Aluminio

Aluminio El aluminio es un elemento químico, de símbolo Al y número atómico 13. Se trata de un metal no ferroso. Es el tercer elemento más común encontrado en la corteza terrestre. Los compuestos de aluminio forman el 8% de la corteza de la tierra y se encuentran presentes en la mayoría de las rocas, de la vegetación y de los animales.1 En estado natural se encuentra en muchos silicatos (feldespatos, plagioclasas y micas). Como metal se extrae del mineral conocido con el nombre de bauxita, por transformación primero en alúmina mediante el proceso Bayer y a continuación en aluminio mediante electrólisis. Este metal posee una combinación de propiedades que lo hacen muy útil en ingeniería mecánica, tales como su baja densidad (2.700 kg/m3) y su alta resistencia a la corrosión. Mediante aleaciones adecuadas se puede aumentar sensiblemente su resistencia mecánica (hasta los 690 MPa). Es buen conductor de la electricidad, se mecaniza con facilidad y es relativamente barato. Por todo ello es el metal que más se utiliza después del acero. Características físicas [editar] Entre las características físicas del aluminio, destacan las siguientes: • • • • • • • •

Es un metal ligero, cuya densidad o peso específico es de 2700 kg/m3 (2,7 veces la densidad del agua). Tiene un punto de fusión bajo: 660ºC (933 K). El peso atómico del aluminio es de 26,9815. Es de color blanco brillante. Buen conductor del calor y de la electricidad. Resistente a la corrosión, gracias a la capa de Al2O3 formada. Abundante en la naturaleza. Material fácil y barato de reciclar.

Características mecánicas [editar] Entre las características mecánicas del aluminio se tienen las siguientes: • • • • • • • •

De fácil mecanizado. Muy maleable, permite la producción de láminas muy delgadas. Bastante dúctil, permite la fabricación de cables eléctricos. Material blando (Escala de Mohs: 2-3). Límite de resistencia en tracción: 160-200 N/mm2 [160-200 MPa] en estado puro, en estado aleado el rango es de 1400-6000 N/mm2. El duraluminio es una aleación particularmente resistente. Material que forma aleaciones con otros metales para mejorar las propiedades mecánicas. Permite la fabricación de piezas por fundición, forja y extrusión. Material soldable. Con CO2 absorbe el doble del impacto

Características químicas [editar]

Estructura atómica del aluminio. •

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Debido a su elevado estado de oxidación se forma rápidamente al aire una fina capa superficial de óxido de aluminio (Alúmina Al2O3) impermeable y adherente que detiene el proceso de oxidación, lo que le proporciona resistencia a la corrosión y durabilidad. Esta capa protectora, de color gris mate, puede ser ampliada por electrólisis en presencia de oxalatos. El aluminio tiene características anfóteras. Esto significa que se disuelve tanto en ácidos (formando sales de aluminio) como en bases fuertes (formando aluminatos con el anión [Al(OH)4]-) liberando hidrógeno. La capa de oxido formada sobre el aluminio se puede disolver en ácido cítrico formando citrato de aluminio.

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El principal y casi único estado de oxidación del aluminio es +III como es de esperar por sus tres electrones en la capa de valencia (Véase también: metal pesado, electrólisis).

El aluminio reacciona con facilidad con HCl, NaOH, perclórico, pero en general resiste la corrosión debido al óxido. Sin embargo cuando hay iones Cu++ y Cl- su pasivación desaparece y es muy reactivo. Los alquilaluminios, usados en la polimerización del etileno,5 son tan reactivos que destruyen el tejido humano y producen reacciones exotérmicas violentas al contacto del aire y del agua.6 El óxido de aluminio es tan estable que se utiliza para obtener otros metales a partir de sus óxidos (Cromo, Manganeso, etc.) por el proceso aluminotérmico. Aplicaciones y usos [editar] Aluminio metálico [editar] El aluminio se utiliza rara vez 100% puro, casi siempre se usa aleado con otros metales. El aluminio puro se emplea principalmente en la fabricación de espejos, tanto para uso doméstico como para telescopios reflectores. Los principales usos industriales de las aleaciones metálicas de aluminio son: • • • • • • • •

Transporte; como material estructural en aviones, automóviles, tanques, superestructuras de buques y bicicletas. Estructuras portantes de aluminio en edificios (véase Eurocódigo 9) Embalaje de alimentos; papel de aluminio, latas, tetrabriks, etc. Carpintería metálica; puertas, ventanas, cierres, armarios, etc. Bienes de uso doméstico; utensilios de cocina, herramientas, etc. Transmisión eléctrica. Aunque su conductividad eléctrica es tan sólo el 60% de la del cobre, su mayor ligereza disminuye el peso de los conductores y permite una mayor separación de las torres de alta tensión, disminuyendo los costes de la infraestructura. Recipientes criogénicos (hasta -200 °C), ya que contrariamente al acero no presenta temperatura de transición dúctil a frágil. Por ello la tenacidad del material es mejor a bajas temperaturas. Calderería.

Debido a su gran reactividad química, el aluminio se usa finamente pulverizado como combustible sólido de cohetes espaciales y para aumentar la potencia de los explosivos. También se usa como ánodo de sacrificio y en procesos de aluminotermia (termita) para la obtención y soldadura de metales. Compuestos no metálicos de aluminio [editar] •

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El óxido de aluminio, también llamado alúmina, (Al2O3) es un producto intermedio de la obtención de aluminio a partir de la bauxita. Se utiliza como revestimiento de protección y como adsorbente para purificar productos químicos. El óxido de aluminio cristalino se llama corindón y se utiliza principalmente como abrasivo. El corindón transparente se llama rubí cuando es rojo y zafiro en los otros casos, utilizándose en joyería y en los emisores de rayos láser. El rubí y el zafiro también pueden ser producidos artificialmente.7 Los haluros de aluminio tienen características de ácido Lewis y son utilizados como tales como catalizadores o reactivos auxiliares. En particular, el cloruro de aluminio (AlCl3) se emplea en la producción de pinturas y caucho sintético así como en el refino de petróleo. Los aluminosilicatos son una clase importante de minerales. Forman parte de las arcillas y son la base de muchas cerámicas y vidrios. En vidrios y cerámicas también se utilizan óxidos de aluminio y el borato de aluminio (Al2O3 · B2O3). El hidróxido de aluminio (Al(OH)3) se emplea como antiácido, como mordiente, en tratamiento de aguas, en la producción de cerámica y vidrio y en la impermeabilización de tejidos. Los hidruros complejos de aluminio son reductores valiosos en síntesis orgánica. El sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) y el sulfato de amonio y aluminio (Al(NH4)(SO4)2) se emplean como modiente el tratamiento en el tratamiento de aguas, en la producción de papel, como aditivo alimentario y en el curtido del cuero.8 El fosfato de aluminio (AlPO4) se utiliza, junto con otras materias, como deshidratante a alta temperatura. El borohidruro de aluminio (Al(BH4)3) se añade como aditivo a los combustibles de aviones a reacción. Las sales de aluminio de los ácidos grasos (por ejemplo el estearato de aluminio) forman parte de la formulación del napalm. En muchas vacunas, ciertas sales de aluminio realizan la función de adyuvante inmune para ayudar a la proteína de la vacuna a adquirir suficiente potencia para estimular al sistema inmunológico. El Al(CH2CH3)3 arde violentamente al aire y destruye rápidamente los tejidos.

