| Helio | |
| Número atómico | 2 |
| Valencia | 0 |
| Estado de oxidación | - |
| Electronegatividad | - |
| Radio covalente (Å) | 0,93 |
| Radio iónico (Å) | - |
| Radio atómico (Å) | - |
| Configuración electrónica | 1s2 |
| Primer potencial de ionización (eV) | 24,73 |
| Masa atómica (g/mol) | 4,0026 |
| Densidad (g/ml) | 0,126 |
| Punto de ebullición (ºC) | -268,9 |
| Punto de fusión (ºC) | -269,7 |
| Descubridor | Sir Ramsey en 1895 |
Helio
Elemento químico gaseoso, símbolo He, número atómico 2 y peso atómico de 4.0026. El helio es uno de los gases nobles del grupo O de la tabla periódica. Es el segundo elemento más ligero. La fuente principal de helio del mundo es un grupo de campos de gas natural en los Estados Unidos.
El helio es un gas incoloro, inodoro e insípido. Tiene menor solubilidad en agua que cualquier otro gas. Es el elemento menos reactivo y esencialmente no forma compuestos químicos. La densidad y la viscosidad del vapor de helio son muy bajas. La conductividad térmica y el contenido calórico son excepcionalmente altos. El helio puede licuarse, pero su temperatura de condensación es la más baja de cualquier sustancia conocida.
El helio fue el primer gas de llenado de globos y dirigibles. Esta aplicación continúa en la investigación de alta altitud y para globos meteorológicos. El uso principal del helio lo constituye el gas inerte de protección en soldadura autógena. Su mayor potencial lo encontramos en aplicaciones a temperaturas muy bajas. El helio es el único refrigerante capaz de alcanzar temperaturas menores que 14 K (-434oF). El principal valor de la temperatura ultrabaja está en el desarrollo del estado de superconductividad, en el cual hay prácticamente una resistencia cero al flujo de la electricidad. Otras aplicaciones son su uso como gas presurizante en combustibles líquidos de cohetes, en mezclas helio-oxígeno para buzos, como fluido de trabajo en los reactores nucleares enfriados por gas y como gas transportador en los análisis químicos por cromatografía de gases.
El helio terrestre se forma por decaimiento radiactivo natural de elementos más pesados. La mayor parte de este helio migra a la superficie y entra en la atmósfera. Cabría suponer que la concentración atmosférica del helio (5.25 partes por millón al nivel del mar) fuese superior. Sin embargo, su peso molecular bajo le permite escapar al espacio a una velocidad equivalente a la de su formación. Los gases naturales lo contienen en concentraciones superiores a la atmosférica.
Efectos de la exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación. Inhalación: Elevación de la voz. Mareos. Pesadez. Dolor de cabeza. Asfixia. Piel: Congelación en contacto con el líquido. Riesgo de inhalación: Si hay pérdidas en el contenedor este gas puede provocar asfixia, ya que hace disminuir el contenido de oxígeno en el aire en los lugares cerrados. Comprobar la concentración de oxígeno antes de entrar en el recinto.
Tiene un 92% del poder ascensional del hidrógeno, aunque pese dos veces más. Debido a que no es combustible, el helio se prefiere al hidrógeno para producir la ascensión de los globos aerostáticos y en los globos de sonda que se envían a la atmósfera con fines científicos y que pueden alcanzar alturas de hasta 30 km.
En cirugía, se utilizan cabezas de helio ionizado en el tratamiento de tumores de los ojos, estabilizando o provocando la remisión de los mismos y para reducir el flujo sanguíneo en pacientes con malformaciones cerebrales.
Otro uso común del helio es como aire artificial, mezclando con oxígeno, para los buzos. En los trabajos subacuáticos la presión es superior a la presión atmosférica normal y en estas condiciones aumenta la solubilidad de los gases en los fluidos corporales. Si se respira aire normal, el oxígeno es consumido por el organismo pero el nitrógeno permanece en disolución en los líquidos corporales.
Al ascender y consiguientemente disminuir la presión también disminuye la solubilidad del nitrógeno y se desprende el exceso en forma de burbujas que pasan al flujo sanguíneo, produciendo intensos dolores, parálisis e incluso la muerte. Este problema se reduce en gran medida si se respira aire artificial, mezcla de oxígeno con helio, debido a la escasa solubilidad del helio.
En personas con asma y otros problemas respiratorios también suelen utilizarse las mezclas de oxígeno y helio ya que su menor densidad y mayor fluidez facilitan la respiración.
También se usa como atmósfera inerte en la soldadura de arco para metales ligeros tales como aleaciones de magnesio y aluminio que pueden oxidarse si la soldadura se realiza en presencia de oxígeno, el helio protege las partes calentadas del ataque por el aire.
PROPIEDADES DEL HELIO
Puede considerarse que no tiene actividad química alguna. Su única capa de electrones está llena, lo que le confiere bastante estabilidad y por ello su reacción con otros elementos es sumamente difícil y los compuestos resultantes bastantes inestables. Sin embargo, se han detectado moléculas de compuestos con el neón, otro gas noble, y con el hidrógeno, y se han sugerido otros compuestos.
A causa de la abundancia del helio en el universo, la existencia de tales reacciones, aunque raras, podría ser de importancia en la cosmología.
En 1909 Rutherford demostró que las partículas alfa que emitían los compuestos radiactivos eran en realidad núcleos de helio. Estas partículas alfa, una vez producidas por la sustancia radiactiva, captan electrones muy rápidamente para convertirse en átomos estables de helio.
La mayor parte del helio permanece ocluido en los minerales de torio y de uranio en los que se han formado y se libera al tratar estos minerales con ácidos como descubriera Ramsay. La parte que se “escapa” del mineral se mezcla con otros gases, principalmente con el llamado gas natural o pasa a la atmósfera. El helio no es inflamable por lo que sustituyó al hidrógeno en los globos aerostáticos y dirigibles.
En las proximidades del cero absoluto el helio presenta una sorprendente propiedad descubierta en 1.935 por los científicos del laboratorio de Kamerlingh-Onnes. Cuando el helio líquido se enfría por debajo de 2,2oK se transforma en el llamado helio II, un líquido con propiedades físicas únicas. No tiene punto de congelación, y su viscosidad (facilidad para fluir) se hace menor aún que la del gas (aproximadamente una milésima parte). Esta propiedad, conocida como superfluidez, produce curiosos fenómenos como la ascensión del líquido por las paredes del recipiente que lo contiene.
