sodio, litio, potasio - copia
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Litio (Li), Sodio (Na) y Potasio (K).
Introducción.
El objetivo de este trabajo, es dar a conocer las principales características y usos; del Litio,
sodio y potasio, que se le dan en la industria como en medicina. Además se podrá saber los
cuidados que se deben tener con cada elemento en su producción o extracción, ya que
pueden ser letalmente tóxicos sin el adecuado procesamiento tanto para la salud como el
medio ambiente.
Sodio.
de El sodio es un elemento químico que fue aislado por primera vez en 1807 por el químico
inglés Humphry Davy mediante el procedimiento de electrolisis del hidróxido sodio.
El sodio es un elemento suave, blanco - plateado, altamente reactivo y es un miembro de
los metales alcalinos (grupo IA). Posee símbolo Na (proviene del latín natrium), numero
atómico 11, valencia 1, EDO +1, peso atómico 22,9898 uma, punto de fusión 97,8 °C,
punto de ebullición 892 °C y con una densidad relativa de 0.97 g/ml.
Los isotopos mas conocidos de sodio son el Na22, Na24 y es solamente estable como isotopo
Na23.
Ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre,
que contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. Después del cloro, es el segundo
elemento más abundante en solución en el agua de mar.
El sodio no se encuentra libre en la naturaleza, pero se puede preparar a partir de sus
compuestos. Las sales de sodio más importantes que se encuentran en la naturaleza son el
cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio
(bórax), el nitrato de sodio (salitre) y el sulfato de sodio.
Reacciona violentamente con el agua, para producir hidróxido de sodio e hidrógeno.
Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado, pierde su apariencia plateada y
adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio.
Obtención
Su obtención se realiza mediante el proceso Downs, en el cual el cloruro de
sodio se electroliza en el estado de fundición. Dicha electrolisis se lleva a cabo en una celda
cilíndrica que posee un ánodo central de grafito y un cátodo de acero circundante. Se utiliza
una mezcla de cloruro de calcio junto con cloruro de sodio para atenuar el punto de fusión
con la finalidad de reducir la temperatura de trabajo en la celda. A pesar de que el cloruro
de calcio tiene un punto de fusión de unos 772ºC, cuando se mezcla un 67% de éste con un
33% de cloruro de calcio, el punto de fusión bajara en torno a los 580ºC.
Y es precisamente este bajo punto de fusión que posee la mezcla el que hace que sea
comercialmente factible como proceso.
Ambos electrodos se encuentran separados por un diafragma de forma cilíndrica con una
malla de acero, de manera que el sodio que se va fundiendo, flotará sobre el compartimento
del cátodo, manteniéndose aislado. El sodio tipo metálico que se forma contendrá en torno
a un 0,2 % de calcio metálico. Al enfriarse la mezcla de dichos metales a 110ºC, se permite
que las impurezas del calcio se vuelvan sólidas y por lo tanto se hunda en el líquido. En
cambio, el sodio en estado puro se mantiene en estado líquido, pudiendo incluso ser
bombeado a los moldes refrigerados, donde tendrá lugar la posterior solidificación.
Aplicaciones
Las principales aplicaciones del sodio son la preparación de colorantes, detergentes, la
fabricación de lámparas de vapor de sodio y elaboración de plomo tetraetilo. También se
usa en la preparación de sustancias orgánicas muy valiosas, obtención de cianuro sódico,
obtención del peróxido de sodio que se utiliza como blanqueador y oxidante en la industria
textil y papelera. Además el sodio se usa para aumentar la duración de las válvulas de
escape de los motores de aviación basándose en su gran conductividad térmica. Algunos
compuestos como el fluoruro de sodio, NaF, se utiliza en cerámicas, como antiséptico
(veneno), para ratones y ratas.
Cumple a nivel neurológico posee una importante función como neurotransmisores,
en conjunto con el potasio, realizan procesos vitales, al facilitar los procesos
osmóticos en las membranas plasmáticas.
El nitrato de sodio se usa como fertilizante.
El tiosulfato de sodio, (Na2S2O3•5H2 O) se usa en la fotografía como fijador.
El hidróxido de sodio, conocido comercialmente como sosa cáustica, se usa en la
fabricación de jabón, rayón y papel, en el refinado del petróleo y en las industrias
textiles.
