GASES NOBLES
Presentado por:
Silvestre Varela Diego
Geyer de la Merced
Bolaños Arroyave Juan Carlos
García Vega Miguel
Arroyo Zamora Manuel Alejandro
Química Inorgánica
Gases Nobles
 Los gases nobles son elementos químicos
situados en el grupo VIII A de la tabla periódica
de los elementos. Concretamente los gases
nobles son los siguientes:
 Helio
 Neón
 Argón
 Kriptón
 Xenón
 Radón
 El nombre de gas noble proviene del hecho de
que no tienden a reaccionar como otros
elementos. Debido a esto, también son
denominados a veces gases inertes, aunque
realmente sí participan en algunas reacciones
químicas. Todos tienen su última capa
electrónica totalmente llena (dos electrones
en el helio y ocho en los demás).
 Todos los gases raros están presentes en el aire.
 He 0.0005 vol.- %
 Ne 0.0016 vol.- %
 Ar 0.9327 vol.- %
 Kr 0.0001 vol.- %
 Xe 8x10-6 vol.-%
 Rn 6x10-18 vol.- %
HELIO (He)
 El helio es un elemento químico de número atómico 2 y
símbolo He. A pesar de que su configuración electrónica
es 1s2, el helio no figura en el grupo 2 de la tabla
periódica de los elementos, junto al hidrógeno en el
bloque s, sino que se coloca en el grupo 18 del bloque p,
ya que al tener el nivel de energía completo, presenta las
propiedades de un gas noble, es decir, es inerte (no
reacciona) y al igual que éstos, es un gas monoatómico
incoloro e inodoro.
 El helio tiene el menor punto de evaporación de todos los
elementos químicos, y sólo puede ser solidificado bajo
presiones muy grandes.
 Es además, el segundo elemento químico en abundancia
en el universo, tras el hidrógeno.
Características principales
En condiciones normales de presión y temperatura el helio es un
gas monoatómico no inflamable, pudiéndose licuar sólo en
condiciones extremas (de alta presión y baja temperatura).
Tiene el punto de solidificación más bajo de todos los elementos
químicos, siendo el único líquido que no puede solidificarse
bajando la temperatura, ya que permanece en estado líquido en el
cero absoluto a presión normal.
Aplicaciones
El helio es más ligero que el aire y a diferencia del hidrógeno no es
inflamable, siendo además su poder ascensional un 8% menor que
la de éste, por lo que se emplea como gas de relleno en globos y
zepelines publicitarios, de investigación atmosférica e incluso para
realizar reconocimientos militares.
Aún siendo la anterior la principal el helio tiene más aplicaciones:
Las atmósferas helio-oxígeno se emplean en la inmersión a gran
profundidad, ya que el helio es inerte, menos soluble en la sangre
que el nitrógeno y se difunde 2,5 veces más deprisa que él, todo lo
cual reduce el tiempo requerido para la descompresión, aunque ésta
debe comenzar a mayor profundidad, y elimina el riesgo de narcosis
por nitrógeno (borrachera de las profundidades).
Por su bajo punto de licuefacción y evaporación puede utilizarse
como refrigerante en aplicaciones a temperatura
extremadamente baja como en imanes superconductores e
investigación criogénica a temperaturas próximas al cero
absoluto.
En cromatografía de gases se usa como gas portador inerte.
La atmósfera inerte de helio se emplea en la soldadura por arco
y en la fabricación de cistales de silicio y germanio, así como
para presurizar combustibles líquidos de cohetes.
En túneles de viento supersónicos.
Como agente refrigerante en reactores nucleares.
El helio líquido encuentra cada vez mayor uso en las
aplicaciones médicas de la imagen por resonancia magnética
(RMI).
Se utiliza en equipos láser como uno de los gases, el más
común es el Helio-Neón.
Abundancia y obtención
El helio es el segundo elemento más abundante del universo tras el
hidrógeno y constituye alrededor del 20% de la materia de las
estrellas, en cuyo proceso de fusión nuclear desempeña un
importante papel. La abundancia de helio no puede ser explicada por
la generada en las estrellas, aunque es consistente con el modelo del
Big bang
En la atmósfera terrestre hay del orden de 5 ppm y se encuentra
también como producto de desintegración en diversos minerales
radioactivos de uranio y torio. Además está presente en algunas
aguas minerales, en gases volcánicos y en ciertos yacimientos de
gas natural de los Estados Unidos, de los que proviene la mayoría del
helio comercial.
El helio puede sintetizarse bombardeando núcleos de litio o boro con
protones a alta velocidad.
Las principales fuentes para la obtención del helio son el gas natural,
