Contribución al Journal Club “Highly Luminescent Quantum-Dot Monoliths”

A modo de contribución de nuestro querio Journal Club con este interesante artículo analizado por Christian Carvajal y Jorge Cabrera.

Hipótesis
Monolitos de Quantum Dots de alta luminiscencia pueden ser obtenidos empleando nanopartículas Core Shell de CdSe y ZnS como bloques estructurales de construcción primarios por reacciones sol-gel

Objetivo:
Crear un Xerogel y un Aerogel de alta luminiscencia usando nanopartículas core shell de CdSe/ZnS para aplicaciones ópticas LED.

Trabajo experimental:

El proceso sol-gel consiste en la evolución de redes de polímeros hibridos (metal-cadena orgánica), a través de la formación de una suspensión coloidal (sol) de tamaños nanométricos de partículas core shel de CdSe y ZnS, remoción oxidativa sobre la superficie de las partículas fue llevada a cabo, y su consiguiente gelificacion del sol para formar una red en una fase líquida continua (gel) usando como precursores de silica como estabilizador del metal en la fase liquida, los geles restantes fueron secados y convertidos a aerogeles y xerogeles, un aerogel de CdSe y un xerogel de CdSe, un aerogel de ZnS y un xerogel de ZnS.

Resultados:

Las nanopartículas empleadas en los monolitos secos mostraron propiedades de alta luminiscencia, nanopartículas anaranjadas con una emisión de color verde amarillo en 549 nanómetro (base de 4.4 nanómetros CdSe); partículas rojas con una emisión anaranjada en 574 nanómetros (base de 5.1 nanómetro CdSe); y cafes las partículas con una emisión roja en 618 nanómetro (base de 5.6 nanómetro CdSe), el trabajo realizado esta siendo direccionado a la creación de LEDs con ganancia óptica.

Conclusion:

Se pudieron obtener monolitos de Q-Dots tanto en aerogel como en xerogel presentando alta luminiscencia en exposicion a radiación UV.

• Indika U. Arachchige and Stephanie L. Brock “Highly Luminescent Quantum-Dot Monoliths”JACS comunications, Department of Chemistry, Wayne State UniVersity, Detroit, Michigan 2006, pp 1840-1841

2009 Summer Internship Program

The College of Nanoscale Science and Engineering (CNSE) at the University at Albany-SUNY is accepting applications for the 2009 Summer Internship Program through February 27, 2009. The program provides opportunities for hands-on research experience to qualified undergraduate students who wish to pursue careers in nanosciences, nanoengineering, and the nanotechnology industry. Applicants should have academic backgrounds in the physical, chemical, biological or computer sciences, mathematics, engineering, or economics. Prior research experience is not required for consideration.
The duration of the internship program is 10 weeks beginning on Monday, June 1 through Friday, August 7, 2009. The program provides exposure to industrial experts through weekly seminars and public presentation of research results. Each intern will be involved with one or more CNSE/industrial partnered research program. CNSE summer interns will work closely with CNSE faculty, staff, post-doctoral researchers, and graduate students during the course of their work.
The award of CNSE Summer Internships is competitively based and stipends range from $286-$358/week depending on academic achievement and experience. Expenses related to travel, lodging, and meals are the responsibility of each intern. Limited on-campus housing may be available at standard UAlbany summer rates. Members of traditionally underrepresented groups in science are strongly encouraged to apply.
Complete applications should be submitted on-line, or via postal service using the printed version of the application (with all required attachments, except the letter of recommendation) no later than February 27, 2009. The letter of recommendation should be submitted via the postal service separately. Review of applications will begin immediately and awardees will be notified by the end of the first week in April, 2009. Incomplete applications will not be considered.
Example research areas include:

• Economic Impacts of Nanoscale Science and Engineering
• NanoEngineering in Energy & Environmental Technologies
• Nanobiology Engineering & Technology
• Nanoelectronic Materials and Devices
• Nanolithography Engineering & Technology
• Nanomaterials for Nanotechnology
• Nanoscale Materials Characterization, Analysis, and Metrology
• Nanosystems - MEMS, NEMS
• Optoelectronics and Photonics Materials and Devices
• Spintronic Materials and Devices
• Ultra-Thin Film Single and Multilayered Nanomaterial Structures

Questions concerning the application process may be directed to Daniel Smith, Director of Student Services, 518-956-7387 or e-mail to dansmith@uamail.albany.edu. We ask that you provide your name and a clear phone number or e-mail address where a response will reach you.
View the 2008 Summer Internship Recap.