Otra propiedad que varía por debajo de la citada temperatura es la conductividad calorífica, que llega a ser 800 veces superior a la del cobre. Debido a esta gran facilidad para conducir el calor, una pequeña variación de temperatura en cualquier punto de la masa líquida se transmite casi instantáneamente a toda la masa por lo que la ebullición se produce con una absoluta quietud, sin la formación de burbujas típica de este proceso.
El helio es el gas más difícil de licuar y es imposible solidificarlo a la presión atmosférica. Estas propiedades hacen al helio líquido sumamente útil como refrigerante y, en el trabajo experimental, para producir y medir temperaturas cercanas al cero absoluto.
El 3He, el isótopo más ligero del helio de masa 3, tiene un punto de ebullición aun más bajo que el helio ordinario, y muestra propiedades notablemente diferentes cuando se licúa.
Resumen de Reactividad
| Con aire: | No reacciona |
| Con H2O: | No reacciona |
| Con HCl 6M: | No reacciona |
| Con HNO3 15M: | No reacciona |
| Con NaOH 6M: | No reacciona |
HELIO EN LA NATURALEZA:
El helio es el segundo elemento más abundante en el universo, después del hidrógeno, sin embargo su presencia en la corteza terrestre es mínima (5,5 ppb).
Al nivel del mar, el helio se encuentra en la atmósfera en la proporción de 5,4 ppm. Esta proporción aumenta ligeramente a mayores alturas. Aproximadamente 1 ppm del helio atmosférico consiste en 3He, un producto de la desintegración del tritio, un isótopo radioactivo del hidrógeno de masa 3.
El isótopo más común del helio, el 4He, probablemente procede de la emisión de partículas alfa que producen las rocas radiactivas. El gas natural, que contiene aproximadamente un 0,4% de helio, es la fuente comercial más importante de helio.
OBTENCIÓN
La principales fuentes para la obtención del helio son el gas natural, que contiene entre el 2 y el 5%, el aire, donde la proporción es mucho menor.
Cuando se parte del gas natural se enfría éste con aire líquido hasta que se condensan todos los componentes de la mezcla excepto el helio, que permanece en estado gaseoso y se separa. Si se parte del aire como materia prima, se licúa éste y posteriormente se procede a la destilación fraccionada del mismo. La fracción que separa el helio va acompañada de neón y es necesario separar ambos gases haciendo pasar la mezcla por carbón activo a -190oC aprovechando la diferencia de adsorción de ambos.
MAGNESIO
| Nombre | Magnesio |
| Número atómico | 12 |
| Valencia | 2 |
| Estado de oxidación | +2 |
| Electronegatividad | 1,2 |
| Radio covalente (Å) | 1,30 |
| Radio iónico (Å) | 0,65 |
| Radio atómico (Å) | 1,60 |
| Configuración electrónica | [Ne]3s2 |
| Primer potencial de ionización (eV) | 7,65 |
| Masa atómica (g/mol) | 24,305 |
| Densidad (g/ml) | 1,74 |
| Punto de ebullición (ºC) | 1107 |
| Punto de fusión (ºC) | 650 |
| Descubridor | Sir Humphrey Davy en 1808 |
Elemento químico, metálico, de símbolo Mg, colocado en el grupo IIa del sistema periódico, de número atómico 12, peso atómico 24.312. El magnesio es blanco plateado y muy ligero. Su densidad relativa es de 1.74 y su densidad de 1740 kg/m3 (0.063 lb/in3) o 108.6 lb/ft3). El magnesio se conoce desde hace mucho tiempo como el metal estructural más ligero en la industria, debido a su bajo peso y capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes.
Los iones magnesio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura, es decir, cuando contiene demasiado magnesio o calcio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
Con una densidad de sólo dos tercios de la del aluminio, tiene incontables aplicaciones en casos en donde el ahorro de peso es de importancia. También tiene muchas propiedades químicas y metalúrgicas deseables que lo hacen apropiado en una gran variedad de aplicaciones no estructurales.
Es muy abundante en la naturaleza, y se halla en cantidades importantes en muchos minerales rocosos, como la dolomita, magnesita, olivina y serpentina. Además se encuentra en el agua de mar, salmueras subterráneas y lechos salinos. Es el tercer metal estructural más abundante en la corteza terrestre, superado solamente por el aluminio y el hierro.
El magnesio (magnecio) es químicamente muy activo, desplaza al hidrógeno del agua en ebullición y un gran número de metales se puede preparar por reducción térmica de sus sales y óxidos con magnesio. Se combina con la mayor parte de los no metales y prácticamente con todos los ácidos. El magnesio reacciona sólo ligeramente o nada con la mayor parte de los álcalis y muchas sustancias orgánicas, como hidrocarburos, aldehídos, alcoholes, fenoles, aminas, ésteres y la mayor parte de los aceites. Utilizado como catalizador, el magnesio sirve para promover reacciones orgánicas de condensación, reducción, adición y deshalogenación. Se ha usado largo tiempo en la síntesis de compuestos orgánicos especiales y complejos por medio de la conocida reacción de Grignard. Los principales ingredientes de aleaciones son: aluminio, manganeso, zirconio, zinc, metales de tierras raras y torio. Los compuestos de magnesio se utilizan mucho en la industria y la agricultura.
Datos curiosos del Magnesio
El primero en aislar el metal, aunque impuro, fue el químico británico Sir Humphry Davy en 1808. En aquella época se conocian dos sustancias llamadas magnesia alba (carbonato básico de magnesio) y magnesia nigra (óxido de manganeso) y para evitar confusiones se llamó magnesio al elemento derivado de la primera y manganeso al de la segunda.
La palabra magnesia era utilizada por los griegos para designar la procedencia de la ciudad asiática de Tesalia. En 1.829 Bussy preparó el metal con mayor pureza. El magnesio figura sexto en orden de abundancia en la corteza terrestre.
Se presenta en la naturaleza únicamente en combinación química con otros elementos, particularmente en minerales como carnalita, dolomita, y magnesita; en muchas rocas como silicato y como sal, cloruro de magnesio, en las aguas de los océanos y lagos salados.
