:: wikimiki.org ::
| Ferro |
Ferro
|
|
| General |
| Nom, símbol, nombre |
Ferro, Fe, 26 |
| Sèrie química | Metall de transició |
| Grup, període, bloc |
8, 4 , d |
| Densitat, duresa Mohs |
7874 kg/m3, 4,0 |
| Aparença |
Metàl·lic brillant
amb un to grisenc
Imatge:Fe_aparença.jpg |
| Propietats atòmiques |
| Pes atòmic | 55,845 uma |
| Radi mig† | 140 pm |
| Radi atòmic calculat | 156 pm |
| Radi covalent | 125 pm |
| Radi de Van der Waals | Sense dades |
| Configuració electrònica | Ar]3d64s2 |
| Estats d'oxidació (òxid) | 2,3,4,6 (amfòter) |
| Estructura cristal·lina | Cúbica centrada en les cares |
| Propietats físiques |
| Estat de la matèria | Sòlid (ferromagnètic) |
| Punt de fusió | 1808 K |
| Punt d'ebullició | 3023 K |
| calor de vaporització | 349,6 kJ/mol |
| calor de fusió | 13,8 kJ/mol |
| Pressió de vapor | 7,05 Pa a 1808 K |
| Velocitat del so | 4910 m/s a 293,15 K |
| Informació diversa |
| Electronegativitat | 1,83 (Pauling) |
| Calor específica | 440 J/(kg
- K) |
| Conductivitat elèctrica | 9,93 x 106m-1·Ω-1 |
| Conductivitat tèrmica | 80,2 W/(m
- K) |
| 1r potencial d'ionització | 762,5 kJ/mol |
| 2n potencial d'ionització | 1561,9 kJ/mol |
| 3r potencial d'ionització | 2957 kJ/mol |
| 4t potencial d'ionització | 5290 kJ/mol |
| Isòtops més estables |
| iso. |
AN |
Període de semidesintegració |
CD |
ED MeV |
PD |
| 54Fe |
5,8% |
Fe és estable amb 28 neutrons |
| 55Fe | Sintètic |
2,73 anys | ε |
0,231 |
55Mn |
| 56Fe |
91,72% | Fe és estable amb 30 neutrons |
| 57Fe |
2,2% | Fe és estable amb 31 neutrons |
| 58Fe | 0,28% |
Fe és estable amb 32 neutrons |
| 59Fe | Sintètic |
44,503 dies |
β |
1,565 |
59CO |
| 60Fe |
Sintètic |
1,5x106 anys |
β- |
3,978 |
60CO |
|
|
El ferro és un element químic de nombre atòmic 26 situat en el grup 8 de la taula periòdica. Es simbolitza com Fe.
Aquest metall de transició és el quart element més abundant en la escorça terrestre, representant un 5% i, entre els metalls, només l'alumini és més abundant. Igualment és un dels elements més importants de l'Univers, i el nucli de la Terra està format principalment per ferro i níquel, generant en moure's un camp magnètic. Ha sigut històricament molt important, i un període de la Història rep el nom d' "Edat de Ferro".
Característiques principals
És un metall mal·leable, tenaç, de color gris platejat i presenta propietats magnètiques; és ferromagnètic a temperatura ambient.
Es troba en la naturalesa formant part de nombrosos minerals, molts dels quals són òxids, i rarament es troba lliure. Per a obtenir ferro en estat elemental, els òxids es redueixen amb carboni i després és sotmès a un procés de refinat per a eliminar les impureses presents. L'òxid més abundant és l'òxid de ferro III, de fòrmula Fe2O3
Fonamentalment s'empra en la producció d'acers, consistents en aliatges de ferro amb altres elements, tant metàl·lics com no metàl·lics, que confereixen distintes propietats al material. Es considera que un aliatge de ferro és acer si conté menys d'un 2% de carboni; si el percentatge és major, rep el nom de fosa.
És l'element més pesat que es produeix exotèrmicament per fusió, i el més lleuger que es produeix a través d'una fissió, pel fet que el seu nucli té la més alta energia d'enllaç per nucleó (energia necessària per a separar del nucli un neutró o un protó); per tant, el nucli més estable és el del ferro-56.
Presenta diferents formes estructurals depenent de la temperatura:
- Ferro α: És la que es troba a temperatura ambient; fins als 788 ºC. El sistema cristal·lí és una xarxa cúbica centrada en el cos i és ferromagnètic.
- Ferro β: 788 ºC - 910 ºC; té el mateix sistema cristal·lí que la α, però la temperatura de Curie és de 770 ºC, i passa a ser paramagnètic.
- Ferro γ: 910 ºC - 1400 ºC; presenta una xarxa cúbica centrada en les cares.
- Ferro δ: 1400 ºC - 1539 ºC; torna a presentar una xarxa cúbica centrada en el cos.
Aplicacions
El ferro és el metall més usat, amb el 95% en pes de la producció mundial de metall. És molt popular a causa del seu baix preu i duresa, especialment en automòbils, vaixells i components estructurals d'edificis.
L'acer és l'aliatge de ferro més conegut, sent aquest el seu ús més freqüent. Els aliatges ferris presenten una gran varietat de propietats mecàniques depenent de la seva composició o el tractament que s'hagi dut a terme.
- Els acers són aliatges de ferro i carboni, així com altres elements. Depenent del seu contingut en carboni es classifiquen en:
- Acer baix en carboni. Menys del 0.25% de C en pes. Són tous però dúctils. S'utilitzen en vehicles, canonades, elements estructurals, etcètera. També hi ha els acers d'alta resistència i baix aliatge, que contenen altres elements aleats fins a un 10% en pes; tenen una major resistència mecànica i poden ser treballats fàcilment.
- Acer mig en carboni. Entre un 0.25% i un 0.6% de C en pes. Per a millorar les seves propietats són tractats tèrmicament. Són més resistents que els acers baixos en carboni, però menys dúctils; s'empren en peces d'enginyeria que requereixen una alta resistència mecànica i al desgast.
