Neón: historia, propiedades, estructura, riesgos, usos
El neón es un elemento químico que viene representado por el símbolo Ne. Se trata de un gas noble cuyo nombre en griego significa nuevo, cualidad que pudo sostener durante décadas no solo por el destello de su descubrimiento, sino por además adornar con su luz a las ciudades en el desarrollo de su modernización.
Todos alguna vez hemos oído hablar de las luces de neón, las cuales en realidad corresponden nada más que a las rojas-anaranjadas; a menos que estén mezcladas con otros gases o aditivos. Hoy en día tienen un aire estrambótico comparado a los recientes sistemas de iluminación; sin embargo, el neón es mucho más que una fuente de luz moderna y despampanante.
Este gas que consiste prácticamente de átomos Ne, indiferentes los unos a los otros, representa la sustancia más inerte y noble de todas; es el elemento más inerte de la tabla periódica, y actual y formalmente no se le conoce un compuesto lo suficientemente estable. Es aún más inerte que el mismo helio, pero también más costoso.
El elevado costo del neón se debe a que no se extrae del subsuelo, como sucede con el helio, sino de la licuefacción y destilación criogénica del aire; aun cuando está presente en la atmósfera con la suficiente abundancia para obtenerse un volumen enorme de neón.
Es más fácil extraer el helio de las reservas de gas natural, que licuar aire y extraerle el neón. Además, su abundancia es menor que la del helio, tanto dentro como fuera de la Tierra. En el Universo, el neón se halla en las novas y supernovas, así como en regiones lo suficiente congeladas para impedir que escape.
En su forma líquida, es un refrigerante mucho más efectivo que el helio y el hidrógeno líquidos. Asimismo, es un elemento presente en la industria electrónica en lo que concierne a láseres y equipos que detectan radiaciones.
Índice del artículo
- 1 Historia
- 2 Propiedades físicas y químicas
- 2.1 – Apariencia
- 2.2 – Masa molar
- 2.3 – Número atómico (Z)
- 2.4 – Punto de fusión
- 2.5 – Punto de ebullición
- 2.6 – Densidad
- 2.7 – Densidad de vapor
- 2.8 – Presión de vapor
- 2.9 – Calor de fusión
- 2.10 – Calor de vaporización
- 2.11 – Capacidad calorífica molar
- 2.12 – Energías de ionización
- 2.13 – Número de oxidación
- 2.14 – Reactividad
- 3 Estructura y configuración electrónica
- 4 Dónde se encuentra y obtención
- 5 Isótopos
- 6 Riesgos
- 7 Usos
- 8 Referencias
La historia del neón está íntimamente relacionada con la del resto de los gases que componen el aire y sus descubrimientos. El químico inglés Sir William Ramsay, junto con su mentor John William Strutt (Lord Rayleigh), decidieron estudiar en 1894 la composición del aire mediante reacciones químicas.
A partir de una muestra de aire lograron desoxigenarlo y desnitrogenarlo, obteniendo y descubriendo el gas noble argón. Su pasión científica también lo condujo al descubrimiento del helio, tras disolver el mineral cleveíta en un medio ácido y recolectar caracterizar el gas liberado.
Entonces, Ramsay sospechaba que había un elemento químico ubicado entre el helio y el argón, dedicando intentos fallidos por encontrarlos en muestras minerales. Hasta que finalmente consideró que en el argón debía hallarse “escondido” otros gases menos abundantes en el aire.
Así pues, los experimentos que conllevaron al descubrimiento del neón empezaron con el argón condensado.
En su trabajo, Ramsay, ayudado por su colega Morris W. Travers, empezó con una muestra altamente purificada y licuada de argón, la cual sometió posteriormente a una especie de destilación criogénica y fraccionada. Así, en 1898 y en el University College London, ambos químicos ingleses lograron identificar y aislar tres nuevos gases: neón, kriptón y xenón.
El primero de ellos fue el neón, el cual vislumbró cuando lo recolectaron en un tubo de vidrio donde le aplicaron una descarga eléctrica; su intensa luz roja-anaranjada fue aún más sorprendente que los colores del kriptón y del xenón.
Fue de esta manera que Ramsay otorgó a este gas el nombre de ‘neon’, que en griego significa ‘nuevo’; un nuevo elemento aparecido del argón. Poco después, en 1904 y gracias a este trabajo, él y Travers recibieron el Premio Nobel de química.