Carbono

El carbón (del latín carbo -ōnis, "carbón") fue descubierto en la prehistoria y ya era conocido en la antigüedad en la que se manufacturaba mediante la combustión incompleta de materiales orgánicos. Los últimos alótropos conocidos, los fullerenos (C60), fueron descubiertos como subproducto en experimentos realizados con haces moleculares en la década de los 80.El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 10 millones de compuestos de carbono, y forma parte de todos los seres vivos conocidos.
El carbono no se creó durante el Big Bang porque hubiera necesitado la triple colisión de partículas alfa (núcleos atómicos de helio) y el Universo se expandió y enfrió demasiado rápido para que la probabilidad de que ello aconteciera fuera significativa. Donde sí ocurre este proceso es en el interior de las estrellas (en la fase RH (Rama horizontal)) donde este elemento es abundante, encontrándose además en otros cuerpos celestes como los cometas y en las atmósferas de los planetas. Algunos meteoritos contiene diamantes microscópicos que se formaron cuando el Sistema Solar era aún un disco protoplanetario.
En combinaciones con otros elementos, el carbono se encuentra en la atmósfera terrestre y disuelto en el agua, y acompañado de menores cantidades de calcio, magnesio y hierro forma enormes masas rocosas (caliza, dolomita, mármol, etc.). El grafito se encuentra en grandes cantidades en Estados Unidos, Rusia, México, Groenlandia e India.
Los diamantes naturales se encuentran asociados a rocas volcánicas (kimberlita y lamproita). Los mayores depósitos de diamantes se encuentran en el África (Sudáfrica, Namibia, Botswana, República del Congo y Sierra Leona). Existen además depósitos importantes en Canadá, Rusia, Brasil y Australia.
El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.[1]
Se conocen cuatro formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante, fullerenos y nanotubos. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una quinta forma alotrópica (nanoespumas) (enlace externo a nanoespumas).
La forma amorfa es esencialmente grafito, pero que no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín.


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


Disposición geométrica de los orbitales sp3
A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante, en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 4 electrones en orbitales sp3, como en los hidrocarburos. El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio y, gracias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono, es, junto con el nitruro de boro, la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta, una forma similar al diamante pero hexagonal.
El orbital híbrido sp1 que forma enlaces covalentes sólo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno.


Fulereno C60
Los fulerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y en ciertos casos, heptágonos), lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal o cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono, que presenta una estructura tridimensional y topología similar a un balón de fútbol, es especialmente estable. Los fulerenos en general, y los derivados del C60 en particular, son objeto de intensa investigación en química desde su descubrimiento a mediados de los 1980.
A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, que pueden describirse como capas de grafito enrolladas en forma cilíndrica y rematadas en sus extremos por hemiesferas (fulerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología.
El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos, especialmente los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primero se obtienen, por destilación en las refinerías, gasolinas, keroseno y aceites, siendo además la materia prima empleada en la obtención de plásticos. El segundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión más limpia. Otros usos son:
El isótopo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la datación radiométrica.
El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Además se utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar utilizadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en el grafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus capas. Es negro y blando. Sus átomos están distribuidos en capas paralelas muy separadas entre sí. Se forma a menos presión que el diamante. Aunque parezca difícil de creer, un diamante y la mina de un lapicero tienen la misma composición química: carbono.
El diamante Es transparente y muy duro. En su formación, cada átomo de carbono está unido de forma compacta a otros cuatro átomos. Se originan con temperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.
Como elemento de aleación principal de los aceros.
En varillas de protección de reactores nucleares.
Las pastillas de carbón se emplean en medicina para absorber las toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia.
El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.
El carbón amorfo ("hollín") se añade a la goma para mejorar sus propiedades mecánicas. Además se emplea en la formación de electrodos (p. ej. de las baterías). Obtenido por sublimación del grafito, es fuente de los fulerenos que pueden ser extraídos con disolventes orgánicos.
Las fibras de carbón (obtenido generalmente por termólisis de fibras de poliacrilato) se añaden a resinas de poliéster, donde mejoran mucho la resistencia mecánica sin aumentar el peso, obteniéndose los materiales denominados fibras de carbono.
Las propiedades químicas y estructurales de los fulerenos, en la forma de nanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

