Grafito Team:
Navarro Geminiano Silvia Samanta
Salazar Sosa Juan Pablo
Varela Mendoza Emma Carolina
03/10/2015
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El primero en aislar uno de los gases
nobles fue el científico inglés Sir Henry
Cavendish.
Sujetó una muestra de nitrógeno
atmosférico a repetidas descargas
eléctricas en presencia de oxígeno,
formando así óxidos de nitrógeno que
disolvió después en agua.
Cavendish informó que una burbuja de
gas, aproximadamente 1 por 100 del
volumen original, permanecía sin
disolverse.
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1
En 1892 Lord Rayleigh, encontró que el
nitrógeno preparado por eliminación de oxígeno
del aire tenía una densidad mayor a la del
nitrógeno.
Sir William Ramsey, separó la impureza más
pesada partiendo de nitrógeno atmosférico;
estudiando su espectro de emisión, la identificó
como un nuevo elemento que llamo argón.
En el curso de los siguientes 5 años, Rayleigh y
Ramsey aislaron los restantes miembros de la
familia de los gases nobles.
Todos excepto el radón se encuentran en la
atmósfera.
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Son gases monoatómicos inodoros, incoloros y
presentan una reactividad química muy baja. Se
sitúan en el grupo 18 (8A) de la tabla
periódica (anteriormente llamado grupo 0). Los seis
gases nobles que se encuentran en la naturaleza
son :
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Fuerzas intermoleculares muy débiles
 temperaturas de fusión y ebullición
muy bajas.
Gases monoatómicos en condiciones
estándar.
El radio atómico de los gases nobles
aumenta de un periodo a otro debido al
incremento en el número de electrones.
Mayores potenciales de ionización de
cada periodo  Falta reactividad.
Poseen
una
afinidad
electrónica negativa
no pueden aceptar un electrón para
formar aniones estables.
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Tienen capas llenas de electrones de valencia.
Poca tendencia a ganar o perder electrones.
Tienen una reactividad extremadamente baja
sigue el orden Ne < He < Ar < Kr < Xe < Rn
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La abundancia de los gases nobles en el universo
disminuye a medida que aumenta su número
atómico. El helio es el elemento más común en el
universo después del hidrógeno, con una proporción
de masa de aproximadamente el 24%.
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Existen ocho isótopos conocidos del helio.
El 3He isótopo estable que está presente en la tierra tan solo en
trazas y más abundante en las estrellas como producto de la fusión
nuclear.
El 4He, se produce en la Tierra mediante la desintegración alfa de
elementos radiactivos más pesados; las partículas alfa que
aparecen son átomos de 4He completamente ionizado se formó en
grandes cantidades durante la nucleosíntesis primordial en el Big
Bang.
El isótopo pesado de menor duración es el 5He.
El 6He se descompone emitiendo una partícula beta.
El 7He también emite partículas beta así como rayos gamma.
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Las naciones mundiales posan sus ojos en la
Luna al estar su superficie cubierta
por Helio-3 (He3), un gas que es
considerado como la fuente de combustible
perfecta. No contaminante, estable y
extremadamente
potente,
con
100
toneladas de este isótopo del helio
procedente del interior de las estrellas se
podría abastecer el planeta entero durante
todo un año.
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Se extrae por destilación fraccionada a partir del gas natural,
que contiene hasta un 7% de helio. Al tener un punto de
ebullición más bajo que cualquier otro elemento, se utilizan
bajas temperaturas y altas presiones para licuar casi todos los
demás gases (principalmente nitrógeno y metano). El helio
crudo resultante se purifica por medio de exposiciones
sucesivas a temperaturas bajas, en la que casi todo el
nitrógeno y los otros gases restantes se precipitan fuera de la
mezcla gaseosa. Como una fase de purificación final, se
utiliza carbón activado, lo que da como resultado helio grado
A, con una pureza del 99,995%. La principal impureza en el
helio grado A es el neón. En la fase final de la producción, la
mayoría del helio que se produce es licuado por medio de un
proceso criogénico.