Ramsay poco tuvo que ver luego con las revolucionarias aplicaciones del neón en lo que iluminación respecta. En 1902, el ingeniero eléctrico e inventor, Georges Claude, junto con Paul Delorme, formaron la compañía L’Air Liquide, dedicada a vender gases licuados a las industrias y que pronto vieron el potencial luminoso del neón.
Claude, inspirado por los inventos de Thomas Edison y Daniel McFarlan Moore, construyó los primeros tubos llenados con neón, firmando una patente en 1910. Vendió su producto prácticamente bajo la siguiente premisa: las luces de neón están reservadas para las ciudades y monumentos por ser muy deslumbrantes y atractivas.
Desde entonces, el resto de la historia del neón hasta la actualidad va de la mano con la aparición de nuevas tecnologías; así como de la necesidad de sistemas criogénicos que puedan utilizarlo como líquido refrigerante.
El neón es un gas incoloro, inodoro y que no tiene sabor. No obstante, cuando se le aplica una descarga eléctrica sus átomos se ionizan o excitan, emitiendo fotones de energía que entran en el espectro visible en forma de destello rojizo anaranjado (imagen superior).
Las luces de neón son, pues, rojas. Mientras mayor sea la presión del gas, mayor serán la electricidad requerida y el brillo rojizo obtenido. Estas luces iluminando los callejones o las fachadas de los comercios son muy comunes, en especial en climas fríos; ya que, la intensidad rojiza es tal que puede traspasar la neblina desde considerables distancias.
20,1797 g/mol.
10.
-248,59 ºC.
-246,046 ºC.
-En condiciones normales: 0,9002 g/L.
-Del líquido, justo en el punto de ebullición: 1,207 g/mL.
0,6964 (en relación al aire= 1). Es decir, el aire es 1,4 veces más denso que el neón. Entonces, un globo inflado con neón ascenderá en el aire; aunque con menor rapidez comparado a uno inflado con helio.
0,9869 atm a 27 K (-246,15 ºC). Nótese que a esa temperatura tan baja el neón ya ejerce una presión equiparable a la atmosférica.
0,335 kJ/mol.
1,71 kJ/mol.
20,79 J/(mol·K).
-Primera: 2080,7 kJ/mol (Ne+ gaseoso).
-Segunda: 3952,3 kJ/mol (Ne2+ gaseoso).
-Tercera: 6122 kJ/mol (Ne3+ gaseoso).
Las energías de ionización para el neón son particularmente altas. Esto se debe a la dificultad de quitarle uno de sus electrones de valencia a su átomo tan pequeño (en comparación a los demás elementos de su mismo período).
El único número o estado de oxidación probable y teórico para el neón es el 0; es decir, en sus hipotéticos compuestos no gana ni pierde electrones, sino que interacciona como un átomo neutro (Ne0).
Esto se debe a su nula reactividad como gas noble, lo que no le permite poder ganar electrones por falta de un orbital energéticamente disponible; y ni tampoco poder perderlos teniendo números de oxidación positivos, por la dificultad de vencer la carga nuclear efectiva de sus diez protones.
Lo justo anterior dicho explica por qué un gas noble es poco reactivo. Sin embargo, entre todos los gases nobles y los elementos químicos, el neón es el dueño de la verdadera corona de la nobleza; no admite electrones de ningún modo ni de nadie, y tampoco puede compartir los suyos porque su núcleo se lo impide y, por lo tanto, no forma enlaces covalentes.
El neón es menos reactivo (más noble) que el helio debido a que, si bien su radio atómico es más grande, la carga nuclear efectiva de sus diez protones supera a la de los dos protones del núcleo de helio.
A medida que se desciende por el grupo 18, esta fuerza disminuye porque el radio atómico se incrementa considerablemente; y es por eso que los otros gases nobles (en especial el xenón y kriptón) sí pueden formar compuestos.
Compuestos
Hasta la fecha, no se conoce ningún compuesto remotamente estable del neón. Sin embargo, se ha comprobado mediante estudios ópticos y de espectrometría de masa, la existencia de cationes poliatómicos tales como: [NeAr]+, WNe3+, RhNe2+, MoNe2+, [NeH]+ y [NeHe]+.
Asimismo, puede hacerse mención a sus compuestos de Van der Walls, en los cuales si bien no hay enlaces covalentes (al menos no formalmente), las interacciones no covalentes les permiten mantenerse cohesionados bajo rigurosas condiciones.
