Edimburgo, quien demostró que era incapaz de sostener la vida ni la combustión. El químico francés [[Antoine Laurent de Lavoisier]] lo denominó aire mefítico y más tarde ázoe (“sin vida”) y por este nombre se le conoce aun en [[Francia]] (azote). El médico e industrial francés Jean Chaptal, en [[1790]], propuso el de nitrógeno, debido a la presencia de este elemento en el nitro (salitre, KNO3).

== Estado natural ==

El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera del [[planeta Tierra]], con el 78,1% de su volumen. Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. Además forma parte del 3% de la composición elemental del cuerpo humano y aparece en los restos de animales. Los científicos han detectado algunos compuestos del espacio exterior que contienen nitrógeno.

Este elemento químico es un componente esencial de los ácidos nucleicos y de los aminoácidos. Cuando los compuestos de hidrógenos tienen iones de cianuro, forman sales que son tóxicas y pueden resultar mortales.

Es inerte y actúa como agente diluyente del [[oxígeno]] en los procesos de combustión y respiración. Es un elemento importante en la nutrición de las plantas. Ciertas bacterias del suelo fijan el nitrógeno y lo transforman (por ejemplo, en nitratos) para poder ser absorbido por las plantas, en un proceso llamado fijación de nitrógeno. En forma de proteína es un componente importante de las fibras animales. El nitrógeno aparece combinado en los minerales, como el salitre (KNO3) y el nitrato de Chile (NaNO3), dos importantes productos comerciales.

== Obtención ==

Se obtiene de la atmósfera haciendo pasar aire por [[cobre]] o [[hierro]] calientes; el oxígeno se separa del aire dejando el nitrógeno mezclado con gases inertes. El nitrógeno puro se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido. Al tener el nitrógeno líquido un punto de ebullición más bajo que el oxígeno líquido, el nitrógeno se destila antes, lo que permite separarlos.

== Aplicaciones ==

El nitrógeno se utiliza como refrigerante y en la elaboración del [[amoniaco]] que luego permite producir fertilizantes, ácido nítrico, urea, hidracina, aminas y explosivos.

También se usa el amoníaco para elaborar óxido nitroso (N2O), un gas incoloro conocido popularmente como gas de la risa. Este gas, mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en cirugía. [[Image:Nitrógeno_líquido.jpg|frame|right|168x115px|Nitrógeno líquido]] El nitrógeno líquido tiene una aplicación muy extendida en el campo de la criogenia como agente enfriante. Su uso se ha visto incrementado con la llegada de los materiales cerámicos que se vuelven superconductores en el punto de ebullición del nitrógeno.

El nitrógeno líquido se mantiene a una temperatura igual o menor a su temperatura de ebullición (-195,8ºC). Es posible producirlo a nivel industrial por destilación fraccionada y suele usarse para sellar las vías de agua en las obras públicas.

Se conoce como [[ciclo del nitrógeno]], por último, a los procesos biológicos y abióticos que permiten el suministro del elemento a los seres vivos. El equilibrio dinámico de composición de la biosfera depende de estos procesos.

== Compuestos ==

Los compuestos del nitrógeno son conocidos desde tiempos muy antiguos. Los más importantes desde el punto de vista industrial son: NH3, y HNO3.

El nombre de amoníaco deriva del nombre dado a una divinidad egipcia: Amón. Los egipcios preparaban un compuesto, cloruro amónico, a partir de la orina de los animales en un templo dedicado este dios. Cuando se llevó a Europa mantuvo ese nombre en recuerdo de la sal de Amón. A temperatura ambiente es un gas incoloro de un fuerte y característico olor. Es fácil de condensar en amoníaco líquido. El líquido es un buen disolvente de metales alcalinos y alcalinotérreos así como de grasas y sustancias poco polares. Es el gas de mayor solubilidad en agua debido a que es capaz de formar puentes de hidrógeno con ella (1 L de H2O disuelve 727 L de NH3).

Los dos oxoácidos comunes del nitrógeno son el ácido nitroso (HNO2) y el ácido nítrico (HNO3). El primero es un ácido mucho más débil que el segundo. El ácido nítrico era conocido por los alquimistas que lo denominaban aqua fortis. Es el oxoácido más importante del nitrógeno y probablemente el segundo (tras el sulfúrico) más importante de todos los ácidos inorgánicos. Es un líquido aceitoso, incoloro, que por acción de la luz toma una coloración marrón, más o menos intensa, debido a su parcial descomposición en NO2 (sus disoluciones se deben guardar en botellas oscuras).

El nitrógeno forma una serie de óxidos en los que el estado de oxidación del N puede tomar cualquier valor en el intervalo de +1 a +5. Los óxidos de nitrógeno no son tan habituales como otros compuestos de nitrógeno, pero los encontraremos en muchas ocasiones. El N2O tiene propiedades anestésicas y utiliza algo en odontología (“gas hilarante”). El NO2 se emplea en la fabricación del ácido nítrico. El N2O4 se utiliza mucho como oxidante en combustibles de cohetes.

El NO es el óxido de nitrógeno más importante desde un punto de vista biológico. En los seres humanos, juega el papel de mantener la presión de la [[Sangre]], ayuda en la respuesta inmunológica de eliminación de organismos extraños, y es esencial para la conservación de la memoria a largo plazo. En [[1996]], los científicos descubrieron que la [[Hemoglobina]] transporta NO así como O2. El NO disminuye el espesor de las paredes de los vasos sanguíneos, facilitando el transporte de oxígeno a los tejidos circundantes.

==Véase también==

*[[Atmósfera]]

== Enlaces externos ==

*[http://ord1btno007.blogspot.com/2010/01/nitrogeno.html Nitrógeno]
*[http://definicion.de/nitrogeno/ Definición de nitrógeno]
*[http://www.textoscientificos.com/node/610 Compuestos del nitrógeno, el amoníaco]
*[http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm Tabla periódica]

== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. 1969.
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.

[[Category:Elementos químicos]][[Category:Elementos no metálicos]]

Archivo:Nitrógeno líquido.jpg

2013-04-17T19:49:42Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Calcio

2013-04-17T19:45:57Z

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{{Elemento_químico|nombre=Calcio|imagen=Calcio1.jpeg|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Calcio, Ca, 20|serie_quimica=Metales alcalinotérreos|grupo,periodo,bloque=IIA, 4, s|densidad=1550 kg/m3|apariencia=Blanco plateado|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=180 pm|radio_atomico=194 pm|radio_covalente=174 pm|radio_de_van_der_Walls=|configuracion_electronica=[Ar]4s2|electrones_por_nivel_de_energia=2,8,8,2|estado_de_oxidacion=2|estructura_cristalina=Cúbica centrada en las caras|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=Sólido|punto_de_fusion=1115 K|punto_de_ebullicion=1800 K|entalpia_de_vaporizacion=153,6 kJ/mol|entalpia_de_fusion=8,54 kJ/mol|presion_de_vapor=254 Pa a 1112 K|velocidad_del_sonido=3810 m/s a 293.15 K (20 °C)}}
<div align="justify">'''Calcio.''' Elemento químico, Ca, de número atómico 20; es el quinto elemento y el tercer metal más abundante en la corteza terrestre. Los compuestos de calcio constituyen 3.64% de la corteza terrestre. Las propiedades del calcio se muestran en la tabla. El metal es trimorfo, más duro que el [[sodio]], pero más blando que el [[aluminio]]. Al igual que el [[berilio]] y el aluminio, pero a diferencia de los [[Metales alcalinos|metales alcalinos]], no causa quemaduras sobre la piel. Es menos reactivo químicamente que los metales alcalinos y que los otros metales alcalinotérreos. La distribución del calcio es muy amplia; se encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es esencial para la vida de las [[planta]]s y [[animal]]es, ya que está presente en el esqueleto de los animales, en los [[dientes]], en la cascara de los huevos, en el [[coral]] y en muchos suelos. El [[Cloruro de Calcio|cloruro de calcio]] se halla en el agua del mar en un 0.15%.

== Historia ==
Los antiguos utilizaron como mortero la cal, que se obtenía, igual que en la actualidad, quemando la caliza. La palabra calcio deriva del latín ''calx'' (cal). En [[1774]], Scheele diferenció la barita (óxido de bario) de la cal.

== Estado natural ==
Los metales alcalinotérreos, entre los que se encuentran el calcio, no existen libres en la naturaleza; en cambio se encuentran con relativa abundancia sus carbonatos y sulfatos. El carbonato de calcio, CaCO3, se presenta en múltiples formas: piedra caliza, cáscara de huevo, conchas, perlas, corales y creta (formada en gran parte por caparazones de organismos diminutos llamados foraminíferos), en las que casi ha desaparecido el carácter cristalino; mármol, espato de Islandia, [[Image:Cueva_de_bellamar.jpeg|frame|left]] estalactitas, estalagmitas, espato calizo y espato de diente de perro, formas cristalinas de calcita, y otra variedad cristalina, aragonito. El calcio se encuentra también como sulfato hidratado, CaSO4. 2H2O, yeso. Cuando los cristales son muy pequeños y toda la masa tiene una contextura fina, se llama albastro, y se usa con fines ornamentales. La forma anhidra del sulfato de calcio se encuentra como mineral anhidrita CaSO4. El sulfato de calcio se encuentra además como fluoruro, fluorita o espato flúor, CaF2, y como fosfato, apatito y fosforita, Ca3(PO4)2 (roca de fosfato) y en muchos silicatos complejos. Hay muchos compuestos solubles de calcio en el agua de mar, de donde absorben muchos animales marinos, que lo convierten en carbonato cálcico para formar sus caparazones. Las plantas requieren pequeñas cantidades de calcio y de otros elementos que forman cenizas, como potasio, fósforo y hierro. Desde la planta, el calcio pasa a la estructura de los animales, donde constituye como fosfato el principal componente de los huesos y los dientes.

== Obtención ==
El calcio metálico se prepara en la industria por electrólisis del cloruro de calcio fundido. Éste se obtiene por tratamiento de los minerales de carbonato con ácido clorhídrico o como un desperdicio del proceso Solvay de los carbonatos. El metal puro puede ser maquinado en torno, hilado, serrado, extruido; se le puede convertir en alambre, prensar y amartillar en placas.

== Aplicaciones ==
Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba escasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción como desoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que el calcio endurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones de calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la aleación antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cable cubierto con plomo. El calcio, combinado químicamente, está presente en la cal (hidróxido de calcio), el cemento y el mortero, en los dientes y los huesos (como hidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales (como componente de complejos proteínicos) esenciales para la contracción muscular, la transmisión de los impulsos nerviosos y la coagulación de la sangre.

==Metabolismo==
Elemento inorgánico esencial y necesario para todos los animales y sus [[células]]; participa en cuatro tipos de funciones en los [[mamífero]]s:
#como parte integral del mineral del hueso;
#como parte integral de las biomembranas;
#como un enlace entre la exitación y contracción de todo tipo de músculos y en forma similar como enlace entre la excitación y secreción en las glándulas tanto exocrinas como endocrinas;
#como un regulador, activador o inhibidor de enzimas importantes.

Debido a la importancia crítica del calcio en muchos de estos procesos fundamentales, su concentración en el plasma es regulada estrictamente por el organismo. Sin embargo, esta regulación es compleja debido a que el 90% del calcio presente en el cuerpo se encuentra en el hueso. Se complica aún más por estar íntimamente relacionado con el metabolismo del fosfato. Las necesidades de asegurar una cantidad suficiente de calcio y fosfatos, se satisfacen con acciones interrelacionadas de la [[Hormona paratiroidea|hormona paratiroidea]], la tirocalcitonina y la [[vitamina D]].

Una disminución del calcio en la [[sangre]], [[hipocalcemia]], conduce a la [[tetania]], excitación espontánea de los nervios con contracciones musculares no controladas. Un incremento en el calcio de la sangre, la [[hipercalcemia]], conduce a la calcificación de los [[riñones]], con la [[uremia]] eventual.

== Compuestos ==
'''El óxido de calcio''', CaO, se produce por descomposición térmica de los minerales de carbonato en altos hornos, aplicando un proceso de lecho continuo. El óxido se utiliza en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal) a causa de sus características espectrales poco usuales y como agente deshidratante industrial. La industria metalúrgica hace amplio uso del óxido durante la reducción de aleaciones ferrosas.

