Propiedades periódicas del: flúor

Mas elementos: Pulse aquí

Símbolo atómico:                                                                             F

Número atómico ( Z ):                                                                    9

Masas promedio

                               Masa relativa ( Ar ):                                        18.998403

                               Masa atómica relativa ( mp ):                       18.998403 u

                               Masa atómica absoluta ( mp ):                      3.1547588 x 10^-23 g

                               Masa molar ( M ):                                            18.998403 g/mol

Electronegatividad de acuerdo a Pauling ( χ ):                       4.0

Estado de oxidación, números de oxidación o números de carga ( z ).

                               Resumidos:                                                        -1

                               No Resumidos:                                                  -1, 0

Densidad ( ρ ) a 20 ºC:                                                                    1.8 x 10^-3 g/cm^-3

Punto de fusión:                                                                               -219.6 °C

Punto de ebullición:                                                                        -188 °C

Radio atómico de van der Waals ( rp ):                                     0.135 nm

Configuración electrónica:                                                          

                Un número cuántico:                       1²2⁷

                Dos números cuánticos:                  [He]2s²p⁵

                Tres números cuánticos:                [He]2s²p^(2)(2)(1)

                Cuatro números cuánticos:            [He]2s(↑↓)p(↑↓)(↑↓)(↑)

Primera energía de ionización ( E ):                                           1680.6 kJ/mol

Segunda energía de ionización ( E ):                                          3134 kJ/mol

Tercera energía de ionización ( E ):                                            6050  kJ/mol

Descubierto por:                                               Moissan in 1886

Carácter metálico:                                           No-metal

Grupo:                                                                 17

 

 Propiedades

El flúor es un halógeno gaseoso venenoso univalente, es de color verde amarillo pálido y es el más reactivo químicamente y electronegativo de todos los elementos. El flúor forma fácilmente compuestos con la mayoría de los demás elementos, incluso con los gases nobles criptón, xenón y radón. Es tan reactivo que el vidrio, los metales e incluso el agua, así como otras sustancias, arden con una llama brillante en un chorro de gas flúor.

En solución acuosa, el flúor se presenta comúnmente como ión fluoruro F^-. Los fluoruros son compuestos que combinan el fluoruro con alguna contraparte cargada positivamente.

Aplicaciones

El flúor atómico y el flúor molecular se utilizan para el grabado con plasma en la fabricación de semiconductores, la producción de pantallas planas y la fabricación de MEM.

El flúor se utiliza indirectamente en la producción de plásticos de baja fricción, como el teflón, y en halones, como el freón, en la producción de uranio. Los hidrocarburos fluorados se utilizan ampliamente en aire acondicionado y refrigeración.

Los fluoruros a menudo se agregan a la pasta de dientes y, de manera algo controvertida, a los suministros de agua municipales para prevenir las caries dentales. Para más información visite nuestra página sobre agua mineral.

Flúor en el medio ambiente

Producción mundial anual del mineral fluorita en alrededor de 4 millones de toneladas, y hay alrededor de 120 millones de toneladas de reservas minerales. Las principales áreas mineras de fluorita son China, México y Europa Occidental.

El flúor se encuentra naturalmente en la corteza terrestre, donde se puede encontrar en rocas, carbón y arcilla. Los fluoruros se liberan al aire en suelos arrastrados por el viento. El flúor es el decimotercer elemento más abundante en la corteza terrestre: contiene 950 ppm. Los suelos contienen aproximadamente 330 ppm de flúor, que van desde 150 a 400 ppm. Algunos suelos pueden tener hasta 1000 ppm y se han encontrado suelos contaminados con 3500 ppm. Los fluoruros de hidrógeno pueden liberarse al aire mediante procesos de combustión en la industria. Los fluoruros que se encuentran en el aire eventualmente caerán a la tierra o al agua. Cuando el flúor se adhiere a partículas muy pequeñas, puede permanecer en el aire durante un largo período de tiempo.