La producción mundial estimada de magnesio ronda las 350.000 toneladas anuales. El magnesio es un metal blanco argentino, relativamente blando, maleable y no muy dúctil. Es un buen conductor del calor y la electricidad.
Efectos de la exposición al magnesio en polvo: baja toxicidad y no considerado como peligroso para la salud. Inhalación: el polvo de magnesio puede irritar las membranas mucosas o el tracto respiratorio superior. Ojos: daños mecánicos o las partículas pueden incrustarse en el ojo. Visión directa del polvo de magnesio ardiendo sin gafas especiales puede resultar en ceguera temporal, debido a la intensa llama blanca. Piel: Incrustación de partículas en la piel. Ingestión: Poco posible; sin embargo, la ingestión de grandes cantidades de polvo de magnesio puede causar daños.
El magnesio no ha sido testado, pero no es sospechoso de ser cancerígeno, mutagénico o teratógeno. La exposición a los vapores de óxido de magnesio producidos por los trabajos de combustión, soldadura o fundición del metal pueden resultar en fiebres de vapores metálicos con los siguientes síntomas temporales: fiebre, escalofríos, náuseas, vómitos y dolores musculares. Estos se presentan normalmente de 4 a 12 horas después de la exposición y duran hasta 48 horas. Los vapores de óxido de magnesio son un subproducto de la combustión del magnesio.
Peligros físicos: Posible explosión del polvo o de los gránulos al mezclarse con el aire. En seco se puede cargar electróstaticamente al ser removido, transportado, vertido, etc…
Peligros químicos: La sustancia puede incendiarse espontáneamente al contacto con el aire produciendo gases irritantes o tóxicos. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes y con muchas sustancias provocando riesgo de incendio y de explosión. Reacciona con ácidos y agua formando gas hidrógeno inflamable, provocando riesgo de incendio y de explosión.
Primeros auxilios: Inhalación: Salir al aire fresco. Ojos: Enjuagar los ojos abundantemente con agua. Consultar con un físico. Piel: Lavar con jabón y agua abundantemente para eliminar las partículas. Ingestión: Si se ingieren grandes cantidades de polvo de magnesio, provocar el vómito y cansultar con un físico. Nota para el físico: No existe tratamiento o antídoto específico. Se recomienda cuidado de apoyo. El tratamiento debe estar basado en las reacciones del paciente.
Efectos ambientales del Magnesio
Hay muy poca información disponible acerca de los efectos ambientales de los vapores de óxido de magnesio. Si otros mamíferos inhalan vapores de óxido de magnesio, pueden sufrir efectos similares a los de los humanos.
En un espectro del 0 al 3, los vapores de óxido de magnesio registran un 0,8 de peligrosidad para el medioambiente. Una puntuación de 3 representa un peligro muy alto para el medioambiente y una puntuación de 0 representa un peligro insignificante. Los factores tomados en cuenta para la obtención de este ranking incluyen el grado de perniciosidad del material y/o su carencia de toxicidad, y la medida de su capacidad de permanecer activo en el medioambiente y si se acumula o no en los organismos vivos. No tiene en cuenta el grado de exposición a la sustancia.
El polvo de magnesio no es sospechoso de ser altamente dañino para el medioambiente. En forma de óxido de magnesio se ha establecido una la toxicidad en el agua en 1000 ppm. "Water Quality Characteristics of Hazardous Materials", Hann & Jensen, Enviro. End. Div., Texas A&M, vol. 3 (1974).
Usos
El magnesio en polvo o en cintas arde en el aire produciendo una luz blanca intensa. Esta propiedad se ha usado durante mucho tiempo para preparar las “pólvoras” y para flashes en fotografía mezclando limaduras de magnesio con clorato de potasio.
El magnesio tiene un fuerte poder reductor, es resistente a las bases pero se ataca con los ácidos. Tiene la propiedad de desplazar fácilmente el hidrógenode los ácidos diluídos y de descomponer el agua hirviendo. Al rojo reacciona directamente con el nitrógeno y los halógenos.
Las aleaciones de magnesio tienen gran resistencia a la tensión. El metal se usa cuando la ligereza es un factor esencial: aleado con el aluminio, con cobre o con cinc, el magnesio es muy usado para construcciones metálicas ligeras, para la industria aeronáutica, chasis de instrumentos ópticos, esquíes, cortacéspedes, aparatos ortopédicos, mobiliario de exteriores y para la fabricación de émbolos y pistones.
Un preparado en polvo del metal se usa par los flashes fotográficos, bombas incendiarias y bengalas de señalización.
En la industria metalúrgica y siderúrgica se utiliza como desgasificador de los metales. Se utiliza también para la elaboración de vidrios, en la industria cerámica y en el tratamiento de aguas.
El magnesio forma compuestos divalentes, entre los cuales se encuentran el carbonato de magnesio (MgCO3), que se usa como material aislante y refractario, el cloruro de magnesio (MgCl2•6H2O), usado para el tratamiento del algodón y los tejidos de lana, en la fabricación de papel y en cementos y cerámicas; el citrato de magnesio (Mg3(C6H5O7)2•4H2O), empleado en medicina y en la preparación de bebidas efervescentes; el hidróxido de magnesio (Mg(OH)2), usado en el refinado del azúcar; el sulfato de magnesio (MgSO4•7H2O) y el óxido de magnesio (MgO), llamado magnesia, usado como material refractario y aislante del calor, en cosméticos, como aditivo en la fabricación de papel, y como laxante antiácido leve.
Resumen de Reactividad
| Con aire: | Vigorosa; con calor  MgO ; Mg3N2 |
| Con H2O: | Suave; con calor H2; Mg(OH)2 |
| Con HCl 6M: | Suave; H2 ; MgCl2 |
| Con HNO3 15M: | Vigorosa; Mg(NO3)2 ; NOx |
| Con NaOH 6M: | No reacciona |
PREPARACIÓN
El metal se obtiene por electrólisis del cloruro de magnesio anhidro fundido al que previamente se le añade un poco de cloruro sódico para aumentar la conductividad eléctrica y disminuir el punto de fusión.
Otro método, también electrolítico, es partiendo de una mezcla de óxido de magnesio y fluoruro de magnesio fundido.