El más importante óxido de carbono es el dióxido de carbono (CO2), un componente minoritario de la atmósfera terrestre (del orden del 0,04% en peso) producido y usado por los seres vivos (ver ciclo del carbono). En el agua forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) —las burbujas de muchos refrescos— pero, al igual que otros compuestos similares, es inestable, aunque a través de él pueden producirse iones carbonato estables por resonancia. Algunos minerales importantes, como la calcita, son carbonatos.
Los otros óxidos son el monóxido de carbono (CO) y el más raro subóxido de carbono (C3O2). El monóxido se forma durante la combustión incompleta de materias orgánicas y es incoloro e inodoro. Dado que la molécula de CO contiene un enlace triple, es muy polar, por lo que manifiesta una acusada tendencia a unirse a la hemoglobina, formando un nuevo compuesto muy peligroso denominado Carboxihemoglobina, impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ion cianuro (CN-), tiene una estructura similar y se comporta como los iones haluro.
Con metales, el carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos muy ácidos. A pesar de tener una electronegatividad alta, el carbono puede formar carburos covalentes como es el caso de carburo de silicio (SiC) cuyas propiedades se asemejan a las del diamante.
En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo 12C como la base para la masa atómica de los elementos químicos.
El carbono-14 es un radioisótopo con un periodo de semidesintegración de 5730 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos.
Los isótopos naturales y estables del carbono son el 12C (98,89%) y el 13C (1,11%). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite, fósiles cretácicos de belemnites, en Carolina del Sur). El δC-13 del CO2 de la atmósfera terrestre es -7‰. El carbono fijado por fotosíntesis en los tejidos de las plantas es significativamente más pobre en 13C que el CO2 de la atmósfera.
La mayoría de las plantas presentan valores de δC-13 entre -24 y -34‰. Otras plantas acuáticas, de desierto, de marismas saladas y hierbas tropicales, presentan valores de δC-13 entre -6 y -19‰ debido a diferencias en la reacción de fotosíntesis. Un tercer grupo intermedio constituido por las algas y líquenes presentan valores entre -12 y -23‰. El estudio comparativo de los valores de δC-13 en plantas y organismos puede proporcionar información valiosa relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos.
Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Carbono.Commons
WikcionarioWikcionario tiene definiciones para carbono.
WebElements.com - Carbono
EnvironmentalChemistry.com - Carbono
Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del carbono.

Berilio

Angel Fernández
135726
Trabajo Final
Química Descriptiva de un elemento.


Relación Histórica

El Berilio es un elemento químico, cuyo símbolo es Be. Tiene un número atómico de 4 y es un metal alcalinotérreo. Su nombre proviene del griego βερυλλoς berilo porque era el mineral más común que contenía éste elemento. Al principio fue llamado glucinio, que significa dulce, y lo nombraron así por el sabor de las sales compuestas por éste elemento. Fue descubierto por Vauquelin en 1798 en forma de óxido en el berilo y la esmeralda. La primera vez que fue aislado, fue en 1828 por Friedrich Wöhler y A. A. Bussy. Su nombre se refiere a pálido o blanquecino debido a que sus sales, son de colores blancos o transparentes. Es uno de los elementos más tóxicos, ya que inhalado puede provocar neumonía y también puede incrementar la posibilidad de dañar el ADN y desarrollar cáncer.


Abundancia

Hay 30 minerales diferentes en los cuales se puede encontrar el Berilio, siendo los más comunes el crisoberilo y la fenaquita, y también tiene formas preciosas, las cuales son la aguamarina y la esmeralda. Y en el mundo, se encuentra la mayor producción de Berilio, en Estados Unidos, Rusia y China siendo también donde se encuentran las más grandes reservas.

Constituye aproximadamente un .006% de la corteza terrestre. Ocupa el lugar 51 en abundancia de los elementos naturales en la corteza terrestre. 


