Boro.
Boro con vacantes electrónicas en el orbital; por ello presenta una acusada apetencia de electrones, de modo que sus compuestos se comportan a menudo como ácidos de Lewis
En la naturaleza se encuentran dos isótopos de boro, 11B (80,1%) y 10B (19,9%).
Origen del Boro.
El B se forma en un proceso denominado astillamiento que consiste en la rotura de núcleos más pesados que el boro a causa del bombardeo de rayos cósmicos. Al ser tan poco frecuente este proceso, la abundancia cósmica del boro es muy pequeña.
Abundancia del boro
¡ Encontramos boro en los planetas rocosos que forman el Sistema Solar Interno,
Obtención del Boro
¡ El boro puro es difícil de preparar; reducción del óxido con metales como el magnesio o aluminio, reducción de halogenuros,
¡ El boro puro fue producido por primera vez por el químico estadounidense W. Weintraub en 1909.2 18
Aplicación industrial
Combustible.
¡ 6 combustibles El motor funcionaría mezclando el borohydride con agua para producir el hidrógeno.
¡ Cinco kilogramos de hidrógeno (que corresponde a 40 kilogramos de NaBH4) tiene la misma cantidad de energía que veinte galones (60 kilogramos) de combustible, ya que, por desgracia, el inventor ya está fallecido y el secreto amargamente se fue con él. Se tiene que redescubrir.
Rol Biológico
¡ Para las plantas el boro es un nutriente esencial.
¡ en el mantenimiento de la estructura de la pared celular.
¡ En los manzanos y perales la deficiencia de boro, se manifiesta en los frutos, con una malformación interna denominada "corazón corchoso,
¡ El cuerpo humano contiene al menos 0.7 mg por kilo de peso de Boro obtenido del consumo de agua y vegetales.
¡ Dietas forzadas de 5 g
Compuestos que forma
¡ Los borazanos son, dentro de la química inorgánica, compuestos de boro y nitrógeno, con fórmula general R3B-NH2R.
Peligros en su uso.
¡ El borano y algunos compuestos gaseosos similares son muy tóxicos, así como fácilmente inflamables.
¡ El borohidruro de sodio presenta un peligro de incendio debido a su carácter reductor, y la liberación de hidrógeno en contacto con el ácido.
¡ Los haluros de boro son corrosivos
¡ 2 bORAX
¡ 3boro amorfo
¡ Los borazanos son, dentro de la química inorgánica, compuestos de boro y nitrógeno, con fórmula general R3B-NH2R. Las propiedades de los borazanos son análogas a las de los alcanos
FÓSFORO
¡ El fósforo común es un sólido -De color blanco,pero puro es incoloro
¡ El fósforo negro presenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad, es el más denso de los otros dos estados y no se inflama.
¡ BLANCO Y ROJO
Origen del fósforo
¡ En 1669 descubrió el fósforo en Hamburgo; Hennig Brand al destilar una mezcla de orina y arena (utilizó 50 cubos) mientras buscaba la piedra filosofal; al evaporar la urea obtuvo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía como una llama brillante; desde entonces, las sustancias que brillan en la oscuridad sin arder se las llama fosforescentes
Abundancia
¡ El P es un elemento abundante en la naturaleza (ocupa el lugar 11 entre los más abundantes en la corteza terrestre). forma parte de numerosos minerales.
¡ La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, EE. UU. y otros países
Obtención de fósforo.
¡ La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450 °C en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor.
¡ El fósforo blanco, P4, se obtiene industrialmente mediante la reducción electro-térmica (T = 1500 ºC) de la fluorapatita con carbón, en presencia de óxido de sílice. La transformación neta que tiene lugar es
¡ 2 Ca3(PO4)2(s) + 6 SiO2(s) + 10 C(s) → P4(g) + 6 CaSiO3(l) + 10 CO(g)
¡ La reacción puede considerarse como una reacción ácido-base, seguida de una reacción redox:
¡ Acido-base: 2 Ca3(PO4)2 + SiO2 → P4O10 + 6 CaSiO3
¡ Reducción: P4O10 + 10 C → P4 + 10 CO
Aplicación industrial
¡ La mayor parte del ácido fosfórico (85%)
¡ emplea en la preparación de levaduras y cereales instantáneos,
¡ en la fabricación de queso, para curar jamones y para hacer amargos los refrescos.
¡ Se emplea también para tratar metales haciéndolos más resistentes a la corrosión
Rol biológico
¡ Forman parte de los huesos y dientes de los animales.
¡ Los huesos están formados en su mayoría por fosfato de calcio Ca3(PO4)2.
¡ En las plantas en una porción de 0,2% y en los animales hasta el 1% de su masa es fosforo
Compuesto que forman
¡ Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza,
¡ Entre los compuestos más importantes del fósforo están los óxidos y los oxácidos
Precaución en el uso
¡ fósforo blanco es extremadamente venenoso
¡ se debe almacenar sumergido en aceite, el contacto con el agua (Oxigeno) lo haría estallar.