En la atmósfera, 0.6 ppb de flúor están presentes en forma de niebla salina y compuestos de organicloruro. Se han registrado hasta 50 ppb en entornos urbanos.

Efectos del flúor en la salud

Pequeñas cantidades de flúor están presentes de forma natural en el agua, el aire, las plantas y los animales. Como resultado, los seres humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos y el agua potable y al respirar aire. El flúor se puede encontrar en cualquier tipo de alimento en cantidades relativamente pequeñas. Se pueden encontrar grandes cantidades de flúor en el té y los mariscos.

El flúor es fundamental para el mantenimiento de la solidez de nuestros huesos. El flúor también puede protegernos de la caries dental, si se aplica a través de pasta de dientes dos veces al día. Si el flúor se absorbe con demasiada frecuencia, puede causar caries, osteoporosis y daño a los riñones, huesos, nervios y músculos.

 

El gas flúor se libera en las industrias. Este gas es muy peligroso, ya que puede causar la muerte en concentraciones muy altas. A bajas concentraciones provoca irritación de ojos y nariz.

Efectos ambientales del flúor

Cuando el flúor del aire termina en el agua, se deposita en el sedimento. Cuando termina en el suelo, el flúor se adherirá fuertemente a las partículas del suelo. En el medio ambiente, el flúor no se puede destruir; solo puede cambiar de forma.

El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La cantidad de absorción por las plantas depende del tipo de planta y el tipo de suelo y la cantidad y tipo de flúor que se encuentra en el suelo. Con plantas que son sensibles a la exposición al flúor, incluso las concentraciones bajas de flúor pueden causar daños en las hojas y una disminución en el crecimiento. Retarda el crecimiento de las plantas y reduce el rendimiento de los cultivos. Los más afectados son los callos y los albaricoques.

Los animales que comen plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. En consecuencia, los animales que están expuestos a altas concentraciones de flúor sufren caries dentales y degradación de los huesos. Demasiado flúor también puede hacer que disminuya la absorción de alimentos y puede perturbar el desarrollo de las garras. Finalmente, puede causar bajo peso al nacer.

Leer más: https://www.lenntech.com/periodic/elements/f.htm#ixzz77Ofi10Qv

Propiedades periódicas del: oxigeno

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Símbolo atómico:                                                                             O

Número atómico ( Z ):                                                                    8

Masas promedio

                               Masa relativa ( Ar ):                                        15.999

                               Masa atómica relativa ( mp ):                       15.999 u

                               Masa atómica absoluta ( mp ):                      2.6567 x 10^-23 g

                               Masa molar ( M ):                                            15.999 g/mol

Electronegatividad de acuerdo a Pauling ( χ ):                       3.0

Estado de oxidación, números de oxidación o números de carga ( z ).

                               Resumidos:                                                        2

                               No Resumidos:                                                  -2, -1, 0, 2

Densidad ( ρ ) a 20 ºC:                                                                    1.429 g/cm^-3

Punto de fusión:                                                                               -219 °C

Punto de ebullición:                                                                        -183 °C

Radio atómico de van der Waals ( rp ):                                     0.14 nm

Configuración electrónica:                                                          

                Un número cuántico:                       1²2⁶

                Dos números cuánticos:                  [He]2s²p⁴

                Tres números cuánticos:                [He]2s²p^(2)(1)(1)

                Cuatro números cuánticos:            [He]2s(↑↓)p(↑↓)(↑)(↑)

Primera energía de ionización ( E ):                                           1314 kJ/mol

Segunda energía de ionización ( E ):                                          3388 kJ/mol

Tercera energía de ionización ( E ):                                            5300  kJ/mol

Descubierto por:                                               Joseph Priestly in 1774

Carácter metálico:                                           No-metal

Grupo:                                                                 16

 

 Propiedades

Es de gran interés porque es el elemento esencial en los procesos respiratorios de la mayoría de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Casi una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno. El oxígeno gaseoso no combinado normalmente existe en forma de moléculas diatómicas, O₂, pero también existe en forma triatómica, O₃, llamado ozono.

