Anfigenos Inorganica.docx

UNIVERSIDAD DE CUENCA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA TRABAJO DE INVESTIGACIÓN Callay Pablo, Castillo Marlon, García Gustavo. Universidad de Cuenca, Facultad de Ciencias Químicas, Carrera de Ingeniería Química. Cuenca-Ecuador Fecha de recepción: 29 de junio de 2017 Resumen. – En la respectiva consulta bibliográfica lo que se tiene como objetivo es profundizar es el los diferentes conceptos de anfígenos y detallar propiedades físicas, químicas fuentes, usos y peligros que cada uno de los mismos presentan, para llevar a cabo de manera exitosa dicha consulta se tendrá un apoyo en libros y consultas puntuales en papers y dominios de internet, de esta manera ya se tendrá un amplio conocimiento de las fuentes, de los usos y de las diferentes propiedades ya que dichos elementos son de gran importancia en el contraste final de la cátedra impartida e incluso en experimentaciones posteriores se puede correlacionar la teoría estudiada con prácticas pertinentes a la obtención y observación de elementos de la familia de los anfígenos conjuntamente con las características más importantes. Marco Teórico. – El grupo de los anfígenos es también llamado familia del oxígeno y es el grupo conocido antiguamente como VI A, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El nombre de anfígeno en español deriva de la propiedad de algunos de sus elementos de formar compuestos con carácter ácido o básico. Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico. El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores. Presentan algunas propiedades: 

Configuración electrónica: ns2p4.  Los Estados de Oxidación más usuales son: - 2, +2, +4 y +6.  El oxígeno y azufre son no-metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio.  El oxígeno es un gas diatómico.  El azufre es un sólido amarillo formado por moléculas cíclicas de ocho átomos.  El polonio un metal pesado.  El carácter ácido de los oxácidos disminuye según se desciende en el grupo, mientras que el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa.  Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, con excepción del agua, son gases tóxicos de olor desagradable (McMurray, J., 2009).

Figura 1. Anfígenos

En la presente investigación lo que se quiere llegar a profundizar es en el estudio de los 5 elementos que conforman la familia de los anfígenos empezando con el elemento por así decirlo más importante de ellos:

EL OXÍGENO: El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y representado por el símbolo O. En condiciones normales de presión y temperatura, dos átomos del elemento se enlazan para formar el dioxígeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Esta sustancia comprende una importante parte de la atmósfera y resulta necesaria para sostener la vida terrestre. El oxígeno se condensa a -183oC en un líquido azul pálido. Se solidifica a -219oC en un sólido blando azulado. Figura 2. Oxígeno Para ambos estados de agregación es muy paramagnético, es decir, sus regiones más probables de encontrar electrones u orbitales tienden a alinearse paralelamente cuando están en presencia de un campo magnético. Si se suministra energía al oxígeno diatómico se obtiene la otra forma alotrópica del oxígeno conocida como ozono, de acuerdo con la reacción siguiente: 3Oo (g) → 2O3 (g) La estructura de Lewis consideraba para el oxígeno presenta electrones sin pareja que violentan la regla del octeto, pero justifican el carácter paramagnético del oxígeno molecular, de acuerdo al cual el oxígeno es atraído por un campo magnético, tanto en su estado gaseoso como en estado líquido. El ozono no es magnético, por tanto, se le considera una estructura en la cual todos los electrones están apareados, tiene un olor fuerte y penetrante. Éste es más soluble en agua que el oxígeno debido a que las moléculas del O3 son polares, sin embargo, las del O2 no lo son. Si llevamos el ozono a una temperatura de -111.5 °C se convierte en un líquido azul intenso de carácter fuertemente explosivo. El ozono es un agente oxidante fuerte. Sus aplicaciones se basan, precisamente, en su fuerte carácter oxidante. El ozono se usa como germicida, como decolorante de ceras, féculas, grasas y barnices. PROPIEDADES QUÍMICAS: 1.Es comburente. 2. Reacciona con los no metales para formar óxidos ácidos o anhídridos. 3. Reacciona con los metales para formar óxidos básicos. 4. Reacciona con muchos de sus compuestos. Las reacciones del oxígeno con otros elementos pueden ser de tres tipos: • Reacciones de combustión. La reacción de combustión es la reacción del oxigeno del aire con un material combustible, como lo son los hidrocarburos. Esta reacción es exotérmica, lo que significa que genera gran cantidad de calor. • Reacciones de oxidación. La reacción de oxidación es la reacción del oxígeno del aire con cualquier elemento de la tabla periódica, ya sea metálico o no metálico. Al producto de una reacción de oxidación se llama óxido (McMurray, J., 2009). En este sentido, existen dos tipos de óxidos: Óxido Ácido o Anhídrido: éste tiene lugar cuando un no metal se combina con el oxígeno y obedece a la siguiente ecuación: No metal + oxígeno→ Óxido acido anhídrido. S + O2→ SO22 (dióxido de azufre)

