Grupo 1: Metales alcalinos

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Grupo 1 Metales alcalinos
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Los metales del grupo 1, también llamados metales
alcalinos se caracterizan por

• Son abundantes
• Se descubrieron hace escasamente poco
  tiempo(200años)
• Los compuestos que forman no se descomponen
  fácilmente mediante procedimientos químicos
  ordinarios.
• Son solubles en agua.
• Son los metales más activos.
• Son los mayores de su período y los radios
  atómicos tienden a aumentar en sentido
  descendente dentro del grupo.
• Tienen una masa por unidad de volumen
  relativamente baja.
• Los más ligeros(Li,Na y K) flotan en agua.
• Poseen un solo electrón de valencia por átomo.
• Forman un enlace metálico bastante débil.
• Poseen puntos de fusión bajos.
• Poseen un gran potencial negativo.

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Li Características generales

• Fue descubierto en 1.817 por J.A. Arfvedson
  (1.792-1.841) pero no pudo aislarlo en forma
  metálica, lo que consiguió Bunsen en 1.855.
• 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.
• Estructura
• En la naturaleza se encuentra como una mezcla de
  los isótopos 6-Li (7,5) y 7- Li (92,5).

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Li Características generales

• Se asemeja al sodio en su comportamiento.
• Color blanco-plateado.
• Químicamente reactivo. Se inflama al aire.
• Inestable al estado puro.
• Se oxida al instante y se corroe rápido.
• Su almacenamiento debe hacerse sumergiéndolo en
  nafta.
• Su enorme potencial permite considerarlo como el
  elemento base de la futura energía del planeta.
• Se obtiene a partir de salmueras y del LiCl
  fundido.
• Se disuelve en amoníaco líquido originando una
  disolución de color azul. En ella parece
  encontrarse la especie Li-1.
• Tiene el mayor calor específico de todos los
  elementos sólidos, por lo que junto con el
  intervalo inusualmente grande en que es líquido,
  encuentra aplicaciones en sistemas de
  transferencia de calor (refrigeradores), aunque
  es corrosivo y hay que manejarlo con cuidado
  (refrigeración en centrales nucleares).

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Propiedades del Li

• Masa Atómica 6,941 uma
• Punto de Fusión 453,7 K
• Punto de Ebullición 1620 K
• Densidad 534 kg/m³
• Dureza (Mohs) 0,6
• Potencial Normal de Reducción -3,04 V Li Li
• Conductividad Térmica 84,80 J/m s ºC
• Conductividad Eléctrica 107,8 (mOhm.cm)-1
• Calor Específico 3277,12 J/kg ºK
• Calor de Fusión 4,6 kJ/mol
• Calor de Vaporización 148,0 kJ/mol
• Calor de Atomización 161,0 kJ/mol de átomos

• Calor de Atomización 161,0 kJ/mol de átomos
• Estados de Oxidación -1, 1
• 1ª Energía de Ionización 520,2 kJ/mol
• 2ª Energía de Ionización 7394,4 kJ/mol
• 3ª Energía de Ionización 11814,6 kJ/mol
• Afinidad Electrónica 59,6 kJ/mol
• Radio Atómico 1,55 Å
• Radio Covalente 1,23 Å
• Radio Iónico Li1 0,68 Å
• Volumen Atómico 13,1 cm³/mol
• Polarizabilidad 24,3 ų
• Electronegatividad (Pauling) 0,98

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Compuestos principales del Li

• Hidruro de litio
• 2LiH H2O ?LiO 2H2
• Esta reacción se produce a una alta temperatura
  y permite obtener hidrógeno que puede hacer
  funcionar motores, actuando como combustible. Por
  ejemplo de cohetes.
• Cloruro de litio
• 2LiCl(l) ? 2Li Cl2
• Mediante electrólisis del cloruro puede obtenerse
  Li. Se emplea, junto con el bromuro de litio en
  sistemas de aire acondicionado, y de control de
  humedad.

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Compuestos principales del Li

• Nitruro de litio
• 6Li N2 2NLi3
• Es el único metal alcalino que reacciona con el
  nitrógeno a temperatura ambiente para producir un
  nitruro, el cual es de color negro.
• Hidróxido de litio
• Li H2O LiOH ½H2
• El compuesto principal del litio es el hidróxido
  de litio. Es un polvo blanco el material
  comercial es hidróxido de litio monohidratado. Es
  soluble en agua, y ligeramente soluble en etanol.
  Es usado en la purificación de gases (como
  absorbente del dióxido de carbono), como medio
  para la transferencia de calor, y como
  almacenamiento de electrolito de baterías.