Forma de Obtención y Purificación

La primera vez que se aisló el metal puro, fue con Friedrich Wöhler y A. A. Bussy mediante una reacción de potasio con cloruro de berilio. Sin embargo, también puede obtenerse como metal puro mediante los procesos de sulfato, fluoruro o cloruro a partir del Berilio. Actualmente la obtención del Berilio es a través de reducción de fluoruro de Berilio con Magnesio.

La producción mundial varía entre las 3,000 y 4,000 toneladas por año. Se cree que las reservas mundiales superan las 80,000 toneladas.

Debido a que es muy reactivo, cuando está en agua, es muy fácil que encuentre algún elemento con el cual reaccionar, y así, se vuelve insoluble en el agua, por lo que es muy poca la concentración de Berilio que se puede encontrar en el agua.

Todos estamos expuestos al Berilio diariamente debido a que se encuentran pequeñas partículas de éste elemento en el aire que respiramos, en los alimentos y el agua que consumimos.


Aplicaciones

Sus aplicaciones principales son aleaciones, ya que añade a los productos una mayor resistencia al calor, a la corrosión, una mayor dureza, mejores propiedades aislantes y calidad de fundición. Debido a su ligereza, dureza, y poca dilatación, se usa en partes de aviones supersónicos, y también se hacen hilos a base de berilio porque puede transportar muchas señales eléctricas en un espacio muy reducido.

Se usa también en las ventanas de los tubos de los rayos X debido a que éstos lo atraviesan fácilmente.

Antes se utilizaban compuestos de Berilio para hacer tubos fluorescentes, sin embargo debido a su toxicidad, y todos los síntomas que comenzaron a presentar las personas que trabajaban con Berilio en estado gaseoso o en polvo, se dejaron de hacer los tubos fluorescentes a base de Berilio.

También debido a la gran rigidez que presenta el elemento, también se utiliza en la fabricación de tweeters de la clase High-End. Los tweeters son transductores electroacústicos (bocinas) que reproducen específicamente las más altas frecuencias.

Se puede utilizar para hacer espejos, y en su forma pura se usa para crear armas y reactores nucleares. Con sus diferentes aleaciones, puede usarse en partes de automóviles, computadoras, artículos deportivos (como palos de golf) y piezas dentales.


Propiedades Físicas y Químicas

Tiene 2 electrones en su capa de valencia, lo que lo hace reactivo, sin embargo no tanto como el Litio por su único electrón en la capa de valencia. Es tóxico, duro, ligero y quebradizo. Tiene una masa atómica de 9.012. Un punto de fusión de 1287°C y un punto de ebullición de 3000°C. Tiene una densidad de 1.85 g/cm3. Alta resistencia. Se oxida fácilmente, sin embargo una vez oxidada su superficie, el metal en el interior se conserva intacto y no se sigue oxidando. Únicamente hay un isótopo estable que es el Be-9 con una proporción de casi el 100%, también está el Be-10 que se produce en la atmósfera al bombardear radiación cósmica al oxígeno y nitrógeno. El Be-7 y Be-8 son sintéticos, por lo que no existen en la naturaleza. Los niveles energéticos del Be-8 son tan altos que posibilitan la formación de carbono, por lo tanto de vida.

 
Bibliografía

• http://es.wikipedia.org/wiki/Berilio
• http://ces.iisc.ernet.in/energy/HC270799/HDL/ENV/envsp/Vol314a.htm
• http://redescolar.ilce.edu.mx/redescolar/publicaciones/publi_rocas/berilio.htm
• http://www.lenntech.com/espanol/tabla-peiodica/be.htm

• http://www.atsdr.cdc.gov/es/toxfaqs/es_tfacts4.html

Litio

LITIO

Relación Histórica del Elemento:

El litio (del griego λίθoς -ου, "piedra") fue descubierto por Johann Arfvedson en 1817. Arfvedson encontró el nuevo elemento en la espodumena y lepidolita de una mina de petalita, LiAl(Si₂O₅)₂, de la isla Utö (Suecia) que estaba analizando. En 1818 C.G. Gmelin fue el primero en observar que las sales de litio tornan la llama de un color rojo brillante. Ambos intentaron, sin éxito, aislar el elemento de sus sales, lo que finalmente consiguieron W.T. Brande y Sir Humphrey Davy mediante electrólisis del óxido de litio.