Algunos de tales compuestos de Van der Walls para el neón son, por ejemplo: Ne3 (trímero), I2Ne2, NeNiCO, NeAuF, LiNe, (N2)6Ne7, NeC20H20 (complejo endoédrico de fullereno), etc. Y además, cabe destacar que las moléculas orgánicas también pueden “codearse” con este gas bajo condiciones muy especiales.
El detalle de todos estos compuestos es que no son estables; además, la mayoría se originan en medio de un campo eléctrico muy fuerte, donde los átomos metálicos gaseosos se excitan en compañía de neón.
Incluso habiendo un enlace covalente (o iónico), algunos químicos no se toman la molestia de pensar en ellos como verdaderos compuestos; y por lo tanto, el neón continúa siendo un elemento noble e inerte visto desde todos los flancos “normales”.
El átomo de neón pudiera visualizarse como una esfera casi compacta debido a su reducido tamaño, y a la gran carga nuclear efectiva de sus diez electrones, ocho de los cuales son de valencia, de acuerdo a su configuración electrónica:
1s22s22p6 o [He] 2s22p6
Así pues, el átomo Ne interacciona con su entorno utilizando sus orbitales 2s y 2p. Sin embargo, están completamente llenos de electrones, cumpliendo con el famoso octeto de valencia.
No puede ganar más electrones porque el orbital 3s no está disponible energéticamente; además de que tampoco puede perderlos por su pequeño radio atómico y la “estrecha” distancia los separa de los diez protones del núcleo. Por lo tanto, este átomo o esfera Ne es muy estable, incapaz de formar enlaces químicos con prácticamente ningún elemento.
Son estos átomos Ne los que definen la fase gaseosa. Al ser muy pequeños, su nube electrónica es homogénea y compacta, difícil de polarizarse y, por ende, de establecer momentos dipolares instantáneos que induzcan otros en átomos vecinos; esto es, las fuerzas de dispersión entre los átomos Ne es muy débil.
Es por eso que la temperatura debe descender hasta los -246 ºC para que el neón pueda pasar del estado gaseoso al líquido.
Una vez en esta temperatura, los átomos Ne están lo suficientemente cerca para que las fuerzas de dispersión los cohesionen en un líquido; que si bien al parecer no es tan impresionante como el fluido cuántico del helio líquido y su superfluidez, tiene un poder refrigerante 40 veces superior a este.
Esto significa que un sistema de refrigeración de neón líquido es 40 veces más eficiente que uno de helio líquido; enfría con mayor rapidez y mantiene la temperatura por más tiempo.
La razón podría deberse a que, aun con los átomos Ne siendo más pesados que los de He, los primeros se separan y dispersan con más facilidad (se calientan) que los segundos; pero son tan débiles sus interacciones durante sus colisiones o encuentros, que vuelven a ralentizarse (se enfrían) rápidamente.
Cuando la temperatura desciende todavía más, hasta los -248 ºC, las fuerzas de dispersión se tornan más fuertes y direccionales, ahora capaces de ordenar los átomos He para que cristalicen en un cristal de estructura cúbica centrada en las caras (fcc). Este cristal fcc de helio es estable bajo todas las presiones.
El neón es el quinto elemento químico más abundante en todo el Universo. Debido a su falta de reactividad, alta presión de vapor y ligera masa, escapa de la atmósfera terrestre (aunque en menor grado que el helio), y poco se disuelve en los mares. Es por eso que aquí, en el aire de la Tierra, apenas tiene una concentración de 18,2 ppm por volumen.
Para que dicha concentración de neón se incremente, es necesario descender la temperatura hasta las vecindades del cero absoluto; condiciones únicamente posibles en el Cosmos, y en menor grado, en las atmósferas heladas de algunos gigantes gaseosos como Júpiter, en las superficies rocosas de meteoritos, o en la exósfera de la Luna.
Su mayor concentración, sin embargo, radica en las novas o supernovas distribuidas por todo el Universo; así como en las estrellas de las que se originan, más voluminosas que nuestro sol, en cuyo interior se producen átomos de neón producto de una nucleosíntesis entre el carbón y el oxígeno.
A pesar de que su concentración sea tan solo de 18,2 ppm en nuestro aire, basta para puedan obtenerse unos cuantos litros de neón de cualquier espacio hogareño.
