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Carburo

Carburo

Los carburos son compuestos de un elemento E (generalmente más electropositivo) con el carbono para dar sustancias del tipo E_xC_y

General

La síntesis de los carburos se realiza generalmente a partir de carbono elemental con el elemento, su óxido o su carbonato a elevadas temperaturas en una reacción en sólido. Así el carburo cálcico (el carburo más conocido) se puede obtener a partir de carbonato de calcio (que es inestable a altas temperaturas y se transforma en óxido perdiendo una molécula de dióxido de carbono) u óxido de calcio y coque a temperaturas de 2000 - 2500 ºC. CaCO₃ CaO + CO₂ CaO + 3 C -> CaC₂ + CO

Los carburos iónicos

Los carburos iónicos tienen un carácter fuerte de sal y se forman sobre todo a partir de los elementos de los grupos I y II de la tabla periódica. Todos estos elementos son muy electropositivos y el carbono tiene por lo tanto una carga negativa. Unos ejemplos típicos son el carburo de litio (Li₄C), el carburo de berilio (Be₂C), el carburo de magnesio (Mg₂C₃), el ya mencionado carburo de calcio (CaC₂)o el carburo de aluminio (Al₄C₃). Estos según la especie aniónica presente en el sólido, pueden ser diferenciados en metanidos (derivados del metano con formalmente el ión C^4- como el Li₄C o el Al₄C₃), los acetiluros (derivados del acetileno como el CaC₂) y los alenuros con el ión C₃^4- = ^2-C=C=C^2-. En contacto con agua estos carburos dan el óxido o el hidróxido del elemento y el hidrocarburo (metano, acetileno o propadieno) correspondiente. Así en el laboratorio son fuentes fáciles de manejar para estos gases que de otra manera necesitarían una bombona a presión. Algunos acetiluros pueden formarse a partir del acetileno y una solución básica del metal en cuestión ya que los protones del acetileno son relativamente ácidos. Algunos de estos acetiluros (especialmente los de cobre y de plata) son explosivos y pueden detonarse con activación mecánica. Por esto no se debe poner en contacto el acetileno con disoluciones alcalinas de estos elementos.

Los carburos covalentes

Los carburos covalentes se forman entre el carbono y elementos con aproximadamente la misma electronegatividad. Los ejemplos más importantes de este grupo son el carburo de silicio o carborundo (SiC) con estructura de diamante y una dureza en la escala de Mohs de 9 - 9,5 y el carburo de boro (B₄C₄). Estas sustancias suelen ser muy duras debidas a los enlaces covalentes formados en las tres dimensiones. Se utilizan por ejemplo como materiales abrasivos o como recubrimientos en piezas que tienen que resistir abrasiones mecánicas. El carburo de silicio se utiliza también como soporte para catalizadores debido a su alta resistencia y buena conductividad térmica.

Los carburos metálicos

Estos carburos se forman con metales de transición como el wolframio o el titanio. A menudo no tienen una estoichometría definida. Esto se debe a que el carbono ocupa posiciones libres tetraédricas en la estructura del metal. Las sustancias formadas se caracterizan por su elevada resistencia mecánica y térmica (puntos de fusión típicamente del orden de 3.000 - 4.000 ºC) y se utilizan en la elaboración de utensilios de cerámica y de maquinaria.

Véase también

- nitruro
- boruro
- silicuro
- cerámica carburo ja:カーバイド

Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling:
- Iónico (diferencia superior o igual a 2)
- Covalente polar (diferencia entre 2 y 0.4)
- Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4) Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad.

Véase también

- Escala de Pauling
- Escala de Mulliken categoría:Propiedades químicas Según L. Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno(eteno) < acetileno(etino). La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A-B en el compuesto ABn y la media de las energías de los enlaces homopolares A-A y B-B. R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando la energía de ionización de sus electrones de valencia y la afinidad electrónica. Esta aproximación concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables. E. G. Rochow y A. L. Allred definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado. ja:電気陰性度 ko:전기음성도 th:อิเล็กโตรเนกาทิวิตี

Carbono

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.

Características secundarias

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (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 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 proporciona, a través del ciclo carbono-nitrógeno, parte de la energía producida por el Sol. y es un elemento tan al pedo

Estados alotrópicos

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) [http://www.nature.com/nsu/040322/040322-5.html]. 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. carbones 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; en este estado, 3 electrones se encuentran 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 ºC. 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. enlaces de Van de Waals 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. acetileno Los fullerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y posiblemente heptágonos) lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal y cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono presenta una estructura tridimensional similar a un balón de fútbol. Las propiedades de los fullerenos no se han determinado por completo y aún se siguen investigando. A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, de forma cilíndrica rematados en sus extremos por hemiesferas (fullerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología.