Aleación Desde el punto de vista físico, el aluminio puro posee una resistencia muy baja a la tracción y una dureza escasa. En cambio, unido en aleación con otros elementos, el aluminio adquiere características mecánicas muy superiores. A estas aleaciones se las conoce con el nombre genérico de Duraluminio, y pueden ser centenares de aleaciones diferentes. El duraluminio contiene pequeñas cantidades de cobre (Cu) (3 - 5%), magnesio (Mg) (0,5 - 2%), manganeso (Mn) (0,25 - 1%) y Zinc (3,5 - 5%). Son también importantes los diversos tipos de aleaciones llamadas anticorodal, a base de aluminio (Al) y pequeños aportes de magnesio (Mg) y silicio (Si). Pero que pueden contener a veces manganeso (Mn), titanio (Ti) y Cromo (Cr). A estas aleaciones se las conoce con el nombre de avional, duralinox, silumin, hidronalio, peraluman, etc. Como hay distintas composiciones de aluminio en el mercado, es importante considerar las propiedades que éstas presentan, pues, en la industria de la manufactura, unas son mas favorables que otras. Aportaciones de los elementos aleantes [editar] Los principales elementos aleantes del aluminio son los siguientes y se enumeran las ventajas que proporcionan. • • • • • • • •

Cromo (Cr) Aumenta la resistencia mecánica cuando está combinado con otros elementos Cu, Mn, Mg. Cobre (Cu) Incrementa las propiedades mecánicas pero reduce la resistencia a la corrosión. Hierro (Fe). Incrementa la resistencia mecánica. Magnesio (Mg) Tiene alta resistencia tras el conformado en frío. Manganeso (Mn) Incrementa las propiedades mecánicas y reduce la calidad de embutición. Silicio (Si) Combinado con magnesio (Mg), tiene mayor resistencia mecánica. Titanio (Ti) Aumenta la resistencia mecánica. Zinc (Zn) Reduce la resistencia a la corrosión.

Tipos de aleaciones normalizadas [editar] Las aleaciones de aluminio forjado se dividen en dos grandes grupos, las que no reciben tratamiento térmico y las que reciben tratamiento térmico.12 Aleaciones de aluminio forjado sin tratamiento térmico [editar] Las aleaciones que no reciben tratamiento térmico solamente pueden ser trabajadas en frío para aumentar su resistencia. Hay tres grupos principales de estas aleaciones según la norma AISI-SAE que son los siguientes: • • •

Aleaciones 1xxx. Son aleaciones de aluminio técnicamente puro, al 99,9% siendo sus principales impurezas el hierro y el silicio como elemento aleante. Se les aporta un 0.12% de cobre para aumentar su resistencia. Tienen una resistencia aproximada de 90 MPa. Se utilizan principalmente par trabajos de laminados en frío. Aleaciones 3 xxx. El elemento aleante principal de este grupo de aleaciones es el manganeso (Mn) que está presente en un 1,2% y tiene como objetivo reforzar al aluminio. Tienen una resistencia aproximada de 16 ksi (110MPa) en condiciones de recocido. Se utilizan en componentes que exijan buena mecanibilidad. Aleaciones 5xxx. En este grupo de aleaciones es el magnesio es el principal componente aleante su aporte varía del 2 al 5%. Esta aleación se utiliza cuando para conseguir reforzamiento en solución sólida. Tiene una resistencia aproximada de 28 ksi (193MPa) en condiciones de recocido.

Aleaciones de aluminio forjado con tratamiento térmico [editar] Algunas aleaciones pueden reforzarse mediante tratamiento térmico en un proceso de precipitación. El nivel de tratamiento térmico de una aleación se representa mediante la letra T seguida de un número por ejemplo T5. Hay tres grupos principales de este tipo de aleaciones. • • •

Aleaciones 2xxx: El principal aleante de este grupo de aleaciones es el cobre (Cu), aunque también contienen magnesio Mg. Estas aleaciones con un tratamiento T6 tiene una resistencia a la tracción aproximada de 64ksi (442 MPa) y se utiliza en la fabricación de estructuras de aviones. Aleaciones 6xxx. Los principales elementos aleantes de este grupo son magnesio y silicio. Con unas condiciones de tratamiento térmico T6 alcanza una resistencia a la tracción de 42 ksi (290MPa) y es utilizada para perfiles y estructuras en general. Aleaciones 7xxx. Los principales aleantes de este grupo de aleaciones son cinc, magnesio y cobre. Con un tratamiento T6 tiene una resistencia a la tracción aproximada de 73ksi(504MPa) y se utiliza para fabricar estructuras de aviones.13

Metales pesados Los metales pesados son un grupo de elementos químicos que presentan una densidad relativamente alta y cierta toxicidad para el ser humano.

Elemento Densidad (g/cm³) Mercurio 13,6

Talio 11,85 El término "metal pesado" no está bien definido. A veces se emplea el criterio de densidad. Por 11,3 ejemplo, metales de densidad mayor que 4,5 g/cm³, pero los valores en la bibliografía pueden ir desde 4 Plomo g/cm³ hasta 7 g/cm³. Otros criterios empleados son el número atómico y el peso atómico. Además, el Cadmio 8,65 término siempre suele estar relacionado con la toxicidad que presentan, aunque en este caso también se Arsénico 5,7 emplea el término "elemento tóxico" o "metal toxico". Aluminio 2,70 Muchos de los metales que tienen una densidad alta no son especialmente tóxicos y algunos son Berilio 1,85 elementos esenciales en el ser humano, independientemente de que a determinadas concentraciones puedan ser tóxicos en alguna de sus formas. Sin embargo, hay una serie de elementos que en alguna de sus formas pueden representar un serio problema medioambiental y es común referirse a ellos con el término genérico de "metales pesados". Los metales pesados tóxicos más conocidos son el mercurio, el plomo, el cadmio y el talio. También se suele incluir un semimetal como es el arsénico y, en raras ocasiones, algún no metal como el selenio. A veces también se habla de contaminación por metales pesados incluyendo otros elementos tóxicos más ligeros, como el berilio o el aluminio. Comportamiento ácido [editar]

Ácidos H+, Li+, Na+, Be2+, Desde el punto de vista químico se pueden dividir los cationes de los metales en Duros Cr3+, Al3+ ácidos de Lewis duros y en ácidos de Lewis blandos. La blandura o dureza de un Au+, Ag+, Cu+, Tl+, catión o un anión se puede relacionar con su polarizabilidad, y ésta con la Blandos Hg22+, Hg2+, Cd2+, Pb2+ relación carga/radio.

Bases O2-, NO33-, F-, OH-, H2O, NH3, SO42R2S, H-, CN-, SCN, CO, I-, R-

Los iones con una relación carga/radio alta son duros, mientras que los de relación carga/radio baja son blandos. Los ácidos blandos tienden a enlazarse con bases blandas y los ácidos duros con bases duras. Según esta clasificación los considerados generalmente como metales pesados tóxicos como el cadmio, el mercurio o el plomo, tienen cationes, como por ejemplo el Cd2+, Hg2+ o Pb2+, que son ácidos de Lewis blandos. Estos ácidos de Lewis tienen tendencia a enlazarse a bases blandas, por ejemplo a los restos cisteinato (contienen el grupo RS-, una base blanda) de proteínas, ejerciendo de esta forma su acción tóxica. Sin embargo estos elementos tóxicos también pueden actuar de otras formas, por ejemplo sustituyendo a un catión metálico que realiza una función en el organismo, por tener características similares. Así, el Cd2+ puede sustituir al Zn2+ o al Ca2+. En el primer caso afecta a proteínas que contienen zinc y en el caso del calcio afecta a los huesos. En el caso del Al3+ y el Be2+, son ácidos de Lewis duros y no ejercen su efecto tóxico enlazándose a los restos cisteinato, sino que actúan de otras formas. REACCIÓN DE LOS METALES Y SUS COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES Algunas reacciones de los metales del grupo IA

Reacción

Notas

4M + O2 2M2O

O2 limitado

4Li + O2 2Li2O

Exceso de O2 (oxido de litio)

2Na + O2 Na2O2

(peróxido de sodio)

M + O2 MO2

M = K, Rb, Cs; exceso de O2 Superóxidos)