'''El hidróxido de calcio''', Ca(OH)2, tiene muchas aplicaciones en donde el ión hidroxilo es necesario. En el proceso de apagado del hidróxido de calcio, el volumen de cal apagada [Ca(OH)2] se expande al doble que la cantidad de cal viva inicial (CaO), hecho que lo hace útil para romper roca o madera.

La cal apagada es un absorbente excelente para el dióxido de carbono, al producir el carbonato que es muy insoluble.

'''El siliciuro de calcio''', CaSi, preparado en horno eléctrico a partir de cal, sílice y agentes reductores carbonosos, es útil como agente desoxidante del acero. '''El carburo de calcio''', CaC2, se produce al calentar una mezcla de cal y carbón a 3000ºC (5432ºF) en un horno eléctrico y es un acetiluro que produce acetileno por hidrólisis. El acetileno es el material base de un gran número de productos químicos importantes en la química orgánica industrial.

Los halogenuros de calcio incluyen el fluoruro fosforescente, que es el compuesto de calcio más abundante y con aplicaciones importantes en espectroscopia. '''El cloruro de calcio''' posee, en la forma anhidra, capacidad notoria de delicuescencia que lo hace útil como agente deshidratante industrial y como factor de control de tolvaneras en carreteras. '''El hipoclorito de calcio''' (polvo blanqueador) se produce en la industria al pasar cloro dentro de una solución de cal, y se ha utilizado como agente blanqueador y purificador de agua.

'''El sulfato de calcio dihidratado''' es el yeso mineral, constituye la mayor porción del cemento Portland, y se ha empleado para reducir la alcalinidad de los suelos. Un hemihidrato del sulfato de calcio se produce por calentamiento del yeso a temperaturas altas, y se vende con el nombre comercial de estuco de París.

== Enlaces externos ==
* [http://www.ivu.org/ave/calcio.html El Calcio]
* [http://www.lenntech.es/periodica/elementos/ca.htm Calcio - Ca]
* [http://www.tvyumuri.icrt.cu/index.php/provinciales/3802-cueva-de-bellamar-un-paraiso-subterraneo-.html Cueva de Bellamar: un paraíso subterráneo]
* [http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm Tabla periódica]

== Fuentes ==
* Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. [[1969]].
* Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar.
*Enciclopedia McGraw-Hill de Ciencia y Tecnología. 2da. Edición, Tomo II, [[1992]], pp.335.
[[Category:Metales]] [[Category:Elementos químicos]][[Category:Elementos_alcalinotérreos]]

Archivo:Cueva de bellamar.jpeg

2013-04-17T19:44:53Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Oro

2013-04-17T19:28:46Z

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{{Elemento_químico|nombre=Oro|imagen= Oro.jpg‎|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Oro, Au, 79|serie_quimica=Metales de transición|grupo,periodo,bloque=11, 6, d|densidad=19300 kg/m3|apariencia=Amarillo metálico|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=135 pm|radio_atomico=174 pm |radio_covalente=144 pm|radio_de_van_der_Walls=166 pm|configuracion_electronica=[Xe]4f1445d106s1|electrones_por_nivel_de_energia=2,8,18,32,18,1|estado_de_oxidacion=3, 1|estructura_cristalina=cúbica centrada en las caras|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=Sólido|punto_de_fusion=1063 °C|punto_de_ebullicion=2600 °C|entalpia_de_vaporizacion=334,4 kJ/mol|entalpia_de_fusion=12,55 kJ/mol|presion_de_vapor=0,000237 Pa a 1337 K|velocidad_del_sonido=1.740 m/s a 293.15 K (20 °C)}}<div align="justify">
'''Oro'''. Elemento químico, de símbolo Au, es un metal muy denso, blando y de color amarillo intenso. El oro se clasifica como metal pesado y noble; en el comercio es el más común de los metales preciosos. El cobre, la plata y el oro están en el mismo grupo en la [[Tabla Periódica de los Elementos|Tabla periódica]]. La fuente del símbolo químico, Au, es su nombre en [[latín]] aurum (amanecer radiante). Hay sólo un isótopo estable del oro, con número de masa 197.

==Estado natural==
El oro se encuentra principalmente en estado nativo, mezclado con [[arena]] o diseminado en filones o venas de cuarzo; el primero se llama placer o arenal aurífero y el último oro en filones. Pequeñas cantidades de oro se encuentran también en los sulfuros naturales de plomo y cobre. Se han hallado pepitas de oro nativo que varían en tamaño desde el de un grano de [[arena]] hasta el de masas de más de 50 kilogramos. Existe combinado en la silvanita, telururo de oro y plata, Te2(AuAg), valioso mineral que se encuentra en Colorado.

==Propiedades==
El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales. Puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm, y una cantidad de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de largo. Es uno de los metales más blandos y un buen conductor eléctrico y térmico. Como otros metales, finamente pulverizado presenta un color negro, y en suspensión coloidal su color varía entre el rojo rubí y el púrpura. Es un metal muy inactivo. No le afectan el aire, la humedad, ni la mayoría de los disolventes. Sólo es soluble en agua de cloro, agua regia o una mezcla de agua y cianuro de potasio. Los cloruros y cianuros son compuestos importantes del oro.

La densidad del oro es 19,3 veces la del agua a 20ºC (68ºF), tal que 1 m3 de oro pesa cerca de 19 000 kg (1 pie3, unas 1200 libras). Las masas del oro, al igual que otros metales preciosos, se miden en la escala Troy, la cual contiene 12 onzas por libra. Se funde a 1063ºC (1947.97ºF) y ebulle a 2970ºC (5180ºF). Es algo volátil por debajo de su punto de ebullición. Es un buen conductor de calor y electricidad. Es el metal más dúctil y maleable. Pueden hacerse láminas transparentes, con espesor de 0.00001 mm con facilidad o estirarlo en alambres con pesos de 0.5 mg/m. Su calidad se expresa en la escala de finura como partes de oro puro por mil partes de metal total, o en la escala de quilate como partes de oro puro por 24 partes de metal total. El oro se disuelve con facilidad en mercurio para formar amalgamas. Es uno de los metales menos reactivos químicamente. No pierde lustre, ni se quema al aire. Es inerte en soluciones fuertemente alcalinas y en todos los ácidos puros, menos el ácido selénico.

==Usos==
Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, consumen 10-15%. El remanente está dividido entre los empleos médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. Las monedas y demás objetos decorativos de oro son en realidad aleaciones porque el metal es muy blando (2.5-3 en la escala de Mohs) para ser útil con un manejo frecuente. El Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para retención y enfoque de calor en procesos industriales.

==Compuestos==
El oro puede tener valencia 1+ o 3+ en sus compuestos. La tendencia a formar complejos es tan fuerte que todos los compuestos de oxidación 3+ son complejos. Los compuestos del estado de oxidación 1+ no son muy estables y tienden a oxidarse al estado 3+ o reducirse a oro metálico. Todos los compuestos de cualquier estado de oxidación se reducen con facilidad. En sus complejos el oro forma enlaces más fácilmente y más estables con los halógenos y el azufre, menos estables con oxígeno y fósforo y muy débiles con nitrógeno. Los enlaces entre oro y carbono son normalmente estables, como en los complejos de cianuro y varios compuestos orgánicos. Al disolver oro en agua regia se forma ácido cloro-áurico, AuCl4H, en el que el oro forma parte del ion complejo negativo AuCl4-. Calentando este complejo se desprende cloruro de hidrógeno, y queda cloruro áurico, Cl3Au, rojo y cristalino. Si el cloruro áurico se calienta a 180 °C, se forma cloruro auroso, ClAu y cloro. El óxido auroso, Au2O, es un polvo violeta; el hidróxido correspondiente, AuOH, es una base débil. El óxido áurico, Au2O3, es pardo y su hidróxido, Au(OH)3, es un ácido débil capaz de reaccionar con las bases fuertes, formando sales llamadas auratos. El cianuro potásico reacciona con las sales aurosas y áuricas formando aurocianuro, Au(CN)2K, y auricianuro, Au(CN)4K, sales complejas incoloras, cuyas disoluciones se utilizan para el dorado electrolítico.

==Aplicaciones==
El empleo más importante del oro es la en la acuñación de moneda y en la joyería donde el oro suele estar entre 10 y 22 quilates generalmente es de 18 quilates. El oro blanco utilizado con tal objetivo es una mezcla de oro y plata con un 50 % de oro.
[[Archivo:Monedas_de_oro.jpeg|thumb|right|200px|Monedas de oro]]
En estado puro es demasiado blando para ser usado en joyería y para acuñar monedas, por lo que se le realiza aleaciones para tales fines con cobre o plata. La pureza o ley del oro se expresa en quilates: el oro puro es de 24 quilates. Las monedas de oro inglesas son de 22 quilates (91,66 % de oro) y las norteamericanas de 21,6 quilates (90 % de oro).

Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, consumen 10-15%. El remanente está dividido entre los empleos médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. El 198Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para retención y enfoque de calor en procesos industriales. 

==Producción==
La obtención de oro data de las culturas etrusca, minoica, asiria y egipcia, cuando los placeres de oro procedían de arenas y gravas aluviales, y se extraía por el simple proceso de lavado con batea. El oro se obtenía también de esta forma en India, Asia central, el sur de los montes Urales y en las regiones del este del Mediterráneo. Con los primeros progresos en las técnicas de extracción, se explotaron las vetas de auríferos primarios, alcanzando este tipo de extracción cierta importancia en la era precristiana. Durante la edad media apenas hubo progresos significativos en la producción y extracción del oro.

En el [[Siglo XVI|siglo XVI]], el valor de las reservas de oro en Europa apenas alcanzaba la cifra de 225 millones de dólares. Con el descubrimiento de [[América]], y hasta comienzos del [[Siglo XIX|siglo XIX]], la producción mundial alcanzó unos 4.665.000 kg (unos 150 millones de onzas troy). [[América del Sur]] y [[México]] se convirtieron en ese periodo en grandes productores. La colonización española del continente americano supuso a partir del siglo XVI un importante incremento en la producción de oro del Nuevo Mundo para su posterior exportación: entre los años [[1521]] y [[1660]], los españoles sacaron de América más de 200 toneladas de este metal. La afluencia de oro y plata transformó la economía del Viejo continente y el metal precioso se convirtió en un instrumento político. En el siglo XVI la producción de México llegó a alcanzar el 9% del total de la producción mundial. A partir del [[Siglo XVIII|siglo XVIII]], se descubrieron nuevos yacimientos: [[California]] ([[Estados Unidos]]) en [[1848]], [[Australia]] en [[1851]] y Transvaal ([[Sudáfrica|República de Sudáfrica]]) en [[1886]]. En la actualidad, Sudáfrica es el mayor proveedor mundial de oro, con una producción anual que ronda las 500 toneladas. Sus minas más importantes se encuentran en Witwatersrand. Hay otros 70 países que producen oro en cantidades comerciales, pero alrededor del 80% de la producción mundial proviene de [[Sudáfrica]] y de [[Estados Unidos]], y en menor medida, de los países de la antigua [[URSS]] , Australia, [[Canadá]], [[China]] y [[Brasil]]. Otros países con producción notable, aunque inferior, son México, [[Chile]], [[Colombia]] y [[Filipinas]].

En [[Cuba]] formando parte de los acuerdos de la Alternativa Bolivariana para las Américas, [[ALBA]], en las inmediaciones de [[Santiago de Cuba]] se acomete el [[Proyecto de la Mina Oro-Barita]] muy cerca del poblado de [[El Cobre]] y de la antigua mina a cielo abierto que agotó las producciones de ese mineral en el [[2001]], las reservas de yacimiento de oro en este sur-oriental territorio están consideradas para cinco años. Esta etapa se encuentra a un 80 % de ejecución y se trabaja cumpliendo con todas las regulaciones del [[Ministerio de la Ciencia la Tecnología y el Medio Ambiente]] para no dañar el entorno y la naturaleza. Sentenció el directivo que cuando se entre en la explotación del metal precioso habrá una notable contribución económica, ya que dará empleo a diferentes profesionales del sector, mostrando además la recuperación minera del país. En [[Cuba]] hay cinco propuestas localizadas con yacimientos de [[oro]], en momentos que el mineral se cotiza en el mercado internacional a 35 000 dólares el kilogramo.