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Compuestos principales del Li

• Óxido y peróxido de litio Li2O y Li2O2
• El peróxido se emplea en aparatos respiratorios.
• El óxido constituye un importante aditivo en
  fabricación de vidrios y cerámicas.
• Carbonato de litio Li2CO3
• Se usa en el tratamiento de síndromes depresivos
  (pequeñas dosis).
• También en la industria del aluminio Se adiciona
  al baño de criolita para la obtención de aluminio
  (electrólisis de sales fundidas), aumentando la
  productividad.

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Compuestos principales del Li

• Interés del carbonato de litio El carbonato
  de litio es un fármaco que disminuye la
  intensidad y la frecuencia de los episodios
  maníaco-depresivos. En estos episodios el
  paciente sufre cambios de ánimo que varían de la
  euforia a la profunda depresión. El carbonato de
  litio actúa inhibiendo la despolarización
  (neutralización de la polaridad de la superficie
  de la membrana de las células nerviosas) que
  provocan las catecolaminas (transmisores químicos
  del impulso nervioso) en el sistema nervioso
  central.

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Compuestos principales del Li

• Otros compuestos
• Yoduro de litioSirve de detector de neutrones.
• Estearato de litio Se usa como lubricante de
  altas temperaturas.
• Jabones de litio Se usan como espesantes de
  grasas lubricantes en aplicaciones de alta
  temperatura. (Puntos de fusión superiores a los
  jabones convencionales de sodio o potasio).

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Compuestos principales del Li

• Lepidolita (K,Li)(Al2Si3O10)(OH,F)2 Es un
  filosilicato lila o rosa violáceo del grupo de
  las micas, que es una fuente secundaria de
  litio.Se asocia con otros minerales de litio como
  espodumena en pegmatitas. Es una de las mayores
  fuentes del raro rubidio y del cesio.
• Petalita (Li,Na)(AlSi4O10) Es un feldespato
  que tiene como base el litio, su utilidad es
  proporcionar una fuente insoluble de litio. Su
  punto de fusión se sitúa en 618º, por lo que se
  emplea para sustituir al feldespato de potasio
  y/o sódico en los esmaltes que queramos rebajar
  la temperatura de fusión.

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Compuestos principales del Li

• Espodumena LiAl(Si2O6)mineral cristalino
  friable del grupo de los piroxenos. Su color
  puede variar entre blanco transparente y
  amarillo, gris, verde o morado.Se presenta en
  masas gigantescas de cristales grandes, en
  general como constituyente de las pegmatitas
  graníticas.
• Ambligonita(Li,Na)Al(PO4)(F,OH) Es un
  fluosfato de aluminio y litio, sensible a los
  ácidos y al calor.Posee brillo vítreo y perlado
  en las superficies de exfoliación.Su color varía
  de blanco a verde pálido azul rara vez amarillo
  oro o incoloro

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Baterías de litio

• El litio es el metal más ligero y esto da lugar a
  una alta capacidad específica, lo que permite
  obtener la misma energía con un peso muy
  inferior.

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SODIO

• El sodio fue descubierto en 1807 por medio de la
  electrolisis.
• Es un metal suave, reactivo y de bajo punto de
  fusión.
• Desde el punto de vista comercial, el sodio es el
  más importante de los metales alcalinos.

15
Características principales

• Es un metal ligero que flota en el agua debido a
  su baja densidad.
• Es un metal alcalino blando, untuoso, de color
  plateado que no se encuentra libre en la
  naturaleza.
• Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se
  oxida en presencia de oxigeno y reacciona
  violentamente con el agua formando hidróxido de
  sodio e hidrógeno.

• Una barra de sodio tiene la consistencia de
  mantequilla congelada y se corta fácilmente con
  un cuchillo.
• 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.