C + O2→ CO2 (dióxido de azufre). Óxido básico: Este tiene lugar cuando un metal se combina con el oxígeno y obedece a la siguiente educación: Metal + Oxígeno→ Óxido básico. 4K+ O2→ 2K O2 (Óxido de potasio). Reacción con algunos de sus compuestos: 2BaO + O2→ 2Ba O2 (Peróxido de bario). FUENTES DEL OXÍGENO La fuente del oxígeno en nuestro planeta es el resultado de la fotosíntesis, proceso que utilizan las plantas y algas (más algunas bacterias) para obtener su "alimento", aprovechando la energía de la luz solar para producirlo, mediante reacciones químicas, tomando dióxido de carbono y agua como materiales para este fin. Y el oxígeno no siempre ha estado presente en la Tierra; resulta que este se comenzó a acumular en la atmósfera hace más de 2 billones de años, cuando comenzaron a aparecer sobre la faz del planeta organismos capaces de la fotosíntesis; asimismo otros tipos de organismos desaparecieron con esta acumulación de oxígeno. SÍNTESIS Se puede obtener tanto en el laboratorio como industrialmente a partir de las reacciones que se presentan a continuación. Un método químico es el llamado método de Lavoisier el que consiste en el calentamiento de mercurio se oxida a 360° y luego se descompone el óxido. Hg + O

HgO

En la industria se emplea el método de Boussingault, el cual consiste en el calentamiento de barita u óxido de bario (BaO) que se calienta al aire, al rojo naciente (400° aprox.), combinándose con el Oxígeno para formar bióxido de bario. BaO + O

BaO2

Calentando en seguida el bióxido de bario hacia 800°; se disocia en barita y oxígeno por la reacción inversa. BaO2

BaO + O

Teóricamente la barita puede servir indefinidamente, pero en la práctica esto no sucede ya que el gas carbónico contenido en el aire produce carbonato de bario y por esto se debe renovar la barita periódicamente. Se puede obtener oxígeno a partir de la electrólisis de agua alcalinizada con un 10 o 15% de NaOH. Los electrodos son de hierro. Todo se produce como si el agua estuviese descompuesta, y se recoge el oxígeno en el electrodo positivo y el hidrogeno en el electrodo negativo. Métodos de laboratorio: Se descompone el agua oxigenada en presencia de un catalizador; se utiliza generalmente el bióxido de manganeso: MnO2. H2O2

H2 O + O

En lugar de utilizar H2O2, se puede utilizar el compuesto metálico correspondiente: Na2O2 ó K2O2

Estos compuestos son destruidos por el agua: H2O + K2O2

2KOH + O

Se puede obtener oxígeno por calcinación de bióxido de manganeso y Clorato de potasio. 3MnO2

