Grafito Team: Navarro Geminiano Silvia Samanta Salazar Sosa Juan Pablo

1. “Gases Nobles” Grafito Team: Navarro Geminiano Silvia Samanta Salazar Sosa Juan Pablo Varela Mendoza Emma Carolina

2. Gases nobles El primero en aislar uno de los gases nobles fue el científico inglés Sir Henry Cavendish. Sujetó una muestra de nitrógeno atmosférico a repetidas descargas eléctricas en presencia de oxígeno, formando así óxidos de nitrógeno que disolvió después en agua. Cavendish informó que una burbuja de gas, aproximadamente 1 por 100 del volumen original, permanecía sin disolverse.

3. En 1892 Lord Rayleigh, encontró que el nitrógeno preparado por eliminación de oxígeno del aire tenía una densidad mayor a la del nitrógeno. Sir William Ramsey, separó la impureza más pesada partiendo de nitrógeno atmosférico; estudiando su espectro de emisión, la identificó como un nuevo elemento que llamo argón. En el curso de los siguientes 5 años, Rayleigh y Ramsey aislaron los restantes miembros de la familia de los gases nobles. Todos excepto el radón se encuentran en la atmósfera.

4. Características Son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 (8A) de la tabla periódica (anteriormente llamado grupo 0). Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza son :

5. Propiedades físicas Fuerzas intermoleculares muy débiles  temperaturas de fusión y ebullición muy bajas. Gases monoatómicos en condiciones estándar. El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al incremento en el número de electrones. Mayores potenciales de ionización de cada periodo  Falta reactividad. Poseen una afinidad electrónica negativa no pueden aceptar un electrón para formar aniones estables.

6. Propiedades Químicas Tienen capas llenas de electrones de valencia. Poca tendencia a ganar o perder electrones. Tienen una reactividad extremadamente baja sigue el orden Ne < He < Ar < Kr < Xe < Rn

7. Abundancia La abundancia de los gases nobles en el universo disminuye a medida que aumenta su número atómico. El helio es el elemento más común en el universo después del hidrógeno, con una proporción de masa de aproximadamente el 24%.

8. Helio

9. Isótopos Existen ocho isótopos conocidos del helio. El 3He isótopo estable que está presente en la tierra tan solo en trazas y más abundante en las estrellas como producto de la fusión nuclear. El 4He, se produce en la Tierra mediante la desintegración alfa de elementos radiactivos más pesados; las partículas alfa que aparecen son átomos de 4He completamente ionizado se formó en grandes cantidades durante la nucleosíntesis primordial en el Big Bang. El isótopo pesado de menor duración es el 5He. El 6He se descompone emitiendo una partícula beta. El 7He también emite partículas beta así como rayos gamma.

10. Dato curioso Las naciones mundiales posan sus ojos en la Luna al estar su superficie cubierta por Helio-3 (He3), un gas que es considerado como la fuente de combustible perfecta. No contaminante, estable y extremadamente potente, con 100 toneladas de este isótopo del helio procedente del interior de las estrellas se podría abastecer el planeta entero durante todo un año.

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

12. Aplicaciones. Por su bajo punto de licuefacción y evaporación puede utilizarse como refrigerante, imanes superconductores e investigación criogénica a temperaturas  cero absoluto. El helio líquido encuentra cada vez mayor uso en las aplicaciones médicas de la imagen por resonancia magnética (RMI). (En la imagen de la derecha el paciente ha llenado sus pulmones con Helio 3.) Se utiliza en equipos láser como uno de los gases más comunes, principalmente la mezcla helio-neón.

13. Neón

14. Isótopos Existen 3 isotopos estables de Neón: Ne-20 con una abundancia natural del 90.5% (estable con 10 neutrones) Ne-21 con una abundancia natural del 0.3% (estable con 11 neutrones) y el Ne-22 con una abundancia del 9.3% (estable con 12 neutrones) El Ne-21 y Ne-22 se obtienen principalmente por emisión neutrónica y desintegración α del Mg-24 y Mg-25 respectivamente. Se han realizado análisis en rocas expuestas a rayos cósmicos y se ha demostrado la generación de Ne-21 a partir de núcleos de Mg, Na, Si y Al. De forma similar al xenón, el neón de las muestras de gases volcánicos presenta un enriquecimiento de Ne-20 así como Ne-21 cosmogénico. Igualmente se han encontrado cantidades elevadas de Ne-20 en diamantes lo que induce a pensar en la existencia de reservorios de neón solar en la tierra.