2M + H2 2MH

Metales fundidos

6Li + N2 2Li3N

A alta temperatura

2M + X2 2MX

X = halógeno (grupo VII A)

2M + S M2S

También con Se, Te, del grupo VI A

12M + P4 4M3P

También con As, Sb, del grupo VA

2M + 2H2O 2MOH + H2

K, Rb y Cs reaccionan exploxivamente

2M + 2NH3 2MNH2 + H2

Con NH3(l) en presencia de catalizador; con NH3(g) a alta temperatura (las disoluciones también contienen M+ + e- solvatados)

El sodio (Na):Oxido de Sodio:4Na + O2 2Na2O/ Peróxido de sodio: 2Na(s) + O2 (g) Na2O2(s)/ Hidruro de sodio: 2Na + H22NaH / Cloruro de sodio: 2Na + Cl2 2NaCl / Sulfuro sódico: 2Na + S Na2S / Fosfuro de sodio:12Na + P4 4Na3P / Hidróxido de sodio: 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 / Amina de sodio:2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2 Compuestos más importantes:Sodio (Na):NaCl La sal común (alimentación, y materia prima para obtener sodio y el resto de los compuestos), el Na2CO3 (base), NaHCO3 (base, alimentación), NaOH (base fuerte, usada en la fabricación de jabones, colorantes, celulosa, detergentes, seda artificial, industria del vidrio), nitrato de chile (NaNO3) (fertilizante nitrogenado), fosfatos di y trisódicos (Na2HPO4 y Na3PO4) (abonos), tiosulfato sódico (Na2S2O3.5H2O) (blanqueante, fotografía) y bórax (Na2B4O7.10H2O) (blanqueo), peróxido de sodio (Na2O2) (detergentes y blanqueantes). Litio (Li): LiCl (cloruro de litio) es uno de los materiales más higroscópicos que se conocen y, junto con el LiBr (bromuro de litio) se emplea en sistemas de aire acondicionado y desecadores, el LiI (yoduro de litio) preparado con 6-Li sirve de detector de neutrones según la reacción anterior, el estearato de litio se emplea como lubricante de altas temperaturas.el peróxido se emplea en aparatos respiratorios de ciclo cerrado.el LiH (hidruro de litio) es un combustible de cohetes el LiClO4 (perclorato de litio) se emplea como portador de oxígeno en combustibles de cohetes, el LiOH (hidróxido de litio) es una base fuerte que se utiliza para purificar el aire (submarinos, etc.) ya que 1 gramo de hidróxido consume 0,51 gramos de CO2, el LiCO3 (carbonato de litio) en pequeñas dosis parece efectivo en el tratamiento de síndromes maniacodepresivos. Potasio (K): KNO3 (nitrato de sodio) comúnmente conocido como nitro o salitre, se usa como fertilizante potásico y nitrogenado. Entre sus aplicaciones (en muchas puede ser sustituido por sodio más barato y abundante). Algunas reacciones de los metales del grupo IIA:

Reacción

Notas

2M + O2 2MO

Muy exotermico (excepto Be)

Ba + O2 BaO2

Casi exclusivamente

M + H2 MH2

M = Ca, Sr, Ba, a altas temperaturas

3M + N2 M3N2

A altas temperaturas

6M + P4 2M3P2

A altas temperaturas

+ X2 MX2

X = halógeno (grupo VII A)

M + S MS

También con Se, Te, del grupo VI A

M + 2H2O M(OH) 2 + H2

M = Ca, Sr, Ba, a 25ºC Mg da MgO a altas temperaturas

M + 2NH3 2M(NH2) 2 + H2

M = Ca, Sr, Ba, en NH3(l) en presencia de catalizador; NH3(g) con calor.

3M + 2NH3(g) M3N2 + 3H2

A altas temperaturas

Be + 2OH-+ 2H2O Be(OH) 2-4+ H2

Sólo con Be

Compuestos más importantes: Calcio (Ca): CaO, (óxido de calcio) la cal, utilizada en la obtención del cemento, metalurgia (hierro), Ca(OH)2 (hidróxido de calcio) cal apagada, base barata con incontables usos, CaSO4 (sulfato de calcio) Su forma hidratada (CaSO4.2H2O) es el yeso, el carburo de calcio CaC2 empleado en la fabricación de acetileno, cianamida y desazufrado del acero; la cianamida Ca(CN)2 es un fertilizante nitrogenado, CaCl2 cloruro de calcio, muy higroscópico, empleado en mezclas frigoríficas, desecante, aglomerante de arena, aditivo de cemento, hidroxiapatito (Ca5(PO4)3OH, esmalte de los dientes. Magnesio: Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio) leche de magnesia; antiácido estomacal y laxante, MgCl2 (cloruro de magnesio) fundido, es buen conductor de la corriente, MgSO4 (sulfato de magnesio) se emplea en la industria textil, papelera, como laxante y como abono. MgCO3 (magnesita) obtención de aislantes, vidrios y cerámica. Bario: BaSO4 (Sulfato de Bario) Se usa en pinturas (blanco permanente), goma, papel, cristal. Perforación de petróleo y gas, Ba(OH)2 (hidróxido de Bario) y BaO2 (óxido de bario) se emplea como desecante. El BaCO3 (carbonato de bario) se ha usado como raticida El nitrato y clorato para dar colores en pirotecnia. Potabilizacion del agua INSTALACIONES: En cuanto a las instalaciones, comentar que no únicamente están las instalaciones de la Planta, sino que también hay una especie de red instalada a lo largo de los alrededores de Barcelona.

Esta red está formada por unas canalizaciones de agua, que salen de la Planta y que conducen agua ya potable hasta una serie de depósitos situados en puntos determinados y a diferentes alturas, para poder salvar el desnivel de Barcelona y permitir así, que el agua llegue a todas partes. Después, no hay que olvidar que río arriba hay unas estaciones de alerta, que están enviando señales continuamente sobre el estado del agua a la Planta y así ésta, puede cerrarse en caso de que el agua no estuviera en buen estado. Por último ya, comentar que lo que son las instalaciones de la Planta, propiamente dicha, ocupan bastante superficie, y esto se debe a que el proceso que ha de seguir el agua es lento (5-6 horas) y minucioso. Aclarar además que en la Planta no sólo están las instalaciones de tipo técnico, sino que también encontramos el: LABORATORIO: con diferentes departamentos; controles de la calidad y tasas de ciertos parámetros del agua, e investigación para encontrar nuevos procesos para el tratamiento de la misma. TELECONTROL: que controla muchos de los procesos por los que pasa el agua, que están automatizados: producción de ozono, envases, hornos de regeneración del carbón activo, etc... PROCESOS: En general las aguas son sometidas a un conjunto de operaciones y tratamientos por tal de que sean aptas para el consumo humano o para determinadas aplicaciones industriales. El agua suministrada al público debe estar libre de impurezas, las cuales pueden ser insolubles (arcilla, sedimentos...) o solubles (contaminantes agrícolas o industriales). Todas estas impurezas deben reducirse a cantidades seguras, antes de que el agua sea enviada a las casas y fábricas. Los tratamientos empleados para reducir las impurezas pueden ser de naturaleza física, química o bacteriológica: - El tratamiento físico consistiría en someter al agua a decantación, natural o acelerada con agentes de floculación y posteriormente a filtración, mediante lechos filtrantes de arena o de carbón. Las aguas poco turbias pueden ser sometidas directamente a filtración sin la necesidad de pasar por la decantación. - El tratamiento químico se lleva a cabo por tal de mejorar los caracteres químicos del agua y consiste en efectuar la decantación con una cantidad conveniente de calcio, por tal de reducir la dureza temporal o carbónica, seguida de un control final del PH. -El tratamiento bacteriológico se realiza generalmente por oxidación, ya sea directa o con gas cloro debidamente regulado. La posibilidad de dejar en el agua una pequeña dosis de cloro libre, garantiza su total potabilidad bacteriológica al llegar a los consumidores, aunque en la red de distribución pueda haber puntos de contaminación. Por tal de evitar el gusto desagradable del cloro, hoy en día se estudia la posibilidad de la ozonización. En estos tratamientos, los procesos más usados son: 1.- FILTRACIÓN o filtraje: Desde objetos tales como ramas de árbol, hasta partículas cualesquiera. Y la filtración propiamente dicha que se lleva a cabo mediante filtros de arena. 2.- FLOCULACIÓN: Se realiza a fin de eliminar las partículas en suspensión coloidal. Para facilitar este proceso se añade una pequeña cantidad de sulfato de aluminio o de cloruro férrico en medio ligeramente básico. Estas sustancias provocan la precipitación de los hidróxidos correspondientes y que por sí mismas no sedimentarían: Al2(SO4)3 + H2O -----> Al(OH)3 depositan en el fondo FeCl3 + H2O -----> Fe(OH)3 3.- ELIMINACIÓN DE SALES DISUELTAS: También llamada ablandamiento del agua y que consiste en la eliminación de los iones Ca y Mg por precipitación o por intercambio iónico, añadiendo carbonato de sodio para cambiar los iones calcio o magnesio por iones sodio. Esta reacción, CaSiO4 + Na2CO3 -----> CaCO3 + Na2SO4