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Por su bajo punto de licuefacción y
evaporación puede utilizarse como refrigerante,
imanes
superconductores
e
investigación criogénica a temperaturas cero
absoluto.
El helio líquido encuentra cada vez mayor uso
en las aplicaciones médicas de la imagen por
resonancia magnética (RMI). (En la imagen de la
derecha el paciente ha llenado sus pulmones con
Helio 3.)
Se utiliza en equipos láser como uno de
los gases más comunes, principalmente la mezcla
helio-neón.
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Número atómico
10
Valencia
0
Estado de oxidación
-
Electronegatividad
-
Radio covalente (Å)
1,31
Radio iónico (Å)
-
Radio atómico (Å)
-
Configuración electrónica
1s22s22p6
Primer potencial de ionización (eV)
21,68
Masa atómica (g/mol)
20,179
Densidad (g/ml)
1,20
Punto de ebullición (ºC)
-246
Punto de fusión (ºC)
-248,6
Descubridor
Sir Ramsay en 1898
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Existen 3 isotopos estables de Neón:
Ne-20 con una abundancia natural del 90.5% (estable con 10
neutrones)
Ne-21 con una abundancia natural del 0.3% (estable con 11
neutrones) y el Ne-22 con una abundancia del 9.3% (estable con
12 neutrones)
El Ne-21 y Ne-22 se obtienen principalmente por emisión
neutrónica y desintegración α del Mg-24 y Mg-25
respectivamente.
Se han realizado análisis en rocas expuestas a rayos cósmicos y se
ha demostrado la generación de Ne-21 a partir de núcleos de
Mg, Na, Si y Al.
De forma similar al xenón, el neón de las muestras de gases
volcánicos presenta un enriquecimiento de Ne-20 así como Ne-21
cosmogénico. Igualmente se han encontrado cantidades elevadas
de Ne-20 en diamantes lo que induce a pensar en la existencia de
reservorios de neón solar en la tierra.
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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. En la
mayoría de las aplicaciones el uso de neón
líquido es más económico que el del helio.
Es muy abundante en el universo (es el quinto
elemento más abundante en el universo por
masa).
Aún cuando el neón es inerte a efectos prácticos,
se ha obtenido un compuesto con flúor en el
laboratorio.
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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.
Se obtiene por subenfriamiento del aire y
destilación del líquido criogénico resultante.
Se sabe que el neón se sintetiza en estrellas
masivas durante las últimas etapas de éstas
como gigantes o supergigantes rojas
(durante la fase de fusión de carbono y
oxígeno en neón y magnesio), o a veces
como variables azules luminosas o estrellas
Wolf-Rayet.
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El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa
abundantemente para los indicadores publicitarios, también reciben la
denominación de tubos de neón otros de color distinto que en realidad
contienen gases diferentes.
Indicadores de alto voltaje.
Tubos de televisión..
Junto con el helio se emplea para obtener un tipo de láser.
El neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno líquido para
refrigeración en el intervalo de 25-40 K (-416 a -387ºF).
Con baja potencia eléctrica se produce luz visible en lámparas
incandescentes de neón; tales lámparas son económicas y se usan
como luces nocturnas y de seguridad.
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Es el tercero de los gases
nobles incoloro e inerte como
ellos, constituye el 0,934%
del aire seco. Su nombre
proviene del griego αργος,
que significa “PERESOZO”
(debido a que no reacciona).
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El gas se obtiene por medio de la destilación fraccionada
del aire licuado, en el que se encuentra en una
proporción de aproximadamente el 0,94%, y posterior
eliminación del oxígeno residual con hidrógeno.
La atmósfera de Marte contiene un 1,6% de 40Ar y
5ppm de 36Ar.; la de Mercurio un 7,0% y la de Venus
trazas.