- Acer alt en carboni. Entre un 0.60% i un 1.4% de C en pes. Són encara més resistents, però també menys dúctils. S'afegeixen altres elements perquè formen carburs, per exemple, amb wolframi es forma el carbur de wolframi, WC; aquests carburs són molt durs. Aquests acers s'empren principalment en la fabricació d'eines.
- Un dels inconvenients del ferro és que s'oxida amb facilitat. Hi ha una sèrie d'acers als quals s'afegeixen altres elements aleants (principalment crom) perquè siguin més resistents a la corrosió, s'anomenen acers inoxidables.
- Quan el contingut en carboni és superior a un 2.1% en pes, l'aliatge es denomina fosa. Generalment tenen entre un 3% i un 4.5% de C en pes. Hi ha distints tipus de foses (gris, esferoïdal, blanca i mal·leable); segons el tipus s'utilitzen per a distintes aplicacions: en motors, motor, obtenció de ferro, la magnetita (Fe3O4) i l'òxid de ferro III en aplicacions magnètiques, etcètera.
Compostos
magnètiques]]
Els estats d'oxidació del Ferro són;
- L'estat Ferro (-II), Fe2- (p.ex. Fe(CO)42-,Fe(CO)2(NO)2.
- L'estat Ferro (0), Fe(CO)5, Fe(PF3)5.
- L'estat Ferro (I), [Fe(H2O)5NO]2+.
- L'estat Ferro (II), Fe2+, anteriorment conegut com ferrós és molt comú.
- L'estat Ferro (III), Fe3+, anteriorment conegut com fèrric, és també molt comú, per exemple en el rovell.
- L'estat Ferro (IV), Fe4+, anteriorment conegut com ferril, estabilitzat en alguns enzims (p.ex. peroxidases).
- L'estat Ferro (VI), Fe6+ es troba rarament, en el ferrat potàssic.
Els òxids de ferro més coneguts són l'òxid de ferro (II), FeO, l'òxid de ferro (III), Fe2O3, i l'òxid mixt Fe3O4. Forma així mateix nombroses sals i complexos en aquests estats d'oxidació. L'hexacianoferrat (II) de ferro (III), usat en pintures, s'ha denominat blau de Prússia o blau de Turnbull; es pensava que eren substàncies diferents.
ferrat potàssic
Es coneixen compostos en l'estat d'oxidació +4, +5 i +6, però són poc comuns, i en el cas del +5, no està ben caracteritzat. El ferrat de potassi, K2FeO4, en el que el ferro està en estat d'oxidació +6, s'empra com a oxidant. L'estat d'oxidació +4 es troba en uns pocs compostos i també en alguns processos enzimàtics.
- El Fe3C es coneix com cementita, conté un 6,67 % en carboni, al ferro α se li coneix com ferrita, i a la mescla de ferrita i cementita, perlita o ledeburita depenent del contingut en carboni. L'austenita és el ferro γ.
Història
austenita]]
Es tenen indicis d'us del ferro, segurament procedent de meteorits, quatre mil·lennis abans de Crist, per part dels sumeris i egipcis.
Entre dos i tres mil·lennis abans de Crist van apareixent cada vegada més objectes de ferro (que es distingeix del ferro procedent de meteorits per l'absència de níquel) a Mesopotàmia, Anatòlia i Egipte. No obstant, el seu ús pareix cerimonial, sent un metall molt car, més que l'or. Algunes fonts suggereixen que tal vegada s'obtingués com subproducte de l'obtenció de coure. Entre el 1600 a. de C i el 1200 a. de C., va augmentant el seu ús a l'Orient Mitjà, però no substitueix a l'ús predominant del bronze.
Entre els segles XII a. de C i X a. de C., es produeix una ràpida transició a Orient Mitjà des de les armes de bronze a les de ferro. Aquesta ràpida transició tal vegada fora deguda a la falta d'estany, més que a una millora en la tecnologia del treball del ferro. A aquest període, que es va produir en diferents dates segons el lloc, es denomina Edat de Ferro, substituint a l'Edat de Bronze. A Grècia va començar a emprar-se entorn de l'any 1000 a. de C., i no va arribar a Europa occidental fins al segle VII a. de C. La substitució del bronze pel ferro va ser gradual, perquè era difícil fabricar peces de ferro: localitzar el mineral, després fondre-ho a temperatures altes per a finalment forjar-ho.
A Europa Central, va sorgir en el segle IX a. de C. la cultura d'Hallstatt (substituint a la cultura dels camps d'urnes, que es denomina primera Edat de Ferro, perquè coincideix amb la introducció d'aquest metall.
Cap al 450 a. de C. es va desenvolupar la cultura de La Tène, també denominada segona Edat de Ferro. El ferro s'usa en eines, armes i joieria, encara que segueixen trobant-se objectes de bronze.
Junt amb aquesta transició del bronze al ferro es va descobrir el procés de carburització, consistent a afegir carboni al ferro. El ferro s'obtenia com una mescla de ferro i escòria, amb quelcom de carboni o carburs, i era forjat, extraient l'escòria i oxidant el carboni, creant així el producte ja amb una forma. Aquest ferro forjat tenia un contingut en carboni molt baix i no es podia endurir fàcilment al refredar-lo amb aigua. Es va observar que es podia obtenir un producte molt més dur escalfant la peça de ferro forjat en un llit de carbó vegetal, per a llavors submergir-lo en aigua o oli.
El producte resultant, que tenia la superfície d'ace, era més dur i menys fràgil que el bronze, al qual va començar a reemplaçar.
A la Xina, el primer ferro que es va utilitzar també procedia de meteorits, havent-se trobat objectes de ferro forjat al nord-oest, prop de Xinjiang, del segle VIII a. de C. EL procediment era el mateix que l'utilitzat a Orient Mitjà i Europa.