En condiciones normales, el oxígeno es un gas insípido, incoloro e inodoro; se condensa en un líquido celeste. El oxígeno es parte de un pequeño grupo de gases literalmente paramagnéticos, y es el más paramagnético de todos. El oxígeno líquido también es ligeramente paramagnético.

El oxígeno es reactivo y formará óxidos con todos los demás elementos excepto helio, neón, argón y criptón. Es moderadamente soluble en agua (30 cm³ por 1 litro de agua disuelto) a 20 grados Celsius.

Aplicaciones

El oxígeno se puede separar del aire mediante licuefacción fraccionada y destilación. Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia son:

1) fusión, refinado y fabricación de acero y otros metales;

2) fabricación de productos químicos por oxidación controlada;

3) propulsión de cohetes;

4) soporte vital médico y biológico;

5) minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio.

Un suministro de oxígeno de emergencia está disponible automáticamente para el pasajero en un avión cuando la presión cae repentinamente. Este oxígeno se almacena no como gas oxígeno sino como clorato de sodio químico.

Oxígeno en el medio ambiente

La corteza terrestre está compuesta principalmente de minerales de silicio y oxígeno, y muchos otros elementos se encuentran allí como sus óxidos.

El gas oxígeno constituye una quinta parte de la atmósfera, lo que equivale a más de un millón de billones de toneladas. El oxígeno en la atmósfera de la Tierra proviene de la fotosíntesis de las plantas y se ha acumulado durante mucho tiempo, ya que utilizaron el abundante suministro de dióxido de carbono en la atmósfera primitiva y liberaron oxígeno.

El oxígeno es bastante soluble en agua, lo que hace posible la vida en ríos, lagos y océanos. El agua de los ríos y lagos debe tener un suministro regular de oxígeno, ya que cuando se agota, el agua ya no sustentará a los peces ni a otras especies acuáticas.

Casi todos los productos químicos, aparte de los gases inertes, se unen al oxígeno para formar compuestos. El agua, H₂O y la sílice, SiO₂, componente principal de la arena, se encuentran entre los compuestos binarios de oxígeno más abundantes. Entre los compuestos que contienen más de dos elementos, los más abundantes son los silicatos, que forman la mayoría de las rocas y suelos. Otros compuestos abundantes en la naturaleza son el carbonato cálcico (piedra caliza y mármol), el sulfato cálcico (yeso), el óxido de aluminio (bauxita) y varios óxidos de hierro, que se utilizan como fuente del metal.

Efectos del oxígeno en la salud

El oxígeno es esencial para todas las formas de vida, ya que es un componente del ADN y de casi todos los demás compuestos biológicamente importantes. ¿Es aún más dramáticamente esencial, en el sentido de que los animales deben tener un suministro de gas minuto a minuto para poder sobrevivir? El oxígeno de los pulmones es recogido por el átomo de hierro en el centro de la hemoglobina en la sangre y, por lo tanto, transportado a donde se necesita.

Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como en muchos casos, demasiado no es bueno. Si uno se expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, puede producirse daño pulmonar. Respirar oxígeno al 50-100% a presión normal durante un período prolongado causa daño pulmonar. Aquellas personas que trabajan con exposiciones frecuentes o potencialmente altas al oxígeno puro deben someterse a pruebas de función pulmonar antes de comenzar a trabajar y después de eso. El oxígeno generalmente se almacena a temperaturas muy bajas y, por lo tanto, se debe usar ropa especial para evitar la congelación de los tejidos corporales.

Efectos ambientales del oxígeno

Las fuentes de oxígeno altamente concentradas promueven una combustión rápida y, por lo tanto, son riesgos de incendio y explosión en presencia de combustibles.

El fuego que mató a la tripulación del Apolo 1 en una plataforma de lanzamiento de prueba se extendió tan rápidamente porque la atmósfera de oxígeno puro estaba a la presión atmosférica normal en lugar de la presión de un tercio que se usaría durante un lanzamiento real.