Los principales isótopos de argón presentes en la
Tierra son 40Ar (99,6%), 36Ar y 38Ar.
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En la atmósfera terrestre, el 39Ar se genera por bombardeo de rayos cósmicos
principalmente a partir del 40Ar.
40K,
El
isótopo
con
un
periodo
de
semidesintegración,
de
1,205×109 años, decae a 40Ar (11,2%) estable mediante captura electrónica y
emisión de un positrón, y el 88,8% restante a 40Ca mediante desintegración β
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En el buceo técnico, se emplea el argón para
el inflado de trajes secos.
Se emplea como gas de relleno en lámparas
incandescentes ya que no reacciona con el
material del filamento incluso a alta
temperatura y presión.
Cristalizaciones.
Espectrómetros de ICP (plasma acoplado
inductivamente). La muestra se inyecta en un
plasma de Argón a alta temperatura y se
analiza la luz emitida por átomos muy calientes
para determinar la composición de la muestra.
Normalmente se utiliza para el análisis de
metales en muestras
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http://www.youtube.com/watch?v=PD7pcVjBiX4
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Número atómico
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Valencia
0
Estado de oxidación
-
Electronegatividad
-
Radio covalente (Å)
1,89
Radio iónico (Å)
-
Radio atómico (Å)
-
Configuración electrónica
[Ar]3d104s24p6
Primer potencial de ionización (eV)
14,09
Masa atómica (g/mol)
83,80
Densidad (g/ml)
2,6
Punto de ebullición (ºC)
-152
Punto de fusión (ºC)
-157,3
Descubridor
Sir Ramsay en 1898
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El kriptón natural está constituido por seis isótopos estables y se
han caracterizado diecisiete isótopos radiactivos.
78-Kr (0,35%), 80-Kr (2,25%), 82-Kr (11,6%), 83-Kr (11,5%),
84-Kr (57,0%), 86-Kr (17,3%).
Al igual que el xenón, el kriptón es extremadamente volátil y
escapa con facilidad de las aguas superficiales por lo que se ha
usado para datar antiguas (50.000 a 800.000 años) aguas
subterráneas.
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El isótopo Kr-85 es un gas inerte radiactivo con un periodo de
semidesintegración de 10,76 años que se produce en la fisión del
uranio y del plutonio. Las fuentes de este isótopo son las pruebas
nucleares (bombas), los reactores nucleares y el reprocesado de
las barras de combustible de los reactores. Se ha detectado un
fuerte gradiente de este isótopo entre los hemisferios norte y sur,
siendo las concentraciones detectadas en el polo Norte un 30%
más altas que en el polo Sur.
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Caracterizado por un espectro de líneas verde y rojonaranja muy brillantes. Es uno de los productos de la
fisión nuclear del uranio.
En 1960 se decidió definir la unidad fundamental de
longitud (metro) en función de la línea espectral rojoanaranjada del 86-Kr, con lo que se eliminaba la
barra de metro estándar de una aleación de platinoiridio que se guarda en París.
En 1983 la emisión del kriptón se sustituyó por la
distancia recorrida por la luz en 1/299.792.458
segundos.
La proporción de 85-Kr en la atmósfera se ha
multiplicado en los últimos años como consecuencia de
la desintegración del uranio y el plutonio.
Es muy caro, lo que limita su uso.
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La única fuente comercial de kriptón estable es el aire, aunque se
encuentran trazas en minerales y meteoritos. El kriptón está presente en el
aire aproximadamente en 1 ppm.
Descubierto en el residuo dejado por el aire líquido justo por encima de su
punto de ebullición.
Licuación y destilación fraccionada del aire.
Se encuentra entre los gases volcánicos y aguas termales y en diversos
minerales en muy pequeñas cantidades.
Bastante escaso a nivel atmosférico, es posible encontrar el kriptón entre
gases termales y volcánicos.