Mn3O4 + O2

ClO3K

KCl + 3O

Realmente no se descompone el clorato de potasio completamente sino hasta una temperatura mucho más1 elevada a una temperatura moderada la ecuación correspondiente es la siguiente: 2ClO3K

ClO4K + KCl + O2

Para evitar este inconveniente generalmente se mezcla el clorato de potasio con bióxido de manganeso, en el cual el oxígeno se fija primero y luego inmediatamente lo abandona según las reacciones inversas (McMurray, J., 2009): 2MnO2 + 3O Mn2O7

Mn2O7

2MnO2 + 3O

USOS DEL OXÍGENO -El propósito esencial de la respiración es tomar el O2 del aire y, en medicina, se usan suplementos de oxígeno. El tratamiento no solo incrementa los niveles de oxígeno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo de la sangre en muchos tipos de pulmones enfermos, facilitando el trabajo de bombeo del corazón. La oxigenoterapia se usa para tratar el enfisema, la neumonía, algunas insuficiencias cardíacas, algunos desórdenes que causan una elevada presión arterial pulmonar y cualquier enfermedad que afecte a la capacidad del cuerpo para tomar y usar el oxígeno -La fundición de mena de hierro en acero consume el 55 % del oxígeno producido comercialmente. En este proceso, el O2 es inyectado mediante una lanza de alta presión en el molde de hierro, que expulsa las impurezas de Azufre y el exceso de Carbono, en forma de sus respectivos óxidos, SO2 y CO2. Las reacciones son exotérmicas y la temperatura asciende hasta los 1700 °C. -Otro 25 % de este oxígeno se dedica a la industria química.40 El etileno reacciona con el O2 para crear óxido de etileno, que, a su vez, se convierte en etilenglicol, el material usado como base para fabricar una gran variedad de productos, incluyendo anticongelantes y polímeros de poliéster -Los paleoclimatólogos miden la relación entre el oxígeno-18 y el oxígeno-16 en los esqueletos y exoesqueletos de los organismos marinos para determinar cómo era el clima hace millones de años. Las moléculas de agua de mar que contienen el isótopo más ligero, el oxígeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente mayor que las moléculas que contienen oxígeno-18 (un 12 % más pesado); esta disparidad se incrementa a bajas temperaturas. En periodos con una temperatura global más baja, la nieve y la lluvia procedentes de esa agua evaporada tienden a ser más ricas en oxígeno16, mientras que el agua marina que queda tiende a serlo en oxígeno-18. Los organismos marinos, por tanto, incorporan más oxígeno-18 en sus esqueletos y exoesqueletos de lo que harían en un medio más cálido. Los paleoclimatólogos también miden directamente esta relación en las moléculas de agua de muestras de núcleo de hielo que se han conservado durante varios cientos de miles de años(G.W.Rayner-Canham, 1999). EFECTOS DEL OXÍGENO SOBRE LA SALUD Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con muchas sustancias un exceso de oxígeno no es bueno. Si uno se expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden producir daños en los pulmones. Respirar un 50-100% de oxígeno a presión normal durante un periodo prolongado provoca daños en los pulmones. Las personas que en su trabajo sufren exposiciones frecuentes o potencialmente elevadas a oxígeno puro, deben hacerse un chequeo de funcionamiento pulmonar antes y después de desempeñar ese trabajo. El oxígeno es