que contiene entre el 2 y el 5%, y el aire, donde la proporción es
mucho menor.
COMPUESTOS DE HELIO.
Dado que el helio es un gas noble, en la práctica no participa en las reacciones
químicas, aunque bajo la influencia de descargas eléctricas o bombardeado con
electrones forma compuestos con el wolframio, yodo, flúor y fósforo.
Antiguamente se creía que los gases nobles no podían formar compuestos a causa
de su configuración electrónica en capas cerradas, que los hacen muy estables
químicamente y no-reactivos.
En todos los gases nobles las capas externas s y p están completas (excepto el
helio, que no tiene capa p), y por lo tanto no forman compuestos químicos con
facilidad. Su elevada energía de ionización y su baja afinidad electrónica, cercana a
cero, hicieron que en un principio no se les considerara reactivos.
Se ha postulado que con bajas temperaturas tendrían que existir compuestos por
coordinación como el Ar·BF3 pero ello todavía no se ha podido demostrar. Además,
se han conseguido formas compuestas como WHe2 y HgHe2 por medio del
bombardeo de electrones, pero búsquedas recientes han apuntado que
probablemente este fenómeno se limitaba a la adsorción del helio por la superficie
del metal, de manera que no se podría hablar con propiedad de la existencia de un
compuesto químico.
Isótopos
El isótopo más común del helio es el 4He, cuyo núcleo está constituido por dos
protones y dos neutrones. Su excepcional estabilidad nuclear se debe a que tiene
un número másico de nucleones, es decir, una cantidad que se distribuye en
niveles completos (de modo análogo a como se distribuyen los electrones en los
orbitales).
El helio tiene un segundo isótopo, el 3He, así como otros más pesados que son
radiactivos. El helio-3 es prácticamente inexistente en la tierra.
Precauciones
Un efecto producido al inhalar helio es hacer la voz humana más aguda.
Esto se debe a que el helio es menos denso que el aire, por lo que las cuerdas
vocales pueden vibrar a mayor frecuencia. Es peligroso realizarlo excesivamente,
ya que el helio puede provocar asfixia.
Un gas que produce el efecto contrario es el Hexafluoruro de azufre, es decir,
hace la voz humana más grave al inhalarlo.
Los depósitos de helio gas de 5 a 10 K deben almacenarse como si contuvieran
líquido debido al gran incremento de presión que se produce al calentar el gas a
temperatura ambiente.
Neón (Ne)
 El neón es un elemento químico de número
atómico 10 y símbolo Ne. Es un gas noble,
incoloro, prácticamente inerte, presente en
trazas en el aire, pero muy abundante en el
universo, que proporciona un tono rojizo
característico a la luz de las lámparas
fluorescentes en las que se emplea.
 Es el segundo gas noble más ligero, y
presenta un poder de refrigeración, por
unidad de volumen, 40 veces mayor que el
del helio líquido y tres veces mayor que el del
hidrógeno líquido.
NEON (Ne PM=20.18
CE 1s22s22p6)
 Segundo elemento mas abundante en el
universo
 El neón se encuentra usualmente en forma de
gas monoatómico
Obtencion.
Se obtiene por subenfriamiento del aire y
destilación del líquido resultante. Se
encuentra en pequeñas cantidades en la
atmósfera y en la corteza terrestre se halla en
una proporción de 0,005 ppm.
Aplicaciones.
-Indicadores de alto voltaje.
-Tubos de televisión.
-Junto con el helio se emplea para obtener un
tipo de láser.
-El neón licuado se comercializa como
refrigerante criogénico.
-El neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno
líquido para refrigeración.
Se ha obtenido un compuesto con flúor en el
laboratorio
 La única fuente comercial del neón es la
atmósfera terrestre, aunque se encuentran
pequeñas cantidades de neón en el gas
natural, en los minerales y en los meteoritos.
 El neón es incoloro, inodoro e insípido; es gas
en condiciones normales. El neón no forma
ningún compuesto químico en el sentido
general de la palabra; hay solamente un
átomo en cada molécula de gas neón.
Efectos del Neón sobre
la salud
 Vías de exposición: La sustancia puede ser
absorbida por el cuerpo a través de la
inhalación.
 Riesgo de inhalación: Si existen pérdidas en su
contenedor este líquido se evapora con
mucha rapidez provocando sobresaturación
del aire con serio peligro de asfixia cuando se
trata de recintos cerrados.
 Efectos de la exposición: Inhalación: Asfixiante
simple. Piel: Congelación en contacto con el
líquido. Ojos: Congelación en contacto con el