Als últims anys de la Dinastia Zhou (550 a. de C.), a la Xina s'aconsegueix obtenir ferro colat (producte de la fusió de l'arrabi). El mineral trobat allí presenta un alt contingut en fòsfor, amb la qual cosa fon a temperatures menors que a Europa i altres llocs. No obstant durant força temps, fins a la Dinastia Qing (cap a 221 a. de C.), no va tenir una gran repercussió.
El ferro colat va tardar més a arribar a Europa, perquè no s'aconseguia la temperatura suficient. Algunes de les primeres mostres de ferro colat s'han trobat a Suècia, a Lapphyttan i Vinarhyttan, del 1150 d. de C i 1350 d. de C.
A l'Edat Mitjana, i fins a finals del segle XIX, molts països europeus empraven com a mètode siderúrgic la farga catalana. S'obtenia ferro i acer baix en carboni emprant carbó vegetal i mineral de ferro.
Aquest sistema estava ja implantat al segle XV, i s'aconseguien temperatures de fins a uns 1200 ºC. Aquest procediment va ser substituït per l'emprat en els alts forns.
En un principi s'usava carbó vegetal per a l'obtenció de ferro com a font de calor i com a agent reductor. Durant el segle XVIII, a Anglaterra, va començar a escassejar i fer-se més car el carbó vegetal, i això va fer que comencés a utilitzar-se coc, un combustible fòssil, com a alternativa. Va ser utilitzat per primera vegada per Abraham Darby, a principis del segle XVIII, que va construir a Coalbrookdale Anglaterra un alt forn. Així mateix, el coc es va emprar com a font d'energia en la Revolució Industrial. En aquest període la demanda de ferro va ser cada vegada major, per exemple per a la seva aplicació en el ferrocarril.
L'alt forn va anar evolucionant al llarg dels anys. Henry Cort, al 1784, va aplicar noves tècniques que en van millorar la producció. Al 1826 l'alemany Friedrich Harkot va construïr un alt forn sense maçoneria per als fums.
Cap a finals del segle XVIII i començaments del segle XIX es va començar a emprar àmpliament el ferro com a element estructural (en ponts, edificis, etcètera). Entre el1776 i 1779 es construí el primer pont de fosa de ferro, construït per John Wilkinson i Abraham Darby. A Anglaterra s'emprà per primera vegada en la construcció d'edificis, per Mathew Boulton i James Watt, a principis del segle XIX. També són conegudes altres obres d'aqueix segle, per exemple el "Palau de Vidre" construït per a l'Exposició Universal de 1851 a Londres, de l'arquitecte Joseph Paxton, que té una carcassa de ferro, o la Torre Eiffel, a París, construïda al 1889 per a l'Exposició Universal, on es van utilitzar milers de tones de ferro.
Abundància i obtenció
1889
És el metall de transició més abundant en l'escorça terrestre, i el quart més abundant de tots els elements. També abunda en tot en l'Univers, havent-se trobat meteorits que el contenen.
Es troba formant part de nombrosos minerals, entre els que destaquen:
l'hematites (Fe2O3), la magnetita (Fe3O4), la limonita (FeO(OH)), la siderita (FeCO3), la pirita (FeS2), ilmenita (FeTiO3), etcètera.
Es pot obtenir ferro a partir dels òxids amb més o menys impureses.
Molts dels minerals de ferro són òxids, i els que no ho son, es poden oxidar per a obtenir els corresponents òxids.
La reducció dels òxids per a obtenir ferro es du a terme en un forn denominat habitualment alt forn . En ell s'afegeixen els minerals de ferro, en presència de coc i carbonat de calci, CaCO3 (que actua com a escorificant).
Els gasos resultants, poden intervenir en una sèrie de reaccions; el coc pot reaccionar amb l'oxigen per a formar diòxid de carboni:
:C + O2 → CO2
Al seu torn el diòxid de carboni pot reduir-se per a donar monòxid de carboni:
:CO2 + C → 2CO
Encara que també es pot donar el procés contrari en oxidar-se el monòxid de carboni amb oxigen per a tornar a donar diòxid de carboni:
:2CO + O2 → 2CO2
El procés d'oxidació de coc amb oxigen allibera energia i s'utilitza per a escalfar el forn, arribant-se fins a uns 1900 ºC en la part inferior del forn. La part superior del forn no està tan calenta.
En primer lloc els òxids de ferro poden reduir-se, parcial o totalment, amb el monòxid de carboni, CO; per exemple:
:Fe3O4 + 3CO → 3FeO + CO2
:FeO + CO → Fe + CO2
Després, conforme arriba a parts més baixes del forn i la temperatura augmenta, reaccionen amb el coc (carboni en la seva major part), reduint-se els òxids. Per exemple:
:Fe3O4 + C → 3FeO + CO
El carbonat de calci es descompon:
:CaCO3 → CaO + CO2
I el diòxid de carboni és reduït amb el coc a monòxid de carboni com s'ha vist abans.
Més avall es produeixen processos de carburació:
:3Fe + 2CO → Fe3C + CO2
Finalment es produeix la combustió i desulfuració (elminació de sofre) mitjançant l'entrada d'aire. I finalment es separen dues fraccions: l'escòria i el arrabi (ferro colat, que és la matèria primera que després s'empra en la indústria).
L'arrabi sol contenir forces impureses no desitjables, i és necessari sotmetre'l a un procés de refinat en forns anomenats convertidors.
A l'any 2000, els cinc majors productors de ferro eren: Xina, Brasil, Austràlia, Rússia i la Índia. Conjuntament sumaven el 70% de la producció mundial.
Paper biològic
El ferro es troba en pràcticament tots els éssers vius i compleix nombroses i variades funcions.
- Hi han diferents proteïnes que contenen el grup hemo, que consisteix en el lligant porfirina amb un àtom de ferro. Alguns exemples:
- La hemoglobina i la mioglobina; la primera transporta oxigen, O2, i la segona l'emmagatzema.
- Els citocroms; els citocroms c catalitzen la reducció d'oxigen a aigua. Els citocroms P450 catalitzen l'oxidació de compostos hidrofòbics, com a fàrmacs o drogues, perquè puguin ser excretats, i participen en la síntesi de distintes molècules.