¡ Expuesto a la luz solar o al calor (300 °C) se transforma en fósforo rojo en reacción exotérmica.
¡ El fósforo rojo no se inflama espontáneamente en presencia de aire y no es tóxico, pero debe manejarse con precaución ya que puede producirse la transformación en fósforo blanco y la emisión de vapores tóxicos al calentarse.
Manganeso
Origen del manganeso
¡ Nunca se encuentra en la naturaleza en estado nativo. Debido a su gran afinidad por el oxígeno generalmente se presenta en forma de óxidos y también en la de silicatos y carbonatos. La mena de este mineral mayormente utilizadas en la industria es la Pirolusita (MnO2), de un 63% de manganeso, pero se usan otras como la braunita (MnS12O3) de 69%, la rodonita, la rodocrusita, etc.
Abundancia
¡ Los países con mayores yacimientos de minerales de manganeso son Sudáfrica, Ucrania, Bolivia y China
Obtención.
¡ El metal se obtiene por reducción de los óxidos con aluminio, y el ferromanganeso se obtiene también reduciendo los óxidos de hierro y manganeso con carbono
Compuestos que forma
¡ manganeso en polvo forma un óxido rojo, Mn3O4.
¡ El manganeso reacciona a temperaturas elevadas con los halógenos, azufre, nitrógeno, carbono, silicio, fósforo y boro
Toxicidad
¡ El manganeso en exceso es tóxico
¡ El permanganato de potasio, KMnO4, es corrosivo
¡ Rol biológico.
¡ Porque el Manganeso es un elemento esencial para la salud de los humanos la falta de este puede también causar efectos sobre la salud. Estos son los siguientes efectos:
Manganeso en los alimentos
Rol biológico.
¡ Los síntomas por envenenamiento con Manganeso son alucinaciones, olvidos y daños en los nervios.
¡ esquizofrenia, depresión, debilidad de músculos, dolor de cabeza e insomnio.
Aplicación en la industria
¡ El fosfatado de manganeso se utiliza como tratamiento para la prevención de la oxidación y corrosión del acero.
¡ Los permanganatos alcalinos y de metales alcalinotérreos son oxidantes poderosos. El dióxido de manganeso se utiliza como cátodo.
¡ Por esta razón, la mayoría de los fertilizantes contienen manganeso.
¡ El permanganato de potasio, KMnO4, es un reactivo de laboratorio muy común debido a sus propiedades oxidantes.
¡ El dióxido de manganeso, MnO2 se emplea como despolarizador en pilas secas. También se puede usar para decolorar vidrio que presente color verde debido a la presencia de trazas de hierro. Este óxido también se emplea para dar color amatista al vidrio, y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo). Además, se utiliza en la producción de cloro y oxígeno. Algunas monedas de Aluminio contienen Manganeso como aleación.
¡ Los compuestos de manganeso tienen muchas aplicaciones en la industria. El dióxido de manganeso se usa como un agente desecante o catalizador en pinturas y barnices y como decolorante en la fabricación de vidrio y en pilas secas.
¡ El premanganato de potasio se emplea como blanqueador para decoloración de aceites y como un agente oxidante en química analítica y preparativa
¡ En la fabricación de baterías secas, y en usos químicos, en la producción de acero, aleaciones ferro- manganeso y como agente purificador
BROMO
¡ En la naturaleza se encuentran dos isótopos: 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50%
Origen
¡ La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br-. En el mar presenta una concentración de unos 65 µg/g
Abundancia
¡ corteza terrestre contiene de 1015 a 1016 toneladas de bromo, el elemento está distribuido en forma amplia y se encuentra en concentraciones bajas en forma de sales.
La mayor parte del bromo recuperable se halla en la hidrosfera. El agua de mar contiene promedio 65 partes por millón (ppm) de bromo
La mayor parte del bromo recuperable se halla en la hidrosfera. El agua de mar contiene promedio 65 partes por millón (ppm) de bromo
¡ El bromo molecular, Br2 se obtiene a partir de las salmueras, mediante la oxidación del bromuro con cloro, una vez obtenido éste: 2Br- + Cl2
Aplicación industrial
¡ Los bromuros orgánicos son ampliamente usados como sprays para matar insectos y otras plagas no deseadas.
Rol biológico
¡
El bromo se encuentra en niveles de trazas en humanos. Es considerado un elemento químico esencial, aunque no se conocen exactamente las funciones que realiza. Algunos de sus compuestos se han empleado en el tratamiento contra la epilepsia y como sedantes
El bromo se encuentra en niveles de trazas en humanos. Es considerado un elemento químico esencial, aunque no se conocen exactamente las funciones que realiza. Algunos de sus compuestos se han empleado en el tratamiento contra la epilepsia y como sedantes
¡ Estos bromuros pueden perjudicar al sistema nervioso y la glándula tiroides.