Principales aleaciones
Cloruro de sodio NaCl (sal común)
Carbonato de sodio (Na2CO3)
Bicarbonato de sodio (NaHCO3)
Soda caustica/hidróxido de sodio (NaOH)
Efectos sobre el cuerpo humano
El sodio es un componente de muchas comidas, por ejemplo la sal común. Es necesario
para mantener el balance de los sistemas de fluidos físicos; pero en exceso puede dañar
nuestros riñones e incrementa las posibilidades de hipertensión. Además es altamente
irritante para los ojos, el conducto respiratorio y nariz. Causando estornudos y tos severa
con dificultades para respirar. En contacto con la piel, puede causar quemaduras, picazones
e irritaciones. En contacto con los ojos puede causar daños permanentes como la perdida de
la visión
.
Precauciones general
En forma metálica el sodio es explosivo en agua y venenoso tanto aislado como combinado
con muchos otros elementos. El metal debe manipularse siempre cuidadosamente y
almacenarse en atmósfera inerte evitando el contacto con el agua y otras sustancias con las
que el sodio reacciona.
Reacciones importantes
2Na (s) + 2H2O (l) → 2NaOH (aq) + H2↑ (g) (reacción violenta con el agua)
2Na (s) + Cl2 (g) → 2NaCl (formación del cloruro de sodio)
2Na + O2 → 2NaO (oxidación)
Litio
El litio fue individualizado en 1817 por el químico sueco Johan August Arfwedson,
integrado al hidróxido de litio en la petalita. 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 William Thomas
Brande y Humphrey Davy mediante la electrólisis del óxido de litio (Li2O).
Características generales
Su nombre proviene del griego “lithion” (piedrecilla). Encabeza la familia de los metales
alcalinos en la tabla periódica con numero Z= 3(Grupo I A), lo que implica que su valencia
es 1 y su EDO es +1. Es un elemento metálico, plateado, químicamente reactivo, y el más
ligero en peso de todos los metales. Posee símbolo Li, densidad 0,53 (g/ml), Masa atómica
6,939 uma, punto de ebullición 1330 °C y Punto de fusión 180,5 °C.
Una de las características más notables del litio es el alto calor específico, el gran intervalo
de temperatura de la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy baja
densidad.
El litio figura en el lugar 35º en orden de abundancia de los elementos en la corteza
terrestre. No se presenta en estado libre sino únicamente en compuestos, que se encuentran
ampliamente difundidos. Los compuestos utilizados mas conocidos son espodumeno
(AlLi (SiO3)2), ambligonita ((FAl) LiPO4) y lepidolita, un fluosilicato hidratado complejo.
Producción
El Litio es producido por electrólisis del cloruro de Litio y Cloruro de Potasio en células de
acero a 450ºC. Su producción industrial se estima en 7500 toneladas/año, no incluyendo la
cantidad producida para armas nucleares, cuyo valor no es conocido con exactitud.
Principales aleaciones
El cloruro de litio (LiCl) es uno de los materiales más higroscópicos que se conocen
y, junto con el bromuro de litio (LiBr) se emplea en sistemas de aire acondicionado
y desecador.
El yoduro de litio (LiI) preparado con 6-Li sirve de detector de neutrones según la
reacción anterior.
El estearato de litio se emplea como lubricante de altas temperaturas.
El peróxido de litio (Li2O2) se emplea en aparatos respiratorios de ciclo cerrado.
El hidruro de litio (LiH) es un combustible de cohetes.
El perclorato de litio (LiClO4) se emplea como portador de oxígeno en combustibles
de cohetes.
El hidróxido de litio (LiOH) es una base fuerte que se utiliza para purificar el aire
(submarinos, etc.) ya que 1 gramo de hidróxido consume 0,51 gramos de CO2.
El carbonato de litio (Li2CO3) en pequeñas dosis parece efectivo en el tratamiento
de síndromes maniacodepresivos
Aplicaciones
En metalurgia se utiliza el litio para hacer aleaciones con el aluminio con el objeto de
mejorar algunas de sus propiedades. Una aleación de aluminio que contenga una
proporción aproximada al 1% de litio posee unas propiedades elásticas y una resistencia a
la tracción similares a las de un acero medio. También se usa en la fabricación de vidrios
especiales y en la elaboración de esmaltes para la cerámica. Los vidrios que contienen litio
tienen un menor coeficiente de dilatación térmica y una mayor transparencia a la radiación
ultravioleta. Además los compuestos de litio dan a la llama una coloración roja brillante
muy atractiva por lo que son utilizados en pirotécnia. La industria farmacéutica utiliza
algunas sales de litio para elaborar medicamentos reguladores de los estados anímicos y
para la prevención y tratamiento de algunos tipos de depresiones nerviosas. También se
utiliza en la fabricación de baterías eléctricas y como aditivo en algunos lubricantes.