Una mezcla de isótopos estables y radiactivos de kriptón se produce en
reactores nucleares a partir de uranio por fisión de neutrones, lenta. Se
estima que aproximadamente 2 x 10-8% del peso de la Tierra es kriptón.
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Se usa en solitario o mezclado con neón y argón en lámparas.
En sistemas de iluminación de aeropuertos, ya que el alcance de la luz
roja emitida es mayor que la ordinaria incluso en condiciones
climatológicas adversas de niebla.
En las lámparas incandescentes de filamento de tungsteno de proyectores
de cine.
El láser de kriptón se usa en medicina para cirugía de la retina del ojo.
El kriptón-85 se usa en análisis químicos, introduciendo isótopo en varios
sólidos, proceso durante el que se forman kriptonatos cuya actividad es
sensible a las reacciones químicas producidas en la superficie de la
solución. Así se puede estimar la concentración de reactivos.
También se usa en flashes fotográficos para fotografía de alta velocidad,
en la detección de fugas en contenedores sellados y para excitar el
fósforo de fuentes de luz sin alimentación externa de energía
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El isótopo radiactivo Kr-81 es utilizado para datar antiguas aguas
subterráneas.
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De la palabra griega
"xenos" que significa
"extraño".
El xenón es incoloro, inodoro e
insípido; es un gas en condiciones
normales. El xenón es el único de los
gases nobles no radiactivos que
forma compuestos químicos estables
a la temperatura ambiente.
1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p6
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El xenón es el elemento más
escaso del planeta y se
encuentra en la atmósfera en
ínfimas cantidades.
Su presencia en la corteza
terrestre se estima en 0,02
ppb.
Es un gas incoloro, inodoro
e insípido, más denso que
el aire y bastante soluble
en agua.
REACTIVIDAD
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Con aire:
No reacciona
Con H2O:
No reacciona
Con HCl 6M:
No reacciona
Con HNO3 15M:
No reacciona
Con NaOH 6M:
No reacciona
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Se extrae por destilación
fraccionada del aire líquido.
Isótopo
124Xe
126Xe
128Xe
129Xe
130Xe
131Xe
132Xe
134Xe
136Xe
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Masa atómica relativa
123.905896(2)
125.904269(7)
127.903530(2)
128.9047794(9)
129.903508(1)
130.905082(1)
131.904154(1)
133.9053945(9)
135.907220(8)
Porcentaje por masa (%)
0.10(1)
0.09(1)
1.91(3)
26.4(6)
4.1(1)
21.2(4)
26.9(5)
10.4(2)
8.9(1)
30
•El 133-Xe y el 135-Xe se producen en los reactores nucleares refrigerados por aire, por
irradiación con neutrones. El 133-Xe tiene aplicación como radioisótopo. El 135-Xe es
enormemente radiactivo, y es un veneno de los reactores al capturar gran cantidad de
neutrones térmicos.
•Antes de 1962 se había asumido que tanto el xenón como los otros gases nobles no eran
capaces de formar compuestos. Sin embargo, el xenón y otros gases nobles los forman. El
primer compuesto de gas noble que se logró sintetizar (1962) fue el XePtF6.
• Posteriormente se obtuvo XeF2, XeF4 y XeF6 (todos ellos cristales incoloros) y otros:
xenatos (XeO4-2), perxenatos (XeO6-4), unos 80 compuestos unidos a flúor y oxígeno, entre
los que destaca el XeO3, altamente explosivo, aunque su disolución acuosa es bastante
estable y el XeO4 líquido muy volátil. Algunos de estos compuestos son coloreados.
•Se ha obtenido xenón metálico bajo presiones de varios cientos de kbar.
En un tubo de vacío produce luz azul cuando se le somete a una descarga eléctrica.
El elemento no es tóxico, pero si sus compuestos porque son enormemente oxidantes.
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Utilizado para fabricar tubos electrónicos, lámparas
estroboscópicas, lámparas bactericidas y lámparas para excitar
láser de rubí, para generar luz coherente.