va seguida de una filtración para separar los precipitados formados. 4.- ESTERILIZACIÓN: Se realiza mediante cloración, hasta alcanzar concentraciones de cloro de 0'1 a 0'2 ppm (partes por millón) ya que concentraciones superiores a 0'4 ppm comunican sabor al agua. La esterilización puede efectuarse también mediante ozono (O3) o radiaciones ultravioletas, para eliminar bacterias o sustancias nocivas. EN LA PLANTA: Agua turbia y con partículas grandes en suspensión: 1. Captación: El proceso comienza con la captación del agua del río, que se lleva a cabo mediante unas rejas de captación(1) de unos 8mm, suficiente para que entre bastante caudal pero no tierra ni grandes cuerpos en suspensión. 2. Precloración(3,5): se le añade cloro al agua para eliminar amoníaco y para evitar la formación de algas. El cloro se encuentra en unos tanques en estado líquido, mediante unas resistencias pasa a gas y entonces se le añade al agua. 3. Cámaras desarenadoras(9): al agrandar la sección de paso del agua, ésta pierde velocidad y esto permite que la arena y las partículas más grandes se depositen. Como el agua ya no contiene arena se puede bombear más fácilmente(11), llegando por su propio desnivel a: 4. Cámara de mezcla: el agua está turbia y para depositar las partículas (muy pequeñas) que le dan tono opaco, se sigue el proceso de floculación, ya comentado antes. -adición sulfato de aluminio(12) -adición cloruro de hierro(14) 5. Decantadores: los correspondientes hidróxidos que se han formado se sedimentan en los decantadores(21), quedando el agua sin turbiedad. Agua no turbia pero tampoco cristalina: 6. Filtros de arena(23): después de los procesos de floculación y sedimentación, el agua acaba su proceso de aclaración pasando a través de un lecho de arena de unos 60 cm de espesor, de manera que pierda las pequeñas partículas en suspensión que le queden. No hay que olvidar, la Galería de Control de filtros(25), donde encontramos una serie de controladores de la presión que sirven para saber como están los filtros de llenos. 7. Bombeamiento intermedio: la incorporación de nuevas fases en el tratamiento del agua tales como la ozonización y la filtración con carbón activo, pertenecientes a la ampliación de 1992, hacen indispensable un bombeamiento intermedio para que el agua pueda recorrer todas las nuevas fases y llegar hasta los depósitos de agua tratada. Para bombear se utilizan 4 Caracoles de Arquímedes(28), con una capacidad de elevación de 2 m3/segundo cada uno. Agua clara pero con disoluciones detergentes y orgánicas: 8. Instalación de ozonización(32,33): en la Planta no hay tanques que contengan ozono, sino que tienen que producirlo ellos: cogen aire de la atmósfera, lo secan y le transmiten una diferencia de potencial de unos 12000 V para que las moléculas de O2 se separen y en unirse se obtengan moléculas de ozono (O3), que se concentrará en el aire en un 4,5%. Posteriormente este ozono se suelta en el agua donde reacciona rápidamente destruyendo los componentes orgánicos. 9. Filtros de carbón activo(37): el carbón activo, que actúa de forma parecida a los filtros del tabaco, tiene la capacidad de coger partículas de tamaños muy pequeños, tales como las sustancias orgánicas o los detergentes. Destacar que este carbón se regenera con bastante frecuencia en los llamados hornos de regeneración(45), de modo que se recupera casi el 90% del carbón usado, que se renovará pasados 3 años. 10. Postcloración: el agua ya está completamente limpia, pero para su total potabilidad y sobretodo por seguridad, se hace una última cloración, de manera que llegue en perfectas condiciones a los usuarios.

A partir de aquí, el agua ya está en perfectas condiciones para su consumo en las ciudades o zonas industriales, pero antes de que podamos hacer uso de este recurso tan valioso, el agua ha de llegar hasta nosotros. Es por eso, que al salir de la Planta potabilizadora, el agua es bombeada para su posterior almacenaje en los llamados depósitos de servicio. Estos depósitos están situados a determinadas alturas, las suficientes para que el agua, siguiendo el principio de los basos comunicantes, llegue a todas las casas. Esquema de una estación de tratamiento de agua y de la red de suministro de la misma: Aquí vemos como el agua después de haber sido tratada, es bombeada y enviada a un depósito donde es almacenada para su posterior distribución y utilización. Después de su utilización, este agua, antes de ser devuelta a la naturaleza debe depurarse, porque de otro modo la calidad del agua iría empobreciendo con el tiempo. Así es como pasamos a otro de los procesos que sigue el agua, que es el que se conoce con el nombre de Depuración de aguas residuales, que podemos definir como el conjunto de operaciones a que son sometidas las aguas residuales para eliminar impurezas, antes de verterlas al medio ambiente (ríos, mares,…). Este proceso comprende: 1.- Eliminación de materias gruesas por rastrillado. 2.- Eliminación de arenas. 3.- Eliminación de espumas. 4.- Sedimentación en balsas decantadoras para la separación de los lodos. Los lodos se degradan mediante fermentación y pueden ser empleados para elaborar abonos. Los gases desprendidos se queman, pudiéndose utilizar como combustibles. Posteriormente y para finalizar ya, el agua puede ser devuelta a la naturaleza, de donde el hombre volverá a abastecerse una vez más, creando así una especie de ciclo que nunca acaba. De forma más esquemática y aclaradora, podríamos decir que dicho ciclo, al que podemos dar el nombre de Ciclo de utilización del agua, es el siguiente: De forma resumida, el ciclo consta de las siguientes partes: 1.- Captación de los recursos hidráulicos existentes en la naturaleza. 2.- Tratamiento del agua en función del uso posterior. 3.- Sistema de almacenaje y distribución de la misma a los puntos de consumo (red de distribución y depósitos). 4.- Uso de agua. 5.- Sistema de recogida del agua utilizada (red de alcantarillado). 6.-Depuración del agua residual en función del medio receptor y del tipo de vertidos. 7.- Vertido final a los cauces o masas de agua naturales. ESTUDIO SOBRE EL AGUA INTRODUCCIÓN: El agua es un compuesto químico de naturaleza inodora, insabora e incolora. El agua ocupa la mayor parte de la superficie de nuestro planeta (70%), constituyendo el compuesto químico más abundante en los organismos vivos y siendo el principal componente del citoplasma.