Aplicaciones

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 y es además la materia prima empleada en la obtención de plásticos, mientras que 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 utilizado en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en el grafito intercalando otros compuestos químicos entre sus capas.
- El diamante se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.
- Como elemento de aleación principal de los aceros (aleaciones de hierro).
- 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 fullerenos que pueden ser extraidos con disolventes orgánicos.
- Las fibras de carbón (obtenido generalmente por termólisis de fibras de poliacrilato) se añaden a resinas de poliester donde mejoran mucho la resistencia mecánica sin aumentar el peso. Las propiedades químicas y estructurales de los fullerenos, en la forma de nanotubos prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

Historia

El carbón (del latín carbo, carbón) fue descubierto en la prehistoria y ya era conocido en la antigüedad en la que se manufacturaba carbón mediante la combustión incompleta de materiales orgánicos. Los últimos alótropos conocidos, los fullerenos, fueron descubiertos como subproducto en experimentos realizados con haces moleculares en la década de los 80.

Abundancia y obtención

El carbón 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 combinación 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, dolomía, 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 lamproíta). Los mayores depósitos de diamantes se encuentran en el continente africano (Sudáfrica, Namibia, Botswana, República del Congo y Sierra Leona. Existen además depósitos importantes en Canadá, Rusia, Brasil y Australia.

Compuestos inorgánicos

(Para los compuestos orgánicos consultar el artículo química orgánica.) 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 importantes minerales, 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 impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ión 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.

Isótopos

En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo C-12 como la base para la masa atómica de los elementos químicos. El carbono-14 es un radioisótopo con una vida media de 5715 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos. Los isótopos naturales y estables del carbono, son el C-12 (98,89%) y el C-13 (1,11%). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo o medio concreto se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite; fósiles cretácicos de belemnites en Carolina del Sur). La δC-13 de la atmósfera terrestre es -7‰. Durante la fotosíntesis, el carbono fijado en los tejidos de las plantas es, sin embargo, significativamente más pobre en C-13 que 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 valiosa información relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos.

Precauciones

Los compuestos de carbono tienen un amplio rango de toxicidad. El monóxido de carbono, presente en los gases de escape de los motores de combustión y el cianuro (CN) son extremadamente tóxicos para los mamíferos, entre ellos las personas; los gases orgánicos eteno, etino y metano son explosivos e inflamables en presencia de aire. Muchos otros compuestos no son, por el contrario, tóxicos sino esenciales para la vida. Traducción original de la versión inglesa: [http://enciclopedia.us.es/index.php/Carbono Enciclopedia Libre]

Referencias externas

- [http://www.carbon.es.tt Divulgación sobre ciencia y tecnología de los materiales de carbón, el elemento carbono y sus formas alotrópicas]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/C/index.html WebElements.com - Carbono]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/C.html EnvironmentalChemistry.com - Carbono]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele006.html It's Elemental - Carbono]
- [http://www.vincentherr.com/cf/ Fullerenos y otros estados alotrópicos]; modelos realizados por Vincent Herr.
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0702.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del carbono. Categoría: Elementos químicos ja:炭素 ko:탄소 ms:Karbon simple:Carbon th:คาร์บอน

Elemento

Un elemento químico, o solamente elemento, es una sustancia formada por átomos con el mismo número de protones en el núcleo. Este número se conoce como el número atómico del elemento. Por ejemplo, todos los átomos con 6 protones en sus núcleos son átomos del elemento químico carbono, mientras que todos los átomos con 92 protones en sus núcleos son átomos del elemento uranio. Actualmente se conocen en el mundo millones de compuestos que se encuentran de manera espontanea en la Naturaleza o que han sido creados por el hombre. Cada uno de estos compuestos es el resultado de la combinación de dos o más de estos elementos químicos. Se conocen más de 112 elementos. Algunos son muy comunes y necesarios, como el carbono, el oxígeno o el hidrógeno. Otros, creados artificialmente en aceleradores de partículas o en reactores atómicos, son tan raros que sólo existen durante milésimas de segundo. La ordenación de estos elementos en función de sus propiedades físicas y químicas, da lugar a la llamada tabla periódica. Fue ideada por un químico ruso, Mendeleiev el año 1869. Desde aquella primera tabla que contenía tan sólo 63 elementos hasta la actual que tiene más de 112, se han publicado más de setecientas. La mayoría mantienen el formato clásico, pero también las hay con representaciones bien curiosas, según que incidan en algún aspecto concreto como, por ejemplo, los elementos necesarios para la vida. Existe incluso una tabla futurista que prevé, con todas las reservas, los nuevos elementos que se pueden llegar a crear. Rusos, alemanes y norteamericanos, compiten en la carrera por conseguirlos, una competencia que a menudo genera polémica Categoría:Química ja:元素 ko:화학 원소 ms:Unsur kimia simple:Element th:ธาตุเคมี