==Localización==
El oro se encuentra distribuido por todo el mundo, pero es muy escaso, de tal suerte que es un elemento raro. El [[agua]] de mar contiene concentraciones bajas de oro del orden de 10 partes de oro por billón de partes de agua. En el plancton o en el fondo marino se acumulan concentraciones superiores. En la actualidad, no existen procesos económicos adecuados para la extracción del oro marino. El oro metálico, o natural, y varios minerales telúricos son las únicas formas de oro presentes en la Tierra. El oro natural existe en las rocas y minerales de otros metales, especialmente en el cuarzo y la pirita, o puede estar disperso en arenas y gravas (oro de aluvión).

==Efectos sobre la salud==
===Inhalación===
Puede provocar irritación si la exposición es prolongada o excesiva

===Ingestión===
No se esperan efectos adversos

===Piel===
Puede provocar irritación y reacción alérgica

===Ojos===
Puede provocar irritación

==Efectos ambientales==
La eco-toxicidad del oro no ha sido evaluada. Sin embargo, se espera que la degradación del oro bajo condiciones aerobias sea muy pobre y no hay evidencia que sugiera que pueda crear problemas ecológicos al ser vertido en el medio. Ya que el oro es insoluble, se cree que tiene características mínimas de bioacumulación y biodisponibilidad.

==Enlaces externos==
*[http://www.lenntech.es/periodica/elementos/au.htm#ixzz136WTsoAH Oro - Au]
*[http://es.wikipedia.org/wiki/Oro Oro]
*[http://www.noalamina.org/mineria-latinoamerica/mineria-general/avanza-la-mina-de-oro-en-santiago-de-cuba Avanza la mina de oro en Santiago de Cuba]
*[http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm Tabla periódica]
== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar. 

[[Category:Metales]] [[Category:Metales_preciosos]][[Category:Elementos de transición]]

Archivo:Oro.jpg

2013-04-17T19:27:17Z

Madelynjc:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Oro

2013-04-17T19:23:50Z

Madelynjc:

{{Elemento_químico|nombre=Oro|imagen= 223.jpg|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Oro, Au, 79|serie_quimica=Metales de transición|grupo,periodo,bloque=11, 6, d|densidad=19300 kg/m3|apariencia=Amarillo metálico|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=135 pm|radio_atomico=174 pm |radio_covalente=144 pm|radio_de_van_der_Walls=166 pm|configuracion_electronica=[Xe]4f1445d106s1|electrones_por_nivel_de_energia=2,8,18,32,18,1|estado_de_oxidacion=3, 1|estructura_cristalina=cúbica centrada en las caras|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=Sólido|punto_de_fusion=1063 °C|punto_de_ebullicion=2600 °C|entalpia_de_vaporizacion=334,4 kJ/mol|entalpia_de_fusion=12,55 kJ/mol|presion_de_vapor=0,000237 Pa a 1337 K|velocidad_del_sonido=1.740 m/s a 293.15 K (20 °C)}}<div align="justify">
'''Oro'''. Elemento químico, de símbolo Au, es un metal muy denso, blando y de color amarillo intenso. El oro se clasifica como metal pesado y noble; en el comercio es el más común de los metales preciosos. El cobre, la plata y el oro están en el mismo grupo en la [[Tabla Periódica de los Elementos|Tabla periódica]]. La fuente del símbolo químico, Au, es su nombre en [[latín]] aurum (amanecer radiante). Hay sólo un isótopo estable del oro, con número de masa 197.

==Estado natural==
El oro se encuentra principalmente en estado nativo, mezclado con [[arena]] o diseminado en filones o venas de cuarzo; el primero se llama placer o arenal aurífero y el último oro en filones. Pequeñas cantidades de oro se encuentran también en los sulfuros naturales de plomo y cobre. Se han hallado pepitas de oro nativo que varían en tamaño desde el de un grano de [[arena]] hasta el de masas de más de 50 kilogramos. Existe combinado en la silvanita, telururo de oro y plata, Te2(AuAg), valioso mineral que se encuentra en Colorado.

==Propiedades==
El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales. Puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm, y una cantidad de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de largo. Es uno de los metales más blandos y un buen conductor eléctrico y térmico. Como otros metales, finamente pulverizado presenta un color negro, y en suspensión coloidal su color varía entre el rojo rubí y el púrpura. Es un metal muy inactivo. No le afectan el aire, la humedad, ni la mayoría de los disolventes. Sólo es soluble en agua de cloro, agua regia o una mezcla de agua y cianuro de potasio. Los cloruros y cianuros son compuestos importantes del oro.

La densidad del oro es 19,3 veces la del agua a 20ºC (68ºF), tal que 1 m3 de oro pesa cerca de 19 000 kg (1 pie3, unas 1200 libras). Las masas del oro, al igual que otros metales preciosos, se miden en la escala Troy, la cual contiene 12 onzas por libra. Se funde a 1063ºC (1947.97ºF) y ebulle a 2970ºC (5180ºF). Es algo volátil por debajo de su punto de ebullición. Es un buen conductor de calor y electricidad. Es el metal más dúctil y maleable. Pueden hacerse láminas transparentes, con espesor de 0.00001 mm con facilidad o estirarlo en alambres con pesos de 0.5 mg/m. Su calidad se expresa en la escala de finura como partes de oro puro por mil partes de metal total, o en la escala de quilate como partes de oro puro por 24 partes de metal total. El oro se disuelve con facilidad en mercurio para formar amalgamas. Es uno de los metales menos reactivos químicamente. No pierde lustre, ni se quema al aire. Es inerte en soluciones fuertemente alcalinas y en todos los ácidos puros, menos el ácido selénico.

==Usos==
Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, consumen 10-15%. El remanente está dividido entre los empleos médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. Las monedas y demás objetos decorativos de oro son en realidad aleaciones porque el metal es muy blando (2.5-3 en la escala de Mohs) para ser útil con un manejo frecuente. El Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para retención y enfoque de calor en procesos industriales.

==Compuestos==
El oro puede tener valencia 1+ o 3+ en sus compuestos. La tendencia a formar complejos es tan fuerte que todos los compuestos de oxidación 3+ son complejos. Los compuestos del estado de oxidación 1+ no son muy estables y tienden a oxidarse al estado 3+ o reducirse a oro metálico. Todos los compuestos de cualquier estado de oxidación se reducen con facilidad. En sus complejos el oro forma enlaces más fácilmente y más estables con los halógenos y el azufre, menos estables con oxígeno y fósforo y muy débiles con nitrógeno. Los enlaces entre oro y carbono son normalmente estables, como en los complejos de cianuro y varios compuestos orgánicos. Al disolver oro en agua regia se forma ácido cloro-áurico, AuCl4H, en el que el oro forma parte del ion complejo negativo AuCl4-. Calentando este complejo se desprende cloruro de hidrógeno, y queda cloruro áurico, Cl3Au, rojo y cristalino. Si el cloruro áurico se calienta a 180 °C, se forma cloruro auroso, ClAu y cloro. El óxido auroso, Au2O, es un polvo violeta; el hidróxido correspondiente, AuOH, es una base débil. El óxido áurico, Au2O3, es pardo y su hidróxido, Au(OH)3, es un ácido débil capaz de reaccionar con las bases fuertes, formando sales llamadas auratos. El cianuro potásico reacciona con las sales aurosas y áuricas formando aurocianuro, Au(CN)2K, y auricianuro, Au(CN)4K, sales complejas incoloras, cuyas disoluciones se utilizan para el dorado electrolítico.

==Aplicaciones==
El empleo más importante del oro es la en la acuñación de moneda y en la joyería donde el oro suele estar entre 10 y 22 quilates generalmente es de 18 quilates. El oro blanco utilizado con tal objetivo es una mezcla de oro y plata con un 50 % de oro.
[[Archivo:Monedas_de_oro.jpeg|thumb|right|200px|Monedas de oro]]
En estado puro es demasiado blando para ser usado en joyería y para acuñar monedas, por lo que se le realiza aleaciones para tales fines con cobre o plata. La pureza o ley del oro se expresa en quilates: el oro puro es de 24 quilates. Las monedas de oro inglesas son de 22 quilates (91,66 % de oro) y las norteamericanas de 21,6 quilates (90 % de oro).

Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, consumen 10-15%. El remanente está dividido entre los empleos médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. El 198Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para retención y enfoque de calor en procesos industriales. 

==Producción==
La obtención de oro data de las culturas etrusca, minoica, asiria y egipcia, cuando los placeres de oro procedían de arenas y gravas aluviales, y se extraía por el simple proceso de lavado con batea. El oro se obtenía también de esta forma en India, Asia central, el sur de los montes Urales y en las regiones del este del Mediterráneo. Con los primeros progresos en las técnicas de extracción, se explotaron las vetas de auríferos primarios, alcanzando este tipo de extracción cierta importancia en la era precristiana. Durante la edad media apenas hubo progresos significativos en la producción y extracción del oro.

En el [[Siglo XVI|siglo XVI]], el valor de las reservas de oro en Europa apenas alcanzaba la cifra de 225 millones de dólares. Con el descubrimiento de [[América]], y hasta comienzos del [[Siglo XIX|siglo XIX]], la producción mundial alcanzó unos 4.665.000 kg (unos 150 millones de onzas troy). [[América del Sur]] y [[México]] se convirtieron en ese periodo en grandes productores. La colonización española del continente americano supuso a partir del siglo XVI un importante incremento en la producción de oro del Nuevo Mundo para su posterior exportación: entre los años [[1521]] y [[1660]], los españoles sacaron de América más de 200 toneladas de este metal. La afluencia de oro y plata transformó la economía del Viejo continente y el metal precioso se convirtió en un instrumento político. En el siglo XVI la producción de México llegó a alcanzar el 9% del total de la producción mundial. A partir del [[Siglo XVIII|siglo XVIII]], se descubrieron nuevos yacimientos: [[California]] ([[Estados Unidos]]) en [[1848]], [[Australia]] en [[1851]] y Transvaal ([[Sudáfrica|República de Sudáfrica]]) en [[1886]]. En la actualidad, Sudáfrica es el mayor proveedor mundial de oro, con una producción anual que ronda las 500 toneladas. Sus minas más importantes se encuentran en Witwatersrand. Hay otros 70 países que producen oro en cantidades comerciales, pero alrededor del 80% de la producción mundial proviene de [[Sudáfrica]] y de [[Estados Unidos]], y en menor medida, de los países de la antigua [[URSS]] , Australia, [[Canadá]], [[China]] y [[Brasil]]. Otros países con producción notable, aunque inferior, son México, [[Chile]], [[Colombia]] y [[Filipinas]].

En [[Cuba]] formando parte de los acuerdos de la Alternativa Bolivariana para las Américas, [[ALBA]], en las inmediaciones de [[Santiago de Cuba]] se acomete el [[Proyecto de la Mina Oro-Barita]] muy cerca del poblado de [[El Cobre]] y de la antigua mina a cielo abierto que agotó las producciones de ese mineral en el [[2001]], las reservas de yacimiento de oro en este sur-oriental territorio están consideradas para cinco años. Esta etapa se encuentra a un 80 % de ejecución y se trabaja cumpliendo con todas las regulaciones del [[Ministerio de la Ciencia la Tecnología y el Medio Ambiente]] para no dañar el entorno y la naturaleza. Sentenció el directivo que cuando se entre en la explotación del metal precioso habrá una notable contribución económica, ya que dará empleo a diferentes profesionales del sector, mostrando además la recuperación minera del país. En [[Cuba]] hay cinco propuestas localizadas con yacimientos de [[oro]], en momentos que el mineral se cotiza en el mercado internacional a 35 000 dólares el kilogramo.

==Localización==
El oro se encuentra distribuido por todo el mundo, pero es muy escaso, de tal suerte que es un elemento raro. El [[agua]] de mar contiene concentraciones bajas de oro del orden de 10 partes de oro por billón de partes de agua. En el plancton o en el fondo marino se acumulan concentraciones superiores. En la actualidad, no existen procesos económicos adecuados para la extracción del oro marino. El oro metálico, o natural, y varios minerales telúricos son las únicas formas de oro presentes en la Tierra. El oro natural existe en las rocas y minerales de otros metales, especialmente en el cuarzo y la pirita, o puede estar disperso en arenas y gravas (oro de aluvión).