- Les peroxidases i catalases catalitzen l'oxidació de peròxids, H2O2, que són tòxics.
- Les proteïnes de ferro/sofre (Fe/S) participen en processos de transferència d'electrons.
- També es poden trobar proteïnes on àtoms de ferro s'enllacen entre si a través d'enllaços pont d'oxigen. Es denominen proteïnes Fe-O-Fe. Alguns exemples:
- Les bacteries metanotròfiques, que empren el metà, CH4, com a font d'energia i de carboni, usen proteïnes d'aquest tipus, anomenades monooxigenases, per a catalitzar l'oxidació d'aquest metà.
- La hemeritrina transporta oxigen en alguns organismes marins.
- Algunes ribonucleòtid reductasses contenen ferro. Catalitzen la formació de desoxinucleòtids.
Els animals per a transportar el ferro dins del cos empren unes proteïnes anomenades [transferrina|transferrines]]. Per a emmagatzemar-lo empren la ferritina i la hemosiderina. El ferro entra en l'organisme en ser absorbit en l'intestí prim i és transportat o emmagatzemat per aqueixes proteïnes. La major part del ferro es reutilitza i molt poc s'excreta.
Tant l'excés com el defecte de ferro pot provocar problemes en l'organisme. L'enverinament per ferro s'anomena hemocromatosis. En les transfusions de sang s'empren lligands que formen amb el ferro complexos d'alta estabilitat per a evitar que quedi massa ferro lliure.
Aquests lligants es coneixen com a sideròfors. Molts microorganismes empren aquests sideròfors per a captar el ferro que necessiten. També es poden emprar com a antibiòtics, perquè no deixen ferro lliure disponible.
Isòtops
El ferro té quatre isòtops estables naturals: 54Fe, 56Fe, 57Fe i 58Fe. Les abundàncies relatives en què es troben en la naturalesa són d'aproximadament:
54Fe (5,8%), 56Fe (91,7%), 57Fe (2,2%) i 58Fe (0,3%).
Precaucions
El ferro en excés és tòxic. El ferro reacciona amb peròxid i produeix radicals lliures; la reacció més important és:
:Fe (II) + O2 → Fe (III) + OH- + OH·
Quan el ferro es troba dins d'uns nivells normals, els mecanismes antioxidants de l'organisme poden controlar aquest procés.
La dosi letal de ferro en un nen de 2 anys és d'uns 3 grams. Quantitats d'1 gram poden provocar un enverinament important.
El ferro en excés s'acumula en el fetge i provoca danys en aquest òrgan.
Enllaços externs
- [http://www.coiim.es/enla/Industria/horno_alto.htm Alt forn (en espanyol)]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Fe/index.html WebElements.com - Ferro (en anglès)]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Fe.html EnvironmentalChemistry.com - Ferro (en anglès)]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele026.html It's Elemental - Ferro (en anglès)]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/26.html Los Alamos National Laboratory - Ferro (en anglès)]
Categoria:Elements químics
categoria:Metalls
ja:鉄
ko:철
ms:Besi
simple:Iron
th:เหล็ก
Manganès
|
|
| General |
| Nom, símbol, nombre | Manganés, Mn, 25 |
| Sèrie química | Metall de transició |
| Grup, període, bloc | 7, 4 , d |
| Densitat, duresa Mohs | 7470 kg/m3, 6,0 |
| Aparença | Platejat metàl·lic
Aparença |
| Propietats atòmiques |
| Pes atòmic | 54,938049 uma |
| Radi mitjà† | 140 pm |
| Radi atòmic calculat | 161 pm |
| Radi covalent | 139 pm |
| Radi de Van der Waals | Sense dades |
| Configuració electrònica | Ar]3d54s2 |
| Estats d'oxidació (òxid) | 7,6,4,2,3 (àcid fort) |
| Estructura cristal·lina | Cúbica centrada en el cos |
| Propietats físiques |
| Estat de la matèria | Sòlid (generalmente no magnètic) |
| Punt de fusió | 1517 K |
| Punt d'ebullició | 2235 K |
| Entalpia de vaporització | 226 kJ/mol |
| Entalpia de fusió | 12,05 kJ/mol |
| Pressió de vapor | 121 Pa a 1517 K |
| Velocitat del so | 5150 m/s a 293,15 K |
| Informació diversa |
| Electronegativitat | 1,55 (Pauling) |
| Calor específica | 480 J/(kg·K) |
| Conductivitat elèctrica | 0,695 x 106 m-1·ohm-1 |
| Conductivitat tèrmica | 7,82 W/(m·K) |
| 1er potencial d'ionització | 717,3 kJ/mol |
| 2on potencial d'ionització | 1509 kJ/mol |
| 3er potencial d'ionització | 3248 kJ/mol |
| 4t potencial d'ionització | 4940 kJ/mol |
| 5è potencial d'ionització | 6990 kJ/mol |
| 6è potencial d'ionització | 9220 kJ/mol |
| 7è potencial d'ionització | 11500 kJ/mol |
| Isòtops més estables |
|
|
|
El manganés és un element químic de nombre atòmic 25 situat en el grup 7 de la taula periòdica dels elements i se simbolitza com Mn.
Característiques principals
El manganés és un metall de transició blanc grisenc, semblant al ferro. És un metall dur i molt fràgil, refractari i fàcilment oxidable. El manganés metall pot ser ferromagnètic, però només després de patir un tractament especial.
Els seus estats d'oxidació més comuns són +2, +3, +4, +6 i +7, encara que s'han trobat des de +1 a +7; els compostos en els que el manganés presenta estat d'oxidació +7 són agents oxidants molt enèrgics. Dins dels sistemes biològics, el catió Mn+2 competix sovint amb el Mg+2. S'empra sobretot aliat amb ferro en acers i en altres aliatges.