15. Datos curiosos Es el segundo gas noble más ligero, y presenta un poder de refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces mayor que el del helio líquido y tres veces mayor que el del hidrógeno líquido. En la mayoría de las aplicaciones el uso de neón líquido es más económico que el del helio. Es muy abundante en el universo (es el quinto elemento más abundante en el universo por masa). Aún cuando el neón es inerte a efectos prácticos, se ha obtenido un compuesto con flúor en el laboratorio.

16. Obtención La única fuente comercial del neón es la atmósfera terrestre, aunque se encuentran pequeñas cantidades de neón en el gas natural, en los minerales y en los meteoritos. Se obtiene por subenfriamiento del aire y destilación del líquido criogénico resultante. Se sabe que el neón se sintetiza en estrellas masivas durante las últimas etapas de éstas como gigantes o supergigantes rojas (durante la fase de fusión de carbono y oxígeno en neón y magnesio), o a veces como variables azules luminosas o estrellas Wolf-Rayet.

17. Aplicaciones El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa abundantemente para los indicadores publicitarios, también reciben la denominación de tubos de neón otros de color distinto que en realidad contienen gases diferentes. Indicadores de alto voltaje. Tubos de televisión.. Junto con el helio se emplea para obtener un tipo de láser. El neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno líquido para refrigeración en el intervalo de 25-40 K (-416 a -387ºF). Con baja potencia eléctrica se produce luz visible en lámparas incandescentes de neón; tales lámparas son económicas y se usan como luces nocturnas y de seguridad.

18. Argón Es el tercero de los gases nobles incoloro e inerte como ellos, constituye el 0,934% del aire seco. Su nombre proviene del griego αργος, que significa “PERESOZO” (debido a que no reacciona).

19. Abundancia y obtención El gas se obtiene por medio de la destilación fraccionada del aire licuado, en el que se encuentra en una proporción de aproximadamente el 0,94%, y posterior eliminación del oxígeno residual con hidrógeno. La atmósfera de Marte contiene un 1,6% de 40Ar y 5ppm de 36Ar.; la de Mercurio un 7,0% y la de Venus trazas. Los principales isótopos de argón presentes en la Tierra son 40Ar (99,6%), 36Ar y 38Ar.

20. Datos curiosos En la atmósfera terrestre, el 39Ar se genera por bombardeo de rayos cósmicos principalmente a partir del 40Ar. El isótopo 40K, con un periodo de semidesintegración, de 1,205×109 años, decae a 40Ar (11,2%) estable mediante captura electrónica y emisión de un positrón, y el 88,8% restante a 40Ca mediante desintegración β

21. Aplicaciones. En el buceo técnico, se emplea el argón para el inflado de trajes secos. Se emplea como gas de relleno en lámparas incandescentes ya que no reacciona con el material del filamento incluso a alta temperatura y presión. Cristalizaciones. Espectrómetros de ICP (plasma acoplado inductivamente). La muestra se inyecta en un plasma de Argón a alta temperatura y se analiza la luz emitida por átomos muy calientes para determinar la composición de la muestra. Normalmente se utiliza para el análisis de metales en muestras

22. Un recesooo!!!! http://www.youtube.com/watch?v=PD7pcVjBiX4

23. Kriptón

24. Isótopos El kriptón natural está constituido por seis isótopos estables y se han caracterizado diecisiete isótopos radiactivos. 78-Kr (0,35%), 80-Kr (2,25%), 82-Kr (11,6%), 83-Kr (11,5%), 84-Kr (57,0%), 86-Kr (17,3%). Al igual que el xenón, el kriptón es extremadamente volátil y escapa con facilidad de las aguas superficiales por lo que se ha usado para datar antiguas (50.000 a 800.000 años) aguas subterráneas.

25. El isótopo Kr-85 es un gas inerte radiactivo con un periodo de semidesintegración de 10,76 años que se produce en la fisión del uranio y del plutonio. Las fuentes de este isótopo son las pruebas nucleares (bombas), los reactores nucleares y el reprocesado de las barras de combustible de los reactores. Se ha detectado un fuerte gradiente de este isótopo entre los hemisferios norte y sur, siendo las concentraciones detectadas en el polo Norte un 30% más altas que en el polo Sur.