Leer más: https://www.lenntech.com/periodic/elements/o.htm#ixzz77OcCMU6X

Propiedades periódicas del: nitrógeno

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Símbolo atómico:                                                                             N

Número atómico ( Z ):                                                                    7

Masas promedio

                               Masa relativa ( Ar ):                                        14.0067

                               Masa atómica relativa ( mp ):                       14.0067 u

                               Masa atómica absoluta ( mp ):                      2.32587 x 10^-23 g

                               Masa molar ( M ):                                            14.0067 g/mol

Electronegatividad de acuerdo a Pauling ( χ ):                       3.0

Estado de oxidación, números de oxidación o números de carga ( z ).

                               Resumidos:                                                        2, ± 3, 4, 5

                               No Resumidos:                                                  -3, 0, 2, 3, 4, 5

Densidad ( ρ ) a 20 ºC:                                                                    1.25 g/cm^-3

Punto de fusión:                                                                               -210 °C

Punto de ebullición:                                                                        -195.8 °C

Radio atómico de van der Waals ( rp ):                                     0.092 nm

Configuración electrónica:                                                          

                Un número cuántico:                       1²2⁵

                Dos números cuánticos:                  [He]2s²p³

                Tres números cuánticos:                [He]2s²p^(1)(1)(1)

                Cuatro números cuánticos:            [He]2s(↑↓)p(↑)(↑)(↑)

Primera energía de ionización ( E ):                                           1402 kJ/mol

Segunda energía de ionización ( E ):                                          2856 kJ/mol

Tercera energía de ionización ( E ):                                            4578 kJ/mol

Descubierto por:                                Rutherford in 1772

Carácter metálico:                                           No-metal

Grupo:                                                                 15

 

 Propiedades

El nitrógeno es un gas no metálico común, normalmente incoloro, inodoro, insípido y principalmente diatómico. Tiene cinco electrones en su capa exterior, por lo que es trivalente en la mayoría de los compuestos.

Aplicaciones

El mayor uso comercial del nitrógeno es como componente en la fabricación de amoníaco, posteriormente utilizado como fertilizante y para producir ácido nítrico.

El nitrógeno líquido (a menudo denominado LN₂) se utiliza como refrigerante para congelar y transportar productos alimenticios, para la conservación de cuerpos y células reproductoras (esperma y óvulos) y para el almacenamiento estable de muestras biológicas.

Las sales de ácido nítrico incluyen algunos compuestos importantes, por ejemplo, nitrato de potasio, ácido nítrico y nitrato de amonio. Los compuestos orgánicos nitrados, como la nitroglicerina y el trinitrotolueno, suelen ser explosivos.

Nitrógeno en el medio ambiente

El nitrógeno constituye el 78 por ciento de la atmósfera terrestre y es un componente de todos los tejidos vivos. El nitrógeno es un elemento esencial para la vida, porque es un componente del ADN y, como tal, forma parte del código genético.

Las moléculas de nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En el agua y el suelo, el nitrógeno se puede encontrar en nitratos y nitritos. Todas estas sustancias son parte del ciclo del nitrógeno y todas están interconectadas.

Los seres humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, principalmente debido a la aplicación de abonos que contienen nitratos. Las empresas industriales emiten mucho nitrógeno, lo que aumenta los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y el agua como consecuencia de las reacciones que tienen lugar en el ciclo del nitrógeno. Las concentraciones de nitrato en el agua potable aumentarán considerablemente debido a esto.

Efectos del nitrógeno en la salud

Se sabe que los nitratos y nitritos causan varios efectos sobre la salud. Estos son los efectos más comunes:

- Reacciones con la hemoglobina en sangre, que provocan una disminución de la capacidad de transporte de oxígeno de la sangre (nitrito)

- Disminución del funcionamiento de la glándula tiroides (nitrato).