Carbonato

Carbonatos Los carbonatos son las sales del ácido carbónico o ésteres con el grupo R-O-C(=O)-O-R'. Las sales tienen en común el anión CO₃^2- y sderivan del hipotético ácido carbónico H₂CO₃. Según el pH (la acidez de la disolución) están en equilibrio con el bicarbonato y el dióxido de carbono. La mayoría de los carbonatos a parte de los carbonatos de los metales alcalinos son poco solubles en agua. Debido a esta característica son importantes en geoquímica y forman parte de muchos minerales y rocas. El carbonato más abundante es el carbonato cálcico (CaCO₃) que se halla en diferentes formas como calcita, aragonita (una modificación formada a altas temperaturas), en la forma maciza como caliza, como mineral metamórfico en forma de mármol y es a menudo el cemento natural de las piedras areniscas. Sustituyendo una parte del calcio por magnesio se obtiene la dolomita CaMg(CO₃)₂ que recibe su nombre por una formación rocosa en los alpes donde abunda. Muchos carbonatos son inestables a altas temperaturas y pierden dióxido de carbono mientras se transforman en óxidos.

Aplicaciones

Los carbonatos se aplican en multitud de campos. A menudo su utilización va ligada al compuesto concreto como la obtención de cal viva del carbonato cálcico. Uno de los carbonatos más importantes industrialmente es el carbonato sódico. En la naturaleza se encuentra en algunas lagunas salinas por ejemplo en egipto aunque la gran mayoría se obtiene a partir de la cal en el proceso de Solvay. Es un intermedio en la obtención de productos tan dispares como el jabón, el percarbonato sódico utilizado como blanqueante, el vidrio, la sosa (NaOH) etc. Las cenizas de madera también se componen en gran medida de carbonatos. Estos han dado incluso el nombre a un elemento, el potasio (K) del inglés "pot ash = ceniza debajo de la caldera" ya que se obtenía habitualmente de esta fuente. Debido a su carácter como sales de un ácido débil los carbonatos se utilizan también como bases baratos. En esta aplicación se libera dióxido de carbono y en disolución se queda la sal formada por el metal que estaba unido al carbonato y el resto del ácido neutralizado: MCO₃ + 2 HX -> H₂O + CO₂ + MX₂ El carbonato cálcico forma parte de la formulación de las pastas dentales.

Los carbonatos orgánicos

Los carbonatos orgánicos son ésteres del hipotético ácido carbónico. Se pueden formar a partir de fosgeno (Cl₂C=O) y el alcohol correspondiente. Especialmente los policarbonatos basados en dialcoholes como el 2,2-bis(4-hidroxifenil)-propano (HOC₆H₄-C(CH₃)₂-C₆H₄OH) han adquirido importancia como materiales altamente transparentes en la fabricación de los CD's o como sustituto del vidrio.

Minerales

Los minerales más importantes del grupo de los carbonatos son la calcita, la aragonita, la rhodocrosita (MnCO₃) y la magnesita (MgCO₃). Los carbonatos suelen tener una dureza media con valores de típicos de 3 - 5 en la escala de Mohs. Categoría:Sales ternarias ácidas Categoría:Geología ja:炭酸

Carbonato de calcio

:Carbonato cálcico

Molécula

Una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes, de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Hay moléculas de un mismo elemento, como O₂, O₃, N₂, P₄..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos. La química orgánica y gran parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica se conoce también como biología molecular, ya que estudia a los seres vivos a nivel molecular.

Tipos de enlaces en las moléculas

En las moléculas, se puede imaginar que los pares electrónicos compartidos mantienen unidos a los átomos entre sí. A este enlace se le llama enlace covalente. Dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace será puramente covalente, o presentará cierta polaridad o contribución iónica.