normalmente almacenado a temperaturas muy bajas y por lo tanto se deben usar ropas especiales para prevenir la congelación de los tejidos corporales (G.W.Rayner-Canham, 1999). EL AZUFRE: Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volcánicas (depósitos impuros). Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado por completo. El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación estable del elemento por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se las deja permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico es de color amarillo limón, insoluble en agua, ligeramente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y es muy soluble en disulfuro de carbono. Su densidad es 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y su dureza es de 2.5 en la escala de Mohs. Su fórmula molecular es S8. El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición y por debajo del punto de fusión. El azufre fundido se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras. Tiene una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3) y un punto de fusión de 119.0ºC (246.7ºF). Su fórmula molecular también es S8 (G.W.Rayner-Canham, 1999). El azufre plástico, denominado también azufre gamma, se produce cuando el azufre fundido en el punto de ebullición normal o cerca de él es enfriado al estado sólido. Esta forma es amorfa y es sólo parcialmente soluble en disulfuro de carbono. El azufre líquido posee la propiedad notable de aumentar su viscosidad si sube la temperatura. Su color cambia a negro rojizo oscuro cuando su viscosidad aumenta, y el oscurecimiento del color y la viscosidad logran su máximo a 200ºC (392ºF). Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye. En el punto normal de ebullición del elemento (444.60ºC u 832.28ºF) el azufre gaseoso presenta un color amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el color se torna rojo profundo y después se aclara, aproximadamente a 650º (202ºF), y adquiere un color amarillo paja. El azufre es un elemento activo que se combina directamente con la mayor parte de los elementos conocidos. Puede existir tanto en estados de oxidación positivos como negativos, y puede formar compuestos iónicos, así como covalentes y covalentes coordinados. Sus empleos se limitan principalmente a la producción de compuestos de azufre. Sin embargo, grandes cantidades de azufre elemental se utilizan en la vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros productos (McMurray, J., 2009). PROPIEDADES QUÍMICAS: • •

• •

El azufre se quema con facilidad, dando una llama azulada y originando Bióxido de Azufre. Gas de sabor algo dulce, de olor sofocante. S + O2 SO2 La acción de vapor de azufre caliente sobre carbón de madera o coque produce el Bisulfuro de Carbono. Líquido maloliente, de color pajizo, sus vapores son venenosos y extremadamente inflamables; disolvente importante que se utiliza como materia prima para la fabricación del Tetracloruro de Carbono C + 2S  CS2 CS2 + 3Cl2  CCl4 + S2Cl2 Con el Hidrógeno se combina directamente para formar el Sulfuro de Hidrógeno, gas maloliente y extremadamente venenoso. H2 + S  H2S Cuando se calienta, el azufre se combina directamente con todos los metales, excepto el Oro y el Platino y se forman los correspondientes sulfuros metálicos. (McMurray, J., 2009). Fe + S  FeS