El nombre del elemento proviene del hecho de haber sido descubierto en un mineral, mientras que el resto de los metales alcalinos fueron descubiertos en tejidos de plantas. En 1923 la empresa alemana Metallgesellschaft AG comenzó a producir litio mediante la electrólisis del cloruro de litio y cloruro de potasio fundidos.

Abundancia y Obtención

El litio es un elemento moderadamente abundante y está presente en la corteza terrestre en 65 partes por millón(ppm). Esto lo coloca por debajo del níquel, cobre y wolframio y por encima del cerio y estaño, en lo referente a abundancia. Se encuentra disperso en ciertas rocas, pero nunca libre, dada su gran reactividad. Se encuentra en pequeña proporción en rocas volcánicas y sales naturales, como en el Salar de Atacama en Chile y el Salar de Uyuni en Bolivia el cual contiene el mayor yacimiento a nivel mundial.

El Litio, junto al Hidrógeno y al Helio, es uno de los únicos elementos obtenidos en el Big Bang. Todos los demás fueron sintetizados a través de fusiones nucleares en estrellas en la secuencia principal o durante estallidos de supernovas.

Desde la Segunda Guerra Mundial, la producción de litio se ha incrementado enormemente, separándolo de las rocas de las que forma parte y de las aguas minerales. Los principales minerales de los que se extrae son lepidolita, petalita, espodumena y ambligonita.

El litio metálico se obtiene por un proceso similar a la obtención de sodio por electrólisis de NaCl fundido.

El electrolito se compone de una mezcla de 55% en peso de LiCl y 45% en peso de KCl. La mezcla se mantiene a 460 - 500 °C de temperatura en el interior de una celda electrolítica de acero de bajo contenido de C. La caja de acero que contiene el electrolito fundido, está colocada a su vez en el interior de una estructura de ladrillo refractario. La caja de acero se calienta externamente con mecheros ubicados entre la caja de acero y la estructura de ladrillo refractario.

Los cátodos son de acero y los ánodos barras de grafito. La eficiencia eléctrica es del 80% y la recuperación de litio es de 98% en peso, calculados en base al litio contenido en el LiCl.

Reacciones:

En el ánodo: 2Cl- ----------- Cl2 + 2e-

En el cátodo: Li- + e- ------------ Li0

Por cada kilo de Li metálico se generan 5k de Cl2 gas.

Empleando LiCl y KCl en alto grado de pureza se obtiene Li metálico mayor de 99,8%.

Aplicaciones de Litio

El litio metálico tiene mayor capacidad calorífica que cualquier otro elemento, se emplea como medio para la transferencia de calor en reactores nucleares experimentales. El litio se emplea como agente reductor en la síntesis de muchos compuestos orgánicos. Se utiliza en aleaciones con el aluminio para incrementar su resistencia y resultando de muy bajo peso se emplea en la construcción de aeroplanos, una aleación de aluminio conteniendo menos de un 1% de litio tiene la resistencia y la elasticidad del acero medio.

Los compuestos de litio se emplean en medicina y en la fabricación de esmaltes para cerámica y de vidrios especiales. La presencia de litio en el vidrio incrementa la resistencia eléctrica, disminuye el coeficiente de dilatación e incrementa la transmisión a través de la luz ultravioleta. El LiBr se utiliza en medicina como componente de sedantes nerviosos, el LIF se utiliza en ciertos aparatos ópticos, y el LiOH, interviene en la composición de electrolitos de acumuladores.

Las sales de litio, particularmente el carbonato de litio (Li₂CO₃) y el citrato de litio, se emplean en el tratamiento de la manía y la depresión bipolar, aunque últimamente, se ha extendido su uso a la depresión unipolar. Es un estabilizador del estado de ánimo. Se piensa que sus efectos se basan en sus efectos agonistas sobre la función serotoninérgica. Además, se encuentra disuelto en el plasma sanguíneo y/o en los eritrocitos.

El cloruro de litio y el bromuro de litio tienen una elevada higroscopicidad por lo que son excelentes secantes. El segundo se emplea en bombas de calor de absorción, entre otros compuestos como el nitrato de litio.