Efectos ambientales
El litio metálico reacciona con el nitrógeno, el oxígeno, y el vapor de agua en el aire.
Consecuentemente, la superficie del litio se recubre de una mezcla de hidróxido de litio
(LiOH), carbonato de litio (Li2CO3), y nitrato de litio (LiNO3). El hidróxido de litio
representa un peligro potencialmente significativo porque es extremadamente corrosivo. Se
debe prestar especial atención a los organismos acuáticos.
Efectos sobre la salud
Inhalación: Sensación de quemadura, Tos, Respiración trabajosa, Falta de aire y Dolor de
garganta; Los síntomas pueden ser retrasados. Piel: Enrojecimiento de la zona expuesta,
Quemaduras cutáneas, Dolor y Ampollas. Ojos: Enrojecimiento, Dolor, Quemaduras
severas y profundas. Ingestión: Calambres abdominales, Dolor abdominal, Sensación de
quemadura, Náuseas y Vómitos.
Riesgos generales
Riesgos químicos: Su calentamiento puede provocar combustión violenta o explosión. La
sustancia puede arder espontáneamente en contacto con el aire cuando se dispersa en finas
partículas. Cuando se calienta se forman vapores tóxicos. Reacciona violentamente con
oxidantes fuertes, ácidos y muchos compuestos (hidrocarburos, halógenos, cemento, arena
y asbestos) provocando peligro de incendio y explosión.
Reacciona violentamente con el agua, formando gas hidrógeno altamente inflamable y
vapores corrosivos de hidróxido de litio.
Reacciones importantes
2Li(s) + 2 H2O → 2LiOH (aq) + H2 (g)
Li2CO3 + Ca(OH)2 → 2LiOH + CaCO3
2Li (S) + H2 → 2LiH (S)
Potasio
Este elemento también fue descubierto por Sir Humphrey Davy en 1807; a partir de sus
experimentos electrolíticos, fue el primer elemento metálico aislado por electrólisis.
Características generales
Su nombre proviene del inglés “pot ashes” (cenizas de vasija) y su símbolo (K) proviene
del latín “kalium” (álcali). Es un metal alcalino de color blanco-plateado, ligero y blando,
que abunda en la naturaleza con los elementos relacionados con el agua salada y
otros minerales. Se oxida rápidamente en el aire, es muy reactivo, especialmente en agua, y
se parece químicamente al sodio. Posee número atómico 19, peso atómico 39,098 uma,
valencia 1, EDO +1, densidad 0,97 g/ml, punto de fusión 97,8 °C y punto de ebullición 760
°C. Ocupa un lugar intermedio dentro de la familia de los metales alcalinos después del
sodio y antes del rubidio.
El potasio constituye del orden del 2,4% en peso de la corteza terrestre siendo el séptimo
más abundante. En el agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa que el potasio es el
sexto más abundante en solución. Lo encontramos en diversos feldespatos (silicatos de
aluminio y potasio) y en minerales como la carnalita (cloruro doble de potasio y
manganeso).
Isotopos
Se conocen diecisiete isótopos de potasio, tres de ellos naturales 39K (93,3%), 40K (0,01%)
y 41K (6,7%). El isótopo 40K, con un periodo de semidesintegración de 1,277×109 años,
decae a40Ar (11,2%) estable mediante captura electrónica y emisión de un positrón, y el
88,8% restante a 40Ca mediante desintegración β.
Aplicaciones
El potasio es el catión mayor del líquido intracelular del organismo. Está involucrado en el
mantenimiento del equilibrio normal del agua, el equilibrio osmótico entre las células,
el fluido intersticial y el equilibrio ácido-base, determinado por el pH del organismo. El
potasio también está involucrado en la contracción muscular y la regulación de la actividad
neuromuscular, al participar en la transmisión del impulso nervioso a través de los
potenciales de acción del organismo humano. Además el cloruro de potasio se utiliza
principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve también como material de partida para la
manufactura de otros compuestos de potasio.
El hidróxido de potasio se emplea en la manufactura de jabones líquidos y el carbonato de
potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio es también un material de partida
importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos, fuegos
pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante.
Otras aplicaciones
El potasio, aleado con sodio, (Nak) se usa como refrigerante en reactores nucleares.