líquido.
 Inhalación: Este gas es inerte y está
clasificado como un asfixiante simple. La
inhalación en concentraciones excesivas
puede resultar en mareos, náuseas, vómitos,
pérdida de consciencia y muerte.
Efectos ambientales del Neón
 El neón es un gas raro atmosférico, y como tal
no es tóxico y es químicamente inerte.
 No se conoce ningún daño ecológico causado
por este elemento.
Argón (Ar)
 El argón o argón es un elemento químico de
número atómico 18. Es el tercero de los gases
nobles, monoatómico incoloro e inerte ,
constituye el 0.934 % de la atmosfera de la
tierra. De él, el 99.6% es el isótopo de argón40; el restante es argón-36 y argón-38. Existe
evidencia de que todo el argón-40 del aire se
produjo por la descomposición radiactiva del
radioisótopo potasio-40.
Se obtiene del aire liquido mediante
destilación fraccionada
 El argón es incoloro, inodoro e insípido. En
condiciones normales es un gas pero puede
licuarse y solidificarse con facilidad.
 El argón no forma compuestos químicos en el
sentido normal de la palabra, aunque forma
algunos compuestos clatratos débilmente
enlazados con agua, hidroquinona y fenol.
Usos del Argón
 El uso en gran escala más antiguo del argón
es en lámparas eléctricas o bombillas.
 El corte y soldadura de metales consume la
mayor parte del argón.
 Los procesos metalúrgicos constituyen la
aplicación de más rápido crecimiento.
 argón y las mezclas de argón-kriptón se
utilizan, con un poco de vapor de mercurio,
para llenar lámparas fluorescentes.
 El argón mezclado con algo de neón se utiliza
para llenar tubos fluorescentes de descarga
eléctrica empleados en letreros de
propaganda (parecidos a los anuncios de
neón); esto se hace cuando se desea un color
azul o verde en lugar del color rojo del neón.
 El argón se utiliza también para llenar
tiratrones de contadores de radiación GeigerMüller, en cámaras de ionización con las que
se mide la radiación cósmica y tubos
electrónicos de varias clases.
 La atmósfera de argón se utiliza en la
manipulación de reactivos químicos en el
laboratorio y en el sellado de empaques de
estos materiales.
Efectos del Argón sobre la
salud
 Vías de exposición: La sustancia puede ser
absorbida por el cuerpo por inhalación.
Riesgo de inhalación: En caso de escape en
el contenedor este líquido se evapora muy
rápidamente provocando supersaturación
del aire con grave peligro de asfixia cuando
esto ocurre en un recinto cerrado.
 Efectos de la exposición: Inhalación: Mareos.
Pesadez. Dolor de cabeza. Asfixia. Piel:
Congelación en contacto con el líquido. Ojos:
Congelación en contacto con el líquido.
Efectos ambientales del
Argón
 No se conocen efectos ambientales
negativos causados por el argón ni se
esperan consecuencias ambientales
adversas. El argón se da naturalmente en el
medio ambiente. El gas se disipará
rápidamente en áreas bien ventiladas.
 El argón no contiene ningún material que
deteriore la capa de ozono y no está incluído
en la lista de contaminantes marinos del DOT
(Departamento de Transportes, E.E.U.U.).
Propiedades físicas y
químicas del argón
Nombre :Argón
Número atómico : 18
Valencia : 0
Estado de oxidación: -
Electronegatividad : -
Radio covalente (Å) : 1,74
Radio iónico (Å): -
Radio atómico (Å) : -
Configuración electrónica : [Ne]3s23p6
Primer potencial de ionización (eV) : 15,80
Masa atómica (g/mol) : 39,948
0Densidad (g/ml) : 1,40
Punto de ebullición (ºC): -185,8
Punto de fusión (ºC) : -189,4
Descubridor: Sir Ramsay en 1894
 El kriptón o criptón es un elemento químico de la
tabla periódica cuyo símbolo es Kr y su número
atómico es 36.
 El kriptón es un gas noble incoloro, inodoro e
insípido de poca reactividad caracterizado por un
espectro de líneas verde y rojo-naranja muy
brillantes. Es uno de los productos de la fisión
nuclear del uranio. El kriptón sólido es blanco, de
estructura cristalina cúbica centrada en las caras al
igual que el resto de gases nobles.
 Para propósitos prácticos puede considerarse un
gas inerte aunque se conocen compuestos
formados con el flúor; además puede formar
clatratos con el agua al quedar sus átomos
atrapados en la red de moléculas de agua.
 Es un elemento químico de la tabla periódica
cuyo símbolo es Xe y su número atómico el 54.
Gas noble inodoro, muy pesado, incoloro, el
xenón está presente en la atmósfera terrestre
sólo en trazas y fue parte del primer compuesto
de gas noble sintetizado.