El estearato de litio es un lubricante de propósito general en aplicaciones a alta temperatura.

El litio es un agente maleante empleado en la síntesis de compuestos orgánicos.

El hidróxido de litio se usa en las naves espaciales y submarinos para depurar el aire extrayendo el dióxido de carbono.

Es componente común de las aleaciones de aluminio, cadmio, cobre y manganeso empleadas en la construcción aeronáutica, y se ha empleado con éxito en la fabricación de cerámicas y lentes, como la del telescopio de 5,08 m de diámetro (200 pulgadas) de Monte Palomar.

Propiedades Físicas y Químicas

En el sistema periódico de los elementos, el litio encabeza el grupo I o grupo de los metales alcalinos, constituido por Li, Na, K, Rb, Cs, (Fr), los que se caracterizan por tener un sólo electrón en un orbital “s” más allá de la capa central electrónica. El litio metálico, es de color blanco plateado y blando. Es el metal más liviano que se conoce, densidad de 0,531 g/cm³, de número atómico 3 y peso atómico 6,941. Posee el mayor punto de fusión (186°C) y ebullición (1336°C) del grupo de metales alcalinos; posee además, el calor específico más alto de este grupo (0,784 cal/g°C a 0°C). En estado natural existen dos isótopos estables: Li7 en proporción de 92,4 % en peso y Li6 con 7,6 %. Es fuertemente electropositivo lo que le confiere gran poder de reactividad frente a los agentes químicos. El poder polarizante del Li+ es mayor que todos los iones alcalinos, lo que se manifiesta en una gran tendencia a solvatarse y a formar uniones covalentes. El Li reacciona lentamente con el H2O a 25 °C, es particularmente reactivo con el N2, fromando Li3N. Acercado a una llama la torna carmesí pero si la combustión es violenta la llama adquiere un color blanco brillante y Tiene una red cristalina Cúbica centrada en el cuerpo.

Bibliografía:

http://html.rincondelvago.com/litio.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Litio#Historia

http://ovillano.mayo.uson.mx/grupoIa.htm

Flúor (F)