FUENTES DEL AZUFRE: La combustión de combustibles fósiles como el carbón, el petróleo y el gas natural son la principal fuente de emisiones de dióxido de azufre. Centrales eléctricas de carbón, en particular, son las principales fuentes de dióxido de azufre producidas por la combustión de carbón equivalente al 50 por ciento de las emisiones anuales. Por otra parte, la combustión de aceite representa un 25-30 por ciento más. La Agencia de Protección Ambiental de EE.UU. (EPA) muestra que las emisiones de dióxido de azufre son liberados principalmente como resultado de la electricidad producida por las centrales eléctricas que queman combustibles fósiles. Estos incluyen la extracción de metales de la mina y de la combustión de combustibles con alto contenido de azufre por locomotoras, barcos grandes y máquinas no de carretera. Las erupciones volcánicas liberan grandes cantidades de dióxido de azufre en el aire. Las grandes cantidades de dióxido de azufre liberados durante una erupción puede ser suficiente para alterar el clima global, según National Geographic. Del mismo modo, aguas termales liberación de dióxido de azufre a la atmósfera. El dióxido de azufre también puede ser producido por la reacción de sulfuro de hidrógeno con el oxígeno en el aire. El sulfuro de hidrógeno es liberado de los pantanos y las regiones en las que la decadencia biológica tiene lugar SÍNTESIS: El azufre existe en forma elemental en depósitos subterráneos y se extrae mediante un procedimiento especial, conocido como proceso Frash en honor a su inventor, Herman Frasch un químico americano que lo desarrolló en 1891. Se inyecta agua sobrecalentada (a una temperatura de alrededor de 165 ºC y 16 atm) en la roca subterránea que contiene azufre a través del tubo exterior de una sonda formada por tres tubos concéntricos. El azufre funde (P F = 119 ºC), formando una bolsa líquida. Se inyecta aire comprimido (a 20-25 atm) por el tubo más interno y la mezcla azufre-agua asciende por el tubo intermedio. El azufre así obtenido es muy puro (pureza del 99,5-99,9%) y no contiene impurezas de Se, Te o As. La producción de azufre elemental a partir del sulfuro de hidrógeno del gas natural se efectúa con el proceso Claus. Primero se extrae el sulfuro de hidrógeno del gas natural amargo burbujeando el gas a través de un disolvente orgánico básico, HOCH2CH2NH2 formando una solución. HOCH2CH2NH2 (l) + H2S(g)  HOCH2CH 2NH/(disolvente) + HS-(disolvente) La solución se separa y calienta, con lo que se libera el sulfuro de hidrógeno gaseoso. Este sulfuro de hidrogeno se oxida en sus dos terceras partes formando SO2 el cual reaccionara con la tercera parte restante de sulfuro para dar paso a la síntesis de azufre puro. 2S(g) + 3 02(g)  2 S02(g) + 2 H2O(g) 4 H 2S(g) + 2 S02(g)  6 S(s) + 4 H20(g). (G.W.Rayner-Canham, 1999). EFECTOS DEL AZUFRE SOBRE LA SALUD El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en forma de sulfuros. Durante diversos procesos se añaden al medio ambiente enlaces de azufre dañinos para los animales y los hombres. Estos enlaces de azufre dañinos también se forman en la naturaleza durante diversas reacciones, sobre todo cuando se han añadido sustancias que no están presentes de forma natural. Los compuestos del azufre presentan un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden tener los siguientes efectos en la salud humana:            

Efectos neurológicos y cambios comportamentales Alteración de la circulación sanguínea Daños cardiacos Efectos en los ojos y en la vista Fallos reproductores Daños al sistema inmunitario Desórdenes estomacales y gastrointestinales Daños en las funciones del hígado y los riñones Defectos en la audición Alteraciones del metabolismo hormonal Efectos dermatológicos Asfixia y embolia pulmonar (G.W.Rayner-Canham, 1999).

PRINCIPALES APLICACIONES DEL AZUFRE ELEMENTAL: El azufre se presenta en el comercio o bien en forma de polvo o bien en forma de cilindros gruesos (azufre en cañón), que se obtienen por solidificación del fundido en moldes de madera. Por condensación del vapor sobre cámaras de mucha superficie, cerradas, se forma un polvo muy fino llamado flor de azufre. También se presenta en forma de barras finas, provistas de mecha de algodón para facilitar su combustión con producción de SO2, para la fumigación de recipientes destinados a la fabricación y conservación de vinos y cervezas. El 90% del S elemental se destina a la fabricación de SO2 que a su vez se destina mayoritariamente a la síntesis de ácido sulfúrico, materia prima en la elaboración de fertilizantes (SO2 → SO3→ H2SO4 → fertilizantes). El resto (10%) del S elemental se destina a la síntesis de CS2, a la vulcanización del caucho, a la obtención de fungicidas, insecticidas, pólvora y productos farmacéuticos (McMurray, J., 2009). Vulcanización del caucho. La vulcanización es el proceso con el que se conoce la adición de azufre al caucho. El caucho es un polímero blando y elástico. En el proceso de vulcanización, los átomos de azufre establecen enlaces entre las cadenas poliméricas. Esto dificulta su movimiento, con lo que se consigue un material más duro, resistente y que no se reblandece por efecto de la temperatura. Los neumáticos están construidos por capas de caucho vulcanizado, fibras textiles e hilos metálicos (McMurray, J., 2009). Pólvora La pólvora es una mezcla de S, carbón y nitrato potásico que fue inventada en China hace más de mil años. Es el primer explosivo obtenido y aún hoy se utiliza con profusión, por ejemplo, en la elaboración de material pirotécnico (McMurray, J., 2009).