26. Datos curiosos Caracterizado por un espectro de líneas verde y rojo-naranja muy brillantes. Es uno de los productos de la fisión nuclear del uranio. En 1960 se decidió definir la unidad fundamental de longitud (metro) en función de la línea espectral rojo-anaranjada del 86-Kr, con lo que se eliminaba la barra de metro estándar de una aleación de platino-iridio que se guarda en París. En 1983 la emisión del kriptón se sustituyó por la distancia recorrida por la luz en 1/299.792.458 segundos. La proporción de 85-Kr en la atmósfera se ha multiplicado en los últimos años como consecuencia de la desintegración del uranio y el plutonio. Es muy caro, lo que limita su uso.

27. Obtención La única fuente comercial de kriptón estable es el aire, aunque se encuentran trazas en minerales y meteoritos. El kriptón está presente en el aire aproximadamente en 1 ppm. Descubierto en el residuo dejado por el aire líquido justo por encima de su punto de ebullición. Licuación y destilación fraccionada del aire. Se encuentra entre los gases volcánicos y aguas termales y en diversos minerales en muy pequeñas cantidades. Bastante escaso a nivel atmosférico, es posible encontrar el kriptón entre gases termales y volcánicos. Una mezcla de isótopos estables y radiactivos de kriptón se produce en reactores nucleares a partir de uranio por fisión de neutrones, lenta. Se estima que aproximadamente 2 x 10-8% del peso de la Tierra es kriptón.

28. Aplicaciones Se usa en solitario o mezclado con neón y argón en lámparas. En sistemas de iluminación de aeropuertos, ya que el alcance de la luz roja emitida es mayor que la ordinaria incluso en condiciones climatológicas adversas de niebla. En las lámparas incandescentes de filamento de tungsteno de proyectores de cine. El láser de kriptón se usa en medicina para cirugía de la retina del ojo. El kriptón-85 se usa en análisis químicos, introduciendo isótopo en varios sólidos, proceso durante el que se forman kriptonatos cuya actividad es sensible a las reacciones químicas producidas en la superficie de la solución. Así se puede estimar la concentración de reactivos. También se usa en flashes fotográficos para fotografía de alta velocidad, en la detección de fugas en contenedores sellados y para excitar el fósforo de fuentes de luz sin alimentación externa de energía El isótopo radiactivo Kr-81 es utilizado para datar antiguas aguas subterráneas.

29. Xenón El xenón es incoloro, inodoro e insípido; es un gas en condiciones normales. El xenón es el único de los gases nobles no radiactivos que forma compuestos químicos estables a la temperatura ambiente. De la palabra griega "xenos" que significa "extraño". Configuración electrónica 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p6

30. Abundancia y estado natural El xenón es el elemento más escaso del planeta y se encuentra en la atmósfera en ínfimas cantidades. Su presencia en la corteza terrestre se estima en 0,02 ppb. Es un gas incoloro, inodoro e insípido, más denso que el aire y bastante soluble en agua.

31. Preparación Se extrae por destilación fraccionada del aire líquido. Isótopos Isótopo Masa atómica relativa Porcentaje por masa (%) 124Xe 123.905896(2) 0.10(1) 126Xe 125.904269(7) 0.09(1) 128Xe 127.903530(2) 1.91(3) 129Xe 128.9047794(9) 26.4(6) 130Xe 129.903508(1) 4.1(1) 131Xe 130.905082(1) 21.2(4) 132Xe 131.904154(1) 26.9(5) 134Xe 133.9053945(9) 10.4(2) 136Xe 135.907220(8) 8.9(1)

32. Datos curiosos • El 133-Xe y el 135-Xe se producen en los reactores nucleares refrigerados por aire, por irradiación con neutrones. El 133-Xe tiene aplicación como radioisótopo. El 135-Xe es enormemente radiactivo, y es un veneno de los reactores al capturar gran cantidad de neutrones térmicos. • Antes de 1962 se había asumido que tanto el xenón como los otros gases nobles no eran capaces de formar compuestos. Sin embargo, el xenón y otros gases nobles los forman. El primer compuesto de gas noble que se logró sintetizar (1962) fue el XePtF6. • Posteriormente se obtuvo XeF2, XeF4 y XeF6 (todos ellos cristales incoloros) y otros: xenatos (XeO4-2), perxenatos (XeO6-4), unos 80 compuestos unidos a flúor y oxígeno, entre los que destaca el XeO3, altamente explosivo, aunque su disolución acuosa es bastante estable y el XeO4 líquido muy volátil. Algunos de estos compuestos son coloreados. • Se ha obtenido xenón metálico bajo presiones de varios cientos de kbar.En un tubo de vacío produce luz azul cuando se le somete a una descarga eléctrica. El elemento no es tóxico, pero si sus compuestos porque son enormemente oxidantes.