==Efectos sobre la salud==
===Inhalación===
Puede provocar irritación si la exposición es prolongada o excesiva

===Ingestión===
No se esperan efectos adversos

===Piel===
Puede provocar irritación y reacción alérgica

===Ojos===
Puede provocar irritación

==Efectos ambientales==
La eco-toxicidad del oro no ha sido evaluada. Sin embargo, se espera que la degradación del oro bajo condiciones aerobias sea muy pobre y no hay evidencia que sugiera que pueda crear problemas ecológicos al ser vertido en el medio. Ya que el oro es insoluble, se cree que tiene características mínimas de bioacumulación y biodisponibilidad.

==Enlaces externos==
*[http://www.lenntech.es/periodica/elementos/au.htm#ixzz136WTsoAH Oro - Au]
*[http://es.wikipedia.org/wiki/Oro Oro]
*[http://www.noalamina.org/mineria-latinoamerica/mineria-general/avanza-la-mina-de-oro-en-santiago-de-cuba Avanza la mina de oro en Santiago de Cuba]
*[http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm Tabla periódica]
== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar. 

[[Category:Metales]] [[Category:Metales_preciosos]][[Category:Elementos de transición]]

Oro

2013-04-17T19:22:57Z

Madelynjc:

{{Elemento_químico|nombre=Oro|imagen=223.jpg|Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Oro, Au, 79|serie_quimica=Metales de transición|grupo,periodo,bloque=11, 6, d|densidad=19300 kg/m3|apariencia=Amarillo metálico|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=135 pm|radio_atomico=174 pm |radio_covalente=144 pm|radio_de_van_der_Walls=166 pm|configuracion_electronica=[Xe]4f1445d106s1|electrones_por_nivel_de_energia=2,8,18,32,18,1|estado_de_oxidacion=3, 1|estructura_cristalina=cúbica centrada en las caras|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=Sólido|punto_de_fusion=1063 °C|punto_de_ebullicion=2600 °C|entalpia_de_vaporizacion=334,4 kJ/mol|entalpia_de_fusion=12,55 kJ/mol|presion_de_vapor=0,000237 Pa a 1337 K|velocidad_del_sonido=1.740 m/s a 293.15 K (20 °C)}}<div align="justify">
'''Oro'''. Elemento químico, de símbolo Au, es un metal muy denso, blando y de color amarillo intenso. El oro se clasifica como metal pesado y noble; en el comercio es el más común de los metales preciosos. El cobre, la plata y el oro están en el mismo grupo en la [[Tabla Periódica de los Elementos|Tabla periódica]]. La fuente del símbolo químico, Au, es su nombre en [[latín]] aurum (amanecer radiante). Hay sólo un isótopo estable del oro, con número de masa 197.

==Estado natural==
El oro se encuentra principalmente en estado nativo, mezclado con [[arena]] o diseminado en filones o venas de cuarzo; el primero se llama placer o arenal aurífero y el último oro en filones. Pequeñas cantidades de oro se encuentran también en los sulfuros naturales de plomo y cobre. Se han hallado pepitas de oro nativo que varían en tamaño desde el de un grano de [[arena]] hasta el de masas de más de 50 kilogramos. Existe combinado en la silvanita, telururo de oro y plata, Te2(AuAg), valioso mineral que se encuentra en Colorado.

==Propiedades==
El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales. Puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm, y una cantidad de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de largo. Es uno de los metales más blandos y un buen conductor eléctrico y térmico. Como otros metales, finamente pulverizado presenta un color negro, y en suspensión coloidal su color varía entre el rojo rubí y el púrpura. Es un metal muy inactivo. No le afectan el aire, la humedad, ni la mayoría de los disolventes. Sólo es soluble en agua de cloro, agua regia o una mezcla de agua y cianuro de potasio. Los cloruros y cianuros son compuestos importantes del oro.

La densidad del oro es 19,3 veces la del agua a 20ºC (68ºF), tal que 1 m3 de oro pesa cerca de 19 000 kg (1 pie3, unas 1200 libras). Las masas del oro, al igual que otros metales preciosos, se miden en la escala Troy, la cual contiene 12 onzas por libra. Se funde a 1063ºC (1947.97ºF) y ebulle a 2970ºC (5180ºF). Es algo volátil por debajo de su punto de ebullición. Es un buen conductor de calor y electricidad. Es el metal más dúctil y maleable. Pueden hacerse láminas transparentes, con espesor de 0.00001 mm con facilidad o estirarlo en alambres con pesos de 0.5 mg/m. Su calidad se expresa en la escala de finura como partes de oro puro por mil partes de metal total, o en la escala de quilate como partes de oro puro por 24 partes de metal total. El oro se disuelve con facilidad en mercurio para formar amalgamas. Es uno de los metales menos reactivos químicamente. No pierde lustre, ni se quema al aire. Es inerte en soluciones fuertemente alcalinas y en todos los ácidos puros, menos el ácido selénico.

==Usos==
Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, consumen 10-15%. El remanente está dividido entre los empleos médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. Las monedas y demás objetos decorativos de oro son en realidad aleaciones porque el metal es muy blando (2.5-3 en la escala de Mohs) para ser útil con un manejo frecuente. El Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para retención y enfoque de calor en procesos industriales.

==Compuestos==
El oro puede tener valencia 1+ o 3+ en sus compuestos. La tendencia a formar complejos es tan fuerte que todos los compuestos de oxidación 3+ son complejos. Los compuestos del estado de oxidación 1+ no son muy estables y tienden a oxidarse al estado 3+ o reducirse a oro metálico. Todos los compuestos de cualquier estado de oxidación se reducen con facilidad. En sus complejos el oro forma enlaces más fácilmente y más estables con los halógenos y el azufre, menos estables con oxígeno y fósforo y muy débiles con nitrógeno. Los enlaces entre oro y carbono son normalmente estables, como en los complejos de cianuro y varios compuestos orgánicos. Al disolver oro en agua regia se forma ácido cloro-áurico, AuCl4H, en el que el oro forma parte del ion complejo negativo AuCl4-. Calentando este complejo se desprende cloruro de hidrógeno, y queda cloruro áurico, Cl3Au, rojo y cristalino. Si el cloruro áurico se calienta a 180 °C, se forma cloruro auroso, ClAu y cloro. El óxido auroso, Au2O, es un polvo violeta; el hidróxido correspondiente, AuOH, es una base débil. El óxido áurico, Au2O3, es pardo y su hidróxido, Au(OH)3, es un ácido débil capaz de reaccionar con las bases fuertes, formando sales llamadas auratos. El cianuro potásico reacciona con las sales aurosas y áuricas formando aurocianuro, Au(CN)2K, y auricianuro, Au(CN)4K, sales complejas incoloras, cuyas disoluciones se utilizan para el dorado electrolítico.

==Aplicaciones==
El empleo más importante del oro es la en la acuñación de moneda y en la joyería donde el oro suele estar entre 10 y 22 quilates generalmente es de 18 quilates. El oro blanco utilizado con tal objetivo es una mezcla de oro y plata con un 50 % de oro.
[[Archivo:Monedas_de_oro.jpeg|thumb|right|200px|Monedas de oro]]
En estado puro es demasiado blando para ser usado en joyería y para acuñar monedas, por lo que se le realiza aleaciones para tales fines con cobre o plata. La pureza o ley del oro se expresa en quilates: el oro puro es de 24 quilates. Las monedas de oro inglesas son de 22 quilates (91,66 % de oro) y las norteamericanas de 21,6 quilates (90 % de oro).

Cerca de tres cuartas partes de la producción mundial del oro se consume en joyería. Sus aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, consumen 10-15%. El remanente está dividido entre los empleos médicos y dentales, acuñación y reservas para el gobierno y particulares. El 198Au radiactivo se utiliza en radiaciones medicinales, en diagnóstico y en algunas aplicaciones industriales como trazador. También se usa como trazador en el estudio del movimiento de sedimentos sobre el fondo oceánico y en los alrededores de los puertos. Las propiedades del oro hacia la energía radiante han permitido el desarrollo de reflectores eficientes para calentadores infrarrojos y hornos, así como para retención y enfoque de calor en procesos industriales. 

==Producción==
La obtención de oro data de las culturas etrusca, minoica, asiria y egipcia, cuando los placeres de oro procedían de arenas y gravas aluviales, y se extraía por el simple proceso de lavado con batea. El oro se obtenía también de esta forma en India, Asia central, el sur de los montes Urales y en las regiones del este del Mediterráneo. Con los primeros progresos en las técnicas de extracción, se explotaron las vetas de auríferos primarios, alcanzando este tipo de extracción cierta importancia en la era precristiana. Durante la edad media apenas hubo progresos significativos en la producción y extracción del oro.

En el [[Siglo XVI|siglo XVI]], el valor de las reservas de oro en Europa apenas alcanzaba la cifra de 225 millones de dólares. Con el descubrimiento de [[América]], y hasta comienzos del [[Siglo XIX|siglo XIX]], la producción mundial alcanzó unos 4.665.000 kg (unos 150 millones de onzas troy). [[América del Sur]] y [[México]] se convirtieron en ese periodo en grandes productores. La colonización española del continente americano supuso a partir del siglo XVI un importante incremento en la producción de oro del Nuevo Mundo para su posterior exportación: entre los años [[1521]] y [[1660]], los españoles sacaron de América más de 200 toneladas de este metal. La afluencia de oro y plata transformó la economía del Viejo continente y el metal precioso se convirtió en un instrumento político. En el siglo XVI la producción de México llegó a alcanzar el 9% del total de la producción mundial. A partir del [[Siglo XVIII|siglo XVIII]], se descubrieron nuevos yacimientos: [[California]] ([[Estados Unidos]]) en [[1848]], [[Australia]] en [[1851]] y Transvaal ([[Sudáfrica|República de Sudáfrica]]) en [[1886]]. En la actualidad, Sudáfrica es el mayor proveedor mundial de oro, con una producción anual que ronda las 500 toneladas. Sus minas más importantes se encuentran en Witwatersrand. Hay otros 70 países que producen oro en cantidades comerciales, pero alrededor del 80% de la producción mundial proviene de [[Sudáfrica]] y de [[Estados Unidos]], y en menor medida, de los países de la antigua [[URSS]] , Australia, [[Canadá]], [[China]] y [[Brasil]]. Otros países con producción notable, aunque inferior, son México, [[Chile]], [[Colombia]] y [[Filipinas]].

En [[Cuba]] formando parte de los acuerdos de la Alternativa Bolivariana para las Américas, [[ALBA]], en las inmediaciones de [[Santiago de Cuba]] se acomete el [[Proyecto de la Mina Oro-Barita]] muy cerca del poblado de [[El Cobre]] y de la antigua mina a cielo abierto que agotó las producciones de ese mineral en el [[2001]], las reservas de yacimiento de oro en este sur-oriental territorio están consideradas para cinco años. Esta etapa se encuentra a un 80 % de ejecución y se trabaja cumpliendo con todas las regulaciones del [[Ministerio de la Ciencia la Tecnología y el Medio Ambiente]] para no dañar el entorno y la naturaleza. Sentenció el directivo que cuando se entre en la explotación del metal precioso habrá una notable contribución económica, ya que dará empleo a diferentes profesionales del sector, mostrando además la recuperación minera del país. En [[Cuba]] hay cinco propuestas localizadas con yacimientos de [[oro]], en momentos que el mineral se cotiza en el mercado internacional a 35 000 dólares el kilogramo.

==Localización==
El oro se encuentra distribuido por todo el mundo, pero es muy escaso, de tal suerte que es un elemento raro. El [[agua]] de mar contiene concentraciones bajas de oro del orden de 10 partes de oro por billón de partes de agua. En el plancton o en el fondo marino se acumulan concentraciones superiores. En la actualidad, no existen procesos económicos adecuados para la extracción del oro marino. El oro metálico, o natural, y varios minerales telúricos son las únicas formas de oro presentes en la Tierra. El oro natural existe en las rocas y minerales de otros metales, especialmente en el cuarzo y la pirita, o puede estar disperso en arenas y gravas (oro de aluvión).