Fuerzas intermoleculares

Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H₂O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida. El estudio de las interacciones específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supramolecular. Estas fuerzas son fundamentales para propiedades como la solubilidad o el punto de ebullición. Algunas de ellas, en orden decreciente de intensidad, son:
- puente de hidrógeno
- interacción dipolo-dipolo
- fuerzas de Van der Waals

Descripción

La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula química es útil para moléculas sencillas, como H₂O para el agua o NH₃ para el amoníaco. Contiene los símbolos de cada elemento que contiene la molécula, así como su proporción por medio de los subíndices. Para moléculas más complejas, como las que se encuentran comúnmente en química orgánica, la fórmula química no es suficiente, y vale la pena usar una fórmula estructural, que indica gráficamente la disposición espacial de los distintos grupos funcionales. Cuando se quieren mostrar otras propiedades moleculares (como el potencial eléctrico en la superficie de la molécula), o se trata de sistemas muy complejos, como proteínas, ADN o polímeros, se utilizan representaciones especiales, como los modelos tridimensionales (físicos o representados por ordenador). En proteínas, por ejemplo, cabe distinguir entre estructura primaria (orden de los aminoácidos), secundaria (primer plegamiento en hélices, hojas, giros...), terciaria (plegamiento de las estructuras tipo hélice/hoja/giro para dar glóbulos) y cuaternaria (organización espacial entre los diferentes glóbulos). polímero, 3D (centro izquierda) y 2D (derecha). En el modelo 3D de la izquierda, los átomos de carbón están representados por esferas grises; las blancas representan a los átomos de hidrógeno y los cilíndros representan los enlaces. El modelo es una representación de la superficies molecular, coloreada por áreas de carga eléctrica positiva (rojo) o negativa (azul). En el modelo 3D del centro, las esferas azul claro representan átomos de carbón, las blancas de hidrógeno y los cilindros entre los átomos son los enlaces simples]].

Véase también

- Estereoquímica
- Número de Avogadro
- Volumen molar categoría:Química als:Molekül ja:分子 ko:분자 simple:Molecule th:โมเลกุล

Óxido de calcio

Propiedades
General
Nombre	Óxido de calcio
Fórmula química	Ca O
Apariencia	sólido blanco
Físicas
Peso molecular	56,1 uma
Punto de fusión	3200 K (2927 °C)
Punto de ebullición	3773 K (3500 °C)
Densidad	3,3 ×10³ kg/m³
Estructura cristalina	NaCl
Solubilidad	hidrolizable
Termoquímica
Δ_fH⁰_gas	43,93 kJ/mol
Δ_fH⁰_líquido	-557,33 kJ/mol
Δ_fH⁰_sólido	-635,09 kJ/mol
S⁰_{gas, 1 bar}	219,71 J·mol^-1·K^-1
S⁰_{líquido, 1 bar}	62,31 J·mol^-1·K^-1
S⁰_sólido	38,19 J·mol^-1·K^-1
Riesgos
Ingestión	Peligroso, causa irritación, en grandes dosis puede ser fatal.
Inhalación	Peligroso - irritación; bronquitis química o la muerte en casos de exposición a largo plazo.
Piel	Irritación y posibles quemaduras.
Ojos	Puede causar daños permanentes.
Más información	[http://ull.chemistry.uakron.edu/erd/chemicals/7/6247.html Hazardous Chemical Database (En inglés)]
Exenciones y referencias

Óxido de calcio, de fórmula Ca O. También se denomina cal viva. Esta palabra interviene en el nombre de otras sustancias, como por ejemplo la cal apagada o cal muerta, que es hidróxido de calcio, Ca(OH)₂. Antiguamente se usaba «cal» en vez de «calcio», en algunos nombres de compuestos donde interviene este elemento, como el yeso (sulfato de cal, SO₄Ca · 2H₂O) o el mármol (carbonato de cal, CO₃Ca). Categoría:Óxidos Categoría:Materiales de construcción

Coque

Combustible obtenido de la destilación de la hulla calentándola a temperaturas muy altas en hornos cerrados que la aislen del aire, y solo contiene una pequeña fracción de las materias volátiles que forman parte de la misma. Producto de la descomposición térmica de carbones bituminosos en ausencia de aire. Cuando la hulla se calienta, desprende gases, que son muy útiles industrialmente, entonces nos queda el carbón de coque.Es liviano y poroso. Durante la revolución industrial, sustituyó a la leña como fuente de energía en los altos hornos, y otras industrias. El carbón de coque es muy importante para la fabricación del hierro y el acero, su utilización es muy práctica en hogares, para calefacción, pues su combustión no produce humo y no genera contaminación.

Coque de petróleo

Producto sólido, muy cargado de carbono, de densidad próxima a 1,2, color entre pardo oscuro y gris negro y estructura celular o granular.(sirve para la fabricación de electrodos de grafito artificial, abrasivos, pigmentos, y como combustible) categoría:Carbón Categoría:Geología

Tabla periódica

- Lista de elementos por símbolo
- Listado alfabético de elementos químicos
- Dmitri Mendeleyev, el inventor de la tabla periódica.