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Propiedades

• Masa atómica 22.989770 u
• Configuración electrónica Ne3s1
• Estados de oxidación (óxido) 1 (base fuerte)
• Estructura cristalina Cúbica centradaen el
  cuerpo
• Estado de la materia sólido (no magnético)
• Punto de fusión 370,87 K
• Punto de ebullición 1156 K
• Entalpía de vaporización 96,96 kJ/mol
• Entalpía de fusión 2,598 kJ/mol

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Abundancia

• El sodio ocupa el séptimo lugar por su abundancia
  entre todos los elementos de la corteza terrestre.

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Compuestos más importantes y sus aplicaciones

• Bicarbonato de sodio (NaHCO3), se utiliza en
  gastronomía como fuente de dióxido de carbono.
• Sulfato de sodio (Na2SO4), se utiliza en la
  industria del papel.
• Peróxido de sodio (Na2O2), se utiliza como agente
  blanqueador y potente agente oxidante.
• Palmitato de sodio es un jabón típico. Los
  jabones de sodio son los jabones ordinarios de
  pastilla dura. El palmitato es producto de la
  siguiente reacción

• Cloruro de sodio o sal común (NaCl), es el
  compuesto más importante de sodio, y el mineral
  más utilizado en la obtención de productos
  químicos.
• Sosa caústica (NaOH), es una base muy fuerte y
  corrosiva, usado en detergentes.
• Carbonato de sodio (Na2CO3), es una sal blanca
  utilizada en la fabricación de jabón y de vidrio.
• Mineral trona fuente principal
• de Na2CO3

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Obtención

• El sodio al igual que otros metales alcalinos se
  obtiene a partir de su cloruro fundido por
  electrolisis. Pero debido al alto punto de fusión
  del cloruro de sodio, esta electrolisis no es
  rentable, por lo que se le añade cloruro de
  calcio a la mezcla, para reducir el punto de
  fusión.

Diagrama de la obtención de compuestos de sodio.
Resalta la importancia central de cloruro de
sodio y se muestra cómo pueden obtenerse otros
compuestos a partir de él.
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Aplicaciones

• Como el sodio es tan reactivo, su aplicación más
  importante es como agente reductor, para obtener
  metales como berilio, titanio, torio y circonio .
• Otra aplicación del sodio metálico es como
  intercambiador de calor en reactores nucleares.
• El sodio también se utiliza en las lámparas de
  vapor de sodio, muy empleadas para la iluminación
  de exteriores. Se utiliza para las luces de neón
  para reducir el consumo.
• En aleaciones antifricción (plomo).
• En la fabricación de células fotoeléctricas.

• El catión sodio (Na) tiene un papel fundamental
  en el metabolismo celular, por ejemplo, en la
  transmisión del impulso nervioso (mediante el
  mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el
  volumen y la osmolaridad. Participa, además del
  impulso nervioso, en la contracción muscular, el
  equilibrio ácido-base y la absorción de
  nutrientes por las células.
• Bomba de sodio potasio

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• Otras aplicaciones de sus principales compuestos
• El peróxido de sodio se utiliza en dispositivos
  de emergencia para respirar en submarinos y naves
  espaciales, porque reaccionan con el dióxido de
  carbono para producir oxígeno.
• La sal se utiliza para conservar carne y pescado,
  eliminar el hielo de las carreteras y regenerar
  sustancias empleadas para ablandar agua. En la
  industria química, es una fuente de muchos
  productos químicos como sodio metálico, hidróxido
  de sodio...
• El hidróxido de sodio se utiliza para prevenir
  obturaciones en tuberías, y el carbonato de sodio
  se aplica en la purificación del agua para
  neutralizar ácidos.
• El bicarbonato de sodio es un constituyente de la
  levadura, y se aplica en la industria textil,
  industrias del cuero y en industrias de jabones.
• Los compuestos del sodio se utilizan en muchos
  procesos industriales, y en muchas ocasiones van
  a parar a aguas residuales de procedencia
  industrial. Se aplican el metalurgia y como
  agente refrigerante para reactores nucleares.
• El nitrato de sodio se aplica frecuentemente como
  un fertilizante sintético.
• El isótopo radiactivo del sodio es el 24Na y se
  utiliza en aplicaciones de investigación médica.

22
POTASIO
23
Características generales

• El potasio es un metal alacalino de gran
  abundancia en la naturaleza.