==Efectos sobre la salud==
===Inhalación===
Puede provocar irritación si la exposición es prolongada o excesiva

===Ingestión===
No se esperan efectos adversos

===Piel===
Puede provocar irritación y reacción alérgica

===Ojos===
Puede provocar irritación

==Efectos ambientales==
La eco-toxicidad del oro no ha sido evaluada. Sin embargo, se espera que la degradación del oro bajo condiciones aerobias sea muy pobre y no hay evidencia que sugiera que pueda crear problemas ecológicos al ser vertido en el medio. Ya que el oro es insoluble, se cree que tiene características mínimas de bioacumulación y biodisponibilidad.

==Enlaces externos==
*[http://www.lenntech.es/periodica/elementos/au.htm#ixzz136WTsoAH Oro - Au]
*[http://es.wikipedia.org/wiki/Oro Oro]
*[http://www.noalamina.org/mineria-latinoamerica/mineria-general/avanza-la-mina-de-oro-en-santiago-de-cuba Avanza la mina de oro en Santiago de Cuba]
*[http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm Tabla periódica]
== Fuentes ==

*Babor, Joseph A. y Aznárez, José Ibarz. Química General Moderna. Instituto Cubano del libro. La Habana. [[1969]].
*Plane, Robert A. y Sienko, Michel J. Química. Colección Ciencia Técnica Aguiar. 

[[Category:Metales]] [[Category:Metales_preciosos]][[Category:Elementos de transición]]

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2013-04-17T19:22:18Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Oxígeno

2013-04-17T19:05:53Z

Madelynjc:

{{Elemento_químico|nombre=Oxígeno|imagen=Oxigeno.jpeg‎ |Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Oxígeno,O,8|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=VIA,2,p|densidad=1,429 g/L|apariencia=gas incoloro|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=60 pm |radio_atomico=48 pm|radio_covalente=73 pm |radio_de_van_der_Walls=152 pm |configuracion_electronica=[He] 2s2 2p4|electrones_por_nivel_de_energia=2,6|estado_de_oxidacion=-2 Raros: -1, +1, +2 |estructura_cristalina=Cúbica|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=gas|punto_de_fusion=50,35 K |punto_de_ebullicion=90,18 K |entalpia_de_vaporizacion=3,4099 kJ/mol |entalpia_de_fusion=0,22259 kJ/mol |presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=317,5 m/s
}}
<div align="justify">
'''Oxígeno''', de [[símbolo]] O. Es un elemento gaseoso ligeramente Magnético, incoloro, inodoro e insípido; es vital en el Ciclo energético de los seres vivos y esencial en la [[Respiración]] celular de los organismos aeróbicos. Es más Electronegativo que cualquier otro elemento, excepto el [[Flúor]] y forma compuestos con todos menos con los [[Gases nobles]] o [[Gases inertes|inertes]].

== Historia ==

El oxígeno no se reconoció hasta finales del [[Siglo XVIII]]. Quién primero lo preparó fue [[Scheele]], un químico sueco, en [[1772]]. Lo identificó como uno de los principales constituyentes del [[Aire]] y lo llamó aire de [[fuego]] y aire de vitriolo. No obstante, a quien se considera generalmente como su descubridor es a [[Priestley]], puesto que publicó sus resultados en [[1774]], mientras que Scheele retrasó su publicación hasta [[1777]]. En su preparación original, Priestley calentó lo que hoy se conoce como Óxido de [[mercurio]], HgO, y observó el desprendimiento de un [[gas]]. A este gas lo denominó aire deflogistizado y observó que aumentaba la brillantez de una llama. Sin embargo, fue [[Lavoisier]] quien reconoció en el nuevo gas un elemento y lo llamó oxígeno en 1777 (del griego oxy genes formador de ácidos). 

== Abundancia y estado natural ==

Es el elemento más abundante de la Corteza terrestre, tanto en [[masa]] como en número de [[átomos]]. Los átomos de oxígeno son más numerosos que los de todos los demás elementos juntos. Constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la [[Atmósfera]], el 85,8% en masa de los [[Océanos]] (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las [[Rocas]] y [[Minerales]]). El oxígeno representa un 60% del [[Cuerpo humano]]. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las [[Plantas]] y Animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida. Los más abundantes de los minerales que contienen oxígeno son los que incluyen además silicio; el más sencillo de los cuales es la sílice, SiO2, principal constituyente de la [[Arena]]. Entre los que carecen de silicio, el que más abunda es el CaCO3.  En la materia viva el oxígeno está combinado con los elementos [[Carbono]], [[Azufre]], [[Nitrógeno]] o [[Hidrógeno]]. 

== Obtención ==

Las fuentes industriales para obtener oxígeno son el aire y el agua.

* A partir del aire: Se extrae el oxígeno por licuefación y ulterior destilación fraccionada. El aire consta del 21% de oxígeno, 78% de nitrógeno y 1% de [[Argón]], [[Neón]], dióxido de carbono y vapor de agua. Primeramente se separan del aire estos dos últimos compuestos; a continuación se comprime, se enfría y se deja expandir, hasta que se produce la licuefación y se obtiene aire líquido. Después, este se deja evaporar parcialmente, con lo cual se vaporiza el nitrógeno, cuyo punto de ebullición es más bajo, dejando un residuo enriquecido en oxígeno. Mediante repetición cíclica de este proceso se llega a preparar un oxígeno del 99,5% de pureza. 
* A partir del agua: Se obtiene oxígeno muy puro por Electrólisis, como subproducto en la preparación del hidrógeno. 
* En los laboratorios: Se suele preparar por descomposición térmica del Clorato de postasio|Clorato de potasio KClO3. La reacción
<center>2KClO3(s)= 2KCl(s) + 3O2(g)</center>
se cataliza por la presencia de distintas sustancias sólidas, tales como el Dióxido de manganeso MnO2, óxido de hierro (III), arena fina o vidrio en polvo. Se cree que la misión del [[Catalizador]] es proporcionar una superficie suficiente para que pueda producirse el desprendimiento del oxígeno gaseoso.

== Formas alotrópicas ==

El oxígeno presenta tres Formas alotrópicas: [[Image:Molecula_de_oxígeno.jpg|frame|right|Molecula de oxigeno]]

* El dioxígeno, que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2
* El trioxígeno (ozono), que contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O3
* El tetraoxígeno, una forma no magnética azul pálida, que contiene cuatro átomos por molécula, cuya fórmula es O4 y que se descompone fácilmente en oxígeno ordinario

=== Características del [[Ozono]] ===

Es un gas azulado a temperatura ordinaria, más reactivo que el oxígeno ordinario y sus puntos de fusión [[Image:OZONO1.jpeg|frame|right|Molécula de ozono]] y ebullición son mayores que los de la molécula de dioxígeno, lo que indica que las fuerzas intermoleculares son de mayor magnitud. Es muy poco soluble en agua y tiene un fuerte olor. Su nombre procede de la raíz griega ozein; podemos olerlo. Es termodinámicamente inestable y se descompone formando O2. Se puede formar a partir de oxígeno en un Arco eléctrico, como el descargador a distancia de un Motor eléctrico, también por la acción de la Luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las Tormentas eléctricas". Es una molécula diamagnética, extremadamente Tóxica (máxima exposición 0.1 ppm). Se produce en zonas con un alto voltaje Fotocopiadoras, Impresoras láser, etc) y es causante de dolores de cabeza en ambientes de oficina. Sin embargo su presencia en la Troposfera nos protege de la radiación ultravioleta.

== Propiedades químicas ==

El oxígeno es un no metal moderadamente activo, cuya electronegatividad ocupa el segundo lugar entre todos los elementos. Se combina directamente con todos los elementos, excepto con los metales nobles, como [[Plata]], [[Oro]], y [[Platino]]. Entre los no metales, no se combinan directamente con el oxígeno los gases nobles del grupo VIIIA y los [[Halógenos]] del grupo VIIA, altamente electronegativo, reacciona con facilidad con el carbono, azufre y fósforo. 

=== Formación de óxidos metálicos o básicos ===

Aunque la oxidación es lenta, si se calienta un metal, pude producirse la Combustión. El [[Sodio]] arde fácilmente en el aire, formando, en lugar del óxido, el Peróxido.
<center>2Na(s) + O2(g) = Na2O2(s)</center>
El [[Magnesio]] y los [[Alcalinos-térreos]] del grupo II se oxidan o arden formando los óxidos normales.
<center>2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s)</center>
El polvo del aluminio arde violentamente en el aire.
<center>4Al(s) + 3O2(g) = 2Al2O3(s)</center>
El hierro se oxida formando el familiar Óxido de hierro (III).
<center>4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s)</center>
=== Formación de óxidos ácidos ===

Los óxidos de los metales son Óxidos ácidos. El carbono, el azufre y fósforo arden fácilmente, formando [[Dióxido de carbono]], Dióxido de azufre y Pentóxido de difósforo, respectivamente:
<center>C(s) + 02(g) = C02(g)</center> <center>S8(s) + 1602(g) = 8SO2(g)</center> <center>P4(S) + 502(g) = 2P205(s)</center>
=== Combustión del hidrógeno ===

La combustión del hidrógeno es un reacción fuertemente Exotérmica:
<center>2H2(g) + 02(g) = 2H20(g)</center>
=== Combustión del carbono y sus compuestos ===
Este elemento forma dos óxidos: el [[Monóxido de Carbono]] (CO) y el dióxido, CO2. El primero contiene, relativamente, más carbono y menos oxígeno que el último.
<center>2C(s) + 02(g) = 2CO(g)</center>
El suministro de oxígeno(aire) es abundante, el monóxido arde, a su vez, produciendo el dióxido:
<center>2CO(g) + 02(g) = 2CO2(g)</center>

== Aplicaciones ==

El dioxígeno tiene un buen número de aplicaciones en el mundo moderno. Se utiliza por ejemplo en [[Medicina]] en la Respiración asistida de los pacientes; en todos los hospitales encontraremos grandes depósitos de oxígeno líquido. Además, es esencial en el proceso de combustión de azúcares mediante el cual la mayor parte de los seres vivos obtienen energía:
<center>6CO2(g) + 6H2O(l) + energía → C6H12O6(s) + 6O2(g)</center>
La mayor parte del oxígeno (80% de la producción mundial) se destina a la industria del hierro y del [[Acero]] (proceso Bessemer). Cada tonelada de acero necesita para su obtención de 3/4 tn de oxígeno. Otros usos:

* preparación de TiO2 a partir de TiCl4
* oxidación del NH3 en la fabricación de HNO3
* combustible (oxidante) en cohetes espaciales
* producción gas de síntesis (CO + H2O)
* oxidación directa de etileno a óxido de etileno
* fabricación de explosivos.
===Bioenergética celular===
La concentración de oxígeno en la [[atmósfera]] de la Tierra actualmente es un producto de la [[evolución]] de un balance bioquímico- biofisiológico entre los animales, quienes consumen el oxígeno, y las [[plantas]] que lo generan por medio de la [[fotosíntesis]]. La atmósfera en los tiempos del origen de la vida, era notablemente reductora y carente de oxígeno, pues de haber existido éste, las primeras [[moléculas]] habrían sido destruidas por oxidación. La incorporación del oxígeno al medio fue lenta y progresiva; y esto facilitó el desarrollo de la vida. Así, los organismos vivos pasaron de una [[respiración anaerobia]] a una aerobia que permitió la síntesis de mayor número de moléculas de [[ATP]]; sin esta energía no hay vida orgánica, vegetal, animal, ni humana. El solo hecho de estar vivo condiciona determinadas necesidades de energía (ergosia) que son característicos de la etapa del ciclo vital de que se trate, y de no ser satisfechas debidamente, terminan incrementando el riesgo de enfermar en un lapso más o menos largo. El sostén alimentario del estado nutricional es una parte inseparable de la [[vida]], de su duración y calidad. Como la enfermedad en general aumenta los requerimientos metabólicos, la alimentación adecuada se torna un factor indispensable de todo procedimiento terapéutico. La acción efectiva sobre una insuficiencia de oxígeno, ya desarrollada o su prevención, debe ser una constante alerta para el médico actual, con el objetivo de modificar favorablemente el curso de un sinnúmero de enfermedades; y en este sentido el papel de la oxigenación hiperbárica (OHB) debe ser considerado.