El magnesio también puede prepararse por calentamiento del carbonato para producir óxido que posteriormente se reduce con carbón en ausencia de oxígeno. Esta reacción se produce a una temperatura superior al punto de ebullición del magnesio, por lo que los vapores del mismo que se producen se reducen a polvo enfriándolos mediante una corriente de hidrógeno.
| Nombre | Titanio |
| Número atómico | 22 |
| Valencia | 2,3,4 |
| Estado de oxidación | +4 |
| Electronegatividad | 1,5 |
| Radio covalente (Å) | 1,36 |
| Radio iónico (Å) | 0,68 |
| Radio atómico (Å) | 1,47 |
| Configuración electrónica | [Ar]3d24s2 |
| Primer potencial de ionización (eV) | 6,89 |
| Masa atómica (g/mol) | 47,90 |
| Densidad (g/ml) | 4,51 |
| Punto de ebullición (ºC) | 3260 |
| Punto de fusión (ºC) | 1668 |
| Descubridor | William Gregor en 1791 |
TITANIO
Elemento químico, Ti, de número atómico 22 y peso atómico 47.90. Mientras que su comportamiento químico muestra muchas semejanzas con el del silicio y el zirconio, como un elemento del primer grupo de transición, la química de la solución acuosa, especialmente de los estados de oxidación más bajos, tiene algunas semejanzas con la del cromo y el vanadio.
El principal estado de valencia es 4+, aunque también se conocen los estados 3+ y 2+, que son menos estables. El elemento arde al aire cuando se calienta para obtener el dióxido, TiO2, y cuando se combina con halógenos. Reduce el vapor de agua para formar el dióxido e hidrógeno, y reacciona de manera parecida con ácidos concentrados calientes, aunque forma el tricloruro con ácido clorhídrico. El metal absorbe hidrógeno para dar composiciones aproximadamente de TiH2, y forma el nitruro, TiN, y el carburo, TiC. Se conocen el sulfuro TiS2, así como los óxidos más bajos, Ti2O3 y TiO, y los sulfuros Ti2S3 y TiS. Se conocen sales de los tres estados de valencia.
El dióxido de titanio, TiO2, se encuentra comúnmente en una forma negra o de color castaño conocida como rutilo. Las formas naturales que se encuentran menos en la naturaleza son la anatasita y la brooquita. Tanto el rutilo como la anatasita puros son de color blanco. El óxido básico negro, FeTiO3, se encuentra en forma natural como el mineral llamado ilmenita; éste es la principal fuente comercial del titanio.
El dióxido de titanio se utiliza mucho como un pigmento blanco en pinturas exteriores por ser químicamente inerte, por su gran poder de recubrimiento, su opacidad al daño por la luz UV y su capacidad de autolimpieza. El dióxido también se ha empleado como agente blanqueador y opacador en esmaltes de porcelana, dando un acabado final de gran brillo, dureza y resistencia al ácido.
Los titanatos alcalinotérreos poseen algunas propiedades notables. El nivel de constantes dieléctricas fluctúa entre 13 para el MgTiO3, y varios miles para soluciones sólidas de SrTiO3 en BaTiO3. El titanato de bario también tiene una constante diélectrica de 10.000 cerca de los 120ºC (250ºF), que es su punto Curie; posee histéresis diélectrica baja. Los transductores cerámicos que contienen titanato de bario se comparan favorablemente con la sal de Rochelle y el cuarzo, respecto a la estabilidad térmica en el primer caso, y la fuerza del efecto y la capacidad para formar la cerámica en varias formas en el segundo caso. El compuesto se ha utilizado como generador de vibraciones ultrasónicas y como detector de sonidos.
Efectos del Titanio sobre la salud
El titanio elemental y el dióxido de titanio tienen un nivel bajo de toxicidad. Animales de laboratorio (ratas) expuestos a dióxido de titanio por inhalación han desarrollado pequeñas áreas localizadas de polvo oscuro depositado en los pulmones. Una exposición excesiva en los humanos puede resultar en ligeros cambios en los pulmones.
Efectos de la sobre-exposición al polvo de titanio: La inhalación del polvo puede causar tirantez y dolor en el pecho, tos, y dificultad para respirar. El contacto con la piel y los ojos puede provocar irrritación. Vías de entrada: Inhalación, contacto con la piel, contacto con los ojos.
Carcinogenicidad: La agencia internacional para la investigación del cáncer (IARC) ha incluído el dióxido de titanio en el grupo 3 (el agente no es clasificable con respecto a su carcinogenicidad en humanos).
Baja toxicidad.
No se han documentado efectos ambientales negativos del titanio.
PROPIEDADES
En estado compacto es un metal blanco brillante muy duro, sumamente quebradizo en frío, pero fácilmente maleable y dúctil al rojo. El titanio puro es soluble en el agua caliente y en los ácidos sulfúrico, nítrico, clorhídrico y fluorhídrico, e insoluble en agua fría.
El titanio reacciona con el oxígeno a 610oC para formar dióxido de titanio, y con el nitrógeno a 800oC para formar nitruro de titanio (TiN). Con los halógenos también reacciona en caliente formando sales como tetracloruro de titanio (TiCl4), tricloruro de titanio, TiCl3 y dicloruro de titanio TiCl2 .
Resumen de Reactividad
| Con aire: | Suave; con calor TiO2 ; TiN |
| Con H2O: | No reacciona |
| Con HCl 6M: | No reacciona |
| Con HNO3 15M: | Se vuelve pasivo |
| Con NaOH 6M: | No reacciona |
PREPARACIÓN
El mineral se mezcla con el carbonato de potasio y ácido fluorhídrico acuoso para formar fluorotitanato de potasio, K2TiF6. El fluorotitanato se extrae con agua caliente y se descompone con amoníaco. El resultado es el óxido amoniacal hidratado, que al hacerlo pasar por platino al rojo, produce el dióxido de titanio, TiO2. El titanio puro se obtiene tratando primeramente el óxido con el cloro para formar tetracloruro de titanio, un líquido volátil, y posteriormente reduciendo el líquido con magnesio a 800oC en una cámara de hierro y en atmósfera inerte para producir titanio metálico:
TiO2 + 2C + 2Cl2 = TiCl4 + 2CO
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
También se obtiene por reducción del tetracloruro con sodio fundido y por electrólisis del tetracloruro en baños de sal fundida. El metal obtenido se refunde para comercializarlo en lingotes.
URANIO
El uranio fue descubierto como óxido en 1.789 en la pechblenda por el químico alemán Martin Heinrich Klaproth, quien le puso el nombre por el planeta Urano.