Aplicacions
- És important per a la fabricació d'acers. El manganès reacciona amb el sofre present formant sulfur de manganés (MnS), evitant que el sofre reaccioni amb el ferro (augmentant la fragilitat i sent més difícil de forjar); també l'excés pot reaccionar amb el carboni donant carburs de manganés, millorant les propietats mecàniques de l'acer. A més, el manganés té propietats desoxidants i evita la formació de bombolles.
- La major part del manganés s'empra per a obtindre ferromanganès (conté un 80% en Mn). Aquest aliatge de manganés i ferro s'obté per reducció del triòxid de diferro (Fe2O3), i el diòxid de manganès, (MnO2).
- També s'empra en el silicomanganès, un aliatge amb un 60-70% en manganès i un 15-30% en silici.
- Pot estar present en altres aliatges, per exemple amb alumini.
- El diòxid de manganés, MnO2, s'utilitza com a despolaritzador en piles seques, anomenades també piles tipus Leclanché o de zinc/carboni (Zn/C). També es troba en les piles alcalines o de zinc/diòxid de manganés (Zn/MnO2).
- El MnO2 també s'empra en l'obtenció de pintures i en la decoloració del vidre.
Història
vidre]
S'ha trobat diòxid de manganès, MnO2, en pintures rupestres (donant un color negre). També s'han utilitzat al llarg de la història, per exemple pels egipcis i els romans, compostos de manganès per a decolorar el vidre o bé donar-li color. Així mateix s'ha trobat manganès en la menes de ferro utilitzades pels espartans, i es pensa que tal vegada siga a causa d'això l'especial duresa dels seus acers.
En el segle XVII, el químic alemany Glauber, va produir per primera vegada permanganat potàssic (KMnO4), un reactiu de laboratori força utilitzat per les seves propietats oxidants. A mitjan segle XVIII, el diòxid de manganès es va emprar per a la producció de clor. El químic suec Scheele va ser el primer que va descobrir que el manganès era un element, però va ser J. G. Gahn qui el va aïllar per reducció del diòxid amb carboni.
A principis del segle XIX es va començar a provar el manganès en aliatges d'acer. El 1816 es va comprovar que enduria l'acer, sense fer-lo més fràgil.
Rol biològic
El manganès és un oligoelement; és considerat un element químic essencial per a totes les formes de vida.
S'ha comprovat que el manganès té un paper tant estructural com enzimàtic. Està present en distints enzims, destacant la superòxid dismutasa de manganès (Mn-SOD), que catalitza la dismutació de superòxids, O2-; la Mn-catalasa, que catalitza la dismutació de peròxid, H2O2; així com en la concavanila A (de la família de les lecitines), on el manganès té un paper estructural.
En humans, el manganès s'absorbix en l'intestí prim, acabant la major part en el fetge, d'on es reparteix a diferents parts de l'organisme.
Abundància i obtenció
fetge
És el segon metall més abundant en l'escorça terrestre, per darrere del ferro, i està àmpliament distribuït.
Es troba en centenars de minerals, encara que només una dotzena té interés industrial. Destaquen: pirolusita (MnO2), psilomelana (MnO2·H2O), manganita (MnO(OH)), braunita (3Mn2O3·MnSiO3), rodonita (MnSiO3), rodocrosita (MnCO3), hübnerita (MnWO4), etc. També s'ha trobat en nòduls marins, on el contingut en manganès oscil·la entre un 15 i un 30%, i d'on seria possible extraure'l.
Els països amb majors jaciments de minerals de manganès són Sud-àfrica, Ucraïna i Xina.
El metall s'obté per reducció dels òxids amb alumini, i el ferromanganès s'obté també reduint els òxids de ferro i manganès amb carboni.
Compostos
El permanganat de potassi, KMnO4, és un reactiu de laboratori molt comú a causa de les seues propietats oxidants.
El diòxid de manganès, MnO2 s'empra com a despolaritzador en piles seques. També es pot usar per a decolorar vidre que presenta color verd a causa de la presència de traces de ferro. Aquest òxid també s'empra per a donar color ametista al vidre, i és responsable del color de l'ametista (una varietat del quars). A més, s'utilitza en la producció de clor i oxigen.
Isòtops
El manganès natural conté només 1 isòtop; Mn-55. 18 radioisòtops han estat caracteritzats, sent el Mn-53 el més estable amb un període de semidesintegració de 3.7 milions d'anys, Mn-54 amb un període de 312.3 dies, i Mn-52 de 5.591 dies. La resta d'isòtops radioactius, tenen períodes inferiors a les 3 hores i la majoria d'aquests inferiors a 1 minut. Aquest element també té 3 metaestats.
El manganès està inclòs dins el grup d'elements del ferro, que es creu que són sintetitzats dins de gran estrelles poc abans de la seva explosió en forma de supernoves. El Manganès-53 es desintegra en 53Cr amb un període de semidesintegració de 3.7 milions d'anys. A causa d'aquest període relativament curt, 53Mn és un radionúclid extingit. El contingut isotòpic del manganès es combina típicament amb contingut isotòpic del crom, i ha trobat aplicació en la geologia d'isòtops. Variacions en la proporció 53Cr/52Cr i Mn/Cr des d'uns quants meteorits indiquen una proporció de 53Mn/55Mn inicial, que suggereix que la relació isotòpica de Mn-Cr hagi resultat de la desintegració in situ del 53Mn en cossos planetaris diferenciats. Per això el 53Mn proporciona evidències addicionals per als processos nucleosintètics immediatament abans de la coalescència del Sistema Solar.
El pes atòmic dels isòtops de manganès, varien des de les 46 uma (Mn-46) a 65 uma (Mn-65). El principal mode de desintegració dels isòtops fins l'isòtop estable més abundant, Mn-55, és la captura electrònica i el mode principal dels isòtops més grans és la desintegració beta.
Precaucions
El manganès és un element essencial, sent necessària una aportació d'entre 1 a 5 mg per dia, quantitat que s'aconsegueix a través dels aliments.