== Véase también ==

*[[Aeróbicos]]
*[[Gases nobles]]
*[[Gases inertes]]

== Enlaces externos ==

* [http://gizmologia.com/2005/11/filtro-de-oxigeno-respira-mejor Filtro de oxigeno, respira mejor]
* [http://www.eatlantico.com/ver_menus.php?opcion=Inicio&tipo=Menu Generadores de Ozono]
* [http://www.monografias.com/trabajos/tabperio/tabperio.shtml Análisis de los elementos de la Tabla Periódica]
* [http://www.uam.es/docencia/museovir/web/Museovirtual/tperiodica/elementos2/o.htm Oxígeno]
* [http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/oxigeno/ozono El ozono, O3]
* [http://www.elergonomista.com/quimica/oxigeno.html Oxigeno]
* [http://ovillano.mayo.uson.mx/oxigeno.htm OXIGENO]
* [http://www.michelstephan.com/Documentos/Castellano/Propiedades%20particulares%20del%20oxigeno.pdf PROPIEDADES PARTICULARES DEL OXIGENO SEGUN RENE JACQUIER]
* [http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/complementos/termoquimica/cap07.htm Relaciones energéticas en química]
* [http://www.educared.cl/images/ficheros/articulos/10568/Tablaperiodicadeloselementosfull.pdf Tabla periódica de los Elementos]

== Fuentes ==

* Frédéric Guérin, En busca de las partículas elementales, Diario del CNRS, 1984.
* Grignard Victor, Compendio de Química Orgánica, Ed. Masson, 1958
* Jacquier R., Del átomo a la vida, 441 pp., Ed. Amphora, 1961.
* Jacquier R., Ensayo sobre una mecánica universal, 1981, 214 pp., Imp. Corbasienne – Rhône
* Jumber, Oxígeno, curso de física, academia de Nancy-Metz.
* Karrer, Tratado de química orgánica, Edition du Griffon, 965p., 1946 

[[Category:Elementos químicos]] [[Category:Elementos no metálicos]][[Category:Oxígeno]]

Oxígeno

2013-04-17T19:05:09Z

Madelynjc:

{{Elemento_químico|nombre=Oxígeno|imagen=Oxigeno.jpeg‎ |Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Oxígeno,O,8|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=VIA,2,p|densidad=1,429 g/L|apariencia=gas incoloro|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=60 pm |radio_atomico=48 pm|radio_covalente=73 pm |radio_de_van_der_Walls=152 pm |configuracion_electronica=[He] 2s2 2p4|electrones_por_nivel_de_energia=2,6|estado_de_oxidacion=-2 Raros: -1, +1, +2 |estructura_cristalina=Cúbica|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=gas|punto_de_fusion=50,35 K |punto_de_ebullicion=90,18 K |entalpia_de_vaporizacion=3,4099 kJ/mol |entalpia_de_fusion=0,22259 kJ/mol |presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=317,5 m/s
}}
<div align="justify">
'''Oxígeno''', de [[símbolo]] O. Es un elemento gaseoso ligeramente Magnético, incoloro, inodoro e insípido; es vital en el Ciclo energético de los seres vivos y esencial en la [[Respiración]] celular de los organismos aeróbicos. Es más Electronegativo que cualquier otro elemento, excepto el [[Flúor]] y forma compuestos con todos menos con los [[Gases nobles]] o [[Gases inertes|inertes]].

== Historia ==

El oxígeno no se reconoció hasta finales del [[Siglo XVIII]]. Quién primero lo preparó fue [[Scheele]], un químico sueco, en [[1772]]. Lo identificó como uno de los principales constituyentes del [[Aire]] y lo llamó aire de [[fuego]] y aire de vitriolo. No obstante, a quien se considera generalmente como su descubridor es a [[Priestley]], puesto que publicó sus resultados en [[1774]], mientras que Scheele retrasó su publicación hasta [[1777]]. En su preparación original, Priestley calentó lo que hoy se conoce como Óxido de [[mercurio]], HgO, y observó el desprendimiento de un [[gas]]. A este gas lo denominó aire deflogistizado y observó que aumentaba la brillantez de una llama. Sin embargo, fue [[Lavoisier]] quien reconoció en el nuevo gas un elemento y lo llamó oxígeno en 1777 (del griego oxy genes formador de ácidos). 

== Abundancia y estado natural ==

Es el elemento más abundante de la Corteza terrestre, tanto en [[masa]] como en número de [[átomos]]. Los átomos de oxígeno son más numerosos que los de todos los demás elementos juntos. Constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la [[Atmósfera]], el 85,8% en masa de los [[Océanos]] (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las [[Rocas]] y [[Minerales]]). El oxígeno representa un 60% del [[Cuerpo humano]]. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las [[Plantas]] y Animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida. Los más abundantes de los minerales que contienen oxígeno son los que incluyen además silicio; el más sencillo de los cuales es la sílice, SiO2, principal constituyente de la [[Arena]]. Entre los que carecen de silicio, el que más abunda es el CaCO3.  En la materia viva el oxígeno está combinado con los elementos [[Carbono]], [[Azufre]], [[Nitrógeno]] o [[Hidrógeno]]. 

== Obtención ==

Las fuentes industriales para obtener oxígeno son el aire y el agua.

* A partir del aire: Se extrae el oxígeno por licuefación y ulterior destilación fraccionada. El aire consta del 21% de oxígeno, 78% de nitrógeno y 1% de [[Argón]], [[Neón]], dióxido de carbono y vapor de agua. Primeramente se separan del aire estos dos últimos compuestos; a continuación se comprime, se enfría y se deja expandir, hasta que se produce la licuefación y se obtiene aire líquido. Después, este se deja evaporar parcialmente, con lo cual se vaporiza el nitrógeno, cuyo punto de ebullición es más bajo, dejando un residuo enriquecido en oxígeno. Mediante repetición cíclica de este proceso se llega a preparar un oxígeno del 99,5% de pureza. 
* A partir del agua: Se obtiene oxígeno muy puro por Electrólisis, como subproducto en la preparación del hidrógeno. 
* En los laboratorios: Se suele preparar por descomposición térmica del Clorato de postasio|Clorato de potasio KClO3. La reacción
<center>2KClO3(s)= 2KCl(s) + 3O2(g)</center>
se cataliza por la presencia de distintas sustancias sólidas, tales como el Dióxido de manganeso MnO2, óxido de hierro (III), arena fina o vidrio en polvo. Se cree que la misión del [[Catalizador]] es proporcionar una superficie suficiente para que pueda producirse el desprendimiento del oxígeno gaseoso.

== Formas alotrópicas ==

El oxígeno presenta tres Formas alotrópicas: [[Image:Molecula_de_oxígeno.jpg|frame|right|Molecula de oxigeno.jpeg]]

* El dioxígeno, que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2
* El trioxígeno (ozono), que contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O3
* El tetraoxígeno, una forma no magnética azul pálida, que contiene cuatro átomos por molécula, cuya fórmula es O4 y que se descompone fácilmente en oxígeno ordinario

=== Características del [[Ozono]] ===

Es un gas azulado a temperatura ordinaria, más reactivo que el oxígeno ordinario y sus puntos de fusión [[Image:OZONO1.jpeg|frame|right|Molécula de ozono.jpeg]] y ebullición son mayores que los de la molécula de dioxígeno, lo que indica que las fuerzas intermoleculares son de mayor magnitud. Es muy poco soluble en agua y tiene un fuerte olor. Su nombre procede de la raíz griega ozein; podemos olerlo. Es termodinámicamente inestable y se descompone formando O2. Se puede formar a partir de oxígeno en un Arco eléctrico, como el descargador a distancia de un Motor eléctrico, también por la acción de la Luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las Tormentas eléctricas". Es una molécula diamagnética, extremadamente Tóxica (máxima exposición 0.1 ppm). Se produce en zonas con un alto voltaje Fotocopiadoras, Impresoras láser, etc) y es causante de dolores de cabeza en ambientes de oficina. Sin embargo su presencia en la Troposfera nos protege de la radiación ultravioleta.

== Propiedades químicas ==

El oxígeno es un no metal moderadamente activo, cuya electronegatividad ocupa el segundo lugar entre todos los elementos. Se combina directamente con todos los elementos, excepto con los metales nobles, como [[Plata]], [[Oro]], y [[Platino]]. Entre los no metales, no se combinan directamente con el oxígeno los gases nobles del grupo VIIIA y los [[Halógenos]] del grupo VIIA, altamente electronegativo, reacciona con facilidad con el carbono, azufre y fósforo. 

=== Formación de óxidos metálicos o básicos ===

Aunque la oxidación es lenta, si se calienta un metal, pude producirse la Combustión. El [[Sodio]] arde fácilmente en el aire, formando, en lugar del óxido, el Peróxido.
<center>2Na(s) + O2(g) = Na2O2(s)</center>
El [[Magnesio]] y los [[Alcalinos-térreos]] del grupo II se oxidan o arden formando los óxidos normales.
<center>2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s)</center>
El polvo del aluminio arde violentamente en el aire.
<center>4Al(s) + 3O2(g) = 2Al2O3(s)</center>
El hierro se oxida formando el familiar Óxido de hierro (III).
<center>4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s)</center>
=== Formación de óxidos ácidos ===

Los óxidos de los metales son Óxidos ácidos. El carbono, el azufre y fósforo arden fácilmente, formando [[Dióxido de carbono]], Dióxido de azufre y Pentóxido de difósforo, respectivamente:
<center>C(s) + 02(g) = C02(g)</center> <center>S8(s) + 1602(g) = 8SO2(g)</center> <center>P4(S) + 502(g) = 2P205(s)</center>
=== Combustión del hidrógeno ===

La combustión del hidrógeno es un reacción fuertemente Exotérmica:
<center>2H2(g) + 02(g) = 2H20(g)</center>
=== Combustión del carbono y sus compuestos ===
Este elemento forma dos óxidos: el [[Monóxido de Carbono]] (CO) y el dióxido, CO2. El primero contiene, relativamente, más carbono y menos oxígeno que el último.
<center>2C(s) + 02(g) = 2CO(g)</center>
El suministro de oxígeno(aire) es abundante, el monóxido arde, a su vez, produciendo el dióxido:
<center>2CO(g) + 02(g) = 2CO2(g)</center>

== Aplicaciones ==

El dioxígeno tiene un buen número de aplicaciones en el mundo moderno. Se utiliza por ejemplo en [[Medicina]] en la Respiración asistida de los pacientes; en todos los hospitales encontraremos grandes depósitos de oxígeno líquido. Además, es esencial en el proceso de combustión de azúcares mediante el cual la mayor parte de los seres vivos obtienen energía:
<center>6CO2(g) + 6H2O(l) + energía → C6H12O6(s) + 6O2(g)</center>
La mayor parte del oxígeno (80% de la producción mundial) se destina a la industria del hierro y del [[Acero]] (proceso Bessemer). Cada tonelada de acero necesita para su obtención de 3/4 tn de oxígeno. Otros usos:

* preparación de TiO2 a partir de TiCl4
* oxidación del NH3 en la fabricación de HNO3
* combustible (oxidante) en cohetes espaciales
* producción gas de síntesis (CO + H2O)
* oxidación directa de etileno a óxido de etileno
* fabricación de explosivos.
===Bioenergética celular===
La concentración de oxígeno en la [[atmósfera]] de la Tierra actualmente es un producto de la [[evolución]] de un balance bioquímico- biofisiológico entre los animales, quienes consumen el oxígeno, y las [[plantas]] que lo generan por medio de la [[fotosíntesis]]. La atmósfera en los tiempos del origen de la vida, era notablemente reductora y carente de oxígeno, pues de haber existido éste, las primeras [[moléculas]] habrían sido destruidas por oxidación. La incorporación del oxígeno al medio fue lenta y progresiva; y esto facilitó el desarrollo de la vida. Así, los organismos vivos pasaron de una [[respiración anaerobia]] a una aerobia que permitió la síntesis de mayor número de moléculas de [[ATP]]; sin esta energía no hay vida orgánica, vegetal, animal, ni humana. El solo hecho de estar vivo condiciona determinadas necesidades de energía (ergosia) que son característicos de la etapa del ciclo vital de que se trate, y de no ser satisfechas debidamente, terminan incrementando el riesgo de enfermar en un lapso más o menos largo. El sostén alimentario del estado nutricional es una parte inseparable de la [[vida]], de su duración y calidad. Como la enfermedad en general aumenta los requerimientos metabólicos, la alimentación adecuada se torna un factor indispensable de todo procedimiento terapéutico. La acción efectiva sobre una insuficiencia de oxígeno, ya desarrollada o su prevención, debe ser una constante alerta para el médico actual, con el objetivo de modificar favorablemente el curso de un sinnúmero de enfermedades; y en este sentido el papel de la oxigenación hiperbárica (OHB) debe ser considerado.