33. Aplicaciones Utilizado para fabricar tubos electrónicos, lámparas estroboscópicas, lámparas bactericidas y lámparas para excitar láser de rubí, para generar luz coherente. Se emplea en la industria nuclear en las cámaras de burbuja (licuado) y en otras aplicaciones para las cuales su alta masa atómica es de importancia. Los perxenatos, sales de ácido perxénico (H4XeO6) se emplean en química analítica como agentes oxidantes.

34. Radón 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p6 El 222Rn se descubrió en 1900 por el químico alemán Friedrich Ernst Dorn. Lo aislaron Ramsay y Whytlaw-Gray en 1910. Durante mucho tiempo se pensó que era químicamente inerte, pero los químicos han sido capaces de obtener compuestos de radón a partir de 1962. Es el producto de la desintegración del 226Ra (de ahí su nombre).

35. Abundancia y estado natural El 222Rn, que es el isótopo más abundante del radón, se forma en la desintegración radioactiva del 226Ra. Tiene una vida media de 3,8 días y se convierte por emisión de partículas alfa en un isótopo del polonio. Pequeñas cantidades, formadas por la desintegración de los minerales de uranio, se encuentran en las rocas y el suelo, siendo el radón el principal responsable de la radioactividad que presentan.

36. Es un gas incoloro, inodoro y radiactivo. Es el más pesado y, probablemente, el más reactivo de los gases nobles. Se conocen 19 isótopos del elemento, siendo el más estable el 222Rn, con una vida media de 3,8 días. El isótopo descubierto en 1.899 por Ernest Rutherford es el 220Rn, con una vida media de 55 segundos, producido por desintegración radioactiva de un isótopo del torio y es conocido como torón. El 219Rn, con una vida media de 4 segundos, es un producto de la desintegración radioactiva de un isótopo del actinio y es conocido como actinón.

37. Preparación Se forma a partir de la desintegración del 226Ra. El 222Rn se obtiene pasando aire a través de una solución de sal de radio; el radón presente en la solución se disuelve en el aire y se recupera del mismo. Isótopos Isótopo Masa atómica relativa Porcentaje por masa (%) 211Rn 210.990585 * 222Rn 222.017570 *

38. Datos curiosos Es el más pesado de los gases conocidos. Se ha estimado que hay 1 parte en 1021 partes de aire, procedente del radio contenido en el suelo. A temperatura ordinaria es un gas incoloro e inodoro. En estado líquido y sólido presenta fosforescencia brillante que se torna amarilla al bajar la temperatura y rojo-anaranjado a la temperatura del aire líquido, debido a su radiactividad. Reacciona con el flúor, formando un fluoruro. En medicina se usa en pequeños contenedores llenos de radio que lo emiten y es aspirado por los pacientes. Como ocurre con todos los materiales radiactivos, es peligrosa su manipulación, pues puede inhalarse (junto con sus productos de desintegración sólidos). Muchas muertes por cáncer se producen por exposición a radón.

39. Aplicaciones Medicina contra el cáncer, energía nuclear. Los minerales de uranio desprenden radón y la presencia de emanaciones radioactivas de éste en ciertas zonas delatan la existencia de estos minerales, lo que constituye una técnica de prospección geoquímica. Este isótopo puede usarse en el tratamiento de algunos tumores malignos. El gas se pone en un tubo, comúnmente hecho de vidrio o de oro, llamado semilla de radón, que se introduce en el tejido enfermo.

40. GRACIAS BIBLIOGRAFÍA: Chang, R. (1999) Química Edición breve. Mac Graw-Hill Interamericana. México. Petrucci, R. H. Y Harwood, W. S. (1999).Química General. Prentice Hall Iberia. Madrid. http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/ http://www.mcgrawhill.es/bcv/tabla_periodica/defi/definicion_elemento_quimico.html