- Escasez de vitamina A (nitrato)

- Elaboración de nitro aminas, conocidas como una de las causas más comunes de cáncer (nitratos y nitritos)

Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido nítrico (NO) es mucho más importante que el nitrógeno solo. En 1987 Salvador Moncada descubrió que este era un mensajero corporal vital para relajar los músculos, y hoy sabemos que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunológico, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, llamada sintasa de óxido nítrico, abunda en el cerebro. Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, puede difundirse a través de las membranas para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabezado por K.E. Anderson, del Hospital Universitario de Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección masculina al relajar el músculo que controla el flujo sanguíneo hacia el pene. El medicamento Viagra actúa liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto.

Efectos ambientales del nitrógeno

Los seres humanos han cambiado radicalmente los suministros naturales de nitratos y nitritos. La principal causa de la adición de nitratos y nitritos es el uso extensivo de fertilizantes. Los procesos de combustión también pueden mejorar los suministros de nitratos y nitritos, debido a la emisión de óxidos de nitrógeno que pueden convertirse en nitratos y nitritos en el medio ambiente.

Los nitratos y nitritos también se forman durante la producción química y se utilizan como conservantes de alimentos. Esto hace que la concentración de nitrógeno en las aguas subterráneas y superficiales y el nitrógeno en los alimentos aumenten considerablemente.

La adición de enlaces de nitrógeno en el medio ambiente tiene varios efectos. En primer lugar, puede cambiar la composición de las especies debido a la susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los compuestos nitrogenados. En segundo lugar, principalmente el nitrito puede causar diversos efectos en la salud de seres humanos y animales. Los alimentos ricos en compuestos nitrogenados pueden hacer que disminuya el transporte de oxígeno de la sangre, lo que puede tener graves consecuencias para el ganado.

La alta absorción de nitrógeno puede causar problemas en la glándula tiroides y puede provocar escasez de vitamina A. En el estómago y los intestinos del animal, los nitratos pueden formar nitroaminas; compuestos peligrosamente cancerígenos.

Leer más: https://www.lenntech.com/periodic/elements/n.htm#ixzz77Cxe25ZL

Propiedades periódicas del: carbono

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Símbolo atómico:                                                                             C

Número atómico ( Z ):                                                                    6

Masas promedio

                               Masa relativa ( Ar ):                                        12.011

                               Masa atómica relativa ( mp ):                       12.011 u

                               Masa atómica absoluta ( mp ):                      1.994 x 10^-23 g

                               Masa molar ( M ):                                            12.011 g/mol

Electronegatividad de acuerdo a Pauling ( χ ):                       2.5

Estado de oxidación, números de oxidación o números de carga ( z ).

                               Resumidos:                                                        2 ± 4

                               No Resumidos:                                                  -4, 0, 2, 4

Densidad ( ρ ) a 20 ºC:                                                                    2.2 g/cm^-3

Punto de fusión:                                                                               3652 °C

Punto de ebullición:                                                                        4827 °C

Radio atómico de van der Waals ( rp ):                                     0.091 nm

Configuración electrónica:                                                          

                Un número cuántico:                       1²2⁴

                Dos números cuánticos:                  [He]2s²p²

                Tres números cuánticos:                [He]2s²p⁽¹⁾⁽¹⁾

                Cuatro números cuánticos:            [He]2s(↑↓)p(↑)(↑)

Primera energía de ionización ( E ):                                           1086.1 kJ/mol

Segunda energía de ionización ( E ):                                          2351.9 kJ/mol

Tercera energía de ionización ( E ):                                            4618.8 kJ/mol

Descubierto por:                                desde tiempos antiguos

Carácter metálico:                                           No-metal

Grupo:                                                                 14

 

 Propiedades

El carbono es único en sus propiedades químicas porque forma una cantidad de componentes superior a la suma total de todos los demás elementos en combinación entre sí.

El grupo más grande de todos estos componentes es el formado por carbono e hidrógeno. Conocemos un mínimo de alrededor de 1 millón de componentes orgánicos y este número aumenta rápidamente cada año. Aunque la clasificación no es estricta, el carbono forma otra serie de compuestos considerados inorgánicos, en un número mucho menor que el de los compuestos orgánicos.