Nombre | Uranio |
Número atómico | 92 |
Valencia | 3,4,5,6 |
Estado de oxidación | +3 |
Electronegatividad | 1,7 |
Radio covalente (Å) | 1,42 |
Radio iónico (Å) | 1,11 |
Radio atómico (Å) | 1,56 |
Configuración electrónica | [Rn]5f36d17s2 |
Primer potencial de ionización (eV) | 4 |
Masa atómica (g/mol) | 238,03 |
Densidad (g/ml) | 19,07 |
Punto de ebullición (ºC) | 3818 |
Punto de fusión (ºC) | 1132 |
Descubridor | Martin Klaproth 1789 |
El primero en aislarlo en estado metálico fue E.M. Peligot, en 1.841, que redujo con potasio su cloruro anhidro.
Las propiedades radioactivas del uranio fueron puestas de manifiesto en 1.896 cuando el físico francés Antoine Henri Becquerel produjo, por la acción de una sal fluorescente de sulfato de potasio y uranio, una imagen sobre una placa fotográfica cubierta con una sustancia absorbente de luz.
A. H. Becquerel
Las investigaciones sobre la radioactividad que siguieron a los experimentos de Becquerel condujeron al descubrimiento del radio y a nuevos conceptos sobre la organización interna de la materia.
ABUNDANCIA Y ESTADO NATURAL
El uranio es un elemento menos escaso de lo que se pensó en un principio. Es más abundante que el mercurio, el antimonio, la plata o el cadmio siendo su presencia en la naturaleza parecida a la del molibdeno o el arsénico. El uranio nunca se encuentra en estado libre sino como óxido o sal compleja en minerales tales como la pechblenda, un óxido mixto de composición entre UO2 y U3O8, la carnotita, un vanadato de uranilo y potasio ((VO4UO2K)2•3H2O), la uraninita, en las arenas de monacita, en las rocas ígneas y en el lignito, y puede recuperarse comercialmente desde todas estas fuentes.
Su concentración media en la corteza terrestre es de 2 ppm y ocupa el puesto 48º en la clasificación de elementos más abundantes.
Los minerales de uranio se distribuyen ampliamente en todo el mundo. Los depósitos de pechblenda, el mineral más rico de uranio, se encuentran principalmente en Canadá, Zaire y Estados Unidos aunque en éste último se extrae principalmente de la carnotita. La producción mundial de concentrado puro de uranio está en torno a las 30.000 toneladas anuales.
El uranio tiene dieciseis isótopos, todos ellos radiactivos. El uranio natural está compuesto de 99,28305% en peso de 238U, 0,7110% de 235U y 0,0054% de234U.
Los estudios demuestran que el porcentaje en peso de 235U en el uranio natural varía como mucho en un 0,1%, dependiendo del mineral, estimándose que la presencia media de este isótopo en el uranio natural es algo superior al 0,7%.
El origen del uranio, el elemento natural de mayor número atómico si exceptuamos las trazas de neptunio y plutonio, no es bien conocido. No obstante, es de suponer que ese uranio es un producto de la desintegración de elementos con peso atómico más alto, que pueden haber estado presentes en la tierra o en cualquier otra parte del universo y que se se habrían formado en procesos estelares como la explosión de supernovas o el propio big-bang.
PROPIEDADES
Metal radioactivo blanco plateado, duro (un poco más blando que el acero) y ligeramente paramagnético., es el más pesado de los elementos naturales.
El uranio adopta tres formas cristalinas: alfa --( 688ºC) --> beta --( 776ºC) -- > gamma, siendo la forma beta maleable y dúctil.
Valores de las Propiedades
Es muy reactivo, se oxida fácilmente en el aire frío recubriéndose de una capa de óxido. Cuando está finamente dividido, arde sobre los 150oC y también es atacado por el agua fria.
El uranio natural es suficientemente radiactivo como para impresionar una placa fotográfica en aproximadamente una hora. Se piensa que una buena parte del calor interno de la tierra puede atribuirse a la presencia de uranio y torio.
El uranio no se altera por los álcalis, pero desplaza al hidrógeno de los ácidos y de las soluciones de sales de otros metales como mercurio, plata,cobre, estaño, platino y oro. El uranio es soluble en los ácidos clorhídrico y sulfúrico formando sales tetravalentes, pero se vuelve pasivo con el nítrico. A 1000oC, se combina con elnitrógeno para formar un nitruro amarillo. También se combina con el cloro, el azufre y el carbono, con el que forma carburo de uranio UC2 que se descompone en el agua dando H2 y algunos hidrocarburos.
El uranio forma sales de uranilo como el cloruro de uranilo, UO2Cl2 , que pueden descomponerse en presencia de luz fuerte y materia orgánica y el nitrato de uranio cuyos cristales tienen la propiedad de ser triboluminiscentes.
Los compuestos trivalentes son bastante inestables y se convierten en hexavalentes por exposición continuada al aire. El isótopo 238U tiene una vida media de unos 4.500 millones de años. El uranio y sus compuestos son altamente tóxicos, tanto desde un punto de vista radiológico como químico.
La concentración máxima permisible de compuestos solubles de uranio en el aire es 0,2 mg/m3 desde el punto de vista químico, mientras que atendiendo a su radiactividad la radiación total máxima para el organismo es de 0,2 microcuries.
Resumen de Reactividad
| Con aire: | Suave; U3O8 |
| Con H2O: | Suave si está en polvo |
| Con HCl 6M: | Suave; H2 ; UCl3 |
| Con HNO3 15M: | Se vuelve pasivo |
| Con NaOH 6M: | No reacciona |
PREPARACIÓN
En el procedimiento clásico para extraer uranio, la pechblenda triturada y enriquecida por flotación se mezcla con sulfúrico y nítrico.
El uranio se disuelve para formar sulfato de uranilo, UO2 SO4 y el radio y los otros metales se precipitan como sulfatos. Mediante la posterior adición de hidróxido de sodio , el uranio precipita como diuranato de sodio, Na2U2O7•6H2O, conocido también como el óxido amarillo de uranio.
Para obtener uranio desde la carnotita, el mineral es finamente triturado y tratado con una solución caliente de sosa cáustica y potasa para disolver el uranio, el radio y el vanadio que posteriormente han de separarse.
El uranio extraido se purifica por diversos métodos, principalmente por formación de haluros u óxidos que se reducen con magnesio, calcio, aluminio o carbón a altas temperaturas.