Se mueve de forma imparable por la superficie de la tierra, haciendo circular muchas sustancias y modelando el relieve terrestre. Está presente en actividades humanas tanto agrícolas como industriales y también en aquellas actividades que forman la vida cotidiana de cada uno de nosotros. Es en resumen, uno de los pilares que soportan la estable estructura de la comunidad ecológica. EL AGUA COMO COMPUESTO: El agua es un compuesto basado en moléculas constituidas por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno y por lo tanto de fórmula molecular H2O. Podemos considerar el agua como el producto de la combustión (oxidación) del hidrógeno con el oxígeno del aire: 2H2 + O2 -----> 2H2O La gran reactividad (capacidad para reaccionar) que hay entre el H y el O quiere decir que entre los dos elementos existe una fuerte atracción química, que se manifiesta en que el producto de su unión, la molécula de agua, es muy estable. Por otra parte, el enlace que mantiene unidas las moléculas de agua es de tipo covalente, es decir que los átomos que forman el compuesto comparten un electrón. Además, las moléculas de agua aparecen asociadas entre sí formando grupos mediante los denominados enlaces de hidrógeno, que actúan como pegamento. La estructura de la molécula de agua puede explicarse teniendo en cuenta que el átomo central de oxígeno está rodeado por cuatro pares de electrones, dos formando enlace y dos solitarios. La molécula tiene por tanto, forma de V, y la repulsión entre átomos de H reduce el ángulo del tetraedro H-O-H a 104'5º. Disposición de los átomos en la molécula de agua: propiedades físicas, peso molecular 18'16 uma, punto de ebullición a 1 atm 100ºc, punto de fusión a 1 atm 0ºc, densidad a 0ºc sólido 0'915 g/ml, densidad a 0ºc líquido 0'99987 g/ml, densidad a 4ºc líquido 1'0000 g/ml, densidad a 100ºc líquido 0'95839 g/ml, calor de vaporización 40'561 kj/mol, conductividad a 25ºc 6.10-18 ohm, conductividad calorífera 0'001 cal/cm.s.ºc, dilatación de liq. a hielo 10 % Las propiedades principales del agua se explican por su capacidad de formar enlaces intermoleculares por puentes de hidrógeno, ya mencionados anteriormente. El origen de dichos enlaces se halla en la desigual distribución de la carga negativa y positiva; la molécula se transforma en dipolo, y la atracción entre los polos constituye los enlaces por puente de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de formar 4 enlaces, pero sólo a temperaturas bajas los forma realmente. A medida que aumenta la temperatura el número de enlaces entre moléculas va disminuyendo; a 40 ºC el número de puentes de hidrógeno existentes es menos de la mitad de los teóricamente posibles. Esta tendencia continua a la temperatura de fusión y a temperaturas más altas hasta que tiene lugar la completa ruptura de la estructura. En la estructura del agua al representar gráficamente la presión frente a la temperatura, las curvas que aparecen indican el distinto comportamiento de los diferentes estados del agua. Estas curvas se cortan en un punto en el que las formas sólida, líquida y vapor están en equilibrio entre sí; el punto triple es, por tanto, de especial importancia, porque en el caso del agua es un punto fijo para la escala absoluta de temperaturas (273'16 ºK). ESQUEMA: PROPIEDADES QUÍMICAS: Como resultado del dipolo eléctrico asociado a la molécula de agua y como consecuencia de sus posibilidades de formar enlaces de hidrógeno, el agua da compuestos de adición con un gran número de sales. De tal modo, que las moléculas de agua pueden encontrarse asociadas de diferentes maneras: Reacciones con los metales: A temperatura ordinaria, el agua reacciona violentamente con los metales alcalinos y los alcalinotérreos más pesados. Metales como el Al, Mn, Zn, Fe, Sn, Pb,... reaccionan con el vapor de agua. Reacción general:

2Metal + Agua ---> Óxido del metal + Hidrógeno que se desprende. Reacciones con los óxidos: El agua reacciona con los óxidos dando oxiácidos o hidróxidos. Ejemplo: SO3 + H2O -----> H2SO4 trióxido de azufre agua ácido sulfúrico Reacciones de hidrólisis: El agua produce la doble descomposición de sales. Ejemplo: SO2Cl2 + H2O -----> H2SO4 + 2HCl cloruro de sulfurilo agua ácido sulfúrico ácido clorhídrico IONIZACIÓN DEL AGUA: El agua está débilmente ionizada, de forma que puede actuar como un ácido o como una base. La reacción, H2O + H2O -----> H3O+ + OHácido1 base2 ácido2 base1 se realiza en poca cantidad en el agua pura. Dado que las concentraciones de los elementos del primer miembro de la ecuación son constantes, la expresión de la CONSTANTE DE EQUILIBRIO es: (H3O+).(OH-) = Kw La cantidad de Kw, se llama CONSTANTE DEL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA. Su valor es de 10-14 si las concentraciones se expresan en moles por litro y a 25 ºC. En una solución neutra la concentración de H3O+ es la misma que la de OH-. ESTADOS FÍSICOS DEL AGUA: Como ya dije al principio el agua se encuentra en la naturaleza en los tres estados posibles de la materia: gas, líquido y sólido, presentando en cada estado características y propiedades diferentes, como ya hemos podido observar (v. propiedades físicas), ya que su estructura interna ha variado. ESTADO GASEOSO: - El vapor de agua está formado por moléculas que se mueven casi independientemente entre sí. - Por encima de 374 ºC el vapor de agua puede ser comprimido hasta alcanzar cualquier densidad sin licuarse. - Cuando la densidad tiene el valor de 0'4 g/cm3 el vapor puede disolver cantidades notables de sales. - Su estabilidad a la disociación es previsible por su elevado calor de formación; sólo se halla apreciablemente disociada a temperaturas superiores a 2000º C. - Su capacidad calorífera la hace conveniente para fines de refrigeración en procesos industriales. ESTADO LÍQUIDO: - Las moléculas de agua en estado líquido, tienden a reagruparse debido a los enlaces de hidrógeno y se reorientan cada 10-10 s, lo que hace que la determinación de su estructura instantánea sea un problema difícil. - Es un líquido altamente polar y su mayor densidad se presenta a 4 ºC.