Enlaces externos

- [http://www.enodisoft.tk/ EQTabla] Tabla periódica con datos, gráficas y recursos relacionados.
- [http://www.juntadeandalucia.es/averroes/~jpccec/tablap/ Los elementos químicos]
- [http://www.geocities.com/tablaperiodica88/ Tabla periódica 8×8] y otras variantes.
- [http://www.fincher.org/Misc/mayan.shtml Tabla periódica estilo "calendario maya"], organizada de acuerdo a los orbitales atómicos (configuración electrónica); en inglés.
- [http://www.librys.com/sistemaperiodico/ Relación de tablas periódicas] Categoría:Elementos químicos als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Carbono

Características secundarias

Estados alotrópicos

Aplicaciones

Historia

Abundancia y obtención

Compuestos inorgánicos

Isótopos

Precauciones

Referencias externas

Litio

Litio - Berilio
H Li Na
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Litio, Li, 3

Serie química

Metales alcalinos

Grupo, periodo, bloque

1, 2 , s

Densidad, dureza Mohs

535 kg/m³, 0,6

Apariencia

125px
Blanco plateado / gris

Propiedades atómicas

Peso atómico

6,941 uma

Radio medio^†

145 pm

Radio atómico calculado

167 pm

Radio covalente

134 pm

Radio de Van der Waals

182 pm

Configuración electrónica

He]2s¹

Estados de oxidación (óxido)

1 (base fuerte)

Estructura cristalina

Cúbica centrada
en el cuerpo

Propiedades físicas

Estado de la materia

sólido (no magnético)

Punto de fusión

453,69 K

Punto de ebullición

1615 K

Entalpía de vaporización

145,92 kJ/mol

Entalpía de fusión

3 kJ/mol

Presión de vapor

1,63x10^-8 Pa a 453,7 K

Velocidad del sonido

6000 m/s a 293.15 K

Información diversa

Electronegatividad

0,98 (Pauling)

Calor específico

3582 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

10,8x10⁶/m Ω

Conductividad térmica

84,7 W/(m·K)

1º potencial de ionización

520,2 kJ/mol

2º potencial de ionización

7298,1 kJ/mol

3º potencial de ionización

11815,0 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN (%)	Vida media	MD	ED (M eV)	PD
⁶Li	7,5	Li es estable con 3 neutrones
⁷Li	92,5	Li es estable con 4 neutrones
⁸Li	Sintético	838 m s	β^-	16,004	⁸Be
⁸Li	Sintético	838 m s	β + 2α		No

Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
^†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El litio es un elemento químico de símbolo Li y número atómico 3. En la tabla periódica, se encuentra en el grupo 1, entre los elementos alcalinos. En su forma pura, es un metal blando, de color blanco plata, que se oxida rápidamente en aire o agua. Es el elemento sólido más ligero y se emplea especialmente en aleaciones conductoras del calor, en baterías eléctricas y, sus sales, en el tratamiento de ciertos tipos de depresión.

Características principales

Es el metal más ligero, su densidad es tan sólo la mitad de la del agua. Al igual que los demás metales alcalinos es univalente y muy reactivo, aunque menos que el sodio, por lo que no se encuentra libre en la naturaleza. Acercado a una llama la torna carmesí pero si la combustión es violenta la llama adquiere un color blanco brillante.

Aplicaciones

Por su elevado calor específico, el mayor de todos los sólidos, se emplea en aplicaciones de transferencia de calor y por su elevado potencial electroquímico constituye un ánodo adecuado para las baterías eléctricas. Además tiene otros usos:
- Las sales de litio, partícularmente el carbonato de litio (Li₂C O₃) 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.
- 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, enter 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 aleante empleando 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 aeronaútica, y se ha empleado con éxito en la fabricación de cerámicas y lentes, como la del telescopio de 0,5 m de monte Palomar.
- También tiene aplicaciones nucleares.

Historia

El litio (del griego λιθoς, piedra) fue descubierto por Johann Arfvedson en 1817. Arfvedson encontró el nuevo elemento en la espodumena y lepidolita de una mena 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 descubiero 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

Es un metal escaso en la corteza terrestre que encuentra disperso en ciertas rocas, pero nunca libre, dada su gran reactividad. Se encuentra en pequeña proporción en rocas volcánicas y sales naturales. 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. En Estados Unidos se obtiene de las salinas de California y Nevada principalmente.