Figura 3. Azufre SELENIO Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus propiedades son semejantes a las del telurio. La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre, se estima aproximadamente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en asociación con azufre elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener utilidad, como fuente comercial del elemento, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria. Los empleos más importantes del selenio son el proceso de fotocopiado xerográfico, la decoloración de vidrios teñidos por compuestos de hierro, y también se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices, vidrio y cerámica y tintas. Su utilización en rectificadores ha disminuido por el mayor empleo del silicio y el germanio en esta aplicación. El selenio se emplea también en exposímetros fotográficos y como aditivo metalúrgico que mejora la capacidad de ciertos aceros para ser maquinados (McMurray, J., 2009). El selenio arde en el aire con una flama azul para dar dióxido de selenio, SeO2. El elemento también reacciona directamente con diversos metales y no metales, entre ellos el hidrógeno y los halógenos. Los ácidos no oxidantes, no reaccionan con el selenio; pero el ácido nítrico, el ácido sulfúrico concentrado y los hidróxidos alcalinos fuertes lo disuelven.

El único compuesto importante del selenio con hidrógeno es el seleniuro de hidrógeno, H2Se, gas venenoso incoloro e inflamable con un olor desagradable, gran toxicidad y estabilidad térmica menor que la del sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua, el seleniuro de hidrógeno puede precipitar muchos iones de metales pesados como seleniuros muy poco solubles. SÍNTESIS: El selenio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre en la mayoría de las rocas y suelos se halla en concentraciones entre 0,1 y 2,0 ppm. Raramente se encuentra en estado nativo obteniéndose principalmente como subproducto de la refinación del cobre ya que aparece en los lodos de electrólisis junto al telurio (5-25 % Se, 2-10 % Te). La producción comercial se realiza por tostación con cenizas de sosa o ácido sulfúrico de los lodos. El segundo método consiste en mezclar los lodos de cobre con ácido sulfúrico tostando la pasta resultante a 500-600 °C para obtener dióxido de selenio que rápidamente se volatiliza a la temperatura del proceso. Este se reduce a selenio elemental durante el proceso de lavado con dióxido de azufre y agua, pudiendo refinarse posteriormente hasta alcanzar purezas de 99,5-99,7 % de selenio (G.W.Rayner-Canham, 1999). EFECTOS DEL SELENIO SOBRE LA SALUD Los humanos pueden estar expuestos al selenio de varias formas diferentes. La exposición al selenio tiene lugar bien a través de la comida o el agua, o cuando nos ponemos en contacto con tierra o aire que contiene altas concentraciones de selenio. Esto no es muy sorprendente, porque el selenio se da naturalmente en el medio ambiente de forma muy amplia y está muy extendido. La exposición al selenio tiene lugar principalmente a través de la comida, porque el selenio está presente naturalmente en los cereales y la carne. Los humanos necesitan absorber ciertas cantidades de selenio diariamente, con el objeto de mantener una buena salud. La comida normalmente contiene suficiente selenio para prevenir las enfermedades causadas por su carencia. La toma de selenio a través de la comida puede ser más elevada de lo normal en muchos casos, porque en el pasado se aplicaron muchos fertilizantes ricos en selenio en los cultivos. Las personas que viven cerca de lugares donde hay residuos peligrosos experimentarán una mayor exposición a través del suelo y del aire. El selenio procedente de cultivos y de lugares donde hay residuos peligrosos acabará en las aguas subterráneas o superficiales por irrigación. Este fenómeno hace que el selenio acabe en el agua potable local, de forma que la exposición al selenio a través del agua aumentará temporalmente. Las personas que comen muchos cereales que crecen cerca de las industrias pueden experimentar una mayor exposición al selenio a través de la comida. La exposición al selenio a través del agua potable puede ser aumentada cuando el selenio de la eliminación de residuos peligrosos termina en los pozos de agua. La exposición al selenio a través del aire suele ocurrir en el lugar de trabajo. Puede provocar mareos, fatiga e irritaciones de las membranas mucosas. Cuando la exposición es extremadamente elevada, puede ocurrir retención de líquido en los pulmones y bronquitis (G.W.Rayner-Canham, 1999).