El manganès en excés és tòxic. Exposicions prolongades a compostos de manganès, de forma inhalada o oral, poden provocar efectes adversos en el sistema nerviós, sistema respiratori, i altres.
El permanganat potàssic, KMnO4, és corrosiu.
Enllaços externs
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Mn/index.html webelements.com - Manganès (en anglès)]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Mn.html environmentalchemistry.com - (en anglès)]
- [http://www.manganese.org International Manganese Institute (en anglès)]
categoria:Elements químics
categoria:Metalls
ja:マンガン
th:แมงกานีส
Cobalt
|
|
| General |
| Nom, símbol, nombre | cobalt, Co, 27 |
| Sèrie química | metall de transició |
| Grup, període, bloc | 9 , 4 , d |
| Densitat, duresa Mohs | 8900 kg/m3, 5.0 |
| Aparença | metàl·lic amb tint gris
Aparença |
| Propietats atòmiques |
| Pes atòmic | 58,933200 uma |
| Radi mitjà† | 135 pm |
| Radi atòmic calculat | 152 pm |
| Radi covalent | 126 pm |
| Radi de Van der Waals | Sense dades pm |
| Configuració electrònica | Ar]3d74s2 |
| Estats d'oxidació (Òxid) | 2,3 (anfoter) |
| Estructura cristal·lina | Hexagonal |
| Propietats físiques |
| Estat de la matèria | Sòlid (ferromagnètic) |
| Punt de fusió | 1768 K |
| Punt d'ebullició | 3200 K |
| Entalpia de vaporització | 376,5 kJ/mol |
| Entalpia de fusió | 16,19 kJ/mol |
| Pressió de vapor | 175 Pa a 1768 K |
| Velocitat del so | 4720 m/s a 293,15 K |
| Informació diversa |
| Electronegativitat | 1,88 (Pauling) |
| Calor específica | 420 J/(kg
- K) |
| Conductivitat elèctrica | 17,2 106 m-1·ohm-1 |
| Conductivitat tèrmica | 100 W/(m
- K) |
| 1er potencial d'ionització | 760,4 kJ/mol |
| 2on potencial d'ionització | 1648 kJ/mol |
| 3er potencial d'ionització | 3232 kJ/mol |
| 4t potencial d'ionització | 4950 kJ/mol |
| Isòtops més estables |
|
|
|
El cobalt és un element químic de nombre atòmic 27 i símbol Co situat en el grup 9 de la taula periòdica dels elements.
Característiques principals
El cobalt és un metall dur, ferromagnètic, de color blanc blavós. La seva temperatura de Curie és de 1388 K. Normalment es troba junt amb níquel, i ambdós solen formar part dels meteorits de ferro. És un element químic essencial per als mamífers en petites quantitats. El Co-60, un radioisòtop de cobalt, és un important traçador i agent en el tractament del càncer.
El cobalt metàl·lic està comunament constituït d'una mescla de dos formes al·lotròpiques amb estructures cristal·lines hexagonal i cúbica centrada en les cares sent la temperatura de transició entre ambdós de 722 K.
Presenta estats d'oxidació baixos. Els compostos en els que el cobalt té un estat d'oxidació de +4 són poc comuns. L'estat d'oxidació +2 és molt freqüent, així com el +3. També hi ha complexos importants amb l'estat d'oxidació +1.
Aplicacions
- Aliatges entre les que cal assenyalar superaliatges usades en turbines de gas d'aviació, aliatges resistents a la corrosió, acers ràpids, i carburs cementats i eines de diamant.
- Imans (AlNiCo) i cintes magnètiques.
- Catàlisi del petroli i indústria química.
- Recobriments metàl·lics per deposició electrolítica pel seu aspecte, duresa i resistència a l'oxidació.
- Assecant per a pintures, vernissos i tintes.
- Recobriment base d'esmalts vitrificats.
- Pigments (cobalt blau i cobalt verd).
- Elèctrodes de bateries elèctriques
- Cables d'acer de pneumàtics.
- L'Isòtop Co-60 s'usa com a font de radiació gamma en radioteràpia, esterilització d'aliments (pasteurització freda) i radiografia industrial per al control de qualitat de metalls (detecció de clavills).
Rol biològic
El cobalt en petites quantitats és essencial per a nombrosos organismes, inclosos els humans. La presència de quantitats entre 0,13 i 0,30 ppm en el sòl millora ostensiblement la salut dels animals de pasturatge. El cobalt és un component central de la vitamina B12 (cianocobalamina).
Història
cianocobalamina
L'element va ser descobert per George Brandt. La data del descobriment varia en les diverses fonts entre 1730 i 1737. Brandt va ser capaç de demostrar que el cobalt era el responsable del color blau del vidre que prèviament s'atribuïa al bismut.
El seu nom prové del alemany kobalt o kobold, esperit maligne, anomenat així pels miners per la seua toxicitat i els problemes que ocasionava ja que igual que el níquel contaminava i degradava els elements que es desitjava extraure.
Durant el segle XIX, entre el 70 i 80% de la producció mundial de cobalt s'obtenia en la fàbrica noruega Blaafarveværket de l'industrial prussià Benjamin Wegner.
El 1938 John Livingood i Glenn Seaborg van descobrir el cobalt-60. La primera màquina de radioteràpia, bomba de cobalt, construïda al Canadà per un equip liderat per Ivan Smith i Roy Errington es va utilitzar en un pacient el 27 d'octubre de 1951; l'equip es troba actualment exposat en el Saskatoon Càncer Centre, a la ciutat de Saskatoon (Saskatchewan).
Abundància i obtenció
Saskatchewan
El metall no es troba en estat natiu, sinó en diversos minerals, raó per la qual s'extrau usualment junt amb altres productes, especialment com a subproducte del níquel i el coure. Les principals menes de cobalt són la cobaltita, eritrina, cobaltocalcita i skuterudita.
Els majors productors de cobalt són la Xina, Zàmbia, Rússia i Austràlia.