En 1771 Scheele reconoció el ácido fluorhídrico e intuyó, por su semejanza con el ácido clorhídrico, que debía existir el flúor como elemento, pero este no pudo ser aislado hasta un siglo después. El flúor se obtuvo como elemento en 1886 en Francia por Henri Moissan. Su nombre viene de la palabra latina “fluere”, que significa “fluir”.
El flúor fue un elemento que se resistió mucho a ser aislado. Los químicos sabían dónde encontrarlo, pero resultaba muy difícil separarlo de sus compuestos por su gran reactividad química. Finalmente, fue aislado por Moissan, efectuando una electrólisis de una disolución de fluoruro potásico en ácido fluorhídrico anhidro líquido. Para albergar el gas empleó un recipiente de platino y de iridio.
La preparación de flúor como elemento libre es difícil, puesto que el flúor libre es muy reactivo. Industrialmente el flúor gaseoso se obtiene por electrólisis de una mezcla fundida que contiene el 40% de ácido fluorhídrico anhidro (HF) y el 60% de fluoruro ácido de potasio (KHF2), también se puede obtener como subproducto en la síntesis de ácido fosfórico y superfosfatos. El flúor líquido se puede preparar haciendo pasar el gas a través de un tubo de goma o metal rodeado por aire líquido.
El flúor ocupa el 17º lugar en orden de abundancia en la corteza terrestre (0.065%), se presenta en la naturaleza en forma combinada como fluorita, criolita y apatita. La fluorita, de la que se derivan la mayoría de los compuestos de flúor, se encuentra en minas de los Estados Unidos en grandes depósitos en el norte de Kentucky y el sur de Illinois. El flúor también se presenta en el agua de mar, ríos, formas minerales, tallos de ciertos pastos, huesos y dientes de animales en forma de fluoruros.
El flúor pertenece al grupo 7A de la tabla periódica, el cual se conoce como el grupo de los halógenos, de las palabras griegas “halos” y “gennao”, que juntos significan “formadores de sales”. Es un elemento no metálico gaseoso de color amarillo claro, se encuentra en forma diatómica (F2); es tóxico. Tiene una gran tendencia a ganar electrones (es el elemento más electronegativo), quita electrones a casi cualquier sustancia con la que entra en contacto, incluida el agua, y por lo regular lo hace muy exotérmicamente. Es soluble en agua. Su configuración electrónica es [He]2s22p5, tiene un punto de fusión de -220ºC y un punto de ebullición de -188ºC. Su masa atómica es de 18.998uma y su densidad de 1.69g/L. Es muy oxidante, por lo que forma fluoruros directamente con casi todos los elementos e indirectamente con el nitrógeno, cloro y oxígeno, los cuales figuran entre los compuestos químicos más estables.
Debido a su gran actividad, muchos metales, la madera y el vidrio, arden en contacto con él. A temperatura ambiente, cuando entra en contacto con el hidrógeno, produce una reacción explosiva. El ácido fluorhídrico acuoso es una sustancia sumamente corrosiva, por lo que debe conservarse en recipientes de plomo, acero o plástico, ya que disuelve el vidrio, por lo que se ocupa en el grabado del mismo.
El F2 se comercializa en botellas de presión de 230 g a 2.7 Kg de capacidad. Se transporta en tanques refrigerados con N2 (su punto de ebullición es de 8 ºC por debajo del punto de ebullición de F2).
El 70-80 % del F2 elemental que se produce al nivel mundial se emplea en la fabricación de UF6, que se utiliza para producir energía nuclear. Para ello se necesita 235U, que es el isótopo radioactivo. Como el uranio presenta varios isótopos, es necesario enriquecer este compuesto en 235U. Para llevar a cabo esto se emplea el método de la difusión gaseosa. El uranio se transforma en UF6 debido a que el flúor sólo tiene un isótopo estable, por lo que el número de compuestos isotópicos de UF6 será igual a número de isótopos del uranio. El hexafluoruro de uranio es un compuesto sólido que sublima fácilmente, y en estado gaseoso puede difundirse a través de membranas porosas un gran número de veces. El compuesto más ligero pasa antes de manera que UF6 se puede enriquecer en 235U.
Los compuestos que contienen flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de calcio) se introduce dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro. La criolita, Na2AlF6, se utiliza para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen flúor como refrigerantes se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como propelentes de aerosoles, así como también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado. Sin embargo, el empleo de fluorocarburos como propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del daño a la capa de ozono de la atmósfera.
El flúor tiene otras aplicaciones comunes, por ejemplo, como aditivo en pastas dentales (puesto que ayuda a prevenir las caries) y superficies fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar (como el teflón).
En el agua, aire, plantas y animales hay presentes pequeñas cantidades de flúor. Como resultado los humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos, el agua potable y al respirar el aire. El flúor se puede encontrar en cualquier tipo de comida en cantidades relativamente pequeñas. Se pueden encontrar grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos.
El flúor es esencial para mantener la solidez de los huesos. El flúor también puede proteger del decaimiento dental.
Si se absorbe flúor con demasiada frecuencia, puede provocar caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos.
Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya que en elevadas concentraciones puede causar la muerte. En bajas concentraciones puede causar irritaciones de los ojos y la nariz.
Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer en el aire durante un largo periodo de tiempo. Cuando el flúor del aire acaba en el agua se instala en los sedimentos y posteriormente llega a los suelos, el flúor se pega fuertemente a las partículas que encuentra sobre este. En el medio ambiente el flúor no puede ser destruido, solamente puede cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas y por medio de estas causar daño a los animales que las consumen.

Bibliografía.-

Brown, Theodore L., et al. Química la ciencia central. México: Pearson educación, 2004.

Recio Miñarro, Joaquín. “Flúor”.Químicaweb. Disponible: 6 de diciembre de 2008.
<http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/fluor.HTM>

Peñas Cano, Jesús. “Flúor”. EducaMadrid. Disponible: 6 de diciembre de 2008.
<http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/1historia/f.html>

“Producción y aplicaciones del Flúor”. Textos científicos. Disponible: 6 de diciembre de 2008.
<http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/halogenos/fluor>

“Flúor”. Lenntech. Disponible: 6 de diciembre de 2008.