- El agua puede ser supercalentada aumentando la presión o superenfriada añadiéndole sal común o compuesto ionizante. - Su conductividad no es muy alta, pero aún así es 1 millón de veces más alta que la de la mayoría de líquidos no metálicos a temperatura ambiente. ESTADO SÓLIDO: - En el líquido anterior a medida que la temperatura baja, los grupos moleculares se unen hasta formar una estructura hexagonal compacta, el hielo. - En el hielo, las moléculas de agua se ordenan de forma tetraédrica. Tanto Tamman como Bridgman, en sus estudios sobre el agua sólida, demostraron que además del hielo ordinario, aparecen otras formas sólidas a presiones elevadas. Estas distintas estructuras de los diferentes tipos de hielo, se consideran como un polimorfismo (v. esquema de propiedades físicas). Esquema de la estructura del hielo; siendo los átomos de oxígeno las esferas rojas, los de hidrógeno las blancas y las líneas punteadas los enlaces de hidrógeno: EL AGUA COMO DISOLVENTE: Se dice que el agua es el “disolvente universal”, y aunque esta afirmación no es totalmente cierta, lo que sí es verdad es que el agua disuelve a más tipos de sustancias y en cantidades mayores que cualquier otro disolvente existente en la naturaleza. El agua posee esta propiedad por el hecho de tener una elevada constante dieléctrica, que es consecuencia de la naturaleza dipolar de sus moléculas: en las moléculas de H2O, el átomo de oxigeno atrae con más fuerza hacia sí las dos parejas de electrones de enlace con cada átomo de hidrógeno y debido a esto, en el átomo de oxígeno hay un exceso de carga positiva y las moléculas de agua son, por tanto, minúsculos dipolos eléctricos. En particular, este carácter dipolar del agua la convierte en un dislovente excelente de los materiales polares o iónicos, tales como las sales, bases y ácidos, de los que se dice, por ello, que son hidrofílicos (amor al agua). Por otra parte, el agua no lo puede todo y por tanto, las sustancias no polares, tales como los aceites y las grasas, son virtualmente insolubles en el agua y, por consiguiente, se describen como sustancias hidrofóbicas (repulsión al agua). Para verlo de forma más clara, pongamos un ejemplo de la actuación del agua en ambos casos: Disolución de sales: Las moléculas de H2O en presencia de partículas cargadas, como pueden ser los iones positivos del Na+ o los iones negativos del Cl,que constituyen los cristales de cloruro de sodio, tienden a colocarse con la parte positiva hacia los iones negativos del cloro y con la parte negativa hacia los iones positivos del sodio. Así, crean una especie de pantalla que debilita los enlaces iónicos que mantienen unidos los iones de cloro y sodio. Lo que antes era un cristal de sal, se transforma en algo prácticamente indistinguible del agua, dado que los iones de cloro y sodio son desmontados y englobados por moléculas de agua. Mezcla con aceite: Ya por todos es sabido, que en vertir aceite sobre agua, este no se disuelve en ella y ni tan solo se mezclan, de forma que ambos líquidos quedan perfectamente separados formando dos niveles, en el que el superior corresponde al aceite y el inferior al agua, que en pesar más, se va al fondo. CONCLUSIONES: Para acabar ya, comentar un poco lo que me ha parecido hacer este trabajo. En cuanto a la visita que hicimos a la Planta de Tratamiento, decir que me sorprendieron bastante las instalaciones, ya que ni mucho menos me esperaba que estuvieran tan bien. Después, cuando he tenido que enfrentarme al trabajo, me he arrepentido de haber hecho la visita a la Planta, pero ahora, cuando ya estoy escribiendo las últimas líneas, puedo decir que aunque me haya costado hacerlo, como todos los trabajos, estoy contenta, ya que considero que si me ha servido de algo, no he trabajado en vano.

Junto con los metales y los metaloides (o semimetales), los no metales comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Se caracterizan por presentar una alta electronegatividad, por lo que es más fácil que ganen electrones a que los pierdan. Los no metales, excepto el hidrógeno, están situados en la tabla periódica de los elementos en el bloque p. De este bloque, excepto los metaloides y, generalmente, gases nobles, se considera que todos son no metales. En orden de número atómico: • • • • • • • • • • • •

Hidrógeno (H) Carbono (C) Nitrógeno (N) Oxígeno (O) Flúor (F) Fósforo (P) Azufre (S) Cloro (Cl) Selenio (Se) Bromo (Br) Yodo (I) Astato (At)

El hidrógeno normalmente se sitúa encima de los metales alcalinos, pero normalmente se comporta como un no metal. Un no metal suele ser aislante o semiconductor de la electricidad. Los no metales suelen formar enlaces iónicos con los metales, ganando electrones, o enlaces covalentes con otros no metales, compartiendo electrones. Sus óxidos son ácidos. Los no metales forman la mayor parte de la tierra, especialmente las capas más externas, y los organismos están compuestos en su mayor parte por no metales. Algunos no metales, en condiciones normales, son diatómicos en el estado elemental: hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2), flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2) y yodo (I2). Algunas propiedades de los no metales [editar] • • • • • • •

No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad al compararlos con los metales. La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones (iones negativos) u oxianiones en solución acuosa. Usualmente son menos densos que los metales. No brillan

Carbono El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de

grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 10 millones de compuestos de carbono, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Características secundarias El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.1 Estados alotrópicos Se conocen cuatro formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante, fullerenos y nanotubos. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una quinta forma alotrópica (nanoespumas) (enlace externo a nanoespumas). La forma amorfa es esencialmente grafito, pero que no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín.

Disposición geométrica de los orbitales sp2 A presión normal, el carbono adopta la forma del grafito, en la que cada átomo está unido a otros tres en un plano compuesto de celdas hexagonales; este estado se puede describir como 3 electrones de valencia en orbitales híbridos planos sp2 y el cuarto en el orbital p. Las dos formas de grafito conocidas alfa (hexagonal) y beta (romboédrica) tienen propiedades físicas idénticas. Los grafitos naturales contienen más del 30% de la forma beta, mientras que el grafito sintético contiene únicamente la forma alfa. La forma alfa puede transformarse en beta mediante procedimientos mecánicos, y ésta recristalizar en forma alfa al calentarse por encima de 1000 °C. Debido a la deslocalización de los electrones del orbital pi, el grafito es conductor de la electricidad, propiedad que permite su uso en procesos de electroerosión. El material es blando y las diferentes capas, a menudo separadas por átomos intercalados, se encuentran unidas por enlaces de Van de Waals, siendo relativamente fácil que unas deslicen respecto de otras, lo que le da utilidad como lubricante.

Disposición geométrica de los orbitales sp3 A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante, en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 4 electrones en orbitales sp3, como en los hidrocarburos. El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio y, gracias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono, es, junto con el nitruro de boro, la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta, una forma similar al diamante pero hexagonal.

El orbital híbrido sp1 que forma enlaces covalentes sólo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno.

Fulereno C60 Los fulerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y en ciertos casos, heptágonos), lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal o cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono, que presenta una estructura tridimensional y topología similar a un balón de fútbol, es especialmente estable. Los fulerenos en general, y los derivados del C60 en particular, son objeto de intensa investigación en química desde su descubrimiento a mediados de los 1980. A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, que pueden describirse como capas de grafito enrolladas en forma cilíndrica y rematadas en sus extremos por hemiesferas (fulerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología. Aplicaciones [editar] El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos, especialmente los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primero se obtienen, por destilación en las refinerías, gasolinas, keroseno y aceites, siendo además la materia prima empleada en la obtención de plásticos. El segundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión más limpia. Otros usos son: • •

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El isótopo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la datación radiométrica. El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Además se utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar utilizadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en el grafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus capas. Es negro y blando. Sus átomos están distribuidos en capas paralelas muy separadas entre sí. Se forma a menos presión que el diamante. Aunque parezca difícil de creer, un diamante y la mina de un lapicero tienen la misma composición química: carbono. El diamante Es transparente y muy duro. En su formación, cada átomo de carbono está unido de forma compacta a otros cuatro átomos. Se originan con temperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza. Como elemento de aleación principal de los aceros. En varillas de protección de reactores nucleares. Las pastillas de carbón se emplean en medicina para absorber las toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia. El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua. El carbón amorfo ("hollín") se añade a la goma para mejorar sus propiedades mecánicas. Además se emplea en la formación de electrodos (p. ej. de las baterías). Obtenido por sublimación del grafito, es fuente de los fulerenos que pueden ser extraídos con disolventes orgánicos. Las fibras de carbón (obtenido generalmente por termólisis de fibras de poliacrilato) se añaden a resinas de poliéster, donde mejoran mucho la resistencia mecánica sin aumentar el peso, obteniéndose los materiales denominados fibras de carbono. Las propiedades químicas y estructurales de los fulerenos, en la forma de nanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

Abundancia y obtención [editar] El carbono no se creó durante el Big Bang porque hubiera necesitado la triple colisión de partículas alfa (núcleos atómicos de helio) y el Universo se expandió y enfrió demasiado rápido para que la probabilidad de que ello aconteciera fuera significativa. Donde sí ocurre este proceso es en el interior de las estrellas (en la fase RH (Rama horizontal)) donde este elemento es abundante, encontrándose además en otros cuerpos celestes como los cometas y en las atmósferas de los planetas. Algunos meteoritos contiene diamantes microscópicos que se formaron cuando el Sistema Solar era aún un disco protoplanetario. En combinaciones con otros elementos, el carbono se encuentra en la atmósfera terrestre y disuelto en el agua, y acompañado de menores cantidades de calcio, magnesio y hierro forma enormes masas rocosas (caliza, dolomita, mármol, etc.). El grafito se encuentra en grandes cantidades en Estados Unidos, Rusia, México, Groenlandia e India.