El metal también puede ser producido por electrólisis de KUF5 o UF4, disueltos en una mezcla fundida de CaCl2 y NaCl.
Estos métodos clásicos de extraer uranio desde sus minerales se han reemplazado en la práctica actual por procedimientos tales como la extracción solvente, cambio iónico y métodos de volatilidad selectiva.
La preparación de uranio de alta pureza se realiza mediante la descomposición térmica de sus haluros sobre un filamento incandescente. Tras cualquiera de los procesos, el uranio se refunde para comercializarlo en lingotes de metal puro o aleado según el uso al que vaya destinado.
USOS
Se emplea en los dispositivos inerciales de orientación, en giróscopos, como contrapeso para el control de aeronaves y como material de blindaje. El uranio metálico se usa como blanco en las radiografías de rayos X de alta energía, el nitrato se ha utilizado como toner fotográfico y el acetato se usa en química analítica.
Todos los isótopos son importantes en las industrias nucleares tanto de armamento como de producción de energía. Los compuestos se usan en la fabricación de vidrios especiales (Na2U2O7.6H2O) y catálisis (el carburo de uranio se usa en la producción de amoníaco).
El 235U puede ser concentrado por difusión gaseosa u otros procedimientos físicos y utilizarse directamente como combustible nuclear, en lugar del uranio natural, o usarse como explosivo.
El 238U, el isótopo de mayor vida media, se ha usado para determinar la edad de las rocas ígneas. Este isótopo puede convertirse en plutonio fisionable según el proceso:
238U (n, gamma) --> 239U --(beta) --> 239Np --(beta) --> 239Pu.
El uranio natural, ligeramente enriquecido con 235U en un pequeño porcentaje , se usa para abastecer los reactores nucleares para la producción de energía eléctrica. El torio natural puede irradiarse con neutrones como se indica a continuación para producir el isótopo 233U:
232Th (n, gamma) --> 233Th --(beta) --> 233Pa --(beta) --> 233U
Mientras que el torio no es fisionable, el 233U sí lo es, y puede usarse como combustible nuclear. Un kg de uranio completamente fisionado tiene un poder como combustible equivalente a unas 6.000 toneladas de carbón. Tras el descubrimiento de la fisión nuclear, el uranio llegó a convertirse en un metal estratégico hasta el punto de que su uso estaba restringido a la fabricación de armas.
En los años 1955, 1958 y 1964 se celebraron Ginebra (Suiza) sendas Conferencias Internacionales sobre el Uso Pacífico de la Energía Atómica con el objeto de regular el cada vez más extendido uso del uranio como combustible en instalaciones industriales de todo tipo. Sin embargo, a pesar de constituir una poderosa fuente de energía, existe una fuerte contestación social debida a los problemas de seguridad en las plantas y, sobre todo, los del almacenamiento de los residuos radiactivos.
PLOMO
| Nombre | Plomo |
| Número atómico | 82 |
| Valencia | 2,4 |
| Estado de oxidación | +2 |
| Electronegatividad | 1,9 |
| Radio covalente (Å) | 1,47 |
| Radio iónico (Å) | 1,20 |
| Radio atómico (Å) | 1,75 |
| Configuración electrónica | [Xe]4f145d106s26p2 |
| Primer potencial de ionización (eV) | 7,46 |
| Masa atómica (g/mol) | 207,19 |
| Densidad (g/ml) | 11,4 |
| Punto de ebullición (oC) | 1725 |
| Punto de fusión (oC) | 327,4 |
| Descubridor | Los antiguos |
Elemento químico, Pb, número atómico 82 y peso atómico 207.19. El plomo es un metal pesado (densidad relativa, o gravedad específica, de 11.4 s 16oC (61oF)), de color azuloso, que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico, se funde con facilidad, se funde a 327.4oC (621.3oF) y hierve a 1725oC (3164oF). Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente al ataque de los ácidos sulfúrico y clorhídrico. Pero se disuelve con lentitud en ácido nítrico. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así como sales metálicas del ácido plúmbico. El plomo forma muchas sales, óxidos y compuestos organometálicos.
Industrialmente, sus compuestos más importantes son los óxidos de plomo y el tetraetilo de plomo. El plomo forma aleaciones con muchos metales y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Todas las aleaciones formadas con estaño, cobre, arsénico, antimonio, bismuto, cadmio y sodio tienen importancia industrial.
Los compuestos del plomo son tóxicos y han producido envenenamiento de trabajadores por su uso inadecuado y por una exposición excesiva a los mismos. Sin embargo, en la actualidad el envenenamiento por plomo es raro en virtud e la aplicación industrial de controles modernos, tanto de higiene como relacionados con la ingeniería. El mayor peligro proviene de la inhalación de vapor o de polvo. En el caso de los compuestos organoplúmbicos, la absorción a través de la piel puede llegar a ser significativa. Algunos de los síntomas de envenenamiento por plomo son dolores de cabeza, vértigo e insomnio. En los casos agudos, por lo común se presenta estupor, el cual progresa hasta el coma y termina en la muerte. El control médico de los empleados que se encuentren relacionados con el uso de plomo comprende pruebas clínicas de los niveles de este elemento en la sangre y en la orina. Con un control de este tipo y la aplicación apropiada de control de ingeniería, el envenenamiento industrial causado por el plomo puede evitarse por completo.
El plomo rara vez se encuentra en su estado elemental, el mineral más común es el sulfuro, la galeana, los otros minerales de importancia comercial son el carbonato, cerusita, y el sulfato, anglesita, que son mucho más raros. También se encuentra plomo en varios minerales de uranio y de torio, ya que proviene directamente de la desintegración radiactiva (decaimiento radiactivo). Los minerales comerciales pueden contener tan poco plomo como el 3%, pero lo más común es un contenido de poco más o menos el 10%. Los minerales se concentran hasta alcanzar un contenido de plomo de 40% o más antes de fundirse.
El uso más amplio del plomo, como tal, se encuentra en la fabricación de acumuladores. Otras aplicaciones importantes son la fabricación de tetraetilplomo, forros para cables, elementos de construcción, pigmentos, soldadura suave y municiones.