Así pues, para producirlo es necesario someter el aire a licuefacción y luego realizar una destilación fraccionada criogénica. De esta manera, sus átomos pueden separarse de la fase líquida compuesta por el oxígeno y nitrógeno líquidos.
El isótopo más estable del neón es el 20Ne, con una abundancia del 90,48%. Tiene además otros dos isótopos que también son estables, pero menos abundantes: 21Ne (0,27%) y 22Ne (9,25%). Los restantes se tratan de radioisótopos, y por el momento se conocen quince de ellos en total (15-19Ne y Ne23-32).
El neón es un gas inofensivo desde casi todos los aspectos posibles. Debido a su nula reactividad química, no interviene en lo absoluto con ningún proceso metabólico, y así como entra en el organismo sale de él sin ser asimilado. No tiene pues, efecto farmacológico inmediato; aunque, se le ha asociado con posibles efectos anestésicos.
Es por eso que si hay una fuga de neón, esta no representa una alarma preocupante. No obstante, si la concentración en el aire de sus átomos es muy grande, puede desplazar a las moléculas de oxígeno que respiramos, lo cual termina provocando asfixia y toda una serie de síntomas asociados al mismo.
Ahora bien, el neón líquido sí podría causar quemaduras frías al contacto, por lo que no se aconseja tocarlo directamente. Asimismo, si la presión de sus contenedores es muy alta, una fisura abrupta podría ser explosiva; no por la presencia de llamas sino por la fuerza del gas.
El neón tampoco representa un peligro para el ecosistema. Además, su concentración en el aire es muy baja y no hay problema en respirarlo. Y lo más importante: no es un gas inflamable. Por lo tanto, jamás arderá sin importar qué altas sean las temperaturas.
Como se ha hecho mención, las luces rojas de neón están presentes en miles de establecimientos. La razón es que apenas se requiere de una baja presión del gas (~ 1/100 atm) para que pueda producir, a la descarga eléctrica, su luz característica, la cual también se ha colocado en anuncios de diferentes índoles (publicitarios, señales de carretera, etc.).
Los tubos llenados con neón pueden estar hechos de vidrio o plástico, y adquirir todo tipo de figuras o formas.
El neón es un gas muy importante dentro de la industria electrónica. Se utiliza para la fabricación de lámparas fluorescentes y de calentamiento; dispositivos que detectan radiación o altos voltajes, cinescopios de televisores, contadores Geiser y cámaras de ionización.
Junto con el helio, el dúo Ne-He puede utilizarse para dispositivos láseres, los cuales proyectan un haz de luz rojiza.
Si bien es cierto que el neón no puede formar ningún compuesto, se ha encontrado que bajo altas presiones (~ 0,4 GPa) sus átomos quedan atrapados dentro del hielo para formar un clatrato. En él, los átomos Ne están confinados a una especie de canal limitado por moléculas de agua, y dentro del cual puede movilizarse a lo largo del cristal.
Aunque por los momentos no hay muchas potenciales aplicaciones para este clatrato de neón, podría en un futuro ser una alternativa para su almacenamiento; o simplemente, servir como modelo para profundizar en el entendimiento de estos materiales congelados. Quizás, en algunos planetas el neón se halle atrapado en masas de hielo.
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. (Cuarta edición). Mc Graw Hill.
- National Center for Biotechnology Information. (2019). Neon. PubChem Database. CID=23987. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- J. de Smedt, W. H. Keesom and H. H. Mooy. (1930). On the Crystal structure of Neon. Physical Laboratory at Leiden.
- Xiaohui Yu & col. (2014). Crystal structure and encapsulation dynamics of ice II-structured neon hydrate. Proceedings of the National Academy of Sciences 111 (29) 10456-10461; DOI: 10.1073/pnas.1410690111
- Wikipedia. (2019). Neon. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 de diciembre de 2018). 10 Neon Facts — Chemical Element. Recuperado de: thoughtco.com
- Dr. Doug Stewart. (2019). Neon Element Facts. Chemicool. Recuperado de: chemicool.com
- Wikipedia. (2019). Neon compounds. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Nicola McDougal. (2019). The Element Neon: History, Facts & Uses. Study. Recuperado de: study.com
- Jane E. Boyd & Joseph Rucker. (09 de agosto de 2012). A Blaze of Crimson Light: The Story of Neon. Science History Institute. Recuperado de: sciencehistory.org