Compostos
A causa dels diversos estats d'oxidació que presenta, hi ha un abundant nombre de compostos de cobalt. Els òxids CoO (temperatura de Neel 291 K) i Co3O4 (temperatura de Neel 40 K) són ambdós antiferromagnètics a baixa temperatura.
Isòtops
El cobalt natural només té un isòtop estable, el Co-59. S'han caracteritzat 22 radioisòtops sent els més estables el Co-60, el Co-57 i el Co-56 amb períodes de semidesintegració de 5,2714 anys, 271,79 dies i 70,86 dies respectivament. En els altres isòtops radioactius són inferiors a 18 hores i la majoria menors d'1 segon. El cobalt presenta a més quatre metaestats, tots ells amb períodes de semidesintegració menors de 15 minuts.
La massa atòmica dels isòtops del cobalt oscil·la entre 50 uma (Co-50) i 73 uma (Co-73). Els isòtops més lleugers que l'estable (Co-59) es desintegren principalment per captura electrònica originant isòtops de ferro, mentres que els més pesats que l'isòtop estable es desintegren per emissió beta donant lloc a isòtops de níquel.
El cobalt-60 s'usa en radioteràpia en substitució del radi pel seu menor preu. Produeix dos rajos gamma amb energies d'1,17 MeV i 1,33 MeV i al ser la font emprada d'uns dos centímetres de radi provoca l'aparició de zones de penombra dispersant la radiació entorn de la direcció de radiació. El metall tendeix a produir una pols molt fina que dificulta la protecció enfront de la radiació. La font de Co-60 té una vida útil d'aproximadament 5 anys, però superat aquest temps continua sent molt radioactiu, per la qual cosa aquestes fonts han perdut, en certa manera, la seva popularitat a occident.
Precaucions
El cobalt metàl·lic en pols finament dividit és inflamable. Els compostos de cobalt en general han de manipular-se amb precaució per la lleugera toxicitat del metall.
El Co-60 és radioactiu i l'exposició a la seva radiació pot provocar càncer. La ingestió de Co-60 comporta l'acumulació d'alguna quantitat en els teixits, quantitat que s'elimina molt lentament. En una eventual confrontació nuclear, l'emissió de neutrons convertiria el ferro en Co-60 multiplicant els efectes de la radiació després de l'explosió i prolongant en el temps els efectes de la contaminació radioactiva; amb aquest propòsit es dissenyen algunes armes nuclears denominades bombes brutes (de l'anglés dirty bomb). En absència de guerra nuclear, el risc prové de la inadequada manipulació o manteniment de les unitats de radioteràpia.
Enllaços externs
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Cobalto Enciclopèdia Lliure - Cobalt (en castellà)]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/27.html Los Alamos National Laboratory - Cobalt (en anglès)]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Co/key.html webelements.com - Cobalt (en anglès)]
- [http://environmentalchemistry.com/banblock.html environmentalchemistry.com - Cobalt (en anglès)]
- [http://www.caro-acro.ca/caro/educ/publ/vig/vignettes/cobalt/Interactions.pdf Londres celebra 50 anys de Radioteràpia amb Cobalt-60 (pdf) (en anglès)]
Categoria:Elements químics
Categoria:Metalls
ja:コバルト
nb:Kobolt
Ruteni
|
|
| General |
| Nombre, símbol, nombre | Ruteni, Ru, 44 |
| Sèrie química | Metalls de transició |
| Grup, període, bloc | 8, 5 , d |
| Densitat, duresa Mohs | 12370 kg/m3, 6,5 |
| Aparença | Blanco grisenc |
| Propietats atòmiques |
| Pes atòmic | 101,07 uma |
| Radi mitjà† | 130 pm |
| Radi atòmic calculat | 178 pm |
| Radi covalent | 126 pm |
| Radi de Van der Waals | Sense dades |
| Configuració electrònica | Kr]4d75s1 |
| Estats d'oxidació (òxid) | 2, 3, 4, 6, 8 (basicitat mitjana) |
| Estructura cristal·lina | Hexagonal |
| Propietats físiques |
| Estat de la matèria | Sòlid |
| Punt de fusió | 2607 K |
| Punt d'ebullició | 4423 K |
| Entalpia de vaporització | 595 kJ/mol |
| Entalpia de fusió | 24 kJ/mol |
| Pressió de vapor | 1,4 Pa al 2523 K |
| Velocitat del so | 5970 m/s a 293,15 K |
| Informació diversa |
| Electronegativitat | 2,2 (Pauling) |
| Calor específica | 238 J/(kg·K) |
| Conductivitat elèctrica | 13,7 x 106/m ohm |
| Conductivitat tèrmica | 117 W/(m·K) |
| 1er Potencial d'ionització | 710,2 kJ/mol |
| 2on potencial d'ionització | 1620 kJ/mol |
| 3er potencial d'ionització | 2747 kJ/mol |
| Isòtops més estables |
| iso. | AN | període de semidesintegració | CD | ED MeV | PD |
96Ru | 5,52% | Ru és estable amb 52 neutrons |
| 98Ru | 1,88% | Ru és estable amb 54 neutrons |
| 99Ru | 12,7% | Ru és estable amb 55 neutrons |
| 100Ru | 12,6% | Ru és estable amb 56 neutrons |
| 101Ru | 17,0% | Ru és estable amb 57 neutrons |
| 102Ru | 31,6% | Ru és estable amb 58 neutrons |
| 104Ru | 18,7% | Ru és estable amb 60 neutrons |
| 106Ru | | 373,59 dies | β- | 0.039 | 106Rh |
|
†Calculat a partir de distintes longituds
d'enllaç covalent, metàl·lic o iònic. |
El ruteni és un element químic de nombre atòmic 44 situat en el grup 8 de la taula periòdica dels elements. El seu símbol és Ru. És un metall de transició, poc abundant, del grup del platí. Es troba normalment en menes de platí i s'empra com catalitzador en alguns aliatges de platí.