El carbono elemental existe en dos formas cristalinas alotrópicas bien definidas: diamante y grafito. Otras formas con poca cristalinidad son el carbón vegetal y el humo negro. El carbono químicamente puro se puede preparar mediante la descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de aire. Las propiedades físicas y químicas del carbono dependen de la estructura cristalina del elemento.

Su densidad fluctúa entre 2.25 g / cm³ para el grafito y 3.51 g / cm³ para el diamante. El punto de fusión del grafito es 3500ºC y el punto de ebullición extrapolado es 4830ºC. El carbono elemental es una sustancia inerte, insoluble en agua, ácidos y bases diluidos, así como disolventes orgánicos. A altas temperaturas, se une al oxígeno para formar monóxido o dióxido de carbono. Con agentes oxidantes calientes, como ácido nítrico y nitrato de potasio, se obtiene ácido metílico C₆(CO₂H)₆. Entre los halógenos, solo el flúor reacciona con el carbono elemental. Una gran cantidad de metales se combinan con el elemento a altas temperaturas para formar carburos.

Forma tres componentes gaseosos con el oxígeno: monóxido de carbono, CO, dióxido de carbono, CO₂ y subóxido de carbono, C₃O₂. Los dos primeros son los más importantes desde el punto de vista industrial. El carbono forma compuestos con los halógenos con CX₄ como fórmula general, donde X es flúor, cloro, bromo o yodo. A temperatura ambiente, el tetrafluoruro de carbono es gas, el tetracloruro es líquido y los otros dos compuestos son sólidos. También conocemos tetrahaluros de carbono mixtos. El más importante de todos puede ser el diclorodifluorometano, CCl₂F₂, llamado freón.

Carbono en el medio ambiente

El carbono y sus componentes están ampliamente distribuidos en la naturaleza. La estimación es que el carbono forma el 0.032% de la corteza terrestre. El carbono libre se encuentra en grandes depósitos como el carbón duro, forma amorfa del elemento con otros compuestos complejos de carbono-hidrógeno-nitrógeno. El carbono cristalino puro se encuentra en forma de grafito y diamante.

La atmósfera de la Tierra contiene una concentración cada vez mayor de dióxido de carbono y monóxido de carbono, provenientes de la quema de combustibles fósiles, y de metano (CH₄), de los arrozales y las vacas.

Ningún elemento es más esencial para la vida que el carbono, porque solo el carbono forma enlaces simples fuertes consigo mismo que son lo suficientemente estables para resistir el ataque químico en condiciones ambientales. Esto le da al carbono la capacidad de formar largas cadenas y anillos de átomos, que son la base estructural de muchos compuestos que componen la célula viva, de los cuales el más importante es el ADN.

Se encuentran grandes cantidades de carbono en forma de compuestos. El carbono está presente en la atmósfera como dióxido de carbono en un 0.03% en volumen. Varios minerales, como piedra caliza, dolomita, yeso y mármol, contienen carbonatos. Todas las plantas y animales vivos están formados por compuestos orgánicos complejos donde el carbono se combina con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos. Los restos de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, asfalto y betún. Los depósitos de gas natural contienen compuestos formados por carbono e hidrógeno.

Usos

Tiene muchos usos, incluidos los de decoración de diamantes en joyería o pigmento de humo negro en llantas de automóviles y tinta de imprenta. Otra forma de carbón, el grafito, se utiliza para crisoles de alta temperatura, electrodos de celda seca y arco ligero, para puntas de lápiz y como lubricante. El carbón vegetal, una forma amorfa de carbón, se utiliza como agente blanqueador y absorbente de gases.

Los compuestos de carbono tienen muchos usos. El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de bebidas, en extintores y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El monóxido de carbono se utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono son importantes disolventes industriales. El freón se utiliza en sistemas de refrigeración. El carburo de calcio se utiliza para preparar acetileno; se utiliza para soldar y cortar metales, así como para la preparación de otros compuestos orgánicos. Otros carburos metálicos tienen usos importantes como resistentes al calor y cortadores de metales.