Figura 4. Selenio TELURO

El telurio o teluro es un elemento químico cuyo símbolo es Te y su número atómico es 52. Es un metaloide que se encuentra en el grupo 16 y el periodo 5 de la Tabla periódica de los elementos. El telurio es un elemento relativamente estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero soluble en ácido nítrico y en agua regia. Existen dos modificaciones alotrópicas importantes del telurio elemental: la forma cristalina y la amorfa. La forma cristalina tiene un color blanco plateado y apariencia metálica. Esta forma se funde a 449.5ºC (841.6ºF). Tiene una densidad relativa de 6.24 y una dureza de 2.5 en la escala de Mohs. La forma amorfa (castaña) tiene una densidad relativa de 6.015 (McMurray, J., 2009). El telurio reacciona con un exceso de cloro para formar dicloruro de teluro, TeCl2 y tetracloruro de teluro, TeCl4. Se oxida con ácido nítrico y produce dióxido de teluro, TeO2, y con ácido crómico para dar ácido telúrico, H2TeO4. En combinación con el hidrógeno y ciertos metales, forma telururos, como el telururo de hidrógeno, H2Te, y el teluro de sodio, Na2Te. FUENTES Y USOS Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio, y también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre. La fuente principal de telurio es de los lodos del ánodo producidos durante el electrorefinado del cobre Los compuestos de telurio se usan ampliamente en la química orgánica sintética para la reducción y oxidación, ciclofuncionalización, deshalogenación, reacciones de generación de carbaniones y eliminación de grupos protectores El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para incrementar su ductilidad, como abrillantador en electroplateados, como aditivo en catalizadores para la desintegración catalítica del petróleo, como material colorante de vidrios y como aditivo del plomo para incrementar su fuerza y resistencia a la corrosión (G.W.Rayner-Canham, 1999).

Figura 4. Teluro POLONIO El polonio es un elemento químico en la tabla periódica cuyo símbolo es Po y su número atómico es 84. Se trata de un raro metaloide altamente radiactivo, químicamente similar al telurio y al bismuto, presente en minerales de uranio. Es un elemento natural muy raro: representa el 2x10-14% en peso de la corteza; los minerales del uranio contienen unos 100 microgramos del elemento por tonelada. Su abundancia es de sólo un 0,2% de la del radio. En 1934 se bombardeó bismuto natural (209-Bi) con neutrones y se obtuvo 210-Bi, padre del polonio; actualmente se pueden preparar miligramos por este método, usando los grandes flujos de neutrones de los reactores nucleares. Químicamente se asemeja al teluro y bismuto. Se disuelve en ácidos diluidos y con H2S precipita sulfuro de polonio (PoS), negro. Es ligeramente soluble en álcalis. Se ha preparado polonio metálico a partir de hidróxido y otros compuestos en presencia de amoníaco acuoso concentrado o amoníaco líquido anhidro. USOS

El polonio (210Po) se utiliza principalmente en la producción de fuentes de neutrones. Puede usarse también en eliminadores de estática, y cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de las bujías, se dice que favorece las propiedades enfriantes en los motores de combustión interna.

Figura 5. Polonio

BIBLIOGRAFÍA.  

G.W.Rayner-Canham. (1999).” Química inorgánica Descriptiva”. 2ed.Vol1. Editorial Prentice Hall. Mc Murray, J., Fay, R., Puzo, V. & Millan, G., (2009), Química general. Pearson Education