Los diamantes naturales se encuentran asociados a rocas volcánicas (kimberlita y lamproita). Los mayores depósitos de diamantes se encuentran en el África (Sudáfrica, Namibia, Botswana, República del Congo y Sierra Leona). Existen además depósitos importantes en Canadá, Rusia, Brasil y Australia. Compuestos inorgánicos El más importante óxido de carbono es el dióxido de carbono (CO2), un componente minoritario de la atmósfera terrestre (del orden del 0,04% en peso) producido y usado por los seres vivos (ver ciclo del carbono). En el agua forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) —las burbujas de muchos refrescos— pero, al igual que otros compuestos similares, es inestable, aunque a través de él pueden producirse iones carbonato estables por resonancia. Algunos minerales importantes, como la calcita, son carbonatos. Los otros óxidos son el monóxido de carbono (CO) y el más raro subóxido de carbono (C3O2). El monóxido se forma durante la combustión incompleta de materias orgánicas y es incoloro e inodoro. Dado que la molécula de CO contiene un enlace triple, es muy polar, por lo que manifiesta una acusada tendencia a unirse a la hemoglobina, formando un nuevo compuesto muy peligroso denominado Carboxihemoglobina, impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ion cianuro (CN-), tiene una estructura similar y se comporta como los iones haluro. Con metales, el carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos muy ácidos. A pesar de tener una electronegatividad alta, el carbono puede formar carburos covalentes como es el caso de carburo de silicio (SiC) cuyas propiedades se asemejan a las del diamante El boro es un elemento químico de la tabla periódica que tiene el símbolo B y número atómico 5. Es un elemento metaloide, semiconductor, trivalente que existe abundantemente en el mineral bórax. Hay dos alótropos del boro; el boro amorfo es un polvo marrón, pero el boro metálico es negro. La forma metálica es dura (9,3 en la escala de Mohs) y es un mal conductor a temperatura ambiente. No se ha encontrado libre en la naturaleza. Características principales [editar] El boro es un elemento 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, reaccionando con rapidez con sustancias ricas en electrones. Entre las características ópticas de este elemento, se incluye la transmisión de radiación infrarroja. A temperatura ambiente, su conductividad eléctrica es pequeña, pero es buen conductor de la electricidad a alta temperatura. Este metaloide tiene la más alta resistencia a la tracción entre los elementos químicos conocidos; el material fundido con arco tiene una resistencia mecánica entre 1600 y 2400 MPa. El nitruro de boro, un aislante eléctrico que conduce el calor tan bien como los metales, se emplea en la obtención de materiales tan duros como el diamante. El boro tiene además cualidades lubricantes similares al grafito y comparte con el carbono la capacidad de formar redes moleculares mediante enlaces covalentes estables. Aplicaciones [editar] El compuesto de boro de mayor importancia económica es el bórax que se emplea en grandes cantidades en la fabricación de fibra de vidrio aislante y perborato de sodio. Otros usos incluyen: • • • • • • • •

Las fibras de boro usadas en aplicaciones mecánicas especiales, en el ámbito aeroespacial, alcanzan resistencias mecánicas de hasta 3600 MPa. El boro amorfo se usa en fuegos artificiales por su color verde. El ácido bórico se emplea en productos textiles. El boro es usado como semiconductor Los compuestos de boro tienen muchas aplicaciones en la síntesis orgánica y en la fabricación de cristales de borosilicato. Algunos compuestos se emplean como conservantes de la madera, siendo de gran interés su uso por su baja toxicidad. El B-10 se usa en el control de los reactores nucleares, como escudo frente a las radiaciones y en la detección de neutrones. Los hidruros de boro se oxidan con facilidad liberando gran cantidad de energía por lo que se ha estudiado su uso como combustible

El boro en su forma elemental no se encuentra en la naturaleza. La mayor fuente de boro son los boratos de depósitos evaporíticos, como el bórax y, con menos importancia, la colemanita. El boro también precipita como ácido ortobórico H3BO3 alrededor de algunas fuentes y humos volcánicos, dando sasolitas. También se forman menas de boro naturales en el proceso de solidificación de magmas silicatados; estos depósitos son las pegmatitas.

Los yacimientos más importantes de estas menas son los siguientes: yacimientos del bórax se encuentran en California (EE. UU.), Tincalayu (Argentina) y Kirka (Turquía). De colemanita en Turquía y en el Valle de la Muerte (EE. UU.). Sasolitas en lugares geológicamente activos de la región de Lardarello (Italia). Se expende en el comercio como Na2B4O7·10 H2O o pentahidratado, se le conoce como Bórax. El boro puro es difícil de preparar; los primeros métodos usados requerían la reducción del óxido con metales como el magnesio o aluminio, pero el producto resultante casi siempre se contaminaba. Puede obtenerse por reducción de halogenuros de boro volátiles con hidrógeno a alta temperatura. Formas alotrópicas [editar] El boro presenta multitud de formas alotrópicas que tienen como elemento estructural común un icosaedro regular. La ordenación de los icosaedros puede ser de dos formas distintas: • •

Unión de dos icosaedros por dos vértices, mediante enlaces covalentes normales B - B (figura 1). Unión de tres icosaedros por tres vértices, mediante un enlace de tres centros con dos electrones (figura 2).

. Dentro de estas posibles uniones, en el boro cristalino los icosaedros pueden asociarse de varias maneras para originar los alótropos correspondientes: • • •

Boro tetragonal (T - 50): formado por 50 átomos de boro por celdilla unidad, que son cuatro unidades icosaédricas unidas entre sí por algunos enlaces B - B y de dos boros elementales que actúan como unión tetraédrica entre icosaedros. Posee una densidad de 2,31 g/cm3. Boro romboédrico alfa (R - 12): está formado por láminas de icosaedros unidas paralelamente. Las uniones intralaminares se efectúan por medio de enlaces de tres centros, mientras que las uniones interlaminares se producen mediante enlaces de dos centros. La densidad de este tipo de boro es de 2,46 g/cm3, y presenta un color rojo claro. Boro romboédrico beta (R - 105): formado por doce icosaedros B12 ordenados en forma icosaédrica en torno a una unidad central de B12, es decir, B12(B12)12. Presenta una densidad de 2,35 g/cm3.

Abundancia en el universo [editar] La abundancia del boro en el universo ha sido estimada en 0,001 ppm, abundancia muy pequeña que junto con las abundancias del litio, el molibdeno y el berilio forma el cuarteto de elementos "ligeros" más escasos en el universo, el resto de elementos de los cuatro primeros periodos —hasta y exceptuando el arsénico— son cuando menos diez veces más abundantes que el boro (exceptuando el escandio y el galio, que son aproximadamente cinco veces más abundantes que el boro). Distribución del boro en el Sistema Solar [editar] El boro posee un elevado punto de fusión (2348 K), por lo tanto es un elemento refractario que condensa y se acreciona en las primeras fases de la condensación de una nebulosa. Este hecho lo sitúa en el Sistema Solar Interno, ya que durante la fase del Sol conocida como T-Tauri (fase inicial de la vida de una estrella, durante la cual emite viento solar con una gran intensidad) el viento solar produce un efecto de arrastre sobre las masas de partículas que orbitan alrededor, arrastrando las menos densas hacia el exterior (elementos volátiles) y permaneciendo las más densas (elementos refractarios). Es decir que encontraremos boro en los planetas rocosos que forman el Sistema Solar Interno, pero la abundancia descenderá mucho en los planetas gaseosos del Sistema Solar Externo. Distribución del boro en los meteoritos [editar] Los meteoritos (condritas y acondritas) muestran concentraciones de boro alrededor de 0,4 y 1,4 ppm respectivamente. Estas concentraciones son substancialmente mayores que las del universo, ya que otros elementos más volátiles que el boro se encuentran dispersos por el espacio en fase gaseosa (elementos atmófilos cómo el hidrógeno y el helio, que no se encuentran en forma de sólidos ni condensan), o formando "nubes" de gas alrededor de sólidos a causa de un campo gravitatorio, o en forma de fluido atmosférico. La abundancia de estos elementos en fase gaseosa representa una buena parte de la abundancia de materia en el universo, y si consideramos que los meteoritos (ya sean condritas o acondritas), al ser sólidos, no disponen de estos elementos, o no disponen de ellos en abundancia, entonces la abundancia de los otros elementos se verá aumentada. La diferencia entre las abundancias de condritas y acondritas se entiende en el hecho de que el boro es un elemento exclusivamente litófilo, es decir que tiene preferencia a incorporarse a las fases líquidas silicatadas. Las condritas son rocas o muestras de roca extraterrestre que no ha pasado por un proceso