Xe
Número atómico 54
 Configuración electrónica [Kr]4d10 5s2 5p6

Masa atómica 131,293 u
 Radio medio† Sin datos
 Radio atómico calculado 108 pm
 Radio covalente 130 pm
 Radio de Van der Waals216 pm
 Estados de oxidación (óxido) 0 (ácido débil)
 Estructura cristalina Cúbica centrada en las caras
Propiedades físicas




Estado de la materia Gas (no magnético)
Punto de fusión 161,4 K
Punto de ebullición 165,1 K
Entalpía de vaporización 12,636 kJ/mol
Entalpía de fusión 2,297 kJ/mol
Compuestos del xenón
Fluoruros se xenón
 El punto de partida para la preparación de los
compuestos de xenón es la producción del
difluoruro de xenón (XeF2 )y del tetracloruro de
xenón (XeF4 ), calentando la mezcla de los dos
elementos entre 300 y 400°C.
 A altas presiones se produce el hexafluoruro de
xenón (XeF6 ).
 Los tres fluoruros son sólidos cristalinos
 En fase gas son compuestos covalentes
moleculares.
 Los fluoruros de xenón son poderosos
agentes fluorantes, reactivos que ceden
átomos de flúor a otras sustancias.
 El tetra fluoruro ataca incluso al platino,
formando fluoruro de platino.
Pt (s) + XeF4 (s)
Reacciones con F2
Xe+F2
Xe+F2 +F2
Xe+F4 +F2
Xe (g) + PtF4 (s)
XeF2
XeF2
XeF6
Óxidos de Xenón
 Los fluoruros de xenón se usan para preparar
óxidos y oxoácidos de xenón y, en una cadena
de desproporciones , para llevar el número de
oxidación del xenón hasta +8
 Primero , el tetrafluoruro de xenón se
hidrilaza a trióxido de xenón (XeO3 ).
6 XeF4 (s) + 12 H2O(l)
2XeO3 (aq) + 4Xe (g) + 3 O2 (g) + 24 HF (aq)
Reacciones Redox
 XeF2 + H2
Xe +2HF con H2 a
temperatura 300-400 °C
 XeF2 + Hg
Xe +HgF2 o Hg2F2
Aplicaciones
 El uso principal y más famoso de este gas es en la fabricación de
dispositivos emisores de luz tales como lámparas
 Como anestésicos.
 En instalaciones nucleares, se usa en cámaras de burbujas, sondas, y
en otras áreas donde el alto peso molecular es una cualidad
deseable.
 Los perxenatos se usan como agentes oxidantes en química
analítica.
 El isótopo Xe-133 se usa como radioisótopo.
 Se usa en los faros de algunos automóviles.
 Las lámparas de xenón son ampliamente utilizadas en los
proyectores de cine.]
 Gas de propulsión iónica para satélites
Abundancia y obtención
 Se encuentra en trazas en la atmósfera
terrestre.
 El elemento se obtiene comercialmente por
extracción de los residuos del aire licuado.
Este gas noble se encuentra naturalmente en
los gases emitidos por algunos manantiales
naturales. Los isótopos Xe-133 y Xe-135 se
sintetizan mediante irradiación de neutrones
en reactores nucleares refrigerados por aire.
Precauciones
 El gas puede ser almacenado con seguridad
en contenedores convencionales de vidrio
sellados a temperatura y presión ambientes.
El xenón no es tóxico, pero varios de sus
compuestos lo son altamente debido a sus
fuertes propiedades de oxidación.
 Es un gas incoloro, inodoro e insípido (en
forma sólida su color es rojizo).
 Es producto intermediario de la
desintegración radiactiva del uranio-238.
Todos los isótopos de radón son radiactivos,
3 son naturales y 22 son sintetizados, pero el
radón 222 es el mas peligroso su vida es 3.8
días .
 Es un elemento radiactivo.
Propiedades químicas y físicas
radón