== Véase también ==

*[[Aeróbicos]]
*[[Gases nobles]]
*[[Gases inertes]]

== Enlaces externos ==

* [http://gizmologia.com/2005/11/filtro-de-oxigeno-respira-mejor Filtro de oxigeno, respira mejor]
* [http://www.eatlantico.com/ver_menus.php?opcion=Inicio&tipo=Menu Generadores de Ozono]
* [http://www.monografias.com/trabajos/tabperio/tabperio.shtml Análisis de los elementos de la Tabla Periódica]
* [http://www.uam.es/docencia/museovir/web/Museovirtual/tperiodica/elementos2/o.htm Oxígeno]
* [http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/oxigeno/ozono El ozono, O3]
* [http://www.elergonomista.com/quimica/oxigeno.html Oxigeno]
* [http://ovillano.mayo.uson.mx/oxigeno.htm OXIGENO]
* [http://www.michelstephan.com/Documentos/Castellano/Propiedades%20particulares%20del%20oxigeno.pdf PROPIEDADES PARTICULARES DEL OXIGENO SEGUN RENE JACQUIER]
* [http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/complementos/termoquimica/cap07.htm Relaciones energéticas en química]
* [http://www.educared.cl/images/ficheros/articulos/10568/Tablaperiodicadeloselementosfull.pdf Tabla periódica de los Elementos]

== Fuentes ==

* Frédéric Guérin, En busca de las partículas elementales, Diario del CNRS, 1984.
* Grignard Victor, Compendio de Química Orgánica, Ed. Masson, 1958
* Jacquier R., Del átomo a la vida, 441 pp., Ed. Amphora, 1961.
* Jacquier R., Ensayo sobre una mecánica universal, 1981, 214 pp., Imp. Corbasienne – Rhône
* Jumber, Oxígeno, curso de física, academia de Nancy-Metz.
* Karrer, Tratado de química orgánica, Edition du Griffon, 965p., 1946 

[[Category:Elementos químicos]] [[Category:Elementos no metálicos]][[Category:Oxígeno]]

Oxígeno

2013-04-17T19:01:53Z

Madelynjc:

{{Elemento_químico|nombre=Oxígeno|imagen=Oxigeno.jpeg‎ |Informacion_general=Información general|nombre,simbolo,numero=Oxígeno,O,8|serie_quimica=No metales|grupo,periodo,bloque=VIA,2,p|densidad=1,429 g/L|apariencia=gas incoloro|Propiedades_atomicas=Propiedades atómicas|radio_medio=60 pm |radio_atomico=48 pm|radio_covalente=73 pm |radio_de_van_der_Walls=152 pm |configuracion_electronica=[He] 2s2 2p4|electrones_por_nivel_de_energia=2,6|estado_de_oxidacion=-2 Raros: -1, +1, +2 |estructura_cristalina=Cúbica|Propiedades_fisicas=Propiedades físicas|estado_ordinario=gas|punto_de_fusion=50,35 K |punto_de_ebullicion=90,18 K |entalpia_de_vaporizacion=3,4099 kJ/mol |entalpia_de_fusion=0,22259 kJ/mol |presion_de_vapor=|velocidad_del_sonido=317,5 m/s
}}
<div align="justify">
'''Oxígeno''', de [[símbolo]] O. Es un elemento gaseoso ligeramente Magnético, incoloro, inodoro e insípido; es vital en el Ciclo energético de los seres vivos y esencial en la [[Respiración]] celular de los organismos aeróbicos. Es más Electronegativo que cualquier otro elemento, excepto el [[Flúor]] y forma compuestos con todos menos con los [[Gases nobles]] o [[Gases inertes|inertes]].

== Historia ==

El oxígeno no se reconoció hasta finales del [[Siglo XVIII]]. Quién primero lo preparó fue [[Scheele]], un químico sueco, en [[1772]]. Lo identificó como uno de los principales constituyentes del [[Aire]] y lo llamó aire de [[fuego]] y aire de vitriolo. No obstante, a quien se considera generalmente como su descubridor es a [[Priestley]], puesto que publicó sus resultados en [[1774]], mientras que Scheele retrasó su publicación hasta [[1777]]. En su preparación original, Priestley calentó lo que hoy se conoce como Óxido de [[mercurio]], HgO, y observó el desprendimiento de un [[gas]]. A este gas lo denominó aire deflogistizado y observó que aumentaba la brillantez de una llama. Sin embargo, fue [[Lavoisier]] quien reconoció en el nuevo gas un elemento y lo llamó oxígeno en 1777 (del griego oxy genes formador de ácidos). 

== Abundancia y estado natural ==

Es el elemento más abundante de la Corteza terrestre, tanto en [[masa]] como en número de [[átomos]]. Los átomos de oxígeno son más numerosos que los de todos los demás elementos juntos. Constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la [[Atmósfera]], el 85,8% en masa de los [[Océanos]] (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las [[Rocas]] y [[Minerales]]). El oxígeno representa un 60% del [[Cuerpo humano]]. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las [[Plantas]] y Animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida. Los más abundantes de los minerales que contienen oxígeno son los que incluyen además silicio; el más sencillo de los cuales es la sílice, SiO2, principal constituyente de la [[Arena]]. Entre los que carecen de silicio, el que más abunda es el CaCO3.  En la materia viva el oxígeno está combinado con los elementos [[Carbono]], [[Azufre]], [[Nitrógeno]] o [[Hidrógeno]]. 

== Obtención ==

Las fuentes industriales para obtener oxígeno son el aire y el agua.

* A partir del aire: Se extrae el oxígeno por licuefación y ulterior destilación fraccionada. El aire consta del 21% de oxígeno, 78% de nitrógeno y 1% de [[Argón]], [[Neón]], dióxido de carbono y vapor de agua. Primeramente se separan del aire estos dos últimos compuestos; a continuación se comprime, se enfría y se deja expandir, hasta que se produce la licuefación y se obtiene aire líquido. Después, este se deja evaporar parcialmente, con lo cual se vaporiza el nitrógeno, cuyo punto de ebullición es más bajo, dejando un residuo enriquecido en oxígeno. Mediante repetición cíclica de este proceso se llega a preparar un oxígeno del 99,5% de pureza. 
* A partir del agua: Se obtiene oxígeno muy puro por Electrólisis, como subproducto en la preparación del hidrógeno. 
* En los laboratorios: Se suele preparar por descomposición térmica del Clorato de postasio|Clorato de potasio KClO3. La reacción
<center>2KClO3(s)= 2KCl(s) + 3O2(g)</center>
se cataliza por la presencia de distintas sustancias sólidas, tales como el Dióxido de manganeso MnO2, óxido de hierro (III), arena fina o vidrio en polvo. Se cree que la misión del [[Catalizador]] es proporcionar una superficie suficiente para que pueda producirse el desprendimiento del oxígeno gaseoso.

== Formas alotrópicas ==

El oxígeno presenta tres Formas alotrópicas: [[Image:Molecula_de_oxígeno.jpg|frame|right|Molecula de oxigeno.jpeg]]

* El dioxígeno, que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O2
* El trioxígeno (ozono), que contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O3
* El tetraoxígeno, una forma no magnética azul pálida, que contiene cuatro átomos por molécula, cuya fórmula es O4 y que se descompone fácilmente en oxígeno ordinario

=== Características del [[Ozono]] ===

Es un gas azulado a temperatura ordinaria, más reactivo que el oxígeno ordinario y sus puntos de fusión [[Image:OZONO1.jpeg|frame|right|OZONO1.jpeg]] y ebullición son mayores que los de la molécula de dioxígeno, lo que indica que las fuerzas intermoleculares son de mayor magnitud. Es muy poco soluble en agua y tiene un fuerte olor. Su nombre procede de la raíz griega ozein; podemos olerlo. Es termodinámicamente inestable y se descompone formando O2. Se puede formar a partir de oxígeno en un Arco eléctrico, como el descargador a distancia de un Motor eléctrico, también por la acción de la Luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las Tormentas eléctricas". Es una molécula diamagnética, extremadamente Tóxica (máxima exposición 0.1 ppm). Se produce en zonas con un alto voltaje Fotocopiadoras, Impresoras láser, etc) y es causante de dolores de cabeza en ambientes de oficina. Sin embargo su presencia en la Troposfera nos protege de la radiación ultravioleta.

== Propiedades químicas ==

El oxígeno es un no metal moderadamente activo, cuya electronegatividad ocupa el segundo lugar entre todos los elementos. Se combina directamente con todos los elementos, excepto con los metales nobles, como [[Plata]], [[Oro]], y [[Platino]]. Entre los no metales, no se combinan directamente con el oxígeno los gases nobles del grupo VIIIA y los [[Halógenos]] del grupo VIIA, altamente electronegativo, reacciona con facilidad con el carbono, azufre y fósforo. 

=== Formación de óxidos metálicos o básicos ===

Aunque la oxidación es lenta, si se calienta un metal, pude producirse la Combustión. El [[Sodio]] arde fácilmente en el aire, formando, en lugar del óxido, el Peróxido.
<center>2Na(s) + O2(g) = Na2O2(s)</center>
El [[Magnesio]] y los [[Alcalinos-térreos]] del grupo II se oxidan o arden formando los óxidos normales.
<center>2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s)</center>
El polvo del aluminio arde violentamente en el aire.
<center>4Al(s) + 3O2(g) = 2Al2O3(s)</center>
El hierro se oxida formando el familiar Óxido de hierro (III).
<center>4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s)</center>
=== Formación de óxidos ácidos ===

Los óxidos de los metales son Óxidos ácidos. El carbono, el azufre y fósforo arden fácilmente, formando [[Dióxido de carbono]], Dióxido de azufre y Pentóxido de difósforo, respectivamente:
<center>C(s) + 02(g) = C02(g)</center> <center>S8(s) + 1602(g) = 8SO2(g)</center> <center>P4(S) + 502(g) = 2P205(s)</center>
=== Combustión del hidrógeno ===

La combustión del hidrógeno es un reacción fuertemente Exotérmica:
<center>2H2(g) + 02(g) = 2H20(g)</center>
=== Combustión del carbono y sus compuestos ===
Este elemento forma dos óxidos: el [[Monóxido de Carbono]] (CO) y el dióxido, CO2. El primero contiene, relativamente, más carbono y menos oxígeno que el último.
<center>2C(s) + 02(g) = 2CO(g)</center>
El suministro de oxígeno(aire) es abundante, el monóxido arde, a su vez, produciendo el dióxido:
<center>2CO(g) + 02(g) = 2CO2(g)</center>

== Aplicaciones ==

El dioxígeno tiene un buen número de aplicaciones en el mundo moderno. Se utiliza por ejemplo en [[Medicina]] en la Respiración asistida de los pacientes; en todos los hospitales encontraremos grandes depósitos de oxígeno líquido. Además, es esencial en el proceso de combustión de azúcares mediante el cual la mayor parte de los seres vivos obtienen energía:
<center>6CO2(g) + 6H2O(l) + energía → C6H12O6(s) + 6O2(g)</center>
La mayor parte del oxígeno (80% de la producción mundial) se destina a la industria del hierro y del [[Acero]] (proceso Bessemer). Cada tonelada de acero necesita para su obtención de 3/4 tn de oxígeno. Otros usos:

* preparación de TiO2 a partir de TiCl4
* oxidación del NH3 en la fabricación de HNO3
* combustible (oxidante) en cohetes espaciales
* producción gas de síntesis (CO + H2O)
* oxidación directa de etileno a óxido de etileno
* fabricación de explosivos.
===Bioenergética celular===
La concentración de oxígeno en la [[atmósfera]] de la Tierra actualmente es un producto de la [[evolución]] de un balance bioquímico- biofisiológico entre los animales, quienes consumen el oxígeno, y las [[plantas]] que lo generan por medio de la [[fotosíntesis]]. La atmósfera en los tiempos del origen de la vida, era notablemente reductora y carente de oxígeno, pues de haber existido éste, las primeras [[moléculas]] habrían sido destruidas por oxidación. La incorporación del oxígeno al medio fue lenta y progresiva; y esto facilitó el desarrollo de la vida. Así, los organismos vivos pasaron de una [[respiración anaerobia]] a una aerobia que permitió la síntesis de mayor número de moléculas de [[ATP]]; sin esta energía no hay vida orgánica, vegetal, animal, ni humana. El solo hecho de estar vivo condiciona determinadas necesidades de energía (ergosia) que son característicos de la etapa del ciclo vital de que se trate, y de no ser satisfechas debidamente, terminan incrementando el riesgo de enfermar en un lapso más o menos largo. El sostén alimentario del estado nutricional es una parte inseparable de la [[vida]], de su duración y calidad. Como la enfermedad en general aumenta los requerimientos metabólicos, la alimentación adecuada se torna un factor indispensable de todo procedimiento terapéutico. La acción efectiva sobre una insuficiencia de oxígeno, ya desarrollada o su prevención, debe ser una constante alerta para el médico actual, con el objetivo de modificar favorablemente el curso de un sinnúmero de enfermedades; y en este sentido el papel de la oxigenación hiperbárica (OHB) debe ser considerado.