Efectos del carbono en la salud

El carbono elemental tiene una toxicidad muy baja. Los datos sobre peligros para la salud presentados aquí se basan en exposiciones al negro de carbón, no al carbón elemental. La exposición crónica por inhalación al negro de carbón puede provocar daños temporales o permanentes en los pulmones y el corazón.

Se ha encontrado neumoconiosis en trabajadores que se dedican a la producción de humo negro. También se han informado afecciones de la piel como inflamación de los folículos pilosos y lesiones de la mucosa oral por exposición de la piel.

Carcinogenicidad: el carbón negro ha sido incluido por la Agencia Internacional para la Investigación del Cáncer (IARC) dentro del Grupo 3 (el agente no es clasificable en cuanto a su carcinogenicidad para los seres humanos). Algunos compuestos de carbono simple pueden ser muy tóxicos, como el monóxido de carbono (CO) o el cianuro (CN^-).

El carbono 14 es uno de los radionucleidos implicados en las pruebas atmosféricas de armas nucleares, que comenzaron en 1945, con una prueba en los Estados Unidos, y terminaron en 1980 con una prueba en China. Se encuentra entre los radionucleidos de larga duración que han producido y seguirán produciendo un mayor riesgo de cáncer durante las décadas y los siglos venideros. También puede atravesar la placenta, unirse orgánicamente a las células en desarrollo y, por lo tanto, poner en peligro a los fetos.

La mayor parte de lo que comemos está formado por compuestos de carbono, lo que da una ingesta total de carbono de 300 g / día. La digestión consiste en descomponer estos compuestos en moléculas que pueden adsorberse en la pared del estómago o del intestino. Allí son transportados por la sangre a sitios donde se utilizan u oxidan para liberar la energía que contienen.

Efectos ambientales del carbono

No se han reportado efectos ambientales negativos del carbono elemental, pero algunos de sus compuestos son altamente contaminantes como el dióxido de carbono y el metano que aceleran el efecto de invernadero, y varias sustancias orgánicas xenobióticas que se acumulan en la grasa animal.

Leer más: https://www.lenntech.com/periodic/elements/c.htm#ixzz7777OdIem

Propiedades periódicas del: boro

 

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Símbolo atómico:                                                                             B

Número atómico ( Z ):                                                                    5

Masas promedio

                               Masa relativa ( Ar ):                                        10.81

                               Masa atómica relativa ( mp ):                       10.81 u

                               Masa atómica absoluta ( mp ):                      1.795 x 10^-23 g

                               Masa molar ( M ):                                            10.81 g/mol

Electronegatividad de acuerdo a Pauling ( χ ):                       2.3

Estado de oxidación, números de oxidación o números de carga ( z ).

                               Resumidos:                                                        3

                               No Resumidos:                                                  0, +3

Densidad ( ρ ) a 20 ºC:                                                                    2.3 g/cm^-3

Punto de fusión:                                                                               2076 °C

Punto de ebullición:                                                                        3927 °C

Radio atómico de van der Waals ( rp ):                                     0.098 nm

Configuración electrónica:                                                          

                Un número cuántico:                       1²2³

                Dos números cuánticos:                  [He]2s²p¹

                Tres números cuánticos:                [He]2s²p⁽¹⁾

                Cuatro números cuánticos:            [He]2s(↑↓)p(↑)

Primera energía de ionización ( E ):                                           800.5 kJ/mol

Segunda energía de ionización ( E ):                                          2426.5 kJ/mol

Tercera energía de ionización ( E ):                                            3658.7 kJ/mol

Descubierto por:                                Sir Humphry Davy y J.L Gay-Lussac in 1808

Carácter metálico:                                           No-metal

Grupo:                                                                 13

 

 Propiedades

El boro es un elemento no metálico y el único no metálico del grupo 13 de la tabla periódica los elementos. Tiene varias formas, la más común de las cuales es el boro amorfo, un polvo oscuro que no reacciona con el oxígeno, el agua, los ácidos y los álcalis. Reacciona con metales para formar boruros.