Se emplea en la industria nuclear en las cámaras de burbuja
(licuado) y en otras aplicaciones para las cuales su alta masa
atómica es de importancia.
Los perxenatos, sales de ácido perxénico (H4XeO6) se emplean
en química analítica como agentes oxidantes.
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1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p6
El 222Rn se descubrió en 1900 por el químico alemán Friedrich
Ernst Dorn. Lo aislaron Ramsay y Whytlaw-Gray en 1910.
Durante mucho tiempo se pensó que era químicamente inerte, pero
los químicos han sido capaces de obtener compuestos de radón a
partir de 1962.
Es el producto de la desintegración del 226Ra (de ahí su nombre).
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El 222Rn, que es el isótopo más abundante del radón, se forma en
la desintegración radioactiva del 226Ra. Tiene una vida media de
3,8 días y se convierte por emisión de partículas alfa en un isótopo
del polonio.
Pequeñas cantidades, formadas por la desintegración de los
minerales de uranio, se encuentran en las rocas y el suelo, siendo el
radón el principal responsable de la radioactividad que presentan.
03/10/2015
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Es un gas incoloro, inodoro y radiactivo. Es el más pesado y,
probablemente, el más reactivo de los gases nobles.
Se conocen 19 isótopos del elemento, siendo el más estable el
222Rn, con una vida media de 3,8 días.
El isótopo descubierto en 1.899 por Ernest Rutherford es el 220Rn,
con una vida media de 55 segundos, producido por
desintegración radioactiva de un isótopo del torio y es conocido
como torón.
El 219Rn, con una vida media de 4 segundos, es un producto de la
desintegración radioactiva de un isótopo del actinio y es conocido
como actinón.
REACTIVIDAD
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Con aire:
No reacciona
Con H2O:
No reacciona
Con HCl 6M:
No reacciona
Con HNO3 15M:
No reacciona
Con NaOH 6M:
No reacciona
35
Se forma a partir de la desintegración del 226Ra.
El 222Rn se obtiene pasando aire a través de una
solución de sal de radio; el radón presente en la
solución se disuelve en el aire y se recupera del
mismo.
Isótopo
211Rn
222Rn
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Masa atómica relativa
210.990585
222.017570
Porcentaje por masa (%)
*
*
36
Es el más pesado de los gases conocidos. Se ha estimado que hay 1
parte en 1021 partes de aire, procedente del radio contenido en el
suelo.
A temperatura ordinaria es un gas incoloro e inodoro. En estado
líquido y sólido presenta fosforescencia brillante que se torna
amarilla al bajar la temperatura y rojo-anaranjado a la
temperatura del aire líquido, debido a su radiactividad.
Reacciona con el flúor, formando un fluoruro.
En medicina se usa en pequeños contenedores llenos de radio que lo
emiten y es aspirado por los pacientes.
Como ocurre con todos los materiales radiactivos, es peligrosa su
manipulación, pues puede inhalarse (junto con sus productos de
desintegración sólidos). Muchas muertes por cáncer se producen por
exposición a radón.
03/10/2015
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Medicina contra el cáncer, energía nuclear. Los minerales de
uranio desprenden radón y la presencia de emanaciones
radioactivas de éste en ciertas zonas delatan la existencia
de estos minerales, lo que constituye una técnica de
prospección geoquímica. Este isótopo puede usarse en el
tratamiento de algunos tumores malignos. El gas se pone en
un tubo, comúnmente hecho de vidrio o de oro, llamado
semilla de radón, que se introduce en el tejido enfermo.
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GRACIAS
BIBLIOGRAFÍA:
•Chang, R. (1999) Química Edición breve. Mac Graw-Hill
Interamericana. México.
•Petrucci, R. H. Y Harwood, W. S. (1999).Química General. Prentice
Hall Iberia. Madrid.
•http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/
•http://www.mcgrawhill.es/bcv/tabla_periodica/defi/definicion_el
emento_quimico.html
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