24

• En la naturaleza se encuentra en estado sólido.
• Es un material blando
• Su punto de fusión es bajo(336.53K)
• Color blanco plateado
• Estructura cúbica centrada en el cuerpo

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• Masa atómica39,0983u
• Número atómico19
• Su configuración electrónica hace que sea un
  metal muy reactivo.
• Se oxida con rapidez en contacto con el aire y
  reacciona de forma violenta con el agua
  desprendiendo hidrógeno.

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Historia

• El potasio fue descubierto en 1807 por
  Humphry Davy.
• Fue el primer elemento metálico aislado por
  electrólisis,en su caso, a partir del hidróxido
  de potasio (KOH).
• Su descubrimiento confirmó la hipótesis de
  Lavoisier, lo que permitió el aislamiento del Na
  a partir de la sosa (NaOH). Además, su gran
  reactividad con el oxígeno hizo posible el
  descubrimiento de otros metales ej silicio, boro
  y aluminio.

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Abundancia y obtención

• El potasio constituye el 2.4 de la corteza
  terrestre (7º metal más abundante)
• Su gran solubilidad dificulta su extracción a
  partir de sus minerales. Sin embargo, en los
  fondos oceánicos existen grandes cantidades de
  estos minerales en los que la extracción del
  metal es económicamente rentable.
• La mayor mina de potasio es la potasa que es
  muy abundante en lugares como California o Nuevo
  México.
• Actualmente, el potasio se extrae por
  hidrólisis a partir de su hidróxido.

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Compuestos y aplicaciones

• Potasio metalfabricación de células
  fotoeléctricas.
• Peróxido de potasio(KOH)fabricación de aparatos
  de respiración autónomos.
• Nitrato potásico(KNO3)componenete de la pólvora
  y fertilizante.
• Cloruro potásico(KCl)capaz de provocar el paro
  cardiaco y fertilizante.
• Carbonato potásico(potasa K2CO3)fabricación de
  vidrio y jabón blando.
• Aleación NaKmaterial empleado en la
  transferencia de calor.
• Ion potasio(K)

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Ion potasio en los humanos

• Es el tercer mineral más abundante en el
  cuerpo humano, después del calcio y del fósforo.
• Es un elemento muy abundante en hortalizas,
  frutas, carne, pan, leche y frutos secos.
• Su absorción de realiza principalmente en el
  intestino delgado y se elimina a través de la
  orina.

30

• Está presente en los telómeros de los cromosomas,
  estabilizando la estructura.
• El ion potasio consigue estabilizar los ácidos
  nucleicos compensando la carga negativa de los
  grupos fosfato.

31

• Unas concentraciones adecuadas de potasio y sodio
  en los medios intracelular y extracelular
  permiten mantener la presión osmótica de las
  células de nuestro organismo y la transmisión del
  impulso nervioso.
• La bomba de sodio/potasio es la encargada de
  regular dichas concentraciones.

32
(No Transcript)
33
(No Transcript)
34
Ion potasio en plantas

• El ion potasio interviene en la respiración de
  las plantas regulando la apertura de los estomas.
• Su entrada en las células oclusivas provoca la
  entrada de agua por ósmosis en estas células. Así
  aumentan su turgencia y el estoma se abre.

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RUBIDIO,CESIO Y FRANCIO

• 
  
• María Lobo Pecellín y Paula Martínez Delgado
  
  

36
RUBIDIO

• Descubierto por Robert Bunsen y Gustav Kirchoff
  en Alemania en 1861 en la lepidolita.
• Del latín rubidus (rojo obscuro)

37
Características Generales

• Es un metal alcalino blando, de color plateado
  brillante.
• Es el 2º elemento más electropositivo, siendo por
  lo tanto muy reactivo.
• Al igual que los demás elementos del grupo
  1,puede arder espontáneamente con aire, con llama
  de color violeta amarillento.
• Reacciona violentamente con el agua produciendo
  hidrógeno.
• 2 Rb 2 H2O ? 2 RbOH H2
• Es líquido a partir de 38,9 ºC.