Categoria:Elements químics
Categoria:Metalls
ja:ルテニウム
th:รูทีเนียม
Osmi
|
|
| General |
| Nom, símbol, nombre | Osmi, Os, 76 |
| Sèrie química | Metall de transició |
| Grup, període, bloc | 8, 6 , d |
| Densitat, duresa Mohs | 22610 kg/m3, 7 |
| Aparença | Blau grisenc
Aparença |
| Propietats atòmiques |
| Pes atòmic | 190,23 uma |
| Radi mitjà† | 130 pm |
| Radi atòmic calculat | 185 pm |
| Radi covalent | 128 pm |
| Radi de Van der Waals | Sense dades |
| Configuració electrònica | Xe]4f145d66s2 |
| Estats d'oxidació (òxid) | ±0,7 (lleument àcid) |
| Estructura cristal·lina | Hexagonal |
| Propietats físiques |
| Estat de la matèria | Sòlid (__) |
| Punt de fusió | 3306 K |
| Punt d'ebullició | 5285 K |
| Entalpia de vaporització | 627,6 kJ/mol |
| Entalpia de fusió | 31,8 kJ/mol |
| Pressió de vapor | 2,52 Pa a 3300 K |
| Velocitat del so | 4940 m/s a 293,15 K |
| Informació diversa |
| Electronegativitat | 2,2 (Pauling) |
| Calor específica | 130 J/(kg·K) |
| Conductivitat elèctrica | 10,9 x 106 m-1·ohm-1 |
| Conductivitat tèrmica | 87,6 W/(m·K) |
| 1er Potencial d'ionització | 840 kJ/mol |
| 2on potencial d'ionització | 1600 kJ/mol |
| Isòtops més estables |
|
|
|
L'osmi és un element químic de nombre atòmic 76 que es troba en el grup 8 de la taula periòdica dels elements. El seu símbol és Os. Es tracta d'un metall de transició blanc grisenc, fràgil i dur. Es classifica dins del grup del platí, i s'empra en alguns aliatges amb platí i iridi. Es troba aliat en menes de platí i el seu tetròxid, OsO4, s'empra en síntesi orgànica (com a oxidant) i en el procés de tenyit de teixits (per a la seva fixació) per a la seva observació per mitjà de microscòpia electrònica, i en altres tècniques biomèdiques. Els aliatges d'osmi s'empren en contactes elèctrics, puntes de bolígrafs, i altres aplicacions en què és necessària una gran duresa i durabilitat.
Característiques principals
En la seva forma metàl·lica és molt dens, blanc grisenc, fràgil, dur i brillant, inclús a altes temperatures, encara que és difícil trobar-lo en aquesta forma. És més fàcil obtindre osmi en pols, encara que exposat a l'aire tendeix a la formació del tetròxid d'osmi, OsO4, compost tòxic (perillós per als ulls), oxidant enèrgic, d'un olor forta, i volàtil. L'osmi té una densitat semblant a la de l'iridi, sent aquesta molt alta.
En l'escorça terrestre es troba junt amb altres metalls del grup del platí, generalment aliat amb iridi (i altres en menor quantitat). Els aliatges d'osmi i iridi en què hi ha major quantitat d'osmi es coneixen com osmiridi, contra les que tenen més iridi, anomenades iridiosmi.
El podem arribar a trobar amb estat d'oxidació +8, igual que el ruteni, estat que no assoleix el ferro, que és l'element capçalera d'aquest grup. Els estats d'oxidació més típics són el +4 i el +3, però pot presentar variats estats d'oxidació, des del 0 al +8. Són molt resistents a l'atac per àcids, dissolent-se millor per fusió alcalina.
Categoria:Elements químics
Categoria:Metalls
ja:オスミウム
th:ออสเมียม
Taula periòdicaLa taula periòdica dels elements és una disposició tabular dels elements químics, ordenats per nombre atòmic creixent.
D'aquesta manera, s'agrupen els elements en blocs, grups (columnes) i períodes (fileres) amb propietas físiques i químiques similars.
En general, els elements es poden dividir en metalls (part inferior esquerra de la taula) i no metalls (part superior dreta), amb els semi-metalls entremig.
Un cas a part es el dels gasos nobles, que se situen en la columna de mes a la dreta (grup 18).
La primera taula periòdica moderna va ser concebuda simultàniament per Lothar Meyer i Dmitry Ivanovich Mendeleev.
La figura següent és una taula periòdica moderna amb els elements químics coneguts.
Codificació de colors per nombre atòmics :
- Elements numerats en blau són líquids a Temperatura i Pressió Estandars (TPE);
- Marcats en verd son gasos a (TPE);
- Marcats en negre son sòlids a (TPE);
- Marcats en vermell son Sintètics (tots son sòlids a (TPE));
- Marcats en gris no han estat descoberts
Enllaços externs
- [http://www.enodisoft.tk EQTabla] Taula periòdica amb informació en català, gràfiques i recursos.
- [http://www.webelements.com Webelements: Informació (en anglès) de tots els elements de la taula periòdica ]
- [http://www.uib.es/secc6/slg/gt/taula_periodica.htm Llistat dels elements i traducció a diverses llengües]
Categoria:Química
Categoria:Elements químics
als:Periodensystem
ja:周期表
ko:주기율표
ms:Jadual berkala
simple:Periodic table
th:ตารางธาตุ
Llista d'elements per símbolLlista d'elements químics ordenats alfabèticament segons el seu símbol
Enllaços relacionats
: Taula periòdica
: element químic; Inclou la llista dels elements ordenats per nom
: nombre atòmic; Inclou la llista dels elements ordenats per nombre atòmic
Categoria:Elements químics
Categoria:Llistats
ja:元素の記号順一覧
ko:기호 순 원소 목록
simple:List of elements by symbol
th:รายชื่อของธาตุตามสัญลักษณ์
Nombre atòmicEl nombre atòmic, usualment representat per la lletra Z, és el nombre de protons present en el nucli atòmic. S'utilitza per classificar els elements químics coneguts en la taula periòdica.
Llista d'elements químics per nombre atòmic
| | |