Se están desarrollando compuestos organoplúmbicos para aplicaciones como son la de catalizadores en la fabricación de espuma de poliuretano, tóxicos para las pinturas navales con el fin de inhibir la incrustación en los cascos, agentes biocidas contra las bacterias grampositivas, protección de la madera contra el ataque de los barrenillos y hongos marinos, preservadores para el algodón contra la descomposición y el moho, agentes molusquicidas, agentes antihelmínticos, agentes reductores del desgaste en los lubricantes e inhibidores de la corrosión para el acero.
Merced a su excelente resistencia a la corrosión, el plomo encuentra un amplio uso en la construcción, en particular en la industria química. Es resistente al ataque por parte de muchos ácidos, porque forma su propio revestimiento protector de óxido. Como consecuencia de esta característica ventajosa, el plomo se utiliza mucho en la fabricación y el manejo del ácido sulfúrico. Durante mucho tiempo se ha empleado el plomo como pantalla protectora para las máquinas de rayos X. En virtud de las aplicaciones cada vez más amplias de la energía atómica, se han vuelto cada vez más importantes las aplicaciones del plomo como blindaje contra la radiación.
Su utilización como forro para cables de teléfono y de televisión sigue siendo una forma de empleo adecuada para el plomo. La ductilidad única del plomo lo hace particularmente apropiado para esta aplicación, porque puede estirarse para formar un forro continuo alrededor de los conductores internos.
El uso del plomo en pigmentos ha sido muy importante, pero está decreciendo en volumen. El pigmento que se utiliza más, en que interviene este elemento, es el blanco de plomo 2PbCO3.Pb(OH)2; otros pigmentos importantes son el sulfato básico de plomo y los cromatos de plomo. Se utilizan una gran variedad e compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y sales de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de cloruro de polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabricación de fritas de vidrio y de cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio y de la cerámica. El azuro de plomo, Pb(N3)2, es el detonador estándar par los explosivos. Los arsenatos de plomo se emplean en grandes cantidades como insecticidas para la protección de los cultivos. El litargirio (óxido de plomo) se emplea mucho para mejorar las propiedades magnéticas de los imanes de cerámica de ferrita de bario. Asimismo, una mezcla calcinada de zirconato de plomo y de titanato de plomo, conocida como PZT, está ampliando su mercado como un material piezoeléctrico.
Efectos del Plomo sobre la salud
El Plomo es un metal blando que ha sido conocido a través de los años por muchas aplicaciones. Este ha sido usado ampliamente desde el 5000 antes de Cristo para aplicaciones en productos metálicos, cables y tuberías, pero también en pinturas y pesticidas. El plomo es uno de los cuatro metales que tienen un mayor efecto dañino sobre la salud humana. Este puede entrar en el cuerpo humano a través de la comida (65%), agua (20%) y aire (15%).
Las comidas como fruta, vegetales, carnes, granos, mariscos, refrescos y vino pueden contener cantidades significantes de Plomo. El humo de los cigarros también contiene pequeñas cantidades de plomo.
El Plomo puede entrar en el agua potable a través de la corrosión de las tuberías. Esto es más común que ocurra cuando el agua es ligeramente ácida. Este es el porqué de los sistemas de tratamiento de aguas públicas son ahora requeridos llevar a cabo un ajuste de pH en agua que sirve para el uso del agua potable. Que nosotros sepamos, el Plomo no cumple ninguna función esencial en el cuerpo humano, este puede principalmente hacer daño después de ser tomado en la comida, aire o agua.
El Plomo puede causar varios efectos no deseados, como son:
- Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia
- Incremento de la presión sanguínea
- Daño a los riñones
- Abortos y abortos sutíles
- Perturbación del sistema nervioso
- Daño al cerebro
- Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma
- Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños
- Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión, comportamiento impulsivo e hipersensibilidad.
El Plomo puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Debido a esto puede causar serios daños al sistema nervioso y al cerebro de los niños por nacer.
Efectos ambientales del Plomo
El Plomo ocurre de forma natural en el ambiente, pero las mayores concentraciones que son encontradas en el ambiente son el resultado de las actividades humanas.
Debido a la aplicación del plomo en gasolinas un ciclo no natural del Plomo tiene lugar. En los motores de los coches el Plomo es quemado, eso genera sales de Plomo (cloruros, bromuros, óxidos) se originarán.
Estas sales de Plomo entran en el ambiente a través de los tubos de escape de los coches. Las partículas grandes precipitarán en el suelo o la superfice de aguas, las pequeñas partículas viajarán largas distancias a través del aire y permanecerán en la atmósfera. Parte de este Plomo caerá de nuevo sobre la tierra cuando llueva. Este ciclo del Plomo causado por la producción humana está mucho más extendido que el ciclo natural del plomo. Este ha causado contaminación por Plomo haciéndolo en un tema mundial no sólo la gasolina con Plomo causa concentración de Plomo en el ambientel. Otras actividades humanas, como la combustión del petróleo, procesos industriales, combustión de residuos sólidos, también contribuyen.
El Plomo puede terminar en el agua y suelos a través de la corrosión de las tuberías de Plomo en los sistemas de transportes y a través de la corrosión de pinturas que contienen Plomo. No puede ser roto, pero puede convertirse en otros compuestos.
El Plomo se acumula en los cuerpos de los organismos acuáticos y organismos del suelo. Estos experimentarán efectos en su salud por envenenamiento por Plomo. Los efectos sobre la salud de los crustáceos puede tener lugar incluso cuando sólo hay pequeñas concentraciones de Plomo presente.
Las funciones en el fitoplancton pueden ser perturbadas cuando interfiere con el Plomo. El fitoplancton es una fuente importante de producción de oxígeno en mares y muchos grandes animales marinos lo comen. Este es el porqué nosotros ahora empezamos a preguntarnos si la contaminación por Plomo puede influir en los balances globales. Las funciones del suelo son perturbadas por la intervención del Plomo, especialmente cerca de las autopistas y tierras de cultivos, donde concentraciones extremas pueden estar presentes. Los organismos del suelo también sufren envenenamiento por Plomo.
El Plomo es un elemento químico particularmente peligroso, y se puede acumular en organismos individuales, pero también entrar en las cadenas alimenticias.
PLOMO Y AGUA
MECANISMOS DE REACCIÓN, IMPACTO AMBIENTAL Y EFECTOS EN LA SALUD
¿Cómo reacciona el plomo con el agua?