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Propiedades

• Número atómico 37
• Radio atómico 265 pm
• Punto de ebullición 688ºC
• Punto de fusión 38.9ºC
• Calor específico 363 J/(kgK)
• Densidad 1.53 g/cm3
• Masa atómica 85,4287
• Electronegatividad 0.82
• Configuración electrónica 1s22s2p63s2p6d104s2p65s
  1
• Estado de oxidación 1

39
Estructura cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
40
Abundancia

• No es un elemento muy abundante en la corteza
  terrestre ya que se encuentra entre los 56
  elementos que engloban un 0,05 del peso de la
  misma.
• Es el 23.º elemento más abundante y el 16.º de
  los metales.
• No se conocen minerales en los que el rubidio sea
  el elemento predominante. Se encuentra en
  diversos minerales como lepidolita, leucita,
  polucita y zinnwaldita.

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Obtención

• Mediante reducción del cloruro de rubidio con
  calcio o calentando su hidróxido con magnesio en
  corriente de hidrógeno.
• Por calentamiento a vacío del dicromato de
  rubidio con zirconio el rubidio destila por
  encima de 39ºC.
• Pequeñas cantidades pueden obtenerse calentando
  sus compuestos con cloro mezclados con óxido de
  bario en vacío.

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Compuestos más importantes

• Rb2O2 superóxido que se forma en contacto con
  el aire
• RbO2, Rb2O3 y Rb2O4 Rb2O otros óxidos que puede
  formar.
• RbAg4I5 tiene la más alta conductividad a
  temperatura ambiente de cualquier cristal iónico
  conocido a 20ºC su conductividad es casi misma
  que la del ácido sulfúrico diluido.
• RbCl se emplea en la obtención del propio
  elemento.
• Rb(OH) también se utiliza para obtener el
  elemento y además, es una base fuerte y ataca el
  vidrio.

43
Isótopos

• Se conocen 24 isótopos de rubidio, existiendo en
  la naturaleza tan sólo dos, el Rb-85 y el
  radioactivo Rb-87.
• El isótopo Rb-87 se ha usado para la datación de
  rocas. La frecuencia de resonancia del átomo de
  Rb-87 se usa como referencia en normas y
  osciladores utilizados en transmisores de radio y
  televisión, en la sincronización de redes de
  telecomunicación y en la navegación y
  comunicación vía satélite. El isótopo se emplea
  además en la construcción de relojes atómicos.
• El isótopo Rb-82 se utiliza en la obtención de
  imágenes del corazón mediante tomografía por
  emisión de positrones.

44
Aplicaciones

• Afinador de vacío, getter, (sustancia que absorbe
  las últimas trazas de gas, especialmente oxígeno)
  en tubos de vacío para asegurar su correcto
  funcionamiento.
• Para la datación de rocas.
• En baterías muy finas (RbAg4I5)
• En la fabricación de cristales especiales para
  sistemas de telecomunicaciones de fibra óptica y
  equipos de visión nocturna.
• Componente de fotorresistencias (resistencias en
  las que la resistencia eléctrica varía con la
  iluminación recibida) y de ciertos catalizadores.
• En muchas aplicaciones puede sustituirse por el
  cesio por su semejanza química.

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CESIO

• Fue descubierto por Robert Bunsen y Gustav
  Kirchoff en Alemania en 1861.
• Del latín caesius (azul del cielo)

46
Características Generales

• Es un metal blando, ligero, de color amarillo
  claro y de bajo punto de fusión.
• Es el más reactivo y más electropositivo de todos
  los elementos, por lo que se oxida muy
  fácilmente.
• Puede arder espontáneamente con aire.
• Reacciona violentamente con el agua produciendo
  hidrógeno, así como con los halógenos, amoniaco y
  monóxido de carbono.

47
Propiedades

• Número atómico 55
• Radio atómico 298 pm
• Punto de ebullición 671 ºC
• Punto de fusión 28,59 ºC
• Calor específico 240 J/(kgK)
• Densidad 1873 kg/m³
• Masa atómica 132,9054
• Electronegatividad 0,79
• Configuración electrónica 1s22s2p63s2p6d104s2p66s
  1
• Estado de oxidación 1

48
Estructura Cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
49
Abundancia

• Es poco abundante, tan solo 7 partes por millón.
• Ocupa el 46º lugar en abundancia en la corteza
  terrestre.
• Se encuentra normalmente asociado al rubidio en
  minerales como la lepidolita y la carnalita.

50
Obtención

• Electrolisis de cianuro de cesio (CsCN) fundido.
• Descomposición térmica de azida de
• cesio (CsN3) para obtención muy pura.
• Calentando su hidróxido con magnesio o aluminio.
• Por descomposición de su cloruro fundido con
  calcio en vacío.