A temperaturas estándar, el boro es un mal conductor eléctrico, pero es un buen conductor a altas temperaturas.

Aplicaciones

El compuesto de boro económicamente más importante es el tetraborato de sodio decahidratado Na₂B₄O_7*10H₂O, o bórax, utilizado para aislar la fibra de vidrio y el blanqueador de perborato de sodio. El ácido bórico es un compuesto importante utilizado en productos textiles.

Los compuestos de boro se utilizan en síntesis orgánica, en la fabricación de un tipo particular de vidrios y como conservantes de la madera. Los filamentos de boro se utilizan para estructuras aeroespaciales avanzadas, debido a su alta resistencia y peso ligero.

Uno de los primeros usos del bórax fue la fabricación de perborato, el agente de varado que alguna vez se usó ampliamente en los detergentes domésticos. El compuesto de boro también entró en el hogar promedio en forma de conservantes de alimentos, especialmente para la margarina y el pescado.

Boro en el medio ambiente

El boro no está presente en la naturaleza en forma elemental. Se encuentra combinado en bórax, ácido bórico, kernita, ulexita, colemanita y boratos. Las aguas de manantial volcánico contienen en ocasiones ácidos bóricos.

Los boratos se extraen en EE. UU., Tíbet, Chile y Turquía, con una producción mundial de alrededor de 2 millones de toneladas por año.

Efectos del boro en la salud

Los seres humanos pueden estar expuestos al boro a través de frutas y verduras, agua, aire y productos de consumo. tenemos una ingesta diaria regular de aproximadamente 2 mg y aproximadamente 18 mg en nuestro cuerpo en total.

Cuando los seres humanos consumen grandes cantidades de alimentos que contienen boro, las concentraciones de boro en sus cuerpos pueden elevarse a niveles que pueden causar problemas de salud. El boro puede acumularse en el estómago, el hígado, los riñones y el cerebro y eventualmente puede provocar la muerte. Cuando tiene lugar la exposición a pequeñas cantidades de boro, puede producirse irritación de la nariz, la garganta o los ojos. Se necesitan 5 g de ácido bórico para enfermar a una persona y 20 gramos o más para poner en peligro su vida.

Comer pescado o carne no aumentará las concentraciones de boro en nuestro cuerpo, ya que el boro no se acumula en los tejidos de los animales.

Efectos ambientales del boro

El boro es un elemento que se produce en el medio ambiente principalmente a través de procesos naturales.

El boro se produce de forma natural en el medio ambiente debido a la liberación al aire, al suelo y al agua a través de la intemperie. También puede ocurrir en el agua subterránea en cantidades muy pequeñas. Los seres humanos agregan boro mediante la fabricación de vidrio, la combustión del carbón, la fusión del cobre y la adición de fertilizantes agrícolas. Las concentraciones de boro que agregan los humanos son más pequeñas que las concentraciones agregadas naturalmente a través de la meteorización natural.

No es muy probable que se produzca exposición al boro a través del aire y el agua potable, pero existe el riesgo de exposición al polvo de borato en el lugar de trabajo. La exposición al boro también puede ocurrir a partir de productos de consumo como cosméticos y productos de lavandería.

Las plantas absorben el boro del suelo y, a través de los animales que las consumen, pueden acabar en las cadenas alimentarias. Se ha encontrado boro en tejidos animales, pero no es probable que se acumule.

Cuando los animales absorben grandes cantidades de boro durante un período de tiempo relativamente largo a través de la comida o el agua potable, los órganos reproductores masculinos se verán afectados. Cuando los animales están expuestos al boro durante el embarazo, su descendencia puede sufrir defectos de nacimiento o retraso en el desarrollo. Además, es probable que los animales sufran irritación de la nariz cuando inhalan boro.

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