Símbolo Rn

Número atómico 86

Valencia 0

Estado de oxidación -

Punto de ebullición (ºC) -61,8

Punto de fusión (ºC) -71

Electronegatividad

Radio covalente (Å) 2,14

Radio iónico (Å) -

Radio atómico (Å)

Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p6

Primer potencial de ionización (eV) 10,82

Masa atómica (g/mol) 222

Densidad (g/ml)

Descubridor Fredrich Ernst Dorn en 1898
del
Aplicaciones
 Aunque algunos médicos creyeron una vez
que el radón se puede utilizar
terapéuticamente, no hay evidencia para esta
creencia y el radón no está actualmente en
uso médico, por lo menos en el mundo
desarrollado.
Efectos ambientales del Radón
 La mayoría de los compuestos del radón encontrados en el medio
ambiente provienen de las actividades humanas. El radón entra en el
medio ambiente a través del suelo, por las minas de uranio y fosfato,
y por la combustión de carbón.
 Una parte del radón que se encuentra en el suelo se moverá a la
superficie y entrará en el aire a través de la evaporación. En el aire,
los compuestos del radón se acoplarán al polvo y otras partículas. El
radón también se puede mover hacia abajo en el suelo y alcanzar las
aguas superficiales. Sin embargo, la mayor parte del radón
permanecerá en el suelo.
 El radón tiene una vida media radiactiva de alrededor de cuatro días;
esto significa que la mitad de una cantidad dada de radón se
degradará en otros componentes, normalmente compuestos menos
dañinos, cada cuatro días.

Efectos del Radón sobre la salud

La exposición a altos niveles de radón a través de la respiración
provoca enfermedades pulmonares. Cuando se da una exposición a
largo plazo el radón aumenta las posibilidades de desarrollar cáncer
de pulmón. El radón solo puede ser causa de cáncer después de
varios años de exposición.
 El radón puede ser radioactivo, pero libera poca radiación gamma.
Como resultado, no es probable que se den efectos dañinos por la
exposición a radiación de radón sin contacto real con los compuestos
de radón.
 Se desconoce si el radón puede provocar efectos en la salud de otros
órganos a parte de los pulmones. Los efectos del radón, que se
encuentra en la comida o en el agua potable, son desconocidos.
Bibliografía
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/
rn.htm#ixzz0UXRYrGUV
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