51
Compuestos más importantes

• Sus compuestos principales son el cloruro, el
  nitrato y el carbonato.
• CsCN
• Azida de cesio (CsN3)
• CsO2 (superóxido)
• CsBH4 como combustible de cohetes.

Estructura del CsCl
52
Aplicaciones

• Como getter ( para eliminar gases) de tubos de
  vacío.
• Como cátodo en fotocélulas y como catalizador.
• Como fuente de radiaciones en la terapia
  antitumoral.
• Al ser el elemento más electropositivo, se usa en
  sistemas de propulsión iónicos.
• Los compuestos de cesio se usan en la producción
  de vidrio y cerámica.
• Las sales de cesio se han utilizado en medicina
  como agentes antishock después de la
  administración de drogas de arsénico
• Para la construcción de relojes atómicos.
• El isótopo cesio-137se utiliza en procedimientos
• de braquiterapia para el tratamiento del cáncer.
• Como combustible sólido de cohetes (CsBH4).

Reloj atómico
53
Efectos del cesio

• Los humanos pueden estar expuestos al cesio por
  respiración o al ingerirlo con alimentos y
  bebidas. En el aire los niveles de cesio son
  bajos, pero el cesio radiactivo ha sido detectado
  en aguas superficiales y en muchos tipos de
  comidas.
• El cesio se encuentra en la naturaleza
  principalmente a causa de la erosión y desgaste
  de rocas y minerales. Es también liberado al
  aire, al agua y al suelo a través de la minería y
  fábricas.

54
FRANCIO

• Fue descubierto por Marguerite Perey en Francia
  en 1939.
• Su nombre se debe al país donde fue descubierto.

55
Características Generales

• Sus características son muy similares a las
• del cesio. Algunas son
• Fue el último elemento es descubrirse.
• Es el elemento con la electronegatividad más
  baja.
• Es muy radiactivo y reactivo
• Todos los isótopos del francio se desintegran
  generando astato, radio y radón, siendo 223Fr el
  más estable.

56
Propiedades

• Número atómico 87
• Radio atómico sin datos
• Punto de ebullición 677ºC
• Punto de fusión 27ºC
• Calor específico sin datos
• Densidad 1870 kg/m³
• Masa atómica 223
• Electronegatividad 0,7
• Configuración electrónica 1s22s2p63s2p6d104s2p67s
  1
• Estado de oxidación 1

57
Estructura Cristalina
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
58
Abundancia

• Fuera del laboratorio, es extremadamente escaso,
  siendo el 2º menos abundante.
• El 223Fr está continuamente formándose y
  desintegrándose. La cantidad de 223Fr en la
  corteza terrestre en un momento dado no excede
  los 30 gramos el resto de isótopos son
  sintéticos.

59
Obtención

• Hasta el año 2006, el francio no ha sido
  sintetizado en cantidades lo suficientemente
  grandes como para ser pesadas. Algunos de los
  métodos utilizados son
• Síntesis mediante en la reacción nuclear 197Au
  18O ? 210Fr 5n.
• Mediante bombardeo de radio con neutrones.
• Mediante el bombardeo de torio con protones,
  deuterones o iones de helio.
• Mediante desintegración alfa del actinio.

60
Compuestos más importantes

• El francio coprecipita con sales de cesio, como
  el perclorato de cesio, formando pequeñas
  cantidades de perclorato de francio (puede
  emplearse para aislarlo).
• También coprecipita con otras sales de cesio
  como el yodato, el picrato, el tartrato.

61
Aplicaciones

• NO TIENE!
• Debido a su escasez e inestabilidad.
• Ha sido usado en tareas de investigación.
• Se pensó que el francio podría servir de ayuda
  para el diagnóstico de enfermedades, sin embargo,
  esta aplicación se ha considerado impracticable.

62

• Realizado por
• Elena Torres Pérez(elenatp_14_at_hotmail.com)
• Elena López Ortega (arwen_lna_at_hotmail.com)
• María Lobo Pecellín (lobatwis_7_at_hotmail.com)
• Paula Martínez Delgado (paulamar101_at_hotmail.com)
• Alba del Valle Vilches Acosta (afrodita_sev_at_hotmai
  l.com)