de diferenciación, es decir que no ha llegado a fundirse ni a separarse en silicatos, metales y sulfuros. Las acondritas en cambio son muestras de roca silicatada, procedentes de masas diferenciadas, por ello su abundancia de boro es mayor que en las condritas. El boro en la corteza terrestre [editar] La concentración estimada del boro en la corteza terrestre es de 10 ppm, y su masa de 2,4 × 1017 kg. Actualmente se sabe que el boro es mucho más abundante en rocas sedimentarias (300 ppm) que en rocas ígneas (3ppm), esta diferencia es consecuencia de tres características: el boro es sublimable, la no preferencia del boro por las fases fundidas (elemento incompatible), su alta movilidad en la fase acuosa y su fuerte afinidad por minerales arcillosos (elemento litófilo). El boro llega a la corteza terrestre a través de diferentes vías, y éstas son la precipitación atmosférica, que contiene pequeñas cantidades de boro en disolución; y el vulcanismo y la actividad geológica análoga, que liberan roca fundida con concentraciones variables de boro. También hay flujos del océano a la corteza oceánica en forma de sedimentación y diagénesis. Las vías de salida del boro curtical son la erosión y los procesos de subducción de placas. El boro tiende a concentrarse en las fases residuales de la parte fundida, los elementos que componen la masa de magma solidifican en función de su punto de fusión y de su compatibilidad con la fase sólida, de esta forma, en los sucesivos estadios de la solidificación, la concentración de los elementos incompatibles (entre ellos el boro) va aumentando en el magma, hasta que finalmente tenemos un líquido formado por elementos incompatibles que acaban solidificándose. Estos depósitos de elementos incompatibles son los que conocemos por el nombre de pegmatitas. Obedeciendo a este hecho las concentraciones del boro son relativamente bajas en basaltos (6-0,1ppm) y más altas en rocas más cristalizadas como el granito (85ppm) aunque también se encuentran altas concentraciones de boro en granitos derivados de rocas sedimentarias ricas en boro. Las pegmatitas pueden contener concentraciones de boro de 1360ppm. Durante el deterioro de rocas submarinas, las rocas ígneas se degradan y forman minerales arcillosos que adsorben boro del agua marina, de esta forma se enriquece en boro la masa de roca. Los basaltos de las islas magmáticas tienden a estar enriquecidos en boro; este enriquecimiento se atribuye a la deshidratación de los bloques rocosos subducidos, ricos en boro adsorbido por minerales arcillosos. Las fracciones ricas en boro toman parte en el proceso de fusión y las rocas volcánicas resultantes (andesitas y dioritas) están consecuentemente enriquecidas en boro. Minerales arcillosos (tales como ilitas, esmectitas y montmorillonitas) incorporan boro del agua tanto por adsorción como en forma de elemento de sustitución en la estructura. Las rocas sedimentarias de los océanos tienden a contener más boro que las rocas sedimentarias fluviales ya que el agua marina contiene mayor concentración de boro que las aguas continentales. El boro es adsorbido sólo a temperaturas inferiores a 40°C, a más altas temperaturas (>150°C) puede ser liberado del mineral, por ello, durante el metamorfismo de rocas sedimentarias mucho del boro adsorbido es liberado en el agua, y si se incrementa aún más el metamorfismo el boro como elemento sustituyente es también liberado, por lo tanto los sedimentos metamorfizados tienden a contener concentraciones de boro ampliamente menores que las equivalentes rocas sedimentarias sin metamorfizar. Los minerales principales en lo que encontramos boro son en su mayoría rocas evaporíticas, como el bórax, altamente soluble en agua; la colemanita; la kernita (una forma parcialmente deshidratada del bórax) y la ulexita. También existen importantes minerales del boro en forma de yacimientos de rocas ígneas, la datolita, el chorlo y la elbanita, estos minerales se clasifican en el grupo de los boratos (sales inorgánicas compuestas por boro y otros iones), exceptuando los dos últimos minerales mencionados, los cuales pertenecen al grupo de las turmalinas, que aparecen especialmente en filones del tipo pegmatítico. El boro en la hidrósfera [editar] El boro se encuentra en el agua marina en concentraciones estimadas en 4,6 ppm y en una masa de 5,4 × 1015 kg. Se encuentra como componente de dos moléculas hidratadas; el B(OH)3 trigonal y el B(OH)4- tetraédrico. La proporción de las dos formas depende del pH del agua de mar y el equilibrio entre las concentraciones de las dos formas se encuentra en pH de 8,7-8,8, en medios más básicos predomina la forma tetraédrica y en medios más ácidos la trigonal. Debido al gran tiempo de residencia del boro en el agua de mar (25 millones de años), las concentraciones de B(OH)3 y B(OH)4- no varían significativamente en los distintos océanos. El boro llega a la hidrosfera desde los continentes mediante el ciclo del agua y por procesos de erosión de rocas, y desde la corteza oceánica por circulación hidrotermal, además también procede de la precipitación atmosférica. El boro en la atmósfera [editar] La atmósfera contiene unos 2,7 × 108 kg de boro. Éste se encuentra en la troposfera en estado gaseoso en un 97%, el 3% restante se encuentra en estado sólido en forma de partículas. Los tiempos de residencia que se consideran para el boro troposférico en su forma gaseosa son de 19 a 36 días, para el boro particulado son de 2 a 6 días. Debido a estos tiempos de residencia tan bajos las concentraciones de boro son variables en distintos puntos de la atmósfera. El boro llega a la atmósfera a través de la evaporación del agua marina, entonces puede volver a los océanos o a los continentes por precipitación. El boro en las plantas [editar]

Para las plantas el boro es un nutriente esencial. Parece tener un papel fundamental en el mantenimiento de la estructura de la pared celular (mediante formación de grupos cis-diol) y de las membranas. Es un elemento poco móvil en el floema, por ello los síntomas de deficiencia suelen aparecer en las hojas jóvenes y los de toxicidad en las hojas maduras. Un exceso de boro es perjudicial para algunas plantas poco tolerantes al boro, pudiendo actuar en sus nervaduras debilitandolas Copuesto del Si El óxido de silicio o dióxido de silicio (SiO2) es un compuesto de silicio y oxígeno, llamado comúnmente sílice. Es uno de los componentes de la arena. Una de las formas en que aparece naturalmente es el cuarzo. Este compuesto ordenado espacialmente en una red tridimensional (cristalizado) forma el cuarzo y todas sus variedades. Si se encuentra en estado amorfo constituye el ópalo y suele incluir un porcentaje elevado de agua. El dióxido de silicio se usa, entre otras cosas, para hacer vidrio, cerámicas y cemento. También es un desecante, es decir que quita la humedad del lugar en que se encuentra. Se encuentra muy generalmente en paquetes nuevos de aparatos ópticos, electrónicos, etc.