En condiciones normales el plomo no reacciona con el agua. Sin embargo, cuando el plomo se pone en contacto con aire húmedo, la reactividad con el agua aumenta. En la superficie del metal se forma una pequeña capa de óxido de plomo (PbO); en presencia de oxígeno y agua, el plomo metálico se convierte en hidróxido de cromo (Pb(OH)2):
2Pb(s)+ O2(g) + 2H2O(l) -> 2 Pb(OH)2(s)
Solubilidad del plomo y de sus compuestos
El plomo elemental no se disuelve en agua en condiciones normales (20oC y presión de 1 bar). Sin embargo, la reacción tiene lugar cuando está disuelto en agua en las formas de PbCO3 o Pb(CO3)22. Un ejemplo bien conocido de compuesto de plomo soluble en agua es el azúcar de plomo (acetato de plomo), cuyo nombre deriva de su naturaleza dulce.
El plomo se une frecuentemente al azufre en forma de sulfuro (S2-), o al fósforo en forma de fosfato (PO43-). En estas formas el plomo es extremadamente insoluble, y se presenta formando compuestos inmóviles en el medio ambiente. Los compuestos de plomo son generalmente solubles en agua blanda y levemente ácida.
¿Por qué el plomo está presente en el agua?
El plomo se utilizó como material de fontanería en épocas anteriores, y todavía está presente en construcciones antiguas. El plomo de las tuberías puede disolverse parcialmente en el agua que pasa a su través. El plomo se une al carbonato, por lo tanto inferiores cantidades de plomo se disuelven en agua dura. En el interior de las tuberías, se forma una capa de carbonato de plomo apenas soluble. Esta capa funciona como un recubrimiento de protección para el plomo subyacente de las tuberías. Los romanos solían llenar las tuberías con vino, causando la disolución de la capa y la formación de "azúcar de plomo".
A pesar de su toxicidad, el mencionado azúcar de plomo o acetato de plomo, se aplicó en el siglo XIX para endulzar el vino además de otras bebidas y alimentos.
El agua contaminada con compuestos de plomo procedía de minerales de la industria minera, esto fue ya advertido por el arquitecto Vitruvio, en el 20 A.C., cuando dio a conocer advertencias a cerca de sus efectos sobre la salud. En Roma el plomo se liberaba como un subproducto de la minería de la plata.
El plomo blanco, un carbonato de plomo (2PbCO3.Pb(OH)2), es un pigmento. Ya no se aplica debido a su extrema toxicidad. La venta de tubos de plomo blanco está prohibida en la Unión Europea.
¿Qué tecnologías de tratamiento pueden aplicarse para eliminar plomo en el agua?
El plomo orgánico se aplica en la producción de petróleo, por ejemplo, compuestos inorgánicos para la producción de baterías y de pintura.
La mayor parte del plomo procesado industrialmente se aplica para fabricar pantallas de TV y de ordenador.
Los compuestos teraetilplomo se aplican como aditivo en fuel. Estos compuestos orgánicos de plomo se convierten rápidamente en plomo inorgánico y acaban en el agua, en ocasiones incluso en aguas de consumo humano. Afortunadamente este modo de emisión de plomo se está reduciendo cada vez más.
En la arquitectura el plomo se aplica en tejados y en cristales de ventanas. Generalmente el plomo disuelto o en suspensión en el agua residual proviene de calles, tuberías y suelos.
¿Cuáles son los efectos medioambientales del plomo en el agua?
El plomo y los compuestos de plomo son generalmente contaminantes tóxicos. Las sales de plomo II y los compuestos orgánicos del plomo son dañinos desde un punto de vista toxicológico. Las sales de plomo tienen en el agua un peligro de clase 2 , y por lo tanto son dañinas. Lo mismo se aplica a otros compuestos como el acetato de plomo, óxido de plomo, nitrato de plomo y carbonato de plomo.
El plomo limita la síntesis clorofílica de las plantas. No obstante las plantas pueden absorber del suelo altos niveles de plomo, hasta 500 ppm. Concentraciones más altas perjudican el crecimiento de las plantas. mediante la absorción por parte de las plantas, el plomo se introduce en la cadena alimenticia. Consecuentemente, la aplicación de pesticidas de plomo está prohibida en la mayor parte de los países. El plomo se acumula en los organismos, en los sedimentos y en el fango. El plomo en el agua residual proviene principalmente de los tejados y de las calles.
El plomo existe en forma de 4 isótopos estables, y no en menos de 26 isótopos inestables.
¿Cuáles son los efectos en la salud que produce el plomo en el agua?
El cuerpo humano contiene aproximadamente 120 mg de plomo. Alrededor del 10-20% del plomo es absorbido por los intestinos. Los síntomas de la exposición al plomo incluyen cólicos, pigmentación de la piel y parálisis. Generalmente los efectos del envenenamiento por plomo son neurológicos o teratógenos. El plomo orgánico causa necrosis de neuronas. El plomo inorgánico crea degeneración axónica. Ambas especies de plomo causan edema cerebral y congestión. Los compuestos orgánicos del plomo se absorben rápidamente y por lo tanto suponen un mayor riesgo. Los compuestos orgánicos del plomo pueden ser cancerígenos. Las mujeres son generalmente más susceptibles al envenenamiento que los hombres. El plomo causa alteraciones menstruales, infertilidad y aumenta el riesgo de aborto. Los fetos son más susceptibles al envenenamiento por plomo que las madres, e incluso los fetos protegen a la madre del envenenamiento por plomo. En tiempos pasados el plomo se aplicaba como medida del control de la natalidad, por ejemplo como espermicida y para inducir el aborto.
Los niños absorben mayores cantidades de plomo por unidad de masa corporal que los adultos (hasta un 40%). Por lo tanto los niños son generalmente más susceptibles al envenenamiento por plomo que los adultos. Los síntomas incluyen inferiores CI, cambios de comportamiento y desorden en la concentración. El plomo se acumula en los tejidos, el tipo más severo de envenenamiento causa encefalopatía. La toxicidad del plomo tiene lugar cuando los iones de plomo reaccionan con grupos tiol en proteínas, como enzimas, y éstas se quedan activadas. Además el plomo puede interaccionar con otros iones metálicos.
La eliminación de plomo en el agua se lleva a cabo mediante coagulación, filtración de arena e intercambio ionico. Adicionalmente, pueden aplicarse tecnologías de carbón activo y ósmosis inversa.