Isótopos

Los isótopos estables del litio son dos, Li-6 y Li-7, siendo éste último el más abundante (92,5%). Se han caracterizado seis radioisótopos siendo los más estables el Li-8 con un periodo de semidesintegración de 838 milisegundos y el Li-9 con 178,3 ms de vida media. El resto de isótopos radiactivos tienen vidas medias menores de 8,5 ms. Los pesos atómicos del litio varían entre 4,027 y 11,0348 uma del Li-4 y el Li-11 respectivamente. El modo de desintegración principal de los isótopos más ligeros que el isótopo estable más abundante (Li-7) es la emisión protónica (con un caso de desintegración alfa) obteniéndose isótopos de helio; mientras que en los isótopos más pesados el modo más habitual es la desintegración beta, (con algún caso de emisión neutrónica) resultando isótopos de berilio. El Li-7 es uno de los elementos primordiales, producidos por síntesis nuclear tras el big bang. Los isótopos de litio se fraccionan sustancialmente en una gran variedad de procesos naturales, incluyendo la precipitación química en la formación de minerales, procesos metabólicos, y la sustitución del magnesio y el hierro en redes cristalinas de minerales arcillosos en los que el Li-6 es preferido frente al Li-7, etc.

Precauciones

Al igual que otros metales alcalinos, el litio puro es altamente inflamable y ligeramente explosivo cuando se expone al aire y especialmente al agua. Es además corrosivo por lo que requiere el empleo de medios adecuados de manipulación para evitar el contacto con la piel. Se debe almacenar en un líquido hidrocarburo inflamable como nafta. El litio se considera ligeramente tóxico.

Rol biológico

Las sales de litio se emplean en el tratamiento de la depresión y aunque se desconoce el mecanismo concreto de actuación se cree que es por desplazamiento del sodio. El rol biológico del litio no está claro y no existe acuerdo sobre su esencialidad.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Li/index.html WebElements.com - Litio]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Li.html EnvironmentalChemistry.com - Litio]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele003.html Es Elemental - Litio]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0710.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del litio. Categoría:Elementos químicos Categoría:Fármacos Categoría:Metales ja:リチウム ko:리튬 simple:Lithium th:ลิเทียม

Berilio

Litio - Berilio - Boro
Be Mg
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Berilio, Be, 4

Serie química

Metales alcalinotérreos

Grupo, periodo, bloque

2, 2 , s

Densidad, dureza Mohs

1848 kg/m³, 5,5

Apariencia

125px
Blanco-gris metálico

Propiedades atómicas

Peso atómico

9,01218 uma

Radio medio^†

112 pm

Radio atómico calculado

sin datos

Radio covalente

90 pm

Radio de Van der Waals

sin datos

Configuración electrónica

He]2s²

Estados de oxidación (óxido)

2 (anfótero)

Estructura cristalina

Hexagonal

Propiedades físicas

Estado de la materia

sólido (diamagnético)

Punto de fusión

1551,15 K

Punto de ebullición

3243,15 K

Entalpía de vaporización

292,40 kJ/mol

Entalpía de fusión

12,20 kJ/mol

Presión de vapor

4180 Pa

Velocidad del sonido

13000 m/s

Información diversa

Electronegatividad

1,57 (Pauling)

Calor específico

1825 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

31,3x10⁶/m Ω

Conductividad térmica

201 W/(m·K)

1º potencial de ionización

899,5 kJ/mol

2º potencial de ionización

1757,1 kJ/mol

3º potencial de ionización

14848,7 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN (%)	Vida media	MD	ED (M eV)	PD
⁷Be	Sintético	53,12 d	ε	0,862	⁷Li
⁹Be	100	Be es estable con 5 neutrones
¹⁰Be	trazas	1,51x10⁶ a	β^-	0,556	¹⁰B

Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
^†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El berilio es un elemento químico de símbolo Be y número atómico 4. Es un elemento alcalinotérreo bivalente, tóxico, de color gris, duro, ligero y quebradizo. Se emplea principalmente como endurecedor en aleaciones, especialmente de cobre.

Características principales

El berilio tiene uno de los puntos de fusión más altos entre los metales ligeros. Su módulo de elasticidad es aproximadamente un 33% mayor que el del acero. Tiene una conductividad térmica excelente, es no magnético y resiste el ataque con ácido nítrico. Es muy permeable a los rayos X y, al igual que el radio y el polonio, libera neutrones cuando es bombardeado con partículas alfa (del orden de 30 neutrones por millón de partículas alfa). En condiciones normales de presión y temperatura el berilio resiste la oxidación del aire, aunque la propiedad de rayar al cristal se debe probablemente a la formación de un delgada capa de óxido.