El isótopo de potasio K-40 sirve para datar la antigüedad de rocas y meteoritos.
El hidróxido de potasio (KOH) se utiliza para: detergentes, jabones, desazufrado de
petróleo, absorbente de CO2.
El cloruro de potasio (KCl) se emplea en mezclas fertilizantes, como abono.
El yoduro de potasio (K2I) se usa como desinfectante.
El cromato y el dicromato de potasio (K2Cr2O4) se emplean como oxidantes.
El nitrato de potasio (KNO3) tiene utilidad en abonos, pólvora y en pirotecnia.
El carbonato de potasio (K2CO3) se emplea en: fotografía, jabones, vidrios, abono
Efectos del potasio en la salud
El potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos
secos. Juega un importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste
en las funciones de los nervios. Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la
acumulación de potasio. Esto puede llevar a cabo una perturbación en el ritmo cardiaco.
Efectos en el medio ambiente
Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macronutrientes esenciales para
la supervivencia de las plantas. Su presencia es de gran importancia para la salud del suelo,
el crecimiento de las plantas y la nutrición animal. Su función primaria en las plantas es su
papel en el mantenimiento de la presión osmótica y el tamaño de la célula, influyendo de
esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía, así como en la apertura de los
estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translocación de los
nutrientes. Como tal, el elemento es requerido en proporciones relativamente elevadas por
las plantas en desarrollo.
Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad de síntomas:
restricción del crecimiento, reducción del florecimiento, cosechas enos abundantes y menor
calidad de producción. Los elevados niveles de potasio soluble en el agua pueden causar
daños a semillas en germinación, inhiben la toma de otros minerales y reducen la calidad
del cultivo.
Precauciones general.
El potasio sólido reacciona violentamente con el agua, más incluso que el sodio, por lo que
se ha de conservar inmerso en un líquido apropiado como aceite o queroseno.
Imágenes
LITIO salar de litio, potasio, etc.
SODIO Reacción del sodio y agua.
POTASIO Principal fuente de potasio
Porcentaje de abundancia
Baterías de litio Lámpara de sodio
Conclusión
Mediante este informe, se sabe que estos elementos juegan una vital importancia en la vida
del ser humano y el medio ambiente ya que en la falta o exceso que se encuentre en nuestro
organismo, nos puede causar enfermedades letales, al igual que en el medio ambiente;
como ejemplo, en el caso del potasio, ya que al faltar este, se produce un decaimiento en la
producción de plantas y vegetales así mismo decae la calidad del producto. Por el contrario
al haber un incremento de potasio, se dañan las semillas en germinación, inhibiendo la toma
de otros minerales, lo que lleva nuevamente al decaimiento de la calidad del producto
Además se sabe que, si no se procesa como corresponde cada uno de estos elementos,
pueden llegar a ser letales para la salud.
En conclusión, la ingesta de estos elementos (con su determinado proceso) son de gran
ayuda e importancia para que el funcionamiento normal de nuestro organismo.
Web grafía
Web grafía. (Sodio)
http://www.lenntech.es/periodica/elementos/na.htm (sábado 25/08/2012 a las 21:18
hrs.)
http://en.wikipedia.org/wiki/Sodium (sábado 25/08/2012 a las 21:18 hrs.)
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/sodio.htm (sábado 25/08/2012 a las 21:41
hrs)
http://www.acienciasgalilei.com/qui/elementos/na.htm (sábado 25/08/2012 a las
21:49 hrs)
http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/obtencion-del-sodio (sábado
25/08/2012 a las 22:02 hrs)
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/6usos/na6.html (sábado 25/08/2012 a las
22:07 hrs)
Web grafía. (Litio)
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/litio.htm (Domingo 26/08/2012 a las 13:53
hrs)
http://www.lenntech.es/periodica/elementos/li.htm (Domingo 26/08/2012 a las
13:55 hrs)
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/4propiedades/4_3.html (Domingo
26/08/2012 a las 14:20 hrs)
http://quimica.laguia2000.com/elementos-quimicos/el-litio-su-obtencion-y-
propiedades (Domingo 26/08/2012 a las 15:18 hrs)
Web grafía (potasio)
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Potasio.htm (Domingo 26/08/2012 a las
16:42 hrs)
http://www.lenntech.es/periodica/elementos/k.htm (Domingo 26/08/2012 a las
16:45 hrs)
http://es.wikipedia.org/wiki/Potasio#Historia (Domingo 26/08/2012 a las 16:46 hrs)