== Véase también ==

*[[Aeróbicos]]
*[[Gases nobles]]
*[[Gases inertes]]

== Enlaces externos ==

* [http://gizmologia.com/2005/11/filtro-de-oxigeno-respira-mejor Filtro de oxigeno, respira mejor]
* [http://www.eatlantico.com/ver_menus.php?opcion=Inicio&tipo=Menu Generadores de Ozono]
* [http://www.monografias.com/trabajos/tabperio/tabperio.shtml Análisis de los elementos de la Tabla Periódica]
* [http://www.uam.es/docencia/museovir/web/Museovirtual/tperiodica/elementos2/o.htm Oxígeno]
* [http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/oxigeno/ozono El ozono, O3]
* [http://www.elergonomista.com/quimica/oxigeno.html Oxigeno]
* [http://ovillano.mayo.uson.mx/oxigeno.htm OXIGENO]
* [http://www.michelstephan.com/Documentos/Castellano/Propiedades%20particulares%20del%20oxigeno.pdf PROPIEDADES PARTICULARES DEL OXIGENO SEGUN RENE JACQUIER]
* [http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/complementos/termoquimica/cap07.htm Relaciones energéticas en química]
* [http://www.educared.cl/images/ficheros/articulos/10568/Tablaperiodicadeloselementosfull.pdf Tabla periódica de los Elementos]

== Fuentes ==

* Frédéric Guérin, En busca de las partículas elementales, Diario del CNRS, 1984.
* Grignard Victor, Compendio de Química Orgánica, Ed. Masson, 1958
* Jacquier R., Del átomo a la vida, 441 pp., Ed. Amphora, 1961.
* Jacquier R., Ensayo sobre una mecánica universal, 1981, 214 pp., Imp. Corbasienne – Rhône
* Jumber, Oxígeno, curso de física, academia de Nancy-Metz.
* Karrer, Tratado de química orgánica, Edition du Griffon, 965p., 1946 

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Estomatitis aftosa recurrente

2013-04-17T18:43:40Z

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<div align="justify">
{{Enfermedad|nombre=Estomatitis Aftosa Recurrente|imagen_del_virus=Estomatitis_aftosa_reucurrente.JPG|imagen_de_los_sintomas=|clasificacion=No transmisible|region_de_origen=Mucosa bucal|region_mas_comun=|region _mas_comun=|agente_transmisor=|forma_de_propagacion=|vacuna=}}'''La estomatitis aftosa recurrente (EAR)'''.Una de las entidades patológicas muy frecuentes en los jóvenes asociada a numerosos factores como son: [[Estrés]], [[Alteraciones Gastrointestinales]], [[Herencia]] y el hábito de fumar.

== Definición ==

Es una enfermedad inflamatoria crónica caracterizada por aparición de brotes de lesiones aftosas en la mucosa bucal. Clínicamente se presentan como lesiones únicas o múltiples, casi siempre pequeñas (menores de 0.5 cms.), poco profundas, erosivas, dolorosas, de aparición súbita, inicialmente necróticas y de carácter recidivante.

== Epidemiología ==

Se trata de una enfermedad de la mucosa bucal, en general benigna y muy frecuente, con una prevalencia que se cifra entre el 5 y el 60%. La edad promedio de presentación está entre los 19 y 20 años y su presencia no guarda relación con la ubicación geográfica ni con la raza.

Existe un discreto predominio en el sexo femenino, aunque muchos autores señalan que no existen diferencias significativas entre un grupo y otro. En los niños la estomatitis aftosa es también la forma más común de ulceración bucal, siendo más frecuente entre los 10 y 19 años de edad.

== Etiología ==

La etiopatogenia de la enfermedad no es totalmente conocida. Se citan factores genéticos e infecciosos bacterianos como [[Estreptococos]]. Diversos estudios demuestran la presencia de virus en las lesiones aftosas.

La etiología viral y la autoinmune quizás sean las que hayan sido motivo de mayores investigaciones y controversias que todavía continúan, aunque actualmente la teoría viral tiene mayores adeptos.

== Cuadro sindrómico general ==

Las [[Úlceras]] aparecen como una lesión de color amarillo o blanco en los estadios iniciales. El borde de la úlcera está bien definido con un halo de eritema marginal pero la forma puede volverse irregular a medida que la úlcera cicatriza.

Algunos pacientes experimentan pródromos de escozor o dolor antes de la aparición de las ulceraciones, lo cual representa una ventaja práctica para el establecimiento de una terapéutica precoz. Desde el punto de vista clínico puede presentarse la enfermedad en tres tipos de variedades:

*Forma menor: Aparecen una o varias úlceras de forma redondeada u ovalada, generalmente menores de 5 mm de diámetro, poco profundas, cubiertas por una pseudomembrana blanquecino grisácea y rodeada de un halo eritematoso ligeramente elevado. Se acompaña de dolor sin ninguna otra sintomatología general.

*Forma mayor: Aparición de entre 1 y 10 úlceras de gran tamaño, generalmente mayores de 1 cm. de diámetro, redondeadas u ovaladas pero que, si adquieren tamaño más grande, pueden adoptar formas irregulares. El fondo es más profundo que en las aftas menores. Pueden aparecer en los mismos lugares que las lesiones de la forma menor, pero tienen especial predilección por la mucosa labial, paladar blando y el istmo de las fauces. El dolor que producen es intenso y puede acompañarse de otros síntomas secundarios como disfagia y disfonía. [[Image:Estomatitis_aftosa_forma_herpetiforme.JPG|frame|right|Estomatitis aftosa forma herpetiforme]]

*Forma herpetiforme: Se reconoce por la presencia de numerosas úlceras (desde 10 hasta 100 o incluso más), de pequeño tamaño, entre 1 y 3 mm., muy dolorosas, en cualquier lugar de la cavidad oral y que tienden a coalescer produciendo úlceras mayores de forma irregular.

== Avance del proceso ==

En la fase temprana se desarrolla una mácula roja sobre la mucosa que se rompe en 24 horas y es reemplazada rápidamente por una úlcera amarillenta con márgenes rojos que persisten hasta que la base se hace de color rosado, sin que intervenga ninguna fase vesicular.

Las lesiones pueden persistir por días o semanas, curan sin cicatrización ni evidencia de su existencia previa y la recurrencia ocurre después de períodos de remisión de variable duración.

La EAR puede aparecer en cualquier parte de la mucosa bucal, estudios realizados por diversos autores coinciden en la alta ocurrencia de esta afección, aportando cifras de un 5 a un 66% con una media de 20%, variando entre distintos tipos de población .

Está demostrado que no guarda relación con la ubicación geográfica ni tiene predilección por la [[Raza]], no obstante hay autores que coinciden que esta afección es más frecuentes en individuos de la raza negra y los países árabes.

=== Prevalencia ===

Se presenta en ambos sexos con una prevalencia que se cifra entre el 5 y el 60%, las mujeres generalmente son más susceptibles que los hombres. Ninguna edad está exenta de padecerla y está demostrado es la afección que con mayor frecuencia aparece en la mucosa bucal de los niños a partir de los 10 años y en los adolescentes de 19 a 20 años.

== Criterio médico ==

Si las úlceras no cicatrizan al cabo del período normal de dos a cuatro semanas es preciso reevaluar la lesión y se deben considerar otros diagnósticos, incluyendo trastornos malignos y otras lesiones ulcerativas. La biopsia es el paso más importante por seguir para las úlceras que no cicatrizan a fin de descartar padecimientos malignos.

Es importante el diagnóstico diferencial de la EAR con las úlceras de la mucosa bucal asociadas a la infección por [[VIH]]. La variedad más común es una forma severa de la ulceración aftosa recurrente, padecida por alrededor del 5% de las personas afectadas de [[SIDA]].

La EAR es una entidad clínica distinta a [[Gingivoestomatitis herpética aguda]]. Las ulceraciones pueden parecer idénticas en ambos estados, pero la EAR no presenta afección eritematosa difusa de la encía ni síntomas sistémicos tóxicos agudos. Como sucede con casi todas las enfermedades cuya etiología exacta no se conoce, los tratamientos han sido múltiples y muy variados. No se dispone hasta el momento actual de una droga específica que cure totalmente la enfermedad. Las terapéuticas propuestas modulan la respuesta inflamatoria, alivian los síntomas y evitan la recurrencia.

== Conclusiones ==

Existen otras urgencias periodontales, pero la EAR es una de las que más se ha observado y aunque su etiología no es bien conocida, se han descrito numerosos factores que se asocian a la misma y se ha señalado, paradójicamente, que el hábito de fumar parece ejercer un efecto protector sobre la aparición de estas lesiones.

Este carácter multifactorial ha determinado que se consideren varios factores de riesgo como predisponentes o desencadenantes, relacionados con la aparición de la EAR. Entre ellos se encuentran: [[Virus]], [[Bacterias]], [[Alteraciones inmunológicas]], [[Alteraciones psicosomáticas]], [[Traumas]], [[Alteraciones gastrointestinales]], Factores endocrinos, [[Cuadros alérgicos]], Herencia, [[Deficiencias hemáticas y nutricionales]] y el hábito de fumar.

== Fuentes ==

*Bazrafshani MR, Hajeer AH, Ollier WE, Thornhill MH. IL-1B and IL-6 gene polymorphisms encode significant risk for the development of recurrent aphthous stomatitis (RAS). Genes Immun. [[2002]] Aug; 3(5):302-5.
*Bazrafshani MR, Hajeer AH, Ollier WE, Thornhill MH. Polymorphisms in the IL-10 and IL-12 gene cluster and risk of developing recurrent aphthous stomatitis. Oral Dis. [[2003]] Nov; 9(6):287-91.
*Borra RC, Andrade PM, Silva ID, Morgun A, Weckx LL, Smirnova AS, Franco M.The Th1 /Th2 immune-type response of the recurrent aphthous ulceration analyzed by cDNA microarray. J Oral Pathol Med. 2004 Mar; 33(3):140-6.
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*Vujevich J, Zirwas M. Treatment of severe, recalcitrant, major aphthous stomatitis with adalimumab. Cutis. 2005 Aug; 76(2):129-32.

== Enlaces externos ==

*[http://www.ucmh.sld.cu/rhab/articulo%20rev6/amparo_perez.htm ESTOMATITIS AFTOSA RECURRENTE] [http://scielo.sld.cu/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S1729-519X2009000400013 Caracteristicas de la estomatitis aftosa recurrente en pacientes de la Clínica Estomatológica Docente Hermanos Gómez. Municipio 10 de Octubre]

*[http://scielo.sld.cu/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0034-75072002000100004&lng=es&nrm=iso&tlng=es Valoración del estado inmunológico en niños con gingivoestomatitis herpética aguda]

*[http://scielo.sld.cu/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0034-75072005000100006&lng=es&nrm=iso&tlng=es Estomatitis aftosa recurrente. Actualización]

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*[http://scielo.sld.cu/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0034-75072006000300005&lng=es&nrm=iso&tlng=es Uso del Inmunoferón en el tratamiento de la estomatitis aftosa recurrente en niños]
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