Aplicaciones

- Elemento de aleación, en aleaciones cobre-berilio con una gran variedad de aplicaciones.
- En el diagnóstico con rayos X se usan delgadas láminas de berilio para filtrar la radiación visible, así como en la litografía de rayos X para la reproducción de circuitos integrados.
- Moderador de neutrones en reactores nucleares.
- Por su rigidez, ligereza y estabilidad dimensional, se emplea en la construcción de diversos dispositivos como giróscopos, equipo informático, muelles de relojería e instrumental diverso.
- El óxido de berilio se emplea cuando son necesarias elevada conductividad térmica y propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico.
- Antaño se emplearon compuestos de berilio en tubos fluorescentes, uso abandonado por la beriliosis.

Historia

El berilio (del griego βερυλλoς berilo) o glucinio (del inglés glucinium y éste del griego γλυκυς, dulce) por el sabor de sus sales, fue descubierto por Vauquelin en 1798 en forma de óxido en el berilo y la esmeralda. Friedrich Wöhler y A. A. Bussy de forma independiente aislaron el metal en 1828 mediante reacción de potasio con cloruro de berilio.

Abundancia y obtención

El berilio se encuentra en 30 minerales diferentes, siendo los más importantes berilo y bertrandita, principales fuentes del berilio comercial, crisoberilo y fenaquita. Actualmente la mayoría del metal se obtiene mediante reducción de fluoruro de berilio con magnesio. Las formas preciosas del berilo son el aguamarina y la esmeralda. Geográficamente, las mayores reservas se encuentran en los Estados Unidos que lidera también la producción mundial de berilio (65%), seguido de Rusia (40%) y China (15%). Las reservas mundiales se estima que superan las 80.000 toneladas.

Isótopos

El Be-9 es el único isótopo estable. El Be-10 se produce en la atmósfera terrestre al bombardear la radiación cósmica el oxígeno y nitrógeno. Dado que el berilio tiende a existir en disolución acuosa con niveles de pH menores de 5.5, este berilio atmosférico formado es arrastrado por el agua de lluvia (cuyo pH suele ser inferior a 5.5); una vez en la tierra, la solución se torna alcalina precipitando el berilio que queda almacenado en el suelo durante largo tiempo (vida media de 1,5 millones de años) hasta su desintegración en B-10. El Be-10 y sus productos hijo se han empleado para el estudio de los procesos de erosión, formación a partir de regolito y desarrollo de suelos lateríticos, así como las variaciones en la actividad solar y la edad de masas heladas. El hecho de que el Be-7 y el Be-8 sean inestables tiene profundas consecuencias cosmológicas, ya que ello significa que elementos más pesados que el berilio no pudieron producirse por fusión nuclear en el big bang. Más aún, los niveles energéticos nucleares del Be-8 son tales que posibilitan la formación de carbono y con ello la vida (véase proceso triple alfa).

Precauciones

El berilio y sus sales son tóxicas y potencialmente carcinógenas. La beriliosis crónica es una afección pulmonar causada por exposición al polvo de berilio catalogada como enfermedad profesional. Los primeros casos de neumonitis química aguda por exposición al berilio se produjeron en 1933 en Europa y en 1943 en los Estados Unidos; en 1946 se describieron los primeros casos de beriliosis entre los trabajadores de una planta de fabricación de tubos fluorescentes en Massachusetts. La beriliosis se asemeja a la sarcoidosis en muchos aspectos, lo que dificulta en ocasiones el diagnóstico. Aunque la utilización de compuestos de berilio en lámparas fluorescentes se interrumpió en 1949, la exposición profesional se produce en las industrias nuclear y aeroespacial, en el refinado del metal y en la fusión de las aleaciones que lo contienen, en la fabricación de dispositivos electrónicos y en la manipulación de otros materiales que contienen berilio. El berilio y sus compuestos deben manipularse con mucho cuidado, extremando las precauciones cuando durante la actividad pueda generarse polvo de berilio ya que la exposición prolongada al polvo de berilio puede causar cáncer de pulmón. La sustancia puede manipularse con seguridad siempre y cuando se sigan ciertos procedimientos. Si éstos se desconocen no debe intentarse la manipulación del berilio.