Precaución en el uso
¡ En estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores irritan los ojos y la garganta.
en el caso del bromo (se parece más al cloro) su toxicidad, se debe a su reactividad (ésta menor que la del cloro), siendo sus iones negativos bromuro y cloruro poco tóxicosSin embargo, el bromo elemental es altamente tóxico y a partir pequeñas trazas (10 ppm), tanto por vía dérmica como inhalado, puede causar problemas inmediatos de salud o en dosis mayores la muerte. Es muy irritante tanto para los ojos como para la garganta; en contacto con la piel produce quemaduras dolorosas. Su manejo impropio supone un serio riesgo para la salud, requiriendo unas máximas precauciones de seguridad. El bromo causa daño a la piel en forma casi instantánea y es difícil de eliminar rápidamente para que no provoque quemaduras dolorosas que sanan con lentitud. Sus vapores son muy tóxicos, pero su olor sirve como aviso; es difícil permanecer en un área de suficiente concentración para ser dañado en forma permanente. El bromo puede manejarse con seguridad, pero deben respetarse las recomendaciones de los fabricantes.
Compuesto que forman
¡ Por ejemplo, el ion bromato, BrO3-. El bromato es un oxidante fuerte (como el permanganato) más oxidante que el clorato y cinéticamente más reactivo. Es además un carcinógeno (sospechas muy fuertes).
¡ El ion perbromato, BrO4-, con un estado de oxidación +7, se reduce con relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte 1,8 aunque algo lento desde el punto cinético.
¡ El BrO3F (fluoruro de perbromilo) es
¡ El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etc
Torio.
¡ El torio es lo bastante radiactivo como para impresionar una placa fotográfica en varias horas.
¡ En estado puro es un metal de color blanco plateado que es estable en el aire y conserva su brillo durante varios meses. Una vez que comienza la oxidación, pierde su brillo y se vuelve gris y posteriormente negro
Origen
¡ Llamado así en honor a Thor, el dios escandinavo de la guerra, fue descubierto en Suecia por Jöns Jakob Berzelius en 1.828. Setenta años más tarde el matrimonio Pierre y Marie Curie pusieron de manifiesto el caracter radiactivo del elemento
Abundancia
¡ Se encuentra en pequeñas cantidades en la torita, o silicato de torio (ThSiO4) y en la torianita, un mineral radioactivo compuesto de óxido de torio y uranio.
¡ Sus yacimientos más importantes, principalmente como óxido de torio ThO2, se encuentran en las arenas de monacita de la India y Brasil, Australia y Estados Unidos.
¡ Tras el descubrimiento de algunos depósitos de minerales que contienen torio se estima que el elemento puede ser tres veces más abundante que el uranio y de una abundancia parecida a las del molibdeno y el plomo.
¡ En cuanto al poder energético del torio contenido en los minerales de la corteza terrestre se estima que puede ser superior a los del uranio y el petróleo juntos.
Se supone que el calor del interior de la tierra se debe, en buena medida, al torio y al uranio
Obtención.
¡ Se prepara industrialmente a partir de las arenas de monacita (que contiene entre un 3 y un 9% de ThO2) que se tratan con ácido sulfúrico concentrado a 200ºC y se separa el torio de las otras tierras raras aprovechando la solubilidad de su oxalato o de su carbonato.
¡ El metal, con gran pureza, se obtiene reduciendo el tetracloruro con sodio , el óxido con calcio, por reducción con calcio de tetracloruro de torio mezclado con cloruro de cinc anhidro, por reducción del tetracloruro de torio con un metal alcalino y por electrólisis del pentafluotorato de potasio (KThF5 ) o del cloruro de torio anhidro disueltos en una mezcla fundida de NaCl y KCl
Aplicación industrial
¡ Un importante uso del torio es la preparación de camisas Welsbach, que contienen de óxido de torio con un 1% de óxido de cerio y otras sustancias, que se utilizan en las luces portátiles de gas.
¡ Es importante como fuente potencial de combustible atómico, porque el bombardeo de torio-232 con neutrones lentos produce el isótopo fisible U-233. Este proceso es comparable al de obtención de Pu-239 fisible bombardeando U-238 no fisible con neutrones rápidos.
¡ No obstante, aún quedan algunos años para que el torio sea considerado alternativa de otros combustibles nucleares ya que su utilización industrial se encuentra todavía en fase de experimentación.
¡ El torio metal se usa en aleaciones de magnesio y como componente estabilizador en tubos de vacío. También se utiliza en la industria electrónica como detector de oxígeno.
¡ El óxido ThO2 se usa para los electrodos y filamentos ligeros, para controlar el tamaño de grano del wolframio usado en las lámparas eléctricas y para fabricar crisoles de laboratorio para altas temperaturas y también como catalizador en la conversión del amoníaco en ácido nítrico, en la obtención de hidrocarburos a partir del carbono, en las operaciones de cracking del petróleo y en la producción de ácido sulfúrico.
¡ Los vidrios que contienen óxido de torio el tiene un alto índice de refracción y una baja dispersión por lo que se utilizan en la fabricación de lentes de calidad para cámaras e instrumentos científicos.
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