Efectos sobre la salud

Los efectos dependen del nivel y de la duración de la exposición. Si el nivel es suficientemente alto, por encima de 1000 μg/m³ en el aire respirado, puede provocar una enfermedad aguda por berilio o beriliosis aguda; en general, los valores límites para el berilio atmosférico contemplados en la legislación de higiene industrial que fijan los niveles máximos de exposición laboral, permiten controlar de forma efectiva este riesgo. Entre el 1 y el 15% de la población expuesta desarrolla sensibilización al berilio. Estas personas pueden desarrollar procesos inflamatorios del aparato respiratorio (enfremedad crónica por berilio o beriliosis crónica) que pueden manifestarse años después de la exposición laboral cuando ésta ha superado los niveles de exposición recomendados (0,2 μg/m³). El riesgo de la población general a contraer estas enfermedades es muy bajo ya que los niveles de berilio en entornos no laborales son muy bajos (0,00003-0,0002 μg/m³). La intoxicación por ingestión de berilio no se conoce ya que la cantidad de berilio absorbida por el organismo por esa vía es muy pequeña, aunque han podido observarse úlceras en perros tras la ingesta de berilio. El contacto del berilio con la piel tras un rasguño o corte, puede causar eczema y úlceras cutáneas. La exposición prolongada incrementa el riesgo de contraer cáncer de pulmón. La Agencia Internacional para la Investigación del Cáncer ha determinado que el berilio es un carcinógeno humano.

Véase también

carcinógeno El berilio suele encontrarse como constituyente de diversas rocas, minerales y gemas: # cristal de berilio dorado # heliodore # esmeralda # aquamarina # morganita

Enlaces externos

- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0226.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del berilio]
- [http://librosvarios.ifrance.com/geoquimica/tema22.html Geoquímica recreativa: El berilio, metal del futuro]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Be/index.html WebElements.com - berilio]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Be.html EnvironmentalChemistry.com - berilio]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele004.html Es Elemental - berilio] Categoría:Elementos químicos Categoría:Metales ja:ベリリウム ko:베릴륨 ms:Berilium simple:Beryllium th:เบริลเลียม

Magnesio

Sodio - Magnesio - Aluminio
Be Mg Ca
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Magnesio, Mg, 12

Serie química

Metales alcalinotérreos

Grupo, periodo, bloque

2, 3 , s

Densidad, dureza Mohs

1738 kg/m³, 2,5

Apariencia

125px
Blanco plateado

Propiedades atómicas

Peso atómico

24,305 uma

Radio medio^†

150 pm

Radio atómico calculado

145 pm

Radio covalente

130 pm

Radio de Van der Waals

173 pm

Configuración electrónica

Ne]3s²

Estados de oxidación (óxido)

2 (base fuerte)

Estructura cristalina

Hexagonal

Propiedades físicas

Estado de la materia

sólido (paramagnético)

Punto de fusión

923 K

Punto de ebullición

1363 K

Entalpía de vaporización

127,4 kJ/mol

Entalpía de fusión

8,954 kJ/mol

Presión de vapor

361 Pa a 923 K

Velocidad del sonido

4602 m/s a 293,15 K

Información diversa

Electronegatividad

1,31 (Pauling)

Calor específico

1020 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

22,6x10⁶/m Ω

Conductividad térmica

156 W/(m·K)

1º potencial de ionización

737,7 kJ/mol

2º potencial de ionización

1450,7 kJ/mol

3º potencial de ionización

7732,7 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN (%)	Vida media	MD	ED (M eV)	PD
²⁴Mg	78,99	Mg es estable con 12 neutrones
²⁵Mg	10	Mg es estable con 13 neutrones
²⁶Mg	11,01	Mg es estable con 14 neutrones

Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
^†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Es el séptimo elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de la corteza terrestre y el tercero más abundante disuelto en el agua de mar. Se emplea primordialmente como elemento de aleación.

Principales características

El magnesio es un metal bastante resistente y ligero, un 30% más ligero que el aluminio, de color plateado que se deslustra cuando se expone al aire. Pulverizado se inflama cuando se expone al aire ardiendo con una llama blanca. En trozos mayores es difícil que se inflame pero puede suceder si se corta en láminas delgadas, por lo que en el mecanizado las virutas han de manejarse con precaución.

Aplicaciones

aleación Los compuestos de magnesio, principalmente su óxido, se usan como material refractario en hornos para la producción de hierro y acero, metales no férreos, cristal y cemento, así como en agricultura e industrias química y de construcción. El uso principal del metal es como elemento de aleación del aluminio, empleándose las aleaciones aluminio-magnesio en envases de bebidas. Las aleaciones de magnesio, especialmente magnesio-aluminio, se emplean en componentes de automóviles, como llantas, y en maquinaria diversa. El metal además, se adiciona para eliminar el azufre del acero y el hierro. Otros usos son:
- Aditivo en propelentes convencionales.
- Obtención de fundición nodular (hierro-silicio-Mg) ya que es un agente esfirilizante/nodulizante del grafito.
- Agente reductor en la obtención de uranio y otros metales a partir de sus